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PRÉ-VESTIBULAR
Curitiba – 2021
QuímicaNadim Bady Saad Filho; Gilberto de Campos Lavras’; João Pedro Alvares Mateos; Alberto Tadeu Martins Cardoso
DIRETOR-GERALDaniel Gonçalves Manaia Moreira
DIRETOR EDITORIALJoseph Razouk Junior
GERENTE EDITORIALJúlio Röcker Neto
GERENTE DE PRODUÇÃO EDITORIALCláudio Espósito Godoy
COORDENAÇÃO EDITORIALJeferson Freitas
COORDENAÇÃO DE ARTEElvira Fogaça Cilka
COORDENAÇÃO DE ICONOGRAFIASusan R. de Oliveira Mileski
AUTORIANadim Bady Saad Filho; Gilberto de Campos Lavras’; João Pedro Alvares Mateos; Alberto Tadeu Martins Cardoso
REVISÃOCornélio Bzuneck, Ricardo Venícius Trotta Telles e Selma Aparecida Mottin Cavasso
EDIÇÃO DE ARTETatiane Esmanhotto Kaminski
PROJETO GRÁFICOYAN Comunicação
EDITORAÇÃOFábio Rocha, Flávia Vianna, Hilton Thiago Preisni, Kely Copruchinski Bressan, Maria Alice Gomes de Castro e Rosemara Buzetti
ILUSTRAÇÕESTodas as ilustrações presentes no livro são acompanhadas de crédito
PESQUISA ICONOGRÁFICAAntonio Sevilla, Camila França Filipaki, Fernanda Pehls Mendes, Gra-ziela Zilli Braga, Juliana Cássia Câmara, Júnior Guilherme Madalosso, Karine Ribeiro, Lenon de Oliveira Araújo, Marina Gonçalves, Susan R. de Oliveira Mileski e Tassiane Garcez Tokarski
CAERTOGRAFIAÂngela D. Barbara, Julio Manoel França da Silva, Luciano Daniel Tulio, Mariane Félix Rocha, Marilu de Souza, Monyra Guttervill Cubas e Talita Kathy Bora
IMAGENS DE ABERTURA©Shutterstock/valdis torms, Maxx-Studio, Triff, rawf8, valdis torms, Gerisima, Vector things; ©iStockphoto.com/scanrail
ENGENHARIA DE PRODUTOSolange Szabelski Druszcz
Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP)(Angela Giordani / CRB 9-1262 / Curitiba, PR, Brasil)
S623 Sistema Positivo de Ensino : pré-vestibular : química / Nadim Bady Saad Filho ... [ et al. ]. – Curitiba : PSD Educação, 2021.744 p. : il.
ISBN 978-65-5540-484-5
1. Educação. 2. Química – Estudo e ensino. 3. Vestibular. I. Saad Filho,
Nadim Bady. II. Lavras, Gilberto de Campos. III. Mateos, João Pedro Alvares. IV. Cardoso, Alberto Tadeu Martins. V. Título.
CDD 370
© 2020 PSD Educação S.A.
Todos os direitos reservados à PSD Educação S.A.
PRODUÇÃO
PSD Educação S. A.Avenida Nossa Senhora Aparecida, 174 - Seminário80440-000 – Curitiba – PRTel.: (41) 3312-3500Site: www.sistemapositivo.com.br
IMPRESSÃO E ACABAMENTO
GRÁFICA E EDITORA POSIGRAF LTDA.Rua Senador Accioly Filho, 431/500 – CIC 81310-000 – Curitiba – PRTel.: (41) 3212-5451E-mail: [email protected]
PRÉ-VESTIBULAR
SUMÁRIO
Química 1A Aula 01 Estrutura atômica I – conceitos fundamentais ....................................................Aula 02 Estrutura atômica II ....................................................................................................
111
Química 1B Aula 01 Grandezas da Química – conceito de massa atômica, massa molecular, mol e massa molar ...................................................................
Aula 02 Determinação de fórmulas .......................................................................................1
10
Química 2A Aula 03 Tabela periódica: introdução, períodos e famílias ..............................................Aula 04 Propriedades periódicas ...........................................................................................
110
Química 2B Aula 03 Transformações gasosas: equação geral dos gases, Leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac ..................................................................................................
Aula 04 Misturas gasosas e densidade dos gases ..............................................................1
10
Química 3A Aula 05 Modelo do octeto e ligação iônica .........................................................................Aula 06 Ligação covalente e número de oxidação ............................................................
111
Química 3B Aula 05 Lei das combinações químicas ................................................................................Aula 06 Cálculo estequiométrico I – introdução, massa versus massa .........................
17
Química 4A Aula 07 1a. parte – Fórmulas eletrônicas e estruturais planas / 2a. parte – Ligação metálica .....................................................................................
Aula 08 Orbitais moleculares ..................................................................................................18
Química 4B Aula 07 Cálculo estequiométrico III – reagentes em excesso/impurezas e rendimento...................................................................................................................
Aula 08 Conceitos de Entalpia – equações termoquímicas / calores de formação e combustão..............................................................................................
1
11
Química 5A Aula 09 Hibridização de orbitais atômicos ..........................................................................Aula 10 Geometria, polaridade molecular e ressonância ................................................
111
Química 5B Aula 09 Termoquímica – Lei de Hess: Energia de Ligação / Energia Livre ...................Aula 10 Reações de oxirredução e balanceamento de equações ..................................
111
Química 6A Aula 11 Forças intermoleculares ............................................................................................Aula 12 Propriedades físicas dos compostos orgânicos –
solubilidade e ponto de ebulição ......................................................................
1
10
Química 6B Aula 11 Eletroquímica ......................................................................................................Aula 12 A pilha de Daniell ................................................................................................
110
Química 7A Aula 13 Teorias ácido-base ......................................................................................................Aula 14 Acidez e basicidade de compostos orgânicos .....................................................
110
Química 7B Aula 13 Eletrólise ígnea e aquosa ..........................................................................................Aula 14 Lei de eletrólise – Faraday e Metalurgia ................................................................
19
Química 1E Aula 01 Propriedades gerais da matéria ..............................................................................Aula 02 Processos físicos de separação ................................................................................
117
Química 1C Aula 01 Introdução à Química Orgânica ..............................................................................Aula 02 Classificação das cadeias carbônicas e HC não ramificados.............................
17
Química 1D Aula 01 Dispersões ....................................................................................................................Aula 02 Unidade de concentração – concentração comum, densidade e título .......
113
Química 2E Aula 03 Radioatividade: princípios gerais ............................................................................Aula 04 Cinética radioativa ......................................................................................................
115
Química 2D Aula 03 Diluição de soluções e evaporação do solvente .................................................Aula 04 Conceito de pressão de vapor de um líquido e
temperatura de ebulição ..........................................................................................
1
10
Química 2C Aula 03 Radicais orgânicos e nomenclatura de hidrocarbonetos ramificados...........Aula 04 Haletos e compostos de Grignard ..........................................................................
111
Química 3E Aula 05 Eletrólitos – Bases .......................................................................................................Aula 06 Ácidos ............................................................................................................................
110
Química 3C Aula 05 Álcoois, fenóis e enóis ................................................................................................Aula 06 Éteres e ácidos carboxílicos ......................................................................................
110
Química 3D Aula 05 Efeitos coligativos para solutos não voláteis e de natureza iônica .................Aula 06 Efeitos coligativos – leis de Raoult .........................................................................
113
Química 4E Aula 07 Sais..................................................................................................................................Aula 08 Óxidos ............................................................................................................................
114
Química 4D Aula 07 Cinética Química – Introdução e velocidade média ..........................................Aula 08 Efeitos da pressão, temperatura e superfície de contato sobre a
velocidade de uma reação ........................................................................................
1
13
Química 4C Aula 07 Derivados de ácidos carboxílicos ............................................................................Aula 08 Funções nitrogenadas, ácidos sulfônicos, aldeídos e cetonas .........................
110
Química 5E Aula 09 Tipos de reações inorgânicas ...................................................................................Aula 10 Reações de dupla-troca .............................................................................................
110
Química 5C Aula 09 Isomeria plana .............................................................................................................Aula 10 Isomeria geométrica ..................................................................................................
111
Química 5D Aula 09 Equilíbrio químico – conceito e constante de equilíbrio (Kc e Kp) ..................Aula 10 Deslocamento de equilíbrio .....................................................................................
113
Química 6E Aula 11 Fontes de compostos orgânicos .............................................................................Aula 12 Carbo-hidratos – Aminoácidos – Proteínas..........................................................
114
Química 6D Aula 11 Constante de ionização (Dissociação) ..............................................................Aula 12 Equilíbrio iônico da água, pH e pOH .................................................................
110
Química 6C Aula 11 Isomeria óptica ....................................................................................................Aula 12 Reações de adição aos HC insaturados, aldeídos e cetonas ...........................
115
Química 7E Aula 13 Lipídios ..........................................................................................................................Aula 14 Álcoois – Polímeros ....................................................................................................
115
Química 7C Aula 13 Reações de oxidação e redução ..............................................................................Aula 14 Reações de substituição ............................................................................................
115
Química 7D Aula 13 Hidrólise salina I ..........................................................................................................Aula 14 Produto de solubilidade (KPS, PS ou KS) .................................................................
110
1
01Aula Química
1A
Estrutura atômica I –conceitos fundamentais
ÁtomoLeucipo e Demócrito, dois filósofos gregos, por
volta do ano 400 a.C. propuseram que a matéria seria constituída de partes menores e indivisíveis que foram denominadas átomos.
Eles imaginavam que, se um corpo qualquer fosse fragmentado continuamente em partes cada vez menores, se chegaria a uma porção de matéria tão pequena que seria impossível dividir – o átomo (do grego não divisível).
Os mais de 2000 anos seguintes foram dominados pela alquimia.
Modelos atômicos Modelo atômico de Dalton
Por volta de 1808, o cientista e professor inglês John Dalton (1766-1844), baseado em uma série de leis expe-rimentais do século XVIII, propôs:
1. Os átomos são esferas maciças, indivisíveis e indestrutíveis nas reações (transformações) químicas.
2. Os elementos são feitos de pe-quenas partículas – os átomos.
3. Os átomos de um determi-nado elemento são iguais quanto à massa e demais propriedades.
4. As transformações químicas consistem na reunião, separação e rearranjo dos átomos.Muitas ponderações sobre a natureza do átomo
foram feitas durante os anos 1800, mas somente por
volta de 1900 foi que surgiu uma evidência convincente de que o átomo poderia ser constituído de partículas menores, portanto divisível.
Modelo atômico de ThomsonDescoberta dos elétrons
Em 1856, foram realizadas várias experiências, usando a denominada ampola de William Crookes. Com base nessas ex-periências, o físico Joseph John Thomson (1856-1940) concluiu, em 1898, que existem partículas menores que o átomo, dotadas de carga elétrica negativa.
Crookes observou que os gases eram maus condutores de eletricidade, porém se tornavam melhores condutores caso tivessem a pressão muito reduzida (de 10 a 0,01 mmHg). Nessas condições, ao aplicar uma alta voltagem entre os eletrodos da ampola de Crookes, ele percebeu uma descarga elétrica no gás, além de um fluxo luminoso partindo do cátodo e dirigindo-se à parede oposta da ampola. Esse fluxo luminoso foi chamado de raios catódicos.
Eletrodo
CátodoBomba de
vácuo
Gás a baixa pressão
Ânodo
Eletrodo
Ao ser aplicado um campo elétrico externo à ampola de Crookes, os raios catódicos desviavam para a placa positiva, portanto possuíam carga negativa.
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John Dalton
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Joseph John Thomson
2
As experiências foram realizadas com diferentes gases a baixa pressão e alta voltagem no interior da ampola, obtendo-se os mesmos resultados e permitiram a seguinte conclusão: os raios catódicos eram parte constituinte de toda espécie de matéria.
Alguns anos depois, em 1886, Eugene Goldstein, uti-lizando as ampolas de Crookes com algumas alterações, observou a ocorrência de “novos raios” sendo emitidos na direção contrária, concluiu-se que esses novos raios, cha-mados de raios canais, eram dotados de carga positiva.
Thomson determinou a relação carga-massa dos raios catódicos, provando experimentalmente que os raios eram partículas negativas (dotados de carga) e é, por isso, considerado o descobridor do elétron como partícula.
Thomson, então, propôs um modelo para o átomo, apresentando-o como uma esfera gelatinosa de carga elétrica positiva, em que os elétrons, negativos e muito menores, estariam incrusta-dos, neutralizando a carga positiva. Ele comparou o átomo com um “pudim de passas”, no qual as passas representavam os elétrons, e a massa gelatinosa representava a carga elétrica positiva.
Destaca-se ainda que os trabalhos experimentais de Goldstein possibilitaram a descoberta do próton, partícula dotada de carga elétrica equivalente à do elé-tron, porém positiva. O próton possui massa 1 836 vezes maior que a do elétron.
O nome próton foi dado por Rutherford, em 1 904.
Modelo atômico de RutherfordAs experiências realizadas em 1911 pelo cientista Ernest
Rutherford (1871-1937) levaram-no a descartar o modelo atômico da esfera gelatinosa proposto por Thomson.
Rutherford bombardeou uma fina lâmina de ouro, cuja espessura era de aproximadamente 10–5 cm (em tor-
no de 300 átomos), com um feixe de partículas alfa, pequenas partículas radioativas dotadas de carga elétrica positiva e emitidas pelo elemento radioativo polônio.
As partículas alfa, apesar de invisíveis, podem ser detectadas, pois produzem uma lu-minosidade instantânea (fluorescência) ao coli-direm com um anteparo de sulfeto de zinco (ZnS).
Rutherford usou a seguinte aparelhagem:
A experiência de Rutherford que resultou na descoberta do núcleo atômico.
Fonte de partículas
PoFeixe de
partículas
Tela fluorescente
A maioria das partículas não sofre desvio
Placa de ouro
Partículas que sofrem desvios
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Rutherford notou, com surpresa, que a maioria das partículas alfa atravessava a lâmina, sem sofrer desvios de trajetória. Somente algumas partículas alfa sofriam desvios ou não conseguiam atravessar a lâmina (rico-cheteavam).
Esquema do átomo em função da experiência
Átomos da lâmina de ouro
Partícula desviada
Maioria das partículas a
atravessam
Núcleo de átomos de ouro
Eletrosfera dos átomos de ouro
Feix
e de
pa
rtíc
ulas
+ +
+
+
Ange
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iseli.
201
0. D
igita
l.Como resultado de sua experiência, Rutherford pôde
tirar algumas conclusões: • o átomo não deveria ser uma bola maciça; • no átomo, devem existir mais espaços vazios que
preenchidos; • as poucas partículas alfa que retornavam ou que
sofriam desvios mostravam que o átomo deveria ter um núcleo pequeno, pesado e positivo onde se con-centra a maior parte da massa do átomo. O desvio se deve a uma repulsão entre o núcleo e uma partícula alfa (positiva) que passa muito próximo dele;
• os elétrons, negativos, estariam girando ao redor do núcleo, numa região denominada eletrosfera;
• o número de partículas que atravessam a lâmina de ouro é muito superior ao número de partículas que ricocheteiam. Por meio de uma contagem, é possível fazer uma relação e prever que o raio de um átomo de ouro é cerca de 10 000 vezes maior que o raio do seu núcleo.
Região positiva
Elétrons negativos
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Ernest Rutherford
Aula 01
3Química 1A
As conclusões de Rutherford possibilitaram a criação de um novo modelo para o átomo, com uma região central, de carga elétrica positiva (núcleo), e uma região periférica (eletrosfera), na qual se encontram os elétrons, partículas dotadas de carga elétrica negativa e massa desprezível. O modelo ficou conhecido como modelo planetário do átomo.
O nêutronJames Chadwick mostrou, em 1932, que a maioria
dos núcleos contêm uma partícula neutra (o nêutron) ligeiramente mais massiva que o próton, porém com carga nula.
É importante saberMassas
mpróton = 1,673 ∙ 10–24 g
mnêutron = 1,675 ∙ 10–24 g
melétron = 9,11 ∙ 10–28 g m
mp
e=
⋅
⋅≅
−
−
1 673 10
9 11 101836
24
28
,
,
• A determinação do módulo da carga elétrica (1,6 ∙10–19 C) é atribuída a Millikan (em 1909).
Vamos agora, conhecer os valores relativos de carga e massa dos prótons, elétrons e nêutrons.
Próton Elétron Nêutron
(p) + (e) − (n) o
Carga elétrica relativa +1 −1 0
Massa relativa 11
1836 1
Conclusão: mp mn 1 836 me
mp = massa do prótonmn = massa do nêutronme = massa do elétron
Conceitos fundamentais
Número atômicoRepresentado por Z, indica o número de prótons
existentes no núcleo de um átomo, sendo, portanto, um número inteiro (Z ≥ 1).
Dizer que o cálcio possui Z = 20 indica que possui 20 prótons no núcleo.
Todo átomo é um sistema eletricamente neutro, isto é, o número de prótons é igual ao número de elétrons.
Sendo assim, o cálcio, Z = 20, possui 20 prótons e 20 elétrons.
Número de massaRepresentado pela letra A, é a soma do número de
prótons (Z) com o número de nêutrons (N) existentes no núcleo do átomo.
Outro nome para número de massa é o número de núcleons.
Relação:
A = Z + N
Elemento químicoPodemos definir como elemento químico o conjunto
de átomos com o mesmo número de prótons, isto é, o mesmo número atômico (Z).
Como representar os elementos – os símbolos
Os símbolos dos elementos são abreviaturas para simplificar uma palavra completa (nome do elemento), como, por exemplo, quando se escreve EUA em vez de Estados Unidos da América.
A primeira letra do símbolo de um elemento é sempre maiúscula e a segunda, quando utilizada, minúscula.
Exemplos:Símbolo = 1ª. letra do nome do elementoI = iodo, O = oxigênio, H = hidrogênioSímbolo = 1ª. e 2ª. letras do nome do elementoAℓ = alumínio, Fe = ferro, Ni = níquelSímbolo = 1ª. letra e uma outra letra do nome do
elementoPt = platina, Zn = zinco, Cs = césioSímbolo = derivado do nome latino do elementoK (Kalium) = potássio, Na (Natrium) = sódio,
S (Sulfur) = enxofre
Representação geral
ZA E
E = símbolo do elemento químico
4
Exemplos:a) O átomo de cálcio apresenta 20 prótons e 20 nêu-
trons no seu núcleo. Assim:Z = 20; N = 20A = 20 + 20 = 40
Representação:
2040 Ca
b) O átomo de cloro apresenta 17 prótons e 20 nêutrons no seu núcleo. Assim:Z = 17; N = 20A = 17 + 20 = 37
Representação:
1737 Cℓ
Conceitos de isoátomos
IsótoposComo vimos, todos os átomos de um determinado
elemento apresentam o mesmo número atômico (nú-mero de prótons).
Na maioria dos casos, os átomos de um determinado elemento não têm todos o mesmo número de nêutrons, logo não têm o mesmo número de massa. Isso ocorre porque o número de nêutrons no núcleo pode variar e varia com muita frequência. O hidrogênio, por exemplo, apresenta três tipos de átomos, que diferem uns dos outros apenas no número de massa (no. de nêutrons). São eles: o hidrogênio “leve” (o tipo mais comum), denominado prótio, com um próton e nenhum nêutron; o deutério, com um próton e um nêutron; e o trítio, com um próton e dois nêutrons.
Os átomos que têm o mesmo número de prótons (mesmo Z) e diferem no número de nêutrons são cha-mados ISÓTOPOS.
Podemos dizer que prótio, deutério e trítio são isótopos do elemento hidrogênio. Eles podem ser repre-sentados da seguinte maneira:
13 H
trítio11H
prótio12 H
deutério
Num outro exemplo, destacamos os dois isótopos mais comuns do urânio, com números de massa 235 e 238, respectivamente:
92235 U 92
238 U
O primeiro isótopo, o de número de massa 235, ou simplesmente o U−235, é utilizado em reatores nuclea-res e em bombas atômicas, enquanto o U-238 não tem as propriedades adequadas para essas aplicações.
Os isótopos estáveis de um elemento sempre estão juntos na natureza. Quando um deles tiver de ser utili-zado para um determinado fim, é preciso separá-lo por meio de técnicas especiais. Assim, quando você ouve ou lê que certos países detêm as técnicas de enriqueci-
mento do urânio para fins nucleares, significa que eles têm a avançada tecnologia de separação dos isótopos do urânio.
A composição isotópica de um elemento é constan-te. Isso quer dizer que o hidrogênio contido em qualquer substância apresentará sempre seus três isótopos nas seguintes proporções:
13 H
trítio11H
prótio12 H
deutério(traços)99,99% 0,01%
A maioria dos elementos químicos é constituída por dois ou mais isótopos, que ocorrem na natureza em diferentes proporções.
Átomos Porcentagem de ocorrência (%)
816 O 99,76
817 O 0,04
818 O 0,20
919 F 100
3579 Br 50,54
3581Br 49,46
82204 Pb 1,40
82206 Pb 24,10
82207 Pb 22,10
82208 Pb 52,40
Os isótopos de um mesmo elemento químico apresen-tam propriedades químicas semelhantes, pois possuem o mesmo número de prótons e também de elétrons.
IsóbarosNome dado aos átomos com mesmo número de
massa e diferentes números atômicos.Exemplos:
Iguais40 ............................................. 40
20 ............................................. 19Ca K
Diferentes
Os isóbaros pertencem a elementos diferentes e, portanto, devem apresentar propriedades químicas diferentes.
Aula 01
5Química 1A
IsótonosNome dado aos átomos que têm o mesmo número
de nêutrons (N) e diferentes números atômicos (Z) e de massa (A).
Exemplos:
919
1020
10 9 19
10 10 20
F N Z A
Ne N Z A
⇒ = = =
⇒ = = =
; ;
; ;
IsodiáferosSão átomos que apresentam a mesma diferença
entre o número de nêutrons e de prótons (N – Z)Exemplos:
Isodiáferos
511
1735
6
51
18
171
BN
ZN Z
CN
ZN Z
⇒==
⎫⎬⎭
− =
⇒==
⎫⎬⎭
− =
( )
( )L
ÍonsJá sabemos que um átomo, em seu estado normal,
é eletricamente neutro, pois o número de prótons é igual ao número de elétrons. Assim, a carga negativa de cada elétron é compensada pela carga positiva de cada próton.
No entanto, em determinadas ocasiões, um átomo pode ganhar ou perder elétrons, transformando-se numa partícula eletrizada, denominada íon.
Se ele ganhar elétrons, transforma-se numa partícula de carga elétrica negativa, denominada ânion.
Se ele perder elétrons, transforma-se numa partícula de carga elétrica positiva, denominada cátion.
Resumindo:
Perda de elétrons
Ganho de elétrons
ÁTOMO CÁTION (íon positivo)
ÂNION (íon negativo)
Exemplos:
Aℓ2713 Aℓ27
133+
a) Átomo neutro CátionPerdeu 3e–
13 prótons14 nêutrons13 elétrons
13 prótons14 nêutrons10 elétrons
excesso de 3 cargas positivas, portanto Aℓ3+
O168 O16
82–
b) Átomo neutro ÂnionGanhou 2e–
8 prótons8 nêutrons8 elétrons
8 prótons8 nêutrons10 elétrons
excesso de 2 cargas negativas, portanto O2–
Espécies isoeletrônicasObserve os elementos 8O, 9F, 11Na, 12Mg, e 13Aℓ.
Quando eletricamente neutros, apresentam o número de prótons igual ao número de elétrons.
Átomo neutro
8O 9F 11Na 12Mg 13Aℓ
8p 9p 11p 12p 13p
8e– 9e– 11e– 12e– 13e–
Ao doarem ou receberem elétrons, transformam-se em íons.
Assim:
Íon
8O2– 9F– 11Na+ 12Mg2+ 13Aℓ3+
8p 9p 11p 12p 13p
10e– 10e– 10e– 10e– 10e–
As espécies acima são chamadas isoeletrônicas, pois, embora possuam cargas nucleares diferentes (Z diferentes) têm o mesmo número total de elétrons.
6
Testes
Assimilação01.01. Considere as afirmativas:
I. O átomo é maciço e indivisível.II. O átomo é um grande vazio com um núcleo muito pe-
queno, denso e positivo no centro.I e II pertencem aos modelos atômicos propostos, respec-tivamente, por:a) Dalton e Thomson.c) Rutherford e Bohr.e) Dalton e Rutherford.
b) Bohr e Thomson.d) Thomson e Rutherford.
01.02. (ACAFE – SC) – Ernest Rutherford, em 1911, realizou experiências bombardeando uma finíssima lâmina de ouro com partículas de carga positiva emitidas pelo polônio radioativo.A alternativa verdadeira, considerando as conclusões de Rutherford, é:a) Estava definitivamente desvendando o interior de um áto-
mo e, até hoje, seu modelo para átomo não foi questionado.b) Poucas partículas atravessam a placa de ouro, demons-
trando que o átomo é maciço.c) O núcleo do átomo tem carga negativa.d) A massa do átomo está concentrada na eletrosfera, onde
estão localizados os elétrons.e) No centro do átomo, existe um núcleo muito pequeno e
denso onde está concentrada sua massa.
01.03. (UEMT) – Assinale abaixo a alternativa que representa, de forma correta, as quantidades de prótons, nêutrons e elétrons, respectivamente, do íon 56
138 2Ba :a) 56, 54 e 82 b) 56, 82 e 54 c) 54, 82 e 56d) 56,138 e 56 e) 54, 82 e 138
01.04. (PUCCamp – SP) – A simbologia da Química permite representar isótopos de formas diferentes. Por exemplo, o isótopo de carbono de massa 14 u pode ser representado por C−14 ou 6
14 C. A vantagem da segunda notação em relação à primeira é que nela também está representado:a) número de nêutrons.c) número de elétrons.e) número atômico.
b) número de massa.d) massa atômica.
01.05. (IFSP) – Considere a tabela abaixo, que fornece ca-racterísticas de cinco átomos (I, II, III, IV e V).
Átomo Número atômico
Número de massa
Número de elétrons na camada de valência
I 11 23 1
II 11 24 1
III 19 40 1
IV 20 40 2
V 40 90 2
São isótopos entre si os átomosa) I e II.d) III e IV.
b) II e III.e) IV e V.
c) I, II e III.
Aperfeiçoamento01.06. (UNIFOR – CE) – A descoberta do átomo representou um importante passo para o homem no reconhecimento dos mate-riais e suas propriedades e o estabelecimento do modelo atômico atual foi uma construção científica de diversos autores: Leucipo/Demócrito; Dalton, Thomson, Rutherford/Bohr, entre outros.A figura abaixo apresenta o modelo atômico (de Thomson) que contribuiu significativamente para o estabelecimento do conceito de átomo moderno, pois este defendia que:
a) A divisibilidade do átomo em uma massa protônica posi-tiva e partículas negativas denominadas elétrons.
b) A divisibilidade do átomo em uma massa neutra compos-ta por cargas negativas denominadas elétrons.
c) A existência de um átomo negativo e indivisível.d) O átomo era divisível em partículas negativas conhecidas
como prótons.e) O átomo era formado somente por uma massa de elétrons
positivos inseridos em uma matriz protônica negativa.
Aula 01
7Química 1A
01.07. (UFPR) – Considere as seguintes afirmativas sobre o modelo atômico de Rutherford:1. O modelo atômico de Rutherford é também conhecido
como modelo planetário do átomo.2. No modelo atômico, considera-se que elétrons de car-
gas negativas circundam em órbitas ao redor de um nú-cleo de carga positiva.
3. Segundo Rutherford, a eletrosfera, local onde se en-contram os elétrons, possui um diâmetro menor que o núcleo atômico.
4. Na proposição do seu modelo atômico, Rutherford se baseou num experimento em que uma lamínula de ouro foi bombardeada por partículas alfa.
Assinale a alternativa correta:a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira.b) Somente as afirmativas 3 e 4 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 1, 2 e 4 são verdadeiras.e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
01.08. (UFSC) – Na famosa experiência de Rutherford, no início do século XX, com a lâmina de ouro, o(s) fato(s) que (isoladamente ou em conjunto), indicava(m) o átomo possuir um núcleo pequeno e positivo foi(foram):01) A maioria das partículas alfa atravessaria os átomos da
lâmina sem sofrer desvio da sua trajetória.02) Ao atravessar a lâmina, uma maioria de partículas alfa
sofreria desvio de sua trajetória.04) Um pequeno número de partículas alfa atravessando a
lâmina sofreria desvio de sua trajetória.08) Um grande número de partículas alfa não atravessaria a
lâmina.16) As partículas alfa teriam cargas negativas.
01.09. O oxigênio foi descoberto por Priestley em 1722. A partir de 1775, Lavoisier estabeleceu suas proprieda-des, mostrou que existia no ar e na água, e indicou seu papel fundamental nas combustões e na respiração. Na natureza, o elemento químico oxigênio ocorre como uma mistura de 16O, 17O e 18O. Na baixa atmosfera e à tempe-ratura ambiente, o oxigênio está presente principalmente na forma de moléculas diatômicas (O2) que constituem um gás incolor, inodoro e insípido, essencial para os or-ganismos vivos. São inúmeras as aplicações do oxigênio. Na medicina, o seu uso mais comum é na produção de ar enriquecido de O2.Sobre a ocorrência natural do elemento químico oxigênio, é correto afirmar que 16O, 17O e 18O possuem, respectiva-mente,a) 8, 9 e 10 nêutrons e são isótonos.b) 8, 8 e 8 elétrons e são isótonos.c) 16, 17 e 18 nêutrons e são isóbaros.d) 8, 8 e 8 elétrons e são isóbaros.e) 8, 9 e 10 nêutrons e são isótopos.
01.10. (UEPG – PR) – Considerando os elementos químicos representados por 19
42 A , 1940 B e 21
42 C , assinale o que for correto. 01) Os elementos A e B são isótopos. 02) Os elementos A e C são isóbaros. 04) Os elementos B e C são isótonos. 08) O elemento A é o que possui maior número de nêu-
trons no núcleo.
01.11. (UEPG – PR) – Na natureza podem-se encontrar três variedades isotópicas do elemento químico urânio, repre-sentadas abaixo. Com relação a esses isótopos, no estado fundamental, assinale o que for correto.
92234U
92235U
92238U
01) O urânio−234 possui 92 prótons e 92 elétrons. 02) O urânio−235 possui 92 prótons e 143 nêutrons. 04) Os três átomos possuem o mesmo número de massa. 08) O urânio−238 possui 92 elétrons e 146 nêutrons.
01.12. (UFRGS) – Na reunião da IUPAC, que celebrou o fim do Ano Internacional de Química, os mais novos elementos foram oficialmente denominados de fleróvio, em home-nagem ao físico russo Georgiy Flerov, e de livermório, em homenagem ao Laboratório Livermore da Califórnia. Esses são os dois elementos mais pesados da tabela periódica e são altamente radioativos. O fleróvio (Fℓ) apresenta número atômico 114 e número de massa 289, e o livermório (Lv) apresenta número atômico 116 e número de massa 292.O número de nêutrons em cada átomo do elemento fleró-vio e o número de nêutrons em cada átomo do elemento livermório são, respectivamente,
a) 114 e 116.d) 289 e 292.
b) 175 e 176.e) 403 e 408.
c) 189 e 192.
8
Aprofundamento01.13. (IME – RJ) – Os trabalhos de Joseph John Thomson e Ernest Rutherford resultaram em importantes contribuições na história da evolução dos modelos atômicos e no estudo de fenômenos relacionados à matéria. Das alternativas abaixo, aquela que apresenta corretamente o autor e uma de suas contribuições é:a) Thomson – Concluiu que o átomo e suas partículas for-
mam um modelo semelhante ao sistema solar.b) Thomson – Constatou a indivisibilidade do átomo. c) Rutherford – Pela primeira vez, constatou a natureza
elétrica da matéria.d) Thomson – A partir de experimentos com raios catódicos,
comprovou a existência de partículas subatômicas.e) Rutherford – Reconheceu a existência das partículas
nucleares sem carga elétrica, denominadas nêutrons.
01.14. (UFPR) – O modelo atômico proposto por Dalton foi de grande importância para alavancar o conhecimen-to atual sobre a estrutura atômica. Apesar de algumas ideias desse cientista não serem mais aceitas, algumas permanecem válidas, por descreverem corretamente o comportamento da matéria. Assinale a alternativa que corresponde a uma proposta ainda válida do modelo de Dalton.a) Cada átomo possui um núcleo onde se concentra a maior
parte de sua massa.b) Os átomos são constituídos de partículas com carga
negativa.c) Os átomos se combinam, separam ou rearranjam nas
transformações químicas.d) Os átomos possuem carga positiva para balancear a carga
negativa dos elétrons. e) Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos
em todos os seus aspectos.
01.15. (UFSC) – Uma das principais partículas atômicas é o elétron. Sua descoberta foi efetuada por J. J. Thomson em uma sala do Laboratório Cavendish, na Inglaterra, ao provocar descargas de elevada voltagem em gases bastante rarefeitos, contidos no interior de um tubo de vidro.
No tubo de vidro “A”, observa-se que o fluxo de elétrons (raios catódicos) colide com um anteparo e projeta sua sombra na parede oposta do tubo.No tubo de vidro “B”, observa-se que o fluxo de elétrons (raios catódicos) movimenta um cata-vento de mica.No tubo de vidro “C”, observa-se que o fluxo de elétrons (raios catódicos) sofre uma deflexão para o lado onde foi colocada uma placa carregada positivamente.Observando os fenômenos que ocorrem nos tubos, podemos afirmar CORRETAMENTE que:01) gases são bons condutores da corrente elétrica.02) os elétrons possuem massa – são corpusculares.04) os elétrons possuem carga elétrica negativa.08) os elétrons partem do cátodo.16) os elétrons se propagam em linha reta. 32) o cata-vento entrou em rotação devido ao impacto dos
elétrons na sua superfície.
01.16. (UFPR) – O jornal Folha de S. Paulo publicou, em 19/06/94, matéria sobre empresas norte-americanas que estavam falsificando suco de laranja. O produto, vendido como puro, estava sendo diluído com água. A fraude foi descoberta através de medidas de teores de isótopos de oxigênio (16O e 18O). O isótopo mais pesado fica um pouco mais concentrado na água presente nas plantas em crescimento do que nas águas oriundas de fontes não biológicas. Considere as afirmações:
I. Os números atômicos destes isótopos são iguais.II. O número de massa 16O é 16 e indica a soma do número
de prótons e de elétrons existentes no átomo.III. O número de nêutrons nos isótopos acima é 16 e 18,
respectivamente.IV. O número de elétrons de 16O é igual à de 18O.V. O suco puro deve conter maior quantidade de 18O.
Quais são corretas?a) apenas I e IIc) apenas II e IVe) apenas I, II e IV
b) apenas I e IIId) apenas I, IV e V
Aula 01
9Química 1A
01.17. (FUVEST – SP) – As espécies Fe2+ e Fe3+, provenientes de isótopos distintos do ferro, diferem entre si, quanto ao número:a) atômico e ao número de oxidação.b) atômico e ao raio iônico.c) de prótons e ao número de elétrons.d) de elétrons e ao número de nêutrons.e) de prótons e ao número de nêutrons.
01.18. (UFPR) – A água do mar é conhecida por um caracte-rístico sabor salgado, já que contém diversos íons positivos e negativos. Considerando os elementos químicos X, Y, W e Z, com números atômicos 25, 27, 28 e 30 e números de massa 51, 53, 55 e 57, e os íons X−3, Y+, W− e Z+3, assinale a alternativa que identifica a relação correta entre elétrons e nêutrons dessas espécies.a) W e Y+ têm a mesma quantidade de elétronsb) Y e Z+3 têm a mesma quantidade de elétrons.c) X e Z têm a mesma quantidade de nêutrons.d) X−3e W− têm a mesma quantidade de nêutrons.e) Todas as espécies têm a mesma quantidade de nêutrons.
Discursivos01.19. (UFMG) – Em 1909, Geiger e Marsden realizaram, no laboratório do professor Ernest Rutherford, uma série de expe-riências que envolveram a interação de partículas alfa com a matéria. Esse trabalho, às vezes, é referido como ”Experiência de Rutherford”. O desenho a seguir esquematiza as experiências realizadas por Geiger e Marsden.
Uma amostra de polônio radioativo emite partículas alfa que incidem sobre uma lâmina muito fina de ouro. Um anteparo de sulfeto de zinco indica a trajetória das partículas alfa após terem atingido a lâmina de ouro, uma vez que, quando elas incidem na superfície de ZnS, ocorre uma cintilação.a) Explique o que são partículas alfa.
b) Descreva os resultados que deveriam ser observados nessa experiência se houvesse uma distribuição homogênea das cargas positivas e negativas no átomo.
c) Descreva os resultados efetivamente observados por Geiger e Marsden.
10
01.01. e01.02. e01.03. b01.04. e01.05. a01.06. a01.07. d01.08. 05 (01, 04)01.09. e01.10. 15 (01, 02, 04, 08)01.11. 11 (01, 02, 08)01.12. b
01.13. d01.14. c01.15. 62 (02, 04, 08, 16, 32)01.16. d01.17. d01.18. b01.19. a) São partículas de carga positiva emi-
tidas por núcleos instáveis. As partícu-las também são conhecidas como núcleo de hélio.
b) Praticamente todas as partículas alfa seriam desviadas.
c) Poucas partículas alfa sofreram des-vios; a grande maioria atravessou a lamínula de ouro.
d) A massa do átomo está praticamente toda concentrada em um só ponto – o núcleo – com prótons. Há uma nu-vem de elétrons ao redor do núcleo denominada de eletrosfera.
01.20. N = 34
Q R R2+
xp+ x + 2p+ x + 2p+
A x + 36
e–xn = 36
e–x
A = x + 36
A = z + nx + 36 = (x + 2) + nN = 34
Gabarito
d) Descreva a interpretação dada por Rutherford para os resultados dessa experiência.
01.20. (CESGRANRIO – RJ) – Um átomo Q tem 36 nêutrons e é isóbaro do átomo R. Considerando que R2+ é isoeletrônico do átomo Q, qual o número de nêutrons do átomo R?
11Química 1A
Aula 02 1AQuímica
Estrutura atômica II
Modelo atômico de Niels Bohr (1913)O modelo atômico de Bohr surgiu em consequência
da observação dos espectros atômicos e representa uma grande evolução em relação ao modelo de Rutherford.
Se fizermos a luz de uma lâmpada comum (incandes-cente) passar através de um prisma, haverá a decom-posição nas diversas cores do arco-íris: é o espectro da luz visível. Ao repetirmos a experiência utilizando a luz de uma lâmpada de gás hélio, notamos que o espec-tro não é completo. Apenas
algumas linhas estarão presentes, as quais correspondem a algumas frequências das ondas de luz visível: este é o espectro atômico.
Exemplos:Espectro contínuo da luz visível
Film
efo
togr
áfic
o
Viol
eta
Azu
l
Verd
e
Am
arel
o
Lara
nja
Verm
elho
Pret
o
Frequência aumenta
Espectro atômico descontínuo para o gás hélio
Film
efo
togr
áfic
o
Viol
eta
Verd
e
Verm
elho
Pret
o
Frequência aumenta
O que se apresentava extremamente intrigante é que as linhas (cores) obtidas dependiam do elemento químico utilizado na lâmpada.
O modelo atômico de Rutherford explicava os resul-tados da experiência com dispersão das partículas alfa, porém não explicava os espectros atômicos.
O brilhante cientista Niels Bohr propôs a resposta a esse “mistério” (espectros atômicos), enunciando os postulados de Bohr.
Observação:Postulados são afirmações aceitas como ver-
dadeiras, sem a necessidade de demonstração.
Bohr combinou os elementos da física clássica e da teo-ria quântica em um tratamento do átomo de hidrogênio.
Postulados de Bohr • Existem estados estacionários nos quais a energia do
elétron é constante; tais estados são caracterizados por órbitas circulares em torno do núcleo em que o elétron tem um momento angular mvr dado pela equação
mvr nh
=⎛
⎝⎜
⎞
⎠⎟2π
O número inteiro, n, é o número quântico principal, m = massa do elétron, v = velocidade do elétron, r = raio da órbita; h = constante de Planck, h/2 pode ser escrito como .
• A energia é absorvida ou emitida somente quando um elétron se move de um estado estacionário para outro e a variação de energia é dada pela equação
Δ = − = Δ = − =E E E hv ou E E E hvn n final inicial2 1
em que n1 e n2 são os números quânticos principais referentes aos níveis de energia En1
e En2 respectivamente.
Lembre-se: Quantização da energia (Max Planck)
E = h . f
E = energiaf = frequênciah = constante de Planck (6,626 ∙ 10−34 J.S.)Cada um dos níveis possui um valor constante de
energia. Os níveis são infinitos, mas, para os elementos conhecidos até hoje, existem 7 níveis de energia, repre-sentados pelo número quântico principal, com valores que vão de 1 até 7, ou pelas letras de K até Q.
Livr
aria
do
Cong
ress
o Am
eric
ano
Niels Bohr (1885-1962)
12
Camadas ou níveis K L M N O P Q
Números quânticos principais 1 2 3 4 5 6 7
Energia aumenta
Núcleo
K1L2
M3
N4
O5
P6
Q7
Números quânticos principais
Eletrosfera
Um elétron pode “saltar” de um nível de menor ener-gia para outro de maior energia somente se absorver energia externa (luz, calor, energia elétrica). Nesse caso, o elétron estará ativado ou excitado.
O retorno do elétron ao seu nível inicial sempre se dará com emissão de energia na forma de ondas eletromagnéticas.
Um elétron não pode permanecer entre dois níveis de energia.
1 quantum
1 fóton
Elétron
Absorve energia(calor)
Libera energia(luz)
Núcleo
Kn = 1
Ln = 2
O modelo de Bohr explicando fatos interessantes
• A coloração da luz emitida pelos fogos de artifício ou quando elementos são colocados diretamente sobre a chama de um bico de gás.
Core
l Sto
ck P
hoto
s
Explicação: O calor desenvolvido na queima excita os elétrons,
levando-os a níveis de maior energia. Ao retornarem aos níveis originais (de menor energia), liberam a energia na forma de luz. Essa luz emitida apresenta uma cor característica para cada elemento químico.
Observação:Esse modelo também é conhecido como mo-
delo de Rutherford-Bohr, pois consiste no modelo de Rutherford modificado por Bohr.
Número de elétrons nos níveis Os sete níveis de energia utilizados na distribuição de
elétrons ao redor do núcleo do átomo são representados por letras e números.
Assim:
Níveis: K L M N O P Q
Número Quântico
Principal (n)1 2 3 4 5 6 7
O número máximo (teórico) de elétrons (e–) em um nível pode ser calculado por:
e n− = 2 2
Onde n = número quântico principalAssim temos:
Níveis: K L M N O P Q
n 1 2 3 4 5 6 7Número
máximo de e– 2 8 18 32 50 72 98
No entanto a partir do nível 5 (O) os números de elétrons encontrados para os elementos conhecidos, no máximo, são:
Níveis: K L M N O P Q
n 1 2 3 4 5 6 7
N.o e– 2 8 18 32 32 18 8
Subníveis para átomos multieletrônicos Para átomos dos elementos atualmente conhecidos,
analisando os espectros atômicos com aparelhos mais sofisticados, pode-se observar com maior precisão que algumas linhas do espectro são constituídas por duas ou
Aula 02
13Química 1A
mais linhas muito próximas. Na realidade, os cientistas constataram que os níveis de energia são subdivididos em níveis menores, os chamados subníveis de energia, representados pelas letras s, p, d, f, g, h, i.
As letras s, p, d estão correlacionadas com os es-pectros de emissão. Assim, algumas linhas espectrais observadas eram estreitas (do inglês Sharp), outras eram muito fortes daí a designação Principal (do inglês) outras, ainda, eram espalhadas ou difusas (do inglês di-ffuse). Depois da letra d e começando com a letra f (do inglês fundamental) as demais letras seguem o alfabeto.
NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO, OU AZIMUTAL OU DE MOMENTO ANGULAR ORBITAL(ℓ)
O número quântico secundário, indicará o subnível de energia onde se encontram os elétrons.
Os valores de ℓ dependem dos valores de n (número quântico principal). Para um dado valor de n, ℓ tem os valores inteiros possíveis entre 0 e (n – 1)
Subníveis: s p d f g h i
Número quântico secundário (ℓ) 0 1 2 3 4 5 6
Número máximo de elétrons (e–) 2 6 10 14 18 22 26
Observação:O número máximo de elétrons (e–) num subní-
vel pode ser determinado pela fórmula:
( )e − = +4 2l
Energia dos subníveisOs elétrons são distribuídos nos átomos por meio da
ordem crescente da energia dos subníveis. Para evitar cálculos complexos que forneceriam essa energia, foi elaborado o diagrama das diagonais, mais conhecido como Diagrama de Linus Pauling.
Linus Pauling
Latin
stoc
k / A
lam
y / W
orld
Hist
ory
Arch
ive
Diagrama de “Linus Pauling”
(das diagonais)
7p
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p
5s
4d
5p
6p6s
7s
5d
6d
4f
5f
Ener
gia
Aum
enta
Energia Aumenta
Assim, ordenando os subníveis em ordem crescente de energia, temos: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, ...
Distribuição eletrônica em átomos neutrosA configuração eletrônica na qual os elétrons se
encontram distribuídos nos subníveis de menor energia é denominada normal ou fundamental.
Exemplo:Indique a configuração eletrônica no estado funda-
mental (ou normal) para o elemento Rb (Z = 37):
37Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
Interpretação:1s2 subnível s pertencente ao nível 1 (K), conten-
do 2 elétrons.4p6 subnível p pertencente ao nível 4 (N), conten-
do 6 elétrons.A partir da distribuição em subníveis, pode-se distri-
buir em camadas ou níveis:1s2 nível K = 2e–
2s2 2p6 nível L = 8e–
3s2 3p6 3d10 nível M = 18e–
4s2 4p6 nível N = 8e–
5s1 nível O = 1e–
Esta é a configuração eletrônica normal ou fundamental do elemento Rb em níveis e subníveis.
Distribuição eletrônica em íonsUm átomo neutro transforma-se em íon pela adição
ou retirada de elétrons. O íon recebe o nome de: • cátion ou íon positivo: quando elétrons são retira-
dos do átomo;
14
• ânion ou íon negativo: quando elétrons são adicio-nados no átomo. Regra:A adição ou retirada de e– é feita no nível mais ex-
terno (mais afastado do núcleo), denominado nível ou camada de valência.
Exemplos:
11Na Retirando 1 e– 11Na+
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6
O elétron deve ser retirado da camada de valência.
9F Adicionando 1 e– 9F–
1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6
O elétron deve ser adicionado à camada de valência.
Princípio da Dualidade (Louis de Broglie)Um dos questionamentos que os físicos levantaram
sobre o modelo proposto por Bohr era: por que o elétron está restringido a orbitar em torno do núcleo a determi-nadas distâncias fixas?
Na verdade nem Bohr apresentou uma explicação lógica para esse fato.
Em 1924, De Broglie pen-sou que, se as ondas de luz podem se comportar como um feixe de partículas, então talvez partículas como os elétrons possam apresentar propriedades ondulatórias.
Segundo Louis de Broglie o elétron é uma partícula--onda.
Ainda assim o problema da determinação da localiza-ção do elétron na eletrosfera permanecia quando Werner Heisenberg e Erwin Schrödinger expuseram duas ideias:
1. Princípio da Incerteza (de Heisenberg):
“É impossível determinar simultaneamente e com exatidão a posição e o momento linear (mas-sa vezes a velocidade) de um elétron num dado instante.”
2. Conceito de Orbital:
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde a probabili dade de se encontrar um elétron é alta.
Schrödinger conseguiu deduzir complexas equações matemáticas para determinar a forma dos orbi tais atô-micos. Em nosso estudo interessam apenas as formas correspondentes aos orbitais s e p.
Cada um dos orbitais p encontra -se orientado ao longo de um dos eixos x, y e z. Esses três orbitais juntos compõem o subnível p.
esféricoOrbital s
Núcleoz
x
y
Orbital p halteres
Py
Px
Pz
Número quântico magnético (m ou mℓ)
O número quântico magnético descreve a orien-tação do orbital no espaço. Dentro de uma subca-mada o valor de mℓ depende do valor de ℓ (número quântico secundário), assumindo valores que vão de − ℓ até + ℓ.
Assim:
Subnível ℓ N.o quântico magnético N.o de orbitais
s 0 0 1
p 1 −1 0 + 1 3
d 2 −2 −1 0 + 1 + 2 5
f 3 − 3 −2 −1 0 + 1 + 2 + 3 7
Número quântico spin (s ou ms)Quando uma carga elétrica gira ao redor de si mesma
(movimento de rotação), comporta-se como um ímã. Logo, o movimento de rotação de dois elétrons (cargas negativas) em sentidos contrários gera campos magné-ticos contrários que irão atenuar as forças de repulsão entre ambos.
N
S N
S
Valores de m ous
−
+
⎧
⎨
⎪⎪
⎩
⎪⎪
12
12
Heisenberg
©W
ikim
edia
Com
mon
s / F
otóg
rafo
des
conh
ecid
o
Aula 02
15Química 1A
Configuração eletrônicaO conjunto dos 4 números quânticos permite caracterizar um elétron em qualquer átomo. É o “endereço” do
elétron em um átomo. Para estabelecer a configuração eletrônica (em caixa de orbital), seguiremos o Princípio da Exclusão de Pauli e a
Regra de Hund.
• Princípio da Exclusão de Pauli“Nenhum par de elétrons em um átomo pode ter o mesmo conjunto de quatro números quânticos iguais.”
Ou seja:
Um orbital comporta no máximo dois elétrons e com spins contrários .
• Regra de Hund
“O arranjo mais estável de elétrons em subcamadas é aquele que contém o maior número de spins paralelos.”
Exemplo:
Carbono 6C 1s2 2s2 2p2
Em “caixa de orbital”, temos:1s2 2s2 2p2
(correta)
(incorreta)
(incorreta)
Quadro resumo para os subníveis s, p, d e f e seus orbitais.
Subnível Orbitais N.o máx. de elétrons
s 0
2
p –1 0 +1
6
d –2 −1 0 +1 +2
10
f −3 −2 −1 0 +1 +2 +3
14
16
Testes
Assimilação02.01. (ITA – SP) – Historicamente, a teoria atômica re-cebeu várias contribuições de cientistas. Assinale a opção que apresenta, na ordem cronológica CORRETA, os nomes de cientistas que são apontados como autores de modelos atômicos. a) Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr.b) Thomson, Millikan, Dalton e Rutherford.c) Avogadro, Thomson, Bohr e Rutherford.d) Lavoisier, Proust, Gay-Lussac e Thomson.e) Rutherford, Dalton, Bohr e Avogadro.
02.02. (UEAM) – Um aluno recebeu, na sua página de rede social, uma foto mostrando fogos de artifícios. No dia seguin-te, na sequência das aulas de modelos atômicos e estrutura atômica, o aluno comentou com o professor a respeito da imagem recebida, relacionando-a com o assunto que estava sendo trabalhado, conforme mostra a foto.
Legenda das cores emitidas
Na Ba Cu Sr Ti
amarelo verde azul vermelho branco metálico
O aluno comentou corretamente que o modelo atômico mais adequado para explicar a emissão de cores de alguns elementos indicados na figura é o dea) Rutherford-Bohr.b) Dalton. c) Proust. d) Rutherford.e) Thomson.
02.03. A pedra ímã natural é a magnetita (Fe3O4). O metal ferro pode ser representado por 26Fe56 e seu átomo apresenta a seguinte distribuição eletrônica por níveis:a) 2 – 8 – 16.b) 2 – 8 – 8 – 8.c) 2 – 8 – 10 – 6.d) 2 – 8 – 14 – 2.e) 2 – 8 – 18 – 18 – 10.
02.04. Quais os quatro números quânticos para o elétron de maior energia do átomo de enxofre? (16S)
a) 2, 1, +1, 12
b) 2, 2, 0, −12
c) 1, 0, 0, 12
d) 3, 1, −1, −12
e) 3, 0, 0, 12
Aula 02
17Química 1A
02.05. (UFRN) – A luz amarela das lâmpadas de vapor de sódio usadas na iluminação pública é emitida pelo decai-mento da energia de elétrons excitados no átomo de sódio. No estado fundamental, um certo elétron deste elemento se encontra no segundo nível de energia, num orbital p. Os valores dos números quânticos que podem caracterizar esse elétron são: a) n = 2; ℓ = 1; m = 2; s = −1/2 b) n = 2; ℓ = 2; m = –2; s= −1/2c) n = 2; ℓ = 1; m = –1; s = + 1/2 d) n = 2; ℓ = 0; m = 0; s = + 1/2
Aperfeiçoamento02.06. (UFPR) – Segundo o modelo atômico de Niels Bohr, proposto em 1913, é correto afirmar:a) No átomo, somente é permitido ao elétron estar em certos
estados estacionários, e cada um desses estados possui uma energia fixa e definida.
b) Quando um elétron passa de um estado estacionário de baixa energia para um de alta energia, há a emissão de radiação (energia).
c) O elétron pode assumir qualquer estado estacionário permitido sem absorver ou emitir radiação.
d) No átomo, a separação energética entre dois estados estacionários consecutivos é sempre a mesma.
e) No átomo, o elétron pode assumir qualquer valor de energia.
02.07. (UEM – PR) – De acordo com o modelo atômico de Niels Bohr ou suas aplicações na explicação de fenômenos relacionados à emissão e à absorção de luz pela matéria, assinale o que for correto.01) Quando absorve luz ultravioleta, um elétron, em um
átomo, pode passar de um nível para outro de maior energia.
02) O átomo é formado por uma esfera de carga elétrica positiva, possuindo elétrons incrustados em sua super-fície.
04) O elétron, movendo-se em uma órbita estacionária, pode emitir ou absorver energia, dependendo das ca-racterísticas do átomo.
08) A cor observada na queima de fogos de artifício é resul-tado da emissão de radiação infravermelha por molécu-las inorgânicas.
16) Alguns interruptores de luz brilham no escuro, porque são feitos de materiais que absorvem radiação e emi-tem de volta luz visível.
02.08. (UFPR) – A constituição elementar da matéria sempre foi uma busca do homem. Até o início do século XIX, não se tinha uma ideia concreta de como a matéria era constituída. Nas duas últimas décadas daquele século e início do século XX, observou-se um grande avanço das ciências e com ele a evolução dos modelos atômicos. Acerca desse assunto, numere a coluna da direita de acordo com sua correspon-dência com a coluna da esquerda.
1. Próton ( ) Partícula de massa igual a 9,109 x 10–31 kg e carga elétrica de – 1,602 x 10–19 C.
2. Elétron( ) Partícula constituída por um
núcleo contendo prótons e nêutrons, rodeado por elétrons que circundam em órbitas estacionárias.
3. Átomo de Dalton ( ) Partícula indivisível e indes-trutível durante as transfor-mações químicas.
4. Átomo de Rutherford( ) Partícula de massa igual a
1,673 x 10–27 kg, que cor-responde à massa de uma unidade atômica.
5. Átomo de Bohr( ) Partícula que possui um
núcleo central dotado de cargas elétricas positivas, sendo envolvido por uma nuvem de cargas elétricas negativas.
Assinale a alternativa que apresenta a numeração correta da coluna da direita, de cima para baixo.a) 2 – 5 – 3 – 1 – 4c) 2 – 4 – 3 – 1 – 5e) 1 – 5 – 3 – 2 – 4
b) 1 – 3 – 4 – 2 – 5d) 2 – 5 – 4 – 1 – 3
18
02.09. (UFSE) – Analise as proposições sobre estrutura dos átomos.
I. As espécies químicas Fe2+ e Fe3+ têm igual número de prótons.
II. Os átomos 1840 Ar e 19
40 K têm igual número de nêutrons.III. O íon S2– tem dois elétrons a mais do que o átomo Ne.IV. Os gases nobres Ar e Kr têm a mesma configuração
eletrônica.V. Os átomos 8
17 O e 1735 Cn são isótonos.
O número de afirmações corretas éa) 5d) 2
b) 4e) 1
c) 3
02.10. (ITA – SP) – No esquema a seguir, encontramos duas distribuições eletrônicas de um mesmo átomo neutro:
A 1s2 2s2 B 1s2 2s1 2p1
A seu respeito é correto afirmar:a) A é a configuração ativada.b) B é a configuração normal (fundamental).c) A passagem de A para B libera energia na forma de ondas
eletromagnéticas.d) A passagem de A para B absorve energia.e) A passagem de A para B envolve perda de um elétron.
02.11. (UEPG − PR) − Considere a representação do átomo de alumínio no estado fundamental: 13Aℓ27. Convencionan-do-se para o primeiro elétron de um orbital s = –1/2, assinale o que for correto sobre esse átomo. 01) Apresenta 4 níveis energéticos em sua configuração. 02) Em seu núcleo atômico há 14 nêutrons. 04) Existem 3 elétrons no último nível energético de sua
distribuição eletrônica.08) O elétron mais energético desse átomo tem os seguin-
tes números quânticos: n = 3; ℓ = 1; m = −1; s = −1/2.16) O número atômico do alumínio é 13, o que significa
que esse átomo apresenta 13 prótons.
02.12. (UFPB) − Dentre os conjuntos de números quânti-cos {n, ℓ, m, s} apresentados nas alternativas a seguir, um deles representa números quânticos NÃO permitidos para os elétrons da subcamada mais energética do Fe2+, um íon indispensável para a sustentação da vida dos mamíferos, pois está diretamente relacionado com a respiração desses animais. Esse conjunto descrito corresponde a: (26Fe) a) {3, 2, 0, 1/2}b) {3, 2, −2, −1/2} c) {3, 2, 2, 1/2} d) {3, 2, −3, 1/2}e) {3, 2, 1, 1/2}
Aula 02
19Química 1A
Aprofundamento02.13. (UFRN) – O Diodo Emissor de Luz (LED) é um disposi-tivo eletrônico capaz de emitir luz visível e tem sido utilizado nas mais variadas aplicações. A mais recente é sua utilização na iluminação de ambientes devido ao seu baixo consumo de energia e à sua grande durabilidade.Atualmente dispomos de tecnologia capaz de produzir tais dispositivos para emissão de luz em diversas cores, como, por exemplo, a cor vermelha de comprimento de onda, λv, igual a 629 nm, e a cor azul, de comprimento de onda, λA, igual a 469 nm.A energia, E, dos fótons emitidos por cada um dos LEDs é determinada a partir da equação de Einsten E = hf onde h é a constante de Planck, e f é a frequência do fóton emitido.Sabendo ainda que c = λf, onde c é a velocidade da luz no vá-cuo e λ, o comprimento de onda do fóton, é correto afirmar quea) o fóton correspondente à cor vermelha tem menos
energia que o fóton correspondente à cor azul, pois sua frequência é menor que a do fóton de cor azul.
b) o fóton correspondente à cor vermelha tem mais energia que o fóton correspondente à cor azul, pois sua frequência é maior que a do fóton de cor azul.
c) o fóton correspondente à cor azul tem menos energia que o fóton correspondente à cor vermelha, pois seu compri-mento de onda é maior que o do fóton de cor vermelha.
d) o fóton correspondente à cor vermelha tem mais energia que o fóton correspondente à cor azul, pois seu compri-mento de onda é menor que a do fóton de cor azul.
02.14. (UEPG – PR) – Quando um átomo está eletricamente neutro ele possui prótons e elétrons em igual número. Contu-do, quando um átomo neutro perde ou ganha elétrons, ele se transforma em um íon. Baseado nisso, assinale o que for correto.01) Um íon negativo é chamado de ânion e um íon positi-
vo é chamado de cátion. 02) Quando o átomo neutro de sódio origina seu cátion
monovalente, observa-se a diminuição de uma unida-de em sua massa atômica.
04) O cátion Ca2+ (dado: Ca, Z = 20) é constituído por 20 prótons e 18 elétrons.
08) Dado que, para o Cℓ, Z = 17, a distribuição eletrônica do ânion Cℓ− é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
02.15. (UFG – GO) – No conto “O pirotécnico Zacarias”, de Murilo Rubião, o protagonista descreve eventos relacionados à sua morte. Nesse momento, a visão de Zacarias, repleta de cores, se assemelha a fogos de artifício. Esse trecho encontra--se transcrito a seguir.A princípio foi azul, depois verde, amarelo e negro. Um negro espesso, cheio de listras vermelhas, de um vermelho compacto semelhante a fitas densas de san-gue. Sangue pastoso com pigmentos amarelados, de um amarelo esverdeado, tênue, quase sem cor.
RUBIÃO, Murilo. Obras completas. São Paulo: Companhia de Bolso, p.14-15. 2010.
O fenômeno subatômico que pode explicar e se relacionar com a visão da personagem é aa) premissa de que o elétron pode ser descrito como uma
onda, e não como uma partícula. Tal ideia resultou na proposição de equações matemáticas que são complexas e de difícil solução, conhecidas como funções de onda.
b) emissão de um feixe de partículas positivamente carre-gadas direcionado a uma fina folha de ouro, mostrando que essas partículas ou se chocavam ou se desviavam quando em contato com a folha de ouro.
c) absorção de energia pelo elétron, quando passa de um nível menos energético para um nível mais energético e, a seguir, a consequente liberação dessa energia, quando o elétron volta ao seu nível original.
d) desintegração de partículas, o que tem como conse-quência a emissão de raios que escureciam o papel fotográfico mesmo protegido da exposição à luz, sendo que as substâncias que emitiam esses raios ficaram conhecidas como radioativas.
e) emissão de um feixe de elétron passa através de um campo elétrico e de um campo magnético, havendo uma deflexão dos dois campos citados em direção oposta, calculando-se a relação carga-massa, balanceando-se o efeito desses campos.
20
02.16. (UFPR) − Considere as seguintes afirmativas sobre dois elementos genéricos X e Y:
• X tem número de massa igual a 40; • X é isóbaro de Y; • Y tem número de nêutrons igual a 20.
Assinale a alternativa que apresenta, respectivamente, o número atômico e a configuração eletrônica para o cátion bivalente de Y. a) 20 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.b) 18 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. c) 20 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p2. d) 20 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. e) 18 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
02.17. (UFPR) – O modelo atômico de Bohr apesar de ter sido considerado obsoleto em poucos anos trouxe como principal contribuição o reconhecimento de que os elétrons ocupam di ferentes níveis de energia nos átomos. O reco-nhecimento da existência de diferentes níveis na eletrosfera permitiu explicar, entre outros fenômenos, a periodicidade química. Modernamente reconhece-se que cada nível, por sua vez, pode ser subdividido em diferentes subníveis. Levan-do em consideração o exposto, assinale a alternativa correta a) O que caracteriza os elementos de números atômicos 25
a 28 é o preenchimento sucessivo de elétrons no mesmo nível e no mesmo subnível.
b) Os três níveis de mais baixa energia podem acomodar no máximo, respectivamente, 2, 8 e 8 elétrons.
c) O terceiro nível de energia é composto por quatro subní-veis, denominados s, p, d e f.
d) O que caracteriza os elementos de números atômicos 11 a 14 é o preenchimento sucessivo de elétrons no mes mo nível e no mesmo subnível.
e) Os elementos de números atômicos 10, 18, 36 e 54 têm o elétron mais energético no mesmo nível, mas em diferen tes subníveis.
02.18. (UFPB) – A contribuição da Química para o aumento do bem-estar humano está associada ao conhecimento sobre a influência da configuração eletrônica dos elemen-tos na reatividade, propriedade fortemente relacionada à camada de valência típica de cada elemento. Conforme as restrições impostas pelo modelo quântico, os elétrons não se encontram dispostos aleatoriamente nos orbitais atômicos. Considere as representações de configurações eletrônicas na camada de valência:
Com base nessas informações, é correto afirmar que a con-figuração eletrônica representada em a) I corresponde à camada de valência do boro. b) II infringe o princípio de exclusão de Pauli. c) III infringe uma das regras para o preenchimento dos
orbitais.d) IV corresponde à camada de valência do enxofre. e) V corresponde à camada de valência do íon Ca2+.
Aula 02
21Química 1A
Discursivos02.19. (UEG – GO) – Observe o trecho da história em quadrinhos a seguir, no qual há a representação de um modelo atômico para o hidrogênio.
Qual o modelo atômico escolhido pelo personagem no último quadrinho? Explique-o.
02.20. (UFPR) − Considere um elemento químico (E) com número atômico (Z) igual a 16. a) Qual sua configuração eletrônica para o estado fundamental? b) Quantos e quais subníveis diferentes são permitidos para esse elemento em sua camada de valência? c) Qual é o número máximo de elétrons que esse elemento poderia acomodar em sua camada de valência?
WATCHMEN. São Paulo: Abril, n. 2, dez. 1998.
22
Gabarito02.01. a02.02. a02.03. d02.04. d02.05. c02.06. a02.07. 17 (01, 16)02.08. a02.09. e02.10. d02.11. 30 (02, 04, 08, 16)
02.12. d02.13. a02.14. 13 (01, 04, 08)02.15. c02.16. d02.17. a02.18. c02.19. O modelo atômico apresentado é o
modelo de Bohr. No modelo de Bohr, os elétrons giram em torno do núcleo, em níveis específicos de energia, chamados
de camadas. No caso do modelo do áto-mo de hidrogênio apresentado, pode--se observar que a órbita não é elíptica, e o elétron gira em torno do núcleo, em uma região própria, ou em uma camada chamada de camada K.
02.20. a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. b) 3 subníveis são permitidos (s, p, d). c) 18 elétrons é o máximo que o átomo
pode acomodar em sua camada de valência.
Tabela periódica: introdução, períodos e famílias
03Aula
2AQuímica
IntroduçãoAo entrarmos numa loja de CDs, um dos fatores que facilita a compra é, sem dúvida, a organização. Os CDs
normalmente estão dispostos em estantes de acordo com um critério lógico, cuja finalidade é facilitar ao cliente a busca por um título. Imagine se tudo estivesse misturado. Seria uma bagunça e dificilmente encontraríamos um determinado CD para comprá-lo.
Até meados do século XIX, os elementos químicos encontravam-se desorganizados. Para organizá-los (classificá-los), era fundamental dispor de um critério lógico.
Na busca desse critério, os químicos começaram a perceber que certos grupos de elementos se comportavam de forma semelhante (regularidade): alguns reagiam com facilidade e outros quase nunca reagiam. Havia alguns que nem sequer reagiam, sendo, portanto, inertes.
Eles perceberam que elementos, como flúor, cloro e bromo eram coloridos, gasosos e extremamente reativos (reagiam com muita facilidade). Eles reagiam de forma parecida quando colocados em contato com outros elementos. Cálcio, estrôncio e bário eram sólidos, apresentavam brilho metálico e também reagiam de forma parecida quando colocados em contato com outros elementos. Assim, foram sendo descobertas várias semelhanças tanto nas proprie-dades físicas (cor, brilho, etc.) como químicas (capacidade de reagir) dos elementos.
Várias tentativas para elaborar uma classificação dos elementos foram feitas. Podemos citar os trabalhos de cientistas, como do alemão Döbereiner (1829), do inglês Newlands (1864) e principalmente do russo Mendeleiev (1869).
Mendeleiev organizou uma tabela na qual os elementos foram orde-nados em ordem crescente de suas massas atômicas. Nela, os elementos que apresentavam propriedades semelhantes ficavam dispostos em uma mesma coluna vertical, os grupos ou famílias.
A classificação proposta por Mendeleiev foi fundamental para que se chegasse à tabela periódica atual. Para que isso ocorresse, o inglês Moseley (1914), analisando os espectros de raios X de alguns elementos, chegou à conclusão de que os elementos deveriam ser ordenados em função dos números atômicos (Z) e não das massas atômicas.
Latin
Stoc
k/SP
L
Mendeleiev
A IUPAC reconhece oficialmente o nome e o símbolo dos elementos naturais (Z = 1 a 92, além de Tc, At, Fr e Pm que não são naturais) e também dos artificiais (Z = 93 a 118) que tenham o processo de sínte-se conhecido.
1
2
NÃO METAIS
SEMIMETAIS
La138,9 2
8181892
Lantânio57
NdPrCe Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb144,2140,9140,1 (145) 150,4 152,0 157,2 158,9 162,5 164,9 167,3 168,9 173,02
8182282
28
182182
28
181992
28
182382
28
182482
28
182582
28
182592
28
182782
28
182882
28
182982
28
183082
28
183182
NeodímioPraseodímioCério Promécio Samário Európio Gadolínio Térbio Disprósio Hôlmio Érbio Túlio Itérbio605958 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70
(227) 28
18321892
238,0231,0232,0 (237) (244) (243) (247) (247) (251) (252) (257) (258) (259)28
18322192
28
18322092
28
183218102
28
18322292
28
18322482
28
18322582
28
18322592
28
18322782
28
18322882
28
18322982
28
18323082
28
18323182
LANTANOIDES
ACTINOIDES
Série dosactinoides
Ac-Lr89 a 103
Série doslantanoides
La-Lu
28
18321882
28
181882
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg(265) (268) (271) (272) (277) (276)2
8183232102
28
183232112
28
183232122
28
183232132
28
183232142
28
183232152
28
183232171
28
183232181
Rutherfórdio Dúbnio Seabórgio Bóhrio Hássio Meitnério Darmstádtio Roentgênio104 105 106 107 108 109 110 111
Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tℓ Pb Bi178,5 180,9 183,8 186,2 190,2 192,2 195,1 197,0 200,6 204,4 207,2 209,02
81832102
28
1832112
28
1832122
28
1832132
28
1832142
28
1832152
28
1832171
28
1832181
28
1832182
28
1832183
28
1832184
28
1832185
Háfnio Tântalo Tungstênio Rênio Ósmio Irídio Platina Ouro Mercúrio Tálio Chumbo Bismuto72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 8357 a 71
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn88,9 91,2 92,9 96,0 (98) 101,1 102,9 106,4 107,9 112,4 114,8 118,72
81882
28
1892
28
18102
28
18121
28
18131
28
18141
28
18151
28
18161
28
1818
28
18181
28
18182
28
18183
28
18184
Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio Tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Índio Estanho39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50
282
Aℓ27,0 2
83
Alumínio13
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga45,0 47,9 50,9 52,0 54,9 55,8 58,9 58,7 63,5 65,4 69,72
882
2892
28
102
28
112
28
131
28
132
28
142
28
152
28
162
28
181
28
182
28
183
Escândio Titânio Vanádio Crômio Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31
22 B
C N O
P S
Se
Si
Ge As
Sb Te
Po
10,812,0 14,0 16,0
31,0 32,1
79,0
28,1
72,6 74,9
121,8 127,6
(209)
23
24
25
26
285
286
28
186
284
28
184
28
185
28
18185
28
18186
28
1832186
BoroCarbono Nitrogênio Oxigênio
Fósforo Enxofre
Selênio
Silício
Germânio Arsênio
Antimônio Telúrio
Polônio
56 7 8 9
15 16 17
34 35
53
85
14
32 33
51 52
84
33B
44B
55B
66B
77B
88B
98B
108B
111B
122B
133A
144A
155A
166A
(281) (282)
Cn28
183232182
Copernício112
(285)
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
Massa atômicaaproximada
Nome do elemento
Símbolo
Núm
ero
atôm
ico
Elé
tron
s na
s ca
mad
as
( ) massa atômica doisótopo mais estável
METAIS
GASES NOBRES
HIDROGÊNIO
Lv(294) 2
8183232186
Livermório
Ts(294)
Tennessino117116
FℓNh Mc(285) (289) (289)2
818323218
3
28
183232184
28
183232185
Nihônio Fleróvio Moscóvio113 114 115
LEGENDA
LANTANOIDES
ACTINOIDES
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
LEGENDA
AcActínio
89UPaTh Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
UrânioProtactínioTório Neptúnio Plutônio Amerício Cúrio Berquélio Califórnio Einstênio Férmio Mendelévio Nobélio929190 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102
Lu175,02
8183282
28
183292
Lutécio71
Lr(262)2
818323282
28
18323292
Laurêncio103
Fr(223) 2
818321881
Frâncio87
Cs132,9 2
8181881
Césio55
Ra(226)
Rádio88
Ba137,3
Bário56
Rb Sr85,5 87,62
81881
Rubídio Estrôncio37 38
Mg24,3
Magnésio
Na23,0 2
81
Sódio11 12
K Ca39,1 40,12
881
Potássio Cálcio19 20
Li Be6,9 9,02
1
Lítio Berílio3 4
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
F
Cℓ
Br
I
At
4,0
20,2
39,9
83,8
131,3
(222)
19,0
35,5
79,9
126,9
(210)
2
28
288
28
188
28
18188
28
1832188
27
287
28
187
28
18187
28
1832187
Hélio
Neônio
Argônio
Criptônio
Xenônio
Radônio
Flúor
Cloro
Bromo
Iodo
Astato
H1,0 1
Hidrogênio1
2
10
18
36
54
86
11A
22A
177A
188A (ou zero)
28
18323218
7
Og(294) 2
8183232188
Oganessono118
Na tabela periódica atual, portanto, os elementos estão distribuídos em ordem crescente dos seus nú-meros atômicos em sete linhas horizontais, de modo que aqueles que possuem propriedades químicas e físicas semelhantes ficam situados numa mesma coluna vertical.
Hoje em dia, são conhecidos 118 elementos diferen-tes (ver tabela).
Como se vê, esses elementos estão dispostos em 18 colunas verticais, denominadas grupos ou famílias, e em 7 horizontais, denominadas períodos.
PeríodosSão as linhas horizontais onde os elementos estão
dispostos em ordem crescente de seus números atô-micos.
1.o exemplo:
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 3 camadas ocupadas = 3o. períodoK L M
17Cℓ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3 camadas ocupadas = 3.o períodoK L M
Conclusão:O número de camadas ocupadas por elé-
trons indica o número do período a que perten-ce o elemento na tabela periódica.
2.o exemplo:
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
A camada de valência é a de n = 4 (camada N)
K L M N
4 camadas ocupadas = 4.o período
9F 1s2 2s2 2p5 A camada de valência é a de n = 2 (camada L)K L
2 camadas ocupadas = 2.o período
Conclusão:O número do período em que o elemento se
encontra na tabela periódica corresponde ao número de sua camada de valência.
Abaixo do corpo principal da tabela há duas linhas. A primeira corresponde à série dos lantanídios (ou “terras raras”), que relaciona os elementos que ocupam simul-taneamente a terceira casa do 6.o período. A segunda li-nha corresponde à série dos actinídios, cujos elementos ocupam, ao mesmo tempo, a terceira casa do 7.o período.
Famílias ou GruposSão as colunas verticais da tabela periódica.A numeração antiga (tradicional) determinava que
as 18 colunas verticais fossem subdivididas em grupos A e B, sendo, então, identificadas por um número e por uma letra. Exemplos: famílias 1A, 2A, 3A, 1B, 2B, 3B, etc.
Aula 03
3Química 2A
Nesse caso, a família situada na extremidade direita da tabela periódica recebe o número zero.
A recomendação atual da IUPAC é que os grupos sejam numerados de 1 a 18.
1.o exemplo:
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
1 elétron na camada de valência = família 1A
K L M
3 camadas ocupadas = 3.o período2 8 1
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
1 elétron na camada de valência = família 1A
K L M N
4 camadas ocupadas = 4.o período2 8 8 1
2.o exemplo:
9F 1s2 2s2 2p5
7 elétron na camada de valência = família 7A
K L
2 camadas ocupadas = 2.o período2 7
17Cℓ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
7 elétron na camada de valência = família 7A
K L M
3 camadas ocupadas = 3.o período2 8 7
Conclusão:Normalmente elementos pertencentes à mes-
ma família apresentam propriedades químicas semelhantes, pelo fato de possuírem a mesma configuração eletrônica da camada de valência.
O elemento sódio (grupo 1), por exemplo, re-age com o elemento cloro (grupo 17) formando o composto sólido cloreto de sódio (NaCℓ). Por ser da mesma família, o elemento potássio tam-bém reage com o elemento cloro, produzindo o composto sólido cloreto de potássio (KCℓ). As-sim, conhecendo-se o comportamento químico de um determinado elemento, é possível prever o comportamento dos demais elementos situa-dos na mesma família.
Para observar uma propriedade química, é neces-sário que ocorra uma reação química. A consequência disso é que a substância original desaparece, dando lugar a uma outra. Veja, por exemplo, a afirmação: “cloro gasoso reage com sódio metálico produzindo cloreto de sódio sólido”. Para verificar essa propriedade, deve-se realizar uma reação química entre cloro gasoso e sódio metálico. Nessa reação, o sódio metálico e o cloro gaso-so desaparecem, dando lugar a uma outra substância, o cloreto de sódio.
Para elementos situados na família A, o número de elétrons da camada de valência corresponde ao número da família:
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 1 elétron na camada de valência = família 1A
17Cℓ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 elétrons na camada de valência = família 7A
Algumas famílias são conhecidas pelo nome: a fa-mília 1 (1A) é a dos metais alcalinos, na qual podemos encontrar sódio e potássio (alcali significa “cinza das plantas”); a família 2 (2A) é a dos metais alcalinoterrosos (semelhantes aos metais alcalinos e terrosos por serem encontrados na terra); a família 16 (6A) é a dos calco-gênios ou chalcogênios (termo derivado do grego que significa formadores de cobre, pelo fato de os minérios dos quais o cobre é extraído serem compostos formados por cobre e enxofre, cobre e oxigênio, etc.); a família 17 (7A) é a dos halogênios (o termo vem do grego e significa formadores de sais).
• Elementos pertencentes à família A e zero são denominados elementos representativos. Nesses elementos, os subníveis anteriores à camada de valência sempre se encontram completos. Num ele-mento representativo, o último elétron adicionado, seguindo o Diagrama de Linus Pauling, denominado elétron de diferenciação, vai para um subnível s ou p:
19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
• Elementos pertencentes à família B são denominados elementos de transição. Nesses elementos, o elétron de diferenciação é colocado em um subnível d ou f.Caso o elétron de diferenciação seja colocado em
um subnível d, o elemento é denominado de transição simples ou externa.
26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Caso o elétron de diferenciação seja colocado em um subnível f, o elemento é denominado de transição interna.
58Ce 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f2
O esquema abaixo mostra onde se situam os elementos representativos, de transição e de transição interna na tabela periódica.
1A
2A
3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B
3A 4A 5A 6A 7A
0
Repr
esen
tativ
os
Transição Simples
Representativos
Transição InternaLaAc
elétrons de diferenciação
4
Testes
Assimilação03.01. Em que período da Tabela Periódica se encontra o elemento genérico 17A?a) 1.o pb) 2.o pc) 3.o p d) 4.o p e) 5.o p
03.02. A Tabela Periódica atual é organizada utilizando a ordem crescente de:a) número de massa.b) número de nêutrons. c) número atômico. d) tamanho dos elementos.e) subníveis eletrônicos.
03.03. O elemento do 5.o período e grupo 2 (2A) da Tabela Periódica possui número atômico:a) 20 b) 32 c) 36 d) 38 e) 54
03.04. Dados os elementos genéricos e seus números atômicos
8A 9B 19C 37D 54EO par de elementos com propriedades semelhantes é:a) A e B b) B e Cc) C e D d) D e E e) A e C
03.05. Três átomos cujos números atômicos são 8, 11 e 17 estão classificados na tabela periódica, respectivamente, como:a) um gás nobre, um metal alcalino e um metal alcalinoterroso.b) um halogênio, um não metal e um metal alcalinoterroso.c) um metal alcalino, um halogênio e um calcogênio. d) um calcogênio, um metal alcalino e um halogênio. e) um gás nobre, um metal alcalino e um halogênio.
Aula 03
5Química 2A
Aperfeiçoamento03.06. (UFPR) – Considera-se que quatorze elementos quími cos metálicos são essenciais para o correto funciona-mento do organismo, portanto indispensáveis para manter a saúde. Os referidos elementos estão listados na tabela a seguir:
Metal Símbolo Número Atômico
sódio Na 11
magnésio Mg 12
potássio K 19
cálcio Ca 20
vanádio V 23
crômio Cr 24
manganês Mn 25
ferro Fe 26
cobalto Co 27
níquel Ni 28
cobre Cu 29
zinco Zn 30
molibdênio Mo 42
estanho Sn 50
Com base na distribuição eletrônica dos átomos desses me-tais no estado fundamental, assinale a alternativa correta.a) K, Ca, V, Cr, Mn, Fe, Co e Ni são elementos que apresen tam
o elétron mais energético em subnível d e são por isso conhecidos como metais de transição.
b) Mg e Ca pertencem ao mesmo grupo ou família da Tabela Periódica.
c) a camada de valência de K possui a configuração 3s23p63d1.
d) Mo e Sn possuem elétrons em subníveis f.e) Todos os elementos citados possuem subníveis preenchi-
dos parcialmente.
03.07. Um elemento X tem o mesmo número de massa do 20Ca40 e o mesmo número de nêutrons do 19K41.Este elemento está localizado no grupo:a) 1b) 2c) 16 d) 17 e) 18
03.08. (UFSC) – Observe os elementos químicos:
Elemento Distribuição eletrônica
A 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6
B 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2
C 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5
D 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1
E 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4
Com base nas informações constantes do quadro acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S) considerando a posição do elemento na Tabela Periódica. 01) A é gás nobre. 02) E é calcogênio. 04) C é halogênio.08) B é alcalinoterroso.16) D é alcalino.
6
03.09. Os garimpeiros separam o ouro da areia e do casca-lho fazendo amálgama com mercúrio. Recuperam o ouro usando um maçarico para volatilizar o mercúrio, o que contamina o meio ambiente. A revista Ciência Hoje divulgou a invenção de um "aparelho simples e barato que pode re-duzir a poluição por mercúrio" nos garimpos. Levando-se em conta as propriedades físicas do ouro e do mercúrio, e que possuem, respectivamente, os seguintes subníveis como os de maiores energia: 5d9 e 5d10, pode-se afirmar que:a) o mercúrio é elemento representativo e o ouro de tran-
sição.b) estão em uma mesma família da classificação periódica. c) localizam-se, respectivamente, nas famílias 1A e 2A. d) são elementos de transição externa. e) ambos são elementos representativos.
03.10. (UNICAP − PE) − São definidas quatro espécies de átomos neutros em termos de partículas nucleares:Átomo I − possui 18 prótons e 21 nêutrons Átomo II − possui 19 prótons e 20 nêutrons Átomo III − possui 20 prótons e 19 nêutrons Átomo IV − possui 20 prótons e 20 nêutrons
Pode-se concluir que:a) os átomos III e IV são isóbaros. b) os átomos II e III são isoeletrônicos. c) os átomos II e IV são isótopos. d) os átomos I e II pertencem ao mesmo período da Classi-
ficação Periódica.e) os átomos II e III possuem o mesmo número de massa.
03.11. (PUCSP) – Na classificação periódica, considerando --se uma sequência de elementos de transição, dispostos em ordem crescente de números atômicos, pode-se concluir que os elétrons vão sendo acrescentados sucessivamente na:a) última camada eletrônica. b) penúltima camada eletrônica. c) antepenúltima camada eletrônica.d) última ou penúltima camada eletrônica.e) penúltima ou antepenúltima camada eletrônica.
03.12. (UCSAL − BA) − A espécie X2− com 8 elétrons na ca mada mais externa (camada de valência) pode ser do elemen to X, que, na Tabela Periódica, pertence ao grupo a) 7A b) 6A c) 2A d) 1A e) 8A
Aula 03
7Química 2A
Aprofundamento03.13. (URCA − CE) − Quando colocadas em ordem cres-cente, de subníveis energéticos, as seguintes configurações eletrônicas:
I. 2p6 2s2 1s2 3p6 3s2 4s2
II. 3p6 5s1 4s2 2p6 1s2 4p6 3d10 2s2 3s2 III. 3s2 1s2 3d10 2p6 2s2 4p6 3p6 4s2
IV. 3d10 2s2 4s2 2p6 1s2 4p5 3p6 3s2 Elas representam, respectivamente:a) alcalinoterroso, alcalino, calcogênlo e halogênio. b) alcalinoterroso, alcalino, gás nobre e halogênio.c) halogênio, calcogênio, alcalino e gás nobre.d) gás nobre, alcalinoterroso, halogênio e calcogênio. e) alcalinoterroso, halogênio, calcogênio e gás nobre.
03.14. (UDESC) − Sobre configuração e distribuição eletrô-nica, é correto afirmar que: a) o elemento X apresenta a configuração eletrônica 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2, o que indica que este elemento pertence à família 5.
b) o subnível 4p apresenta maior nível de energia que o 4d. c) o número Z indica o número atômico e o número de
nêutrons. d) o número de elétrons na camada de valência do S (Z=16)
é 4 (quatro). e) cada orbital pode acomodar no máximo dois elétrons, isso
se eles possuírem spins contrários. Os orbitais apresentam formas e orientações diferentes.
03.15. (UDESC) − O ouro puro possui algumas caracterís-ticas químicas: cor amarelada e brilhante, alta densidade e significativa inércia química, ou seja, baixa reatividade. É extremamente maleável e dúctil, pois, com apenas 1,0 grama deste elemento, é possível confeccionar um fio de até 3,0 km de comprimento com 0,005 mm de espessura. Em relação a este elemento químico, assinale a alternativa correta. Dado: 79Aua) O ouro não pode ser considerado um metal de transição
externa.b) Quando este elemento se apresenta na forma catiônica
trivalente estão presentes 76 elétrons em sua eletrosfera.c) No ouro o subnível energético 4d está incompleto, pos-
suindo 9 elétrons. d) Este elemento químico pertence a um período incom-
pleto da tabela periódica. e) Neste elemento químico a espécie Au1+ possui 80 prótons
no núcleo.
03.16. (UEM − PR) − Assinale a(s) alternativa(s) correta(s) a respeito do elemento químico que apresenta a seguinte configuração eletrônica no seu estado fundamental: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d5
01) O elemento químico apresenta elétrons nas camadas K, L, M, N, O e P.
02) O elemento químico é um metal de transição do sexto período.
04) Para se tornar um cátion bivalente, o elemento quími-co perde dois elétrons do subnível 5d5.
08) O elemento químico apresenta 24 elétrons com núme-ro quântico secundário I = 1.
16) O elemento químico apresenta todos os seus orbitais preenchidos com elétrons de spin +1/2 e −1/2.
8
03.17. (UFPR) − Sobre o átomo de antimônio ( 51112 Sb ),
conside re as seguintes afirmativas:I. É um elemento químico que pertence ao 4.o período da
tabela periódica. II. Esse elemento pertence à família do nitrogênio ( 7
14 N).III. A distribuição eletrônica dos seus elétrons termina em
5p3.IV. O elétron mais energético desse átomo encontra-se em
um orbital degenerado.V. O número quântico do último elétron é Ψ5,0,0 + 1/2.
Assinale a alternativa correta.a) Somente as afirmativas II, III e IV são verdadeiras. b) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras. c) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. d) Somente as afirmativas III, IV e V são verdadeiras.e) Somente as afirmativas I e V são verdadeiras.
Discursivos03.19. (UFRJ) – A cor da luz emitida durante a queima depende das substâncias usadas nos fogos de artifício. A tabela a seguir apresenta algumas dessas substâncias e suas respectivas cores:
Substância Cor
Carbonato de lítio Vermelho
Carbonato de estrôncio Vermelho
Cloreto de sódio Amarelo
Cloreto de bário Verde
Cloreto de cobre (I) Azul
Alumínio Branca brilhante
Titânio Branca brilhante
Magnésio Branca brilhante
Num espetáculo de queima de fogos de artifício, quatro foguetes estouraram em sequência. A substância esco-lhida, dentre as apresentadas nessa tabela, para se obter a cor desejada, pode ser assim descrita:
1.o foguete: sal de cozinha;
2.o foguete: sal de um metal de transição;
3.o foguete: substância cujo metal pertença ao quinto período;
4.o foguete: substância metálica cuja configuração eletrô-nica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1.
Indique a substância usada em cada foguete.
03.18. (UFRGS) – Um elemento químico, situado no grupo 3A e no quinto período da Tabela Periódica, apresenta con-figuração eletrônica igual a:a) 3s23p1
b) [Kr]4d105s25p1
c) [Xe]5s25p1
d) 5s25p3
e) 3s23p3
Aula 03
9Química 2A
03.01. c03.02. c03.03. d03.04. c03.05. d03.06. b03.07. e03.08. 31(01, 02, 04, 08, 16)03.09. d03.10. e03.11. b03.12. b03.13. b03.14. e03.15. b03.16. 11 (01, 02, 08)03.17. a03.18. b
03.19. Utilize a tabela periódica1.o foguete: Cloreto de sódio2.o foguete: Cloreto de cobre I3.o foguete: Carbonato de estrôncio4.o foguete: Alumínio
03.20. a) Sc3+ 18
21
e
p
−
+
⎧⎨⎪
⎩⎪
21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
b) X3− 18
15
e
p
−
+
⎧⎨⎪
⎩⎪
Z = 15X 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
3.o Período – Grupo 15 (5A)
Gabarito
03.20. (E.E.MAUÁ − SP) − O íon Sc3+ tem 18 elétrons e é isoeletrônico do íon X3−. Pergunta-se:a) qual a estrutura eletrônica do átomo de escândio?
b) qual seu número atômico, a que família e período da classificação periódica pertence o elemento X?
10
Aula 04Química2A
Propriedades periódicas
IntroduçãoA Tabela Periódica pode ser utilizada na previsão
de muitas propriedades que são fundamentais para a compreensão da Química.
De um modo geral as propriedades dos elementos químicos variam periodicamente com o aumento de seus números atômicos ao longo dos períodos da Tabe-la Periódica, atingindo valores máximos e mínimos em períodos e grupos. Essas propriedades são chamadas de periódicas e podem ser, genericamente, representadas num gráfico como a seguir:
Prop
rieda
de
Número atômico
No entanto existem algumas propriedades denomi-nadas aperiódicas que são aquelas em que os valores aumentam ou diminuem à medida que o número atô-mico aumenta e não se repetem em intervalos regulares – por exemplo, a massa atômica.
Mas
sa a
tôm
ica
Número atômico
Estudaremos a seguir as propriedades periódicas e suas variações na Tabela de Classificação Periódica dos Elementos.
Raio atômicoDe maneira simplificada o raio atômico é a distância
média entre o núcleo do átomo e o elétron mais externo.
Elétron mais externo
Raio atômico
Núcleo
Observação:Os valores de raios atômicos serão expressos
em picômetro (pm), sendo 1 pm = 10−12 m.
Devemos salientar que, como as nuvens de elétrons não têm fronteiras bem definidas, não se faz a medida exata do raio de um átomo. Entretanto, quando os áto-mos estão organizados em arranjos sólidos ou formando moléculas, as distâncias entre seus centros podem ser bem definidas.
O raio atômico é então determinado como a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos, como, por exemplo, num sólido metálico.
r
= rd2
No cobre metálico a distância entre dois núcleos vizinhos é de 256 pm – assim o raio atômico do cobre é 128 pm.
Aula 04
11Química 2A
Se o elemento é um não metal medimos a distância entre núcleos de átomos unidos por uma ligação Quí-mica. Esse raio é também chamado de raio covalente do elemento (a ligação covalente será estudada mais adiante). Na molécula de cloro (Cℓ2) a distância entre os núcleos dos átomos é de 198 pm; logo o raio covalente do cloro é 99 pm.
A medida do raio atômico de um gás nobre é dada pela metade da distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra de gás solidificado e denomi-nada Raio de Van der Waals.
Variação dos raios atômicos nos grupos e períodos
Aumenta
Aum
enta
Em um grupo, o raio atômico (tamanho) aumenta de cima para baixo.
Explicação: Nesse sentido, há um aumento do nú-mero de camadas ocupadas por elétrons.
Exemplo: Grupo 16 (6 A)
Aum
enta
o ra
io
Po
Te
Se
S
O
Em um período, o raio atômico (tamanho) aumenta da direita para a esquerda.
Explicação: Elementos de um mesmo período apre-sentam o mesmo número de camadas ocupadas por elétrons. À medida que caminhamos da esquerda para a direita em um mesmo período, o número de prótons (Z) aumenta. Como consequência, há um aumento da carga nuclear; o que faz com que os elétrons da eletrosfera sejam atraídos mais fortemente pelo núcleo, causando uma diminuição do raio atômico.
Exemplo: No 2o. Período.
Aumenta o raio
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
Observações:Os raios dos íons são diferentes dos raios dos
átomos que lhes dão origem:• O raio de um cátion é menor do que o raio do
átomo que lhe deu origem.
Na+
Na
• O raio de um ânion é maior do que o raio do átomo que lhe deu origem.
O
O2–
Energia de ionização ou potencial de ionização
É a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo gasoso e isolado no seu estado fundamental. Ela representa, na realidade, a medida do esforço necessário para forçar um átomo no estado fun-damental a liberar seu elétron mais externo. Seus valo-res são expressos em elétron-volt (eV).
Representação:
Absorve energia
E.I. 1e–
Íon positivo(cátion)
Átomo neutro
11p+ e 11e– 11p+ e 10e–
Na(g) + Na+(g) +
12
Variação da energia de ionização nos grupos
Em um grupo, a energia de ionização aumenta de baixo para cima.
Explicação: Em um grupo, os elementos que estão em cima possuem menor raio atômico. Quanto menor o raio atômico, mais fortemente seus elétrons estarão atraídos pelo núcleo e mais difícil será removê-los.
Variação da energia de ionização dos períodos
Em um período, a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita.
Explicação: Como o número de camadas ocupadas é o mesmo em um período, à medida que o Z cresce (esquerda para a direita), o raio diminui. Por possuírem menor raio atômico e, consequentemente, maior atra-ção sobre seus elétrons, os elementos situados à direita em um período terão maior energia de ionização.
Energia de ionização
É possível retirar mais de um elétron de um átomo gasoso no estado fundamental. Chamaremos a energia necessária para remover o primeiro elétron de 1a. ener-gia de ionização; a energia necessária para remover o segundo elétron de 2a. energia de ionização e, assim, sucessivamente.
Exemplo:Mg(g) + 7,6 eV Mg+
(g) + 1e– (1a. EI)Mg+
(g) + 14,9 eV Mg2+(g) + 1e– (2a. EI)
Mg2+(g) + 79,7 eV Mg3+
(g) + 1e– (3a. EI)Após ter sido retirado um elétron de um átomo
neutro, é necessário fornecer mais energia para remover o próximo elétron. Isso ocorre porque, com a retirada de elétrons, a carga nuclear (Z) permanece constante, o raio vai diminuindo e a força de atração do núcleo sobre os elétrons remanescentes vai aumentando.
Assim: EI1 < EI2 < EI3 < ...
Afinidade eletrônica ou eletroafinidadeÉ a variação de energia (energia liberada) que ocorre
quando um elétron é recebido por um átomo gasoso, isolado e no estado fundamental. Seus valores são expressos em elétron-volt (eV).
Representação:
Energia1e– Cℓ–(g)Cℓ(g)
17p+ e 17e–
Átomo neutro17p+ e 18e–
Íon negativo (ânion)
Recebe 1 elétron
Libera energia
Variação da afinidade eletrônica nos grupos
Em um grupo, a afinidade eletrônica aumenta de baixo para cima.
Explicação: Em um grupo, os elementos que estão em cima possuem menor raio atômico. Quanto menor o raio atômico, maior a atração exercida sobre o elétron a ser captado e, portanto, maior a energia liberada, ou seja, a afinidade eletrônica.
Variação da afinidade eletrônica nos períodos
Em um período, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita.
Explicação: Como o número de camadas ocupadas é o mesmo em um período, à medida que o Z cresce (esquerda para a direita), o raio diminui. Por possuírem menor raio atômico e, consequentemente, maior atra-ção sobre elétrons, os elementos situados à direita em um período terão maior afinidade eletrônica.
Afinidade eletrônica
Gas
es n
obre
s
Aula 04
13Química 2A
O ósmio é o elemento mais denso da tabela periódi-ca. Sua densidade é igual a 22,57 g/cm3 a 20°C e 1 atm.
Interpretação: 1 cm3 ou 1 mL de ósmio apresenta uma massa correspondente a 22,57 g.
A seguir, serão mostradas as densidades (g/cm3) de alguns elementos:
Metais alcalinos:Na = 0,97; Rb = 1,53; Cs = 1,90
Metais alcalinoterrosos:Mg = 1,74; Sr = 2,63; Ba = 3,62Aℓ = 2,70Cr = 7,14; Fe = 7,87; Ni = 8,91;Cu = 8,95; Zn = 7,14; Ag = 10,49;Pt = 21,41; Au = 19,32; Hg = 13,53; Os = 22,57
Observações:• Metais cuja d < 5 g/cm3 são considerados
metais leves, como, por exemplo, metais alcalinos, alcalinoterrosos, Aℓ.
• Metais cuja d > 5 g/cm3 são considerados me-tais pesados, como, por exemplo, Cr, Fe, Ni, Cu, Zn, Ag, Pt, Au, Hg e Os.
Variação da densidade nos gruposA densidade aumenta de cima para baixo.
Variação da densidade nos períodosA densidade aumenta das extremidades para o centro.
OsAumenta Aumenta
Aum
enta
Volume atômicoChama-se volume atômico de um elemento o volu-
me ocupado por um mol de átomos (6,02 ∙ 1023 átomos) do elemento no estado sólido.
O volume atômico (Va) pode ser calculado pela fórmula:
m (g)
d (g/cm3)Va =
Observações:• A afinidade eletrônica do nitrogênio é menor
do que a afinidade eletrônica do carbono.• O cloro é o elemento de maior afinidade ele-
trônica.
EletronegatividadeÉ a tendência que um átomo possui de atrair elétrons
em uma ligação química.Na verdade, a eletronegatividade é uma grandeza
que resulta da ação simultânea da energia de ionização e da afinidade eletrônica. Essa tendência, como veremos, é mais perceptível quando o átomo em questão estiver participando de ligações químicas.
Variação da eletronegatividade (de Pauling)
Eletronegatividade
Gas
es n
obre
s
Observação:Pelo fato de não apresentarem tendência a re-
ceber ou compartilhar elétrons, não falaremos em eletronegatividade de Pauling para gases nobres.
EletropositividadePropriedade que é o oposto da eletronegatividade.Variação da eletropositividade
Aum
enta
Aumenta
DensidadeA densidade de um elemento é dada pela relação entre
a massa (m) e o volume (V) ocupado por esse elemento.
Expressa em g/mL ou g/cm3dmv
14
Variação do volume atômico na Tabela Periódica.
Pontos de fusão e pontos de ebuliçãoPonto de fusão (PF) é a temperatura constante na
qual um sólido puro se transforma em líquido a uma determinada pressão.
Ponto de ebulição (PE) é a temperatura constante na qual um líquido puro se transforma em vapor a uma determinada pressão.
Variação dos PF e PE nos gruposOs PF e PE aumentam de cima para baixo. Exceção:
metais alcalinos e alcalinoterrosos (PF e PE aumentam de baixo para cima).
Variação dos PF e PE nos períodosOs PF e PE aumentam das extremidades para o centro.
AumentaAum
enta
Aum
enta
W
1A 2A 3A 4A
Estado físico dos elementos em condições am-bientes (25°C e 1 atm)
Gases: hidrogênio, nitrogênio, oxigênio, flúor, cloro e gases nobres.
Líquidos: mercúrio e bromo.Sólidos: todos os demais.
Testes
Assimilação04.01. (VUNESP – SP) – A energia liberada quando um elé-tron é adicionado a um átomo neutro gasoso é chamada de: a) Entalpia de formação.b) Afinidade eletrônica.c) Eletronegatividade.d) Energia de ionização.e) Energia de ligação.
04.02. (UFMG) – A maioria dos elementos químicos são metais.Comparando-se as características de metais e de não me-tais situados em um mesmo período da tabela periódica, é CORRETO afirmar que os átomos de metais têma) menores tamanhos.b) maior eletronegatividade.c) menor número de elétrons de valência.d) maiores energias de ionização.
04.03. (UFRGS) – A observação da tabela periódica permite concluir que, dos elementos a seguir, o mais denso é oa) Fr.c) Hg.e) Os.
b) Po.d) Pb.
04.04. (PUCMG) – Consultando a tabela periódica, assinale a opção em que os átomos a seguir estejam apresentados em ordem CRESCENTE de eletronegatividade: B, C, N, O, Aℓ.a) N < C < B < O < Aℓb) O < N < C < B < Aℓc) Aℓ < B < C < N < Od) B < Aℓ < C < O < N
04.05. A energia absorvida quando um elétron é retirado de um átomo neutro gasoso é chamada dea) entalpia de formação.c) eletronegatividade.e) energia de ligação.
b) afinidade eletrônica.d) energia de ionização.
Aperfeiçoamento04.06. (EMESCAM – ES) – Dos metais alcalinos, entre o Li e o Cs, observa-se o seguinte comportamento para os pontos de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE): a) O Cs apresenta o maior PF, entretanto o menor PE.b) O Na apresenta o maior PF e PE de valor intermediário.c) O K apresenta PF de valor intermediário e o PE mais alto.d) O Li apresenta o maior PF e também maior PE.e) O Li apresenta o menor PE, entretanto o maior PE.
Aula 04
15Química 2A
04.07. (FEI – SP) – As configurações eletrônicas no estado fundamental dos átomos dos elementos E1, E2 e E3 são:E1 1s2 2s2 2p6 3s1
E2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
E3 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 A alternativa correta é:a) o elemento E2 tem maior raio atômico que o elemento E1. b) o elemento E1 tem maior potencial de ionização que o
elemento E3.c) o elemento E3 tem maior afinidade eletrônica que o
elemento E2.d) os elementos E1 e E2 são metais e o elemento E é não
metal.e) o elemento E3 e os íons E 2 e E1 são isoeletrônicos.
04.08. (UEL – PR) – Considere as afirmações a seguir, acerca da tabela periódica.
I. Na família 6A, a eletronegatividade aumenta de cima para baixo.
II. Os números atômicos dos elementos químicos aumen-tam da esquerda para a direita, nos períodos.
III. Na família 1A, a energia de ionização aumenta de baixo para cima.
IV. A eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita, nos períodos.
V. Na família 7A, a temperatura de ebulição aumenta de cima para baixo.
As afirmações corretas são em número dea) 5 b) 4c) 3 d) 2 e) 1
04.09. (UFLA – MG) – Um determinado elemento químico possui a seguinte distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Pode-se afirmar que o elementoa) pertence ao terceiro período da tabela periódica e possui
5 elétrons na camada de valência.b) possui uma energia de ionização menor que a do enxofre. c) possui o raio atômico menor e mais eletronegativo que
o enxofre. d) possui maior raio atômico e maior afinidade eletrônica
do que o fósforo.
04.10. (UFPR) – A tabela periódica dos elementos permitiu a previsão de elementos até então desconhecidos. Mendeleev chegou a fazer previsões (posteriormente confirmadas) das propriedades físicas e químicas de alguns elementos que vieram a ser descobertos mais tarde. Acerca disso, considere a seguinte tabela:
Elemento A Elemento B
Número atômico (Z) 5 14
Raio atômico (r/pm) 83 117
Energia de ionização(I1/kJ mol−1)
E(g) E+(g) + e−801 787
Eletronegatividade de Pauling 2,04 1,90
Dadas as propriedades dos elementos A e B, na tabela apresentada, seguindo o raciocínio de Mendeleev, assi-nale a alternativa correta sobre o elemento de número atômico 13. a) O seu raio atômico é maior que 117 pm.b) A sua energia de ionização é maior que 801 kJ mol−1.c) A sua energia de ionização é maior que 787 kJ mol−1,
porém menor que 801 kJ mol−1. d) O seu raio atômico é maior que 83 pm, porém menor
que 117 pm.e) A sua eletronegatividade é maior que 2,04.
16
04.11. (UP – PR) – Analisando as propriedades periódicas dos elementos: hélio (He), flúor (F), césio (Cs), ósmio (Os) e potássio (K), é correto afirmar que:a) o césio é o mais eletronegativo.b) o flúor é o mais denso.c) o hélio possui a maior 1a. energia de ionização.d) o potássio é o de menor raio.e) o flúor possui a maior 1a. energia de ionização.
04.12. (UDESC) – A ciência usa o recurso de modelos para explicar os fenômenos observados. Em muitas situações o modelo de Dalton para o átomo é suficiente para entender alguns fenômenos, mas a razão da periodicidade das proprie-dades físicas e químicas na Tabela Periódica só foi possível a partir do modelo de Bohr. Com relação às propriedades na Tabela Periódica atual, pode-se afirmar que:a) para cada coluna na Tabela Periódica, de acordo com o
modelo de Bohr, os elétrons começam a preencher um novo nível de energia.
b) a primeira energia de ionização corresponde ao elétron mais fortemente ligado ao núcleo.
c) ao longo de um período, o raio atômico diminui, portanto a energia de ionização também diminui.
d) de acordo com o modelo de Bohr, a primeira energia de ionização do sódio (Na) é maior que a primeira energia de ionização do cloro (Cℓ).
e) a variação das energias de ionização observada ao longo da Tabela Periódica está relacionada às distâncias dos elétrons ao núcleo.
04.13. (UFRN) – O elemento químico silício é usado na fa-bricação de ferramentas e de chips eletrônicos, dentre outras aplicações. Isso se deve ao fato de o silício a) ser um metal e apresentar baixo potencial de ionização, isto
é, poder ceder elétrons conforme a eletronegatividade do outro elemento com o qual forma uma ligação química.
b) ser um semimetal e sua última camada apresentar con-figuração eletrônica de 3s23p1
x 3p1y 3p1
z.c) ser um semimetal e apresentar eletronegatividade média,
isto é, atrair ou ceder elétrons, conforme a eletronegativi-dade do outro elemento com o qual forma uma ligação química.
d) ser um não metal e sua última camada apresentar confi-guração eletrônica de 3s2 3p2
x 3p2y.
04.14. (ITA – SP) – Dadas as configurações eletrônicas dos seguintes átomos no seu estado fundamental:
I. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 II. 1s2 2s2 2p6 3s2
III. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 IV. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
É ERRADO afirmar que:a) Dentre os átomos anteriores, o átomo I tem o maior
potencial de ionização. b) A perda de dois elétrons pelo átomo II leva à formação
do cátion Mg2+. c) Dentre os átomos anteriores, o átomo III tem a maior
afinidade eletrônica.d) O ganho de um elétron pelo átomo IV ocorre com a
liberação de energia. e) O átomo IV é o mais eletronegativo.
04.15. (UFRGS) – Um aficcionado do seriado TBBT, que tem como um dos principais bordões a palavra Bazinga, comprou uma camiseta alusiva a essa palavra com a representação dos seguintes elementos.
56
137,3
Ba65,4
30
Zn31
69,7
Ga
Em relação a esses elementos, considere as afirmações abaixo.I. Zinco apresenta raio atômico maior que o bário. II. Zn2+ e Ga3+ são isoeletrônicos. III. Bário é o elemento que apresenta menor potencial de
ionização.Quais estão corretas? a) Apenas Ib) Apenas IIc) Apenas IIId) Apenas II e IIIe) I, II e III
Aula 04
17Química 2A
04.16. (UFJF – MG) – A descoberta das relações periódicas pelo químico russo Dmitri Mendeleev foi olhada com algum ceticismo pelos químicos da época, mas ganhou credibili-dade quando se provou capaz de prever propriedades de elementos químicos que não haviam sido ainda descobertos. Essas propriedades são as mais variadas, como, por exemplo, densidade, raio atômico e eletronegatividade. Sabendo-se que a eletronegatividade do lítio é 0,98 e a do potássio é 0,82, a eletronegatividade do sódio é:a) 0,98b) 0,49c) 0,41d) 0,93e) 0,82
04.17. (ITA – SP) – Em relação ao tamanho de átomos e íons, são feitas as afirmações seguintes:
I. O Cℓ–(g) é menor do que o Cℓ(g)
II. O Na+(g) é menor do que o Na(g)
III. O Ca2+(g) é maior do que o Mg2+
(g)IV. O Cℓ–
(g) é maior do que o Br–(g)
Das afirmações anteriores, estão corretas apenas:a) IIb) I e IIc) II e IIId) I, III e IVe) II, III e IV
04.18. (UP – PR) – A análise das configurações eletrônicas dos elementos químicos A, B, C e D, no estado fundamental, permite-nos estabelecer conclusões sobre suas propriedades físico-químicas:A – 1s22s22p63s1
B – 1s22s22p6
C – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
D – 1s22s22p63s23p64s23d104p5
A seguir, são feitas as seguintes afirmações:I. O elemento B possui o maior valor correspondente ao 1º.
potencial de ionização.II. O elemento A é classificado como halogênio.III. O raio do íon estável (C2+) formado pelo elemento C é
maior do que o raio do seu átomo neutro correspondente.IV. O elemento D pertence ao grupo dos halogênios e quarto
período da tabela periódica.São corretas as afirmações:a) todas.b) somente II e III.c) somente I e IV.d) somente I e II.e) somente I, II e III.
18
Discursivos04.19. (UFRN) – A Lei Periódica e sua representação gráfica, a Tabela Periódica, são dois conhecimentos essenciais para a química e para os químicos. D. Mendeleev (1834-1907), em meados do século XIX, organizou os elementos conhecidos nessa época, aproximadamente 60, em ordem crescente de seus pesos atômicos, segundo as propriedades semelhantes, um abaixo do outro. Nessa organização, alguns espaços ficaram em branco, pois não eram conhecidos todos os elementos em questão, e Mendeleev previu a existência do elemento hoje conhecido como Germânia, o qual chamou de ekasilício, por estar na mesma coluna do silício. Posteriormente, esse elemento foi descoberto e suas propriedades coincidiram com as previstas por Mendeleev. Hoje, a Tabela Periódica se organiza em função das estruturas atômicas dos átomos.a) Explique o que significa periodicidade no agrupamento dos elementos na Tabela Periódica.
b) Como se explica o fato de Mendeleev poder prever as propriedades de um elemento desconhecido na sua época?
c) Represente a distribuição eletrônica por níveis e subníveis para o átomo do elemento cloro.
04.20. (UFF – RJ) – Considere a tabela abaixo, onde estão apresentados valores de ionização (E.I.).
ElementoValores de E.I. em kJ · mol–1
1.a E . I. 2.a E . I.
11Na 491,5 4.526,3
12Mg 731,6 1.438,6
Responda:a) Por que a 1a. E.I. do Na é menor do que a 1a. E.I. do Mg?
Aula 04
19Química 2A
b) Por que a 2a. E.I. do Na é maior que a 2a. E.I. do Mg?
Gabarito04.01. b 04.02. c 04.03. e04.04. c04.05. d04.06. d04.07. b04.08. b04.09. c04.10. a04.11. c04.12. e04.13. c04.14. c04.15. d04.16. d04.17. c04.18. c
04.19. a) Periodicidade significa repetição das propriedades, de forma tal que elementos que ficam no mesmo grupo ou família têm pro-priedades químicas semelhantes.
b) Como os elementos que estão no mesmo grupo têm proprie-dades semelhantes, segundo estabelece a Lei Periódica, caso se desconheça um elemento, é possível predizer suas proprieda-des quando se conhece sua posição na Tabela Periódica.
c) Cℓ(Z=17): 1s22s22p63s23p5
04.20. a) Porque o raio atômico do sódio é maior que o do magnésio. Em decorrência disso, o elétron de valência do sódio é menos atraí-do pelo núcleo que os elétrons de valência do magnésio, o que acaba requerendo menor energia para a ionização do átomo de sódio.
b) A ionização do Na+ a Na2+ envolve a retirada de um elétron da segunda camada, enquanto a ionização do Mg+ a Mg2+ envolve a remoção de um elétron da terceira camada. Como a segunda camada está mais próxima do núcleo, a segunda energia de ioni-zação do sódio deve ser maior que a do magnésio.
20
Anotações
05Aula Química
3A
GASES NOBRES – ELÉTRONS NOS NÍVEIS
2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
K 2 2 2 2 2 2
L 8 8 8 8 8
M 8 18 18 18
N 8 18 32
O 8 18
P 8
1
Modelo do octetoe ligação iônica
Modelo do octetoA seguir, serão mostradas as fórmulas representativas de algumas substâncias: HCℓ(g) (substância cloreto de hidro-
gênio), H2O(ℓ) (substância água) e NaCℓ(s) (substância cloreto de sódio).Por que a substância cloreto de hidrogênio é representada pela fórmula HCℓ e não H2Cℓ ou HCℓ3? E a água, por que
H2O e não H3O4? Por que NaCℓ para o cloreto de sódio em vez de Na2Cℓ2?Podemos ainda questionar por que o cloreto de hidrogênio é gasoso em condições ambientes, a água é líquida e
o cloreto de sódio é sólido.Outra observação interessante é o fato de os átomos pertencentes ao grupo 18 da tabela periódica existirem
na natureza sob a forma de átomos isolados, ou seja, normalmente não formam compostos. Por que somente os elementos do grupo 18 são estáveis e os demais não?
Para responder a essas e a outras perguntas, vamos inicialmente analisar a teoria do octeto.Para justificar a estabilidade dos gases nobres, os cientistas analisaram a distribuição eletrônica de seus átomos.
Constataram que, à exceção do hélio (2 e– no total), todos os demais possuem 8 elétrons na camada de valência. Assim, atribuiu-se a estabilidade desses átomos ao fato de apresentarem a camada de valência contendo 8 elétrons (ou um total de 2 elétrons, como o hélio).
Dessa forma, a configuração eletrônica, contendo a camada de valência semelhante à de um gás nobre, é denominada configuração estável.
Os átomos dos demais elementos, por não apresen-tarem 8 elétrons na camada de valência, são instáveis e buscam a estabilidade ligando-se a outros átomos.
Kossel (alemão) e Lewis (americano), trabalhando independentemente, propuseram, em 1916, uma teoria para explicar a ligação entre os átomos, conhecida como a teoria do octeto, que diz o seguinte:
Os átomos instáveis unem-se uns aos outros para bus-car a estabilidade, ou seja, possuir 8 elétrons na camada de valência (ou 2 elétrons quando a única camada ocupada é a K). Em outras palavras, adquirir a estabilidade é buscar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo na tabela periódica. Isso se consegue pela perda, ganho ou compartilhamento de elétrons.
Ligação iônicaOcorre quando existe uma acentuada diferença de eletronegatividade entre os átomos que se ligam (átomos de
metais com átomos de ametais ou átomos de certos metais com átomos de hidrogênio).
2
Metais apresentam alta eletropositividade, tendên-cia de doar elétrons em busca da estabilidade, dando origem a íons positivos ou cátions. Possuem 1, 2 ou 3 elétrons na camada de valência.
Ametais apresentam alta eletronegatividade, ten-dência de receber elétrons em busca da estabilidade, dando origem a íons negativos ou ânions. Possuem 5, 6 ou 7 elétrons na camada de valência e também o hidrogênio, que possui apenas 1 elétron.
Exemplos: • Ligação entre sódio e cloro:
Sejam os átomos neutros de 11Na e 17Cℓ:
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
Precisa doar 1e–
1e– na camada de valência (instável)
17Cℓ 1s2 2s2 2p63s2 3p5
Precisa ganhar 1e–
7e– na camada de valência (instável)Cada átomo de Na doa 1e– e cada átomo de Cℓ
precisa ganhar 1e–. Assim:
11Na+ 1s2 2s2 2p6
8e– na camada de valência (íon Na+ estável)
17Cℓ– 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
8e– na camada de valência (íon Cℓ– estável)Como possuem cargas elétricas de sinais contrários,
os íons Na+ e Cℓ– se atraem e formam o composto clore-to de sódio (NaCℓ), conhecido como sal de cozinha.
Representação:
Na + Cℓ Na+Cℓ–
No estado sólido, esse composto é formado por um arranjo ordenado de cátions Na+ e ânions Cℓ–, deno-minado retículo cristalino iônico. Nesse retículo, cada íon Na+ é rodeado por 6 íons Cℓ– e cada íon Cℓ–, por 6 íons Na+. A representação do retículo cristalino iônico do NaCℓ é mostrada abaixo:
Cℓ– Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+
Na+Na+
Na+
Na+
Na+
Cℓ–
Cℓ–
Cℓ–
Cℓ–
Cℓ–
Cℓ–
Cℓ–
Cℓ–Cℓ–
Cℓ–Cℓ–
Cℓ–Cℓ–
• Ligação entre cálcio e flúor:Sejam os átomos neutros de 20Ca e 9F:
20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Precisa doar 2e–
2e– na camada de valência (instável)
9F 1s2 2s2 2p5
Precisa ganhar 1e–
7e– na camada de valência (instável)
Cada átomo de Ca doa 2e– e cada átomo de F precisa ganhar 1e–. Assim:
20Ca2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
8e– na camada de valência (íon Ca2+ estável)
9F– 1s2 2s2 2p6
8e– na camada de valência (íon F– estável)Como possuem cargas elétricas de sinais contrários,
os íons Ca2+ e F– se atraem e formam o composto fluore-to de cálcio (CaF2).
Assim: [Ca2+]1 [F– ]2 CaF2
Observação:No composto formado por meio da ligação
iônica, a carga total positiva (total de elétrons doados) deve ser igual à carga total negativa (total de elétrons recebidos), ou seja, o composto formado deve ser eletricamente neutro.
Representação: F
Se cada Ca doa 2e– e cada F recebe 1e–, serão necessários 2 F para que o total de elétrons doados seja igual ao total de elétrons recebidos.
Ca + F
[Ca2+] [F1–]2
Generalizando, temos:
(Cátiony+)x (Ânionx–)y
• Ligação entre alumínio e oxigênio:Sejam os átomos neutros de 13Aℓ e 8O:
13Aℓ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Precisa doar 3e–
3e– na camada de valência (instável)
Aula 05
3Química 3A
8O 1s2 2s2 2p4
Precisa ganhar 2e–
6e– na camada de valência (instável)
Cada átomo de Aℓ doa 3e– e cada átomo de O precisa ganhar 2e–. Assim:
13Aℓ3+ 1s2 2s2 2p6
8e– na camada de valência (íon Aℓ3+ estável)
8O2– 1s2 2s2 2p6
8e– na camada de valência (íon O2– estável)
O cátion Aℓ3+ e o ânion O2–, pelo fato de possuírem cargas elétricas de sinais contrários, atraem-se por força eletrostática, formando o composto óxido de alumínio (Aℓ2O3).
Como cada Aℓ doa 3e– e cada O recebe 2e–, para que o total de elétrons doados seja igual ao total de elétrons recebidos, podemos escrever:
[Aℓ3+]2 [O2–]3 Aℓ2O3
• Ligação entre sódio e hidrogênio:Sejam os átomos neutros de 11Na e 1H:
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1
Precisa doar 1e–
1H 1s1
Precisa ganhar 1e– para adquirir a estrutura do hélio
Cada átomo de Na doa 1e– e cada átomo de H precisa ganhar 1e–. Assim:
Na1+ 1s2 2s2 2p6
8e– na camada de valência (íon Na1+ estável)
1H– 1s2
2e– no total (íon H– estável)
Como possuem cargas elétricas de sinais contrários, os íons Na1+ e H– se atraem e formam o composto hidre-to de sódio (NaH).
Assim: [Na1+] [H–] NaH
Veja, na tabela a seguir, alguns íons comuns com configurações eletrônicas do gás nobre mais próximo na tabela periódica
Grupo 1
Grupo 2
Grupo 13
Grupo 16
Grupo 17
Configuração Eletrônica
Li+ [He]
Na+ Mg2+ Aℓ3+ O2– F– [Ne]
K+ Ca2+ S2– Cℓ– [Ar]
Br– [Kr]
Propriedades dos compostos iônicosComo consequência da intensa atração eletrostá-
tica (entre íons de cargas opostas, cátions e ânions) na formação do retículo cristalino iônico, os compostos de natureza iônica, como por exemplo os sais inorgânicos e orgânicos apresentam-se:a) sólidos nas condições ambientes (25°C e 1 atm);b) possuem elevados pontos de fusão e ebulição; Exemplo: NaCℓ P.F. = 808°Cc) apresentam alta condutividade elétrica, quando em
solução aquosa ou quando fundidos, como conse- quência do fenômeno de dissociação iônica;
Exemplo: Na+Cℓ–(s) Na+
(aq) + Cℓ–(aq)
d) de um modo geral, apresentam boa solubilidade em água;
e) não conduzem corrente elétrica no estado sólido.
Testes
Assimilação05.01. Assinale a alternativa que apresenta a fórmula correta do composto formado por potássio (19K) e oxigênio (8O): a) KO b) KO2 c) K2O d) K6O e) K2O3
4
05.02. Da combinação do alumínio (13Aℓ) com oxigênio (8O) é obtido o óxido de alumínio. A fórmula de óxido é:a) Aℓ2O3b) Aℓ2Oc) Aℓ3O2d) AℓO2e) AℓO3
05.03. (UNITINS – TO) – Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinoterrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres quando, respecti-vamente, formam íons com número de carga: a) +2 e –1b) +1 e –1c) –1 e +2d) –2 e –2e) +1 e –2
05.04. (FMJ – SP) – Um átomo de um elemento químico apresenta um elétron na última camada. É correto afirmar que esse átomoa) tem tendência a perder 2 elétrons para se estabilizar.b) é um gás nobre. c) pertence à família 2 da classificação periódica.d) tem tendência a perder 1 elétron para se estabilizar.e) pertence à família 5 da classificação periódica.
05.05. (UNIRG – TO) – Considere os elementos químicos genéricos X e Y e suas respectivas configurações eletrônicas apresentadas a seguir.
X s s p s
Y s s p s p
1 2 2 3
1 2 2 3 3
2 2 6 1
2 2 6 2 5
De acordo com os dados, conclui-se que o composto forma-do pela ligação química entre os elementos A e B apresentará fórmula igual a:a) XYb) X2Yc) XY2d) X2Y3
Aperfeiçoamento05.06. (FPS – PE) – Quando átomos X com configuração eletrônica 1s22s22p63s2 reagem com átomos Y com confi-guração 1s22s22p5 há formação de cátions e ânions. Qual a valência dos cátions e ânions formados, respectivamente?a) Monovalente e monovalente.b) Monovalente e bivalente.c) Bivalente e monovalente.d) Bivalente e bivalente.e) Bivalente e trivalente.
Aula 05
5Química 3A
05.07. (UEPG – PR) – Considerando os elementos abaixo, assinale o que for correto.
I. Ne (Z = 10)II. Mg (Z = 12) III. S (Z = 16)IV. Cℓ (Z = 17)01) O átomo de cloro tem 1 elétron a mais do que o ânion
cloreto.02) Ne e Mg2+ são espécies isoeletrônicas.04) S forma ânions divalentes, que apresentam número
atômico igual a 16.08) Átomos de Ne apresentam 8 elétrons no último nível
energético e possuem baixa reatividade.16) S e Cℓ formam compostos iônicos com Mg.
05.08. (UNIFOR – CE) – O fluoreto de sódio é um haleto alcali-no muito utilizado na prevenção de cáries e pode ser obtido a partir da reação do ácido fluorídrico com carbonato de sódio. O tipo de ligação química existente entre o sódio e o flúor é:a) Covalente apolarb) Dipolo-dipoloc) Covalente polard) Metálicae) Iônica
05.09. (UFG – GO) – A série americana intitulada Breaking Bad vem sendo apresentada no Brasil e relata a história de um professor de Química. Na abertura da série, dois símbolos químicos são destacados em relação às duas primeiras letras de cada palavra do título da série. Considerando a regra do octeto, a substância química formada pela ligação entre os dois elementos é a:a) Ba2Br2b) Ba2Br3c) Ba2Brd) BaBr3e) BaBr2
05.10. (UFAL) – O estudo das ligações químicas é importante para a compreensão das propriedades da matéria. De um modo geral, as ligações químicas são classificadas como covalentes, iônicas e metálicas. A ligação entre dois átomos é definida como iônica, quandoa) um ou mais pares de elétrons são compartilhados entre
os dois átomos. b) os átomos são mantidos unidos pela força eletrostática
entre os elétrons.c) um ou mais elétrons são transferidos de um átomo para
outro.d) as nuvens eletrônicas dos átomos se superpõem. e) os átomos são mantidos juntos por forças nucleares.
6
Aprofundamento05.13. (UFPR) – Um elemento químico possui massa atô-mica A = 39,098 u e número atômico Z = 19. Acerca desse elemento, considere as seguintes afirmativas:1. A substância pura desse elemento apresenta-se na for-
ma de um metal em condições normais. 2. O íon estável desse elemento apresenta carga +2. 3. Esse elemento formará compostos iônicos com os ele-
mentos do grupo XVII.4. A substância pura desse elemento deve ser inerte (não
reage) com água. Assinale a alternativa correta.a) Somente a afirmativa 3 é verdadeira. b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 2 e 4 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 1 e 3 são verdadeiras. e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
05.14. (FUVEST – SP) – Considere as seguintes espécies químicas: H+ NH3 NH+
4 SO2–4
Qual das fórmulas a seguir é correta?a) NH3SO4d) (NH4)SO4
b) (NH3)2SO4e) (NH4)HSO4
c) (NH3)HSO4
05.11. (UENP – PR) – A crosta terrestre constitui uma rele-vante fonte de matéria-prima. Nela encontramos a hematita (Fe2O3), da qual extraímos o ferro. A respeito desse composto, qual a quantidade de cátions e ânions existentes em sua fórmula?a) Três cátions de Fe++ e três de ânions O– –
b) Dois cátions Fe++ e dois ânions O– –
c) Três cátions Fe+++ e três ânions O– –
d) Dois cátions Fe+++ e dois ânions O– –
e) Dois cátions Fe+++ e três ânions O– –
05.12. (UDESC) – Um composto é formado pelo cátion X e ânion Y, com fórmula química representada por X2Y3. A respeito desse composto, assinale a alternativa correta.a) O átomo X possui 2 elétrons na camada de valência.b) O átomo Y possui 6 elétrons na camada de valência.c) O átomo Y possui 2 elétrons na camada de valência.d) O átomo X possui 6 elétrons na camada de valência. e) O composto se estabiliza por ligação química covalente.
Aula 05
7Química 3A
05.15. (UEPG – PR) – O quadro a seguir fornece dados de cinco elementos químicos. Considere como condições ambientais normais: T = 25°C, P = 1atm.
Elemento Número Atômico (Z)
I 11
II 16
III 18
IV 13
V 17
De acordo com os elementos acima representados, assinale o que for correto.01) Os elementos químicos IV e II formam compostos iôni-
cos de fórmula (IV)2 (II)3.02) Todos os elementos representados pertencem ao mes-
mo período da Tabela Periódica.04) O elemento III apresenta maior eletronegatividade.08) O elemento V apresenta o maior potencial de ionização.16) Os elementos I e III encontram-se no estado sólido e gaso-
so, respectivamente, nas condições padrões ambientais.
05.16. (UEPA) – “Desde a invenção da pólvora negra no sé-culo IX pelos chineses, sabe-se que determinados materiais, quando queimados, produzem chamas coloridas. Foram, porém, os italianos e alemães que, na Idade Média, deram mais cores e efeitos às chamas. Eles aprenderam a adicionar compostos metálicos na pólvora, obtendo variada gama de cores e efeitos. A origem das cores geradas pela presença de metais nas chamas está na estrutura eletrônica dos átomos. Com energia liberada na combustão, os elétrons externos dos átomos metais são promovidos a estados excitados e, ao retornarem ao seu estado eletrônico inicial, liberam a energia excedente na forma de luz, com essas cores mostrados na tabela a seguir:”
Elemento Cor da chama
Antimônio Azul-esverdeada
Arsênio Azul
Bário Verde-amarelada
Cálcio Alaranjada
Chumbo Azul
Cobre Verde
Estrôncio Vermelho-tijolo
Lítio Carmim
Potássio Violeta
Sódio Amarela
Com relação ao texto sobre a pólvora, leia as afirmativas abaixo:
I. Li, K e Na quando realizam ligação química com o Cℓ perdem um elétron para o mesmo.
II. Quando os átomos de Li, K e Na são ionizados formam as espécies Li+, K+ e Na+.
III. As configurações eletrônicas de Na e K são: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 e 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, respectivamente.
IV. O antimônio e o estrôncio são elementos representativos na tabela periódica.
V. O antimônio (Sb) apresenta maior raio atômico que o estrôncio (Sr).
A alternativa que contém todas as afirmativas corretas é:a) I, II, III e IVb) I, II, III e Vc) II, III, IV e Vd) I, II, IV e Ve) I, III, IV e V
8
05.18. (UEPG – PR) – Considerando os elementos abaixo, com relação aos seus átomos, assinale o que for correto.
Na Mg Cℓ O
01) Os átomos de sódio e de magnésio são isótonos entre si.02) Átomos de oxigênio no estado fundamental têm 8 elé-
trons e 8 prótons, sendo eletricamente neutros.04) Átomos de cloro e de magnésio possuem tendência
em formar ânions. 08) Átomos de oxigênio e de sódio podem originar o com-
posto de fórmula Na2O através de ligação covalente.
05.17. (UPF – RS) – A obtenção industrial do chumbo metá-lico Pb(s) ocorre a partir da redução do minério galena PbS(s). Depois de extraído, o chumbo metálico pode ser usado na proteção contra partículas radioativas, na fabricação de mu-nições para armas de fogo, aditivo da gasolina e pigmentos para tintas, entre outras aplicações. Considerando o elemento químico chumbo, analise as afirmativas abaixo:
I. Sua configuração eletrônica no estado fundamental é [Xe]6s2 4f14 5d10 6p2, possuindo, portanto, quatro elétrons na camada de valência.
II. O raio atômico do átomo neutro de chumbo é maior do que o raio iônico do respectivo íon Pb2+.
III. Em sua eletrosfera existem somente cinco níveis de energia com elétrons distribuídos.
IV. O principal minério de obtenção do chumbo é a galena, PbS(s), encontrada na natureza e resultante da ligação iônica entre íons Pb2+ e S–2.
Está correto o que se afirma em:a) apenas I, II e IV.b) apenas II, III e IV.c) apenas I, II e III.d) apenas I, III e IV.e) todas as afirmativas.
Aula 05
9Química 3A
Discursivos05.19. O Brasil é o campeão mundial da reciclagem de alumínio, colaborando com a preservação do meio ambiente. Por outro lado, a obtenção industrial do alumínio sempre foi um processo caro, consumindo grande quantidade de energia. No passado, a obtenção industrial do alumínio já foi tão cara que, apenas em ocasiões especiais, Napoleão III usava talheres de alumínio. Com relação ao alumínio, pede-se:
a) Qual a configuração do cátion do alumínio isoeletrônico ao gás nobre neônio?
b) Compare o íon Aℓ3+ com os íons Na+ e Mg2+. Ordene as 3 (três) espécies em ordem crescente de raio iônico.
c) Sabendo-se que o óxido de alumí-nio é Aℓ2O3, represente a fórmula eletrônica (ou de Lewis) para esse composto.
05.20. (UFRJ) – QuantaGilberto Gil
“Fragmento infinitésimo Quase apenas mentalQuantum granulado no melQuantum ondulado do salMel de urânio, sal de rádio Qualquer coisa quase ideal”
Com base na tabela periódica, escreva a fórmula do sal formado pelo halogênio mais eletronegativo e o metal alcalinoterroso citado por Gilberto Gil na letra de Quanta, indicando o tipo de ligação química do sal formado.
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Gabarito05.01. c05.02. a05.03. a 05.04. d 05.05. a 05.06. c 05.07. 30 (02, 04, 08, 16)05.08. e05.09. e05.10. c05.11. e 05.12. b05.13. d05.14. e
05.15. 19 (01, 02, 16)05.16. a05.17. a05.18. 03 (01, 02)05.19. a) O cátion do alumínio isoeletrônico do gás Ne é o Aℓ3+.
Aℓ3+ = 1s2 2s2 2p6
b) Aℓ3+ < Mg2+ < Na+
c) Considerando que o Aℓ2O3 é um composto iônico, sua fórmula eletrônica é: [Aℓ]3+
2 [ O ]2–3
05.20. Rádio Grupo 2 (Metal alcalinoterrosos)(Ra)Flúor Grupo 17 (Halogênios)(F) Elemento + eletronegativo da tabela periódica.
Ra F12
2+ − RaF2 (Fórmula do sal)
Ligação iônica
11Química 3A
Ligação covalente e número de oxidação
3AQuímica
Aula 06
IntroduçãoA ligação iônica, apresentada no capítulo anterior,
ocorre entre um átomo que apresenta baixa energia de ionização – principalmente metais dos grupos 1 e 2, e outro átomo com uma alta afinidade eletrônica. Assim um ou mais elétrons podem ser transferidos do primeiro para o segundo átomo, ocasionando a ligação acima mencionada.
Ligação covalenteQuando os dois átomos que reagem para formar uma
ligação apresentam as mesmas tendências de ganhar ou de perder elétrons, ou uma pequena diferença de eletronegatividade, a transferência total de um elétron de um átomo para outro átomo não ocorre. Em vez dis-so, os elétrons ficam compartilhados entre os átomos, ocasionando a chamada ligação covalente.
A ligação tipicamente covalente ocorre entre átomos de ametais.
Representação de um par de elétrons compartilha-dos por dois átomos de hidrogênio:
H H
Exemplo de formação da ligação covalente
Ligação entre flúor e flúor:Sejam os átomos neutros de 9F:
9F 1s2 2s2 2p5
7e– na camada de valência (instável)
9F 1s2 2s2 2p5
7e– na camada de valência (instável)O átomo neutro de flúor também pode ser represen-
tado por: F
Cada átomo de flúor precisa ganhar 1 elétron para se estabilizar com o octeto de valência. Assim, os elétrons desemparelhados de cada um são compartilhados, de modo que cada um dos átomos usufrui do par de elé-trons adquirindo configuração eletrônica de gás nobre.
Representação:
F +
F
F F
(Substância flúor – F2)
Essa representação recebe o nome de fórmula eletrônica ou “Fórmula de Lewis” e indica os elétrons pertencentes à camada de valência e os compartilhados pelos átomos. Os elétrons compartilhados são atraídos simultaneamente pelos dois núcleos, sendo os respon-sáveis pela ligação entre os átomos.
Os compostos formados por ligações covalentes são denominados compostos moleculares.
Esquematizando, temos:
ligaçãoÁtomos Moléculas
covalente
Ligação covalente normalNa ligação covalente normal, cada um dos átomos
ligados contribui com um elétron para a formação do par eletrônico ligante. Esse par eletrônico pertencerá simultaneamente aos dois átomos.
Exemplos:
H + H H H (H2)
H + Cℓ H Cℓ (HCℓ)
2 H + O H O H (H2O)
12
3 H + N H N H (NH3) H
H 4 H + C H C H (CH4) H
Ligação covalente adicional (ou dativa)
A ligação covalente adicional é um modelo utilizado para explicar a formação de algumas moléculas, embora muitas vezes substituído por outros modelos mais inte-ressantes. Nesse modelo o par eletrônico compartilhado é proveniente de um único átomo.
1o. exemplo – formação do dióxido de enxofre (SO2):
ligação “dativa”
2 O + S O SO
O octeto para o enxofre foi estabelecido com a liga-ção do primeiro átomo de oxigênio, quando ocorreu o compartilhamento entre os elétrons desemparelhados de ambos os átomos. Surgiram duas ligações covalentes (uma dupla ligação), cada uma delas formada por um elétron do átomo de oxigênio e por um elétron do átomo de enxofre. A ligação entre o segundo átomo de oxigênio e o enxofre será feita por meio da covalência adicional: o átomo de oxigênio se liga ao átomo de enxofre por um par de elétrons que pertence ao átomo de enxofre. Após a ligação, ambos compartilham o par eletrônico e atingem a estrutura do octeto. Forma-se, assim, o composto dióxido de enxofre, SO2.
Observando atentamente a fórmula eletrônica, constatamos que ainda é possível o SO2 receber um terceiro átomo de oxigênio por intermédio de uma nova ligação covalente (dativa) e formar o composto SO3.
2o. exemplo – formação do cátion amônio (NH+4)
3 H + N H N H (NH3) H
H+ + H N H H + (NH4)+
H H N H H
Polaridade de ligações Considere uma molécula de HCℓ (gás clorídrico). O
par de elétrons compartilhado (ligação covalente) não é atraído igualmente por ambos os átomos, visto que o átomo de cloro é mais eletronegativo que o de hidro-gênio, ou seja, o par de elétrons encontra-se deslocado para o lado do cloro.
Verifica-se, então, que no cloro aparece uma carga parcial negativa e, no hidrogênio, uma carga parcial positiva. A ligação é chamada covalente polar.
+ –
H – CℓLigação covalente polar
Agora vamos analisar a molécula de Cℓ2. Os átomos que formam a molécula possuem a mesma eletronega-tividade, não havendo polarização da ligação. Dizemos, então, que se trata de uma ligação covalente apolar.
Cℓ – CℓLigação covalente apolar
Podemos dizer que a ligação covalente polar apre-senta algum grau de caráter iônico. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos que se ligam, maior o grau de caráter iônico e, quanto menor é a diferença de eletronegatividade entre os participantes da ligação, maior é o caráter covalente.
Observação:A ligação covalente pode ser representada por
um traço [–], que substitui os “dois pontos” do par eletrônico. Assim, temos as fórmulas estruturais.
Exemplos:
Substância Fórmula eletrônica
Fórmula estrutural
H2 H H H – H
H2OH H
OH H
O
SO2 O OS
O OS
Aula 06
13Química 3A
Número de Oxidação (Nox)
ConceitoO número de oxidação ou estado de oxidação de um
átomo é um número que está associado à carga elétrica que esse átomo apresenta em uma espécie química. Essa carga pode ser:
• REAL – associada aos íons. • IMAGINÁRIA – associada aos átomos na ocorrência
da ligação covalente, por exemplo, em função do ambiente eletrônico ao redor dos mesmos.O conceito de números de oxidação será utilizado
nas reações de oxirredução posteriormente, permitindo “acompanhar” os elétrons nessas reações.
Carga realQuando dois ou mais átomos se unem para formar
uma substância por meio da ligação iônica, o Nox indica a carga real do cátion ou do ânion.
Assim, pode-se dizer que, na ligação iônica, o Nox é a carga do íon, ou seja, o número de elétrons que o átomo realmente ganha ou perde.
Exemplos:
NaCl
Na doa 1e–, transformando-se em Na+
Nox = +1Cl recebe 1e–, transformando-se em Cl–
Nox = –1
Ca doa 2e–, transformando-se emCa2+ Nox = +2O recebe 2e–, transformando-se em O2–
Nox = –2
CaO
Aℓ doa 3e–, transformando-se em Aℓ3+
Nox = +3S recebe 2e–, transformando-se em S2–
Nox = –2
Aℓ2S3
Carga imagináriaQuando dois ou mais átomos se unem para formar
uma substância por meio da ligação covalente, o Nox indica a carga que cada átomo participante da ligação iria adquirir, caso houvesse ruptura dessa ligação e o(s) elétron(s) ficasse(m) com o átomo mais eletronegativo.
Assim, o Nox negativo seria atribuído ao átomo mais eletronegativo e o Nox positivo, ao átomo menos eletronegativo.
Em função da análise do ambiente eletrônico ao redor dos átomos ligados a seguir, imaginando a ruptura das ligações nos pontos assinalados, (considerando-se
as diferenças de eletronegatividades) temos os seguin-tes valores de NOX:
HCl(eletronegatividades: Cl > H)
Cl
Cl: Nox = –1(ganha 1e– do H)H: Nox = +1(perde 1e– para o Cl)
H
H2O(eletronegatividades: O > H)
H O H
O: Nox = –2(ganha 1e– de cada H)H: Nox = +1(perde 1e– para o oxigênio)
HCN(eletronegatividades: N > C > H)
H ( C ( N
N: Nox = –3(ganha 3e– do C)C: Nox = +2(perde 3e– para o N e ganha 1e– do H)H: Nox = +1(perde 1e– para o carbono)
Regras para se determinar o NOX • O Nox do H em seus compostos é normalmente +1.
Exemplos: H2O, NH3, KOH, H2SO4 NoxH = +1 Exceção: nos hidretos metálicos (iônicos), o Nox do H é –1.Exemplos: NaH, CaH2 NoxH = –1
• O Nox do O em seus compostos é normalmente –2.Exemplos: H2O, Ca(OH)2, H3PO4, P2O5 NoxO = –2Exceções:a) nos peróxidos (grupo – O – O –), o Nox do O é –1Exemplos:H2O2 ou H – O – O – H, K2O2, CaO2 NoxO = –1b) No OF2 (fluoreto de oxigênio), o Nox do O é +2 e o
do F é –1, porque F é mais eletronegativo que O. • Alguns metais apresentam o Nox fixo em seus
compostos:a) Metais alcalinos Nox = +1b) Metais alcalinoterrosos Nox = +2c) Alumínio Nox = +3d) Zinco Nox = +2e) Prata Nox = +1
14
• Qualquer elemento na forma de substância sim-ples apresenta Nox igual a zero. Exemplos:O no O2 Nox = zeroO no O3 Nox = zeroP no P4 Nox = zeroC no diamante Nox = zero
• Numa molécula, a soma dos Nox dos átomos parti-cipantes é igual a zero.
Molécula: Nox = zero
Exemplos:H3PO4 H3 P O4
(+1) · 3 + x + (–2) · 4 = zero x = Nox do P = +5
K2Cr2O7 K2 Cr2 O7
(+1) · 2 + 2x + (–2) · 7 = zero x = Nox do Cr = +6
• Num íon simples, o Nox é igual à carga do íon.Exemplos:Aℓ3+ Nox = +3S2– Nox = –2
• Num íon composto, a soma dos Nox de todos os átomos é igual à carga do íon.Exemplos:(MnO4)– Mn O4
x + (–2) ∙ 4 = –1x = Nox do Mn = +7
(P2O7)4– P2 O7
2x + (–2) · 7 = – 4x = Nox do P = +5
Testes
Assimilação06.01. (UENP – PR) – A Confederação Brasileira de Des-portos Aquáticos (CBDA) anunciou, em 01/07/2011, que os nadadores Cesar Cielo, Nicholas Santos, Henrique Barbosa e Vinícius Waked foram flagrados no exame antidoping para o diurético furosemida. Essa substância em si não melhora o desempenho dos atletas, entretanto a Agência Mundial An-tidoping (WADA) a relaciona entre as substâncias proibidas, pois seu consumo pode mascarar o uso de outras substâncias consideradas doping. A fórmula estrutural da furosemida é:
Cℓ N
COOHH2NSO2
O
FUROSEMIDA
Um dos atletas relatou que a possível origem da furosemida encontrada no antidoping teria origem na contaminação cruzada de cápsulas de cafeína confeccionadas em uma farmácia de manipulação. Estudos sugerem que a cafeína, ingerida cerca de 1 hora antes do exercício, aumenta o desempenho de atletas. A fórmula estrutural da cafeína é:
CH3
H3CO
N
NO
N
N
CH3
CAFEÍNA
O que está correto sobre as ligações químicas existentes na furosemida?a) Todas são iônicas.b) Todas são covalentes.c) Não é possível fazer afirmações sobre a natureza das
ligações químicas existentes.d) Todas são covalentes, exceto a ligação do hidrogênio
com o oxigênio do grupo carboxila, pois em solução aquosa ocorre sua ionização formando o ânion – COO– e o cátion H3O+.
e) Todas são iônicas, exceto a ligação do hidrogênio com o oxigênio do grupo carboxila, que é covalente.
06.02. (IFSP) – O ácido oxálico está presente em produtos utilizados para remover manchas de ferrugem em tecidos. A fórmula desse ácido é :
HO
O
C C OH
O
O exame dessa fórmula mostra que, na molécula de ácido oxálico, existem entre os átomos ligaçõesa) iônicas.c) covalentes.e) dativas.
b) de hidrogênio.d) metálicas.
Aula 06
15Química 3A
06.03. (UEL – PR) – Em qual das substâncias a seguir o átomo de oxigênio tem número de oxidação zero?a) H2Od) OF2
b) O2e) XeO2
c) H2O2
06.04. (UNIFICADO – RJ) – Em uma investigação química, as propriedades e transformações da matéria são parâmetros de estudos. A linguagem e os conceitos para descrever a união entre os átomos, ou seja, as ligações químicas, evoluíram de teorias muito simples para outras mais complexas, com base na mecânica ondulatória. Essas ligações podem ser classificadas em duas categorias gerais como: Ligação Iônica (Eletrovalente) e Ligação Covalente. A seguir, são listadas quatro substâncias e algumas aplicações:
Aℓ2O3 – óxido de alumínio (alumina – usado como isolante térmico, elétrico, etc.)CCℓ4 – tetracloreto de carbono (líquido incolor – usado como solvente) NH3 – amônia (gás incolor – usado em refrigeração) LiF – fluoreto de lítio (sado na óptica ultravioleta de termo-luminescência)
Os tipos de ligação química nesses compostos são, respec-tivamente,a) covalente – covalente – iônica – iônicab) covalente – iônica – covalente – iônicac) covalente – iônica – iônica – covalented) iônica – iônica – covalente – covalente e) iônica – covalente – covalente – iônica
06.05. (UDESC) – Os tipos de ligações químicas dos com-postos: NH3; CO2; Fe2O3; Cℓ2; Kl são, respectivamente:a) covalente polar, covalente polar, iônica, covalente apolar,
iônica. b) covalente apolar, iônica, covalente polar, covalente apolar,
iônica.c) covalente apolar, covalente polar, iônica, covalente apolar,
iônica.d) covalente polar, covalente apolar, iônica, covalente polar,
iônica.e) covalente polar, covalente apolar, iônica, covalente apolar,
covalente polar.
Aperfeiçoamento06.06. (UEG – GO) – Considere os elementos químicos com a distribuição eletrônica na camada de valência: A (ns2, np4); B (ns2,np5); C(ns1) D(ns2). Sobre o comportamento químico dos compostos, a combinação de elementos químicos que levam à formação de ligação química predominantemente covalente ocorre entres os elementos:a) A e Bb) B e Dc) C e A d) D e C
06.07. (UNISINOS – RS) – Considere os seguinte elementos genéricos: 1 8 11 17 20A B C D E
Assinale a opção que contém a combinação correta entre os elementos.a) O elemento A faz uma ligação iônica com o elemento D,
formando um composto com fórmula AD.b) O elemento C faz duas ligações iônicas com o elemento
E, formando um composto com fórmula CE.c) O elemento E faz duas ligações iônicas, produzindo a
substância com fórmula E2.d) O elemento E faz uma ligação covalente com o elemento
B, formando um composto com fórmula EB.e) Os elementos C e B estão unidos por ligação iônica, for-
mando um composto com fórmula C2B.
06.08. (CESGRANRIO – RJ) – Dado o grupo de compostos clorados apresentados a seguir, os números de oxidação do cloro são, respectivamente:Dados: KCℓO4; Mg (CℓO3)2; NaCℓO; AℓCℓ3; Cℓ2.a) +7, +6, +2, +1, 0b) +7, +5, +1, –1, 0c) +7, +5, –1, –1, –1d) +5, +3, +1, –3, 0e) +3, –3, +1, –1, 0
16
06.09. (PUCCAMP – SP) –
MedusasPessoas acidentalmente atingidas por espécies ve-
nosas de medusas, como as vespas-do-mar, apresen-tam ferimentos iguais aos provocados por açoites al-gumas morrem de choque anafilático. Esses “ataques” nada têm a ver com fome ou agressividade: a maioria das medusas é tão cega e desajeitada que não conse-guem desviar-se de seus nadadores.
Além de coletarem alimentos, algumas espécies criam algas sob suas campânulas. Na convivência sim-biótica que se estabelece, elas fornecem o alimento e, em troca, recebem proteção das zooxantelas, ao mes-mo tempo que lhes proporcionam as melhores condi-ções de crescimento possíveis: durante o dia, a água viva Mastigias, por exemplo, nada perto da superfície aquática para ajudar na fotossíntese das algas; à noite, ela desce para zonas mais profundas, onde a concen-tração de amônia é maior, e “aduba” suas protegidas.
(Revisa Geo, n. 25, p. 59)
A amônia é transformada em íons amônio quando recebe um próton H+. A ligação formada entre o próton e a molécula de amônia éa) iônica.c) covalente coordenada.e) metálica.
b) covalente normal.d) de hidrogênio.
06.10. (FMS – SP) – Considere as informações sobre o bro-meto de ipratrópio, fármaco empregado no tratamento de doenças respiratórias como broncodilatador.
Estrutura:
Br–
+H3C N
CH3
CH3
O
OHO
Massa molar aproximada: 4 x 102 g/molInformação extraída da bula:Cada mL (20 gotas) da solução para inalação contém:Brometo de ipratrópio...........0,25 mgVeículo q.s.p. .......................1 mL(cloreto de benzalcônio, edetato dissódico, cloreto de sódio, ácido clorídrico e água purificada.)
(www.bulas.med.br)
A estrutura do brometo de ipratrópio apresenta ligações do tipoa) covalente apolar, apenas.b) covalente polar, covalente apolar e iônica.c) iônica, apenas.d) covalente polar, apenas.e) covalente polar e covalente apolar, apenas.
brometo de ipratrópio
06.11. (UNAMA – PA) – O efeito estufa já está elevando a temperatura da Terra a níveis quase insuportáveis para o homem. A emissão dos gases causadores deste efeito só faz aumentar de ano a ano e o maior vilão é a quantidade, cada vez maior, de veículos automotivos queimando combustí-veis derivados do petróleo, como a gasolina e o diesel. Esta queima contínua lança na atmosfera quantidades enormes de gás carbônico e de vapor-d’água. Uma outra substância que contribui bastante para o aumento da temperatura da Terra é o metano, produzido, principalmente, pelos rebanhos de gado, bovino e ovino.Em termos de ligação química, as três substâncias citadas no texto apresentam, na ordem destacada:a) 4 ligações covalentes normais; 2 ligações covalentes
normais; 4 ligações covalentes normais.b) 2 ligações covalentes normais e 1 dativa; 3 ligações cova-
lentes normais; 4 ligações covalentes normais.c) 4 ligações covalentes normais e 1 dativa; 2 ligações cova-
lentes normais 4 ligações covalentes normais.d) 2 ligações covalentes normais; 2 ligações covalentes
normais; 4 ligações covalentes normais.
06.12. (UFPR) – O nitrogênio (N) é capaz de formar compostos em estados de oxidação que variam de –3 a +5. Cinco exemplos das inúmeras moléculas que o N pode formar são apresentados abaixo. Dados os números atômi-cos do N (= 7), do H (= 1) e do O (= 8 ), numere a coluna da esquerda de acordo com a coluna da direita.1) NO ( ) –22) N2O ( ) –33) NH3 ( ) +44) N2H4 ( ) +25) NO2 ( ) +1Assinale a alternativa que apresenta a numeração correta da coluna da direita, de cima para baixo.a) 1 – 4 – 2 – 5 – 3c) 1 – 2 – 4 – 3 – 5e) 3 – 5 – 1 – 2 – 4
b) 4 – 3 – 5 – 1 – 2d) 2 – 4 – 3 – 1 – 5
Aula 06
17Química 3A
Aprofundamento06.13. (UECE) – Considere quatro elementos químicos representados por: G, J, X e Z. Sabendo-se que os elementos J e G pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica, e que os elementos J, X e Z apresentam números atômicos consecutivos, sendo X um gás nobre, é correto afirmar-se quea) os elementos J e G apresentam potenciais de ionização
idênticos por possuírem o mesmo número de elétrons no último nível.
b) o composto formado por J e Z é iônico e sua fórmula química é ZJ.
c) o composto formado por G e Z é molecular e sua fórmula química é ZG2.
d) o composto JX apresenta ligação coordenada.
06.14. (UCSAL – BA) – O número total de elétrons em uma molécula de água é igual a:a) 10b) 8c) 6d) 4e) 2
06.15. (UFPB) – A amônia é um dos compostos químicos mais fabricados no mundo, com largo emprego na produção de fertilizantes nitrogenados que são importantes para a agri-cultura. Na produção industrial, pelo processo Haber-Bosch, os gases nitrogênio e hidrogênio reagem em condições controladas de pressão e temperatura, produzindo a amônia.Para ilustração dessa reação, considere a seguinte repre-sentação:
átomo de nitrogênio átomo de hidrogênio
Com base nessas informações, conclui-se que a reação da amônia está representada pelo esquema:a)
b)
c)
d)
e)
06.16. (UFPI) – Um antisséptico bucal contendo peróxido de zinco, ZnO2, suspenso em água é efetivo no tratamento de infecções orais causadas por micro-organismos. Indique o número de oxidação do zinco nessa substância.a) –2d) +2
b) –1e) +4
c) +1
06.17. (PUC – ABC – SP) – O elemento X forma uma subs-tância simples molecular de fórmula X2, ocorrendo compar-tilhamento de dois pares de elétrons a cada par de átomos.O elemento Z forma uma substância simples que conduz corrente elétrica no estado líquido e no estado sólido e seus átomos apresentam apenas um elétron na camada de valência. O elemento Y forma as substâncias simples grafite e diaman-te, entre outras formas alotrópicas.O elemento X forma compostos binários com o elemento Z e com o elemento Y.Sobre esses compostos é correto afirmar quea) o composto Z2 X é iônico e o composto YO2 é molecular.b) o composto ZX é iônico e o composto Y2O é molecular.c) os compostos Z2X e o YO2 são iônicos.d) o composto ZX é molecular e o composto YO é iônico.e) os compostos Z2X3 e YO são moleculares.
06.18. O cloro é um elemento que participa de compostos inorgânicos e orgânicos, pertence ao grupo dos halogênios e forma diversos ânions, tais como Cℓ–, CℓO–, C ON 2 , C ON 3 , e C ON 4 .Com relação a estes ânions do cloro, é correto afirmar:01) O estado de oxidação do cloro pode variar de –1 (no
íon cloreto) a +7 ( no íon perclorato).02) O íon cloreto apresenta a mesma configuração eletrô-
nica que o argônio, o gás nobre que o sucede na tabela periódica.
04) O gás cloro (Cℓ2), ao agir como redutor, transforma-se no íon cloreto.
08) O íon perclorato, ao se ligar a um próton, ficará eletrica-mente neutro, transformando-se na espécie conhecida como ácido perclórico.
18
Discursivos06.19. (UFRJ) – O cientista John Dalton foi um dos pioneiros na tentativa de ordenar e definir propriedades dos elementos e das moléculas. Segundo sua Teoria Atômica, apresentada em 1803, toda a matéria seria composta por pequenas partículas indivisíveis chamadas átomos. Átomos do mesmo elemento possuiriam as mesmas características, podendo se ligar entre si ou a outros elementos, formando moléculas. Como os símbolos dos antigos alquimistas não se ajustavam a sua teoria, Dalton propôs ainda a adoção de novos símbolos para representar os elementos e as moléculas. As figuras a seguir apresentam algumas moléculas representadas com os símbolos criados por Dalton.
a) Escreva a estrutura do ácido nítrico usando a representação de Dalton.b) Apresente o Nox do elemento central da molécula X.
06.20. (UFG – GO) – A molécula de H2 é caracterizada pela ligação covalente entre dois átomos de hidrogênio (H). O gráfico a seguir apresenta a relação entre a energia de ligação e a distância internuclear dos átomos.
300
150
0
–150
–300
–450
300150 600450
Região B
Distância internuclear (pm)Ener
gia
(kJ.m
ol–1
) Região A
Com base na análise do gráfico apresentado,a) identifique (i) o raio covalente, em metros, e (ii) a energia da ligação molecular.
b) identifique em qual das regiões ocorre atração e repulsão atômica, respectivamente.
Aula 06
19Química 3A
Gabarito06.01. b 06.02. c06.03. b06.04. e06.05. a06.06. a06.07. e06.08. b06.09. c06.10. b06.11. a06.12. b06.13. b06.14. a 06.15. a
06.16. d06.17. a06.18. 11 (01, 02, 08)06.19. a)
b) Molécula X: H2SO4
+6
06.20. a) O raio covalente é igual a 75 x 10–12 m e energia de ligação mo-lecular é igual a –450 kj/mol
b) A região em que ocorre a atração é a região B.A região em que ocorre repulsão é a região A.
20
Anotações
07Aula Química
4A
1.a parte – Fórmulas eletrônicas e estruturais planas2.a parte – Ligação metálica
Formulação de compostos molecularesA montagem das fórmulas eletrônicas e estruturais planas para os compostos moleculares depende basica-
mente do conhecimento das configurações eletrônicas de seus átomos formadores e da tabela periódica.Um composto é considerado molecular quando apresenta exclusivamente ligações covalentes normais ou dativas.Ex.: H2O, CO2, Cℓ2, NH3, etc.Nesse caso, a molécula é realmente a menor partícula que representa a substância.
Família Hidrogênio Grupo 14 (4A) Grupo 15 (5A) Grupo 16 (6A) Grupo 17 (7A)
Principais elementos que fazem ligações covalentes. H C
NP
As
OS
SeTe
FCℓBrI
Camada de valência típica da família. H C N S Cℓ
Ligações covalentes normais necessárias para atingir a
estabilidade (teoria da ligação de valência – octeto).
H
C
C
C
C
N
N
N
S
S
Cℓ
Número máximo de dativas que o átomo pode fornecer. nenhuma nenhuma uma duas três
Dativas que o átomo pode receber. nenhuma uma uma uma nenhuma
1
2
Represente as fórmulas estruturais para os compostos:
1. ácido sulfúrico: 2. ácido fosfórico: 3. ácido fosforoso:
4. ácido hipofosforoso: 5. ácido nítrico: 6. ácido carbônico:
Formulação de compostos iônicos que contêm ligações iônicas e molecularesUm composto é considerado iônico desde que possua uma única ligação iônica, mesmo apresentando várias
ligações covalentes.Ex.: K2SO4, NaNO3, Na3PO4, CaCO3
Represente as fórmulas estruturais para os compostos:
1. sulfato de potássio: 2. nitrato de sódio:
3. fosfato de sódio: 4. carbonato de cálcio:
Regras básicas
a) Para a montagem da fórmula estrutural plana, primeiro faça todas as ligações covalentes normais que os átomos devem fazer. Sobrando algum átomo sem completar o octeto, utilize ligações adicionais (dativas).
b) Nos oxiácidos, o hidrogênio ionizável (H+) deve estar ligado ao átomo de oxigênio, que é o elemento de maior eletronegatividade na estrutura.
Aula 07
3Química 4A
Ligação metálicaSabemos, pelo estudo das propriedades dos metais,
que eles possuem baixos valores para seus potenciais de ionização, isto é, os elétrons da camada de valência es-tão fracamente atraídos pelo núcleo. Portanto, os metais têm alta tendência a perder elétrons. Logo, o metal sóli-do apresenta cátions em posições ordenadas, formando um retículo mergulhado em uma nuvem eletrônica (elétrons livres), o que caracteriza as propriedades dos metais. Estes elétrons não estão ligados a qualquer átomo, mas estão deslocalizados na estrutura metálica.
Por exemplo: metal sódio.
Nuvem eletrônica ou “gás eletrônico”
Retículo cristalino do metal sódio
íon sódio
No sódio metálico, os pontos do retículo cristalino são ocupados por íons positivos, que estão mergulhados numa nuvem de elétrons de valência móveis. Existe uma atração mútua entre os elétrons livres e os cátions, o que estabiliza a estrutura e permite que sofra distorção, tornando-os deformáveis.
A nuvem eletrônica é responsável pelas propriedades elétricas, térmicas e mecânicas singulares dos metais.
Elétrons livresNa+
Devemos observar que, na ligação metálica, os átomos não obedecem à regra do octeto. Na verdade, os metais são poliatômicos, isto é, em um pedaço de metal há um número grande de cátions imersos na nuvem eletrônica. Assim, deveríamos representar os metais na forma Aℓ(n); Fe(n); porém, por simplicidade, são representados apenas pelo símbolo do elemento: Aℓ, Fe, etc.
Observação:O empacotamento dos íons positivos metáli-
cos nos retículos cristalinos, geralmente, ocorre segundo um dos três arranjos geométricos a seguir:1. Arranjo cúbico centrado nas faces (acfc)– nú-
mero de coordenação 12.Exemplos: Ni, Cu ...
2. Arranjo hexagonal compacto (ahc) – número de coordenação 12.Exemplos: Be, Mg ...
3. Arranjo cúbico centrado no centro (accc)– nú-mero de coordenação 8.Exemplos: Na, K ...
1. Acfc 2. Ahc 3. Accc
Planos de máximo empacota-mento
Considerando-se os íons metálicos como esferas empacotadas, dizer que o número de coordenação é 12 em um (acfc), por exemplo, significa que, em cada estrutura, qualquer esfera dada é cercada e toca outras 12 esferas. Diz-se então que possui 12 vizinhos mais próximos.
Propriedades dos metais1. Brilho – quando polidos refletem bem a luz.2. Alta condutividade elétrica e térmica – ao contrário
dos compostos iônicos, conduzem corrente elétrica no estado sólido (elétrons livres)
3. Maleabilidade – São maleáveis, isto é, fáceis de transformar em lâminas.
4. Ductibilidade – São dúcteis, ou seja, fáceis de trans-formar em fios.
5. Pontos de fusão e de ebulição – em geral são elevados.6. Tenacidade – possuem elevada resistência à tração.
Ligas metálicasTrata-se da mistura de dois ou mais metais, podendo
incluir outros elementos. Apresentam inúmeras aplica-ções práticas.
Vamos conhecer alguns exemplos de maior impor-tância:1. Latão: Contém cobre e zinco. Há o latão vermelho
(maior teor de cobre) e o latão amarelo (67% de Cu e 33% de Zn).
4
2. Bronze: Contém cobre e outros metais. O bronze comum contém: 80% de Cu, 15% de Sn e 5% de Zn.
3. Amálgama: São ligas de mercúrio com outros metais. Amálgama de sódio é usado como desidratante e agente redutor. Amálgama de prata é usado nas restaurações dentárias.
4. Aço: Possui ferro de 0,5 a 1,7% de carbono. O aço-cromo é muito duro e usado em suportes e armações sujeitas à corrosão. O aço-molibdênio é resistente a choques e é usado em eixos de rodas. O aço-cromo-tungstênio é tão rijo que é usado em talhadeiras.
5. Ouro: 18 quilates – aproximadamente 75% de ouro e 25% de cobre e/ou prata.
Testes
Assimilação07.01. (UFCE) – Nenhuma teoria convencional de ligação química é capaz de justificar as propriedades dos compostos metálicos. Investigações indicam que os sólidos metálicos são compostos de um arranjo regular de íons positivos, no qual os elétrons das ligações estão apenas parcialmente localizados. Isso significa dizer que se tem um arranjo de íons metálicos distribuídos em um “mar” de elétrons móveis.Com base nessas informações, é correto afirmar que os metais, geralmente:a) têm elevada condutividade elétrica e baixa condutividade
térmica.b) são solúveis em solventes apolares e possuem baixas
condutividades térmica e elétrica.c) são insolúveis em água e possuem baixa condutividade
elétrica.d) conduzem com facilidade a corrente elétrica e são solúveis
em água.e) possuem elevadas condutividades elétrica e térmica.
07.02. (FATEC – SP) – A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se:a) ruptura de ligações iônicas;b) ruptura de ligações covalentes;c) existência de prótons livres;d) existência de elétrons livres;e) existência de nêutrons livres.
07.03. (IFSP) – Todos os tipos de ligações químicas resultam do seguinte:a) combinação de átomos de elementos químicos diferentes.b) compartilhamento de elétrons das eletrosferas dos
átomos.c) interações elétricas entre núcleos e eletrosferas dos átomos.d) transferência de elétrons e prótons de um átomo a outro.e) combinação de prótons dos núcleos de átomos diferentes.
07.04. (UEL – PR) – A melhor representação para a fórmula estrutural da molécula de dióxido de carbono é:a) CO2b) C = O = Oc) O = C = Od) O – C – Oe) O C O
07.05. Dados os elementos e seus elétrons de valência:
O N
O ar atmosférico despoluído e seco contém aproximadamen-te 78% de gás nitrogênio (N2) e 21% de gás oxigênio (O2) em volume. As fórmulas estruturais dessas duas substâncias são:a) O – O, N = Nb) O = O, N Nc) O – O, N – N d) O = O, N = Ne) O O, N – N
Aperfeiçoamento07.06. (UEPG – PR) – Identifique as alternativas que trazem respectivamente um exemplo de substância iônica, molecu-lar e metálica, e assinale o que for correto.01) Cloreto de lítio, glicose e ouro.02) Brometo de potássio, naftaleno e latão.04) Cloreto de cálcio, etanol e bronze.08) Óxido de alumínio, água e grafite.
Aula 07
5Química 4A
07.07. (PUCPR) – Assinale a propriedade errada dos ele-mentos alcalinos.a) Têm um elétron solitário no último nível.b) Formam cátions com carga elétrica +1.c) Formam ligações covalentes com não metais.d) São muito reativos.e) Decompõem a água dando base forte e hidrogênio.
07.08. (UESPI) – O fosgênio (COCℓ2), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante, utilizado na 1a. guerra mundial como gás asfixiante, é produzido a partir da reação:
CO(g) + Cℓ2(g) COCℓ2(g)
Sobre a molécula do fosgênio, podemos afirmar que ela apresenta:a) duas ligações duplas e duas ligações simples.b) uma ligação dupla e duas ligações simples.c) duas ligações duplas e uma ligação simples.d) uma ligação tripla e uma ligação dupla.e) uma ligação tripla e uma simples.
07.09. (UNIRIO – RJ) – O dióxido de carbono (CO2) é um gás essencial no globo terrestre. Sem a presença desse gás, o globo seria gelado e vazio. Porém, quando ele é inalado em concentração superior a 10%, pode levar o indivíduo à morte por asfixia. Esse gás apresenta em sua molécula um número de ligações covalentes igual a:a) 4 b) 1 c) 2 d) 3 e) 0
07.10. Utilizando-se o modelo da ligação covalente adicio-nal, qual a estrutura correta para o H2SO3?a) H – O – O – S = O
c) S – OH – O
H – O
e) H – O – S – O – O – H
b) H – S – H
O
d) H – S – H
O O
O
07.11. Assinale o composto que apresenta ligação cova-lente adicional (dativa) a) H2S b) CO2 c) HCℓOd) HNO2e) HCℓO2
07.12. (COVEST – PE) – Nos compostos covalentes, os átomos dos elementos se ligam através de ligações sim-ples, duplas ou triplas dependendo de suas configurações eletrônicas. Assim, é correto afirmar as fórmulas estruturais das moléculas H2, N2, CO2 e F2 são:a) H – H, N = N, O C – O, F – Fb) H – H, N N, O C – O, F = Fc) H – H, N N, O = C = O, F – Fd) H – H, N N, O C – O, F = Fe) H = H, N N, O = C = O, F = F
Aprofundamento07.13. (UPF – RS) – O aço, principal produto da indústria siderúrgica, é uma liga metálica contendo Fe(s), em maior quantidade e variadas quantidades de carbono, além de dis-tintas formulações, de acordo com sua futura utilização. Sua preparação envolve uma etapa de redução em altos fornos, com emprego de agente redutor adequado, do minério de hematita, constituída principalmente por Fe2O3(s).
I. No Fe(s), ocorrem ligações metálicas, que podem ser ex-plicadas de acordo com o modelo de ligação química de natureza elétrica baseada na atração entre íons positivos (cátions metálicos) e elétrons semilivres.
II. O diamante, que apresenta elevada dureza, e a grafita, que é usada como lubrificante, são duas substâncias simples formadas apenas por átomos de carbono, diferindo quanto à disposição espacial desses átomos.
III. Uma liga metálica, como o aço, é uma solução sólida formada pela mistura de duas ou mais substâncias quí-micas sob fusão.
IV. A redução do minério hematita é um processo endo-térmico no qual íons Fe3+ são oxidados a ferro metálico.
Está correto apenas o que se afirma em: a) I. b) I e II. c) I, II e III. d) II, III e IV. e) I, II e IV
6
07.14. (MACK – SP) – Dentre as fórmulas estruturais dadas nas alternativas, relativas às substâncias H2O, HNO2 e NaHS, a única correta é:Dados os números atômicos: H = 1, N = 7, O = 8, Na = 11 e S = 16.a) H = O = H
b) H – O – N = O
c) Na – H – S
d) H – N O
Oe) Na–1[H – S]+1
07.15. A fórmula estrutural do peróxido de hidrogênio (H2O2) é:a) H = O – O = H
b) H – H – O – O
c) H O – O – H
d) H
O = OH
e) H
O – OH
07.16. Qual o número de ligações covalentes normais e o número de ligações covalentes adicionais (dativas) existentes no ácido perclórico?a) 2 e 4b) 2 e 3 c) 3 e 2 d) 2 e 2e) 1 e 4
07.17. (UERJ) – O ciclo do nitrogênio é extremamente importante para os seres vivos. Esse elemento faz parte de diversos compostos orgânicos, como proteínas e ácidos nucleicos. Na tabela, há exemplos de formas químicas do nitrogênio incorporadas por alguns seres vivos.
Seresvivos
Composto nitrogenado
orgânico inorgânico
plantas
aminoácidos
amônia (NH3)nitrato (NO3
–)
bactériasamônia (NH3)nitrato (NO3
–)nitrito (NO2
–)
animais –
O nitrato, íon de geometria trigonal plana, serve como fonte de nitrogênio para as bactérias.
Observe as seguintes fórmulas estruturais:
–O
OON
I IIO
OON
–
III IVO
OON
–O
OON
–
A fórmula que corresponde ao íon nitrato está identificada pelo seguinte número:a) I b) II c) III d) IV
07.18. (FATEC – SP) – Considere uma substância simples constituída por um dos elementos químicos situados na região indicada da tabela química:
Essa substância simples deve apresentar, nas condições ambientes, a seguinte propriedade:a) encontra-se no estado gasoso.b) tem predomínio de ligações covalentes entre seus áto-
mos.c) é boa condutora de eletricidade.d) reage vigorosamente com água e com sólido metálico.e) tende a formar ânions quando reage com metais.
Aula 07
7Química 4A
Discursivos07.19. Represente as fórmulas estruturais dos compostosa) NaNO2
b) Na2SO4
c) (NH4)NO3
07.20. (UFV – MG) – Escreva a fórmula estrutural para cada fórmula molecular representada a seguir:Números Atômicos:C = 6 ; H = 1; N = 7; O = 8 ; Cℓ = 17; F = 9a) CH5N
b) CO2
c) C2Cℓ2F4
Gabarito07.01. e07.02. d07.03. c07.04. c07.05. b07.06. 07 (01, 02, 04)07.07. c07.08. b07.09. a 07.10. c07.11. e07.12. c07.13. c07.14. b07.15. e 07.16. b07.17. b
07.18. c07.19. a) [Na]1+ [O – N = O]1–
b) [Na]1+2 S
O O
O O
2–
c) NH H H
H 1+
O – N = O
O
1–
07.20. a) H
H H
H – C – N – H
b) O = C = O
c)
Cℓ
F F
Cℓ – C – C – F
F
ou
F
Cℓ Cℓ
F – C – C – F
F
8
Química4A
Orbitais moleculares
Aula 08
Relembrando:
Conceito de orbital atômico
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde a probabilidade de se encontrar um elétron é alta.
O subnível s possui 1 orbital
O subnível p possui 3 orbitais p (px, py, pz)
subnível p px py pz
3 orbitais
Orbitais molecularesA interpenetração de orbitais atômicos semipreen-
chidos com elétrons de spins opostos dará origem ao orbital molecular.
O orbital molecular conterá o par de elétrons com-partilhado. (Ligação covalente).
Quando a interpenetração de orbitais atômicos ocorrer ao longo de um mesmo eixo será denominada ligação sigma ( ).
Exemplos de ligações covalentes simples do tipo sigma
1o. ) Gás hidrogênio (H2)
1H 1s1 H H
1H 1s1 s – s
H – H
2o. ) Moléculas diatômicas dos elementos do grupo 17 ou Família 7A (halogênios)X2 (F2, Cℓ2, Br2, I2) {X – X, F – F, Cℓ – Cℓ, Br – Br, I – I}
7A {ns2np5}
camadade valência
F F F – F
p – p
3o. ) Moléculas dos haletos de hidrogênio (H — 7A )
H – XH – FH – Cℓ
H F H – F
s – pH – BrH – I
Aula 08
9Química 4A
4o. ) Moléculas H2Y onde “Y” é um elemento do Grupo 16 ou Família 6A (calcogênios)
H2Y H2O
H2O
H2S
H2Se
H2Te
2 s – p
5o. ) Moléculas XH3 onde “X” é um elemento do Grupo 15 ou Família 5A
XH3 NH3
NH3 Gás amônia
PH3
AsH3
SbH3
3 s – p
Observação: Veremos melhor as moléculas de H2O e de NH3 com a teoria da hibridização de orbitais atômicos mais adiante.
Ligação covalente Pi ( )Ocorrerá através da interpenetração de dois orbitais
p que se apresentam em eixos paralelos.
Ligação Pi ( )
Eixos paralelos3 maneiras de representar uma única
ligação Pi (p – p)
6A
ns2np4
camadade valência
2 ligaçõessimples s – p
H
O
HHO
H
H
5A
ns2np3
camadade valência
3 ligaçõessimples s – p
H
N
HHN
H H
Exemplos:
1o. ) Molécula de gás oxigênio (O2) O Grupo 16 ou Família 6A
ns2np4
camada de valência
Observe a formação da molécula de gás oxigênio:
2 ligações covalentes
ns2
O
Onp4
1 ligação p – p e 1 ligação p – p
2o. ) Molécula de gás nitrogênio (N2) N Grupo 15 ou Família 5A
ns2np3
camada de valência
N N N N
Observe:
ns2
N
Nnp3
+
N N N2
10
Resumindo:Ligação covalente entre dois átomos X e Y.
X – Ysimples 1 ligação (sigma)
X Y dupla
1 ligação (sigma) e1 ligação (Pi)
X Ytripla
1 ligação (sigma) e2 ligações (Pi)
Testes
Assimilação08.01. Com relação à molécula da substância oxigênio, é correto afirmar que apresenta:a) duas ligações pi ( ).b) duas ligações sigma ( ) e do tipo p – p.c) duas ligações sigma ( ) do tipo s – p.d) uma ligação pi ( ) e uma sigma ( ) do tipo p – p.e) uma ligação tripla.
08.02. A molécula de gás sulfídrico (H2S) apresenta:Dados: S Grupo 16 ou Família 6A (calcogênios)a) 1 ligação duplab) 2 ligações simples s – sc) 2 ligações p – pd) 2 ligações s – pe) 2 ligações p – p
08.03. A fórmula molecular da amônia é NH3. Sabendo-se que o hidrogênio possui apenas um elétron na camada de valência, quantos elétrons deve possuir o nitrogênio em sua camada de valência?a) 1d) 4
b) 2e) 5
c) 3
08.04. (UFLA – MG) – Assinale a alternativa em que ambos os compostos apresentam ligações covalentes múltiplas (duplas ou triplas). Dados: H (Z = 1), C ( Z = 6), N ( Z = 7), O (Z = 8) Aℓ (Z = 13),
Cℓ (Z = 17), K (Z = 19)a) H2O e O2d) CO2 e N2
b) H2O2 e HCℓe) AℓCℓ3 e KCℓ
c) Cℓ2 e NH3
Aula 08
11Química 4A
08.05. (UFF – RJ) – As ligações químicas nos compostos orgânicos podem ser do tipo ou . A ligação é formada pela interação de dois orbitais atômicos, segundo o eixo que une os dois átomos, ao passo que na ligação , a interação dos orbitais atômicos se faz segundo o plano que contém o eixo da ligação.
C = CC
H
O
O – HH
H
Na estrutura representada acima, tem-se:a) 2 ligações e 6 ligações .b) 2 ligações e 8 ligações .c) 4 ligações e 4 ligações .d) 6 ligações e 2 ligações .e) 8 ligações e 2 ligações .
Aperfeiçoamento08.06. (UERJ) – A figura abaixo representa o átomo de um elemento químico, de acordo com o modelo de Bohr.
–
––
– –
–
––
–
––
–
K L M
D. R. Hartwig e outros. Química geral e inorgânica. São Paulo: Scipione, 1999.
Para adquirir estabilidade, um átomo do elemento repre-sentado pela figura deverá efetuar ligação química com um único átomo de outro elemento, cujo símbolo é:a) C b) F c) P d) S
08.07. (PUCRJ) – Considere as seguintes afirmativas:I. O flúor é um elemento mais eletronegativo que o cloro.II. O magnésio faz parte da família dos alcalinoterrosos.III. O raio atômico do sódio é menor que o raio atômico do
alumínio.IV. Na molécula de CCℓ4, a ligação entre o átomo de carbono
e os átomos de cloro são do tipo iônica.V. Uma ligação dupla é uma ligação covalente na qual dois
átomos compartilham dois pares de elétrons.A opção que apresenta as afirmativas corretas é:a) II, III e V.d) I e IV.
b) I, IV e V.e) I, II e V.
c) I, II e III.
08.08. (UFPE) – As ligações químicas nas substâncias K(s), HCℓ(g), KCℓ(s) e Cℓ2(g), são, respectivamente:a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar.b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar. c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente
apolar. d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar. e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica.
08.09. (UERJ) – Observe a estrutura genérica representada abaixo.
X = OH – O
H – O
Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo seguinte elemento:a) fósforo. b) enxofre.c) carbono.d) nitrogênio.
12
08.10. (UFG – GO) –
Grupo cria molécula com gás nobreOs gases nobres são conhecidos pela estabilidade. To-dos possuem oito elétrons na camada mais exterior (exceto o hélio, que tem apenas dois), o que faz deles os mais esnobes elementos químicos – não gostam de se misturar. Ser um gás nobre é o sonho de todo elemento. É por essa razão que eles se unem em compostos. Os áto-mos comuns costumam doar ou receber elétrons de outros átomos – formando moléculas – a fim de com-pletar seu octeto, ou seja, ficar com oito elétrons na última camada – exatamente como seus primos ricos. Quanto menor o átomo do gás nobre, mais próximos do núcleo estão os elétrons da última camada, o que faz com que mais energia seja necessária para furtá--los.A definição química de nobreza: Gases chamados de nobres não costumam interagir com outros elementos.
Salvador Nogueira. Folha de S. Paulo. 24 ago. 2000. p. A18. Disponível em: <www.1.folha.uol.com.br/fsp/ciencia/fe240820000,html>. (Adapt.).
Com base nas informações desse texto e utilizando-se dos conhecimentos da Química, pode-se afirmar que: ( ) os gases nobres não se misturam com outros gases.( ) ao doar ou receber elétrons de outros átomos, um ele-
mento se transforma em gás nobre.( ) quanto menor o átomo do gás nobre, maior será o pri-
meiro potencial de ionização.( ) a palavra interagir foi utilizada como sinônimo de rea-
ção química.
08.11. (PUCPel – RS) – No benzeno, o número total de ligações é:a) 3 sigma e 3 pic) 9 sigma e 3 pie) 12 sigma e 6 pi
b) 6 sigma e 6 pid) 12 sigma e 3 pi
08.12. (PUCPel – RS) – No ácido nitroso (HNO2), o número de ligações sigma éa) 1b) 2c) 3d) 4e) 5
Aprofundamento08.13. (UEM – PR) – Assinale o que for correto.01) Orbitais moleculares podem se combinar para formar
orbitais atômicos.02) A configuração eletrônica da camada de valência do
átomo mais eletronegativo da tabela periódica é 3s2 3p5.
04) Uma ligação pi pode ser formada pela combinação de um orbital tipo s com dois orbitais do tipo p.
08) Quanto menor for a eletronegatividade de um elemen-to, maior será seu caráter metálico.
16) O diamante é uma substância formada por átomos de carbono ligados entre si por ligações covalentes.
Aula 08
13Química 4A
08.14. (UEL – PR) – H2(g) 2 H(g)Dado: Massa molar do H = 1 g/mol.É incorreto afirmar que a equação química acima pode representar:a) A quebra de uma ligação covalente H – H.b) A dissociação da molécula de H2.c) A quebra de 1 mol de ligações covalentes H – H.d) A dissociação de 2 g de gás hidrogênio, produzindo 2 g
átomos de hidrogênio, no estado gasoso.e) A formação de uma molécula de hidrogênio, a partir dos
seus átomos.
08.15. (UFPI) – Para as espécies CO, NO+, CN–, N2 e O2, assinale a que apresenta configuração eletrônica diferente das demais:a) COd) N2
b) NO+
e) O2
c) CN–
08.16. (UFU – MG) – É possível fazer previsões sobre a fórmula de uma substância formada quando diferentes ele-mentos se ligam entre si. Considere os elementos genéricos X, Y, Z, os elementos oxigênio (O) e o cloro (Cℓ) em seus estados de oxidação normal, os quais formam os compostos XCℓ4, XZ2 e YO.Com base nestas informações, qual é a fórmula correta para o composto formado entre Y e Z?a) YZ3 b) YZ2 c) Y2Z d) YZ
08.17. (UFLA – MG) – O composto AB4 é formado em certas condições de reação. Sabendo que o elemento A tem nú-mero atômico14 qual das alternativas apresenta o número atômico de B? (O composto AB4 possui apenas ligações covalentes simples). a) 7 b) 38 c) 9 d) 13 e) 18
08.18. (CFTCE) – De acordo com as ligações químicas formadas entre os átomos das espécies químicas NaCℓO4, SO2, SO3
–2, H3O+, podemos afirmar corretamente que, para essas moléculas e íons:Dados: 1
18
161123
1632
1735 5H O Na S C; ; ; ; , N.
a) somente o íon SO3–2 possui ligação dupla.
b) o sal NaCℓO4 apresenta apenas ligações covalentes.c) tanto o íon H3O+ quanto o íon SO3
–2 possuem ligação do tipo doador-receptor.
d) o íon H3O+ apresenta uma ligação com caráter predomi-nantemente iônico.
e) no íon SO3–2, a carga –2 indica a existência de duas liga-
ções iônicas.
14
Discursivos08.19. (UFRRJ) – As fórmulas dos compostos químicos não são frutos do acaso. A capacidade de um átomo combinar-se com outro depende da disponibilidade de receber, doar ou compartilhar elétrons.Qual a fórmula química e o tipo de ligação do composto formado entre:a) cálcio e nitrogênio? b) carbono e oxigênio?
08.20. Dada a fórmula estrutural da metilamina a seguir, responda: quais os números de elétrons das camadas de valência do nitrogênio e do carbono?
H – N – C – H
H H
H
Gabarito08.01. d08.02. d08.03. e08.04. d08.05. e08.06. d08.07. e08.08. a08.09. c08.10. F – F – V – V08.11. d
08.12. c08.13. 24 (08, 16)08.14. e08.15. e08.16. d08.17. c08.18. c08.19. a) Ca3N2 – Ligação Iônica
b) CO2 – Ligação covalente08.20. N = 5e– na camada de valência
C = 4e– na camada de valência
09Aula Química
5A
Hibridização de orbitais atômicos
1
IntroduçãoNa teoria da ligação de valência (TLV), as ligações se
formam quando elétrons desemparelhados de orbitais atômicos da camada de valência formam pares. Os orbitais atômicos que eles ocupam se superpõem frontalmente para formar ligações sigma( ) ou lateralmente para formar ligações pi(π ). Essa teoria encontra dificuldades para expli-car o comportamento do átomo de carbono, por exemplo.
Em nossas aulas anteriores, no capítulo de Ligações químicas, observamos que o átomo do elemento químico carbono apresenta um caráter tetracovalente, ou seja, efetua quatro ligações covalentes normais para adquirir a estabilidade eletrônica (regra do octeto).
Se analisarmos, porém, sua configuração eletrônica no estado fundamental, chegaremos à conclusão de que o átomo do elemento químico carbono não poderia efetuar as quatro ligações covalentes normais. Vejamos:
C (Z = 6)
Configuração eletrônica no estado fundamental:
1s2 2s2 2p2 camada de valência
Como ele tem dois orbitais p incompletos, deveria estabelecer duas ligações covalentes e seria divalente.
Na grande maioria dos compostos com presença do átomo de carbono, observamos o seu caráter tetracova-lente, como, por exemplo, no metano:
+ 4 x H H
H
H
HCC
FÓRMULA ELETRÔNICA FÓRMULA ESTRUTURAL
H
H
HCH C
H
H
HH
Analisando a configuração eletrônica do átomo de carbono (Z = 6) no estado fundamental: 1s2 2s2 2p2
Diagrama de orbitais:
Energia2p
2s
1s
Núcleo Subníveis
Orbitais da camada de valência
x y z
Podemos, então, perceber que o carbono teria a pos-sibilidade de efetuar apenas duas ligações covalentes normais, pois possui apenas 2 elétrons desemparelha-dos. No entanto, em quase todas as moléculas de que participa, ele efetua 4 ligações covalentes normais.
Promoção de elétronsPara explicar as quatro ligações, admitimos que
o átomo de carbono promove um elétron 2s para um orbital 2p de energia mais alta ficando, assim, com 4 elétrons desemparelhados. Isto faz sentido, pois cada ligação quando se forma libera energia. Apesar da energia gasta para promover o elétron, a energia total da molécula CH4 é menor do que seria se o carbono
2
formasse somente duas ligações com hidrogênios. Esse estado energético obtido é denominado de estado ativado.
Observe o diagrama do estado ativado:
Energia2p
2s
1s
Núcleo Subníveis
Orbitais da camada de valência
x y z
O estado ativado para o átomo de carbono apresen-ta, portanto, quatro orbitais incompletos, sendo três do tipo p e um do tipo s.
Hibridização de orbitaisA hibridização de orbitais consiste na interação
(“mistura“) de caracteres de orbitais atômicos incomple-tos, gerando novos arranjos – novos orbitais, em igual número, denominados de orbitais híbridos.
Destarte, é possível explicar a formação das quatro ligações iguais do átomo de carbono com os quatro átomos de hidrogênio no metano.
Do estado ativado podem derivar 3 casos possíveis de hibridização do carbono.
Hibridização sp3
Na hibridização do tipo sp3, temos a “mistura” entre o orbital 2s e os três orbitais 2p, originando quatro orbitais híbridos iguais (de mesma energia), cada um deles contendo um elétron. Estes quatro orbitais são denominados sp3. Observe o diagrama a seguir:
Energia
2p
2s
1s
Núcleo Subníveis
sp3 sp3 sp3 sp3
2sp3
Cada orbital sp3 tem um elétron (carga negativa), por isso entre eles há uma repulsão. Em eletricidade, sabe-se que a maior distância entre quatro cargas de mesmo sinal é conseguida imaginando-se essas cargas dirigidas do centro geométrico de um tetraedro para cada um de seus vértices. Estes orbitais formam entre
si um ângulo determinado geometricamente e que vale 109°28’.
Aplicação da hibridação sp3 em composto que tem carbono.
109°28’
sp3
sp3
sp3
sp3
Núcleo
Exemplo:
C
H
H
HH
ou CH4 (metano)
O carbono tem quatro orbitais híbridos sp3 incom-pletos e cada um deles se interpenetra com um orbital s incompleto do hidrogênio, formando quatro ligações sigma iguais (s – sp3).
A molécula do metano tem, então, a seguinte estru-tura:
sH
C
H s Hs
Hs
sp3
sp3
sp3
sp3
ou C
H
HH H
Esta molécula é, portanto, tetraédrica; nela, o carbo-no é um átomo saturado.
Hibridização sp2
Na hibridação do tipo sp2, temos a “mistura” entre o orbital 2s e dois orbitais 2p, originando três orbitais híbridos iguais (de mesma energia), cada um deles contendo um elétron. Estes três orbitais são denomi-nados sp2. Além destes orbitais, restou um orbital p incompleto. Observe o diagrama:
Aula 09
3Química 5A
Energia
2p
2s
1s
Núcleo Subníveis
sp2 sp2 sp2
2sp2
Cada orbital sp2 tem um elétron (carga negativa), por isso entre eles há uma repulsão. Em eletricidade, sabe-se que a maior distância entre três cargas de mesmo sinal é conseguida quando elas estão no mesmo plano e formando entre si um ângulo de 120°.
120°
sp2
sp2
sp2
Além desses três orbitais sp2 que estão no mesmo plano, há um orbital p que se situa num plano perpen-dicular ao anterior.
sp2
sp2
sp2
p
Aplicação da hibridação sp2 em composto que tem carbono.
Exemplo:
O = C H
H
ou CH2O (formaldeído)O carbono tem três orbitais híbridos sp2 incom-
pletos: dois deles se interpenetram com orbitais s incompletos do hidrogênio e o outro com um orbital
p incompleto do oxigênio, formando respectivamente duas ligações sigma (s – sp2) e uma ligação sigma (p – sp2). Além disso, o carbono tem um orbital p in-completo que forma com o outro orbital p incompleto do oxigênio uma ligação pi.
O = C H
H
3
4
1
2
sp2
p
sp2
p
sp2p
H
H
CO 120°
s
s
Caracterizando as ligações:
1 e 2: (s – sp2)3: (p – sp2)4: (p – p)
Esta molécula apresenta geometria trigonal plana; nela, o carbono é um átomo insaturado.
Hibridização spNa hibridação do tipo sp, temos a “mistura” entre o
orbital 2s e um orbital 2p, originando 2 orbitais híbri-dos iguais (de mesma energia), cada um deles contendo um elétron.
Estes dois orbitais são denominados sp. Além desses orbitais, restaram dois orbitais p incompletos.
Observe o diagrama a seguir:
Energia
2p
2s
1s
Núcleo Subníveis
sp sp2sp
4
Cada orbital sp tem um elétron (carga negativa), por isso há entre eles uma repulsão. Em eletricidade, sabe-se que a maior distância entre duas cargas de mesmo sinal é conseguida quando elas se dispõem conforme uma reta, formando entre si um ângulo de 180°.
sp sp
180°
Além dos dois orbitais sp que estão na mesma direção, há dois orbitais p que se situam perpendi-cularmente entre si e perpendiculares à direção dos orbitais sp.
Aplicação da hibridação sp em composto que possui carbono.
x
z
y
spsp
Exemplo:H C N
ou HCN (ácido cianídrico)O carbono tem dois orbitais híbridos sp incompletos
e um deles se interpenetra com um orbital s incompleto do hidrogênio e o outro com um orbital p incompleto do nitrogênio, formando respectivamente uma ligação sigma (s – sp) e outra ligação sigma (p – sp). Além disso, o carbono possui dois orbitais p incompletos que formam com dois orbitais p incompletos do nitrogênio duas ligações pi:
CH Ns sp
sp
p
y y
zz
x
H C 234 N1
Caracterizando as ligações:
1. (s – sp)2. (sp – p)3. (p – p)4. (p – p)
Esta molécula apresenta geometria linear; nela, o átomo de carbono é um átomo insaturado.
Outros casos
Berílio (Be) – hibridização spBe Z = 4 (grupo 2)
4Be: 1s2 2s2 2p0
↑↓ ↑↓ Estado fundamental
1s2 2s1 2p1
↑↓ Estado ativado
1s2 2(sp)2 2p ↑↓ Estado híbrido
Besp sp
Exemplo: cloreto de berílio ( )BeCL2
Cloro Grupo 17 Camada de valência: ns2 np5
↑↓ ↑↓ ↑↓
Fórmula
Eletrônica (de Lewis)
Estrutural Cℓ – Be – Cℓ
Cℓ CℓBe
Be spsp
180°
Cℓ Cℓpp
2 ligações (p – sp)Geometria linear
Orbitais híbridizados sp
Aula 09
5Química 5A
Boro (B) – hibridização sp2
B Z = 5 (grupo 13)
5B: 1s2 2s2 2p1
↑↓ ↑↓ Estado fundamental
1s2 2s1 2p2
↑↓ Estado ativado
1s2 2(sp2)3 2p ↑↓ Estado híbrido
B
sp2
sp2 sp 2
Exemplo: Trifluoreto de boro ( )BF3
Flúor Grupo 17 Camada de valência: ns2 np5
↑↓ ↑↓ ↑↓
Eletrônica (de Lewis)
Estrutural
Fórmula
F
F FB
F
F FB
B
F F
F
120° 120°
120°
sp2 sp2
sp2
↑↓
↑↓↑↓
3 ligações (p – sp2)Geometria – trigonal plana
Orbitais hibridizados sp2
Fósforo (P) no PC 5L – hibridização sp3dP Z = 15 (grupo 15)
15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Camada de valência:3s2 3p3 3d0
↑↓
3s1 3p3 3d1
3(sp3d)5 3d0
Psp3d
sp3d
sp3d
sp3d
sp3d
Exemplo estudado: Pentacloreto de fósforo (PC )5l
Cloro Grupo 17 Camada de valência: ns2 np5
↑↓ ↑↓ ↑↓
Eletrônica (de Lewis)
Fórmula
CℓCℓ
P
Cℓ
Cℓ Cℓ
PCℓ
Cℓ
CℓCℓ
Cℓ
Estrutural
P
Cℓ
↑↓
Cℓ
↑↓Cℓ↑↓
Cℓ↑↓
Cℓ↑↓
5 ligações (p – sp3d)Geometria – bipirâmide trigonal
Estado fundamental
Estado ativado
Estado hibridizadoOrbitais hibridizados sp3d
6
Enxofre (S) no SF6 – hibridização sp3d2
S Z = 16 (grupo 16)
16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Camada de valência:3s2 3p4 3d0
↑↓ ↑↓
3s1 3p3 3d2
3(sp3d2)6 3d0
S
sp3d2sp3d2
sp3d2
sp3d2 sp3d2
sp3d2
Exemplo estudado: Hexafluoreto de enxofre (SF6)Flúor Grupo 17 Camada de valência: ns2 np5
↑↓ ↑↓ ↑↓
Eletrônica (de Lewis)
Fórmula
FS
F
F F
S
F
F
EstruturalF
F
F
F
F
F
F
↑↓
F
↑↓
S
F↑↓
F↑↓
F↑↓
F↑↓ 6 ligações (p – sp3d2)
Geometria – octaédrica
Estado fundamental
Estado ativado
Estado híbridoOrbitais hibridizados sp3d2
Oxigênio (O) na água (H2O) – hibridização sp3
O Z = 8 (grupo 16)
8O 1s2 2s2 2p4
↑↓ ↑↓ ↑↓ Estado fundamentalApós o estabelecimento de duas ligações com
átomos de hidrogênio, o oxigênio adquire um octeto de elétrons de valência. Esses elétrons ficam em quatro órbitas iguais, o que sugere uma hibridização sp3.
1s2 2(sp3)8
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Estado hibridizado
Eletrônica (de Lewis)
Estrutural
Fórmula
H
O
H
H HO
sp3 sp3
H
H
S
104°30’
sp3
sp3S
O
2 ligações (s – sp3)Hibridização sp3 – Geometria angular
Nitrogênio (N) na amônia (NH3) – hibridização sp3
N Z = 7 (grupo 15)
7N 1s2 2s2 2p3 ↑↓ ↑↓ Estado fundamentalApós o estabelecimento de três ligações com
átomos de hidrogênio, o nitrogênio adquire um octeto de elétrons de valência. Esses elétrons ficam em quatro orbitais iguais, o que sugere uma hibridização sp3.
4 orbitais híbridos sp3
Aula 09
7Química 5A
1s2 2(sp3)8
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Estado hibridizado
Eletrônica (de Lewis)
Fórmula
Estrutural HN
HH
N
HH H
4 orbitais híbridos sp3
H
HH
S
107°
sp3
sp3
sp3
S
Nsp3
S
3 ligações (s – sp3)Geometria – piramidal trigonal
Testes
Assimilação09.01. (UFG – GO) – ... o carbono é tetravalente.
A. Kekulé, 1858.
A distribuição eletrônica do carbono, no estado fundamental, entretanto, mostra que ele é bivalente. Para que o carbono atenda ao postulado de Kekulé, ele sofre:a) ressonância.c) protonação.e) efeito indutivo.
b) isomeria.d) hibridização.
09.02. No hidrocarboneto propano H3C – CH2 – CH3 os átomos de carbono apresentam hibridização do tipo:a) s – p c) sp2
e) sp4
b) spd) sp3
09.03. Dentre os compostos indicados nas alternativas a seguir, assinale o que possui todos os átomos de carbono hibridizados em sp2. a) Propeno.c) Propano.e) Ciclopropano.
b) Acetileno.d) Eteno.
09.04. (PUCPR) – A acetona, H – C – C – C – H
H
H H
O H
um importante solvente orgânico, apresenta nos seus car-bonos, respectivamente, os seguintes tipos de hibridação:a) sp, sp2 e sp3.c) sp2, sp e sp3. e) sp3, sp2 e sp2.
b) sp3, sp3 e sp3. d) sp3, sp2 e sp3.
09.05. No etino, também conhecido como acetileno, a ligação sigma entre átomos de carbono é do tipo: a) sp3 – sp3 c) sp – sp e) sp – sp2
b) sp3 – sp2
d) sp2 – sp2
Aperfeiçoamento09.06. (ITA – SP) – A(s) ligação(ões) carbono-hidrogênio existente(s) na molécula de metano (CH4) pode(m) ser interpretada(s) como sendo formada(s) pela interpenetração frontal dos orbitais atômicos s do átomo de hidrogênio com os seguintes orbitais atômicos do átomo de carbono:a) quatro orbitais pb) quatro orbitais híbridos sp3
c) um orbital híbrido sp3
d) um orbital s e três orbitais pe) um orbital p e três orbitais sp2
8
09.07. (PUCRJ) – Observando a benzilmetilcetona, que apresenta a fórmula estrutural abaixo, pode-se afirmar que ela contém:
CH2
CH3
C
O
a) 6 carbonos sp2 e 2 carbonos sp3.b) 8 carbonos sp2 e 1 carbono sp3.c) 2 carbonos sp2 e 7 carbonos sp3.d) 7 carbonos sp2 e 2 carbonos sp3.e) 9 carbonos sp2.
09.08. A ligação covalente entre cloro e carbono no cloro-fórmio ( CHCn 3 ) é denominada:
a) πp p−
b) σ s s−
c) σ s p−
d) σs sp− 3
e) σp sp− 3
09.09. Analisando a molécula de água através de hibridiza-
ção, podemos classificar as duas ligações sigma O
HH
como:Dado Sigmaa) s–s b) s–spc) s–sp2
d) s–sp3
e) sp–sp
09.10. (UERJ) – Na composição de corretores do tipo Liquid Paper, além de hidrocarbonetos e dióxido de titânio, encontra--se a substância isocianato de alila, cuja fórmula estrutural plana é representada por CH2 = CH – CH2 – N = C = O. Com relação a esta molécula, é correto afirmar que o número de carbonos com hibridação sp2 é igual a:a) 1b) 2c) 3d) 4
09.11. (MACK – SP) – A hibridização dos carbonos I, II e III assinalados na estrutura a seguir é:
II
IIII
H
C
H – C
H – C
C – H
C
H
C
CH2 C C CH2 CH3
a) sp3, sp2, sp2
b) sp2, sp, spc) sp2, sp3, spd) sp3, sp2, spe) sp, sp2, sp3
09.12. (UFRJ) – O acetileno, ou etino, pode ser obtido atra-vés do tratamento do carbureto de cálcio com água, sendo este um importante método industrial para produção deste alcino, conforme demonstra a equação a seguir.
CaC H O Ca OH H C C H2 2 22+ ⎯→⎯ + − ≡ −( )
Os tipos de ligações químicas e a hibridização dos átomos de carbono presentes na estrutura do acetileno correspondem a: a) 3 ligações e 2 ligações ; carbonos com hibridização sp.b) ligações ; carbonos com hibridização sp.c) 2 ligações ; e 3 ligações ; carbonos com hibridização sp2.d) 3 ligações e 2 ligações ; carbonos com hibridização sp3. e) ligações ; carbonos com hibridização sp2.
Aprofundamento09.13. (INTEGRADO – RJ) – Observe os compostos abaixo e marque a alternativa correta.
H – C – C – H
H
H H
H
(I)
H HC = C
H H
(II)
H HC = C = C
H H
(III)
a) o composto III apresenta seis ligações sigma e duas pi;b) o composto II apresenta duas ligações pi e seis ligações
sigma;c) o composto I apresenta dez ligações sigma e três ligações pi;d) no composto I, os átomos de carbono apresentam hibri-
dização tipo sp2;e) no composto III, os átomos de carbono apresentam
hibridização tipo sp3.
Aula 09
9Química 5A
09.14. (UP – PR) – Assinale a alternativa cuja hibridização completa corretamente o texto a seguir:O dissulfeto de carbono, de fórmula molecular CS2, é um líquido incolor, volátil e inflamável. Deve ser manuseado com cuidado. Como se não bastasse, é muito venenoso e ataca o cérebro e o sistema nervoso central. Pode ser empregado como solvente para graxas e na fabri-cação de viscose (seda artificial) e celofane. É solúvel em benzeno e praticamente insolúvel em água. O carbono presente na molécula de CS2 apresenta hibridi-zação . a) sp2
b) spc) sp3d2
d) sp3
e) sp3d
09.15. (UFV – MG) – Considere a fórmula estrutural abaixo;
H – C – C = C – C C – H5 4 3 2 1
H
H H H
São feitas as seguintes afirmativasI. O átomo de carbono 5 forma 4 ligações (sigma).II. O átomo de carbono 3 forma 3 ligações (sigma) e 1
ligação (pi).III. O átomo de carbono 2 forma 3 ligações (pi) e 1 ligação
(sigma).IV. O total de ligações (pi) na estrutura é igual a 3.Assinale a alternativa CORRETA:a) Todas as afirmativas são corretas.b) Apenas as afirmativas I e II são corretas.c) Apenas as afirmativas I, II e IV são corretas.d) Apenas as afirmativas I e IV são corretas.e) Apenas as afirmativas II e III são corretas.
09.16. (UP – PR) – Em qual das alternativas abaixo a hibridação (ou hibridização) dos orbitais do carbono está correta?
Substância Fórmula Molecular Hibridação
a) Metano CH4 sp2
b) Formaldeído CH2O sp3
c) Tetracloreto de carbono CCℓ4 sp
d) Cianeto de hidrogênio HCN sp2
e) Metanol CH3OH sp3
09.17. (UECE) – “Gota” é uma doença caracterizada pelo excesso de ácido úrico no organismo. Normalmente, nos rins, o ácido úrico é filtrado e segue para a bexiga, de onde será excretado pela urina. Por uma falha nessa filtragem ou por um excesso de produção, os rins não conseguem expulsar parte do ácido úrico. Essa porção extra volta para a circulação, permanecendo no sangue. A molécula do ácido úrico, abaixo, é um composto que:
C
CNH
H
O
O
C NH
HC C N
N
O
a) possui o anel aromático em sua estrutura.b) apresenta quatro ligações (pi) e treze ligações (sigma).c) é caracterizado por carbonos que apresentam hibridi-
zação sp2.d) apresenta a cadeia carbônica cíclica com dois radicais.
09.18. (UFSC) – Indique as proposições corretas. Em relação à figura a seguir, podemos afirmar que:
H C C H
01) representa os orbitais das ligações na molécula de C2H4.02) representa os orbitais das ligações na molécula de C2H2.04) entre os átomos de carbono existem uma ligação do
tipo sp2 – sp2 e uma ligação do tipo p – p.08) entre os átomos de carbono existem uma ligação do
tipo sp – sp e duas ligações do tipo p – p. 16) a geometria da molécula é linear.32) a ligação entre o carbono e o hidrogênio, é do tipo sp2 – s.
10
Discursivos09.19. Considerando-se os compostos but-1-ino e but-2-ino, qual deles apresenta os quatro átomos de carbono na mesma reta? Justifique.
09.20. (ITA – SP) – Um produto natural encontrado em algumas plantas leguminosas apresenta a seguinte estrutura:
O = C N C C C
H
HO
H H
H
NH2
H
O
OHH
C = C
C = C
=1 2
534 6 7 8
a) Que tipo de hibridização apresenta cada um dos átomos de carbono dessa estrutura?
b) Quantas são as ligações sigma e pi presentes nessa substância?
09.01. d09.02. d09.03. d09.04. d09.05. c09.06. b09.07. d09.08. e09.09. d09.10. b09.11. d09.12. a
09.13. a09.14. b09.15. c09.16. e09.17. c09.18. 26 (02, 08, 16)09.19. O composto but-2-ino, apresenta os 4
carbonos na mesma reta devido à hibri-dação sp.
H3C – C C – CH3
180° 180°
sp sp
Gabarito09.20. a) Carbono Hibridização
1 sp2
2 sp2
3 sp2
4 sp2
5 sp2
6 sp3
7 sp3
8 sp2
b) 24 ligações sigma ( ) e 4 ligações Pi ( ).
11Química 5A
Geometria, polaridade molecular e ressonância
Aula 10 5AQuímica
Geometria molecular
Várias propriedades químicas e físicas de uma substância podem ser explicadas pela disposição espacial de seus átomos.
Uma vez conhecida a estrutura de Lewis de uma molécula (fórmula eletrônica), é possível prever sua geometria, ou seja:
• a orientação dos demais átomos ao redor do átomo central;
• o ângulo entre as ligações formadas por um átomo central;
• o formato (geometria) da molécula, usando os ter-mos linear, angular, piramidal, tetraédrica, etc.Para que isso seja possível, é necessário conhecer a
teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (REPECV).
Essa teoria propõe:
1. As regiões de altas concentrações de elétrons – pares isolados e ligações – se repelem e, para minimizar essa repulsão, elas tendem a se afastar o máximo possível, mantendo a mesma distância do átomo central.
2. Não há distinção entre ligações simples ou múltiplas (duplas e triplas ligações): a ligação múltipla é trata-da como uma só região de alta densidade eletrônica.
Observações:Chamaremos ligações simples, múltiplas e
pares eletrônicos não ligantes de elos ou nuvens eletrônicas.
3. Todas as nuvens eletrônicas são incluídas na des-crição do arranjo de elétrons. Entretanto, somente
as posições dos átomos são consideradas quando descrevemos a geometria (forma) de uma molécula.
4. A repulsão é exercida na ordem:par isolado – par isolado > par isolado – par ligan- te > par ligante – par ligante
Vejamos alguns casos:
• Um átomo central contendo 2 pares de elétrons ao seu redor.Exemplo: BeF2
F Be F
2 pares (nuvens)
Geometria linear
F – Be – F
180°
• Um átomo central contendo 3 pares de elétrons ao seu redor.Exemplos: BF3 ; SO3
3 "pares" (nuvens)
F B F
F O
O OS
Geometria trigonal planar
120°
12
• Um átomo central contendo 3 pares de elétrons ao seu redor, sendo um par livre.Exemplo: SO2 e O3
3 "pares" (nuvens)
SO O
OO O
Geometria angularSO2
• Um átomo central contendo 4 pares de elétrons ao seu redor.Exemplo: CH4
4 pares (nuvens)
H C H
H
H
Geometria tetraédrica
109,5°
• Um átomo central contendo 4 pares de elétrons ao seu redor, sendo um par livre.Exemplo: NH3
4 pares (nuvens)
H N H
H
Geometria piramidal trigonal
107°
• Um átomo central contendo 4 pares de elétrons ao seu redor, sendo dois pares livres.Exemplo: H2O
O
H H
Geometria angular
104°30’
• Um átomo central contendo 5 pares de elétrons ao seu redor.Exemplo: PCℓ5
Cℓ
Cℓ
CℓCℓ
CℓP
5 "pares" (nuvens)
Geometria bipiramidal trigonal
• Um átomo central contendo 6 pares de elétrons ao seu redor.Exemplo: SF6
Geometria octaédricaF
F
F
FS
F
F
6 "pares" (nuvens)
PolaridadeCaráter polar ou apolar de uma ligação química:
a) Ligação covalente polar:Observe a molécula HCℓ:
H + Cℓ H ( Cℓ
O par de elétrons compartilhado é deslocado no sen-tido do cloro, que é mais eletronegativo que o hidrogênio.
Como consequência desse deslocamento, o par eletrônico fica mais próximo do elemento mais eletrone-gativo. Nesse caso, podemos dizer que o cloro fica com uma carga parcial negativa (polo negativo), representa-da por δ−, enquanto o hidrogênio fica com uma carga parcial positiva (polo positivo), representada por δ+.
+ −
H ( Cℓ
Formou-se assim um dipolo elétrico, e a ligação é denominada covalente polar.
A polarização de uma ligação apresenta uma dire-ção, um sentido (orientação) e uma intensidade. Por essa razão, a polarização pode ser representada por um vetor, denominado vetor momento dipolar ou vetor momento do dipolo ( ).
A direção do vetor é a reta que passa pelos núcleos dos átomos ligados.
O sentido (orientação) do vetor é do polo negativo para o polo positivo.
A intensidade do vetor será tanto maior quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes.
Exemplo:
Ligação polar
H Cℓ ≠ 0
Aula 10
13Química 5A
Observações:5. Tanto + como − são cargas parciais, pois, numa
ligação covalente, o par eletrônico pertence aos átomos ligados.
6. Quanto maior for a diferença de eletronegativi-dade entre os átomos ligantes, mais polar será a ligação.
7. Em certos casos, a diferença de eletronegativida-de entre os átomos ligados é tão grande que o par eletrônico passa a pertencer a um único áto-mo, ocorrendo assim a ligação iônica.
b) Ligação covalente apolar:Observe a molécula Cℓ2:
Cℓ + Cℓ Cℓ Cℓ
Pelo fato de os átomos ligados possuírem a mesma eletronegatividade, não haverá deslocamento do par eletrônico.
Não se forma, assim, um dipolo elétrico, razão pela qual a ligação é denominada covalente apolar.
Exemplo:Cℓ — Cℓ
= 0Ligação apolar
Moléculas polares e moléculas apolaresPara moléculas constituídas por mais de dois átomos,
deve-se proceder da seguinte maneira: • Substituir cada ligação polar existente na molécula
por um vetor • Somar vetorialmente os vetores momento dipolar de
cada ligação já existente, obtendo-se assim um vetor momento dipolar resultante R
•Se R ≠ 0 molécula polarSe R = 0 molécula apolar
Observação:Na realidade, para saber se uma determinada
molécula é polar ou apolar, é necessário conhe-cer sua geometria, que será a responsável pelo resultado da soma de todos os vetores momen-to dipolar representantes das ligações polares da molécula.
Exemplos:1o. ) CO2
Fórmula estrutural: O = C = OIdentificação do dipolo:
– + –
O = C = O
Momentos dipolares: – + –
O C O 1 2
Momento dipolar resultante: é a soma vetorial dos momentos dipolares existentes na molécula.
1 2·
Como os vetores são iguais em intensidade e têm a mesma direção, porém sentidos contrários, a resultante é nula; logo, a molécula é apolar.
2o. ) HCNFórmula estrutural: H – C NIdentificação dos dipolos:
+ –
H – C N + –
Momentos dipolares: + 1 – 2
H C N + –
Momento dipolar resultante:
1 2
ouR
Como, ≠ 0, a molécula é polar.
3o. ) H2OFórmula estrutural: O
H HIdentificação dos dipolos:
OH H
++–
Momentos dipolares: O
H H++
–
1 2
Momento dipolar resultante:
1 2
14
Como R ≠ 0, a molécula é polar.
H2O
4o. ) NH3
Fórmula estrutural: NH HH
Identificação dos dipolos:
NH HH
−
+++
Momentos dipolares: N
H HH
−
++
+2
1 3
Momento dipolar resultante:
R2
1 3
Como, R ≠ 0, a molécula é polar.5o. ) CH4
Fórmula estrutural: H
H HC
HIdentificação dos dipolos:
+
H
H HC
H
−
++
+
Momentos dipolares: C
H HH
–
+3
2 4
H
1
Momento dipolar resultante: como a estrutura da molécula é tetraédrica regular, ela tem R = 0, sendo, portanto, apolar.
Observação sobre a molécula do CH4: se juntarmos os momentos dipolares dois a dois, chegaremos tam-bém a uma resultante nula.
6o. ) CH2Cℓ2
Fórmula estrutural: H
H CℓC
Cℓ
Identificação dos dipolos:
H
H CℓC
Cℓ
+
++
–
––
Momentos dipolares: C
H
+
3
2 3
H
1
Cℓ Cℓ
Como, R ≠ 0, a molécula é polar.
RessonânciaO hidrocarboneto aromático mais simples é o benze-
no que apresenta fórmula molecular C6H6.Os carbonos nesse composto apresentam hibrida-
ção sp2, fato que justifica estarem juntamente com os hidrogênios num mesmo plano.
(Hibridação sp2 do carbono Geometria trigonal plana)
Consideremos a fórmula estrutural do benzeno representada abaixo:
C6H6 (benzeno)
Vamos mudar somente a posição dos elétrons envolvidos nas ligações duplas, sem alterar a posição dos átomos.
H
CC C
CC
C
H
H
H
H
H
1234
5
6
( I )
H
CC C
CC
C
H
H
H
H
H
1234
56
( II )
Quando uma molécula puder ser representada por duas ou mais estruturas, que difiram entre si apenas pela posição de alguns elétrons, sem mudar a posição dos átomos, existe ressonância.
Não confunda
(ressonância)com
(equilíbrio)
Ressonância
C6H6 (benzeno)
( I ) ( II )
(Benzeno) Híbrido de
ressonância
Aula 10
15Química 5A
As estruturas (I) e (II) são denominadas estruturas de ressonância, sendo o benzeno um híbrido de res-sonância.
Vejamos a representação espacial:
CH
C
HC
C
H H
CC
H H
s – sp2
p p
p p
p p
s – sp2
sp2 – sp2
nuvem
nuvem
HH
C C
CC
CC
H H
HH
O benzeno possui elétrons deslocalizados.Observe agora as distâncias das ligações entre
carbonos.
H2C CH2
133 pm
H3C – CH3
153 pm
Ligação simples
Ligação dupla
1 picometro
1 pm
1 pm = 10–12 m
No benzeno, as distâncias esperadas nas ligações entre carbonos, se existissem simples e duplas fixas, seriam:
153 pm
133 pm
porém as distâncias reais são:
140 pm
140 pm
Benzeno (distâncias reais)
Como 133 pm < 140 pm < 153 pm, podemos concluir que, devido à ressonância, a distância das ligações entre os carbonos é intermediária entre a distância da simples e da dupla.
O benzeno possui grande estabilidade química, que pode ser justificada por ser híbrido de ressonância. Preferencialmente, o benzeno costuma dar reações de substituição (características de alcanos) e só em condi-ções enérgicas é que realizará reações de adição).
Vamos dar alguns exemplos de outras espécies químicas que apresentam ressonância:
Gás ozônio: O3
Híbrido deressonância
OOO
OOO
OOO
Dióxido de enxofre: SO2
Híbrido deressonância
SOO
SOO
SOO
Ânion carbonato (CO3)2–
Híbrido deressonância
CO
OO
CO
OO
CO
OO
CO
OO C
O
OO
CO
OO
CO
OO
23 2
323
16
Testes
Assimilação10.01. (ACAFE – SC) – Assinale a alternativa que contenha as geometrias das respectivas espécies químicas: água, dióxido de carbono, trióxido de enxofre e fluoreto de berílio. a) Angular, linear, piramidal, angular.b) Angular, angular, piramidal, linear.c) Angular, linear, trigonal plana, linear. d) Linear, angular, trigonal plana, angular.
10.02. (UFJF – MG) – Há duas características que podem definir se uma molécula é ou não polar: a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados e a geometria da molécula. Com base nessas informações, assinale a alter-nativa INCORRETA. a) A geometria das moléculas de oxigênio e ozônio é linear,
as ligações são apolares e as moléculas são apolares. b) A geometria da molécula da água é angular, as ligações
entre os átomos são polares e a molécula é polar.c) A geometria da molécula de tetracloreto de carbono é
tetraédrica, as ligações entre os átomos são polares e a molécula é apolar.
d) A geometria da molécula do gás carbônico é linear, as ligações entre os átomos são polares e a molécula é apolar.
e) A geometria da molécula de diclorometano é tetraédrica, as ligações entre os átomos são polares e a molécula é polar.
10.03. (UEA – AM) – A queima de florestas é uma das imagens mais negativas do Brasil no exterior. Durante a queima são liberadas toneladas de gás carbônico (CO2), um dos gases do efeito estufa. A derrubada de florestas altera o equilíbrio ecológico da região, interferindo no ciclo das chuvas (precipitação de H2O) e na fertilidade do solo. Pode--se afirmar corretamente que as geometrias moleculares e
as polaridades das moléculas de água e de gás carbônico são, respectivamente, a) linear e polar; angular e apolar. b) angular e apolar; linear e apolar. c) angular e polar; linear e polar. d) angular e polar; linear e apolar. e) linear e apolar; angular e polar.
10.04. Para o composto de fórmula molecular CO2, qual das alternativas abaixo corresponde à sua fórmula estrutural espacial, à polaridade e à geometria de sua molécula? a) O = C = O, molécula apolar, geometria linear. b) O = C = O, molécula polar, geometria linear. c) O = C = O, molécula apolar, geometria angular. d) O – C = O, molécula polar, geometria angular.e) O – C – O, molécula polar, geometria linear.
10.05. Assinale a estrutura que admite ressonância de ligações .
a) O
C
OO
2–
b) H – C O
OHc) N Nd) H2C = CH – CH3e) O2
Aperfeiçoamento10.06. (UEM – PR) – Utilizando o modelo de repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (VSEPR), assinale a(s) alternativa(s) que apresenta(m) uma correta descrição da geometria e da polaridade das moléculas. 01) Amônia: piramidal, polar. 02) Trióxido de enxofre: trigonal plana, apolar. 04) Dióxido de carbono: angular, apolar. 08) Cloreto de metila: piramidal, polar. 16) Ácido cianídrico: linear, polar.
Aula 10
17Química 5A
10.07. (PUCMG) – Sejam dadas as seguintes moléculas: H2O, BeH2, BCℓ3 e CCℓ4. As configurações espaciais dessas moléculas são, respectivamente:a) angular, linear, trigonal, tetraédrica. b) angular, trigonal, linear, tetraédrica. c) angular, linear, piramidal, tetraédrica.d) trigonal, linear, angular, tetraédrica.
10.08. (UFRGS) – Em 2013, cientistas conseguiram pela primeira vez “fotografar” uma reação de rearranjo de uma molécula orgânica em resolução atômica (3 Å = 3 · 10–10 m), usando microscopia de força atômica. A imagem obtida é mostrada abaixo. A representação das estruturas do reagente e do produto, como se costuma encontrar em livros de quí-mica, também está mostrada abaixo, e a semelhança entre ambas é marcante.
Disponível em: <http://www.cchem.berkeley.edu/frfgrp/index.html>. Acesso em: 3 set. 2013.
Reagente (C26H14) Produto (C26H14)
Considere as seguintes afirmações a respeito desses com-postos.
I. Ambos são hidrocarbonetos aromáticos.II. Ambos têm na sua estrutura a presença de carbonos com
geometria trigonal plana.III. Reagentes e produtos são compostos isômeros. Quais estão CORRETAS?a) apenas I.b) apenas II.c) apenas III.d) apenas I e lI. e) I, II e III.
10.09. (UEPG – PR) – Sobre as seguintes geometrias mole-culares, indique o que for correto:
O = C = OF B
F F
N
H H H O
H H
01) O composto CO2 é apolar, porque o vetor μ = 0.02) Os compostos NH3 e H2O são moléculas polares.04) Os compostos BF3 e CO2 são apolares.08) Os compostos H2O e BF3 são moléculas polares, pois o
vetor ≠ 0.16) Os compostos NH3 e BF3 são moléculas apolares.
10.10. (UCS – RS) – O hexafluoreto de enxofre (SF6) é um gás incolor, inodoro, não inflamável e inerte utilizado como isolante em transformadores de alta tensão elétrica e em equipamentos de distribuição de eletricidade. A respeito do SF6 é correto afirmar que a) é uma substância apolar, constituída de ligações cova-
lentes polares.b) apresenta geometria molecular bipirâmide trigonal. c) apresenta átomos de flúor e de enxofre unidos entre si
por meio de ligações iônicas.d) tem geometria molecular idêntica à da amônia e momen-
to dipolar diferente de zero.e) é uma substância simples.
18
10.11. (Faculdade de Ciências da Saúde de Barretos – SP) – Oxigênio, nitrogênio e hélio são gases utilizados em am-bientes hospitalares com diversas aplicações em sistemas de manutenção da vida. Em geral, são fornecidos em cilindros, sob pressão. As figuras representam diagramas de arranjos espaciais de algumas substâncias químicas.
1 2
3 4
5
6
As representações dos gases hélio e oxigênio correspondem, correta e respectivamente, aos diagramasa) 3 e 6.d) 4 e 5.
b) 1 e 2.e) 2 e 5.
c) 1 e 4.
10.12. (UFRGS) – O quadro a seguir apresenta a estrutura geométrica e a polaridade de várias moléculas, segundo a Teoria da repulsão dos pares de elétrons de valência. Assinale a alternativa em que a relação proposta está incorreta.
Molécula Geometria Polaridade
a) SO2 angular polar
b) CO2 linear apolar
c) NH3 piramidal polar
d) NO2 angular polar
e) CH3F piramidal apolar
Aprofundamento10.13. (IFGO – PR) – A geometria molecular descreve a ma-neira como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula. As moléculas podem assumir várias formas espaciais, dependendo dos tipos de átomos que as com-põem. Em relação à geometria molecular é correto afirmar:a) Trifluoreto de boro e amônia apresentam geometria
trigonal plana.b) Ácido cianídrico apresenta geometria angular.
c) Tetracloreto de carbono e metano apresentam geometria tetraédrica.
d) Em moléculas formadas por 6 átomos, sendo um deles central, a geometria será octaédrica.
e) Em moléculas formadas por 4 átomos, sendo um deles central, a geometria será tetraédrica.
10.14. (UPF – RS) – O alcatrão de hulha é um líquido escuro e viscoso que apresenta em sua composição o benzeno, o tolueno, os dimetilbenzenos, o naftaleno e o fenantreno. Sobre o tema, considere as seguintes afirmações:
I. Os hidrocarbonetos aromáticos são aqueles que possuem pelo menos um anel ou núcleo aromático, isto é, um ciclo plano com seis átomos de carbono que estabelecem entre si ligações ressonantes.
II. Devido à ressonância das ligações duplas, os aromáticos não são compostos estáveis e só reagem em condições enérgicas.
III. O metilbenzeno, conhecido comercialmente por tolueno, é um composto aromático derivado do benzeno e possui fórmula molecular C7H14.
IV. O benzeno é um composto aromático bastante estável devido à ressonância das ligações duplas.
Está correto apenas o que se afirma em: a) I, II e IV. b) II, III e IV. c) I, II e III. d) I, III e IV. e) I e IV.
10.15. (UEM – PR) – Assinale a(s) alternativa(s) correta(s). 01) O ângulo formado entre as ligações na molécula de
água é menor do que o formado no metano, por ser o átomo de oxigênio maior do que o átomo de carbono.
02) De acordo com a teoria de hibridização, somente os orbitais do tipo s e p podem ser hibridizados.
04) Nas moléculas de metano, amônia e água, os átomos centrais (C, N e O) apresentam hibridização sp3.
08) De acordo com a teoria de repulsão dos pares de elé-trons na camada de valência, a geometria mais prová-vel de uma molécula de fórmula AX6 é octaédrica.
16) A molécula de trifluoreto de boro é polar, já que o flúor é um elemento mais eletronegativo que o boro.
Aula 10
19Química 5A
10.16. (PUCPR) – Anfitrião da Rio+20, o Brasil disponibilizou um cartão de visitas para apresentar aos demais países na conferência que debateu os rumos de um desenvolvimento sustentável. Um estudo da Empresa de Pesquisa Energética (EPE) mostra que o país é um dos que menos emite gás carbônico no mundo com a geração de energia. O relatório apontou que as emissões de gases de efeito estufa pelo país na produção e uso de energia correspondeu a 1,2% do total emitido no mundo em 2009, sendo o 18o. maior emissor no ranking dos países mais poluentes nessa área.
Fonte: Veja, 16/06/2012.
Em relação ao dióxido de carbono são feitas as seguintes proposições:
I. A fórmula estrutural que melhor representa a substância é C
OO
.
II. O dióxido de carbono apresenta momento dipolar resul-tante nulo ( R = 0); portanto, é molécula polar.
III. O carbono na molécula em questão possui hibridação sp e o ângulo de ligação é de 180°.
IV. Os dois orbitais p que não foram hibridizados no átomo de carbono se superpõem paralelamente para formar duas ligações .
V. A queima de combustíveis fósseis em veículos movidos à combustão interna libera dióxido de carbono gasoso, contribuindo para o efeito estufa.
Está(ão) correta(s) APENAS: a) III, IV e V.d) III e IV.
b) I e III. e) II e III.
c) II e IV.
10.17. (FUVEST – SP) – A figura mostra modelo de algumas moléculas com ligações covalentes entre seus átomos.
A
C
B
D
Analise a polaridade dessas moléculas, sabendo que tal propriedade dependa da:
• diferença de eletronegatividade entre os átomos que estão diretamente ligados. (Nas moléculas apresentadas, átomos de elementos diferentes têm eletronegatividade diferentes).
• forma geométrica das moléculas.• (Observação: eletronegatividade é a capacidade de um
átomo de atrair os elétrons da ligação.)Dentre essas moléculas, pode-se afirmar que são polares apenas:a) A e Bb) A e Cc) A, C e Dd) B, C e De) C e D
10.18. (UFRGS) – Observe a seguinte figura.
+
Essa figura corresponde à representação tridimensional da espécie:a) CH3
+ b) NH4+ c) H3O+ d) PH3 e) BF3
20
Discursivos10.19. (UEG – GO) – Uma das teorias sobre a origem da vida supõe que a atmosfera primitiva seria composta por metano, amônia, hidrogênio e vapor de água. Considere essas moléculas mencionadas ea) desenhe as estruturas de Lewis.b) atribua a geometria molecular.
10.20. Responda aos itens a e b considerando as diferentes características das ligações iônicas e covalentes e a Teoria de repulsão dos pares eletrônicos. a) Dado o composto AB2 e sabendo-se que:
I. as eletronegatividades de A e B são, respectivamente, 2,55 e 2,58. lI. o composto é apolar. III. A tem 4 elétrons de valência e B tem 6.Escreva a fórmula eletrônica, a geometria e o tipo de ligação envolvida.
b) Dadas as representações de Lewis para as três moléculas a seguir, preveja a geometria de cada uma.
X Y X X Y X X Y X X X
Gabarito10.01. c10.02. a10.03. d10.04. a10.05. a10.06. 19 (01, 02, 16)10.07. a10.08. e10.09. 07 (01, 02, 04)10.10. a10.11. e10.12. e10.13. e
10.14. c10.15. 12 (04,08)10.16. a10.17. e10.18. c19.19. a)
H • • C • • H
H
H
O
HH
H • • N • • H
H
H • • H
Metano Amônia Água Hidrogênio
b) Metano: Tetraédrica.Amônia: Piramidal.Água: Angular.Hidrogênio: Linear.
10.20. a) B A B Geometria linearLigações covalentes polares
b) X – Y – X Linear
YX XX
Piramidal
Y
X X
X
Trigonal
1
11Aula
6AQuímica
Forças intermolecularesQuando observamos uma substância em fase
gasosa, notamos que o volume ocupado pelo gás é muitas vezes maior que o correspondente volume ocupado pela mesma substância no estado líquido ou sólido. Em fase gasosa a distância média entre as mo-léculas da substância é bem maior do que nas fases líquida ou sólida. Assim, em fase condensada (nome genérico dado às fases líquida e sólida), as moléculas são mantidas unidas por meio de forças de atração intermoleculares.
Nesta aula, estudaremos essas forças e algumas consequências de sua existência.
Vamos analisar o comportamento das moléculas constituintes de uma substância quando esta sofre mudanças no seu estado físico.
No estado sólido, as moléculas apresentam um movi-mento vibratório, permanecendo numa posição fixa.
O fornecimento de calor faz com que a substância passe para o estado líquido, no qual as moléculas se movimentam umas sobre as outras com uma certa liberdade. Nesse estado, as forças intermoleculares são de menor intensidade, permitindo que as moléculas tenham uma certa mobilidade. Continuando o forne-cimento de calor, a substância passa para o estado ga-soso, no qual as moléculas possuem grande liberdade, movimentando-se em todas as direções. Nesse estado, as forças intermoleculares são de baixa intensidade e as moléculas ficam praticamente livres.
Assim podemos dizer que as forças intermoleculares são as responsáveis:
• pelo fato de certas substâncias com características semelhantes serem sólidas, em condições ambien-tes, e outras não. Exemplo:I2 (sólido), (MM = 254 u),Br2 (líquido), (MM = 160 u),Cℓ2 (gasoso), (MM = 71 u).Como se observa, a intensidade das forças intermo-
leculares depende do tamanho da molécula e da sua
massa molecular. A molécula de iodo é a maior e possui massa molecular maior e a molécula de cloro é a menor e possui a menor massa molecular entre elas.
• pelo fato de certas substâncias que deveriam se en-contrar no estado gasoso, em condições ambientes, apresentarem-se na forma líquida.Exemplo:
Substância MM (u) PE (°C)/P = 1 atm
H2S 34 – 61
H2Se 81 – 41
H2Te 130 – 2
H2O 18 100(Menor MM e maior PE)
Vamos a seguir estudar alguns tipos de forças de atração.
Força íons – dipolo Este tipo de força atrativa ocorre quando, por exem-
plo, um sólido iônico se dissolve em água ou noutro solvente polar. Considerando a água como solvente, um certo número de moléculas de água liga-se aos íons separando-os. Essa força de atração eletrostática é devida à carga positiva dos cátions e a parte negativa da molécula da água, e entre ânions e a parte positiva da molécula do solvente. Assim, sendo a água o solvente, diz-se que os íons estão hidratados.
Exemplo: NaCℓ dissolvido em água.
OH H
OH
H
H HO
Na+ OH
H
O
H
H
OH
HCℓ–O HH
O
H
H
2
Forças dipolo-dipoloOcorre em moléculas polares, como, por exemplo, a
molécula do HBr. Como a eletronegatividade do bromo é maior que a do hidrogênio, forma-se nesta molécula um dipolo elétrico permanente que pode ser represen-tado por:
+
H – Br ou –
A extremidade positiva de uma molécula atrai a extremidade negativa da molécula vizinha e assim por diante.
Atração inte
rmolec
ularAt
raçã
o in
termolecular
Atração intermolecular
Esta força intermolecular é denominada força dipolo- -dipolo ou dipolo permanente-dipolo permanente.
Forças de interação Dipolo – dipolo induzido
São forças de atração de natureza fraca e que expli-cam como uma molécula polar interage com outra apo-lar. Essa atração nasce da capacidade que uma molécula polar tem de induzir um momento dipolar em outra. Um exemplo ocorre quando a substância oxigênio se dissolve em água.
Forças dipolo instantâneo-dipolo induzido
São forças fracas que ocorrem tanto nas substâncias polares como nas apolares. São de grande importância, pois constituem o único tipo de interação envolvendo moléculas apolares. Servem para justificar a perma-nência no estado sólido, em condições ambientes, de certas substâncias apolares, como, por exemplo, alguns hidrocarbonetos, iodo (I2), etc.
Esse tipo de força surge quando, numa fração de segundo, a nuvem eletrônica (que está em contínuo movimento) presente em uma molécula apolar encontra-se um pouco mais deslocada para uma extremidade da molécula. Nesse instante, surgem dois polos na molécula, ou seja, foi criado um dipolo
instantâneo. Uma outra molécula que se encontre próxima ao dipolo instantâneo criado terá seus elétrons atraídos pela extremidade positiva desse dipolo, surgindo assim um novo dipolo denominado dipolo induzido. O resultado da criação desses dipolos é uma atração mais fraca entre as moléculas denominada dipolo instantâneo-dipolo induzido ou força de dispersão de London.
Hidrocarbonetos, óleos e gorduras apresentam tipicamente suas moléculas atraídas por esse tipo de força.
Ligações de hidrogênioUm caso interessante de força intermolecular apa-
rece quando, em uma molécula, o hidrogênio estiver ligado a flúor, oxigênio ou nitrogênio, ou seja, os três elementos mais eletronegativos da tabela periódica.
As ligações H – F, H – O e H – N ficam fortemente polarizadas acarretando no hidrogênio uma forte deficiência de elétrons. Para compensar tal deficiência, o hidrogênio de uma molécula interage com um par eletrônico da molécula vizinha, acarretando uma força de atração de grande intensidade entre as moléculas, denominada ligação de hidrogênio.
Observações:1. As ligações de hidrogênio são mais fortes que
as atrações dipolo-dipolo.2. As substâncias cujas moléculas estão unidas
por ligações de hidrogênio têm alteradas algumas de suas propriedades, como, por exemplo, os pontos de fusão e pontos de ebulição (e, consequentemente, o estado físico em determinadas condições). Por exemplo, caso as moléculas de água não se unissem através das ligações de hidrogênio, seu ponto de ebulição seria inferior ao do H2S, ou seja, menor que – 61°C.
3. Para que entre moléculas vizinhas surjam ligações de hidrogênio é necessário que o H esteja ligado a F, O ou N e que a molécula vizinha tenha um par de elétrons disponível para que o H interaja com ele.
As ligações de hidrogênio estão presentes entre as moléculas de:
Água (H2O), ácido fluorídrico (HF), amônia (NH3), álcoois (ex.: CH3OH), fenóis (ex.: C6H5OH), ácidos carboxílicos (ex.: CH3COOH), amidas (ex.: HCO – NH2), aminas primárias (ex.: H3C – NH2), aminas secundárias (ex.: H3C – N – CH3
H).
Aula 11
3Química 6A
Testes
Assimilação11.01. (IFSUL – RS) – As camadas de gelo polar de Marte aumentam e diminuem de acordo com as estações. Elas são feitas de dióxido de carbono sólido e se formam pela conversão direta do gás em sólido.Qual é o tipo de interação intermolecular existente entre as moléculas de dióxido de carbono?a) ligação de hidrogênio.b) dipolo-dipolo. c) dipolo induzido.d) dipolo permanente.
No esquema a seguir, estão representadas as estru-turas da H2O(ℓ), NH3(ℓ) e HF(ℓ). As ligações de hidrogênio são indicadas pelas linhas pontilhadas.
O
HH
N
F – HH---
- - -F
-- -F – H
H---F
-- -
H H
H
N
O
HH
HO
O
HH
HHH
H
---
OHH
----- -
- - -- - -
O gráfico abaixo mostra a anomalia apresentada pela água, que deveria ser gasosa em condições ambientes como os demais hidretos do grupo 16. Porém, devido às ligações de hidrogênio, a água se mantém no estado líquido nessas condições.
PE
MM
H2O (100°C)
H2S (– 61°C)
H2Se (– 41°C)
H2Te (– 2°C)
Observações:1. Comparando a força das ligações:
Aumenta a intensidade das forças "intramoleculares"
Ligaçãocovalente
apolar
Ligaçãocovalente
polar
Ligaçãoiônica
2. Comparando a intensidade de algumas forças inter-moleculares:
Aumenta a intensidade das forças intermoleculares
Força dipolo instantâneo-dipolo
induzido
Força dipolo-dipolo
Ligações de hidrogênio
É muito comum encontrarmos as forças de dipolo instantâneo-dipolo induzido sendo denominadas Forças de Van der Waals. Na realidade esta é uma denominação que seria melhor empregada de modo mais amplo, a qualquer tipo de força onde a interação intermolecular depende do inverso da sexta potência da distância entre duas moléculas.
Epcr
∝ − 6
Onde: Ep – energia potencial das interações.C – depende das moléculas e do tipo de interação. O nome Van der Waals é uma homenagem ao
cientista holandês Johannes van der Waals que estudou profundamente interações moleculares.
4
11.02. (IFSUL – RS) – O ácido fluorídrico (HF) em solução pode ser utilizado em diversas reações químicas para produzir fármacos e polímeros, além disso é amplamente utilizado em sua forma gasosa na indústria petroquímica de vidros, metais e de petróleo. A molécula de HF apresenta ligação entre seus átomos do tipo e suas moléculas estão unidas por .Os espaços acima são corretamente preenchidos pela alternativa:a) covalente polar – interações do tipo dipolo induzido-
-dipolo induzido.b) covalente apolar – ligações de hidrogênio.c) covalente polar – ligações de hidrogênio.d) covalente apolar – ligações do tipo dipolo induzido-
-dipolo induzido.
11.03. (PUCPR) – À temperatura ambiente, o éter etílico evapora mais rapidamente que o álcool etílico. Sendo assim, pode-se concluir que, em relação ao álcool, o éter apresenta:a) ponto de ebulição mais alto. b) ligações intermoleculares mais fracas. c) pressão de vapor menor. d) pontes de hidrogênio em maior número.e) peso molecular menor.
11.04. (PUCPR) – Considere as seguintes interações inter-moleculares:
I. CH OH H O3 2−−−−II. HI HI−−−−III. C H C H2 6 2 6−−−−−As interações intermoleculares predominantes que atuam, em cada caso, são respectivamente:a) ligação dipolar; ligação de hidrogênio; força de Van der
Waals. b) ligação dipolar; força de Van der Waals; ligação de hi-
drogênio.c) ligação de hidrogênio; força de Van der Waals; ligação
dipolar. d) ligação de hidrogênio; ligação dipolar; força de Van der
Waals. e) força de Van der Waals; ligação dipolar; ligação de hi-
drogênio.
11.05. (UDESC) – Dentre as substâncias abaixo, assinale aquela que apresenta ligações de hidrogênio entre suas moléculas.a) Benzeno (C6H6)b) Metano (CH4)c) Amônia (NH3)d) Hexano (C6H14)e) Brometo de hidrogênio (HBr)
Aula 11
5Química 6A
Aperfeiçoamento11.06. (UNIFAL – MG) – Sobre o tipo de ligação atômica ou força intermolecular que deve ser quebrada nos processos físico-químicos, a correta associação entre a coluna 2 com-pletando a coluna 1 será:
Coluna 1 Coluna 2
( ) Ebulição da água 1. Ligação ou ponte de hidrogênio
( ) Sublimação do gelo seco (CO2 sólido) 2. Ligação iônica
( ) Decomposição do N2O4 em NO2
3. Ligação covalente
( ) Fusão do NaCℓ 4. Ligação metálica
5. Ligação dipolo induzido
6. Ligação dipolo permanente
a) 1, 2, 3, 5b) 1, 5, 3, 2c) 1, 5, 3, 6d) 6, 5, 3, 2e) 6, 5, 3, 6
11.07. (PUCPR) – A amônia líquida (NH3), utilizada em máquinas de refrigeração, pode ser transformada em gás e decomposta nos gases N2 e H2. Sobre o assunto, assinale o que for correto.Dados: N(Z=7); H(Z=1)01) A decomposição da amônia é uma transformação física
em que os gases N2 e H2 são formados por ebulição.02) A interação intermolecular que mantém as moléculas
de amônia unidas é chamada de forças de dispersão de London.
04) A passagem da amônia líquida para o estado gasoso é uma transformação física chamada de vaporização.
08) A amônia é uma molécula constituída de ligações cova-lentes e possui geometria molecular piramidal.
11.08. (UFG – GO) – Têm-se dois sistemas homogêneos, cloreto de sódio e água, que, ao serem misturados, formam um terceiro sistema homogêneo, conforme esquema abaixo.
I – NaCℓ III – NaCℓ + H2OII – H2O
Os tipos de ligação ou interação entre as entidades forma-doras dos sistemas I, II e III são, respectivamente,a) I – ligação iônica; II – ligação covalente e ligação de hi-
drogênio; III – interação íon-dipolo, ligação covalente e ligação de hidrogênio.
b) I – ligação iônica; II – ligação iônica, ligação covalente e ligação de hidrogênio; III – ligação de hidrogênio, ligação covalente e interação íon-dipolo.
c) I – ligação covalente; II – ligação covalente e ligação de hidrogênio; III – ligação covalente, ligação iônica e ligação de hidrogênio.
d) I – ligação metálica; II – ligação metálica, ligação covalente e ligação de hidrogênio; III – interação íon-dipolo, ligação covalente e ligação de hidrogênio.
e) I – ligação covalente; II – ligação de hidrogênio e ligação covalente; III – ligação covalente, interação íon-dipolo e ligação de hidrogênio.
11.09. (UEL – PR) – Observe as estruturas a seguir.
O
O
CH3H3C
OH
I II III
Com referência às estruturas anteriores, pode-se afirmar que: a) I é um éster e II não pode formar ligações de hidrogênio
intermoleculares. b) II não possui elétrons pi em sua estrutura e III é um com-
posto polar.c) I é um derivado de ácido carboxílico e II é um composto
saturado.d) III é aromático e I possui um carbono com hibridação sp.e) os três compostos são cíclicos e aromáticos.
6
11.10. (PUCMG) – Assinale a substância na qual é mais pro-vável que a ligação de hidrogênio tenha papel importante na determinação das propriedades físicas. a) Etano (CH3CH3)·b) Hidroxilamina (NH2OH). c) Fluoreto de etila (CH3CH2F).d) Sulfeto de hidrogênio (H2S).
11.11. (PUCMG) – O nitrogênio, principal constituinte do ar atmosférico, é uma substância apolar que pode ser liquefeita a baixas temperaturas. Nesse estado, as forças que unem as moléculas umas às outras são conhecidas como:a) pontes de hidrogênio.b) interações dipolo-dipolo.c) ligações metálicas.d) pontes bissulfeto.e) forças de London.
11.12. (UFSM – RS) – O nitrogênio líquido pode ser obtido diretamente do ar atmosférico, mediante um processo de liquefação fracionada; nessa situação, seus átomos ficam unidos por ligações químicas denominadas:a) iônicas.b) dativas.c) Van der Waals.d) covalentes polares.e) covalentes apolares.
Aprofundamento11.13. (UEPG – PR) – Os átomos dos elementos Na(Z = 11), O(Z = 8) e H(Z = 1) combinam-se formando compostos. Sobre o assunto, assinale o que for correto. 01) Dois átomos de H podem ligar-se a um átomo de O,
formando uma molécula com geometria linear. 02) A ligação química existente entre O e H, no composto
NaOH, é uma ligação covalente. 04) Átomos de Na e H formam uma ligação covalente no
composto NaH.08) A ligação química existente entre Na e O no composto
Na2O é do tipo iônica.16) No composto NaOH, a força intermolecular é do tipo
dipolo instantâneo-dipolo induzido ou dispersão de London.
11.14. (UEPG – PR) – O gelo-seco é o dióxido de carbono (CO2) solidificado, utilizado em sistemas de refrigeração. Sobre o dióxido de carbono, assinale o que for correto. Dados: C (Z = 6); O (Z = 8)01) Os íons que compõem o CO2 promovem a solidificação
do gás.02) A molécula de CO2 é formada por duplas ligações.04) A força Intermolecular que promove a interação entre
suas moléculas é do tipo dipolo-dipolo.08) A ligação química existente entre seus átomos é a ligação
covalente. 16) A geometria das moléculas é angular, semelhante à
geometria das moléculas da água.
Aula 11
7Química 6A
11.15. (UFRGS) – Uma recente descoberta científica verificou que as lagartixas podem caminhar em um teto devido a forças químicas do tipo Van der Waals que ocorrem entre as estruturas minúsculas presentes em suas patas e a superfície dos locais por onde passam. Esse tipo de ligação intermolecular é também o que predomina entre as moléculas de:a) metanol;b) água;c) ácido metanoico;d) heptano;e) glicose.
11.16. (UPF – RS) – Pessoas que tomam chá podem estar fazendo mais do que aliviar uma azia de estômago, podem estar se prevenindo contra o câncer, de acordo com os pesquisadores da Keck Scholl of Medicine of USC. [...] O chá verde contém a maior quantidade de catequinas, seguido pelo chá preto. Nos estudos, as catequinas mostraram interromper o crescimento da célula tumorosa, assim como proteger as células saudáveis do dano.
(Disponível em: http://emedix.uol.com.br/not/not2002/ 02abr08gasusc-pit-cha.php. Acesso em 26 set. 2013)
A seguir, são destacadas as representações das estruturas de algumas catequinas:
Epigalocatequina
Epicatequina
HO O
OH
OHOH
OHOH
OH
OH
HO O
OH
OH
OH
A partir da análise da representação da estrutura das subs-tâncias orgânicas apresentadas, é correto afirmar que: a) as catequinas serão excretadas pela urina em função de
serem solúveis em água devido aos grupos OH, que são grupos hidrofílicos, e podem realizar interações intermo-leculares do tipo ligações de hidrogênio.
b) as estruturas representadas correspondem a funções mis-tas e apresentam somente os grupos funcionais orgânicos que representam as funções álcool e éter.
c) as estruturas apresentadas correspondem a isômeros planos de compensação.
d) as catequinas podem reduzir o risco de câncer de estô-mago e esôfago em função da presença de poliálcoois nas suas estruturas.
e) a epigalocatequina apresenta anéis aromáticos na sua estrutura e a fórmula molecular C15H6O7.
11.17. A base dos compostos orgânicos são as ligações carbono-carbono, como mostrado nos exemplos abaixo.
CH3
C
CHH2C
CH2H2CCHC
H3C CH2
limoneno
cânfora
CH3
CHCH2
CH3
H3C
H2C
H2C C = O
C
C
sacarose
O
CH2OH
OH
H H
HOH
OHH
C
H
H HO
H2C
OHC O
C
O
CC
H
CH2OH
OH H
C C C C
É correto afirmar que:01) Todos os exemplos apresentam ligações carbono-
-carbono simples e duplas.02) A sacarose é constituída por carbonos tetraédricos.04) O limoneno é um hidrocarboneto insaturado.08) A cânfora é uma cetona cíclica e seus carbonos apresen-
tam hibridização sp3 e sp2.16) A sacarose é um composto polar que em solução aquosa
forma pontes de hidrogênio.
8
11.18. (UNISINOS – RS) – Considere as seguintes características de determinado composto: I. ele é isômero de função do etanol; II. sua nomenclatura é metoximetano; III. apresenta, entre suas moléculas, interações dipolo-dipolo e faz ligações de hidrogênio com a água.De acordo com essas afirmações, o composto éa) um aldeído. b) uma cetona. c) um éter. d) o etanal. e) o éter etílico.
Discursivos11.19. (UNICAMP – SP) – Considere os processos I e II representados pelas equações:
H2O(ℓ) H2O(g) 2H(g) + O(g)I II
Indique quais ligações são rompidas em cada um desses processos.
Aula 11
9Química 6A
11.20. Proteínas são formadas por várias cadeias peptídicas que se mantêm unidas através de ligações do tipo I, II e III, for-mando uma estrutura complexa, como a esquematizada a seguir:
CHN
HO
C
OCH2S
SCH2
CHN
H
CN
H
C
O
CH N
H
O H
C NCH C
CH3 OO
O H
NCCH
CHN
HCHCH3H3C
CH2CO2– +NH3
(CH2)4
C
I.
II.III.
Explique de que tipo são as ligações I, II e III assinaladas no esquema da proteína
Gabarito11.01. c11.02. c11.03. b11.04. d11.05. c11.06. b11.07. 12 (04, 08)11.08. a11.09. c11.10. b 11.11. e11.12. e11.13. 10 (02, 08)
11.14. 10 (02, 08)11.15. d11.16. a11.17. 30 (02, 04, 08, 16)11.18. c11.19. I. Ligações de hidrogênio (ligações intermoleculares).
II. Ligações covalentes (ligações intramoleculares).11.20. I. Ponte dissulfeto (Ligação covalente entre os átomos de enxofre)
(– S – S – ).II. Ligação de hidrogênio (Ligação intermolecular que ocorre entre
o hidrogênio e um átomo de outro elemento muito eletronega-tivo e de pequeno raio, que pode ser F ou O ou N.).
III. Ligação iônica (Atração eletrostática entre o cátion (íon +) e o ânion (íon –).
10
Propriedades físicas dos compostos orgânicos – solubilidade e
ponto de ebulição
Aula 12 6AQuímica
SolubilidadeRecordemos a regra que indica a tendência de uma
substância de se dissolver ou não em outra substância:
Substância polar tende a se dissolver num solvente também polar.
Substância apolar tende a se dissolver num solvente também apolar.
Como estamos interessados em analisar somente o comportamento de compostos orgânicos, podemos afirmar:
• compostos orgânicos polares são solúveis em sol-ventes polares;
• compostos orgânicos apolares são solúveis em sol-ventes apolares.Generalizando:
O semelhante dissolve o semelhante.
Em seguida, vamos analisar a polaridade e a solubili-dade para as principais funções orgânicas.
HidrocarbonetosHidrocarbonetos saturados e insaturados são com-
postos apolares e consequentemente são solúveis em solventes apolares. São insolúveis em água (solvente polar).
Exemplos: n-butano é solúvel em n-hexano; benzeno é solúvel em n-pentano.
ÁlcooisApresentam moléculas polares devido à presença do
grupo hidroxila (–OH).Exemplo: metanol (H3C – OH)
H3C HO
Metanol, etanol e propan -1- ol são totalmente solúveis em água (solubilidade ilimitada). Nos demais monoálcoois saturados, à medida que aumenta a cadeia carbônica, a solubilidade em água diminui; porém, aumenta a solubilidade em solventes apolares.
Isso ocorre porque, excluindo-se o –OH, o resto da molécula de um álcool é apolar. Quando a cadeia é pequena (1, 2 ou 3 carbonos), a parte polar (–OH) predomina, facilitando a solubilidade em água. Com o aumento da cadeia, ocorre o predomínio da porção apo-lar, fazendo com que a solubilidade em água diminua.Exemplo: pentan -1- ol
H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2
parte apolar parte polar
– OH
A tabela abaixo mostra a solubilidade de álcoois primários normais em g/100 g de água.
Nome Fórmula Solubilidade
metanol H3COH ∞
etanol CH3CH2OH ∞
propan - 1- ol CH3CH2CH2OH ∞
butan - 1 - ol CH3CH2CH2CH2OH 7,9
pentan - 1- ol CH3CH2CH2CH2CH2OH 2,3
hexan - 1 - ol CH3CH2CH2CH2CH2CH2OH 0,6
Observação:A solubilidade de um álcool em água aumenta
com o aumento do número de grupos hidroxila (–OH) na molécula, devido a um aumento de gru-pos polares.
11Química 6A
Aula 12
Exemplos:1o. ) Comparação entre as solubilidades expressas em
g/100 g de H2O do butan -2- ol e butano - 2, 3 - diol:
Nome Fórmula Solubilidade
butan - 2 - olH3C – CH2 – CH – CH3
OH12,5
butano - 2,3 - diolH3C – CH – CH – CH3
OH OH∞
2o. ) Poliálcoois de cadeia carbônica longa, por possuírem muitos grupos hidroxilas, são polares e solúveis em água, como é o caso dos açúcares.
OHOH HOHOHOH
H2C – CH – CH – CH – CH – C = O
aldo-hexose
FenóisAssim como nos álcoois, os fenóis apresentam molé-
culas polares por causa da presença do grupo – OH.O fenol comum é relativamente solúvel em água;
porém, assim como acontece nos álcoois, à medida que aumenta a cadeia carbônica (parte apolar), eles vão se tornando praticamente insolúveis em água.Exemplo:
Nome Fórmula Solubilidade(g/100 g de água)
fenol
OH
9,3
orto-cresol
OH
– CH3 2,3
ÉteresEm virtude da estrutura
OR R , em que existe
um fraco momento dipolar resultante, os éteres são fracamente polares. Assim, apresentam uma pequena solubilidade em meio aquoso.
Aldeídos e cetonasAldeídos mais simples (1 e 2 carbonos) são solúveis em
água por causa do predomínio da polaridade do grupo
carbonila (– C+ = O– ), que constitui a região de maior polaridade do composto. O mesmo ocorre com as ceto-nas mais simples (3, 4 e 5 carbonos).
Assim como nos aldeídos, as cetonas, com o aumento da cadeia carbônica (parte apolar), têm sua solubilidade em água diminuída progressivamente até se tornarem insolúveis.
Ácidos carboxílicosSão mais solúveis em água que os aldeídos e ceto-
nas, já que podem formar ligações de hidrogênio com as moléculas de água. Porém, o aumento da cadeia carbônica (parte apolar) faz com que a solubilidade em água diminua progressivamente conforme mostra a tabela a seguir.
Nome FórmulaSolubilidade
(g/100 g de água)
metanoico HCOOH ∞
etanoico CH3COOH ∞
propanoico CH3CH2COOH ∞
butanoico CH3CH2CH2COOH ∞
pentanoico CH3CH2CH2CH2COOH 3,7
hexanoico CH3CH2CH2CH2CH2COOH 1,0
Sais de ácidos carboxílicosApresentam uma parte altamente polar, formada
pela atração eletrostática entre cátions e ânions e uma parte apolar referente à cadeia carbônica.
H3C – (CH2)n – CH2 – C+ = O–
O–Na+
parte apolar parte polar
Solúvel em óleos e gorduras
Solúvel em água
Sais de ácidos carboxílicos formados por metais al-calinos (grupo 1) e amônio (NH4
+) são solúveis em água. Já os formados por metais pesados (Ag, Hg, Fe, Cu...) são insolúveis na água.
Observação:Sais de ácidos carboxílicos de cadeia longa
denominam-se sabões.
12
ÉsteresSuas moléculas são polares em virtude do grupo
funcional – C+– O––
O–
.
Ésteres de pequena massa molecular são pouco solúveis em água. Com o aumento da cadeia carbônica (parte apolar), a solubilidade em água diminui.
AminasComo são derivadas da amônia (geometria pirami-
dal), suas moléculas também são polares.Aminas com até cinco átomos de carbono na molé-
cula são solúveis em água. Porém, o aumento da cadeia carbônica (parte apolar) faz com que a solubilidade em água diminua progressivamente, conforme mostra a tabela a seguir.
Nome Fórmula Solubilidade(g/100 g de água)
metilamina CH3 – NH2
dimetilamina (CH3)2 – NH
trimetilamina (CH3)3 – N 91
fenilamina C6H5 – NH2 3,7
Observação:As aminas são solúveis em solventes menos
polares como o éter.
AmidasSão constituídas por moléculas polares. As mais
simples são solúveis em água. As demais têm sua solu-bilidade diminuída com o aumento da cadeia carbônica.
Exemplo: NH2
solúvel em água.
O = CNH2
Ureia
Ponto de ebuliçãoObserve o esquema a seguir:
sólido líquido gasosoatração molecular
muito grandeatração molecular
grandeatração molecular
pequena
calor calor
As mudanças de estado físico (sólido líquido gasoso) implicam o fornecimento de energia (calor, por exemplo) para diminuir as forças de atração que atuam entre as moléculas, ou seja, para separá-las.
Assim, quanto maiores forem as interações entre as moléculas, mais fortemente unidas elas estarão e, consequentemente, mais difícil será a mudança de estado. Será necessário o fornecimento de mais ener-gia, fazendo com que os pontos de fusão e ebulição se tornem altos.
Dois fatores estão diretamente ligados ao aumento dessas interações:
1. Massa molecular (tamanho da molécula)O aumento da massa molecular torna mais difícil
uma molécula se desprender da fase sólida ou líquida e passar, por exemplo, para a fase de vapor. A consequência disso é o aumento dos pontos de fusão e ebulição.
2. Forças intermolecularesQuanto mais fortes forem as forças de atração entre
as moléculas (forças intermoleculares), mais difícil será separá-las e, consequentemente, maiores serão os pontos de fusão e ebulição.
Essas forças aumentam na seguinte ordem:
substância apolar
substância polar
substância muito polar (H – F,O,N)
dipolo instan-tâneo-dipolo
induzido
dipolo perma-nente-dipolo permanente
ligações de hidrogênio
Aumenta a intensidade das forças intermoleculares aumenta. PE
Observações:Se quisermos comparar os pontos de ebulição
de várias substâncias, é necessário que um desses fatores seja mantido constante. Assim:
• Comparando substâncias de mesmo tipo de forças intermoleculares:
a de maior massa molecular terá maior ponto de ebulição.
• Comparando substâncias de massas molecu-lares próximas:
a de maior força intermolecular terá maior ponto de ebulição.
A seguir, vamos analisar o ponto de ebulição de compostos dentro das principais funções orgânicas.
Aula 12
13Química 6A
HidrocarbonetosForças intermoleculares: Por serem constituídos
de moléculas apolares, as forças de atração são do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido.
ConclusãoQuanto maior a massa molecular (tamanho da
molécula), maior será o ponto de ebulição do hi-drocarboneto.
A tabela a seguir mostra os pontos de ebulição de alguns n-alcanos a 1 atm.
Nome Fórmula Pontos de ebulição
metano CH4 – 161
etano CH3CH3 – 89
propano CH3CH2CH3 – 42
butano CH3CH2CH2CH3 –1
n-pentano CH3CH2CH2CH2CH3 36
n-hexano CH3CH2CH2CH2CH2CH3 69
Observações:1. Em condições ambientes (25°C e 1 atm), temos
os seguintes estados físicos para os hidrocar-bonetos:Gasosos: de C1 a C4
Líquidos: de C5 a C17
Sólidos: de C18 em diante
2. Para hidrocarbonetos de massas moleculares equivalentes, os de cadeia carbônica normal têm ponto de ebulição maior que os de cadeia carbônica ramificada. Isso se justifica pelo fato de que as cadeias nor-mais são maiores (maior tamanho ou maior su-perfície) que as cadeias ramificadas. Com isso, o dipolo instantâneo-dipolo induzido criado terá as cargas mais separadas e, consequente-mente, será mais intenso.
Exemplo:
H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH3"maior
tamanho"n-pentano
MM = 72 u; PE = 36°C (1 atm)
"menor tamanho"
H3C – CH2 – CH – CH3
CH3
metil-butano
MM = 72 u; PE = 28°C (1 atm)
Derivados halogenadosForças intermoleculares: Por serem constituídos
de moléculas polares, as forças de atração são do tipo dipolo permanente-dipolo permanente.
ConclusãoQuanto maior a massa molecular (tamanho da
molécula), maior será o ponto de ebulição do ha-leto orgânico.
Observações:1. Em condições ambientes (25°C e 1 atm), temos
os seguintes estados físicos para os haletos orgânicos:Gasosos: os de pequena massa molecular.Líquidos: os de massa molecular intermediária.Sólidos: os de massa molecular elevada.
2. De um modo geral, o aumento do número de halogênios presentes no haleto acarreta um aumento nos seus pontos de fusão e ebulição.
• Exemplo:
clorometano: CH3Cℓ
diclorometano: CH2Cℓ2
triclorometano: CHCℓ3
Aumenta PE
ÁlcooisForças intermoleculares: Por serem constituídos de
moléculas polares e devido à presença do grupo – OH, as forças de atração entre as moléculas dos álcoois são do tipo ligações de hidrogênio.
H3C – O– H+— O–
I CH3ligações de
hidrogênio
H+
I
14
Observações:1. Quanto maior a massa molecular (tamanho da
molécula), maior será o ponto de ebulição dos monoálcoois. A tabela a seguir mostra a comparação dos pontos de ebulição de diversos monoálcoois.
Nome Fórmula MM PE (°C)
metanol H3COH 32 64,5
etanol CH3CH2OH 46 78,3
propan-1- ol CH3CH2CH2OH 60 97
butan-1- ol CH3CH2CH2CH2OH 74 118
2. Álcoois de cadeia carbônica normal possuem ponto de ebulição maior que álcoois de cadeia ramificada, com massa molecular equivalente. Isso se justifica pelo fato de que as cadeias nor-mais são maiores (maior tamanho ou maior superfície) que as cadeias ramificadas.
3. O aumento do número de grupos hidroxila (– OH) na molécula do álcool aumenta o nú-mero de ligações de hidrogênio entre as molé-culas e, como consequência, aumenta o ponto de ebulição dos álcoois. A tabela a seguir mostra uma comparação entre os pontos de ebulição de um monoálcool e de um diálcool de massas moleculares próximas.
Nome Fórmula MM PE (°C)
pentan-1-olH3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2
OH88 138
butano- 1,4-diol
H2C – CH2 – CH2 – CH2
HO OH90 230
4. Álcoois apresentam pontos de ebulição mais elevados que hidrocarbonetos de massa mo-lecular equivalente. Isso ocorre devido à forte atração intermolecular existente entre as mo-léculas dos álcoois (ligações de hidrogênio), o que não acontece nos hidrocarbonetos (dipolo instantâneo-dipolo induzido).Observe a tabela a seguir:
Nome Fórmula MM PE (°C)
etanol CH3CH2OH 46 78,3
propano CH3CH2CH3 44 – 42
FenóisForças intermoleculares: Por serem constituídos de
moléculas polares e devido à presença do grupo – OH, as forças de atração entre as moléculas dos fenóis são do tipo ligações de hidrogênio.
Observações:1. O fenol de maior importância em nosso estudo
é o fenol comum (C6H5 – OH). Em condições ambientes apresenta-se no estado sólido e tem ponto de ebulição elevado (182°C).
2. Quanto maior a massa molecular (tamanho da mo-lécula), maior será o ponto de ebulição dos fenóis.
A tabela a seguir mostra a comparação dos pontos de ebulição do fenol comum e do orto-cresol.
Nome Fórmula PE (°C) 1 atm
fenol
OH
182
orto-cresol
OH
CH3191
ÉteresDevido à estrutura R R
O, em que existe um fraco
momento dipolar resultante, os éteres são fracamente polares. Assim, existe entre suas moléculas uma força de atração do tipo dipolo permanente-dipolo permanente.
A tabela a seguir mostra os pontos de ebulição de alguns éteres a 1 atm.
Nome Fórmula PE
metoximetano CH3OCH3 – 24
metoxietano CH3OCH2CH3 8
etoxietano CH3CH2OCH2CH3 35
1-propoxipropano CH3CH2CH2OCH2CH2CH3 91
Nome Fórmula PE (°C) MM
propan -1- ol H3C – CH2 – CH2OH 97 60
propanona H3C – CO – CH3 56 58
buta -1- ol H3C – CH2 – CH2 – CH2OH 118 74
butanona H3C – CO – CH2 – CH3 80 72
Ácidos carboxílicosForças intermoleculares: Por serem constituídos
de moléculas polares e devido à presença do grupo – OH, as forças de atração entre as moléculas dos ácidos carboxílicos são do tipo ligações de hidrogênio.
dímero
ligação de hidrogênio
ligação de hidrogênio
O
O – HH3C – C
O
H – OC – CH3
Observações:1. Quanto maior a massa molecular (tamanho da
molécula), maior será o ponto de ebulição dos monoácidos. A tabela a seguir mostra a comparação dos pontos de ebulição de diversos monoácidos:
Nome Fórmula PE (°C)
metanoico HCOOH 100,5
etanoico CH3COOH 118,0
propanoico CH3CH2COOH 141,0
2. O fato de, entre duas moléculas dos ácidos carboxílicos, formarem-se duas ligações de hidrogênio faz com que suas moléculas este-jam mais unidas que as dos álcoois. Daí apre-sentarem pontos de ebulição maiores que os dos álcoois de massas moleculares próximas. A tabela a seguir mostra essa comparação:
Nome Fórmula MM PE (°C)
metanoico HCOOH 46 100,5
metanol CH3OH 32 64,5
etanoico CH3COOH 60 118,0
etanol CH3CH2OH 46 78,3
propanoico CH3CH2COOH 74 141,0
propan -1-ol CH3CH2CH2OH 60 97,0
Aula 12
15Química 6A
Observação:Comparando compostos de massas molecu-
lares próximas, os éteres apresentam pontos de ebulição mais baixos que dos álcoois e fenóis, e próximos dos alcanos.
Aldeídos e cetonasForças intermoleculares: Devido à presença do
grupo carbonila (– C+= O–)I
, aldeídos e cetonas são formados por moléculas polares. Não se ligam entre si por meio das ligações de hidrogênio, existindo entre suas moléculas uma força de atração do tipo dipolo permanente-dipolo permanente.
Quanto maior a massa molecular (tamanho da molécu-la), maior será o ponto de ebulição dos aldeídos e cetonas.
A tabela a seguir mostra a comparação dos pontos de ebulição de alguns aldeídos e algumas cetonas a 1 atm.
Nome Fórmula PE (°C)
metanal HCHO – 21
etanal H3C – CHO 20
propanal H3C – CH2 – CHO 49
propanona H3C – CO – CH3 56
butanal H3C – CH2 – CH2 – CHO 76
butanona H3C – CO – CH2 – CH3 80
Observações:1. Comparando compostos de massas molecula-
res próximas, os aldeídos apresentam pontos de ebulição mais elevados que os hidrocarbo-netos (apolares) e que os éteres (pouco pola-res), porém mais baixos que os dos álcoois.
2. Comparando cetonas com álcoois de massas moleculares próximas, as cetonas têm pontos de ebulição mais baixos que os dos álcoois, já que nos álcoois as forças intermoleculares são do tipo ligações de hidrogênio.
A tabela a seguir mostra a comparação dos pontos de ebulição de algumas cetonas e alguns álcoois a 1 atm.
Sais de ácidos carboxílicosComo são compostos iônicos, a intensa atração dos
íons na rede cristalina iônica do sal orgânico somente poderá ser vencida à custa de elevadas temperaturas. Consequentemente, os sais orgânicos possuem eleva-dos pontos de fusão e de ebulição.
ÉsteresForças intermoleculares: Suas moléculas são pola-
res devido ao grupo funcional – C O
O
.
Não fazem ligações do tipo ligações de hidrogênio.
Observações:1. Ésteres de massa molecular pequena são líqui-
dos; à medida que aumenta a sua massa mo-lecular, passam gradativamente a líquidos de alta viscosidade e a sólidos. A tabela a seguir mostra os pontos de ebulição de alguns ésteres a 1 atm.
Nome Fórmula PE (°C)
etanoato de metila H3CCOOCH3 57,5
etanoato de etila H3CCOOCH2CH3 77
etanoato de n-propila H3CCOOCH2CH2CH3 102
etanoato de n-butila H3CCOO(CH2)3CH3 126
2. Comparando com álcoois e ácidos carboxílicos de massas moleculares próximas, os ésteres, pelo fato de suas moléculas não se ligarem através das ligações de hidrogênio, têm pon-tos de ebulição mais baixos que os dos álcoois e dos ácidos carboxílicos, já que nesses com-postos as forças intermoleculares são do tipo ligações de hidrogênio.
AminasSão derivadas da amônia, que é um composto polar
e tem geometria piramidal; justamente por este motivo, suas moléculas também são polares.
Forças intermoleculares: verifique a seguir a polari-dade e atração intermolecular entre as moléculas iguais nos diversos tipos de amina.
Aminas primárias:
ligações de hidrogênio
+H – N– – R
H+
H+
R – N– – H
+ –N – H
+
H +
R
Aminas secundárias:
ligações de hidrogênio
R – N– – H
+ –N – R1
R1 R
H+
Aminas terciárias:R+
1
R+ – N –
R+2
Embora sejam polares não formam ligação de hi-drogênio entre suas moléculas porque não há H na parte positiva do dipolo.
Observações:1. Observa-se, ao compará-las, que as aminas pri-
márias se associam mais fortemente por terem mais ligações de hidrogênio entre suas molécu-las, enquanto que as terciárias se associam pou-co porque nelas há apenas uma atração entre dipolos que não são ligações de hidrogênio.
Entre aminas primárias, secundárias e terciárias, isômeras entre si, a ordem do P.E. é 1a. > 2a. > 3a., devido ao número de ligações de hidrogênio intermoleculares. Observe o exemplo a seguir:
Amina Classificação PE (°C)
H3C – CH2 – CH2 – NH2 primária 49
H3C – CH2 – N – CH3
Hsecundária 28
H3C – N – CH3
CH3
terciária 3
16
3. Na série dos monoácidos alifáticos e saturados, os quatro primeiros membros são líquidos e solúveis em água. De cinco a oito carbonos são líquidos, porém insolúveis em água. Moléculas contendo nove ou mais carbonos são sólidas e insolúveis em água.
2. Quando se comparam as aminas com os compostos orgânicos de massas moleculares próximas, as aminas têm P.E. maiores do que compostos apolares (por exemplo hidrocarbo-netos) e menores do que compostos polares (por exemplo álcoois).
Composto Polaridade PE (°C)
H3C – CH2 – CH3 apolar – 42
H3C – CH2 – NH2 um pouco polar 17
H3C – CH2 – OH muito polar 78
AmidasForças intermoleculares: Suas moléculas são
bastante polares. Além disso, no grupo funcional amida
existe uma carbonila e um grupo amino, o que permite que suas moléculas se liguem umas às outras através de várias ligações de hidrogênio intermoleculares.
Observe o esquema a seguir:
ligações de hidrogênio
H3C – CO–
O–
O–
H+
– N
H+ – N– –
+H
H+
H
C – CH3
C – CH3
C
N– – H
+
O
CH3
H – N
H
Observações:1. Por serem bastante polares e formarem várias ligações de hidrogênio intermoleculares, as amidas apresen-
tam pontos de ebulição maiores que os dos ácidos carboxílicos de massas moleculares equivalentes.2. A metanamida, também chamada de formamida, é incolor e encontrada no estado líquido em condições
ambientes; as demais são sólidas, incolores e de sabor adocicado.3. Amidas dissubstituídas não formam ligação de hidrogênio entre suas moléculas, pois não há H ligado a F,
O ou N.
Testes
Assimilação12.01. Em qual dos seguintes grupos de compostos orgâni-cos encontram-se apenas solventes considerados apolares? a) etanol, benzeno, tolueno e acetona.b) acetona, aldeído fórmico, tetracloreto de carbono e éter
etílico.c) ácido acético, aldeído acético, álcool etílico e acetona.d) benzeno, ciclo-hexano, pentano e tolueno. e) metanol, pentano, benzeno e tetracloreto de carbono.
12.02. (UFMG) – Para limpar um tecido sujo de graxa, recomenda-se usar: a) gasolina.b) vinagre.c) etanol.d) água.
Aula 12
17Química 6A
12.03. (PUCSP) – Foram determinadas as temperaturas de fusão e de ebulição de alguns compostos aromáticos encon-trados em um laboratório. Os dados obtidos e as estruturas das substâncias estudadas estão apresentados a seguir.
Composto Ponto de fusão (°C) Ponto de ebulição (°C)
1 – 95 110
2 – 26 178
3 43 182
4 122 249
HOC
O
Ácido benzoico
HC
O
Benzaldeido
OH
Fenol
CH3
Tolueno
A análise das temperaturas de fusão e ebulição permite iden-tificar os compostos 1, 2, 3 e 4, como sendo, respectivamente, a) ácido benzoico, benzaldeído, fenol e tolueno. b) fenol, ácido benzoico, tolueno e benzaldeído. c) tolueno, benzaldeído, fenol e ácido benzoico. d) benzaldeído, tolueno, ácido benzoico e fenol. e) tolueno, benzaldeído, ácido benzoico e fenol.
12.04. (UFU – MG) – Analise os compostos a seguir e assi-nale a alternativa que os dispõe em ordem decrescente de pontos de ebulição.
I. CH3CH2CHOII. CH3COOH III. CH3CH2CH2OH IV. CH3CH2CH2CH3 a) II, III, I, IV. b) IV, II, III, I. c) I, II, IV, III. d) II, IV, III, I.
12.05. (UFPE) – A compreensão das interações intermole-culares é importante para a racionalização das propriedades físico-químicas macroscópicas, bem como para o entendi-mento dos processos de reconhecimento molecular que ocorrem nos sistemas biológicos. A tabela a seguir apresenta as temperaturas de ebulição (TE), para três líquidos à pressão atmosférica.
Líquido Fórmula Química TE (°C)
acetona (CH3)2CO 56
água H2O 100
etanol CH3CH2OH 78
Com relação aos dados apresentados na tabela acima, po-demos afirmar que: a) as interações intermoleculares presentes na acetona são
mais fortes que aquelas presentes na água.b) as interações intermoleculares presentes no etanol são
mais fracas que aquelas presentes na acetona.c) dos três líquidos, a acetona é o que apresenta ligações de
hidrogênio mais fortes.d) a magnitude das interações intermoleculares é a mesma
para os três líquidos. e) as interações intermoleculares presentes no etanol são
mais fracas que aquelas presentes na água.
18
Aperfeiçoamento12.06. (UP – PR) – As vitaminas podem ser classificadas como lipossolúveis e hidrossolúveis. Essa classificação indica que as primeiras podem ser armazenadas nos tecidos adiposos, enquanto o excesso das vitaminas hidrossolúveis é eliminado pela urina. Com base nisso, observe a estrutura de 4 vitaminas:
OH
Vitamina A
O OOH
OH
OHHO
Vitamina C
O
NH2
NVitamina B3
OH
Vitamina B5
OH H
N
O OOH
Em relação às estruturas apresentadas, são hidrossolúveis as vitaminas: a) A, C e B5. b) B5 e B3. c) A, C e B3. d) A e C. e) C, B5 e B3.
12.07. (UFRGS) – Observe os quatro compostos que seguem.
I. CH3CH2COOH II. CH3CH2CH2OH III. CH3CH2OCH2CH3 IV. CH3CH2COCH3 A ordem decrescente de solubilidade em água desses compostos é: a) 1 – 2 – 3 – 4. b) 1 – 2 – 4 – 3. c) 2 – 1 – 4 – 3. d) 3 – 4 – 1 – 2. e) 3 – 4 – 2 – 1.
12.08. (UNIFAL – MG) – Foi pedido a uma turma avançada de segundo ano do ensino médio que trouxessem várias fórmulas orgânicas com diferentes representações. Os alunos Luan e Alana apresentaram uma fórmula tradicional de uma tintura, composto A e uma fictícia onde o desenho gráfico de um éter imita um dinossauro, “Carbossauro”, composto B.
OCH3
CO
CH3
CH3OHHO
OA B
O restante da turma fez algumas observações:I. Nenhum dos compostos apresenta carbono com hibri-
dação sp.II. Os dois compostos apresentam heteroátomo. III. A função éter é comum aos compostos A e B.IV. A solubilidade do “Carbossauro” em água é menor que
o composto A.O número de erros da turma foi:a) 0. b) 1. c) 2. d) 3. e) 4.
12.09. (UFPI) – A imprensa denunciou a venda, nos postos autorizados, de gasolina adulterada (“batizada”) com sol-ventes de ponto de ebulição mais altos, responsáveis pela formação de resíduos nocivos ao motor do automóveis, Sabendo-se que a gasolina é rica em hidrocarbonetos com 7 a 9 átomos de carbono, escolha a opção cujo material, deriva-do do petróleo, poderia estar sendo usado como adulterante. a) Gás natural (metano, um átomo de carbono). b) Gás de cozinha (propano, butano. 3 e 4 átomos de
carbono). c) Éter de petróleo (pentanos. 5 átomos de carbono). d) Querosene (undecanos a tetradecanos. 11 a 14 átomos
de carbono). e) Álcool hidratado (etanol, C2H6O).
Aula 12
19Química 6A
12.10. (PUCRS) – Assinalar a ordem correta dos alcanos de acordo com seus pontos de ebulição crescentes:A – 3,3-dimetilpentano.B – n-heptano.C – n-octano.D – n-pentano.E – 2-metil-hexano.a) B – C – D – E – Ab) A – D – E – B – Cc) D – A – E – C – Bd) D – A – B – C – Ee) D – A – E – B – C
12.11. (UNIFAL – MG) – Isômeros constitucionais são molé-culas que apresentam a mesma fórmula molecular diferindo entre si pela conectividade dos átomos que tomam parte da estrutura. Um estudante, após ler este conceito, escreveu as quatro estruturas gráficas abaixo:
OA
OHB
OC
OD
Sobre elas, o estudante fez as seguintes comparações com a fórmula C4H8O:
I. O isômero de maior ponto de ebulição é o B. II. O A e o C são isômeros funcionais. III. O D é um aldeído. IV. O A não possui carbono com hibridação sp2 . São corretas as asserções a) I, II, III, IV. d) I, III, IV.
b) II, III, IV. e) II, III, IV.
c) III, IV.
12.12. (FAC. ALBERT EINSTEIN – SP) – As substâncias pentano, butan-1-ol, butanona e ácido propanoico apresentam massas molares semelhantes, mas temperatura de ebulição bem distintas devido às suas interações intermoleculares.Assinale a alternativa que relaciona as substâncias com suas respectivas temperaturas de ebulição.
36°C 80°C 118°C 141°C
a) butanona butan-1-ol pentano ácido propanoico
b) pentano ácido propanoico butanona butan-1-ol
c) ácido propanoico butanona butan-1-ol pentano
d) pentano butanona butan-1-ol ácido propanoico
20
Aprofundamento12.13. (FATEC – SP) – Há três frascos (A, B e C) com sólidos brancos à temperatura ambiente. Por descuido, os frascos não estão identificados, encontrando-se ao lado deles três etiquetas: em uma está escrito naftaleno; em outra, ácido benzoico, e na terceira, glicose. Para tentar identificar os conteúdos dos frascos, algumas propriedades foram determinadas, e os resultados encontram-se na tabela a seguir.
SUBSTÂNCIA CONTIDA NO FRASCO PONTO DE FUSÃO (ºC) PONTO DE EBULIÇÃO (ºC) SOLUBILIDADE EM ÁGUA A 25ºC
A 122 250 um pouco solúvel
B 80 218 praticamente insolúvel
C 146 decompõe solúvel
Sabendo-se que o naftaleno é um hidrocarboneto, o ácido benzoico é um ácido orgânico e a glicose é um açúcar, os frascos A, B e C contêm, respectivamente: a) ácido benzoico, naftaleno e glicose.b) ácido benzoico, glicose e naftaleno. c) naftaleno, ácido benzoico e glicose. d) glicose, naftaleno e ácido benzoico.e) glicose, ácido benzoico e naftaleno.
12.14. (PUCMG) – Analise o gráfico, que apresenta as temperaturas de ebulição de compostos binários do hidrogênio com elementos do grupo 16 (coluna 6A), à pressão de 1 atm.
temperatura (°C)
massa molecular
150
100
50
0
–50
–1000 20 40 60 80 100 120 140
H2O
H2SH2Se
H2Te
A partir das informações apresentadas, é incorreto afirmar que:a) a substância mais volátil é o H2S, pois apresenta a menor
temperatura de ebulição. b) a água apresenta maior temperatura de ebulição, pois
apresenta ligações de hidrogênio.c) todos os hidretos são gases à temperatura ambiente, exceto
a água, que é líquida. d) a 100 °C, a água ferve, rompendo as ligações covalentes
antes das intermoleculares.
Aula 12
21Química 6A
12.15. (UNIVATES – RS) – Vitaminas são essenciais ao nosso organismo, agindo em diferentes sistemas biológi-cos. A vitamina A, quando é absorvida no organismo, é transformada em ácido retinoico. Ela auxilia na visão e age como antioxidante. Já a vita-mina C, também chamada de ácido ascórbico, é uma molécula usada na hidroxilação de reações bioquímicas da célula, além de ser um antioxidante poderoso. Suas estruturas estão citadas na figura abaixo:
H3C CH3
OH
CH3 CH3
CH3
Vitamina A
Vitamina C
HO O O
OHHO
HO H
Estruturas moleculares das vitaminas A e C.
Comparando as estruturas das vitami-nas A e C, analise as sentenças:
I. A vitamina A é mais facilmente eliminada do organismo pela urina do que a vitamina C.
II. O ponto de fusão da vitamina A é menor que o ponto de fusão da vitamina C.
III. A vitamina C é mais facilmente eliminada do organismo pela urina do que a vitamina A.
IV. As duas moléculas possuem a mesma solubilidade, uma vez que apresentam grupos OH em suas estruturas, por isso, são eliminadas pela urina com a mesma velocidade.
V. O ponto de fusão da vitamina C é menor que o da vitamina A.
Estão corretas as seguintes alternativas: a) I e ll. d) lV e V.
b) ll e lll. e) ll e lV.
c) lll e V.
12.16. (PUCRS) – Responder à questão com base na análise das estruturas da vita-mina A (retinol) e da vitamina C (ácido ascórbico), apresentadas a seguir.
Vitamina A
CH3
CCH2CCH2C
CH2
H3C
CHCH
C
CH3
CHC
CHC
CH3
CH OHCH2
OC
CC
HC CH2 OH
OH
CHO
HO OHVitamina C
H
Sobre a solubilidade das vitaminas em água e no tecido adiposo, que é apolar, é correto afirmar que a) a vitamina A é solúvel no tecido adiposo, devido à presença de grupos carbo-
xílicos que permitem interações intermoleculares fortes com as moléculas de gordura.
b) a vitamina A é insolúvel no tecido adiposo, porque apresenta uma molécula quase apolar e o grupo OH constitui uma parte muito pequena da cadeia.
c) a vitamina A é solúvel em água, pois apresenta uma extensa cadeia carbônica alifática, a qual facilita as interações intermoleculares com as moléculas de água.
d) a vitamina C é solúvel em água, devido à presença de grupos hidroxilas que permitem a formação de pontes de hidrogênio com a molécula de água.
e) a vitamina C é solúvel tanto na água como no tecido adiposo, pois a sua molécula apresenta uma cadeia carbônica aromática.
22
12.17. (UFMG) – Esta tabela apresenta as temperaturas de ebulição (TE), em °C, de três compostos de carbono, CX4.
Composto CF4 CCℓ4 CBr4
TE/°C –129 76,5 190
Considerando-se a variação das temperaturas de ebulição e as propriedades periódicas dos átomos presentes nas moléculas, é correto afirmar que a intensidade das interações intermoleculares presentes nesses compostos cresce, quando aumenta: a) a polaridade da ligação C–X. b) o número de elétrons de valência do átomo X. c) a eletronegatividade do átomo X ligado ao átomo de carbono.d) a distância média entre os elétrons de valência do átomo X e o núcleo deste.
12.18. (UP – PR) – Diversos compostos aromáticos obtidos do petróleo têm grande importância industrial, como, por exem-plo, xilenos (mistura de isômeros do dimetil-benzeno), benzeno e tolueno. A figura abaixo mostra as estruturas químicas e algumas constantes físicas dessas substâncias
P.E.(°C) 110.6 137-138 80.6 139.3 144P.F.(°C) –93 13 5.5 – 48 – 25
A princípio, uma mistura dos compostos acima descritos pode ser separada, seguindo-se o esquema abaixo:
Mistura
DestilaçãoFracionada
DestilaçãoFracionada
3
4
5
6
7
2
1
Ord
em d
ecre
scen
te d
e P.
E.
Ord
em d
ecre
scen
te d
e P.
F.
FusãoFracionada
Em relação ao esquema e à figura acima apresentados, os algarismos 2, 3, 5, 6 e 7 correspondem, nessa ordem, às seguintes substâncias: a) benzeno, o-xileno, m-xileno, p-xileno e tolueno. b) benzeno, o-xileno, m-xileno, tolueno e p-xileno. c) tolueno, o-xileno, benzeno, m-xileno e p-xileno. d) benzeno, tolueno, p-xileno, m-xileno e o-xileno. e) tolueno, benzeno, o-xileno, m-xileno e p-xileno.
Aula 12
23Química 6A
Discursivos12.19. (UNICAMP – SP) – A gasolina comercializada nos postos de serviço contém um teor padrão de álcool de 22% (volume/volume), permitido por lei. O teste utilizado para verificar esse teor é feito da seguinte maneira:A uma proveta de 100 cm3 adicionam-se 50 cm3 de água com 50 cm3 de gasolina e agita-se. Formam-se duas fases distintas, ou seja, uma fase superior de gasolina e uma fase inferior de água mais álcool.Qual é o volume de cada uma das fases?
12.20. (UFPR) – Considerando os dados abaixo:
Composto Fórmula Ponto de Ebulição (°C) Ponto de Fusão (°C) Reação com o Sódio
Álcool Etílico C2H6O 78,5 –117,3 Reage
Éter Metílico C2H6O –24,9 –138,0 Não reage
a) explique a diferença dos pontos de ebulição dos dois compostos.b) desenhe as fórmulas estruturais de ambos os compostos. c) explique por que o álcool etílico reage com sódio e por que o éter metílico não reage.
Gabarito12.01. d12.02. a12.03. c12.04. a12.05. e12.06. e12.07. b12.08. a12.09. d
12.10. e12.11. a12.12. d12.13. a12.14. d12.15. b12.16. d12.17. d12.18. e12.19.
39 cm3 (Gasolina)
61 cm3 (água + álcool)
12.20. a) O álcool etílico é mais polar do que o éter metílico e possui suas moléculas atraídas por ligações de hidrogênio mais fortes do que as forças de dipolo – dipo-lo existentes no éter.
b) H3 C – CH2 – OH H3 C – O – CH3
Álcool etílico Éter metílicoc) O sódio metálico reage com álcool
deslocando o hidrogênio do grupo OH (reação comum em hidroxilados). O éter não possui OH e não reage com Na (me-tálico).
24
1
Teorias ácido-base
Aula 13 7A
Química
IntroduçãoNesta aula, vamos estudar o comportamento ácido-
-base das substâncias. ”Ácido” é termo empregado desde a Antiguidade. O termo "base" é do século XVIII, enquanto "álcali" é da Idade Média. Foram propostas várias teorias para explicar o comportamento químico das substâncias como ácidos ou bases. Veremos neste capítulo três delas.
Teoria de Arrhenius Proposta pelo sueco Svante Arrhenius (Teoria da
dissociação eletrolítica) por volta de 1887.ÁCIDO – substância que em água produz íons H+.
HX H XH Oaq aq
2⎯ →⎯ ++ −( ) ( )
Hoje sabemos que o íon H+, quando em solução aquosa, une-se a uma molécula de H2O, formando o íon H3O+, denominado cátion hidrônio ou hidroxônio.
HX + H2O → H3O+(aq) + X
–(aq)
Exemplos de alguns ácidos de Arrhenius:
Ácido clorídrico ........................... HCl(aq)
Ácido sulfúrico ............................. H2SO4(aq)
Ácido acético ............................... H3CCOOH(aq)
Base: substância que em água produz íons OH–.
BOH B OHH Oaq aq
2⎯ →⎯ ++ −( ) ( )
Exemplos de algumas bases de Arrhenius:
Hidróxido de sódio ............................... NaOH(aq)
Hidróxido de cálcio .............................. Ca(OH)2(aq)
Hidróxido de amônio .................................. NH4OH(aq)
A neutralização seria a reação entre as espécies H+(aq)
e OH–(aq) produzindo H2O(ℓ).
H OH H Oaq aq( ) ( ) ( )+ −+ ⎯→⎯ 2 l
Teoria de Brönsted-LowryTambém conhecida como teoria protônica, foi
proposta em 1923 por T. Lowry (inglês) e J. Brönsted (dinamarquês). Este quem mais contribuiu para o de-senvolvimento desta teoria.
Resumidamente nessa teoria temos:Ácido: espécie química capaz de ceder o próton (H
+)
para uma outra espécie, independentemente do meio em que elas se encontram.
H2O + NH3 �⇀�↽�� NH4+
(aq) + OH–(aq)
HCl + H2O �⇀�↽�� H3O+(aq) + Cl – (aq)
ácido
H+
ácido
H+
HCl + NH3 �⇀�↽�� NH4+
+ Cl –ácido
H+
2
Base: espécie química capaz de receber o próton (H+) de uma outra espécie, independentemente do meio em que elas se encontram.
H2O + NH3 �⇀�↽�� NH4+
(aq) + OH–(aq)
HCl + H2O �⇀�↽�� H3O+(aq) + Cl –(aq)
ácido
H+
ácido
H+
HCl + NH3 �⇀�↽�� NH4+
+ Cl –ácido
H+
base
base
base*
Observe que nesta teoria o conceito ácido-base é válido mesmo na ausência de água. Basta que uma espécie tenha o H
+ para doar e uma outra espécie
tenha um par eletrônico disponível para recebê-lo, durante a reação na qual as duas espécies participam.
Par conjugado ácido-baseComo essas reações são reversíveis, podemos
estender o conceito ácido-base para os dois sentidos da reação. Assim, podemos definir:
Par conjugado ácido-base é o par de espécies químicas que diferem entre si por um próton (H+).
Exemplo:
H2O + NH3 �⇀�↽�� NH4+
(aq) + OH–(aq)
ácido
H+
base ácido
H+
base
Os pares conjugados ácido-base são:H2O e OH–; NH3 e NH+
4
ácido base base ácido
São considerados exemplos de ácidos de Brönsted--Lowry:
• todos os ácidos de Arrhenius • espécies que possuam o H+ para doar, como, por exem-
plo, os íons HSO–4, HCO
–3, NH
+4
São considerados exemplos de bases de Brönsted--Lowry:
• moléculas com um ou mais pares de elétrons não compartilhados, como, por exemplo, H2O, NH3, H3C – NH2
• ânions, como, por exemplo, OH–, Cℓ
–, CN
–
*
ConclusãoDevemos classificar uma espécie como ácido ou
base de Brönsted, conforme seu comportamento na reação: se é doadora ou receptora de próton (H+).
Espécies anfipróticasSão espécies que podem ceder ou receber prótons
(H+
), dependendo da reação da qual participam. Exem-plo: H2O
H2O + NH3 �⇀�↽�� NH4+(aq) + OH–
(aq)
HCl + H2O �⇀�↽�� H3O+(aq) + Cl–
(aq)ácido
H+
ácido
H+
base
base
Assim, podemos concluir que a H2O é uma espécie anfiprótica.
Força de ácidos e bases (Brönsted-Lowry)
• Um ácido será tanto mais forte quanto mais facil-mente doar o próton (H
+).
• Uma base será tanto mais forte quanto mais facil-mente receber o próton (H
+).
Observe o exemplo:
HNO3 + H2O �⇀�↽� H3O+(aq) + NO3
–(aq)
ácido
H+
base ácido
H+
base
Par conjugado ácido-base
Par conjugado ácido-base
A equação indica que: • o ácido HNO3 cede prótons com mais facilidade que
o ácido H3O+
; • a base H2O recebe prótons com mais facilidade que
a base NO–3;
• quanto mais forte o ácido (HNO3), maior a sua tendência em liberar o H
+. Pelo fato de o HNO3
apresentar uma grande tendência em liberar o H
+ (reação direta ocorrendo com grande “intensida-
de”), o NO–3 apresentará pouca tendência em recebê-lo
de volta (pequena “intensidade” da reação inversa).
Aula 13
3Química 7A
ConclusãoQuanto mais forte o ácido, mais fraca será sua
base conjugada e vice-versa.
AtençãoReações que envolvem transferência de prótons
favorecem a produção de ácidos e bases mais fracos.
Teoria de Lewis G. N. Lewis propôs, também em 1923, como conse-
quência de sua teoria a respeito dos pares eletrônicos, uma teoria mais ampla para ácidos e bases. Essa teoria é também conhecida como teoria eletrônica.
Vejamos:Ácido: espécie química (molécula ou íon) carente de
elétrons e, portanto, capaz de receber pares de elétrons, formando ligação do tipo “dativa”.
Base: espécie química (molécula ou íon) contendo par(es) eletrônico(s) disponível(is) e, portanto, capaz de ceder (“emprestar”) pares de elétrons, formando ligação do tipo dativa.
BF3 + NH3 ⎯→⎯ F3B NH3
Recebe um par de e–
ácido
Doa um par de e–
base
(Teoria de Lewis)
• Observe que na Teoria de Lewis as espécies ácido--base coexistem na ausência de água e na ausência do H+ para ser doado ou recebido durante a reação na qual as duas espécies participam.
São considerados exemplos de ácidos de Lewis: todos os ácidos de Arrhenius e ácidos de Brönsted-
-Lowry; • moléculas contendo um átomo com deficiência de
um par de elétrons, como, por exemplo, BF3, AlCl3, FeBr3;
• cátions, como, por exemplo, H+, Cu2+.
São considerados exemplos de bases de Lewis: • todas as bases de Brönsted-Lowry;
• moléculas contendo átomo(s) com um ou mais pares de elétrons não compartilhados, como, por exemplo,
H2O , NH3, H3C – NH2
• ânions, como, por exemplo, OH–, Cl–, CN–.
Generalizando:A + B A B
Onde: A = ácido de Lewis e B = base de Lewis
Teoria dos sistemas solventesEssa teoria é praticamente uma generalização da
Teoria de Arrhenius. Começou a ser desenvolvida para a amônia líquida e depois estendida para vários outros sistemas solventes por Cady e Elsey.
Observe a autoionização de algumas substâncias:
2
2
2
2 3
3 4 2
3 2 4
H O H O OH
NH NH NH
BrF BrF BrF
�⇀�↽��
�⇀�↽��
�⇀�↽��
+ −
+ −
+
+
+
+ −−
+ −+2 3 2 4POC POC POCl l l�⇀�↽��
Vejamos as definições:Ácido – Substância que aumenta a concentração de
cátions característicos do solvente.Exemplo:
HC H O H O Cl l+ ++ −2 3�⇀�↽�� ���
cátion característico do solvente H2O
Base – Substância que aumenta a concentração de ânions característicos do solvente.
Exemplo:
ânion característico do solvente amônia.
NH NH NH NH
NaNH Na NHNH
3 3 4 2
23
2
+ +
+
+ −
+ −
�⇀�↽��
� ⇀���↽ ���� � ���( )
Nota: Esta definição é aplicada tanto a sistemas protônicos como a sistemas aprotônicos.
4
Testes
Assimilação13.01. Segundo Arrhenius, um ácido quando colocado em água fornece como íon, certamente:a) K+ b) OH– c) H+ d) NO–
2 e) NH+4
13.02. Analisando as duas equações a seguir:01. NH H O NH OH3 2 4+ ++ −�⇀�↽��02. HBr H O H O Br+ ++ −
2 3�⇀�↽��A espécie química que pode ser classificada como anfipró-tica é: a) NH+
4 b) OH– c) Br– d) H2O e) HBr
13.03. (PUCRJ) – De acordo com o conceito de Brönsted--Lowry que define, num equilíbrio, o ácido e a base levando em conta a espécie que doa e a espécie que recebe prótons (H+), é CORRETO afirmar que: a) NH3 é a base conjugada do ácido NH+
4
b) NH+4 é a base conjugada do ácido HPO2–
4
c) H2PO–4 é o ácido conjugado da base NH3
d) HPO2–4 é o ácido conjugado da base NH+
4
e) HPO2–4 é o ácido conjugado da base H2PO–
4
13.04. Na reação de hidratação do cátion Cu2+ equacionada a seguir:
Cu2+ + 4 H2O → [Cu(H2O)4]2+
cátion cobre II tetraidratado
o cátion Cu2+ atua como:a) uma base de Arrheniusb) uma base de Brönsted-Lowryc) uma base de Lewisd) um ácido de Lewise) um ácido de Brönsted-Lowry
13.05. Na reação:
2 3 3 2NH Ag Ag NH+ ⎯→⎯+ +[ ( ) ]
A amônia (NH3) é:a) Ácido de brönstedb) Base de lewisc) Ácido de arrheniusd) Base de brönstede) Ácido de lewis
Aula 13
5Química 7A
Aperfeiçoamento13.06. Nas seguintes equações químicas
HF H H F
HN HF H NO
HN H
2 3
3 2
3 2
+ +
+ +
+
+ −
+ −
O O
O F
O O
�⇀�↽��
�⇀�↽�� 3
H NO
NH H HN OH
3
3 2
�⇀�↽��
�⇀�↽��
O
O
+ −
+ −
+
+ +
3
4
de acordo com a teoria ácido-base de Brönsted-Lowry:a) HF pode ser um ácido ou uma base. b) HNO3 pode ser um ácido ou uma base.c) NH+
4 é somente uma base. d) H2O é somente uma base.e) H3O+ é somente uma base.
13.07. (UFPR) – Na reação HBr HC H C Br2+ ⎯→⎯ ++ −n n , o HCℓ, segundo o conceito de Brönsted, está agindo como:a) um ácido;b) um oxidante; c) um redutor; d) uma base;e) um solvente inerte.
13.08. (UFPI) – E falso afirmar que, segundo Brönsted-Lowry, na reação:
NH H NH O3 2+ ++ −O H�⇀�↽�� 4
a) o ácido H2O cede próton e transforma-se numa base: OH–. b) a base NH3 recebe um próton e transforma-se num ácido
NH+4·
c) OH– comporta-se como receptor de prótons.d) NH+
4 comporta-se como doador de prótons. e) NH+
4 é receptor de prótons.
13.09. (FGV – SP) – A amônia é um composto muito versátil, pois seu comportamento químico possibilita seu emprego em várias reações químicas em diversos mecanismos rea-cionais, como em
I. HBr NH NH Br3( ) ( ) ( ) ( )g aq aq aq+ ⎯→⎯ ++ −4
II. NH CH CH NH3 3 4 2( ) ( ) ( ) ( )g g g g+ ⎯→⎯ +− −
De acordo com o conceito ácido-base de Lewis, em I a amônia é classificada como ______________. De acordo com o conceito ácido-base de Brönsted-Lowry, a amônia é classificada em I e II, respectivamente, como __________ e __________.
Assinale a alternativa que preenche, correta e respectiva-mente, as lacunas.a) base ... ácido ... baseb) base ... base ... ácidoc) base ... ácido ... ácidod) ácido ... ácido ... basee) ácido ... base ... base
6
13.10. Analisando as duas equações químicas representadas abaixo, enfocando a Teoria de Brönsted-Lowry.
I. H2SO4 + H2O H3O+ + HSO–4
II. HSO–4 + H2O H3O+ + SO2–
4
é correto afirmar que:a) Em I, o H3O+ é uma baseb) Em II, a água atua como ácidoc) Em I, o H2SO4 é uma based) O ânion bissulfato pode ser classificado como uma es-
pécie anfipróticae) O ânion sulfato é um ácido em II
13.11. Assinale a alternativa que contém um par conjugado no conceito de Brönsted-Lowry.a) F– e NO–
2b) Na+ e Cℓ–
c) HCℓ e K2SO4d) HNO3 e NO–
3e) H2O e Cℓ–
13.12. Sobre Teorias Ácido-Base, assinale o que for correto01) A amônia (NH3) é um ácido de Arrhenius. 02) A água é uma substância anfótera, pode atuar tanto
como base ( )NH H O HO NH3 2+ +− +�⇀�↽�� 4 quanto como ácido ( )HC H H C2 3n n+ ++ −O O�⇀�↽�� .
04) No equilíbrio HC H H C2 3O O O O3 32− + −+ +�⇀�↽�� , o
ânion CO2–3 é a base conjugada do ânion HCO–
3, um ácido de Brönsted-Lowry.
08) Os ânions são classificados como bases de Lewis.16) As espécies K+, Zn2+, AℓCℓ3 e PCℓ3 são exemplos de
ácidos de Lewis.
Aprofundamento13.13. (UESPI) – Anfótero (ou anfiprótico) é a substância que pode ter comportamento de um ácido ou de uma base, dependendo do outro reagente presente na reação. Em presença de um ácido, ele terá comportamento de uma base e, em presença de uma base, terá comportamento de um ácido. O íon hidrogeno sulfito HSO–
3, por exemplo, é um anfótero. Qual será, respectivamente, o comportamento do
HSO–3(aq) , e qual o seu par conjugado, nos sistemas a seguir?
1) HS H O SO + H3(aq) 2 (aq) 3 (aq)O O− − ++ ( )� �⇀�↽�� 32
2) HS H O H SO + OH3(aq) 2 2 (aq)O aq− −+ ( ) ( )� �⇀�↽�� 3
a) 1-base e SO2–3 (ácido conjugado); 2-ácido e H2SO3 (base
conjugada).b) 1-ácido e SO2–
3 (base conjugada); 2-base e H2SO3 (ácido conjugado).
c) 1-base e H3O+ (ácido conjugado); 2-ácido e OH– (base conjugada).
d) 1-ácido e H3O+ (base conjugada); 2-base e OH– (ácido conjugado).
e) 1-base e H2O (ácido conjugado); 2-ácido e H2O (base conjugada)
13.14. (UFRN) – O professor Reginaldo falava sobre tipos de reações orgânicas quando introduziu as definições de reagentes nucleófilos e eletrófilos. Daniel, aluno sempre atento, perguntou qual a relação entre esses conceitos e uma das teorias ácido-base. O professor, elogiando a percepção do estudante, respondeu que as substâncias eletrofílicas e nucleofílicas podem ser consideradas, respectivamente, como ácidos e bases dea) Brönsted.b) Arrhenius.c) Lewis.d) Lowry.
Aula 13
7Química 7A
13.15. (UFCE) – A força dos ácidos e bases depende de uma série de propriedades das substâncias. Assim, a força de um ácido de Brönsted do tipo H2E é inversamente proporcional à força da ligação H – E. Com relação às espécies H2O, H2S e H2Se, é correto afirmar que:a) a ligação H – O é mais fraca do que a ligação H – S, que
é mais fraca do que a ligação H – Se. b) o íon HS– é uma base mais forte do que o HSe– devido à
maior densidade de carga.c) as espécies H2O, H2Se e H2S não são consideradas ácidos
de Brönsted. d) o íon HS– é um melhor receptor de próton do que o íon
HO–. e) a ordem crescente de acidez é H2O, H2Se e H2S.
13.16. (UFU – MG) – Baseado nas reações a seguir:I. NH OH3 4+ ⎯→⎯ + − H O NH + 2
II. Ag Ag NH+ ++ ⎯→⎯ [ ] 2 NH 3 ( )3 2
Assinale a alternativa correta:a) H2O na reação I e Ag+ na reação II são ácidos de Brönsted.b) NH3 na reação II é base de Lewis e Arrhenius.c) NH3 na reação II é base de Lewis e de Brönsted.d) H2O na reação I é ácido de Brönsted e Ag+ na reação II é
ácido de Lewis.e) NH3 nas reações I e II é base de Brönsted.
13.17. (UFPE) – O dióxido de enxofre é produzido como subproduto da queima de combustíveis fósseis. Pode-se combinar com água e formar ácido sulfuroso, um ácido fraco, que se dissocia em:
H S H2 3 2O O H O HSOaq aq+ ⎯→⎯ ++ −( ) ( ) ( )3 3
Indique as afirmações verdadeiras citadas abaixo:( ) H2SO3 é um ácido de Brönsted, e HSO–
3 sua base con-jugada.
( ) o pH de uma solução aquosa de H2SO3 é maior que sete a 25°C.
( ) uma solução aquosa 1 molar de H2SO4 contém íons hidrônio numa concentração 1 molar.
( ) o íon HSO–3 também pode ser considerado um ácido,
pois em meio aquoso o mesmo pode produzir H3O+ e SO2
3–.
( ) o íon SO23
– deve ser uma base mais fraca que o íon HSO–
3.
13.18. (UEG – GO) – De modo geral, as moléculas apre-sentam um comportamento de um ácido ou uma base, dependendo do ambiente químico em que se encontram. Nesse contexto, abaixo são apresentadas quatro reações ácido-base. NH BF F B NH3 3 3 3+ ⎯→⎯ −−
+ Reação I
HC CH OH CH OH Cn n+ ⎯→⎯ ++ −
3 3 2 Reação II
H SO H O HSO H O2 4 2 4 3+ ⎯→⎯ +− + Reação III
CH3CH3
C –CH3
H3C + Cℓ+ ⎯→⎯
CH3CH3
C
CH3
H3C Cℓ Reação IV
As equações químicas descritas, que representam reações ácido-base segundo a teoria de Brönsted-Lowry, são, res-pectivamente:a) I e II b) I e IV c) II e III d) III e IV
8
Discursivos13.19. (UFOP – MG) – O amideto de sódio, conhecido comercialmente como sodamida, é um composto iônico de fórmula NaNH2, muito utilizado na preparação do índigo, um corante responsável pela cor do jeans azul. Sabendo-se que o ânion amideto, NH2
–, é uma base forte, pede-se o seguinte: a) sua estrutura de Lewis. b) sua geometria. c) a fórmula e a geometria do seu ácido conjugado.
13.20. (FUVEST – SP) – Considerando as reações representadas pelas equações abaixo:a) H2O + HCℓ H3O+ + Cℓ–
b) H2O + NH3 NH+4 + OH–
Classifique o comportamento da água, em cada uma das reações, segundo o conceito ácido-base de Brönsted-Lowry. Justifique.
Aula 13
9Química 7A
13.01. c13.02. d13.03. a13.04. d13.05. b13.06. b13.07. d13.08. e13.09. b13.10. d13.11. d13.12. 28 (04, 08, 16)
Gabarito13.13. b13.14. c13.15. b13.16. d13.17. V – F – F – V – F13.18. c13.19. a)
H H
–N
b) Angular
c)
H
N
NH3
HH
Geometria piramidal trigonal
13.20. a) H2O + HCℓ H3O+ + Cℓ–
b) H2O + NH3 NH+4 + OH–
Na primeira reação, a água recebe pró-ton, sendo, portanto, base de Bröns-ted-Lowry. Na segunda reação, ela é doadora de próton, atuando, portan-to, como ácido de Brönsted-Lowry.
H+
H+
10
Acidez e basicidade de compostos orgânicos
7AQuímica
Aula 14
Ácidos orgânicosAs funções mais importantes com caráter ácido na
Química Orgânica são:
Ácidos carboxílicos, fenóis e álcooisDe maneira geral, compostos monofuncionais
pertencentes a essas funções são considerados ácidos fracos. Os álcoois, por exemplo, são ácidos mais fracos do que a água e, sendo assim, não podem ser considera-dos ácidos na Teoria de Arrhenius. Ressaltamos também a existência de um caráter ácido muitíssimo fraco em hidrocarbonetos do tipo alcinos verdadeiros, que são os que apresentam hidrogênio ligado ao carbono insatura-do pelo tríplice enlace.
Ionização de um ácido fracoObserve o seguinte equilíbrio de um ácido fraco em
solução aquosa, ocorrendo o processo de ionização:HCN(aq) H
+(aq) + CN–
(aq)
Soluções aquosas de ácidos fracos apresentam íons positivos, íons negativos e moléculas não ionizadas. Os íons positivos e os íons negativos estão em equilíbrio dinâmico com moléculas não ionizadas.
Constante de ionização de um ácido (Ka)A constante de ionização (Ka) de um ácido é um
indicador da força do ácido. Quanto maior for o valor numérico de Ka, tanto mais forte será o ácido, ou seja, maior a sua tendência em doar H+.
Constante de ionização de alguns ácidos a 25°C:
ÁCIDO ORGÂNICO EQUAÇÃO DE IONIZAÇÃO Ka
Fórmico H – COOH + H2O �⇀�↽�� H3O+ + HCOO– 17,7 · 10–5
Acético H3C – COOH + H2O �⇀�↽�� H3O+ +
H3C – COO– 1,75 · 10–5
Fenol comum
– OH + H2O �⇀�↽�� H3O+
+ – O–
1,1 · 10–10
Entre os ácidos citados, o mais forte é o ácido fórmi-co, pois é o que apresenta maior valor de Ka. Isso significa que o equilíbrio do qual participa é o que se encontra mais deslocado no sentido de liberar íons H+.
Comparando valores de Ka entre diferentes funções orgânicas:
H3C – CH2 – OH (álcool etílico) Ka 1 · 10–16
– OH (fenol) Ka = 1,1 · 10–10
H3C – COOH (ácido acético) Ka = 1,75 · 10–5
Observação: p loga aK K = − . Assim: ↓ ↑apK força
Caráter ácido nos alcinos verdadeirosOs alcinos verdadeiros R C C H− ≡ −( )possuem
Ka 10 25 e exibem caráter ácido em reações de deslo-camento do hidrogênio por parte de um metal como o sódio (Na).
Exemplo: R C C H Na R C C Na H− ≡ − + ⎯→⎯ − ≡ +− + 12 2
Aula 14
11Química 7A
Caráter ácido dos álcooisA reação com metais mais eletropositivos que o
hidrogênio mostra o caráter ácido do hidrogênio do grupo OH.
R – O – H + Me R – O– Me+ + 12
H2
álcool alcóxido
Me = metal (Na, K, etc.)
H3C – CH2 – OH + Na H3C – CH2O–Na+ + 12
H2
etanol etóxido de sódio
Caráter ácido dos fenóisOs fenóis são ácidos mais fortes que a água, porém
mais fracos que o H2CO3. Reagem com NaOH, mas não reagem com Na2CO3 ou NaHCO3
+ H2O
fenol (ácido)
O H
fenóxido
O–
+ H3O+�⇀�↽��
+ Na
fenol comum
O H
fenóxido de sódio
O– Na+
+ 12
H2
+ Na+OH–
fenol (ácido)
O H
fenóxido de sódio
O– Na+
+ H2O
baseágua
Caráter ácido dos ácidos carboxílicosOs ácidos carboxílicos são os ácidos mais fortes deste
capítulo. Valores de Ka da ordem de 10–5 ou menores correspondem a ácidos fracos.
Reagem com Na, NaOH e com NaHCO3.
R – COOH + NaOH R – COONa + H2O ácido base sal
R – COOH + NaHCO3 R – COONa + H2O + CO2
H2CO3
+ – – +
+ – – +
Assim, com base nas reações descritas, chegamos à seguinte acidez relativa:
Ácidos carboxílicos > H2CO3 > fenóis > H2O > álcoois
AtençãoObserve o quadro a seguir com reage (sim) ou não
reage (não).
com Na comNaOH
com NaHCO3
ÁLCOOL Sim Não Não
FENOL Sim Sim Não
ÁCIDO CARBOXÍLICO Sim Sim Sim
Efeito de ressonância e efeito indutivo
IntroduçãoAlguns efeitos eletrônicos são utilizados para explicar
a acidez relativa dos compostos orgânicos. A força ácida ou básica pode aumentar significativamente depen-dendo da natureza e posição de grupos substituintes (que podem ser grupos funcionais), situados na cadeia carbônica, em relação à posição do grupo funcional de caráter ácido.
Efeito da ressonância sobre a acidez
Quando um ácido carboxílico sofre ionização, o íon negativo carboxilato se apresenta estabilizado pela ocorrência da deslocalização de elétrons pi (ressonância) e da própria carga negativa resultante. Isso indica uma tendência maior à ocorrência da reação neste sentido, o que explica a força ácida bem maior dos ácidos car-boxílicos em relação aos álcoois, onde não se observa a ressonância. O íon fenóxido, base conjugada do fenol comum, também apresenta deslocalização de elétrons pi e da carga negativa excedente (elétron).
Exemplo:
H3O+ + R CH2O
R C R CO R
O–
O–
O
O
OH3O+ + R C
H2OR C R C
O R
O
O
O
R CO
O–
–R C
O
O–
–
ou
12
Efeito indutivo
O efeito provocado numa molécula ou íon em decorrência da atração ou repulsão de elétrons por parte de um dos átomos ou grupamentos de áto-mos dessa molécula ou íon, é denominado efeito indutivo.
Vamos considerar uma cadeia carbônica isoladamen-te; C – C – C – C, as ligações C – C são apolares, pois os pares eletrônicos da ligação covalente (compartilhados), estão equidistantes dos dois carbonos.
Se introduzirmos um átomo de cloro (Cℓ), que possui maior eletronegatividade que o carbono, os pares eletrônicos das ligações C – C vão se deslocar em direção ao átomo de cloro, deixando as ligações C – C polarizadas. O efeito provocado pelo cloro nas ligações C – C é chamado de efeito indutivo e o cloro é um átomo elétron-atraente.
Observe o efeito provocado pelo cloro:
Cadeia carbônica
C C C C
Após entradado cloro C C C C Cℓ
na cadeia O cloro é mais eletronegativo que o carbono. Possui efeito indutivo negativo (I–) retirador de elétrons.
Observe que o efeito indutivo decresce com o au-mento da distância:
O cloro atraiu os elétronsdas ligações C – C.
C CℓC C C
Em comparação com o hidrogênio, são exemplos de grupos substituintes que atraem elétrons (em inten-sidade decrescente de atração):
– NO2 > – F > – Cℓ > – Br > – I > Esses grupos elétron-atraentes também aumentam
o efeito de ressonância em bases conjugadas de ácidos orgânicos. O que está associado a um aumento da força ácida relativa.
Vamos analisar agora átomos ou grupo de átomos elétron-repelentes, como – CH3 e – C2H5.
Observe os efeitos provocados nas ligações das cadeias carbônicas, pelos grupos metil (– CH3) e etil (– C2H5).
C C C C
C C C C
C C C C CH3
C2H5
C2H5
CH3C C C C
C C C C
O – C2H5 possui efeito indutivo positivo (I+) elétron-repelente, maior do que o – CH3.
Em comparação com o hidrogênio, são exemplos de grupos substituintes que repelem elétrons (em intensidade decrescente de repulsão):
– CH2 – CH2 – CH3 – CH2 – CH3 – CH3
Influência na força ácida
Ácidos orgânicosObserve a equação de ionização de um ácido carbo-
xílico:R – COOH + H2O H3O+ + R – COO–
Observações:1. O ácido será tanto mais forte quanto maior a
facilidade em doar H+.2. Pelo fato de repelirem (“empurrarem”) elé-
trons, alguns grupos elevam a densidade eletrônica da carboxila quando a ela ligados. Dessa forma, a saída do H+ é dificultada, pois ele é mais fortemente atraído, consequente-mente o ácido fica mais fraco.
3. Outros grupos, em virtude do efeito de atração de elétrons que exercem, abaixam a densida-de eletrônica da carboxila quando presentes.Assim, a saída do H+ é facilitada e, como conse-quência, aumenta a força ácida.
Generalizando:
R COOH { R repele e– diminui a força ácida
R COOH { R atrai e– aumenta a força ácida
e –
e –
Aula 14
13Química 7A
Observação:Efeitos análogos são observados nos fenóis e
nos álcoois.
Quadros comparativosExemplos:
1. FORÇA DE ÁCIDOS MONOCARBOXÍLICOS NORMAIS
ácido fórmico H – COOH
Força de repulsão
dos grupos substituintes
aumenta. Logo, a força
do ácido diminui.
ácido acético H3C – COOH
ácido propiônico H3C – CH2 – COOH
ácido butírico H3C – CH2 – CH2 – COOH
Observe que, à medida que aumenta a cadeia car-bônica, diminui a força do ácido (acidez).
2. FORÇA DE ÁCIDOS MONOCARBOXÍLICOS α - HALOGENADOS
ácido acético H3C – COOH
Força de atração dos grupos subs-
tituintes aumenta.
Logo, a força do ácido
aumenta.
ácido cloroacético Cℓ – CH2 – COOH
ácido dicloroacéticoCℓ – CH – COOH
ICℓ
ácido tricloroacético
CℓI
Cℓ – C – COOHI
Cℓ
3. FORÇA DE ÁCIDOS MONOCARBOXÍLICOS α, β E γ HALOGENADOS
ácido α-cloro- butírico
H3C – CH2 – CH – COOHICℓ Força de
atração dos grupos substituin-
tes diminui. Logo, a força
do ácido diminui.
ácido β-cloro- butírico
H3C – CH – CH2 – COOHICℓ
ácido γ-cloro- butírico
H2C – CH2 – CH2 – COOHI
Cℓ
4. FORÇA DE NITROFENÓIS
Força de atra-ção dos grupos
substituintes aumenta.
Logo, a força dos fenóis aumenta.
fenol comum
OH
OH
NO2
OH
NO2
NO2 OH
NO2
NO2
O2N
2-nitrofenol
2,4-dinitrofenol
2,4,6-trinitrofenol
Bases orgânicas: aminasAs bases orgânicas mais importantes são as aminas.
Elas apresentam um caráter básico fraco, semelhante ao da amônia (NH3).
Como as aminas são consideradas derivadas da amô-nia pela substituição de 1, 2 ou 3 átomos de hidrogênio por grupos orgânicos, elas reagem com água de modo análogo ao NH3, dando origem ao OH–.
• Exemplo:
NH3 + HOH NH+4 + OH–
amônio meiobásico
H3C – NH2 + HOH H3C – NH+3 + OH–
metilamina metilamônio meio básico
Observações:1. Para dar nome ao cátion, basta substituir o
termo amina por amônio.2. Segundo a Teoria de Lewis, o caráter básico
de uma amina deve-se ao par eletrônico li-vre existente no nitrogênio, que pode rece-ber uma espécie deficiente do par eletrônico, como é o caso do próton (H+).
3. A base será tanto mais forte quanto maior a facilidade do par eletrônico do nitrogênio em atrair o H+.
4. As aminas aromáticas também se ionizam se-gundo a equação:
– NH2 + HOH – NH+3 + OH–
anilina
14
Força básicaExistem grupos que elevam a densidade eletrônica
do grupo amino (– NH2) quando a ele ligados, ou seja, repelem (“empurram”) elétrons. Como consequência, aumenta a atração (captura) do H+ para a formação do – NH3
+ , tornando a base mais forte.Outros grupos abaixam a densidade eletrônica do
grupo amino, pela capacidade de atrair elétrons. Assim, torna-se mais difícil capturar o H+ e, como consequência, diminui a força da base.
Generalizando:
R e– NH2 {R repele e– ⇒ aumenta a força da base
R e– NH2 {R atrai e– ⇒ diminui a força da base
Em comparação com o hidrogênio, são exemplos de grupos substituintes que repelem elétrons (em intensidade decrescente de repulsão):
CH3 – CH2 – CH2 – > CH3 – CH2 – > CH3 –
Exemplos:1. Força de metilaminas
H3C – N – H
H
H3C – N – CH3
Hmetilamina dimetilamina
Dois grupos – CH3 repelem elétrons com mais intensi-dade que um grupo – CH3, logo aumenta a força da amina.
Se compararmos essas duas aminas com a amônia (NH3), podemos constatar que a presença de grupos elétron-repelentes ligados ao átomo de nitrogênio vai elevar a densidade eletrônica nesse átomo, o que facilita a captura do H+ (1 próton) da molécula de água (H2O).
dimetilamina
H3C N CH3 H3C N H H N Hδ–
metilamina amôniaH H H
δ– δ–
Força básica diminui
Vamos analisar agora a fórmula estrutural da trimetilamina:
Devido à presença de três grupos – CH3, a trimetilamina de-veria ser uma base mais forte que a dimetilamina, porém a presença de três grupos – CH3 dificulta a
aproximação do próton (H+). Consequentemente, a trimetilamina é uma base mais fraca que a dimetilamina.
Podemos perceber que um ataque eletrófilo ao átomo de nitrogênio está dificultado.
Conclusãodimetilamina > metilamina > trimetilamina
Força básica diminui
2. Força de anilinas
NH2 NH2 NH2
CH3 NO2
anilina parametilanilina paranitroanilina
(– CH3 repele elétrons: aumenta a força da amina)(– NO2 atrai elétrons: diminui a força da amina)
Conclusãoparametilanilina > anilina > paranitroanilina
Observações:1. As aminas alifáticas são bases mais fortes
que a amônia.
2. As aminas aromáticas são bases mais fracas que a amônia.
Aminas alifáticas
Amônia Aminas aromáticas
* O grupo fenil – (radical) é elétron-atraente,
ao “puxar” os elétrons do átomo de nitrogênio, diminui a densidade eletrônica nesse átomo, dificultando o ataque eletrófilo, enfraquecendo a base.
Efeito indutivo – NH2 anilina
Vamos comparar as constantes de ionização (Kb) da metilamina com a da anilina (fenilamina)
Kb = 3,8 · 10–10
(base muito fraca)
– NH2H3C – NH2
Kb = 4,4 · 10–4
H3C – N – CH3
CH3trimetilamina
C – N – C – H
H
H
H
HHC H
H
H
Aula 14
15Química 7A
Testes
Assimilação14.01. Dadas as afirmativas abaixo:1. Os álcoois são mais ácidos que os fenóis.2. O ácido monocloroacético é mais ácido que o ácido
acético.3. O etanol é um ácido mais forte do que o ácido propiônico.4. O ácido propiônico é menos ácido que o ácido acético. São verdadeiras:a) 1 e 3d) 2 e 4
b) 1 e 4e) 3 e 4
c) 2 e 3
14.02. A ordem decrescente de basicidade entre as aminas isômeras abaixo será,
CH3 – CH2 – CH2 – NH2
CH3 – CH2 – N – CH3
H
–
CH3 – N – CH3
CH3
–
a) primária > secundária > terciária.b) terciária > secundária > primária.c) secundária > terciária > primária.d) terciária > primária > secundária.e) secundária > primária > terciária.
14.03. (PUCPR) – A respeito da acidez e basicidade dos compostos orgânicos, é correto afirmar:a) O ácido propiônico é mais forte que o ácido fórmico.b) Os fenóis apresentam um caráter básico, pois possuem
hidroxila.c) A constante de acidez do ácido trifluoracético é menor
que a do ácido acético.d) As aminas podem ser consideradas bases de Lewis, devido
ao par eletrônico livre existente no nitrogênio.e) O ânion acetato pode ser considerado um ácido de
Brönsted-Lowry, pois é capaz de ceder próton (H+).
14.04. (PUCPR) – Dadas as constantes de dissociação dos ácidos abaixo, qual o ácido mais fraco?
ÁCIDO ORGÂNICO Ka
a) úrico 1 30 10 4, ⋅ −
b) acético 1 76 10 5, ⋅ −
c) fórmico 1 77 10 4, ⋅ −
d) propiônico 1 35 10 5, ⋅ −
e) lático 8 40 10 4, ⋅ −
14.05. (UFPR) – Ordene os ácidos carboxílicos na ordem crescente de acidez e assinale a alternativa correspondente à sequência obtida:1. CH3 – COOH2. CH2F – COOH3. CHF2 – COOH 4. CH2Cℓ – COOH 5. CF3 – COOHa) 1 – 2 – 4 – 3 – 5 c) 5 – 3 – 4 – 2 – 1e) 1 – 4 – 2 – 3 – 5
b) 5 – 3 – 2 – 4 – 1d) 4 – 2 – 1 – 5 – 3
Aperfeiçoamento14.06. (UEPG – PR) – Com relação à acidez e basicidade de compostos orgânicos, assinale o que for correto. 01) A amônia é uma base mais forte que a metilamina. 02) A dimetilamina é uma base mais forte que a metilamina.04) Alcinos são ácidos mais fortes que fenóis. 08) O ácido etanoico é um ácido mais forte que o ácido
cloroetanoico.16) Ácidos carboxílicos são ácidos mais fortes que álcoois.
16
14.07. (EFOA – MG) – Com relação aos compostos repre-sentados abaixo, é INCORRETO afirmar que:
N(CH2CH3)3 H3CCO2H CℓCH2CO2H I II III
a) o composto III é um ácido mais fraco do que II.b) o composto I é uma base de Lewis em função do par de
elétrons não Iigantes, no átomo de nitrogênio.c) a reação entre II e hidróxido de sódio forma um sal e
ácido carboxílico.d) a dissolução de II em água resultará em uma solução com
pH menor do que o da água pura. e) de acordo com as regras da IUPAC, o nome do composto
III é ácido cloroacético.
14.08. Indique a alternativa incorreta sobre força de ácidos e bases:a) As aminas alifáticas primárias são mais básicas que as
aminas aromáticas.b) O ácido cloroacético é mais forte que o ácido acético.c) Fenóis são mais ácidos que álcoois.d) Aminas alifáticas secundárias são mais fortes que aminas
alifáticas primárias.e) O etanol é um ácido mais forte que o etanoico.
14.09. (UPF – RS) –
HO
OH
CH3
OHEstrutura de adrenalina
NHCH3
Estrutura de anfetamina
NH2
A partir da análise das representações estruturais das subs-tâncias adrenalina e anfetamina e das propriedades relacio-nadas às aminas, analise as afirmações a seguir e marque V para verdadeiro e F para falso:( ) Em ambas as estruturas existem os grupamentos rela-
tivos às funções orgânicas álcool e amina, mas apenas na estrutura da anfetamina existe o grupamento rela-tivo à função orgânica fenol.
( ) De acordo com a classificação das aminas pelo núme-ro de hidrogênios substituídos, tem-se, na estrutura da adrenalina uma amina primária, e, na anfetamina, uma amina secundária.
( ) As aminas apresentam caráter básico mais acentuado do que álcoois, ésteres e éteres, uma vez que o nitro-gênio é menos eletronegativo do que o oxigênio.
( ) Ambas estruturas, da adrenalina e da anfetamina, po-dem ser consideradas aminas aromáticas, pois apre-sentam anel aromático.
( ) As duas substâncias químicas, adrenalina e anfetami-na, apresentam átomo de carbono assimétrico e, por-tanto, possuem atividade óptica.
A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima para baixo, é:a) F – F – V – F – V. b) V – F – V – F – V.c) V – V – V – F – V.d) F – V – V – V – F.e) V – F – F – F – V.
14.10. (PUCPR) – Dados os compostos. I. o-flúorfenol. II. m-flúorfenol III. p-flúorfenol.Podemos afirmar que o mais ácido é o:a) isômero orto.b) isômero meta.c) isômero para.d) são equivalentes na força ácida.e) não exibem caráter ácido.
Aula 14
17Química 7A
14.11. (UFPR) – Considere a dissolução de 0,10 mol de cada um dos ácidos relacionados na tabela abaixo, separadamen-te, em 1,0 litro de água.
ÁCIDO FÓRMULA Ka
acético H3CCOOH 1,8 · 10–5
fluorídrico HF 7,0 · 10–4
fórmico HCOOH 1,8 · 10–4
De acordo com as informações da tabela e com base nos conhecimentos sobre ácidos fracos e pH, compare os três ácidos entre si e considere as seguintes afirmativas:
1. O ácido acético pode ser considerado o ácido mais forte, pois apresenta o menor valor de Ka.
2. O ácido fluorídrico é um ácido inorgânico, que possui o maior valor de Ka; portanto, é o ácido mais forte.
3. A solução de ácido fórmico exibirá o menor valor de pH.4. A solução de ácido acético apresentará o maior valor de pH. Assinale a alternativa correta.a) Somente a afirmativa 4 é verdadeira.b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 3 e 4 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 2 e 4 são verdadeiras.e) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras.
14.12. (UPF – RS) – Com relação às aminas, assinale a alternativa correta.a) Amina é todo composto orgânico derivado da amônia
pela substituição de um, dois ou três nitrogênios por substituintes orgânicos.
b) Aminas apresentam comportamento ácido em razão de terem, em sua composição, um átomo de nitrogênio que pode compartilhar seu par isolado.
c) Aminas aromáticas apresentam comportamento básico mais acentuado do que as aminas alifáticas devido ao par de elétrons livres do átomo de nitrogênio entrar em ressonância com os elétrons do anel aromático.
d) Aminas são compostos polares; as aminas primárias e as secundárias podem fazer ligações de hidrogênio, o que não ocorre com as terciárias.
e) O composto butan-1-amina apresenta 4 átomos de carbono em sua estrutura e tem o átomo de nitrogênio entre átomos de carbono, como heteroátomo.
Aprofundamento14.13. (UP – PR) – A fermentação é um processo anaeróbio utilizado por alguns organismos para a obtenção de energia a partir da glicose. O esquema a seguir ilustra as transformações envolvidas em algumas fermentações comercialmente importantes, em que o produto obtido depende do tipo de microrganismo utilizado.
C6H12O6
O OO
OH
OHOH
OHOHOH
Glicólise Redução
Etanol (pKa = 15,9)
Ácido lático (pKa = 3,85)
Ácido pirúvico
(pKa = 2, 49)Ácido acético (pKa = 4,75)
Glicose
Observando o esquema apresentado, identifique como verdadeiras (V) ou falsas (F) as seguintes afirmativas:( ) O ácido lático é mais ácido que o ácido pirúvico.( ) O ácido acético pode ser obtido por oxidação do etanol.( ) O ácido lático apresenta isomeria óptica. ( ) O ácido acético possui ponto de ebulição menor que o do etanol. Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta, de cima para baixo. a) V – V – V – V. d) V – V – F – F.
b) F – F – V – V. e) F – V – V – F.
c) F – F – F – V.
18
14.14. Assinale o que for correto. 01) Se compararmos moléculas com o mesmo número de
átomos de carbono, podemos afirmar que o ponto de ebulição de álcoois é sempre menor do que o ponto de ebulição de cetonas.
02) Os fenóis são ácidos mais fortes do que os álcoois e, em solução alcalina, produzem o íon fenóxido.
04) O metiIfenol é um ácido mais fraco do que o fenol.08) Dadas duas soluções 0,01 mol/litro de cada ácido mo-
noprótico, a do ácido benzoico terá pH menor do que a do ácido 4-clorobenzoico.
16) Sabões e detergentes possuem grande cadeia polar e extremidade apolar, podendo formar coloides protetores ou emulsões quando misturados com água e óleo.
14.15. (UP – PR) – A para-nitroanilina é um composto orgâ-nico conhecido como um intermediário químico da síntese de corantes e que pode ser sintetizado através de diferentes rotas sintéticas. Uma das rotas possíveis envolve compostos orgânicos que apresentam basicidade variada, como mostra a rota sintética simplificada apresentada na figura abaixo
NH2
NO2 NO2
NH
N N
(I) (II)(III) (IV)
O OH H H
Considerando a numeração atribuída na figura, assinale a alternativa que apresenta os compostos da rota sintética em ordem decrescente de basicidade.a) 1 > 2 > 3 > 4. d) 4 > 1 > 2 > 3.
b) 3 > 4 > 1 > 2. e) 3 > 2 > 1 > 4.
c) 1 > 4 > 2 > 3.
14.16. (FPP – PR) – Os ácidos, segundo a Teoria de Arrhenius, são substâncias que, em soluções aquosas, se ionizam em uma reação reversível até atingirem o equilíbrio. À determi-nada temperatura e pressão, os valores das constantes de acidez (Ka) do hidroxibenzeno e do 2,4,6-triclorofenol são 1 3 10 10, ⋅ − e 1 10 6⋅ − , respectivamente.
Considerando as substâncias mencionadas, analise as afir-mativas:
I. O ácido mais forte é o hidroxibenzeno, pois apresenta o menor valor de Ka.
II. O ácido mais forte é o 2, 4, 6-triclorofenol, pois apresenta o maior valor de Ka.
III. O composto 2, 4, 6-triclorofenol pode apresentar isomeria de posição.
IV. O hidroxibenzeno também é conhecido por tolueno. V. O 2,4,6-triclorofenol é mais ácido devido à presença em sua
estrutura de átomos de cloro, uma vez que esses átomos possuem menor capacidade de retirar elétrons do que os átomos de hidrogênio do hidroxibenzeno não substituído.
São CORRETAS apenas:a) I e III.c) I, II, III, IV e V.e) II, III, IV e V.
b) II e IV.d) II e III.
14.17. Assinale o item correto:a) o fenol comum é mais forte do que ácido fórmico.b) o valor do Ka para o ácido pícrico é menor do que para
o fenol comum.c) o para-clorofenol deve ser mais forte que o para-
-bromofenol.d) o dinitrofenol é mais fraco que o nitrofenol.
Aula 14
19Química 7A
14.18. É dada a reação:
Br OH + KOH Br OK + H2O
Somente com o auxílio dela, podemos concluir que: a) o p-bromofenol é mais forte do que o fenol comum.b) o p-bromofenol é mais fraco do que o fenol comum. c) a água é um ácido mais forte do que o p-bromofenol. d) a água é um ácido mais fraco do que o p-bromofenol.e) nada do que foi dito acima.
Discursivos14.19. (UFU – MG) – As aminas caracterizam-se por sua basicidade e natureza nucleofílica. Em relação às aminas, responda:a) Qual é a origem da basicidade das aminas?
b) Quais são as fórmulas estruturais da trimetilamina e do ácido etanoico?
c) Qual é a equação química balanceada representativa da reação da trimetilamina com ácido etanoico?
20
14.20. (UNIFESP) – Glicina, o α-aminoácido mais simples, se apresenta na forma de um sólido cristalino branco, bastante solúvel na água. A presença de um grupo carboxila e de um grupo amino em sua molécula faz com que seja possível a transferência de um íon hidrogênio do primeiro para o segundo grupo em uma espécie de reação interna ácido-base, originando um íon dipolar, chamado de “zwitteríon”.a) Escreva a fórmula estrutural da glicina e do seu “zwitteríon” correspondente.b) Como o “zwitteríon” se comporta frente à diminuição de pH da solução em que estiver dissolvido?
Gabarito14.01. d14.02. e14.03. d14.04. d14.05. e14.06. 18 (02, 16)14.07. a14.08. e14.09. F – F – V – F – V14.10. a14.11. d14.12. d14.13. e14.14. 06 (02, 04)14.15. c14.16. d14.17. c14.18. d
14.19. a) as aminas são bases de Lewis: apresentam um par de elétrons que pode ser doado em um processo ácido/base de Lewis.
b) O
CH3C OH
Ácido etanoicoTrimetilamina
N
H3CCH3
CH3
c) N(CH3)3 + CH3COOH ⎯→⎯ [(CH3)3NH]+[OOCCH3]–
14.20. a)
NH2
| OH – C – C | O – H H
Glicina
N+
H3
| OH – C – C | O–
HZwitterion
b) Com a diminuição do pH (aumento da concentração hidrogeniônica, ↑[H+], o zwitterion re-cebe o íon H+ (protonação) de acordo com o equilíbrio representado por:
N+
H3 | O
H – C – C + H+
�⇀�↽�� | O–
H
N+
H3
| O
H – C – C | O – H H
1
01Aula Química
1B
Grandezas da Química – conceito de massa atômica, massa molecular, mol e massa molar
Medida relativa Para se efetuar uma medida relativa, o primeiro passo
é a escolha de um “padrão”. As medidas serão feitas em relação ao padrão, daí o nome medidas relativas. Em seguida, a partir do padrão, determinamos a unidade.
Uma vez escolhido o padrão e, por meio dele, de-terminada a unidade, será possível estabelecer a massa relativa de um átomo ou de qualquer objeto.
O padrão: a partir de 1961, convencionou-se (IUPAC) adotar como padrão o isótopo mais comum do elemen-to carbono ( 6
12 C), ao qual foi atribuída a massa atômica igual a 12,00000 unidades. Podemos representá-lo da seguinte maneira:
612
12 12 00000C MA uC− = ,
A unidade: para chegarmos à unidade, basta dividir--mos o padrão em 12 partes iguais. Assim:
dividindo em 12 partes iguais
1 átomo de C-12 (Padrão)
(Massa atômica fixada em 12 unidades)
= 1 u(unidade de
massa atômica)
do C-12112
Massas atômicas Massa atômica (MA): é a massa de um átomo ex-
pressa em u.
Exemplos: MAMg = 24 u,MAO = 16 u,
MAHe = 4 u,MA C = 12 u
Cuidado1 u 1 g.
Na realidade, 1 u 1,66 . 10– 24 g
ConclusõesO padrão escolhido para determinação de
massas atômicas é o isótopo mais comum do ele-mento carbono. Seu número de massa (A) é igual a 12, e o valor de sua massa atômica foi arbitraria-mente adotado como 12,00000 u.
A unidade para que se determinem valores de massas atômicas corresponde a 1/12 da massa do padrão.
A partir de agora, pesar um átomo significa compará-lo com 1/12 da massa do átomo de C -12.
Observação:Tanto a escolha do padrão quanto a escolha
da unidade são totalmente arbitrárias.
Unidade de massa atômica (u): é igual a 1/12 da massa do átomo de C-12.
2
Interpretando valores de massas atômicas MA O = 16 u
• Um átomo de oxigênio tem massa igual a 16 u. • Um átomo de oxigênio tem massa 16 vezes maior
que 1/12 da massa do átomo de C -12.
MAMg = 24 u
• Um átomo de magnésio tem massa igual a 24 u. • Um átomo de magnésio tem massa 24 vezes maior
que 1/12 da massa do átomo de C -12. • Um átomo de magnésio tem massa 2 vezes maior
que a massa de um átomo de C -12.
Comparando valores de massas atômicas MAO = 16 u e MAHe = 4 u
• Um átomo de oxigênio tem massa 4 vezes maior que a massa de um átomo de hélio.
Massa atômica de um elemento Quando um elemento é formado por vários isótopos,
sua massa atômica é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
Exemplo:
O elemento cloro 35
37
C
C
⇒
⇒
⎧⎨⎪
⎩⎪
ℓ
ℓ 25% de ocorrência
75% de ocorrência
MA uCn =⋅ + ⋅
=35 37
35 575 25
100,ℓ
Interpretando o valor da massa atômica de um elemento Cada átomo pertencente ao elemento cloro pesa,
em média, 35,5 vezes mais que 1/12 da massa de um átomo de C -12.
Massa molecular Massa molecular (MM): corresponde à massa de
uma molécula de uma determinada substância, expres-sa em u.
Em termos numéricos, a massa molecular é igual à soma das massas atômicas de todos os átomos presen-tes na molécula dessa substância.
Exemplo: Cálculo da massa molecular do ácido sulfúrico
(H2SO4). Dados: MAH = 1 u, MAO = 16 u, MAS = 32 u MMH2SO4
= 2(1) + 1(32) + 4(16) = 98 u Portanto, MMH2SO4
= 98 u
Interpretando valores de massas moleculares • Uma molécula de ácido sulfúrico tem massa igual a 98 u. • Uma molécula de ácido sulfúrico tem massa 98 vezes
maior que 1/12 da massa de um átomo de C−12.
Comparando valores de massas molecularesMMH2O = 18 u; MMHNO3
= 63 u • Uma molécula de HNO3 tem massa 3,5 vezes maior
que a massa de uma molécula de H2O. HNO3/ H2O = 63 u/18 u = 3,5Alguns autores utilizam a expressão Massa Fórmula
(MF) para se referir à massa do conjunto de íons que aparece na formula usada para representar o composto iônico.
Exemplos: MA (u) {k = 39; Cl = 35,5; Aℓ = 27; O = 16
1.o MFKCℓ = 39 + 35,5 = 74,5uKCℓ ou K+Cl– Cloreto de Potássio
2.o MFAℓ2O3 = 2(27) + 3(16) = 102u
Aℓ2O3 ou Al3+2 O
2–3 Óxido de Alumínio
A constante de Avogadro (NA)Elemento Massa
Atômica (MA) Significado
C 12 u 12 u é a massa de 1 átomo de C
Mg 24 u 24 u é a massa de 1 átomo de Mg
Fe 56 u 56 u é a massa de 1 átomo de Fe
ConclusãoMassa atômica é o número que indica quantas
vezes a massa de um átomo de um certo elemen-to é maior que 1/12 da massa de um átomo de C -12.
Observação:Como a grande maioria dos elementos quí-
micos é constituída de dois ou mais isótopos, os valores das massas atômicas de tais elementos correspondem a uma média ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
Aula 01
3Química 1B
Elemento Massa Significado
C 12 g 12 g é a massa de 6,02 ∙ 1023 átomos de C
Mg 24 g 24 g é a massa de 6,02 ∙ 1023 átomos de Mg
Fe 56 g 56 g é a massa de 6,02 ∙ 1023 átomos de Fe
Constante de Avogadro (NA): é o número de entida-des (6,02 ∙ 1023), por unidade de quantidade de matéria (quantidade de mols). Obser-ve a relação abaixo:
11
6 02 10 23gu
x gx u
= = ⋅,
o valor 6,02 ∙ 1023 foi denominado mol ou constante de Avogadro.
Conclusões• O valor numérico da massa atômica, expresso
em u, corresponde à massa de um único áto-mo do elemento.
• O valor numérico da massa atômica, expresso em g (gramas), corresponde à massa de 6,02 ∙ 1023 (constante de Avogadro) átomos do elemento.
Mol
O 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.
Assim, 0,012 kg de C = 12 g de C = 6,02 ∙ 1023 átomos de C = número de Avogadro de átomos de C = 1 mol de Carbono.
Observação:Ao se utilizar o mol, as entidades elementares
devem ser especificadas. Tais entidades podem ser átomos, moléculas, fórmulas, íons, elétrons, outras partículas ou grupamentos especificados de tais partículas.
Exemplos: • Dado: MA do Aℓ = 27 u
1 mol de átomos de Aℓ = 6,02 ∙ 1023 átomos = núme-ro de Avogadro de átomos = 27 g de Aℓ
• Dado: MM da H2O = 18 u1 mol de moléculas de H2O = 6,02 ∙ 1023 moléculas = número de Avogadro de moléculas = 18 g de H2O
• Dado: MF do NaCℓ = 58,5 u1 mol de fórmulas de NaCℓ = 6,02 ∙ 1023 fórmulas = número de Avogadro de fórmulas = 58,5 g de NaCℓ
• Dado: Massa do íon NO 3 = 62 u1 mol de íons NO 3 = 6,02 ∙ 1023 íons = número de Avogadro de íons = 62 g de íons NO 3
© W
ikip
édia
Com
mon
s/C. S
entier
Amedeo Avogadro
A ilustração mostra um mol de cada uma das seguintes substâncias: açúcar, sal, água, alumínio e carbono.
27 g de alumínio 12 g de carbono/grafite342 g de açúcar 58,5 g de sal 18 mL de água
4
• N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)1 molécula 3 moléculas 2 moléculas
6 ∙ 1023 3 ∙ (6 ∙ 1023) 2 ∙ (6 ∙ 1023)
moléc. moléc. moléc.
1 mol. 3 mol. 2 mol.
Massa molar (M)
Exemplos: • Determine a massa molar do Na, cuja MA = 23 u
1 mol de Na = número de Avogadro de átomos = 6,02 ∙ 1023 átomos = 23 g de NaAssim: MNa = 23 g/mol
• Determine a massa molar do H2SO4, cuja MM = 98 u1 mol de H2SO4 = número de Avogadro de moléculas = 6,02 ∙ 1023 moléculas = 98 g de H2SO4
Assim: MH SO2 4 = 98 g/mol
• Determine a massa molar do NO 3
Dado: Massa do íonNO 3 = 62 u1 mol de íons = 6,02 ∙ 1023
íons = número de Avogadro de íons = 62 g de íons NO 3
Assim: MNO3
= 62 g/mol
n Quantidade de matéria(Quantidade de mols)
nmM
massa g
Massa molar g mol
nmM
mol
( )
( / )
A constante de Avogadro (NA) tem seu valor igual a 6,02 ∙ 1023 mol–1.
Exemplo: Qual a quantidade de matéria (de mols) em 180 g de água (H2O)?
Dado: MH O2 = 18 g/mol
Resolução:
nmM
gg mol
molH O2
18018
10/
Outra maneira de resolver:
M g molg mol
g nH O218
18 1
180=
=⎧⎨⎩
/?
= x10
n = 10 mol
x10
Volume molarCondições normais de tempera-tura e pressão (CNTP, CN ou TPN)
Nestas condições, os valores de temperatura e pressão são, respectivamente, 0oC ou 273 K e 1 atm ou 760 mmHg.
Volume molar
É o volume ocupado por 1 mol de uma determi-nada substância química.
Exemplos: • 1 mol (254 g) de I2(sólido) a 0ºC e 1 atm ocupa o volume
de 0,05 L. É o volume molar do iodo sólido a 0ºC e 1 atm.
• 1 mol (12 g) de Cgrafite a 0ºC e 1 atm ocupa o volume de 0,005 L. É o volume molar do Cgrafite a 0ºC e 1 atm.
• 1 mol (18 g) de H2Olíquida a 0ºC e 1 atm ocupa o volu-me de 0,018 L. É o volume molar da H2Olíquida a 0°C e 1 atm.
• 1 mol (160 g) de Br2(líquido) a 0ºC e 1 atm ocupa o volume de 0,052 L. É o volume molar do Br2(líquido) a 0ºC e 1 atm.
• 1 mol (2 g) de H2(gasoso) a 0ºC e 1 atm ocupa o volume de 22,4 L. É o volume molar do H2(gasoso) a 0ºC e 1 atm.
• 1 mol (64 g) de SO2(gasoso) a 0ºC e 1 atm ocupa o volume de 22,4 L. É o volume molar do SO2(gasoso) a 0ºC e 1 atm.
• 1 mol (44 g) de CO2(gasoso) a 0ºC e 1 atm ocupa o volume de 22,4 L. É o volume molar do CO2(gasoso) a 0ºC e 1 atm.
Observação:Observe que a proporção em número de
moléculas é igual à proporção em quantidade de mols.
É a massa correspondente a 1 mol de uma de-terminada entidade (átomos, moléculas, fórmulas, íons, elétrons, outras partículas ou grupamentos especificados de tais partículas) expressa em g/mol ou g ∙ mol–1
Observação:Analisando os dados acima, notamos que
substâncias gasosas, na quantidade de matéria correspondente a 1 mol e nas CNTP, terão o valor do volume molar igual a 22,4 L, independente do gás.
Aula 01
5Química 1B
Lembrete
m3 dm3 cm3
x10–3 x10–3
x10–6
x103 x103
x106
L mL
É importante saber
Condição ambiente t C T K
P atm
o= → ==
⎧⎨⎪
⎩⎪
25 298
1
Condição ambiente CNTP
Testes
AssimilaçãoInstrução: Dadas as massas atômicas (MA) abaixo:MA (u) { H = 1; C = 12; N = 14; O = 16; S = 32
Responda aos testes de 01.01 a 01.03
01.01. As massas moleculares do gás ozônio (O3) e o gás amônia (NH3) são respectivamente:a) 32u e 14u.d) 48u e 32u.
b) 48u e 17u.e) 24u e 10u.
c) 18u e 23u.
01.02. Qual das substâncias representadas abaixo apresenta massa molecular igual a 44u?a) H2Od) CO2
b) C6H6e) H2S
c) SO2
01.03. Qual o valor da relação: MM
MMglicose
agua=?
Dados: Glicose (C6H12O6), Água (H2O)a) 2d) 8
b) 4e) 10
c) 6
01.04. (UFPR) – O fato de a massa atômica dos elementos não ser normalmente um número inteiro indica que:a) os elementos são normalmente encontrados na natureza
como uma mistura de isótopos.b) os elementos são normalmente encontrados na natureza
como uma mistura de isóbaros.c) os elementos são normalmente encontrados na natureza
como uma mistura de isótonos.d) existem outras partículas no núcleo além de prótons e
elétrons.e) não é possível pesar os elementos corretamente.
A hipótese de Avogadro
Volumes iguais de dois ou mais gases quaisquer, estando nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas.
Exemplo:
O2
V
O3
V
6
01.05. (FEFISA – RS) – Atualmente, tem-se como padrão internacional da escala de massas atômicas:a) a mistura isotópica natural do oxigênio.b) a mistura isotópica natural do carbono.c) o isótopo carbono-12.d) o isótopo oxigênio-16.e) o isótopo hidrogênio-1.
Aperfeiçoamento01.06. Um elemento químico M apresenta os isótopos naturais 79M e 81M. Sabendo que a massa atômica do ele-mento M é 79,9 u, qual a porcentagem de cada isótopo?
79M 81M
a) 50% 50%
b) 40% 60%
c) 55% 45%
d) 10% 90%
e) 30% 70%
01.07. Sabendo que a fórmula molecular do ácido sulfúrico é H2SO4, a “massa molecular” do sulfato de cálcio tetrai-dratado é igual a:Dados: MA (u) { Ca = 40; S = 32; O = 16; H = 1
CaSO4 ∙ 4H2O
Sulfato de cálcio tetraidratado
a) 98 ud) 194 u
b) 136 ue) 208 u
c) 187 u
01.08. (UEL – PR) – A massa atômica de determinado
elemento x é igual a 56
da massa atômica do carbono.
A massa atômica do elemento x é:a) 6 ud) 5 u
b) 10 ue) 2 u
c) 60 u
01.09. (ITA – SP) – Pouco após o ano 1800 existiam tabelas de massas atômicas relativas nas quais o oxigênio tinha massa atômica 100 exata. Com base nesse tipo de ta-bela, a massa molecular relativa ao dióxido de enxofre, SO2, seria:Dados: S = 32u; O = 16u; (escala atual)
a) 64d) 300
b) 232e) 400
c) 250
01.10. (FUVEST – SP) – O elemento hidrogênio apresenta isótopos com números de massa 1, 2 e 3. O elemento cloro apresenta isótopos com números de massa 35 e 37. Moléculas de cloreto de hidrogênio têm, portanto, massa variável, entre:a) 1 e 37d) 36 e 40
b) 32 e 36e) 38 e 40
c) 35 e 37
Aula 01
7Química 1B
01.11. A massa molar (M) do dióxido de carbono 44 g/mol ou 44 g ∙ mol−1 indica que 44 g correspondem à massa de:
Dados: MCO2 = 44 g ∙ mol−1; cte de Avogadro = 6 ∙ 1023 mol−1
a) 1 molécula de CO2.b) 3 moléculas de CO2.c) 44 moléculas de CO2.d) 6 ∙ 1023 moléculas de CO2.e) 8 ∙ 1027 moléculas de CO2.
01.12. A massa em gramas de uma molécula de água é:Dado: MH2O = 18 g/mol; cte de Avogadro = 6 ∙ 1023 mol–1
a) 18 gb) 6 gc) 122 gd) 6 ∙ 10–28ge) 3 ∙ 10–23g
Aprofundamento01.13. (ITA – SP) – Considere as afirmações de I a V feitas em relação a um mol de H2O:
I. Contém 2 átomos de hidrogênio.II. Contém 1 átomo de oxigênio.III. Contém 16 g de oxigênio.IV. Contém um total de 10 mols de prótons nos núcleos.V. Pode ser obtido a partir de 0,5 mol de oxigênio molecular.
Destas afirmações estão CORRETAS:a) Apenas I e II.c) Apenas III e V.e) Todas.
b) Apenas I, II e III.d) Apenas III, IV e V.
01.14. Em 3 mols de moléculas de CO2 há um total de:a) 2 mols de átomos.c) 5 mols de átomose) 14 mols de átomos.
b) 4 mols de átomos.d) 9 mols de átomos.
01.15. (UNIFOR – CE) – Um recipiente contém 6,0 ∙ 1024 moléculas de H2O e 0,50 mol de éter dimetílico, C2H6O.A massa da mistura, em gramas, vale:Dados: M (g/mol) { H = 1; C = 12; O = 16 e cte de Avogadro = 6,0 ∙ 1023 mol–1 a) 18,5d) 203
b) 51,0e) 226
c) 185
01.16. (FUVEST – SP) – A densidade da água a 25°C é 1,0 g/mL. O número aproximado de átomos de hidrogênio contidos em uma gota de água, ou volume 0,05 mL, é:Dados: MH O2
= 18 g/mol; cte de Avogadro = 6 ∙ 1023 mol–1
a) 59
∙ 10–2
d) 309
∙ 1023
b) 159
∙ 10–21
e) 5
12 ∙ 1025
c) 309
∙ 1021
8
01.17. (FUVEST – SP) – Em 170 g de gás amônia (NH3), a quantidade de mols (de moléculas), o nº. de átomos e o volume em litros nas CNTP são, respectivamente:Dados: M(g/mol) { N = 14; H = 1
Cte de Avogadro = 6 ∙ 1023 mol–1
CNTPt C
P atm
o==
⎧⎨⎪
⎩⎪
0
1
a) 10; 2,4 ∙ 1025; 224 Lc) 10; 6 ∙ 1023; 22,4 Le) 17; 6 ∙ 1024; 2,24 L
b) 10; 6 ∙ 1024; 224 Ld) 17; 6 ∙ 1024; 224 L
01.18. (UFPR) – Temos volumes iguais de dois gases dife-rentes, A e B, na mesma temperatura e pressão. A amostra do gás A tem massa igual a 1,60 g, e a amostra do gás B tem uma massa igual a 3,35 g. Supondo que o gás A seja o oxigênio, qual é a massa molar do gás B?Dado: MO = 16 g/mola) 67,00 g/molc) 33,50 g/mole) 16,00 g/mol
b) 71,00 g/mold) 70,05 g/mol
Discursivos01.19. (UFF – RJ) – O elemento cobre, que é utilizado em cabos elétricos, circuitos impressos e hélices para navios, entre outras aplicações, tem massa atômica 63,5 e apresenta os isótopos 63Cu e 65Cu. A abundância do isótopo 65 no cobre é:
01.20. (FUVEST – SP) – O isocianato de metila, H3C – N = C = O, é um líquido volátil e tóxico. Tolera-se, no máximo, 5 ∙ 10–5 g do seu vapor por metro cúbico de ar.Dados: • Massa molar do H3CNCO = 57 g/mol • Densidade do H3CNCO = 0,92 g/cm3 • Cte de Avogadro = 6 ∙ 1023 mol–1
a) Qual é o número aproximado de moléculas de H3CNCO por m3 de ar na condição de tolerância máxima?b) Qual é o volume de ar necessário para diluir com segurança o vapor proveniente de evaporação de 1 cm3 do líquido?
Aula 01
9Química 1B
01.01. b01.02. d01.03. e01.04. a01.05. c01.06. c01.07. e01.08. b01.09. e01.10. d01.11. d01.12. e01.13. d01.14. d01.15. d01.16. c01.17. a01.18. a01.19. 25% de 65Cu
63Cu
x % = ?
65Cu63,5 64 64,5
MA y % = ?
x % + y % = 100%x = 100 – y
MAx y
elemento Cu( )( ) ( )
,=⋅ + ⋅
=63 65
10063 5
63 65 6350
63 100 65 6350
6300 63 65 6350
2 50
25
⋅ + =− + =
− + ===
x y
y y
y y
y
y
( )
%
01.20.
a) MH3CNCO = 57 g/mol1 mol —— 57 g —— 6 ∙ 1023 moléculas
5 ∙ 10–5 g —— x = ?
x =⋅
=⋅30 10
57300 10
57
18 17
x = 5,26 ∙ 1017 moléculas
b) dliq = 0,92 g/cm3
1 cm3 do líquido —— m = 0,92 g do líquido
0,92 g do líquido 0,92 do vapor tóxico
vapor tóxico —— ar
5 ∙ 10–5 g —— 1m3
0,92 g —— v = ?
v
v m de ar
=⋅
=⋅⋅
= ⋅ = ⋅
−
−
−0 92
5 10
92 10
5 10
18 4 10 1 84 10
5
2
5
3 4 3
,
, ,
Gabarito
25=y %
m de ar84 10 41 84 10 3,1
x = 5,26 ∙ 1017 moléculas
10
Química1BAula 02
Determinação de fórmulas
Seja um composto formado por 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio. Ele pode ser representado por um nome ou por fórmulas. Assim:
Nome: GlicoseFórmulas:C6H12O6, CH2O, C40%H6,7%O53,3%
A fórmula de um composto é a sua representação abreviada.
Cada composto pode ser repre-sentado por mais de uma fórmula (como no caso da glicose). Cada uma das fórmulas fornece algum tipo de informação sobre a substância considerada. A seguir, estudaremos fórmula molecular, fórmula mínima e fórmula centesimal.
Fórmula molecular (FM)
Indica os elementos e o número de átomos de cada elemento que participam da molécula de uma determinada substância.
Exemplo:A fórmula molecular da subs-
tância glicose é C6H12O6.Os índices numéricos que
aparecem na fórmula molecular indicam a proporção atômica em que os elementos se combinam para formar uma molécula da substância. Indicam também a proporção molar em que os elementos se combinam para formar um mol da substância. Assim, cada fórmula molecular pode ter mais de uma interpretação:
• Cada molécula da substância glicose é formada pelos elementos C, H e O, sendo 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio.
• Cada mol da substância glicose é formado pelos elementos C, H e O, sendo 6 mols de átomos de carbono, 12 mols de átomos de hidrogênio e 6 mols de átomos de oxigênio.
Fórmula mínima, empírica ou estequiométrica (fm)
Indica a proporção entre os números de átomos de cada elemento na formação de uma determinada substância, expressa pelos menores números inteiros.
Exemplo:A fórmula mínima da substância glicose é CH2O. Para obtê-la, usamos o
seguinte procedimento:
C6H12O6 (÷6) CH2OFórmula molecular
da glicoseFórmula mínima
da glicose
Observações:• A fórmula molecular indica a proporção entre os átomos (ou mols
de átomos) dos elementos presentes em uma molécula (ou mols de moléculas) da substância. A fórmula mínima indica a menor pro-porção inteira entre os átomos (ou mols de átomos) dos elementos na referida substância.
• Em vários compostos, a fórmula mínima é igual à fórmula molecular:– Substância água FM = H2O; fm = H2O
• Em quase todos os compostos inorgânicos (NaCℓ, H2SO4, CaCO3, etc.) a fórmula “molecular” coincide com a fórmula mínima.
• Existem diferentes substâncias (com diferentes fórmulas molecula-res) que podem apresentar a mesma fórmula mínima:– Substância glicose FM = C6H12O6; fm = CH2O– Substância ácido acético FM = C2H4O2; fm = CH2O
• A fórmula molecular é um múltiplo da fórmula mínima (empírica):Substância
GlicoseF. molecular e MM
C6H12O6 e 180F. mínima e mfm
CH2O e 30
C6H12O6 = (CH2O)6 (FM) = (fm) ∙ x MM = (mfm) ∙ x
Aula 02
11Química 1B
Sendo a massa molecular (MM) da glicose igual a 180 u e a massa da fórmula mínima (mfm) igual a 30 u, podemos calcular o valor de x. Assim: C6H12O6 = CH2O ∙ x 180 = 30 ∙ x x = 6
Fórmula centesimal ou porcentual
Exemplo:Indica as porcentagens em massa de cada elemento constituinte da
substância.
Exemplo:A fórmula porcentual da substância glicose é C40%H6,7%O53,3%. Para
obtê-la, partimos da fórmula molecular da glicose (C6H12O6) e usamos o seguinte raciocínio:
1 mol da glicose = 6 mols de C + 12 mols de H + 6 mols de O 180 g = 72 g de C + 12 g de H + 96 g de O 100 g = X g de C + Y g de H + Z g de O
X = 40 g de C em 100 g de glicoseY = 6,7 g de H em 100 g de glicose F. centesimal: C40%H6,7%O53,3%
Z = 53,3 g de O em 100 g de glicoseInterpretação:A fórmula centesimal C40%H6,7%O53,3% indica que em cada 100 g da subs-
tância glicose existem 40 g do elemento C, 6,7 g do elemento H e 53,3 g do elemento O.
Substância F. Molecular F. Mínima F. Centesimal
Água H2O H2O H11,1%O88,9%
Dióxido de car-bono CO2 CO2 C27,3%O72,7%
Acetileno C2H2 CH C92,3%H7,7%
Benzeno C6H6 CH C92,3%H7,7%
Glicose C6H12O6 CH2O C40%H6,7%O53,3%
Transformando a fórmula centesimal em fórmula mínimaComo, a partir da fórmula centesimal, podemos chegar à fórmula mínima?Exemplo 1:Um óxido apresenta a fórmula centesimal S40%O60%. Qual sua fórmula
mínima?Dados: MAS = 32 u; MAO = 16 u
Resolução:A fórmula centesimal indica que
100 g desse óxido contêm 40 g de S e 60 g de oxigênio. Vamos deter-minar a quantidade (número) em mols de átomos de cada elemento:
nmM
nmM
S
O
4032
1 25
6016
3 75
,
,
A relação entre os números de mols de átomos é a própria relação entre os números de átomos.
Poderíamos escrever a fórmula S1,25O3,75, porém na fórmula míni-ma a proporção entre o número de átomos deve ser expressa pelos menores inteiros.
Dividindo pelo menor, chegare-mos à fórmula mínima:
S1,25O3,75 ÷1,25 SO3 Fórmula mínima
Exemplo 2:Determine a fórmula mínima de
um composto que encerra 70% de ferro e 30% de oxigênio.
Dados: MAFe = 56 u; MAO = 16 uResolução:
nmM
nmM
Fe
O
7056
1 25
3016
1 875
,
,
Fe1,25O1,875 ÷1,25 Fe1O1,5
Como ainda não conseguimos os menores números inteiros, de-vemos multiplicar por 2, por 3, por 4, etc., até chegarmos a números inteiros. Assim:
Fe1O1,5 × 2 Fe2O3 Fórmula mínima
12
Testes
Assimilação02.01. Considerando FM como fórmula molecular e f.m. como fórmula mínima, complete:
FM f.m.
C2H6
C4H8
H2O2
C6H12O6
H2SO4
H2O
02.02. A porcentagem em massa de carbono no metano (CH4) é igual a:Dados: Massas molares (g.mol−1): C = 12; H = 1a) 10% b) 30% c) 62% d) 75% e) 94%
02.03. A porcentagem ponderal (em massa) de carbono na glicose (C6H12O6) é igual a:Dados: Massas molares (g/mol): C = 12; H = 1; O = 16a) 14% b) 18% c) 40% d) 70% e) 87%
02.04. Qual a fórmula empírica (mínima) do acetileno (etino)?Dado: F.M(acetileno) = C2H2a) CH b) C2H2 c) CH3 d) CH4 e) C2H4
02.05. A porcentagem ponderal (em massa) de oxigênio na água, é de aproximadamente:Dados: Massas molares (g/mol): H = 1; O = 16a) 2% b) 40% c) 50% d) 89% e) 97%
02.06. Um composto apresenta fórmula centesimal Fe70%O30%. Qual sua fórmula mínima? Dados: (g/mol); Fe = 56; O = 16a) FeO b) FeO2 c) Fe3O4 d) Fe3O3 e) Fe2O3
02.07. (OSEC – SP) – As fórmulas mínimas do acetileno (C2H2); glicose (C6H12O6); peróxido de hidrogênio (H2O2) e sulfato de sódio (Na2SO4) são respectivamente:a) C2H2; C6H12O6; H2O2 e Na2SO4.b) C2H2; CH2; H2O2 e Na2SO2.c) CH; CH2O; HO e Na2SO4.d) CH; C3H4O3; HO e Na2SO4.e) C2H2; C3H6O3; H2O2 e Na2SO4.
Aperfeiçoamento
Aula 02
13Química 1B
02.08. (MACK – SP) – Se a proporção entre o número de átomos de um elemento não metálico e o número de átomos de oxigênio que formam um certo óxido for de 1:0,5, então a fórmula desse óxido pode ser:a) N2O b) K2O c) MgO2 d) CO2 e) H2O2
02.09. (PUCRJ) − A água oxigenada é uma solução de peróxido de hidrogênio (H2O2), fortemente antisséptica por liberar O2. Os percentuais, em massa, de hidrogênio e oxigênio nesse composto são, respectivamente:Dados: Massas molares (g/mol): H = 1,00; O = 16,00a) 2% e 2% b) 2% e 32%c) 4% e 4% d) 5,9% e 94,1%e) 50% e 50%
02.10. (UDESC) – O ácido acetilsalicílico, substância ativa na aspirina, apresenta a fórmula molecular representada na alternativa:
O – C – CH3
COOH
O
a) C7H12O4. b) C9H12O4. c) C7H8O4. d) C9H8O4. e) C3H10O4.
02.11. (PUCCAMP – SP) – A amostra de uma substância orgânica utilizada em análises químicas contém 0,50 mol de hidrogênio, 0,50 mol de carbono e 1,0 mol de oxigênio. Sabendo-se que a massa molar da substância é igual a 90 g/mol, pode-se afirmar que as fórmulas mínima e molecular são: Dados: Massas molares (g/mol): C = 12; H = 1; O = 16a) C0,5 H0,5O1 e CHO2 b) CHO2 e CHO2c) C2H2O4 e C2H2O4 d) CHO2 e C2H2O4e) CHO2 e C3H3O6
02.12. (VUNESP – SP) – A porcentagem em massa de nitrogênio presente no nitrato de amônio é igual a:(Massas molares g/mol: N = 14; H = 1,0; O = 16)a) 14% b) 17,5% c) 28% d) 35% e) 70%
02.13. (UFF – RJ) – O principal componente inorgânico de ossos e dentes é a hidroxiapatita, Ca10(PO4)6(OH)2. A com-posição porcentual em massa de fosfato nessa substância é, aproximadamente:Dados: M (g/mol) {Ca = 40; O = 16; P = 31; H = 1a) 40% b) 10% c) 12% d) 48% e) 57%
Aprofundamento
14
02.14. (VUNESP – SP) – A porcentagem em massa de carbono no clorofórmio, CHCℓ3, é:Massas molares (g/mol): H = 1; C = 12; Cℓ = 35,5a) 1% b) 10% c) 12% d) 24% e) 50%
02.15. (UFPA) – A limonina é uma substância de massa molecular 470u. Ela está presente em alguns frutos cítricos e é também responsável pelo sabor amargo desses frutos. Sabendo-se que sua fórmula centesimal é C (66,38%), H (6,38%), O (27,23%), sua fórmula molecular será:Dados: M (g/mol): C = 12; H = 1; O = 16a) C30H46O4 b) C28H54O5 c) C26H30O8
d) C23H50O9 e) C20H38O12
02.16. (FUVEST – SP) – A dose diária recomendada do elemento cálcio para um adulto é de 800 mg. Suponha certo suplemento nutricional, à base de casca de ostras, que seja 100% CaCO3. Se um adulto tomar diariamente dois tabletes desse suplemento de 500 mg cada, qual porcentagem de cálcio da quantidade recomendada essa pessoa está ingerindo?Dados: Massas molares (g/mol): Ca = 40; O = 16; C = 12a) 25% b) 40% c) 50% d) 80% e) 125%
02.17. (UFRGS) − Quando aquecemos sulfato ferroso hi-dratado a cerca de 398 K (125 °C), verifica-se que o mesmo perde aproximadamente 37,2% da sua massa. Assinale a fórmula correta do sulfato em questão:Dados: M (g/mol): Fe = 56; S = 32; O = 16; H = 1a) FeSO4 ∙ H2O b) Fe(SO4)3 ∙ 13 H2Oc) FeSO4 ∙ 5 H2O d) FeSO4 ∙ 7 H2O e) FeSO4 ∙ 9 H2O
02.18. (PUCCAMP − SP) − A combustão realizada a altas temperaturas é um dos fatores da poluição do ar pelos óxidos de nitrogênio, causadores de afecções respiratórias. A análise de 0,5 mol de um desses óxidos apresentou 7,0 g de nitrogênio e 16 g de oxigênio. Qual a sua fórmula molecular?Dados: Massas molares (g/mol): N = 14; O = 16a) N2O5 b) N2O3 c) N2O d) NO2 e) NO
Discursivos02.19. Determine a fórmula empírica de um sal hidratado que encerra 18,5% de Na, 25,8% de S, 19,4% de O e 36,3% de H2O:Dados: Massas molares (g/mol): H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32
Aula 02
15Química 1B
02.20. (VUNESP – SP) – A nicotina contém 73,5% de carbono, 8,6% de hidrogênio e 17,3% de nitrogênio. Sabe-se que esse composto contém dois átomos de nitrogênio por molécula. Quais são as fórmulas empírica e molecular da nicotina?Dados: M (g/mol): C = 12; H = 1; N = 14
02.01.
FM f.m.
C2H6 CH3
C4H8 CH2
H2O2 HO
C6H12O6 CH2O
H2SO4 H2SO4
H2O H2O
02.02. d02.03. c02.04. a02.05. d02.06. e02.07. c02.08. a02.09. d02.10. d02.11. d02.12. d02.13. e02.14. b02.15. c02.16. c02.17. c02.18. d
02.19.
nM Mm %
NaxSyOz ∙ wH2O
fórmula mínima?(empírica)
n
n
n
Na
S
= = ⎯ →⎯⎯ ⎯ →⎯
= = ⎯ →⎯⎯ ⎯ →⎯
÷ ×
÷ ×
18 523
0 8 1 2
25 832
0 8 1 2
0 8 2
0 8 2
,,
,,
,
,
OO
H On
= = ⎯ →⎯⎯ ⎯ →⎯
= = ⎯ →⎯⎯
÷ ×
÷ ×
19 416
1 2 1 5 3
36 318
2 0 2 5
0 8 2
20 8 2
,, ,
,, ,
,
, ⎯⎯ →⎯ 5
Na2S2O3 ∙ 5 H2O
02.20.
f.m. ? F. M. ?
Cx Hy N1 Cy Hx N2 do texto
nM M
n
n
n
m
C
H
N
%
,,
,,
,,
73 512
6 125
8 61
8 6
17 314
1 24
Nicotina
C6,125 H8,6 N1,24
÷1,24 (÷ pelo menor)C5 H7 N1
(fórmula mínima) ×2C10 H14 N2
(fórmula molecular)
Na2S2O3 ∙ 5 H2O
C5 H7 N1
(fórmula mínima)
C10 H14 N2
(fórmula molecular)
Gabarito
16
Anotações
Transformações gasosas: equação geral dos gases, Leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac
03Aula
2BQuímica
Descrição do estado gasoso
Características • Os gases sempre se expandem, procurando ocupar
todo o volume do recipiente que os contém (grande expansibilidade).
• Os gases são muito menos densos que os sólidos e líquidos, isto é, em igualdade de massa, os gases ocupam um volume muito maior.
• Os gases sempre se misturam entre si (grande difu-sibilidade).
• Os volumes dos gases variam muito com a pressão (grande dilatabilidade).
Variáveis de estadoSão grandezas que caracterizam uma dada massa
de gás.São variáveis de estado:
• a pressão do gás (P): é o resultado das colisões das partículas do gás contra as paredes do recipiente que o contém.A pressão dos gases é comumente medida em atmos-
fera (atm), em milímetro de mercúrio (mmHg), em centí-metro de mercúrio (cmHg) ou em Torricelli (torr). 1 atm = 760 mmHg = 76 cmHg = 760 torr
Representação:
P = F/SPressão (P)
Unidade de área (S)
Força (F)
o volume do gás (V): é o volume do recipiente que o contém.
O volume dos gases é medido em mililitro (mL), litro (L), centímetro cúbico (cm3) ou em metro cúbico (m3).
1 L = 103 mL = 103 cm3
1 m3 = 103 L
• a temperatura do gás (T): diretamente relacionada com a energia cinética média das partículas do gás.A temperatura é comumente medida na escala
Celsius (°C), que nas equações dos gases deve ser con-vertida para a escala Kelvin (K).
Para passar uma temperatura da escala Celsius (t) para a escala Kelvin (T), utiliza-se:
T(K) = t(°C) + 273
1
2
Transformações gasosasTransformação gasosa é qualquer mudança que se faz
nas variáveis de estado do gás.Toda transformação afeta pelo menos duas das
variáveis de estado, podendo uma delas permanecer constante.
Transformação Volume Pressão Temperatura
Isotérmica varia varia constante
Isobárica varia constante varia
Isovolumétrica, isocórica ou isométrica
constante varia varia
Politrópica varia varia varia
Leis físicas dos gasesSão leis experimentais que se referem ao comporta-
mento de uma certa massa de gás numa das transfor-mações gasosas.
1.ª Lei: Lei de Boyle-MariotteEsta lei se aplica às transformações isotérmicas.
Relata a influência da pressão sobre o volume da massa gasosa. Seu enunciado diz:
À temperatura constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é inversamente propor-cional à sua pressão.
Esquematicamente:
V1
P1V2 P2
m = cteT = cte
1.o estado 2.o estado
(transformação isotérmica)
Se duplicarmos a pressão(P2 = 2P1), o volume ficará reduzido à metade
(V2 = 1/2 V1).Matematicamente, tem-se:
• para o estado 1:P1 = K 1
V1 P1 ∙ V1 = K
• para o estado 2:P2 = K 1
V2 P2 ∙ V2 = K
Logo:
P1 ∙ V1 = P2 ∙ V2 = K (constante)
Representação gráfica da Lei:
P (atm)
isoterma
V(litro)1
1
2
2
3
3
4
4
5
5
6
Representação matemática:
P1V1 = P2V2
Exemplo 1:Uma certa massa gasosa, mantida à temperatura
constante, apresenta 100 cm3 confinados a 1 atm de pressão. Qual o volume final da mesma massa de gás, quando a pressão for duplicada?
Dados:V1 = 100 cm3
P1 = 1 atmP2 = 2 P1 = 2 atmLogo:P1V1 = P2V2
1 ∙ 100 = 2 ∙ V2
V2 = 1002
V2 = 50 cm3
2.ª Lei: Lei de Charles e GAY-Lussac (Isobárica)
Esta lei é aplicada às transformações isobáricas. Seu enunciado diz:
À pressão constante, o volume ocupado por de-terminada massa gasosa é diretamente proporcio-nal à sua temperatura absoluta.
Esquematicamente:
T1 m = cte
1.o estado
(transformação isobárica)
2.o estadoP = cte
V1V2 T2
Aula 03
3Química 2B
Se duplicarmos a temperatura absoluta (T2 = 2T1), o volume irá duplicar (V2 = 2V1).
Matematicamente, tem-se: • para o estado 1:
V1 = K ∙ T1 V1T1
= K
• para o estado 2:
V2 = K ∙ T2 V2T2
= K
Logo: V1
T1 =
V2
T2 = K (constante)
Representação gráfica:V
2
1
T
V2
V1
T1 T2 Absoluta
Representação matemática:
V1
T1 =
V2
T2
Exemplo 2:Um gás operado isobaricamente apresenta 2 L confi-
nados a 273 K de temperatura. Qual a temperatura final do gás, sabendo que o volume final vale 4 L?
Dados: V1 = 2 L T1 = 273 K V2 = 4 L
VT
VT
1
1
2
2
2273
4
2T
Logo: T2 = 546 K
3.ª Lei: Lei de Charles e Gay-Lussac (Isovolumétrica)
Esta lei é aplicada às transformações volumétricas. Seu enunciado diz:
A volume constante, a pressão exercida por de-terminada massa gasosa é diretamente proporcio-nal à sua temperatura absoluta.
Esquematicamente:
m = cteV = cteT1
P1 P2T2
(transformação isométrica)
1.o estado 2.o estado
Se duplicarmos a temperatura absoluta (T2 = 2T1), a pressão irá duplicar (P2 = 2P1).
Matematicamente, tem-se: • para o estado 1:
P1 = K ∙ T1 P1T1
= K
• para o estado 2:
P2 = K ∙ T2 P2T2
= K
Logo:
P1
T1
= P2
T2
= K (constante)
Representação gráfica:P
2
1
T
P2
P1
T1 T2 Absoluta
Representação matemática:
P1
T1
= P2
T2
Exemplo 3:Oxigênio é confinado em um cilindro à temperatura
ambiente e 1 atmosfera de pressão. Quando o cilindro é resfriado, verifica-se uma redução na pressão para a ter-ça parte do valor inicial. Pede-se a temperatura absoluta do gás no interior do cilindro.
Dados:P1 = 1 atm
T1 = 25°C + 273 = 298 K
P2 = 13
P1 = 0,33 atm
P1T1
= P2T2
1298
= 1/3T2
Logo: T2 = 99,3 K
4
Resumindo:Considerando um mesmo número de mols
(n = constante) de gás em dois estados diferentes (1 e 2):
P1, V1
n, T1
P2, V2
n, T2
Estado 1 Estado 2m = cte
n = cte
experimentalmente verifica-se que:
P1 . V1
T1
= P2 . V2
T2
Equação geral
Transformação politrópica
T = cte P1 ∙ V1 = P2 ∙ V2(Isotérmica) Le
i de
Boyl
e
P = cte V1
T1
= V2
T2(Isobárica)
Leis
de
Char
les e
G
ay-L
ussa
cV = cte P1
T1
= P2T2
(Isocórica ou isométrica)
T(K) = t (°C) + 273
1 atm
760 mmHg 760 torr
m3 dm3 cm3
L mL
×106
×103 ×103
×10–3 ×10–3
×10–6
Condições normais (CNTP)
P = 1 atm = 760 mmHg = 760 torr
t = 0°C T = 273 K
1 mol de gás CNTP
V = 22,4 L
* O volume molar de um gás nas CNTP é 22,4 L
Transformações gasosas II volume molar e equação dos gases perfeitos
Um gás é uma substância que se encontra normal-mente no estado gasoso em condições ambientes (25°C, 1 atm).
Vapor é a forma gasosa de qualquer substância que é um líquido ou um sólido em condições ambientes.Exemplos:
Em condições ambientes, fala-se em gás oxigênio e gás carbônico; vapor-d’ água e vapores de mercúrio.
Vejamos uma transformação na qual a quantidade do gás permaneça constante e ocorra variação da P, V e T simultaneamente.
Nesse caso, é possível reunir as leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac em uma única expressão, conhecida como equação geral dos gases.
P1 ∙ V1T1
= P2 ∙ V2T2
ou P ∙ VT
= K (constante)
(T em kelvin)Validade dessa equação:
P1 ∙ V1T1
= P2 ∙ V2T2
• Substância no estado gasoso, cuja quantidade perma-neça inalterada durante a transformação.
• Pressão, volume e temperatura variam simultanea-mente.
Observações:Caso uma das três variáveis de estado perma-
neça constante, a equação geral se transforma nas expressões correspondentes às leis de Boyle, Charles e Gay-Lussac.
P1 ∙ V1T1
= P2 ∙ V2T2
(T = cte)
P1 ∙ V1 = P2 ∙ V2 V1 T1
= V2T2
P1T1
= P2T2
(P = cte) (V = cte)
Volume molar de um gás nas CNTP
1 mol de qualquer gás nas CNTP (273 K ou 0°C e 1 atm ou 760 mmHg) ocupa o volume de 22,4 litros.
Equação dos gases perfeitos (ou ideais)
As equações vistas até aqui eram válidas desde que a quantidade do gás permanecesse inalterada durante a transformação.
A seguir, veremos uma equação que pode ser apli-cada a uma transformação na qual a quantidade do gás sofra variação.
Aula 03
5Química 2B
*R = cte Para 1 mol de gás ideal nas CNTP
P ∙ VT
= 1 ∙ R ou 1 ∙ 22,4273
= 1 ∙ 0,082
Para 2 mols de gás ideal nas CNTP
P ∙ VT
= 2 ∙ R ou 2 ∙ 22,4273
= 2 ∙ 0,082
Para 3 mols de gás ideal nas CNTP
P ∙ VT
= 3 ∙ R ou 3 ∙ 22,4273
= 3 ∙ 0,082
Para n mols de gás ideal nas CNTP
P ∙ VT
= n ∙ R ou n ∙ 22,4273
= n ∙ 0,082
ou então: P ∙ VT
= n ∙ R ou, finalmente P ∙ V = n ∙ R ∙ T
Validade dessa equação: • Substância no estado gasoso. • Não é necessário que ocorra uma transformação. • A quantidade de gás pode variar.
Observações:• A equação P ∙ V = n ∙ R ∙ T
também costuma ser cha-mada equação de Cla-peyron.
• n = mM
, sendo n a quanti-
dade de matéria (de mols),
m a massa do gás (gramas)
e M a massa molar do gás
(g/mol ou g ∙ mol–1).
Valores de R:Se P estiver em atm e T em
kelvin R = 0,082 atm ∙ L ∙ K–1 ∙ mol–1
Se P estiver em mmHg e T em kelvin R = 62,3 mmHg ∙ L ∙ K–1 ∙ mol–1
Um gás real se aproxima de um gás ideal (perfeito) quando submetido a baixa pressão e alta temperatura.
Gás realP
Gás ideal (perfeito)T
Testes
Assimilação03.01. (UNIFOR – CE) – A representação gráfica da pressão de um gás em função de seu volume, à temperatura constante, é:a) P
V
b) P
V
c) P
Vd)
P
V
e) P
V
6
03.02. (FURG – RS) – Considere a transformação isocórica para uma determinada massa de gás. Abaixo são represen-tados os valores de pressões e de temperaturas para essa transformação.
Pressão (mmHg) T(K)
1 500 300
500 X
Y 12
Z 5
Os valores de x, y e z que completam a tabela são, respec-tivamente:a) 100, 60, 25. b) 900, 37 500, 90 000.c) 150, 300, 100. d) 120, 250, 120.e) 150, 200, 100.
03.03. (UNIFOR – CE) – A tabela abaixo apresenta informa-ções sobre cinco gases contidos em recipientes separados e selados.
Recipiente Gás Temperatura (K)
Pressão (atm) Volume (L)
1 O2 298 1 20
2 He 298 2 20
3 Ne 298 4 20
4 N2 298 1 20
5 Cℓ2 298 1 20
O recipiente que contém o maior número de moléculas é de número:a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
03.04. (UFT – TO) – O gráfico abaixo representa o compor-tamento de uma massa fixa de um gás.
4
Volume (L)
1 1,5 2 3
Pressão (atm)
3
2
1
4 5 6
Observando o gráfico é INCORRETO afirmar.a) O gráfico é uma descrição da lei de Boyle. b) Quando a pressão do gás cai de 4 atm para 2 atm seu
volume aumenta proporcionalmente.c) O produto Pressão x Volume (P ∙ V) para este gás é uma
constante.d) O gráfico representa uma isoterma, pois a temperatura
não varia.e) O gráfico representa o comportamento de um gás real.
03.05. (UEL – PR) – Os gases reais obedecem à equação PV = nRT.a) para qualquer valor de T.b) para qualquer valor de V.c) para qualquer valor de P.d) somente a altas temperaturas e baixas pressões.e) somente a baixas temperaturas e altas pressões.
Aperfeiçoamento03.06. Com relação ao gráfico abaixo, é correto afirmar que:
P
V
1 2
T2
T1
Isotermas
a) T1 = T2 b) T1 > T2 c) T1 = T2 = 300Kd) T2 > T1 e) T2 = T1 = 400K
Aula 03
7Química 2B
03.07. Numa transformação isotérmica de gás ideal, quan-do a pressão diminui de 20%, o volume:a) aumenta de 20%. b) diminui de 20%.c) aumenta de 25%. d) diminui de 25%.e) aumenta de 12,5%.
03.08. (UEMA) – 200 L de um gás submetido a 27°C são aquecidos a 87°C, mantendo-se a pressão constante. O vo-lume ocupado pelo gás na nova temperatura de 87°C será de: a) 120 L b) 2,4 L c) 240 L d) 644 L e) 24 L
03.09. (ITA – SP) – Uma porção de gás pode ser aquecida sob pressão cte ou sob volume cte. A questão é saber como irá variar a densidade do gás em cada uma destas maneiras de aquecimento:
Pressão cte Volume cte
a) aumenta não varia
b) aumenta diminui
c) não varia aumenta
d) diminui diminui
e) diminui não varia
03.10. (UFRGS) – Um mol de gás ideal, confinado no re-cipiente A de volume V1, expande para o recipiente B, de volume V2 = 2V1, ao ser aberta a válvula V, Veja o diagrama abaixo:
A B
vácuo
V
V2
P1
V1
T1
Se o processo ocorre isotermicamente, é possível afirmar que a pressão final do gás é:
a) P1
2 b) 2P1 c) P V V1 1 2
2( ) d) P1
3 e) 3P1
03.11. (UEL – PR) – Um balão de vidro de 1 litro, com tor-neira, aberto ao ar foi ligado a uma “bomba a vácuo” durante algum tempo. Considerando-se que essa bomba é eficiente para baixar, a 25°C, a pressão até 10−4 mmHg, após fechar a torneira, quantos mols de oxigênio (O2) foram retirados do balão? (O que resta de ar no balão é desprezível.)Dados Volume molar dos gases a 1 atm e 25°C = 25 L/mol. Composição aproximada do ar = 80% de N2 e 20% de O2 (% em mol)a) 1 x 10−2 mol b) 2 x 10−2 mol c) 4 x 10−2 mold) 8 x 10−3 mol e) 8 x 10−4 mol
03.12. (UEL – PR) – Comparando-se os sistemas representados abaixo, de mesmo volume e à mesma temperatura, onde P = pressão, conclui-se que aquele que contém maior massa de gás é:
a)
He
3P b)
O2
2P c)
O3
P
d)
H2
P12
e)
NH3
P13
Dados: M(g/mol): He = 4; O2 = 32; O3 = 48; H2 = 2 e NH3 = 17
8
Aprofundamento03.13. (CESGRANRIO – RJ) – Num tanque de gás, havia 8,2 m3 de oxigênio a –23°C e 2 atm de pressão. Tendo ocor-rido um vazamento, verificou-se que a pressão diminuiu em 0,5 atm. Que massa de oxigênio foi perdida, sabendo-se que a temperatura permaneceu constante?Dados: massa molar de O2 = 32g/mol R = 0,082 atm ∙ L / mol ∙ Ka) 0,6 kg b) 6,4 kg c) 19,2 kg d) 25,6 kg e) 32,0 kg
03.14. (FEI − SP) − Um gás que ocupa um volume de 750 mL à pressão de 0,990 atm é expandido, à tempera-tura constante até que sua pressão se torne 0,330 atm. O volume final (em milímetros) ocupado pelo gás é:a) 250 b) 750 c) 500 d) 2 250 e) 1 000
03.15. (ITA − SP) − Dois balões esféricos de mesmo volume são unidos por um tubo de volume desprezível, provido de torneira, inicialmente o balão A contém 1,00 mol de um gás ideal, e em B há vácuo. Os dois balões são mantidos às temperaturas indicadas no desenho abaixo. A torneira é aberta durante certo tempo. Voltando a fechá-la, verifica-se que a pressão em B é 0,81 do valor da pressão em A. Quanto do gás deve ter sobrado no balão A? a) 0,20 molb) 0,40 molc) 0,50 mold) 0,60 mole) 0,80 mol
B324 K
A400 K
Torneira
03.16. (FUVEST – SP) – Têm-se três cilindros de volumes iguais e à mesma temperatura, com diferentes gases.Um deles contém 1,3 kg de acetileno (C2H2); o outro, 1,6 kg de óxido de dinitrogênio (N20); e o terceiro, 1,6 kg de oxigênio (02).Comparando-se as pressões dos gases nesses três cilindros, verifica-se que:
massas molares (g/mol)C2H2 .................26N2O ..................44O2 ....................32
a) são iguais apenas nos cilindros que contêm N2O e O2.b) são iguais apenas nos cilindros que contêm C2H2 e O2.c) são iguais nos três cilindros.d) é maior no cilindro que contém N2O.e) é menor no cilindro que contém C2H2.
03.17. (UFF – RJ) – Tem-se uma amostra gasosa formada por um dos seguintes compostos:
CH4; C2H4; C2H6; C3H6 ou C3H8
Se 22 g dessa amostra ocupam o volume de 24,6 L à pressão de 0,5 atm e temperatura de 27°CDado: R = 0,082 L ∙ atm ∙ K–1 ∙ mol–1, conclui-se que se trata do gás. São dadas as massas atômicas: (C = 12, H = 1)a) etano;c) propano;e) eteno.
b) metano; d) propeno;
03.18. (UEPG − PR) − Um químico realizou um ensaio experi-mental em laboratório, obtendo 300 cm3 de um gás, a uma tem-peratura de 27°C e pressão ambiente de 689 mm Hg. Nessas condições, o número de mols desse gás é de aproximadamente:(Dado: Constante universal dos gases perfeitos: 62,3 mmHg ∙ L ∙ K−1 ∙ mol−1 ou 0,082 atm ∙ L ∙ K−1 ∙ mol−1.) a) 1,1 ∙ 10−2 b) 84 c) 4,8 d) 11e) 8,4
Aula 03
9Química 2B
Discursivos03.19. (UNICAMP – SP) – Durante os dias quentes de verão, uma brincadeira interessante consiste em pegar um saco plástico, leve e de cor preta, encher 3/4 do seu volume com ar, amarrar hermeticamente a sua boca, expondo-o, em seguida, aos raios solares. O ar no interior do saco é aquecido, passando a ocupar todo o volume. Como consequência, o saco sobe na atmosfera como um balão. Considerando a pressão atmosférica constante durante a brincadeira e considerando ainda que inicialmente o ar estava a 27°C, calcule a variação da temperatura do ar no interior do saco plástico, entre a situação inicial e a final, quando o gás ocupa todo o volume.
03.20. A que temperatura em °C deve ser aquecido um frasco aberto a fim de que 25
do gás A que ele contém a 27°C sejam expulsos do recipiente?
Gabarito03.01. b03.02. a03.03. c03.04. e03.05. d03.06. d03.07. c03.08. c03.09. e03.10. d03.11. d03.12. b03.13. b03.14. d03.15. c03.16. b03.17. c03.18. a
03.19. V Volume total do saco plástico
P = cteV2 =
44
V = V
T2 = ? K T = T2 – T1V1 = 34
V
t1 = 27°C + 273
T1 = 300 K
T(K) = ?
P = cte VT
1
1
= VT
2
2
T2 = V T
V2 1
1
T2 = V
V
30034
= 300 . 43
= 400 K
T(K) = T2 – T1 = 400 – 300 = 100 K100 K
03.20.
55
n = n
Patm
35
n
Patm
Antes Depois
V = cte V = cte
25
n
t1 = 27°C + 273
T2 = ?
T1 = 300 K
P V n R TP V
Rn T cte
n n
⋅ = ⋅ ⋅ →⋅
= ⋅ =
⋅ ⋅
⋅ = ⋅ → =⋅
=
n T n T
T T
1 1 2 2
2 2
==
30035
300 53
500 k –273
t2 = 227°C
10
Misturas gasosas e densidade dos gases
Aula 04Química2B
• Os gases tomam a forma e o volume do recipiente onde estão contidos.
• Dois ou mais gases diferentes contidos no mesmo recipiente misturam-se completamente e de forma homogênea (uma única fase).
Gás perfeito ou idealGás perfeito ou ideal é o gás que obedece, rigoro-
samente, às equações descritas até aqui.Para que um gás seja considerado ideal, suas
moléculas devem ter o tamanho desprezível e não devem existir interações entre elas. Para que isso ocorra, é necessário que o gás seja submetido a altas temperaturas (intensa agitação molecular, tornando as interações moleculares desprezíveis) e baixas pressões (as moléculas ficam tão afastadas que o tamanho de cada uma delas torna-se desprezível diante do volume total do gás).
Conceitos básicos
A equação dos gases perfeitos (“Clapeyron”) depende do número de mols do gás (átomos ou moléculas), mas independe do tipo específico de átomos ou moléculas. Assim, as equações que são válidas para um único gás também servem para uma mistura de gases.
Exemplo:Sejam dois gases distintos A e B em diferentes condi-
ções a serem misturados num mesmo recipiente:
gás A + gás B mistura de A + B
nA nB P, V, TnT = nA + nB
Aplicando a equação dos gases ideais para a mistura, temos:
P · V = (nA + nB) · R · T (1)
Pressão parcial de um gásSupondo que o gás A fosse solto sozinho no recipien-
te final, de volume V e temperatura T; a pressão exercida pelos nA mols do gás A seria:
PA ∙ V = nA ∙ R ∙ T (2)
Assim, PA é a pressão que o gás A iria exercer se estivesse sozinho ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura da mistura. Ela é denominada pressão parcial do gás A (PA).
Para o gás B, teríamos:PB ∙ V = nB ∙ R ∙ T (3)
Se dividirmos (2) por (1), obteremos:
P V n R TP V n R T
PP
nn
A A
T
A A
T
⋅ = ⋅ ⋅⋅ = ⋅ ⋅
⇒ =
Observação:A relação entre a quantidade de mols de um
determinado gás e a quantidade total de mols da mistura é denominada fração molar desse gás e representada por X.
Assim:
XA = nn
A
T ou, XB =
nn
B
T
Sendo XA + XB = 1, pois
nn
A
T +
nn
B
T =
nn
T
T = 1,
conclui-se que Xi = 1
Pi = Xi · P
Como PPA =
nn
A
T = XA:
Para o gás A PA = XA ∙ PPara o gás B PB = XB ∙ P
A pressão parcial de um gás em uma mistura gasosa é igual ao produto da fração molar desse gás pela pressão total da mistura.
Aula 04
11Química 2B
Lei de DaltonLei das pressões parciais
Pressão total da mistura:
P ∙ V = nT ∙ R ∙ T (1)
Pressão parcial do gás A:
PA ∙ V = nA ∙ R ∙ T (2)
Pressão parcial do gás B:
PB ∙ V = nB ∙ R ∙ T (3)
Somando-se membro a membro 2 e 3:
(PA + PB) · V = (nA + nB) · R · T (4)
Comparando 1 e 4, teremos:
P = PA + PB
A pressão total de uma mistura gasosa é igual à soma das pressões parciais de cada gás.
Pi = P
Volume parcial de um gásVolume parcial de um gás numa mistura gasosa é o
volume que ele ocuparia se estivesse sozinho, na mesma pressão e na mesma temperatura em que se encontra a mistura.
Seja uma mistura constituída por nA mols do gás A e nB mols do gás B, exercendo a pressão P à temperatura T. Os volumes parciais de cada um dos componentes da mistura serão dados por:
Volume total da mistura:
P ∙ V = nT ∙ R ∙ T (4)
Para o gás A:
P ∙ VA = nA ∙ R ∙ T (5)
Para o gás B:
P ∙ VB = nB ∙ R ∙ T (6)
Se dividirmos 5 por 4, obteremos:
P V n R TP V n R T
VV
nn
XA A
T
A A
TA
. . .. . .
==
⇒ = =
Logo: VA = XA · V
Analogamente, se dividirmos 6 por 4: VB = XB · V
Lei de AmagatLei dos volumes parciaisVolume total da mistura:
P · V = nT · R · T (4)
Para o gás A:
P · VA = nA · R · T (5)
Para o gás B:
P · VB = nB · R · T (6)
Somando-se membro a membro 5 e 6:
P · (VA + VB) = (nA + nB) · R · T (7)
Comparando 4 e 7, teremos:
V = VA + VB
O volume total de uma mistura gasosa é igual à soma dos volumes parciais de cada gás.
Vi = V
Relação entre fração molar e porcentagem em volume
Fração molar % em volume
× 100
÷ 100
Densidade dos Gases/ Difusão e Efusão
Densidade dos gases
Densidade absoluta de um gás, a dada tem-peratura e pressão, é o quociente entre a massa e o volume do gás.
Matematicamente: dmv
=
Como uma mesma massa de gás pode ocupar infini-tos volumes, a densidade absoluta varia com a pressão e com a temperatura.
Determinando a densidade absoluta do gás em função das condições de P e T em que ele se encontra, teremos:
12
Da equação dos Gases Perfeitos:
P ∙ V = n ∙ R ∙ T ou
P ∙ V = mM
∙ R ∙ T
P ∙ M = mv
∙ R ∙ T mv
= P MR T⋅⋅
dP MR T
= ⋅⋅
Exemplo:Qual a densidade absoluta do gás oxigênio a 2 at-
mosferas de pressão e 27°C? (O = 16)Resolução:Dados:MO2
= 32 g/molP = 2 atmT = 27 + 273 = 300 KDa equação:
d =P MR T
Logo:
R = 0,082 atm Lmol K
⋅⋅
d = ⋅⋅
2 320 082 300,
d = 2,60 g/L
Arnão
poluídoe seco
78% em volume N2(g)
21% em volume O2(g)
0,9% em volume Ar(g)
0,1% em volume outros gases
• No caso particular de um gás nas CNTP, a massa de 1 mol (m = M) ocupa um volume de 22,4 L, logo:
dgás = M
22,4 g/L
CNTP
Exemplo:Qual a densidade do gás oxigênio (O2), nas CNTP?(Dado: MO2
= 32 g/mol)
Resolução:
dO2(CNTP)
= M
22,4 =
3222 4,
= 1,43 g/L
• CNTPP = 1 atm ou P = 760 mmHgt = 0°C ou T = 273 K
•d
PMR T
= →⋅ ↑
Com o aumento da temperatura, a densidade de um gás diminui.
cte
Densidade relativa (dA,B)
Densidade relativa de um gás A em relação a um gás B é o quociente entre as densidades absolu-tas do gás A e do gás B, estando ambos nas mesmas condições de pressão e de temperatura.
Matematicamente: dA,B = dd
A
B
Considerando os gases A e B nas mesmas condições de P e T, teremos:
• para o gás A: dA = P MR T
A
• para o gás B: dB =P M
R TB
Aplicando a definição de densidade relativa, obtém-se:
dA,B = dd
A
B
=
⋅⋅⋅⋅
=
PR T
PR T
M
MMM
A
B
A
B
Portanto:
dA,B = MM
A
B
Exemplo:Qual a densidade relativa entre os gases cloro e
hidrogênio nas condições normais? (Cℓ = 35,5; H = 1)
Resolução:Dados:MCℓ2
= 71 g/molMH2
= 2 g/mol
dA,B = MM
A
B
dCℓ2,H2 = M
MC
H
l2
2
712
35 5,
Da análise da Lei de Graham, pode-se concluir:
A velocidade de difusão ou de efusão de um gás será tanto maior quanto menor for sua massa molar.
Exemplo:Em uma determinada temperatura e pressão, a ve-
locidade de difusão do N2 é de 7 cm/s. Para as mesmas condições, qual será a velocidade de difusão do H2? Dados: massas molares (N = 14; H = 1).
Resolução:Dados:MN2
= 28 g/molMH2
= 2 g/molvN2
= 7 cm/s
vv
MM
A
B
B
A
Da equação:v
v=
M
M
v
7=
282
H2
N2
N2
H2
H2
vH2 = 26,2 cm/s
• Quanto mais leve for um gás, mais veloz ele será!
Menor massa molar
Maior velocidade de efusão(nas mesmas condições de T e P)
Aula 04
13Química 2B
• Densidade de um gás X em relação ao ar:
dx,ar = M Mx x
M 29ar
O ar é uma mistura cujos principais componentes são N2 (M = 28 g/mol) e O2 (M = 32 g/mol).A massa molar média (aparente) do ar é 29 g/mol.
Difusão e efusão dos gasesDifusão gasosa é o processo espontâneo de disse-
minação de um gás no interior de outro, originando uma mistura homogênea.
Efusão gasosa é a passagem espontânea das molé-culas gasosas através de pequenos orifícios.
Lei de GrahamEstudando os fenômenos de difusão e de efusão dos
gases, Graham enunciou a seguinte lei experimental:
As velocidades de difusão e efusão (v) de dois gases, nas mesmas condições de pressão e de tem-peratura, são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas densidades absolutas.
Matematicamente:
vv
dd
A
B
B
A como
dd
MM
A
B
A
B,
vv
MM
A
B
B
A
• V = Velocidade
vv
MM
dd
A
B
B
A
B
A
Lei de Graham
Testes
Assimilação04.01. A soma das frações molares numa mistura gasosa será sempre igual a:Dados: X i∑ = ?
a) 1d) 7
b) 3e) 8
c) 5
04.02. Dadas uma mistura gasosa composta pelos gases A, B e C. A expressão representada abaixo retrata a Lei de:P = PA + PB + PC
• PA, PB e PC – Pressões parciais
• P – Pressão total da misturaa) Lavoisierd) Proust
b) Daltone) Boyle
c) Einstein
14
Pressão parcial de um determinado gás (compo-nente) numa mistura gasosa é a pressão que esse gás
exerceria se estivesse sozinho, no mesmo volume e à mesma temperatura em que se encontra a mistura gasosa.
04.03. Considerando uma mistura gasosa (Gás A + Gás B) e chamando de VA e VB os volumes parciais desses respecti-vos gases, a expressa V = VA + VB é conhecida como Lei de:Dado: V = volume total da misturaa) Proustd) Boyle
b) Paulinge) Le Chatelier
c) Amagat
04.04. Uma mistura gasosa constituída de 64 g de gás oxi-gênio (O2) e 120 g de gás argônio estão num recipiente com capacidade de 80 L exercendo pressão de 1000 mmHg. A pressão parcial do oxigênio é:Dados: O2 = 32 g/mol; Ar = 40 g/mol
n = mM
(g)(g/mol)
a) 600 mmHgd) 150 mmHg
b) 200 mmHge) 500 mmHg
c) 400 mmHg
04.05. A densidade absoluta do gás metano (CH4) a 1 atm e 27°C é:Dados: CH4 = 16 g/mol;
Ratm Lmol K
dPMRT
g L= ⋅⋅⋅
=0 082, ; /
a) 16 g/Ld) 4,2 g/L
b) 0,65 g/Le) 6,0 g/L
c) 0,85 g/L
Aperfeiçoamento04.06. (FUVEST – SP) – No ar atmosférico, não poluído e seco, encontram-se em ordem decrescente de abundância: a) oxigênio, nitrogênio e argônio.b) oxigênio, hélio e nitrogênio.c) nitrogênio, hidrogênio e oxigênio.d) nitrogênio, oxigênio e argônio.e) dióxido de carbono, nitrogênio e oxigênio.
04.07. A densidade do gás etano (C2H6) nas CNTP é:
Dado: C2H6 = 30 g/mol; gás Md g/L(CNTP) 22,4
=
a) 0,46 g/Ld) 1,34 g/L
b) 0,85 g/Le) 1,9 g/L
c) 2,8 g/L
04.08. (ITA – SP) – Em um recipiente está contida uma mis-tura de 5,6 g de N2 (gás) com 6,4 g de O2 (gás). A pressão total da mistura é de 2,5 atm. Nestas condições, a pressão parcial do N2 na mistura é (Dados: N = 14; O = 16):
a) 0 20 4
2 5,,
, .⋅ atm
b) 0 40 2
2 5,,
,⋅ atm.
c) 0,4 ∙ 2,5 atm.d) (0,2 + 0,4) ∙ 25 atm.e) 0,4 ∙ 0,2 atm.
Aula 04
15Química 2B
04.09. A velocidade de efusão de um gás A, nas mesmas condições de temperatura e pressão, é três vezes o valor da velocidade de um gás B. A densidade do gás A em relação à do gás B é igual a:Dados: Lei de Graham VA
B
B
A
B
AVMM
dd
a) 4
d) 19
b) 23
e) 9
c) 8
04.10. Um determinado gás A sofre efusão com o dobro da velocidade do gás metano (CH4). A massa molar desse gás é:Dado: CH4 = 16 g/mola) 16 g/mold) 8 g/mol
b) 32 g/mole) 4 g/mol
c) 48 g/mol
04.11. (UFRGS) – Se o sistema representado a seguir for mantido a uma temperatura constante, e se os três balões possuírem o mesmo volume, após se abrirem as válvulas A e B, a pressão total nos três balões será:
H2
3 atm 9 atm
vácuo
HeA B
a) 3 atmd) 9 atm
b) 4 atme) 12 atm
c) 6 atm
04.12. (ITA – SP) – Por ocasião do jogo do Brasil versus Bolívia, disputado em La Paz, um comentarista esportivo afirmou: “Um dos maiores problemas que os jogadores da seleção brasileira de futebol terão de enfrentar é o fato de o teor de oxigênio no ar, em La Paz, ser cerca de 40% me-nor do que aquele ao nível do mar”. Lembrando que a concentração de oxigênio no ar, ao nível do mar, é aproxi-madamente 20% em volume e supondo que no dia em que o comentarista fez essa afirmação a pressão atmosférica, em La Paz, fosse igual a, aproximadamente, 450 mmHg, qual das opções abaixo contém a afirmação que mais se aproxima daquilo que o comentarista poderia ter dito?Em La Paz:a) a concentração de oxigênio no ar é de aproximadamente
12% em volume.b) a fração molar do oxigênio no ar é cerca de 0,12.c) a pressão parcial do oxigênio no ar é aproximadamente
expressa por (0,20 ∙ 760 mmHg · 0,60).d) a pressão parcial do oxigênio no ar é cerca de 152 mmHg.e) a pressão parcial do oxigênio no ar é aproximadamente
expressa por (0,20 ∙ 760 mmHg · 0,40).
16
Aprofundamento04.13. (FUVEST – SP) – Na respiração humana, o ar ins-pirado e o ar expirado têm composições diferentes. A tabela a seguir apresenta as pressões parciais, em mmHg, dos gases da respiração em determinado local.
Gás Ar inspirado Ar expirado
oxigênio 157,9 115,0
dióxido de carbono 0,2 x
nitrogênio 590,2 560,1
argônio 7,0 6,6
vapor-d´água 4,7 46,6
Qual é o valor de x, em mmHg?a) 12,4d) 56,5
b) 31,7e) 71,3
c) 48,2
04.14. Um balão indeformável contém 8,4 g de monóxido de carbono e 3200 mg de gás metano. Qual a pressão parcial do metano, sabendo que a pressão total da mistura é de 0,8 atm? Dado: MCO = 28 g/mol e M CH4
= 16 g/mol
a) 0,10 atm d) 0,32 atm
b) 0,15 atme) 0,77 atm
c) 0,20 atm
04.15. (PUCCAMP – SP) – A massa molar de um gás que possui densidade da ordem de 0,08 g/L a 27°C e 1 atm é aproximadamente:Dados: R = Constante universal dos gases R = 8 · 10–2 atm · L · mol–1 · K–1.a) 5 g/mold) 2 g/mol
b) 4 g/mole) 1 g/mol
c) 3 g/mol
04.16. (UFSE) – Após análise, certo gás mostrou ter den-sidade de 1,04 g/L, medida a 1 atm e 30°C. A fórmula molecular desse gás é:Dados: Vmolar do gás = 25 L /mol (a 1 atm e 30°C) M(g/mol) {H = 1; C = 12}a) CH d) C2H6
b) CH4e) C6H6
c) C2H2
04.17. (UCS – RS) – Considerando que o ar atmosférico apre-senta cerca de 22,4% de oxigênio em volume, conclui-se que o número de mols de oxigênio gasoso presente em 1,0 L de ar, nas CNTP, é:a) 1,0 ∙ 10–2
d) 1,0 ∙ 102b) 1,0 ∙ 10–1
e) 1,0 ∙ 103c) 1,0 ∙ 100
Aula 04
17Química 2B
04.18. (FESP – PE) – Em um recinto fechado, havia três frascos contendo respectivamente amônia (NH3), sulfeto de hidrogênio (H2S) e butano (C4H10).Dados: M (g/mol): N = 14; H = 1; S = 32; C = 12Suponha que os três frascos sejam abertos simultaneamente, uma pessoa situada à mesma distância dos três sentirá o odor dos gases na seguinte ordem:a) NH3 , C4H10 e H2S b) H2S , NH3 e C4H10 c) C4H10 , H2S e NH3 d) C4H10 , NH3 e H2S e) NH3 , H2S e C4H10
Discursivos04.19. (FUVEST – SP) – Dois frascos A e B, mantidos à temperatura ambiente, contêm, respectivamente, 1 litro de ni-trogênio a 2 atmosferas de pressão e 3 litros de dióxido de carbono a 3 atmosferas de pressão.a) Qual é a razão entre os números de moléculas nos frascos A e B?b) Se os gases forem transferidos para um frasco de 10 litros, à mesma temperatura ambiente, qual a pressão da
mistura gasosa resultante?
18
04.20. (UNICAMP – SP) – Os gêiseres são um tipo de atividade vulcânica que impressiona pela beleza e imponência do espetáculo. A expulsão intermitente de água em jatos na forma de chafariz é provocada pela súbita expansão de água pro-funda, superaquecida. Submetida à pressão de colunas de água que chegam até a superfície. Quando a pressão da água profunda supera a da coluna de água, há uma súbita expansão, formando-se o chafariz até a exaustão completa, quando o ciclo recomeça.a) Se a água profunda estiver a 300°C e sua densidade for 0,78 g ∙ cm–3, qual será a pressão (em atmosferas) de equilíbrio
dessa água supondo-se comportamento de gás ideal?R = 82 atm ∙ cm3 ∙ mol–1 ∙ K–1
b) Nas imediações dos gêiseres, há belíssimos depósitos de sais inorgânicos sólidos que se formam a partir da água que aflora das profundezas. Dê dois motivos que justifiquem tal ocorrência.
Gabarito04.01. a04.02. b04.03. c04.04. c04.05. b04.06. d04.07. d04.08. a04.09. d04.10. e04.11. b
04.12. c04.13. d04.14. d04.15. d04.16. c04.17. a04.18. e
04.19. a) 29
b) 1,1 atm
04.20. a) P 2036 atmb) Em águas profundas, sobe altas
temperaturas, acontece a dissolu-ção de uma grande quantidade de sais inorgânicos. Ao aflorar, a água transporta os sais para a superfície, justificando sua ocorrência ao redor dos gêiseres.Os sais inorgânicos apresentam alto ponto de fusão e ebulição, portanto, com a evaporação da água, surgirão belíssimos depósi-tos de sais inorgânicos sólidos.
05Aula Química
3B
Lei das combinações químicas
As leis das combinações químicas são chamadas de Ponderais e Volumétricas.
Leis PonderaisSão leis que levam em conta as massas das substân-
cias que participam de uma reação química.São ponderais as leis de Lavoisier, de Proust, de Dalton
e de Richter.Para nosso estudo, será fundamental o conhecimen-
to da Lei de Lavoisier e da Lei de Proust.
Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação das Massas (1774)
Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos (num sistema fechado).
Exemplo:
12 g 4 g 16 g
16 gMassa dos reagentes
Massa dos produtos=
carbono + hidrogênio metano
Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes (1797)
Uma determinada substância, independente da origem, é sempre formada pelos mesmos elemen-tos, combinados na mesma proporção em massa.
Exemplo:Reação de formação (síntese) da água. Suponhamos
que foram feitas 3 experiências, cada uma delas com diferentes massas dos reagentes.
hidrogênio(g) + oxigênio(g) água(v)
1a. experiência: 1 g 8 g 9 g
2a. experiência: 10 g 80 g 90 g
3a. experiência: 20 g 160 g 180 g
Das experiências, notamos que a proporção entre as massas de hidrogênio e oxigênio é sempre constante (1 : 8).
18
1080
20160
18
gg
gg
gg
Generalizando, observa-se que:
Numa reação química, a proporção em massa das substâncias que dela participam é constante.
Levando-se em consideração todos os participantes da reação, observam-se proporções constantes para hidrogênio, oxigênio e água de:
1 : 8 : 9
Leis VolumétricasSão leis que levam em conta as relações entre os
volumes dos gases que reagem quimicamente.São conhecidas como as leis de Gay-Lussac para as
reações gasosas.
Os volumes de gases participantes de uma reação, medidos à mesma temperatura e pressão, guardam entre si uma proporção constante e de números inteiros e pequenos.
1
2
Lei Volumétrica de Gay-Lussac (1808)
Exemplo:Reação de formação (síntese) do vapor-d’água.Suponhamos que foram feitas 3 experiências.
hidrogênio(g) + oxigênio(g) água(v)
1a. experiência: 1,0 L 0,5 L 1,0 L
2a. experiência: 2,0 L 1,0 L 2,0 L
3a. experiência: 4,0 L 2,0 L 4,0 L
Proporção entre os volumes dos gases
vol. hidrogênio(g)
vol. oxigênio(g)
vol. água(v)
2 21: :
AtençãoExiste lei da conservação da massa, mas não
da conservação do volume.Observa-se que o volume do vapor-d’água é
menor que a soma dos volumes de hidrogênio e oxigênio. Essa reação ocorre com contração de volume.
Vale a pena saberAntoine Laurent de Lavoisier (1743 - 1794)
• foi guilhotinado em 1794 (Revolução Francesa);• foi um dos maiores químicos de todos os tempos.
Lagrange (grande matemático), ao constatar a trágica morte de Lavoisier, disse:
“Bastou um instante para cortar esta cabeça e tal-vez um século não baste para produzir outra igual!”.
Testes
Assimilação05.01. A Lei da Conservação das Massas (num sistema fechado)
massas reagente(s) = massas produto(s)
é atribuída a:a) Proustd) Lavoisier
b) Bohre) Lewis
c) Pasteur
05.02. Dada a reação equacionada a seguir:
Ferro + Gás oxigênio Óxido férrico. 112 g 48 g y = ?
Aplicando a Lei de Lavoisier o valor de y será:a) 48 gd) 222 g
b) 87 ge) 304 g
c) 160 g
05.03. A Lei das Proporções Constantes (definidas) quando relacionamos as massas envolvidas numa reação, é atribuída a:a) Proust;d) Boyle;
b) Planck;e) Lavoisier.
c) Linus Pauling;
05.04. Aplicando a Lei de Proust, no “quadro” representado abaixo, os valores de x e y são respectivamente:* Equação que representa a combustão do gás hidrogênio:
2H2 + 102 2H2O
4 g 32 g 36 g
1 g x = ? y = ?
a) x = 1 g e Y = 2 g c) x = 32 g Y = 18 ge) x = 8 g e y = 18 g
b) x = 8 g e Y = 9 gd) x = 2 g e Y = 3 g
Aula 05
3Química 3B
05.05. Dada a reação assim equacionada:1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
... ... ... 1 vol 3 vol 2 vol
(mesma temperatura e pressão)
A Lei que relaciona os volumes dos gases participantes é conhecida como Lei de:a) Lavoisier;d) Proust;
b) Einstein;e) Planck.
c) Gay-Lussac;
Aperfeiçoamento
05.06. (UFRGS) – O trióxido de enxofre, matéria-prima para fabricação do ácido sulfúrico, é preparado por meio da oxi-dação do dióxido de enxofre, em presença de catalisadores, conforme a reação abaixo representada:
SO2 + 12
O2 SO3
Mantendo-se as condições de temperatura e pressão, qual o volume de gás oxigênio, em litros, que reage com quantidade suficiente de dióxido de enxofre para produzir 5 litros de SO3?a) 0,5d) 11,2
b) 2,5e) 22,4
c) 5,0
05.07. (UFF – RJ) – Ferro (Fe) e enxofre (S), quando aqueci-dos, reagem formando o sulfeto de ferro II. Dois experimentos foram feitos empregando-se as massas dos reagentes mos-tradas na tabela a seguir, em que estão registradas também as massas após a transformação.
Massas antes da reação/g Massas após a reação/g
Fe S FeS Fe S
I.II.
10,010,0
10,04,0
15,711,0
—3,0
4,3—
Analisando-se esses dados, pode-se prever que, quando são empregados 20,0 g de S, a massa de ferro mínima necessária para reagir e a de sulfeto de ferro formado são, respectivamente,a) 20,0 e 22,0d) 35,0 e 55,0
b) 20,0 e 31,4e) 40,0 e 60,0
c) 35,0 e 31,4
05.08. (FUVEST – SP) – Em lâmpadas descartáveis de flash fotográfico, a luminosidade provém da reação de magnésio e oxigênio no bulbo de vidro. Após a utilização, pode-se afirmar, do produto formado e da massa total da lâmpada: a) é um sal de magnésio e a massa aumenta.b) é um sal de magnésio e a massa permanece constante.c) é um óxido de magnésio e a massa aumenta. d) é um óxido de magnésio e a massa permanece constante.e) é um óxido de magnésio e a massa diminui.
05.09. (FUVEST – SP) – Quando 2,0 L de ozônio são trans-formados em oxigênio comum (O2), ambos medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, obtém-se:a) 1,2 L de O2.d) 2,5 L de O2.
b) 1,5 L de O2.e) 3,0 L de O2.
c) 2,0 L de O2.
05.10. (FURG – RS) – Na tabela a seguir, estão representados os valores de massa das substâncias envolvidas na decom-posição completa do bicarbonato de sódio pelo calor em três testes químicos realizados em laboratório:Dado:
2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O
Teste NaHCO3 Na2CO3 CO2 H2O
1 33,6 21,2 8,8 3,6
2 16,8 10,6 4,4 1,8
3 84,0 53,0 22,0 9,0
Fonte: Romanelli e Justi, 1998, p. 124.
Com relação à reação de decomposição, escolha as duas alternativas que estão corretas:
I. O número total de átomos na decomposição do bicar-bonato permanece constante.
II. As substâncias nesta reação combinam-se sempre em proporções iguais de massa.
III. A massa dos produtos formados é menor que a massa inicial do reagente.
IV. O número inicial de moléculas permanece constante ao longo de toda a reação.
Somente estão corretas as afirmativas:a) I e IId) II e IV
b) I e IIIe) III e IV
c) II e III
4
05.11. (FUVEST – SP) – John Dalton (1766-1844) afirmava que a matéria era composta por átomos indivisíveis; átomos de um mesmo elemento apresentariam massa e proprieda-des iguais. A transformação química consistiria na reunião ou separação de átomos. As afirmações de Dalton explicariam:a) a condutibilidade elétrica do hidróxido de sódio fundido.
b) a transformação do rádio, 88226 Ra, em radônio, 86
222 Rn.
c) a existência dos isótopos do hidrogênio: deutério e trítio.d) a proporção constante entre as massas de hidrogênio e
oxigênio resultantes da decomposição da água.e) o processo químico envolvido no funcionamento da pilha
de uma lanterna.
05.12. (FEI – SP) – Completando-se a tabela a seguir, sa-bendo que o ácido, a base e o sal das duas reações são os mesmos, é correto afirmar que:
Antes da reação Depois da reação
Reação Base Ácido Sal Água Ácido Base
1a. 40,0 g 100,0 g 71,0 g X 51,0 g —
2a. Y Z 21,3 g W — 6,0 g
01) X corresponde a 18,0 g02) Y corresponde a 12,0 g04) Z corresponde a 14,7 g08) W corresponde a 5,4 g16) a soma (X + Y + Z + W) corresponde a 50,1 g
Aprofundamento05.13. (PUCRS) – Na combustão de uma porção de palha de aço, esta sofre _________ de massa, proveniente da _____________.a) aumento/combinação com oxigênio.b) diminuição/liberação de gás carbônico.c) aumento/combinação com gás carbônico.d) diminuição/liberação de óxidos metálicos.e) aumento/combinação com vapor de água.
05.14. (PUCPR) – Na queima de 32 g de enxofre são consu-midos 32 g de oxigênio para formar o dióxido de enxofre. A lei que permite afirmar que 96 g de enxofre reagem com 96 g de oxigênio para formar o dióxido de enxofre é:a) de Richter.b) de Avogadro.c) de Lavoisier.d) de Dalton.e) de Proust.
05.15. (F. A. CHAMPAGNAT – MG) – No propulsor para foguetes composto de hidrazina (N2H4) e peróxido de hi-drogênio (H2O2), ocorre a seguinte reação:
N2H4(N) + 2 H2O2(N) N2(g) + 4 H2O(N)
Analisando a equação química acima a afirmativa errada é:a) O número de átomos dos reagentes é igual ao número
de átomos do produto. b) O número de moléculas dos reagentes é igual ao número
de moléculas dos produtos.c) A massa dos reagentes é igual à massa dos produtos.d) A reação produz uma substância simples e uma subs-
tância composta.e) Reagentes e produtos encontram-se em estados físicos
diferentes.
05.16. (F. C. CHAGAS – BA) – Comparando reagentes e
produto da reação CO O COg g g( ) ( ) ( )+ →12 2 2 pode-se dizer
que apresentam igual:I. número de átomos. II. número de moléculas. III. massa.Dessas afirmações, são corretas apenas:a) I b) II c) III d) I e II e) I e III
Aula 05
5Química 3B
Instrução: Para responder às questões de números 05.17 e 05.18 considere o enunciado:“Experimentalmente, verifica-se que na reação completa de 52 g de crômio com 24 g de oxigênio resulta óxido de crômio III. Numa segunda experiência, 26 g de crômio são totalmente transformados no óxido.”
05.17. (UNIFOR – CE) – Quantos gramas do produto são obtidos na segunda experiência?a) 34b) 38c) 50d) 52e) 56
05.18. (UNIFOR – CE) – Para o cálculo da massa do produto aplicaram-se as leis ponderais de:a) Lavoisier e Proust.b) Lavoisier e Dalton.c) Dalton e Proust.d) Proust e Richter.e) Dalton e Richter.
Discursivos05.19. (FUVEST – SP) – A transformação química:
2KI(s) + Pb(NO3)2(s) 2KNO3(s) + PbI2(s) branco branco branco amarelo
é um exemplo de reação entre sólidos que ocorre rapidamente. Em um recipiente de vidro com tampa, de massa igual a 20 g, foram colocados 2 g de KI e 4 g de Pb(NO3)2 pulverizados. O recipiente, hermeticamente fechado, foi vigorosamente agitado para ocorrer a reação. a) Como se pode reconhecer que ocorreu a reação?
b) Qual é a massa total do recipiente e seu conteúdo, ao final da reação? Justifique sua resposta.
6
05.20. (UNICAMP – SP) – Numa balança improvisada, feita com um cabide, como mostra a figura a seguir, nos recipientes (A e B) foram colocadas quantidades iguais de um mesmo sólido, que poderia ou ser palha de ferro ou ser carvão.
Recipiente com amostra
Recipiente com amostra
A B
Foi ateado fogo à amostra contida no recipiente B. Após cessada a queima, o arranjo tomou a seguinte disposição:
A
B
a) Considerando o resultado do experimento, decida se o sólido colocado em A e B era palha de ferro ou carvão. Justifique.
b) Escreva a equação química da reação que ocorreu.
05.01. d05.02. c05.03. a05.04. b05.05. c05.06. b05.07. d05.08. d05.09. e
05.10. a05.11. d05.12. 13 (01, 04, 08)05.13. a05.14. e05.15. b05.16. e05.17. b05.18. a
05.19. a) O reconhecimento da reação está embasado na formação da substância amarela.
b) mtotal = 26 g05.20. a) Palha de aço. Houve um aumento de
massa no prato B devido à reação do ferro com o oxigênio do ar formando um composto sólido (Fe2O3)
b) 4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
Gabarito
7Química 3B
Cálculo estequiométrico I – introdução, massa versus massa
Aula 06 3BQuímica
Numa reação química, as quan-tidades (em mols, massa, volume, etc.) dos reagentes e produtos guardam entre si uma proporção constante.
Uma vez conhecida essa propor-ção, é possível calcular uma quanti-dade desconhecida de um dos par-ticipantes da reação. Normalmente, o que se faz é dar a quantidade de um dos participantes da reação e pedir a(s) quantidade(s) de outro(s) participante(s). Assim, como vimos anteriormente, é perfeitamente pos- sível fornecer quantidade em massa de um dos participantes e pedir quantidade em mol, volume, mo-léculas de outros participantes da mesma reação.
Estes tipos de cálculos envolven-do reações químicas são denomi-nados cálculos estequiométricos e constituem uma aplicação direta das leis de Lavoisier, Proust e Gay-Lussac.
Como resolver problemas?
Nenhuma quantidade po-derá ser calculada sem que seja antecipadamente conhecida a proporção inicial.
Para descobri-la, seguir os se- guintes passos:
1o. passo – montar a equação envolvida na questão;
2o. passo – determinar os coefi- cientes da equação (balanceamento);
3o. passo – cada coeficiente deve ser relacionado com a quantidade em mols das substâncias participantes da equação;
4o. passo – conhecida a proporção em mols, é possível, em função dos dados e da leitura atenta do problema, transformá-la em massa, volume, moléculas, etc., para cada um dos participantes da equação.
Veremos a seguir dois exemplos de como isso ocorre.
1o. exemplo:Gás nitrogênio reage com gás hidrogênio em determinadas condições,
produzindo gás amônia, segundo a equação:
N2(g) + H2(g) NH3(g)
Calcule a massa de N2(g) necessária para reagir com 9 g de H2(g). Determine também a massa de NH3(g) produzida.
Dadas as massas molares em g/mol: N2 = 28; H2 = 2; NH3 = 17Agora, vamos seguir cada passo na resolução do exemplo:1o. passo – N2(g) + H2(g) NH3(g)
2o. passo – 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
3o. passo – 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
1 mol 3 mols 2 mols (Proporção inicial)
4o. passo – 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
1 mol 3 mols 2 mols (Proporção inicial)
28 g 3 . 2 g 2 . 17 g (Proporção em massa a partir da proporção em mol)
x 9 g y (Dados do problema)
Efetuando duas regras de três, teremos x = 42 g e y = 51 g
ConclusãoA massa de N2(g) necessária para reagir com 9 g de H2(g) é de 42 g, e
a massa de NH3(g) formada na reação é de 51 g.
2o. exemplo:Álcool etílico, quando submetido à combustão completa, produz gás
carbônico e água, segundo a equação:
1C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
8
Para a combustão completa de 3 mols de álcool etílico, calcule:a) a massa total de oxigênio consumida;b) a massa de CO2(g) produzida;c) a quantidade em mols de H2O(ℓ) formada.Resolução:Como a equação foi dada e está balanceada, o 1o. e 2o. passos estão prontos. 1o. e 2o. passos:1C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
3o. passo:
1C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
1 mol 3 mols 2 mols 3 mols (Proporção inicial)
1 mol 3 . 32 g 2 . 44 g 3 mols (Proporção extraída da linguagem do problema)
3 mols x y z
Por meio de três regras de três, obteremos os seguintes valores:x = 288 g y = 264 g z = 9 mols
Cálculo estequiométrico II – massa versus volume, massa versus moléculas, etc.
Recordando a sequência utilizada na resolução de problemas
Nenhuma quantidade poderá ser calculada sem que seja antecipadamente conhecida a proporção inicial.
Para descobri-la, devem-se seguir os seguintes passos:1o. passo: montar a equação envolvida na questão;2o. passo: determinar os coeficientes da equação (balanceamento);3o. passo: relacionar cada coeficiente com a quantidade em mols das substâncias participantes da equação;4o. passo: conhecida a proporção em mols e as massas molares, é possível, em função dos dados e da leitura atenta
do problema, transformá-la na unidade requerida, como, por exemplo, massa, volume, moléculas, etc., para cada um dos participantes da equação.
Veremos a seguir, por meio de alguns exemplos, como isso ocorre.
1o. exemplo:Gás nitrogênio reage com gás hidrogênio nas CNTP,
produzindo gás amônia segundo a equação:
N2(g) + H2(g) NH3(g)
Calcule o volume de N2(g) necessário para reagir com 9 g de H2(g). Calcule também o volume de NH3(g) produzido. Dados:
Massas molares em g/mol:N2 = 28; H2 = 2; NH3 = 17Volume molar nas CNTP = 22,4 L
Resolução:Agora, vamos seguir cada passo na resolução do
exemplo:1o. passo: N2(g) + H2(g) NH3(g)
2o. passo: 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
3o. passo: 1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
1 mol 3 mols 2 mols
Aula 06
9Química 3B
4o. passo: 1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
1 mol 3 mols 2 mols
22,4 L 3 · 2 g 2 · 22,4 L x 9 g y
Efetuando duas regras de três, teremos x = 33,6 L e y = 67,2 L
ConclusãoO volume de N2(g) necessário para reagir com
9 g de H2(g) é de 33,6 L, e o volume de NH3(g) formado na reação é de 67,2 L.
2o. exemplo:Álcool etílico, quando submetido à combustão com-
pleta, produz gás carbônico e água segundo a equação:
1C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ)
Para a combustão completa de 138 g de álcool etílico, calcule:a) a massa total de oxigênio consumida;b) o volume de CO2(g) produzido a 27°C e 1 atm de pressão;c) o número de moléculas de H2O(ℓ) formado.
(proporção inicial)
(proporção em massa a partir da proporção em mol)
(dados do problema)
Dados:Massas molares em g/mol: C = 12; H = 1; O = 16Volume molar a 27°C e 1 atm = 24,6 LResolução:Como a equação foi dada e balanceada, o 1o. e 2o.
passos estão prontos:1o. e 2o. passos:1 C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
3o. passo:
1 C2H5OH(ℓ) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(ℓ)
1 mol ––– 3 mols –– 2 mols ––– 3 mols
46 g ––– 3 · 32 g ––– 2 · 24,6 L ––– 3 · 6 · 1023
moléculas
138 g ––– x ––– y ––– zEfetuando três regras de três, obteremos os seguin-
tes valores:x = 288 g, y = 147,6 L; z = 5,4 1024 moléculas
CuidadoO volume molar não está nas CNTP.
(proporção inicial)
(proporção extraída da linguagem do problema)
06.02. Na decomposição total de 50 g de CaCO3, a massa de gás carbônico obtida será de:Dados: M (g/mol) CaCO3 = 100 CO2 = 44
1 CaCO3(s) pirólise 1 CaO(s) + 1CO2(g)
1 mol 1 mol
a) 10 gb) 15 gc) 22 gd) 44 ge) 88 g
Testes
Assimilação06.01. Equacionando a reação de formação da água
2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(ℓ),
a massa de água formada a partir do consumo de 20 mols de gás hidrogênio será de:
Dado: MH2O = 18 g/mola) 18 gb) 36 gc) 180 gd) 360 ge) 400 g
10
06.03. (FUVEST – SP) – O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage com os eletrodos de carbono utilizados no pro-cesso. A equação não balanceada que representa o processo global é:
Aℓ2O3 + C CO2 + Aℓ
Para os dois mols de Aℓ2O3, quantos mols de CO2 e Aℓ, respectivamente, são produzidos nesse processo?a) 3 e 2.d) 2 e 1.
b) 1 e 4.e) 3 e 4.
c) 2 e 3.
06.04. O volume de CO2(g), nas CNTP, obtido a partir de 200 g de CaCO3, após a decomposição térmica será de:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Dado: MCaCO3 = 100 g/mol
Vmolar gás (CNTP)= 22,4 L/mol
a) 11,2 Ld) 44,8 L
b) 22,4 Le) 67,2 L
c) 30,0 L
06.05. (UFPA) – A combustão total de álcoois (reação com O2) apresenta como produtos água e CO2. Ao queimarmos 30 g de propanol-2, obteremos uma quantidade de gás carbônico, em gramas, igual a:Dados: Propanol-2 = C3H8O;
MC3H8O = 60 g/mol; MCO2 = 44 g/mol
a) 22 b) 66 c) 9 d) 63 e) 44
Aperfeiçoamento06.06. (FGV – SP) – Balanceando-se a reação
Aℓ2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 yAℓ(OH)3 + zCaSO4
corretamente, obtêm-se os valores de y e z.Qual a massa necessária de Ca(OH)2 para reagir completa-mente com w quilogramas de Aℓ2(SO4)3?Dados:Massas molares de Aℓ2(SO4)3 = 342 g · mol–1, Ca(OH)2 = 74g · mol–1 e w = y + z.a) 3,25 quilogramas.b) 5,40 quilogramas.c) 4,62 quilogramas. d) 1,08 quilogramas.e) 67,57 gramas.
06.07. (UFF – RJ) – Em alguns antiácidos, emprega-se o Mg(OH)2 como agente neutralizante do HCℓ contido no suco gástrico. A reação que ocorre é a seguinte:
Mg(OH)2(s) + 2HCℓ(aq) MgCℓ2(aq) + 2H2O(ℓ)
Supondo-se que alguém tenha 36,5 μg de HCℓ no es-tômago, a massa de Mg(OH)2 necessária para completa neutralização será:Dados: MHCℓ = 36,5 g/mol MMg(OH)2
= 58 g/mol = microa) 29,0 gb) 58,5 gc) 36,6 gd) 18,9 ge) 19,0 g
Aula 06
11Química 3B
06.08. A combustão completa do gás propano pode ser assim equacionada:
1 5 3 43 8 2 2 2C H O CO H Og g g gpropano
( ) ( ) ( ) ( )+ → +
Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volu-mes de CO2(g) e H2O(g) produzidos na queima total de 40 L de C3H8(g) serão, respectivamente:a) 240 L e 400 Lb) 120 L e 160 Lc) 300 L e 400 Ld) 250 L e 500 Le) 500 L e 400 L
06.09. (UNIRIO – RJ) – Óxido de cálcio, óxido de potássio e óxido de sódio reagem separadamente, consumindo 18 g de água em cada reação.Considere: m1 = massa de hidróxido de cálcio formada; m2 = massa de hidróxido de potássio formada; m3 = massa de hidróxido de sódio formada.Dados: CaO + H2O Ca(OH)2
K2O + H2O KOH Na2O + H2O NaOHAssim, podemos afirmar que:Dados: M(g/mol): Ca(OH)2 = 74; KOH = 56; NaOH = 40;
H2O = 18a) m1 > m3 > m2c) m2 > m3 > m1e) m3 > m2 > m1
b) m2 > m1 > m3d) m3 > m1 > m2
06.10. (UFSM – RS) – O ácido fosfórico, usado em refrige-rantes do tipo “cola” e possível causador da osteoporose, pode ser formado a partir da equação não balanceada:
Ca3(PO4)2 + H2SO4 H3PO4 + CaSO4
Partindo-se de 62 g de Ca3(PO4)2 e usando quantidade suficiente de H2SO4, qual a massa, em gramas, aproximada de H3PO4 obtida?Dados: MCa3(PO4)2 = 310 g/mol; MH3PO4
= 98 g/mola) 19d) 45
b) 25e) 51
c) 39
06.11. (UFPel – RS) – Ao saírem do supermercado, Gabi e Tomás avistaram uma exposição de carros em cujos acessó-rios de segurança se destacava o airbag.O airbag é inflado quando o nitrogênio (N2) é produzido através do azoteto de sódio, em condições especiais. Uma das reações envolvidas nesse processo é
2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g)
Considerando CNTP e volume molar 22,7 L, a massa de azoteto de sódio necessária para inflar um airbag de 10 L com nitrogênio, conforme a equação dada, é, aproxi-madamente:Obs.: * Esse enunciado considera CNTP como 0 °C e 100 kPa (e não 1 atm, ou seja, 101,3 kPa). Por isso o volume molar de gás fornecido não é 22,4 L.Dado: massa molar do NaN3 = 65 g/mola) 0,19 gd) 130 g
b) 1,9 ge) 68 g
c) 19 g
12
06.12. (UFPR) – O palito de fósforo é um dos artigos úteis no nosso cotidiano. Na sua composição, possui fósforo verme-lho, enxofre e clorato de potássio. A cabeça de um palito de fósforo pesa aproximadamente 0,05 g. A reação que ocorre na queima da cabeça de fósforo está representada a seguir:
3P4 + S + 10KCℓO3 + O2 3P4O10 + 10KCℓ + SO2
O cheiro característico de “fósforo queimado” se deve ao dióxido de enxofre formado.Dados: No palito de fósforo, os componentes estão em quantidades estequiométricas. M(g · mol–1): Cℓ= 35,5; K = 39; O = 16; P = 31; S = 32.A massa (em g) de dióxido de enxofre produzido ao queimar uma cabeça de fósforo é aproximadamente:a) 3 × 10–2.d) 9 × 10–4.
b) 9 × 10–3.e) 4 × 10–5.
c) 2 × 10–3.
Aprofundamento06.13. (CESGRANRIO – RJ) – Uma indústria de garrafas fabrica 10 000 unidades por dia e produz o vidro pela fusão de areia (SiO2), calcário (CaCO3) e barrilha (Na2CO3). A compo-sição do vidro é variável, mas podemos considerar a reação abaixo como representativa do processo:
6
6 22 3 2 3
2 2 2
SiO CaCO Na CO
Na O CaO SiO COvidro
+ + →→ ⋅ ⋅ + ��� ����
A partir dessa reação, a quantidade aproximada de areia necessária para a produção diária, sabendo-se que cada garrafa “pesa” 400 g, é:Dados = M(g/mol) {Si = 28; O = 6; Na = 23; Ca = 40; C = 12)a) 6,02 · 103 kgc) 3,62 · 103 kge) 1,50 · 103 kg
b) 4,78 · 103 kg
d) 3,01 · 103 kg
06.14. (PUCPR) – Aplicando a Lei de Gay-Lussac, das combinações em volume, qual a contração em volume experimentada na equação abaixo, mantendo-se constantes as condições de pressão e temperatura para os reagentes e produtos gasosos?
N2 + 3H2 2 NH3
a) 100%b) 60%c) 50%d) 30%e) 20%
06.15. (UFMG) – O estômago de um paciente humano que sofre de úlcera duodenal pode receber, através de seu suco gástrico, 0,24 mol de HCℓ por dia. Suponha que ele use um antiácido que contenha 26 g de Aℓ(OH)3 por 1 000 mL de medicamento. O antiácido neutraliza o ácido clorídrico de acordo com a reação:
Aℓ(OH)3 + 3 HCℓ AℓCℓ3 + 3H2O
O volume apropriado de antiácido que o paciente deve consumir por dia para que a neutralização do ácido clo-rídrico seja completa é:Dado: MAℓ(OH)3 = 78 g/mola) 960 mLd) 80 mL
b) 720 mLe) 40 mL
c) 240 mL
06.16. (UEMA) – Considerando que a proporção de gás oxigênio no ar seja de 20% (% em volume), então o vo-lume de ar, em litros, medido nas CNTP, necessário para que ocorra a oxidação de 5,6 g de ferro, é de:Dados: massa molar do Fe igual a 56 g/mol
Fe + O2 Fe2O3
a) 0,28d) 1,68
b) 8,40e) 3,36
c) 0,33
Aula 06
13Química 3B
06.17. (CESGRANRIO – RJ) – O CO2 produzido pela decom-posição térmica de 320 g de carbonato de cálcio teve seu volume medido a 27 °C e 0,8 atm. O valor, em litros, encontrado foi igual a:Dados: Ca = 40; C = 12; O = 16; R = 0,082 atm · L · mol–1 · K–1
a) 22,4 b) 44,8 c) 67,2 d) 71,6 e) 98,4
06.18. (IME – RJ) – O volume de água límpida a 25 °C e 1 atm produzido na combustão completa de 5 mols de n-butano, de acordo com a reação a seguir, é de aproxi-madamente:Dados: MH2O = 18 g/mol, dH2O = 0,997 g/mL
C4H10 + 132
O2 4 CO2 + 5 H2O
a) 1 · 10–3 litroc) 180 · 10–3 litroe) 451 · 10–3 litro
b) 90 · 10–3 litrod) 401 · 10–3 litro
Discursivos06.19. (UNICAMP – SP) – A obtenção de etanol, a partir de sacarose (açúcar) por fermentação, pode ser representada pela seguinte equação:
C H O H O C H OH CO12 22 11 2 2 5 24 4+ → +
Admitindo-se que o processo tenha rendimento de 100% e que o etanol seja anidro (puro), calcule a massa (em kg) de açúcar necessária para produzir um volume de 50 litros de etanol, suficiente para encher um tanque de combustível. (Densidade do etanol = 0,8g/cm3; massa molar da sacarose = 342 g/mol; massa molar do etanol = 46 g/mol.)
14
06.01. d06.02. c06.03. e06.04. d06.05. b06.06. a06.07. a
06.08. b06.09. c06.10. c06.11. c06.12. c06.13. d06.14. c
06.15. c06.16. b06.17. e06.18. e06.19. 74,35 kg06.20. a) CO2(g) + 2 LiOH(s) Li2CO3(s) + H2O(ℓ)
b) m = 1200 g ou m = 1,2 Kg
Gabarito
06.20. (UFSCAR – SP) – Um homem exala cerca de 25 mol de dióxido de carbono por dia em sua respiração. O acúmulo de dióxido de carbono em recintos fechados pode tornar impossível a sobrevivência de seres vivos, tornando-se necessário controlar seu nível no ambiente.Durante a primeira viagem de balão sem escala ao redor da Terra, realizada em 1999, o nível de dióxido de carbono na cabina do balão foi controlado pelo uso de hidróxido de lítio sólido. No processo, ocorre reação entre o hidróxido de lítio e o dióxido de carbono, formando carbonato de lítio sólido e água como produtos.a) Escreva a equação balanceada da reação entre hidróxido de lítio e dióxido de carbono.b) Calcule a massa de hidróxido de lítio (massa molar = 24 g/mol) necessária para reagir com todo o dióxido de car-
bono exalado na respiração de um homem durante um dia. Suponha que a reação de absorção do dióxido de carbono ocorra com 100% de rendimento.
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1
Aula 07 4B
Química
Cálculo estequiométrico III – reagentes em excesso/impurezas e rendimento
Numa reação química, as quantidades de substâncias participantes (reagentes e produtos) guardam sempre uma proporção constante em mols, relacionada com os coeficientes da equação balanceada.
Caso a quantidade de um determinado reagente esteja numa quantidade maior que a da proporção indicada pelos coeficientes da equação, reagirá efetiva-mente a parte que está de acordo com a proporção. A quantidade que está a mais não reage, e dizemos que se encontra em excesso.
Estar em excesso significa estar em quantidade superior àquela exigida pelas proporções estequio-métricas da equação.
O excesso não participa da reação, embora permaneça no frasco após completada a reação.
Uma dica para saber se há excesso é quando o enun-ciado do problema fornece as quantidades de dois ou mais reagentes. Deve-se “desconfiar”, pois pode haver algum dos reagentes em excesso.
Exemplo:
Foram misturados, para reagir, num frasco apropria-do, 2 g de hidrogênio com 18 g de oxigênio. Qual é a massa de água produzida nessa reação?
produzindo
hidrogênio + oxigênio água
Proporção em massa
(constante)1 : 8 : 9
Misturam-se para reagir: 2 g 18 g
Participam da reação: 2 g + 16 g 18 g
Sobram, no final da reação: nada 2 g 18 g
Raciocínio: Para que a proporção da reação seja mantida (Lei de Proust), a massa de oxigênio que rea-girá será 8 vezes maior que a massa de hidrogênio, ou seja, (2 8) g = 16 g. Apesar de terem sido misturados 18 g de oxigênio, para que a proporção seja mantida, somente 16 g participarão da reação. Assim, ficam sem reagir (18 – 16) g = 2 g de oxigênio, pois excederam a proporção estequiométrica.
O excesso não participa da reação. Ele não é reagente nem produto.
Como isso poderia ser visualizado macroscopica-mente?
2 g de hidrogênio 18 g de oxigênio
A quantidade de hidrogênio que reage é igual a 2 g, a de oxigênio é 16 g (sobram 2 g) e a massa de água que irá ser produzida é igual a 18 g. Assim, no frasco onde os reagentes foram misturados, sobrarão 2 g de oxigênio (excesso), juntamente com 18 g de água.
Oxigênio = 2 g (excesso)
Água = 18 g
2
Reagente limitanteÉ o reagente consumido em primeiro lugar na reação.
O nome reagente limitante deve-se ao fato de a quantidade máxima de produto formada depender da quan-tidade inicial desse reagente. A partir do momento em que esse reagente é consumido, não se pode formar mais produto. No exemplo acima, dizemos que o hidrogênio é o reagente limitante, e o oxigênio é o reagente em excesso.
O excesso na indústria e no dia a diaNuma indústria química ou farmacêutica, é fundamental que os químicos e bioquímicos conheçam antecipada-
mente a proporção entre os participantes de uma reação, para obter um determinado produto. Fazer a reação, na proporção correta, evita prejuízos. Um exemplo de prejuízo é a obtenção da aspirina na indústria farmacêutica. A reação envolvida nesse processo e a proporção em massa de seus participantes são:
anidrido acético + acético salicílico aspirina + água
102 g 276 g 360 g 18 g
(proporção constante)
Se, por descuido, forem misturados 102 g do anidrido acético com 300 g do ácido salicílico, reagirão os 102 g do anidrido acético com 276 g do ácido salicílico, para que a proporção seja mantida. Assim, restarão no frasco 24 g do ácido salicílico (excesso) com 360 g da aspirina e 18 g de água. Dessa forma, o produto obtido (aspirina) não é puro, pois está misturado com o ácido salicílico que não reagiu, ou seja, o excesso.
Reagentes com impurezas e rendimento de uma reação
ImpurezasNormalmente, as substâncias que irão participar de
reações químicas contêm impurezas. Existem algumas exceções, como, por exemplo, substâncias utilizadas na indústria farmacêutica e na saúde pública.
Para resolver problemas envolvendo reagentes impuros, deve-se adotar o seguinte procedimento:
Fazer uma análise do material impuro e deter-minar o seu grau de pureza. Por exemplo, trabalhar com 125 g de calcário (CaCO3) com 20% de impu-reza significa afirmar que a massa do calcário puro é de 100 g. Essa é a massa a ser considerada nos cálculos para a resolução do problema.
Cálculos efetuados:
Massa de impureza:
20% de 125 g = 20
100 · 125 = 25 g
Massa de CaCO3 puro:
80% de 125 g = 80
100 · 125 = 100 g
A porcentagem de substância pura existente na massa total da amostra impura é denominada grau de pureza.
Exemplo:
20 g de uma amostra de óxido férrico, após reação com hidrogênio, forneceram 11,2 g de ferro puro. A equação da reação é:
Fe2O3(s) + 3H2(g) 2Fe(s) + 3H2O(g)
Calcule o teor (grau ou porcentagem) de pureza da amostra.
Dadas as massas molares em g/mol:
O = 16; Fe = 56
Resolução:
Cálculo da quantidade de substância pura na amostra:
Quantidade desubstância pura
=Quantidade de
amostra× Pureza
onde: Pureza = % pureza
100
Aula 07
3Química 4B
Solução: Existem duas formas para resolver esse tipo de teste. Vejamos:
1a. forma:
mFe = 20 112
160 = 14 g Fe
MFe2O3 = 160 g/mol; MFe = 56 g/mol
1 Fe2O3(s) ————— 2 Fe(s)
1 mol 2 mol
160 g
20 g
112 g2 (56 g) =
mFe = ?
Observação:Esta seria a massa se a reação ocorresse com
100% de pureza da amostra.
Cálculo da pureza:Ferro Pureza
14 g 100% puro
11,2 g % P
produzido
(real)
% P = 11 2 100
14
, % P = 80%
2a. forma:
÷1011,2 g
11,2 g
1 Fe2O3(g) 2 Fe(s)
1 mol 2 mol
[160 g]÷10
2 (56 g) =
mpura = ?
mpura = 16 g
mpura = mamostra × purezaFe2O3
pureza = m
mpura
amostra
16
20 = 0,8
% p = 80%
Rendimento (eficiência de conversão)Observe a obtenção do calcário a partir da reação
entre cal viva e gás carbônico:
1CaO + 1CO2 1CaCO3
1 mol 1 mol 1 mol
56 g 100 g44 g
Situação teóricaSe forem misturados para reagir 56 g de CaO com
44 g de CO2, espera-se obter 100 g de CaCO3, ou seja, um rendimento de 100%.
Na prática, porém, as reações nunca ocorrem com o rendimento de 100% previsto na teoria. As razões para justificar esse fato são várias, como, por exemplo, a imprecisão nas medidas efetuadas.
Situação práticaNum laboratório, misturaram-se para reagir 56 g
de CaO com 44 g de CO2. Obtiveram-se 80 g de CaCO3. Interpretação: Na realidade, esperava-se teoricamente obter 100 g do CaCO3. Obtivemos na prática apenas 80 g. A reação apresentou um rendimento de 80%.
Dizer que a reação apresentou um rendimento de 80% significa que, para cada 100 g de CaCO3 que se esperava obter em nível teórico, obtiveram-se na prática apenas 80 g.
Cálculos envolvendo rendimento1o. Tipo
Misturaram-se para reagir 112 g de CaO com 88 g de CO2. A massa de CaCO3 obtida foi de 160 g. Calcule o rendimento da reação.
Dados: Ca = 40 g/mol;
C = 12 g/mol;
O = 16 g/mol.
Resolução:
mCaCO3 = 200 g
1CaO + 1CO2 1CaCO3
1 mol 1 mol 1 mol
56 g 44 g 100 g
112 g 88 g mCaCO3
Esta seria a massa de CaCO3 produzida, caso o rendi-mento da reação tivesse sido de 100%.
4
Cálculo do rendimento da reaçãoa) 200 g de CaCO3 100% de rendimento
160 g de CaCO3 r
r = 80%
b) = quantidade de produto obtida na práticar
quantidade de produto teórica
r = 160
200
g
g = 0,8 ou r = 80%
2o. Tipo
Misturaram-se para reagir 112 g de CaO com 88 g de CO2. Calcule a massa de CaCO3 obtida, sabendo-se que o rendimento da reação foi de 90%.
Dados: Ca = 40 g/mol;
C = 12 g/mol;
O = 16 g/mol.
Resolução:
• Estabelecer a proporção em mols em função dos coeficientes da equação.
• Multiplicar o(s) coeficiente(s) do(s) produto(s) pelo rendimento.
1CaO + 1CO2 1CaCO3
1 mol
1 mol 1 mol
1 mol 1 mol r = 100%
0,9 · 1 mol r = 90%
56 g 44 g 0,9 · 100 g
112 g 88 g
mCaCO3 = 180 g
mCaCO3
Observação:Somente os coeficientes dos produtos devem
ser multiplicados pelo rendimento.
Testes
Assimilação07.01. Ao colocarmos para reagir 4 mol de H2(g) com 3 mol de O2(g), é correto afirmar que:Dados: 2H2(g) + 102(g) 2H2O(ℓ)
a) O2 é o reagente limitanteb) H2 é o regente em excessoc) serão formados 4 mol de H2Od) serão formados 6 mol de H2Oe) serão formados 8 mol de H2O
07.02. Na reação de combustão completa do gás propa-no (C3H8) equacionada abaixo:
1C3H8(g) + 5O2(g) 3CO2(g) + 4H2O(g)
Se colocarmos para reagir 4 mol de C3H8 com 15 mol de O2, haverá excesso de:a) 1 mol de O2
b) 14 mol de C3H8
c) 5 mol de O2
d) 1 mol de C3H8
e) 11 mol de O2
Aula 07
5Química 4B
07.03. (FUVEST – SP) – Nas indústrias petroquímicas, enxo-fre pode ser obtido pela reação:
2H2S + SO2 3S + 2H2O
Qual a quantidade máxima de enxofre, em gramas, que pode ser obtida, partindo-se de 5 mols de H2S e 2 mols de SO2?
Dado: Mcg/mol = 32 g/mola) 96 gb) 192 gc) 48 gd) 32 ge) 64 g
07.04. (VUNESP – SP) – Considere a reação em fase gasosa:N2 + 3H2 2NH3
Fazendo-se reagir 4 L de N2 com 9 L de H2 em condições de pressão e temperatura constantes, pode-se afirmar que:a) os reagentes estão em quantidades estequiométricas.b) o N2 está em excesso.c) após o término da reação, os reagentes serão totalmente
convertidos em amônia.d) a reação se processa com aumento de volume total.e) após o término da reação, serão formados 8 L de NH3.
07.05. (FUVEST – SP) – Sabendo que 12,25 g de H3PO4 de 80% de pureza são totalmente neutralizados por NaOH, segundo a equação
H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3H2O
a massa do sal obtida nesta reação foi de:
Dados: MH3PO4= 98 g/mol
MNa3PO4= 164 g/mol
a) 14,76 gd) 164,00 g
b) 16,40 ge) 9,80 g
c) 10,80 g
Aperfeiçoamento07.06. Ao colocarmos para reagir 100 g de ferro com 50 g de enxofre, formando sulfeto ferroso, a massa do sal formada será:Dados: MFe = 56 g/mol; MS = 32 g/mol; MFeS = 88 g/mol
Fe + S FeSa) 50 g b) 88 g c) 99 g d) 137,5 g e) 158 g
07.07. (CESGRANRIO – RJ) – Os gases dióxido de enxofre (SO2) e oxigênio (O2), em condições apropriadas, reagem formando o trióxido de enxofre. Usando volumes iguais dos dois reagentes, haverá excesso de um deles. A por-centagem desse excesso de volume, em relação ao volume inicial dos reagentes, é de:a) 25% de O2
c) 50% de O2
e) 80% de O2
b) 25% de SO2
d) 75% de O2
6
07.08. (UFRGS) – Num processo de produção de ácido acético, borbulha-se oxigênio no acetaldeído (CH3CHO), a 60ºC, na presença de acetato de manganês (II) como catalisador:
2 CH3CHO(ℓ) + O2(g) 2 CH3COOH(ℓ)
Num ensaio de laboratório para esta reação, opera-se no vaso de reação com 22,0 gramas de CH3CHO e 16,0 gramas de O2. Quantos gramas de ácido acético são obtidos nesta reação a partir destas massas de reagentes e qual o reagente limitante, ou seja, o reagente que é completa-mente consumido?
Massa deCH3COOH obtida
Reagentelimitante
a) 15,0 g CH3CHO
b) 30,0 g O2
c) 30,0 g CH3CHO
d) 60,0 g O2
e) 120,0 g CH3CHO
07.09. (PUCPR) – Em uma reação de combustão completa de enxofre, obtém-se gás sulfuroso, cuja reação é
S(s) + O2(g) SO2(g)
O volume em litros de SO2, medido nas CNTP, quando reagem 5,0 kg de enxofre com 80% de pureza, é:
Dados: S = 32 g/mol; O = 16 g/mola) 2 240 Ld) 3 200 L
b) 2 800 Le) 2 300 L
c) 1 120 L
07.10. Colocando para reagir 156 g de Cr(s) com 365 g de HCℓ, de acordo com a equação a seguir, é correto afirmarDados: MCr = 52 g/mol
MHCℓ = 36,5 g/mol
2Cr + 6HCℓ 2CrCℓ3 + 3H2
a) O crômio está em excesso.b) O HCℓ é o reagente limitante.c) Serão consumidos 328,5 g de HCℓ.d) Após ocorrida a reação, sobrarão 36,5 g de crômio.e) A reação é de dupla-troca.
07.11. A massa total de ferro que pode ser obtida a partir de 400 t de minério hematita contendo 70% de Fe2O3 é de:Dados: M g mol M g molFe O s Fe2 3
160 56( )
/ ; /
1 3 2 32 3 2Fe O CO Fe COs g s g( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ +
a) 196 td) 470 t
b) 240 te) 700 t
c) 350 t
Aula 07
7Química 4B
07.12. Sabendo que 144 g de alumínio impuro foram atacados com ácido sulfúrico de acordo com a equação não balanceada:
Aℓ + H2SO4 Aℓ2(SO4)3 + H2
sendo obtidos 12 g de gás hidrogênio, a porcentagem de pureza do alumínio analisado é de:
Dados: MAℓ = 27 g/mol; MH2 = 2 g/mol
a) 40% b) 12% c) 14,4% d) 60% e) 75%
07.13. (VUNESP – SP) – O inseticida DDT (massa molar = 354,5 g/mol) é fabricado a partir de clorobenzeno (massa molar = 112,5 g/mol) e cloral, de acordo com a equação
2 C6H5Cℓ + C2HCℓ3O C14H9Cℓ5 + H2O
clorobenzeno cloral DDT
Partindo-se de uma tonelada (1 t) de clorobenzeno e admitindo-se rendimento de 80%, a massa de DDT produzida é igual a:a) 1,575 td) 354,5 kg
b) 1,260 te) 160,0 kg
c) 800,0 kg
07.14. (FUVEST – SP) – H2 (g) e Cℓ2 (g) estão contidos em balões interligados por meio de um tubo com torneira, nas condições indicadas no desenho. Ao se abrir a torneira, os gases se misturam e a reação entre eles é iniciada por exposição à luz difusa. Forma-se então HCℓ (g), em uma reação completa, até desaparecer totalmente pelo me-nos um dos reagentes.
H2(g)
V = 1 L
t = 25°C
P = 1 atm
Cℓ2(g)
V = 1 L
t = 25°C
P = 5 atm
Quanto vale a razão entre as quantidades, em mols, de Cℓ2 (g) e de HCℓ (g), após o término da reação?a) 1b) 2c) 3d) 4e) 5
07.15. (PUCMG) – Em tubo, 16,8 g de bicarbonato de sódio são decompostos pela ação do calor, em carbonato de sódio sólido, gás carbônico e vapor de água. O volume de gás car-bônico, em litros, obtido nas CNTP, supondo o rendimento da reação igual a 90%, é igual a:Dado: MNaHCO3
= 84 g/mola) 2,02 b) 2,48 c) 4,48 d) 4,03 e) 8,96
8
07.16. (ITA – SP) – Uma amostra de óxido de cromo III contaminada com impureza inerte é reduzida com hidrogênio de acordo com a seguinte equação:
Cr2O3(s) + 3H2(g) 2Cr(s) + 3H2O(g)
O volume de H2, medido nas CNTP, necessário para reduzir 5,0 g de óxido de cromo III contendo 15% de impurezas inertes será:
Dado: MCr2O3= 152 g/mol
a) (0,15 5,0 3 22,4)/152 litros;b) (0,15 5,0 3 22,4)/104 litros;c) (0,85 5,0 3 22,4)/104 litros;d) (0,85 5,0 3 22,4)/152 litros;e) (0,15 5,0 3 22,4)/100 litros.
07.17. (UFGRS) – O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto), de acordo com a equação abaixo:
CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2
Utilizando-se 1 kg de carbureto com 36% de impurezas, o volume de acetileno obtido em litros, nas CNTP, é de aproximadamente:
Dados: M (g/mol): Ca = 40; C = 12a) 0,224.b) 2,24.c) 26.d) 224.e) 260.
07.18. (CESGRANRIO – RJ) – A com-bustão de 36 g de grafite (C) ao ar provocou a formação de 118,8 g de gás carbônico. O rendimento dessa transformação foi de:Dados: M (g/mol) { C = 12; 0 = 16.a) 80%.b) 85%.c) 36%.d) 90%.e) 60%.
Aula 07
9Química 4B
Discursivos07.19. (UNICAMP – SP) – Um dos usos do hidrogênio (H2) é como combustível. Sua reação com o oxigênio (O2) forma água (H2O), como produto único. Num recipiente foram inicialmente colocados 1,0 mol de hidrogênio e 1,0 mol de oxigênio. A reação entre os dois foi provocada por meio de uma faísca elétrica.a) Escreva a equação química que representa a reação entre
o hidrogênio e o oxigênio.b) Determine a quantidade (em mol) de cada uma das
substâncias restantes no recipiente, após a reação.
07.20. (UNICAMP – SP) – Com a intenção de proteger o motorista e o passageiro de lesões corporais mais graves, em muitos países já é obrigatório o uso em automóveis de um dispositivo de segurança chamado airbag. Em caso de acidente, um microprocessador desencadeia uma série de reações químicas que liberam uma certa quantidade de nitrogênio, N2(g), para inflar rapidamente um balão plástico situado à frente dos ocupantes do automóvel. As reações químicas que ocorrem nesse processo estão representadas pelas seguintes equações:(Equação 1) 2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g)
(Equação 2) 10 Na(s) + 2 KNO3(s) 5 Na2O(s) + K2O(s) + N2(g)
(Equação 3) K2O(s) + Na2O(s) + SiO2(s) silicato alcalino
(vidro)
No caso de acionamento do sistema de segurança descrito, supondo que o volume do saco plástico, quando totalmente inflado, seja de 70 L e que, inicialmente, houvesse 2,0 mol de NaN3 e 2,0 mol de KNO3:a) Determine a pressão do gás (em kPa), dentro do balão, quando este estiver totalmente inflado. Considere 27°C de
temperatura. Dado: R = 8,3 kPa L mol–1 K–1; kPa = quilopascal
b) Determine a massa total de substâncias sólidas restantes no sistema supondo ainda que o processo envolvesse apenas as reações representadas pelas equações 1 e 2.
10
Gabarito07.01. c07.02. d07.03. b07.04. b07.05. b07.06. d
07.07. a07.08. c07.09. b07.10. c07.11. a07.12. e
07.13. b07.14. b07.15. a07.16. d07.17. d07.18. d
07.19. a) 2 H2 + O2 2 H2Ob) 2H2 + 1 O2 2 H2O 2 mol ÷2 1 mol 2 mol
1 mol 1 mol 1 mol
0,5 mol reage
0,5 mol fica em excessoResposta: Ocorreu a formação de 1 mol de H2O e sobrou 0,5 mol de O2 (que ficou em excesso)
07.20. Multiplicando a 1a. equação por 5 e somando com a 2a. equação, teremos:
÷ 2÷ 2 Há excesso!
KNO3 = 101Na2O = 62K2O = 94
10 NaN3
10 Na + 2 KNO3
+ 15 N2 +
+ 1 K2O + 1 N2
+ 10 Na
+ 5 Na2O
10 NaN3(s)
10 mol 2 mol
há exc!
5 mol 1 mol 16 mol÷ 5 ÷ 5 ÷ 5 ÷ 5
÷ 52 mol 1 mol 0,2 mol n = 3,2 mol2 mol
+ 2 KNO3(s) + 1 K2O(s) 16 N2(g)5 Na2O(s)
0,4 mol reage
1,6 mol em excesso
t = 27°C 273 +
T = 300 K
a) PV = n R T P(N2) = n R T
V
P(N2) = 113,8 k Pa
= 3,2 8,3 30070
b) M (g/mol)
mtotal das substâncias sólidas no final = +
+
+
+ =
= ? mKNO3(exc)
1,6 (101 g)
mNa2O
1 (62 g)
mK2O
0,2 · (94 g) 242,4 g
11Química 4B
Conceitos de Entalpia – equações termoquímicas / calores de
formação e combustão
4BQuímica
Aula 08
IntroduçãoAs reações químicas se processam com liberação ou
com absorção de energia. Veja a seguir alguns exemplos:
C4H10(g) + 13
2 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) +
É a energia liberada (calor) na queima do gás butano (C4H10(g)) que cozinha os nossos alimentos.
CaCO3(s) + CaO(s) + CO2(g)
Para que ocorra a decomposição do calcário (CaCO3(s)), produzindo cal viva e gás carbônico, é neces-sário fornecer energia (calor) durante toda a reação.
Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O(ℓ) +
A energia liberada (elétrica) nesta reação verifica-se numa bateria de automóvel.
6CO2 + 6H2O + C6H12O6 + 6O2
A energia absorvida (luminosa) proveniente do sol faz com que as plantas clorofiladas realizem a fotossín-tese.
Como vimos, as reações químicas ocorrem produzin-do variações de energia, que se manifestam sob a forma de calor, eletricidade, luz, etc.
A Termoquímica é o ramo da Química que se preo- cupa em estudar as variações de calor que acom-panham as reações químicas e os fenômenos físicos.
Com base nesse critério (variações de calor), as rea-ções se classificam em:
a) Exotérmicas
São aquelas que liberam calor para o meio ambiente.
Exemplo:
• 1C4H10(g) + 13
2 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) + calor
Interpretação: A queima de 1 mol de gás butano na presença de oxigênio (combustão) libera calor para o meio ambiente.
Na equação química, o calor aparece nos produtos da reação. Isso significa que ele é liberado para o meio ambiente durante a reação.
b) Endotérmicas
São aquelas que absorvem calor do meio ambiente.
Exemplo:
• 1CaCO3(s) + calor CaO(s) + CO2(g)
Interpretação: 1 mol de calcário absorve calor do meio ambiente para se transformar em cal viva e gás carbônico.
Na equação química, o calor aparece no reagente da reação. Isso significa que ele é absorvido do meio ambiente durante a reação.
Entalpia (H) e variação de entalpia ( H) de um sistemaO calor é uma forma de energia. Cada substância quí-
mica armazena um determinado conteúdo de calor que se altera quando a substância sofre uma transformação (física ou química). Assim:
• Numa reação exotérmica, o calor liberado pelos reagentes vai para o meio ambiente, logo o conteú-do total de calor dos produtos é menor que o dos reagentes.
• Numa reação endotérmica, o calor absorvido pelos reagentes vem do meio ambiente, logo o conteúdo total de calor dos produtos é maior que o dos reagentes.
O calor (energia) total armazenado nos sistemas recebe o nome de entalpia e é representado pelo símbolo H.
Na prática, é impossível determinar valores de entalpias (H) de um sistema, seja no seu estado inicial (reagentes), seja no seu estado final (produtos). O que interessa, na realidade, é conhecer a variação de entalpia ( H) durante uma transformação, ou seja, a quantidade de calor liberada ou absorvida num processo realizado à pressão constante.
H = Hfinal – Hinicial H = Hp – Hr
r = reagentesp = produtos
12
A seguir, vamos analisar as reações exotérmicas e endotérmicas em função da variação de entalpia ( H).
Reações exotérmicas: liberam calor para o meio ambiente.
• 1C4H10(g) + 13
2 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) + 2 900 kJ
Como ocorre liberação de calor, a Hprodutos será menor que a Hreagentes. Sendo H = Hp – Hr , podemos concluir que:
Numa reação exotérmica ( H < 0), o calor é libe-rado para o meio ambiente.
Se representarmos a entalpia (H) em ordenada e o caminho da reação em abscissa, poderemos montar o seguinte gráfico:
H
Hr
Hp
Reagentes
ProdutosH < 0
Caminho da reação
Reações endotérmicas: absorvem calor do meio ambiente.
• 1CaCO3(s) + 177,8 kJ CaO(s) + CO2(g)
Como ocorre absorção de calor, a Hprodutos será maior que a Hreagentes. Sendo H = Hp – Hr, podemos concluir que:
Numa reação endotérmica ( H > 0), o calor é ab-sorvido do meio ambiente.
Se representarmos a entalpia (H) em ordenada e o caminho da reação em abscissa, poderemos montar o seguinte gráfico:
H
Hp
HrReagentes
Produtos
H > 0
Caminho da reação
Resumindo o que vimos até aqui, podemos tirar algumas conclusões:
1a. Representação das reações exotérmicas:
a) 1C4H10(g) + 13
2 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) + 2 900 kJ
b) 1C4H10(g) + 13
2 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) H = – 2 900 kJ
Interpretação: Quando 1 mol de C4H10(g) sofre combustão completa, libera para o meio ambiente 2 900 kJ.
2a. Representação das reações endotérmicas:
a) 1CaCO3(s) + 177,8 kJ CaO(s) + CO2(g)
b) 1CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H = + 177,8 kJ
Interpretação: Para que 1 mol de CaCO3(s) sofra decomposição, há necessidade de absorver do meio ambiente 177,8 kJ.
Observação:Quem libera ou absorve calor é sempre o
sistema reagente. O calor é absorvido do meio ambiente ou liberado para o meio ambiente.
Equação termoquímicaÉ a equação química na qual consta o valor do H da
reação correspondente.
Observe os exemplos abaixo:
Exemplo 1:
1H2(g) + 1
2 O2(g) 1H2O(ℓ) H = – 286 kJ
Exemplo 2:
2H2(g) + 1O2(g) 2H2O(ℓ) H = – 572 kJ
Exemplo 3:
1H2(g) + 1
2 O2(g) 1H2O(s) H = – 293 kJ
Exemplo 4:
1C(grafite) + 1O2(g) 1CO2(g) H = – 393,5 kJ
Exemplo 5:
1C(diamante) + 1O2(g) 1CO2(g) H = – 395,4 kJ
Analisando os cinco exemplos, verificamos que os valores de H se modificam quando:
• são alterados os estados físicos dos participantes da equação (exemplos 1 e 3);
• é alterada a quantidade em mols dos participan-tes da equação (exemplos 1 e 2);
Aula 08
13Química 4B
• é alterado o estado alotrópico dos participantes da equação (exemplos 4 e 5).
Assim, ao escrevermos uma equação termoquímica, é necessário especificar o respectivo H, a temperatura e a pressão em que a reação foi realizada e, para cada participante, a quantidade em mols, o estado físico e o estado alotrópico.
Interpretação do exemplo 1: Quando 1 mol de
H2(g) reage com 12
mol de O2(g) para formar 1 mol
de H2O(ℓ), ocorre a liberação para o meio ambiente
de 286 kJ.
Observação:Se não forem especificadas na equação as con-
dições de pressão e temperatura, significa que a reação foi realizada em condições ambientes (25°C e 1 atm).
Mudança de estado físico ( H)Pode ocorrer com absorção ou liberação de calor.
Logo, podemos associar com o H.
H (processo endotérmico)Sublimação
Fusão Vaporização
Sólido Líquido Gasoso
Solidificação Liquefação
Sublimação
(Condensação)
H (processo exotérmico)
AtençãoMudança de estado é um fenômeno físico.
Observe o diagrama com os estados físicos da água:
H(kJ) H2O(v)
H2O(ℓ)
H2O(s)
H = – 44 kJ H = + 44 kJ
H = – 7,3 kJH = + 51,3 kJ
Analisando o diagrama, podemos tirar várias conclu-sões:
H2O(ℓ) H2O(v) H = + 44 kJ/mol
(calor de vaporização da água líquida)
H2O(ℓ) H2O(s) H = – 7,3 kJ/mol
(calor de solidificação da água líquida)
H2O(s) H2O(v) H = + 51,3 kJ/mol
(calor de sublimação da água sólida)
Estado-padrão/entalpias--padrão de formação e de combustão
Estado-padrão de uma substância
Uma substância se encontra no estado-padrão quan-do estiver na sua forma mais estável em condições am-bientes. Assim, podemos estabelecer a seguinte definição:
Uma determinada substância se encontra no es-tado-padrão quando se apresentar no seu estado físico mais comum e na variedade alotrópica mais estável, à pressão de 1 atm e temperatura de 25°C.
A entalpia-padrão é representada por H°.
Se uma determinada substância simples se encon-trar no estado-padrão, ela terá entalpia igual a zero.
Exemplos:
H = zero H2(g), O2(g), N2(g), Br2(ℓ), Hg(ℓ), C(grafite), Fe(s),
S(rômbico)
H = zero H2(ℓ), O2(ℓ), O3(g), N2(ℓ), Br2(g), Hg(s), C(diamante),
Fe(ℓ), S(monoclínico)
Calor de formação ou entalpia de formação de uma substância ( Ho
f)O calor-padrão de formação de uma substância
( H0f) é a variação de entalpia verificada na reação de
formação de 1 mol da referida substância, a partir de substâncias simples no estado-padrão.
Exemplos:
1H2(g) + 1
2O2(g) 1H2O(ℓ) H0
f = – 286 kJ
1H2(g) + 1
2O2(g) 1H2O(s) H0 = – 293 kJ (não é H0
f )
14
1
2N2(g) +
3
2H2(g) 1NH3(g) H0
f = – 11,0 kcal
1C(grafite) + 1O2(g) 1CO2(g) H0f = – 393,5 kJ
1C(diamante) + 1O2(g) 1CO2(g) H = – 395,4 kJ (não é H0f )
1H2(g) + 1S(r) + 2O2(g) 1H2SO4(ℓ) H0f = –194,5 kcal
O calor de formação ( H) de uma substância é numericamente igual à entalpia de 1 mol dessa substância.
1H2(g) + 1
2 O2(g) 1H2O(ℓ) Ho
f = –286 kJ
substância simples no estado-padrão H = 0
1 mol do
produto
calor molar de formação da H2O(ℓ)
Matematicamente, podemos escrever:
Hof = (Hp) – (Hr)
– 286 kJ = HH2O(ℓ) – (zero)
HH2O(ℓ) = Ho
f (H2O(ℓ)) = –286 kJ
A entalpia de formação de uma substância pode também ser chamada de calor de formação da referida substância (à pressão constante).
A tabela abaixo mostra os calores de formação de algumas substâncias (kJ/mol) em condições ambientes.
Composto H0f (kJ/mol) Composto H0
f (kJ/mol)
MgO(s) – 602,52 CH3Cℓ(g) – 82,96
CO2(g) – 393,86 NH3(g) – 46,09
H2O(ℓ) – 286,18 C2H4(g) + 50,28
NH4Cℓ(s) – 315,93 C6H6(ℓ) + 78,77
C2H6(g) – 84,64 H2SO4(ℓ) – 814,96
Observações:• 1 cal = 4,18 J
• H0f pode ser positivo ( H0
f > 0) ou negativo ( H0
f < 0)
• H(reação) = ( Hform.prod.) – ( Hform.reag.)
Calor de combustão ou ental-pia-padrão de combustão de uma substância ( Ho
c)É a variação de entalpia verificada na combustão
total de 1 mol da substância, supondo que todos os participantes da reação (reagentes e produtos) se en-contrem no estado-padrão.
Exemplos:
1H2(g) + 1
2 O2(g) 1H2O(ℓ) Ho
c = Hof = –286 kJ
1H2(g) + 1
2 O2(g) 1H2O(s) H = –293 kJ (não é Ho
f ),
(não é Hoc)
1
2 N2(g) +
3
2 H2(g) 1NH3(g) ΔHo
f = –11,0 kcal
1C(grafite) + 1O2(g) 1CO2(g) Hoc = Ho
f = –393,5 kJ
1C(diamante) + 1O2(g) 1CO2(g) H = –395,4 kJ(não é Ho
f ), (não é Hoc)
1H2(g) + 1S(r) + 2O2(g) 1H2SO4(ℓ) Hof = –194,5 kcal
(não é Hoc)
1C4H10(g) + 13
2 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(ℓ) Ho
c = –2 220 kJ
1C2H5OH(ℓ) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) Hoc = – 327,6 kcal/mol
Observações:• Ho
c é sempre negativo ( Hoc < 0)
• Em certas reações, o Hf é igual ao Hc, pois a reação, além de formação, é uma combustão
• Existem ainda reações cujo H corresponde somente a Ho
c ou Hof
Calor de neutralização ou en-talpia-padrão de neutralização
É a variação de entalpia ( H) correspondente à rea-ção entre 1 mol de íons H+
(aq) com 1 mol de íons OH–(aq)
(reação de neutralização).
1H+(aq) + 1OH–
(aq) 1H2O(ℓ) HoN = –13,8 kcal
ou
–58 kJ
Aula 08
15Química 4B
Em soluções aquosas e diluídas, ácidos fortes e bases fortes estão praticamente 100% ionizados (ácidos) ou disso-ciados (bases) em seus respectivos íons. Assim, a única reação que ocorre é:
H+(aq) + OH–
(aq) H2O(ℓ) Reação de neutralização
Observações:• Nas reações de neutralização envolvendo ácidos fortes com bases fortes, o Ho
N será sempre constante e seu valor será: Ho
N = – 13,8 kcal/mol de H2O formada.Exemplos
a) HCℓ(aq) + NaOH(aq) NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) HoN = – 13,8 kcal
H+(aq) + Cℓ–
(aq) + Na+(aq) + OH–
(aq) Na+(aq) + Cℓ–
(aq) + H2O(ℓ)
H+(aq) + OH–
(aq) H2O(ℓ) HoN = – 13,8 kcal
b) 1H2SO4(aq) + 1Ca(OH)2(aq) 1CaSO4(aq) + 2H2O(ℓ)
HoN = – 27,6/2 kcal
• Se o ácido, ou a base ou ambos forem eletrólitos fracos, o HoN não será constante e nem terá o valor – 13,8 kcal/mol
de H2O formada. HCN(aq) + NaOH(aq) NaCN(aq) + H2O(ℓ) H = – 2,86 kcal ácido fraco base forte
Testes
Assimilação08.01. (MACK – SP) – Dizemos que reações de combustão são exotérmicas porque:a) absorvem calor;b) liberam calor;c) perdem água;d) são higroscópicas;e) liberam oxigênio.
08.02. (ESAL – MG) – Dadas as reações equacionadas abaixo:
I. C(s) + O2(g) CO2(g) + 94 kcalII. F2(g) 2F(g) – 37 000 cal
Podemos afirmar que:a) I e II são endotérmicas.b) I e II são exotérmicas.c) I é exotérmica e II é endotérmica.d) I é endotérmica e II é exotérmica.e) ambas podem ser tanto endotérmicas quanto exotér-
micas.
08.03. (VUNESP – SP) – Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes processos:
I. Gás queimando em uma das “bocas” do fogão.II. Água fervendo em uma panela que se encontra sobre
essa “boca” do fogão.Com relação a esses processos, pode-se afirmar que:a) I e II são exotérmicos.b) I é exotérmico e II é endotérmico.c) I é endotérmico e II é exotérmico.d) I é isotérmico e II é exotérmico.e) I é endotérmico e II é isotérmico.
08.04. (UFRO) – Reações em que a energia dos reagentes é inferior à dos produtos, à mesma temperatura, são:a) endotérmicas;c) espontâneas;e) explosivas.
b) lentas;d) catalisadas;
16
08.05. (UFRGS) – A reação de formação da água é exo-térmica. Qual das reações a seguir desprende maior quantidade de calor?
a) H2(g) + 1
2 O2(g) H2O(g)
c) H2(g) + 1
2 O2(g) H2O(s)
e) H2(ℓ) + 1
2 O2(ℓ) H2O(ℓ)
b) H2(g) + 1
2 O2(g) H2O(ℓ)
d) H2(g) + 1
2 O2(ℓ) H2O(ℓ)
Aperfeiçoamento08.06. Complete corretamente com endotérmica ou exotérmica os exemplos abaixo:a) C(graf ) + O2(g) CO2(g) H = –393,5 kJ
Reação
b) 6C(graf ) + 3H2(g) C6H6(ℓ) H = +83 kJ
Reação
c) H2(g) + 1
2O2(g) H2O(ℓ) + 68,3 kcal
Reação
d) N2(g) + 202(g) + 16,2 kcal 2NO2(g)
Reação
08.07. Utilizando corretamente as palavras, formação, combustão e neutralização, complete os exemplos abaixo:a) Dada a equação 6C(graf) + 3H2(g) C6H6(ℓ) H = + 83 kJ, podemos afirmar
que a entalpia-padrão de do C6H6(ℓ) vale 83 kJ/mol.
b) Dada a equação C2H5OH(ℓ) + 302(g) 2CO2(g) + 3H2O(ℓ) Ho= – 327,6 kcal,
podemos afirmar que a entalpia-padrão de do etanol (C2H5OH) vale – 327,6 kcal/mol.
c) A equação H2(g) + 1
2O2(g) H2O(ℓ) Hº = – 68,3 kcal pode
tanto representar a formação da
quanto a combustão do .d) A equação C(graf ) + O2(g) CO2(g) Hº = –94,0 kcal pode
tanto representar a formação da
quanto a combustão do .e) Dada a equação: H+
(ag) + (OH)–(ag) H2O(ℓ) Hº = –13,8 kcal
podemos afirmar que retrata uma
08.08. Assinale a única alternativa na qual todas as substâncias simples apresentam entalpia nula no estado- -padrão (Hº = zero).a) C Br Ig sN N2 2 2( ) ( ) ( ), ,c) C Br Ig g gN 2 2 2( ) ( ) ( ), ,e) Fe I Hs2 2 2( ) ( ) ( ), ,N N
b) O C Hg diam g3 2( ) ( ) ( ), ,d) C O Brgraf g g( ) ( ) ( ), ,2 2
08.09. (UFRGS) – A reação do alumínio com o oxigênio é altamente exotérmica e pode ser representada como segue:
23
2 2 2 3A O A Os sn n( ) ( )(g)+ ⎯→⎯ Δ = −H kJ1670
A quantidade de calor, expressa em kJ, liberada na com-bustão de 1 grama de alumínio é aproximadamente igual a:
Massa molar do Aℓ = 27 g/mol.a) 15. b) 31. c) 62. d) 835. e) 1.670.
08.10. (UFSM – RS) – Considere o seguinte gráfico:
H
A2(g) + B2(g)
2AB(g)
H
Caminho da reação
De acordo com o gráfico, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase abaixo.
“A variação da entalpia, H , é __________; a reação é __________ porque se processa __________ calor.”a) positiva, exotérmica, liberando.b) positiva, endotérmica, absorvendo.c) negativa, exotérmica, liberando. d) negativa, endotérmica, liberando. e) nulo, exotérmica, absorvendo.
Aula 08
17Química 4B
08.11. (FUVEST – SP) – Considere a reação de fotossíntese e a reação de combustão da glicose representada abaixo:
6CO2(g) + 6H2O(ℓ) luz
clorofila C6H12O6(s) + 6O2(g)
C6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(ℓ)
Sabendo-se que a energia envolvida na combustão de um mol de glicose é 2,8 ∙ 106 J, ao sintetizar meio mol de glicose, a planta:a) libera 1,4 ∙ 106 Jc) absorve 1,4 ∙ 106 Je) absorve 5,6 ∙ 106 J
b) libera 2,8 ∙ 106 Jd) absorve 2,8 ∙ 106 J
08.12. (UFRGS) – A reação cujo efeito térmico representa o calor de formação do ácido sulfúrico é:
a) H O SO H SOg2 3 2 4( ) ( ) ( )N N+ ⎯→⎯b) H SO O H SOg g g2 2 2 2 4( ) ( ) ( ) ( )+ + ⎯→⎯ N
c) H O S O H SOg r g2 2 2 43
2( ) ( ) ( ) ( )+ + ⎯→⎯ N
d) H S O H SOg g2 2 2 42( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ N
e) H S O H SOg r g2 2 2 42( ) ( ) ( ) ( )+ + ⎯→⎯ N
08.13. (VUNESP – SP) – O dióxido de carbono pode ser obtido por diferentes reações, três das quais estão expressas nas equações:
I. CaCO CaO COs s g3 2( ) ( ) ( )⎯→⎯ +
II. 2 22 3 2 2HC Na CO NaC H O COaq aq aq gN N N( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ + +
III. C O COs g g( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯2 2
O calor de formação Δ( )H1 do dióxido de carbono é determinado pela variação de entalpia:a) da reação I.b) da reação II.c) da reação III.d) de qualquer uma das três reações.e) de uma outra reação diferente de I, II e III.
08.14. (UEL – PR) – Considere as seguintes entalpias de formação em kJ/mol:Aℓ2O3(s) –1 670
MgO(s) –604
Com essas informações, pode-se calcular a variação da entalpia da reação representada por:
3 MgO(s) + 2 Aℓ(s) 3 Mg(s) + Aℓ2O3(s) H = ?
Seu valor é igual a: a) –1 066 kJc) +142 kJe) +2 274 kJ
b) –142 kJd) +1 066 kJ
08.15. (UFPI) – São dados os calores de formação ( Hf) das seguintes substâncias: CH kJ mol CO kJ mol H O kJ mol4
12
12
174 396 287: ; : ; :− ⋅ − ⋅ − ⋅− − −
O calor liberado quando 1 L de metano, medindo nas CNTP , é queimado de acordo com a equação CH O CO H O4 2 2 22 2+ ⎯→⎯ + é:
Dado: volume molar do gás ideal, nas CNTP = 22,4 La) 20 kJ.d) 45 kJ.
b) 25 kJ. e) 60 kJ.
c) 40 kJ.
18
08.16. (FEI – SP) – A obtenção do aço na siderurgia é feita pela redução de minérios de ferro. A equação global desse processo poderia ser representada por:
Fe O C Fe COs s s g2 3 3 2 3( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ +( )
Dadas as entalpias de formação, a 25°C e 1 atm, a entalpia da reação global em kcal/mol, nas condições citadas, é:
Dados: entalpias de formação:
Fe O kcal mol CO kcal mol2 3 196 2 26 4= − = −, / ; , / .a) –117,0.d) +222,6.
b) +117,0.e) +275,4.
c) +169,8.
08.17. (UNIRIO – RJ) – Os romanos utilizavam CaO como argamassa nas construções rochosas. O CaO era misturado com água, produzindo Ca(OH)2, que reagia lentamente com o CO2 atmosférico, dando calcário:Ca(OH)2(s) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(g)
Substância H0f (kJ/mol)
Ca(OH)2(s) –986,1
CaCO3(s) –1 206,9
CO2(g) –393,5
H2O(g) –241,8
A partir dos dados da tabela, a variação de entalpia da reação, em kJ/mol, será igual a:
Dado: H = ( Hform. prod.) – ( Hform. reag.)a) +138,2b) +69,1c) –69,1d) –220,8e) –2 828,3
08.18. (UEL – PR) – As bolsas térmicas consistem, geral-mente, de dois invólucros selados e separados, onde são armazenadas diferentes substâncias químicas. Quando a camada que separa os dois invólucros é rompida, as substân-cias neles contidas misturam-se e ocorre o aquecimento ou o resfriamento. A seguir, estão representadas algumas reações químicas que ocorrem após o rompimento da ca-mada que separa os invólucros com seus respectivos H°.
I. CaO(s) + SiO2(s) CaSiO3(s) H° = – 89,5 kJ/mol II. NH4NO3(s) + H2O(ℓ) NH+
4(aq) + NO–3(aq) H° = + 25,69 kJ/mol
III. CaCℓ2(s) + H2O(ℓ) Ca2+(aq) + 2 Cℓ–
(aq) H° = – 82,80 kJ/molAnalise as reações e os valores correspondentes de H° e indique a alternativa que correlaciona, adequadamen-te, as reações com as bolsas térmicas quentes ou frias.a) I. fria, II. quente, III. fria.b) I. quente, II. fria, III. quente.c) I. fria, II. fria, III. fria.d) I. quente, II. quente, III. fria.e) I. quente, II. quente, III. quente.
Aula 08
19Química 4B
Discursivos08.19. (FUVEST – SP) – Em automóveis, o hidrogênio é um possível combustível alternativo à gasolina.Usando os dados abaixo, calcule a pressão da quantidade de hidrogênio que fornece a mesma energia e ocupa o mesmo volume, a 27°C, que 1 litro de gasolina.
Dados: Calores de combustão
Gasolina: 3,0 107 J/L
Hidrogênio: 2,4 x 105 J/mol
Cte = R = 8 10–2 L atm mol–1 K–1
08.20. (UFRRJ) – Adicionando bicarbonato de sódio para auxiliar o cozimento dos alimentos, tem-se a seguinte reação:2NaHCO3 Na2CO3 + CO2(g) + H2O
Considerando os dados abaixo, calcule a quantidade de calor envolvida, quando se utiliza 0,2 mol de bicarbonato de sódio:
NaHCO3 = –226,5 kcal/mol
Na2CO3 = –270,3 kcal/mol
CO2 = –94 kcal/mol
H2O = –57,8 kcal/mol
Hform
20
Gabarito08.01. b08.02. c08.03. b08.04. a08.05. c08.06. a) exotérmica
b) endotérmicac) exotérmicad) endotérmica
08.07. a) formaçãob) combustãoc) formação da H O2 ( )N quanto a combustão do H2(g)
d) formação da CO g2 ( ) quanto a combustão do C grafite( )
e) neutralização
H2(g)
P = ? atm; V = 1 L (mesmo volume)t = 27°C
273T = 300 K = 3 102 K; R = 8 10–2 K atm mol–1 K–1
n = ? mol; calor de combustão = 2,4 105 J/mol
24 104 J/mol
24 · 104 J 1 mol3 · 107 J n = ? mol
n mol de H g=⋅⋅
=⋅3 10
24 10
1 108
7
4
3
2( )
Gasolina V = 1 L
Calor de combustão = 3,0 107 J/L
3,0 107 J1 L libera
“Mesma energia”e
“Mesmo volume”
PV = n · R · T
P = n R TV
P = 1 103 8 10–2 3 102
8 1
P(H2) = 3 103 atm
H2(g)
08.08. a08.09. b08.10. c08.11. c08.12. e08.13. c08.14. c08.15. c08.16. b08.17. c08.18. b
08.19.
08.20. 2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O H = ?
2 (–226,5) –270,3 –94,0 –57,8
Hi = (–453) Hf = (–422,1)
H = (Hfinal) – (Hinicial)
H = (–422,1) – (–453) =
2 mol absorvem + 30,9 kcal
0,2 mol absorve x = ? 10
x = + 3,09 kcal
10
+30,9 kcal
1
09Aula
5BQuímica
Termoquímica – Lei de Hess– Energia de Ligação/ – Energia Livre
Maneiras de se calcular o H de uma reação
1a.) Teoricamente: O H de uma reação é numerica-mente igual à diferença entre a entalpia de formação ( Ho
f) dos produtos e a entalpia de formação dos reagentes.
H = ( Hof (produtos)) – ( Ho
f (reagentes))
Exemplo:
Determine o H da reação1Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g), sendo dados os
seguintes calores de formação:
Hof Fe2O3(s) = –196,5 kcal ∙ mol–1;
Hof Fe(s) = 0 kcal ∙ mol–1;
Hof CO(g) = –26,4 kcal ∙ mol–1;
Hof CO2(g) = –94,1 kcal ∙ mol–1.
Calculando, teremos:
H = Hof (produtos) – Ho
f (reagentes)
H = [2 ∙ (0) + 3 ∙ (–94,1)] – [1 ∙ (–196,5) + 3 ∙ (–26,4)]
H = (–282,3) – (–275,7)
H = –6,6 kcal
Observação:Para se determinar o H de uma reação por
este método, é necessário conhecer os calores de formação de todas as substâncias participantes da equação.
2a.) Experimentalmente: Na prática, através de calorí-metros, é possível medir com precisão o H de uma reação.
No entanto há dificuldades para que se efetue o cálculo experimental do H de uma reação. O primeiro é o fato de o número de reações químicas ultrapassarem a casa dos milhões.
A segunda dificuldade é que algumas reações não ocorrem na prática. Por exemplo, o H da reação de combustão do carbono grafite, produzindo monóxido de carbono, é impossível de ser medido na prática, já que esta reação além do CO(g), produz também CO2(g).
Observação:Se a reação C(grafite) + 1/2 O2(g) CO(g) não
ocorre na prática, como será possível determinar seu H que é numericamente igual ao calor de formação do CO(g) (esse dado foi utilizado na re-solução do exercício anterior)? Veja a 3a. maneira de calcular o H.
3a.) Teoricamente: Cálculo do H de uma reação utilizando a Lei de Hess.
A Lei de Hess, que é de caráter experimental, esta-belece que:
O H de uma reação (quantidade de calor libera-da ou absorvida) em uma reação química depende unicamente dos estados inicial e final da reação.
2
Exemplificando a Lei de HessNum laboratório de Química, é possível com o uso de
calorímetro determinar os seguintes valores de H:
a) C(grafite) + O2(g) CO2(g) H = –393,3 kJ ouH = – 94,1 kcal
b) CO(g) + 1
2 O2(g) CO2(g) H = –283,0 kJ ou
H = –67,7 kcal
Como vimos, o H da reação C(grafite) + 1
2 O2(g) CO(g)
é impossível de ser calculado na prática (experimental). Vejamos, a seguir, como é possível calcular o H dessa reação aplicando a Lei de Hess.
A reação C(grafite) + O2(g) CO2(g) admite dois cami-nhos diferentes:
a) direto (uma etapa):C(grafite) + O2(g) CO2(g) H = –94,1 kcal
(estado inicial) (estado final)
b) indireto (duas etapas):
C(grafite) + 1
2 O2(g) CO(g) H1 = ?
(estado inicial) (estado intermediário)
CO(g) + 1
2 O2(g) CO2(g) H2 = –67,7 kcal
(estado inicial) (estado final)
Somando as equações representativas das duas etapas, teremos:
C(grafite) + 1
2 O2(g) CO(g) H1 = ?
CO(g) + 1
2 O2(g) CO2(g) H2 = –67,7 kcal
C(grafite) + O2(g) CO2(g) H = –94,1 kcal
Segundo a Lei de Hess, o H de um processo é a soma das variações de entalpia das etapas que ocorrem ao longo do processo. Assim, é possível escrever:
H = H1 + H2
Interpretação:O H da transformação direta é igual à soma das
variações de entalpia das duas etapas.
Numericamente, teremos:
H = H1 + H2
–94,1 kcal = H1 + (–67,7 kcal)
H1 = –26,4 kcal
Observação:Aplicando a Lei de Hess, foi possível calcular
o H de uma reação que não ocorre na prática ( H teórico). Nesse caso particular, o resultado foi a determinação do calor de formação do CO(g).
C(grafite) + 1
2 O2(g) CO(g) Hf = –26,4 kcal
Representação gráfica da Lei de Hess
Cálculo do H da reação
C(grafite) + O2(g) CO2(g) através de um diagrama de entalpia, usando os dados da questão anterior.
Diagrama de entalpiaUsando o mesmo exemplo anterior, é possível deter-
minarmos o valor do H da reação:
C(graf) + O2(g) CO2(g)
por um diagrama de entalpia.
Entalpia (kcal)
H inicial
H final
Caminho da reação
C(grafite) + O2(g)
CO(g) + 1/2O2(g)
Estadoinicial
Estadofinal
Estadointermediário
Ho1 = –26,4
Ho = ?Ho
2 = –67,7
CO2(g)
Ho = H1 + H2
Ho = (–26,4) + (–67,7)
Ho = –94,1 kcal
ConclusãoPartindo sempre de um mesmo estado inicial
e chegando a um mesmo estado final, o H será sempre o mesmo, quer a reação seja direta quer em etapas.
Logo:
H = Hfinal – Hinicial
sendo a H uma função de estado.
Aula 09
3Química 5B
Vale a Pena SaberNasceu na Suíça.
Fez o curso de Medicina na Rússia e concomitantemente estudava Geologia e Química.
Em 1840, lançou sua obra Fundamentos de Química Pura, que foi a mais usada na União Soviética até 1860, quando então surgiram as obras de Mendeleiev.
Germain Henri Hess(1802-1850)
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irnov
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Consequências da Lei de Hess • Ao inverter uma equação termoquímica, deve-se
trocar o sinal do H.
• É possível somar as equações termoquímicas como se fossem equações matemáticas.
• Ao multiplicar ou dividir uma equação termoquímica por um número diferente de zero, o valor numérico do H também será multiplicado ou dividido por esse número.
Energia de ligação e energia livre
Cálculo do H de uma reação utilizando o conceito de energia de ligaçãoEnergia de ligação é a energia associada a uma ligação química. Ela corresponde à variação de entalpia (quanti-
dade de calor absorvida) necessária para quebrar 1 mol de ligações covalentes (simples, duplas ou triplas) entre dois átomos, no estado gasoso, a 25°C e 1 atm.
Observações:1. A energia de ligação entre dois átomos determi-
nados é constante, independente da substância da qual participem.
2. Quanto maior for o valor da energia de ligação, mais forte serão as forças atrativas entre os áto-mos ligados.
3. O rompimento de uma ligação absorve energia, portanto é um processo sempre endotérmico ( H > 0).Exemplo:
E
Hp
HR
2H
H2(g)
H = +436 kJ/mol
Caminho da reação
H – H 2H
H = +436 kJ/mol
Interpretação: A quebra de 1 mol de ligações H – H absorve 436 kJ.
4. A formação de uma ligação libera energia, por-tanto é um processo sempre exotérmico ( H < 0).Exemplo:
2H H – H H = –436 kJ/mol
Interpretação: A formação de 1 mol de ligações
H – H libera 436 kJ.
Tabela de Energia de Ligação kJ/mol 25°C, 1 atm
H – H 436 Br – Br 192,28 H – I 296,78
Cℓ – Cℓ 241,6 I – I 146,3 C – F 505,78
F – F 153 C – H 409,64 C – Br 284,24
O = O 493,24 C – Cℓ 328,13 H – O 463,98
N N 940,5 H – F 564,30 H – N 388,74
C – C 334,4 H – Cℓ 430,54 C = O 710,6
C = C 599 H – Br 365,75 C – O 351,12
C C 812,6
Conhecidos os valores das energias de ligação, é pos-sível calcular a variação de entalpia ( H) de uma reação.
Exemplo:
Calcular a variação de entalpia da reação:
CH4(g) + Cℓ2(g) CH3Cℓ(g) + HCℓ(g) H = ?
São dadas as energias de ligação a 25°C e 1 atm:
C – H 409,64 kJ/mol C – Cℓ 328,13 kJ/mol
Cℓ – Cℓ 241,6 kJ/mol H – Cℓ 430,54 kJ/mol
Resolução:Para melhor visualização das ligações a serem
rompidas e das ligações a serem formadas, o ideal é montar a equação, representada pela fórmula estru-tural plana de cada participante dela. Assim:
4
C
H
H
H H + Cℓ Cℓ C
H
H
H + HCℓ Cℓ
Ligações rompidas Ligações formadas
(+409,64) + (+241,6)651,24
(–328,13) + (–430,54)758,67
Energia absorvida Energia liberada<
Sendo a energia liberada maior que a energia absorvida, o saldo é calor liberado para o meio am-biente, portanto o processo é exotérmico ( H < 0).
H = 651,24 – 758,67 H = –107,43 kJ(saldo)
Entropia e energia livreEntropia é uma grandeza termodinâmica que des-
creve o grau de desordem de um sistema. Quanto mais desordenado um sistema, maior sua entropia.
Exemplificando:
Sólido Líquido Gasoso
Desordem aumenta
Entropia aumenta
A entropia é representada pela letra S.
Variação de entropia ( S)
S = Sfinal – Sinicial
Exemplos:
1o.) Mudança de estado
Estadoinicial
Estadofinal
Gelo Águalíquida
Fusão
A mudança de um estado sólido ordenado para um estado líquido desordenado é acompanhada por um aumento de entropia.
Logo: Sfinal > Sinicial
S > 0
2o.) Reação químicaN2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Se todos os reagentes e produtos são gases, uma diminuição no número de partículas do produto diminui a entropia.
Logo:
Sprodutos < Sreagentes
S < O
Variação de energia livre e reações espontâneas
Energia Livre ou Útil de GibbsQuando determinamos a variação de entalpia de
uma reação, estamos calculando a quantidade de energia liberada ou absorvida na reação, ou seja, um balanço energético.
Exemplo:
H2(g) + 1/2O2(g) H2O(ℓ) H = –68,0 kcal/mol
Logo, há liberação de 68,0 kcal/mol. Mas, tentando-se aproveitar essa energia para realizar um trabalho externo, observa-se que apenas 56,0 kcal/mol aproximadamente podem ser utilizados.
A essa parcela chamaremos de variação de energia livre ou energia útil ( G).
E o restante da energia:
68,0 – 56,0 = 12,0 kcal/mol para onde foi?
Essa diferença é utilizada para “montar as moléculas de água e mantê-las no estado líquido”.
Chamaremos a essa parcela de energia de termo entrópico ou energia de organização.
Sendo calculada através de:
T ∙ S , onde T = temperatura absolutaS = entropia
logo, teremos:
energia liberada pela reação H
energia gasta na organização T ∙ S
saldo de energia aproveitável H – T S
Aula 09
5Química 5B
Esse saldo é denominado variação de energia livre de Gibbs ( G).
G = H – (T ∙ S)
G variação de energia de Gibbs (P e T ctes)
H variação de entalpia (P = cte)
(T ∙ S) energia de organização (T = cte)
T temperatura em Kelvin
A variação de energia livre mede a espontaneidade de uma reação.
G < 0: reação espontâneaG > 0: reação não espontânea
G = 0: equilíbrio químico
Uma reação química será espontânea se for acom-panhada de uma DIMINUIÇÃO DE ENERGIA LIVRE: isto é, se a energia livre dos produtos for menor que a energia livre dos reagentes.
Como G = GProdutos – GReagentes
Resulta G < O
Quando a variação de energia livre é NEGATIVA, há liberação de energia livre.
Considere agora os seguintes casos:
Caso ASeja uma reação na qual
H < 0 e S > O
G = H – T S lembrar:T, temperaturaabsoluta é positiva
G < O
A reação será espontânea.
Há liberação de energia livre.
Caso BSeja uma reação na qual
H > 0 e S < 0
G = H – T S
G > O
A reação não será espontânea.
Há absorção de energia livre.
Caso CSeja uma reação na qual H = T S
G = H – T S
G = O
Neste caso, a reação é reversível e constitui um equilíbrio químico.
Exemplos:
1o.) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
G = +31,10 kcal/mol
(25°C, 1 atm)
Reação não espontânea no sentido em que está escrita. A reação OPOSTA ocorre espontaneamente.
O valor positivo para a variação de energia livre indica que, na formação destes compostos, há absorção de energia livre.
2o.) C(grafite) + O2(g) CO2(g)
G = –94,27 kcal/mol
(25°C, 1 atm)
Reação espontânea no sentido em que está escrita.
O valor negativo para a variação de energia livre indica que, na formação deste composto, há liberação de energia livre.
Observações:1. O composto que liberar mais energia livre é o
que tem maior tendência de se formar espon-taneamente.
2. Em temperaturas T baixas, o termo T S é pe-queno comparado com H. Somente o valor de H é importante na determinação do sinal e magnitude de G.
Assim, a temperaturas baixas, a espontaneida-de da reação é determinada apenas por H.
G = H
Neste caso, reações exotérmicas ( H < 0) são es-pontâneas e reações endotérmicas ( H > 0) não são espontâneas, por causa de seu efeito no sinal de G.
3. Em temperaturas T elevadas, uma elevada temperatura dá ao termo T S um elevado va-lor comparado com H. Assim, a temperaturas altas, a probabilidade da reação é determinada apenas por T S.
G = T S
Se S é positivo, o termo (– T S) é negativo e a reação espontânea.
Se S é negativo, o termo (– T S) é positivo e a reação não espontânea.
6
H S T ∙ S G
+ – – + (sempre)
– + + – (sempre)
+ + ++ quando H > T ∙ S– quando H < T ∙ S
– – –+ quando | HI < IT ∙ SI– quando I HI > IT ∙ SI
Os valores de S são muito pequenos com-parados com os da maioria dos H e G. Por isso, os valores de S costumam ser expressos em J/mol · K ou cal/mol · K enquanto os de H e G em kJ/mol ou kcal/mol.
Testes
Assimilação09.01. (UFRGS) – Considere o diagrama a seguir, que repre-senta equações termoquímicas genéricas. Segundo a Lei de Hess, a relação matemática correta entre os H é dada pela expressão:
H1
H3
H2H4
A
B C
D
a) H = H1 + H2 + H3 + H4b) H1 = H2 = H3 + H4c) H1 = H2 + H3 + H4d) H1 + H2 + H3 + H4 = 0e) H1 + H2 + H3 = H4
09.02. (FUVEST – SP) – Com base nas variações de entalpia associadas às reações a seguir:N O NOg g g2 2 22 2( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ Δ = +H kJ67 6,N O N Og g g2 2 2 42( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ Δ = +H kJ9 6,pode-se prever que a variação de entalpia associada à reação de dimerização do NO2 será igual a:a) –58,0 kJc) –77,2 kJe) +648 kJ
b) +58,0 kJd) +77,2 kJ
09.03. (FATEC – SP) – Considere as seguintes afirmações, segundo a Lei de Hess:
I. O calor de reação ( H) depende apenas dos estados inicial e final do processo.
II. As equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas.
III. Podemos inverter uma equação termoquímica desde que o sinal de H seja invertido.
IV. Se o estado final do processo for alcançado por vários caminhos, o valor de H dependerá dos estados inter-mediários, através dos quais o sistema pode passar.
Conclui-se que:a) as afirmações I e II são verdadeiras.b) as afirmações II e III são verdadeiras.c) as afirmações I, II e III são verdadeiras.d) todas são verdadeiras.e) todas são falsas.
09.04. (UEL – PR) – A energia de ligação H – Cℓ correspon-de ao valor de H na reação representada por:a) HCℓ(g) + OH–
(aq) H2O(ℓ) + Cℓ–(aq)
b) HCℓ(g) + H2O(ℓ) H3O+(aq) + Cℓ–
(aq)c) HCℓ(g) + H(g) H2(g) + Cℓ(g)
d) HCℓ(g) 12
H2(g) + 12
Cℓ2(g)
e) HCℓ(g) H(g) + Cℓ(g)
Aula 09
7Química 5B
09.05. (FCC – BA) – A dissociação de 1 mol de fosfina (PH3) é representada por:9,6 · 102 kJ + PH3(g) 1P(g) + 3H(g)
Sendo assim, a energia da ligação P – H é:a) 1,2 ∙ 102 kJ/molb) 2,4 ∙ 102 kJ/molc) 3,2 ∙ 102 kJ/mold) 4,8 ∙ 102 kJ/mole) 8,6 ∙ 102 kJ/mol
09.06. Complete corretamente as frases abaixo:
a) Quando o G é negativo a reação é .
b) Quando o G é igual a zero, retrata um químico.
c) Quando o G é positivo a reação é .
d) é a grandeza termodinâmica que descreve o grau de desordem de um sistema.
e) A variação de energia livre ( G) mede a de uma reação.
Aperfeiçoamento 09.07. (FUVEST – SP) – Com base nos dados da tabela
Ligação Energia de ligação (kJ/mol)
H – H 436
Cℓ – Cℓ 243
H – Cℓ 432
pode-se estimar que o H da reação representada porH2(g) + Cℓ2(g) 2HCℓ(g),
dado em kJ por mol de HCℓ(g), é igual a:a) –92,5 b) –185c) –247 d) +185e) +92,5
09.08. Em qual alternativa o S é negativo ( S < 0)?Dado: S Entropiaa) Fe(s) Fe(ℓ)b) sublimação das bolinhas de naftalinac) 2 O3(g) 3 O2(g)d) H2O(s) H2O(g)e) C6H6(ℓ) + 3 H2(g) C6H12(ℓ)
09.09. (ULBRA – RS) – Sabendo que2H2(g) + O2(g) 2H2O(ℓ) H = –136 630 cal, pode-se concluir que a reação H2O(ℓ) H2(g) +
12
O2(g) ocorre com:
a) liberação de 68 315 calc) liberação de 34 158 cale) absorção de 34 158 cal
b) absorção de 68 315 cald) absorção de 136 630 cal
09.10. (FEPAR – PR) – Assinale a alternativa que apresenta apenas substâncias com entalpia-padrão (H0) igual a zero:a) Cℓ2(g); H2O(ℓ); Cdiam; H2(g)b) Hg(ℓ); O3(g); H2(g); Cu(s)c) H2(g); Cℓ2(g); Hg(ℓ); Cgrafd) O2(g); Cgraf; S8(mono); Cu(s)e) Cu(ℓ); Cgraf; S8(romb); O2(g)
09.11. (PUCPR) – São dadas as equações termoquímicas a seguir:C12H22O11(s) + 12 O2(g) 12 CO2(g) + 11 H2O(ℓ) H1 = –1 349,6 kcal
H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) H2 = –68,3 kcal
C(s) + O2(g) CO2(g) H3 = –94 kcal
O calor de formação da sacarose é igual a:a) +504,3 kcal/mol b) –504,3 kcal/molc) –529,7 kcal/mol d) +629,7 kcal/mole) –3 228,9 kcal/mol
8
09.12. (UEPG – PR) – Com base nas informações e no diagrama a seguir, relacionados como a combustão completa do pro-pano, a qual resulta em dióxido de carbono e água, responda o que for correto (dê como resposta a soma dos itens corretos).Entalpias de formação:
H(CO2)(g) = –394 kJ ∙ mol–1; H (H2O(ℓ)) = –286 kJ ∙ mol –1
3 C(grafite) + 4 H2(g) + 5 O2(g)
H1
H2 C3H8(g) + 5 O2(g)
H3 = –2 200 kJH3 CO2 (g) + 4 H2O(ℓ)
01) H1 é igual a –680 kJ. 02) A combustão de um mol propano produz um mol de
gás carbônico e um mol de água. 04) A entalpia de formação do propano é igual a –126 kJ. 08) A combustão do propano é um processo exotérmico. 16) H2 é igual a –126 kJ.
Aprofundamento09.13. (FGV – SP) – Considere a equação da reação de combustão do metano:
CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(ℓ)
Para calcular a variação de entalpia de combustão do me-tano, um estudante dispunha da entalpia padrão de vaporização da água, + 44 KJ/mol, e das entalpias padrão de formação seguintes:
Hof (kJ/mol)
CO2 (g) –393
CH4 (g) –75
H2O (g) –242
O valor encontrado, em kJ/mol, para a combustão do CH4(g) foi dea) –484d) –812
b) –666e) –890
c) –714
09.14. A fusão do alumínio pode ser assim equacionada no equilíbrio Aℓ(s) Aℓ(ℓ)A temperatura de fusão do alumínio em kelvin será:Dados: Hfusão = 10,7 kJ ∙ mol–1 = 10 700 J ∙ mol–1
S = 11,4 J ∙ mol–1 ∙ K–1
a) 421,3 K b) 272,7 Kc) 810,4 K d) 938,6 Ke) 710,2 K
09.15. (UEPG – PR) – Dadas as equações termoquímicas:1. C(s) + O2(g) CO2(g) H = –94,0 kcal2. H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) H = –68,5 kcal3. 2C(s) + H2(g) C2H2(g) H = +53,5 kcalA quantidade de calor liberada na combustão total de 130 gramas de acetileno é:Dados: C = 12; H = 1a) 213 kcal b) 1 550 kcalc) 310 kcal d) 1 065 kcale) 106 kcal
09.16. (PUCSP) – Dados: Entalpia de ligaçãoH – H = 435 kJ/molN – H = 390 kJ/mol
A reação de síntese da amônia, processo industrial de grande relevância para a indústria de fertilizantes e de explosivos, é representada pela equação:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H = –90 kJA partir dos dados fornecidos, determina-se que a entalpia de ligação contida na molécula de N2 é igual a:Dado: (N N)a) –645 kJ/mol b) 0 kJ/molc) 645 kJ/mol d) 945 kJ/mole) 1 125 kJ/mol
Aula 09
9Química 5B
09.17. (PUCSP) – O dicloroetano, importante matéria--prima da indústria química, é obtido a partir da reação entre o eteno e o gás cloro.
H2C = CH2 + Cℓ2 H2C – CH2
Cℓ Cℓ
A partir dos valores de energia de ligação listados a seguir
Ligação Energia (kJ/mol)
C = C 612
C – C 348
C – H 412
Cℓ – Cℓ 242
C – Cℓ 338
pode-se afirmar que a entalpia da reação de cloração do eteno é:a) –170 kJ/mol b) +506 kJ/molc) –506 kJ/mol d) +170 kJ/mole) +178 kJ/mol
09.18. (PUCCAMP – SP) – Considere as reações químicas representadas pela sequência:
H(kcal/mol
de reagente)Na2CO3 ∙ 10 H2O(s) Na2CO3 ∙ 7 H2O(s) + 3 H2O(g) 37Na2CO3 ∙ 7 H2O(s) Na2CO3 ∙ H2O(s) + 6 H2O(g) 77Na2CO3 ∙ H2O(s) Na2CO3(s) + H2O(g) 14Qual deve ser o efeito térmico ( H) da reação representada pela equaçãoNa2CO3 ∙ 10H2O(s) Na2CO3(s) + 10H2O(líquido)
sabendo-se que o calor de vaporização da água é igual a 10 kcal por mol?a) H = –128 kcal/mol de reagente;b) H = –28 kcal/mol de reagente;c) H = +28 kcal/mol de reagente;d) H = +128 kcal/mol de reagente;e) H = +228 kcal/mol de reagente.
Discursivos09.19. O benzeno (C6H6), um importante solvente para substâncias apolares, pode ser obtido pela reação de trimerização do gás acetileno (C2H2), abaixo, equacionada:
3 2 2 6 6C H C Hg( ) ( )⎯→⎯ N
Conhecendo-se as seguintes equações termoquímicas, no estado padrão (t = 25°C e P = 1 atm), se aplicarmos a Lei de Hess, qual será o valor do H na trimerização do acetileno?
I. 2522 2 2 2 2CO H O C H Og g g( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ +N
Δ = +H kJ1300
II. C H O CO H Og g6 6 2 2 2152
6 3( ) ( ) ( ) ( )N N+ ⎯→⎯ + Δ = −H kJ3268
10
09.20. (FUVEST – SP) – As energias das ligações H – H e H – Cℓ são praticamente iguais. Na reação representada a seguir, há transformação de H2 em HCℓ com liberação de energia:H2 + Cℓ2 2 HCℓ + energiaCompare, em vista desse fato, a energia da ligação Cℓ – Cℓ com as outras citadas.
Gabarito09.01. c09.02. a09.03. c09.04. e09.05. c09.06. Complete corretamente as frases abaixo:
a) quando o ΔG é negativo a reação é espontânea.b) quando o ΔG é igual a zero, retrata um equilíbrio químico.c) quando o ΔG é positivo a reação é não espontânea.d) entropia é a grandeza termodinâmica que descreve o grau de
desordem de um sistema.e) a variação de energia livre (ΔG) mede a espontaneidade de uma
reação.09.07. a09.08. e09.09. b09.10. c09.11. c09.12. 28 (04, 08, 16)09.13. e09.14. d09.15. b09.16. d09.17. a09.18. c
09.19. Vamos aplicar a Lei de Hess. A equação I será invertida e multiplicada por 3. A equação II será invertida. As equações, já com essas “mudanças”, serão somadas
3152
6 32 2 2 2 2C H O CO H O+ ⎯→⎯ + Δ = −H 3 1300( )
− ⊕3 900 kJ
6 31522 2 6 6 2CO H O C H O+ ⎯→⎯ + Δ = +H kJ3 268
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------3 2 2 6 6C H C Hg( ) ( )⎯→⎯ N Δ =H k?
Δ = −H kJ632
09.20. H – H x kJ H – Cℓ x kJ Cℓ – Cℓ y kJ
Ligações rompidas(Endo)
Ligações formadas
(Exo)H2(g) + Cℓ2(g)
Exo 2 HCℓ(g) + Energia
H – H + Cℓ – Cℓ H – Cℓ
x + y H – Cℓ
(x + y) kJabsorvidos
<x + x
(x + x) kJliberados
x + y < x + x A energia de ligação Cℓ – Cℓ é menor que a
energia de ligação H – H e H – Cℓ.
y < x
11Química 5B
Química5BAula 10
Reações de oxirredução e balanceamento de equações
Observe as seguintes reações, equacionadas abaixo:
a) H Cℓ (aq) + Na O H(aq) NaCℓ (aq) + H2O(ℓ)
+1 –1 +1 – 2 +1 +1 –1 +1 – 2
Não houve variação do Nox de nenhum elemento, do 1o. para o 2o. membro da equação.
b) Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn
2+
(aq) + Cu(s)
0 +2 +2 0
• O átomo de Zn teve seu Nox aumentado, passan-do de 0 a +2. Isto ocorreu porque cada átomo de zinco perdeu 2e–, transformando-se no íon Zn2+. Neste caso, dizemos que ocorreu o fenômeno da oxidação.
• O íon Cu2+ teve seu Nox diminuído, passando de +2 a 0. Isto ocorreu porque cada íon Cu2+ ganhou 2e–, transformando-se em átomos de Cu. Neste caso, dizemos que ocorreu o fenômeno da redução.
Oxidação é o processo em que há um aumento al-gébrico do Nox, ou seja, ocorre perda de elétrons.
Redução é o processo em que há uma diminuição algébrica do Nox, ou seja, ocorre ganho de elétrons.
As reações químicas acompanhadas de variações do Nox (ganho e perda de elétrons) são denominadas reações de oxirredução.
Observações:Os fenômenos de oxidação e redução são
sempre simultâneos, ou seja, toda perda de elé-trons é acompanhada por um ganho de elétrons. Assim, toda reação de oxidação é acompanhada da reação de redução e vice-versa.
Oxidante e redutor
Oxidante ou agente oxidante é a substância que contém o elemento que sofre redução (que ganha elétrons, ou seja, sofre diminuição do Nox).
Redutor ou agente redutor é a substância que contém o elemento que sofre oxidação (que perde elétrons, ou seja, sofre aumento do Nox).
Exemplo:
KMnO4 + HCℓ KCℓ + MnCℓ2 + Cℓ2 + H2O
+1 +7 – 2 +1 –1 +1 –1 +2 –1 0 +1 –2
Sofreu oxidação: o Cℓ do HCℓ
–1
+7
Sofreu redução: o Mn do KMnO4
Redutor: o reagente HCℓ
Oxidante: o reagente KMnO4
Exemplos de reações de oxirredução • Reação de deslocamento ou simples troca
Seja a reação entre Zn(s) e CuSO4(aq):
Explicação no. 1:
Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)
Do ponto de vista deslocamento, essa reação ocorreu porque o metal zinco é mais reativo que o metal cobre, podendo assim deslocá-lo do composto CuSO4.
Aumenta a reatividade
1A > 2A > Aℓ > Mn > Zn > Cr > Fe > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Au
Aumenta a nobreza
12
Interpretação: O metal situado à esquerda na fila (mais reativo) desloca o da direita (menos reativo).
Explicação no . 2:
Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)
0 +2 +2 0
Do ponto de vista oxirredução, essa reação ocorreu porque o íon Cu2+ foi capaz de retirar elétrons do metal Zno, provocando sua oxidação a Zn2+ e, ao receber os elétrons provenientes do Zno, o Cu2+ sofreu redução transformando-se em Cuo.
Como podemos perceber, uma reação de desloca-mento é uma reação de oxirredução.
Aumenta a capacidade de atrair elétrons
1A+ < 2A2+ < Aℓ3+ < Mn2+ < Zn2+ < Fe2+ < Ni2+ < H+ < Cu2+ < Ag+ < Au3+
Interpretação: O íon situado à direita na fila é a espécie que sofre redução (espécie oxidante) com maior intensidade.
Exemplos de reações de oxirredução
Reação de metais com água à temperatura ambiente
Os metais 1A e os metais 2A deslocam o hidrogênio na água à temperatura ambiente.
Os produtos são H2 molecular e hidróxido do metal.
Exemplos:
a) Na0 + H O H Na O H + 1/2H2(g)
0 –2 +1+1 +1 –2 +1 0
redução
oxidação
b) Ca + H O H Ca (O H )2 + H2(g)
0 –2 +1+1 +2 –2 +1 0
oxidação
redução
Reações de metais com HCℓ, H2SO4
Muitos metais reagem com HCℓ concentrado e di-luído e H2SO4 diluído, deslocando o hidrogênio do ácido. Os produtos são H2 molecular e sal do metal.
Reações de metais com H2SO4 concentrado e HNO3 concentrado e diluído
H2SO4 concentrado e HNO3 diluído ou concentrado não produzem H2 quando reagem com metais.
Considere, por exemplo, a reação entre cobre e estes ácidos:
Exemplos:
a) Cu0 + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O
0 +6 +2 +4
oxidação
redução
concentrado
b) 3Cu0 + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
0 +5 +5+2 +2diluído
oxidação
redução
c) Cu0 + 4HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
0 +5 +5+2 +4concentrado
oxidação
redução
Resumindo
Ácidos não oxidantesO HCℓ, tanto concentrado como diluído, e o H2SO4 diluído são ÁCIDOS NÃO OXIDANTES (não ocorre a redução de seus ânions). Quando reagem com me-tais, ocorre a oxidação do metal e a formação de H2.
Ácidos oxidantesO H2SO4 concentrado e o HNO3 diluído e concentrado são ÁCIDOS OXIDANTES. Quando reagem com me-tais, ocorre a oxidação do metal, a redução dos seus ânions e a formação de água (em vez de hidrogênio).
Regra geral
Produtos principais da redução
1. Pelo H2SO4 (concentrado) SO2 (gás incolor)2. Pelo HNO3 (diluído) NO (gás incolor)3. Pelo HNO3 (concentrado) NO2 (gás castanho)
Aula 10
13Química 5B
Acerto de coeficientes de equações de oxirredução I
OxirreduçãoVamos recordar alguns conceitos básicos para que
possamos entender como se efetua o balanceamento de reações de oxirredução.
Oxidação: perda de elétrons (aumento do Nox).
Redução: ganho de elétrons (diminuição do Nox).
Oxidante: espécie química que contém o elemento que sofre redução (ganho de elétrons).
Redutor: espécie química que contém o elemento que sofre oxidação (perda de elétrons).
Reações de oxirredução são reações de transfe-rência de elétrons. Assim, para se efetuar seu balan-ceamento, é necessário que o número total de elé-trons cedidos na oxidação (pelo redutor) seja igual ao número total de elétrons recebidos na redução (pelo oxidante).
A seguir, veremos algumas regras práticas que auxi-liam no balanceamento de uma equação de oxirredução:
1o. ) Identificar, pela variação do Nox, todos os elementos que sofrem oxidação ou redução.
2o. ) Através da variação do Nox, determinar o total de elétrons perdidos e recebidos pelas espécies reduto-ra e oxidante, respectivamente.
3o. ) O total de elétrons perdidos será o coeficiente da es-pécie que sofre redução e o total de elétrons ganhos será o coeficiente da espécie que sofre oxidação.
4o. ) Os demais coeficientes serão acertados por tenta-tivas.
Exemplo 1
I2O5 + CO I2 + CO2
+5 –2 +2 –2 0 +4 –2
Redução: ganho de 5 · 2 = 10e–
Oxidação: perda de 2 · 1 = 2e–
Explicação das regras1o. ) Identificar, pela variação do Nox, todos os elemen-
tos que sofrem oxidação ou redução.
2o. ) Através da variação do Nox, determinar o total de elétrons perdidos e recebidos pelas espécies redu-tora e oxidante, respectivamente.
O elemento iodo sofreu redução:
I2O5 I2
+5 0
redução
O elemento carbono sofreu oxidação:
CO CO2
+2 +4oxidação
Cada átomo de iodo ganha 5e–. Como o I2O5 contém dois átomos de iodo, cada fórmula ganha 5 · 2 = 10e–.
Cada átomo de carbono perde 2e–. Como o CO contém um átomo de carbono, cada fórmula perde 2 · 1 = 2e–.
3o. ) O total de elétrons perdidos será o coeficiente da espécie que sofre redução e o total de elétrons ganhos será o coeficiente da espécie que sofre oxidação.
Para igualar o número de elétrons perdidos ao nú-mero de elétrons ganhos, são necessárias 5 fórmulas de CO (5 · 2 = 10 e– perdidos) e 1 fórmula de I2O5 (10e– ganhos).
1I2O5 + 5CO 1I2 + 5CO2
4o. ) Os demais coeficientes serão acertados por tenta-tivas.
1I2O5 + 5CO 1I2 + 5CO2
Observações:Esse tipo de reação é denominada oxirredu-
ção total. Isso porque os elementos que sofrem oxidação e redução se oxidam e se reduzem totalmente.
Exemplo 2
MnO2 + HCℓ MnCℓ2 + H2O + Cℓ2
+4 –2 –1+1
Redução: ganho de 2 · 1 = 2e–
Oxidação parcial: perda de 1 · 1 = 1e–
+2 –1 +1 –2 0
Explicação das regras1o. ) Identificar, pela variação do Nox, todos os elementos
que sofrem oxidação ou redução.
O elemento manganês sofreu redução:
MnO2
+4 +2
redução
MnCℓ2
O elemento cloro sofreu oxidação parcial:
HCℓ
0–1
oxidação
Cℓ2
14
2o. ) Através da variação do Nox, determinar o total de elétrons perdidos e recebidos pelas espécies reduto-ra e oxidante, respectivamente.
Cada átomo de Mn ganha 2e–. Como o MnO2 con-tém um átomo de manganês, cada fórmula ganha 2 · 1 = 2e–.
Cada átomo de cloro perde 1e–. Como o HCℓ contém um átomo de cloro, cada fórmula perde 1 · 1 = 1e–.
3o. ) O total de elétrons perdidos será o coeficiente da es-pécie que sofre redução e o total de elétrons ganhos será o coeficiente da espécie que sofre oxidação. Para igualar o número de elétrons perdidos ao nú-mero de elétrons ganhos, são necessárias 2 fórmulas de HCℓ (1 · 2 = 2e– perdidos) e 1 fórmula de MnO2 (2e– ganhos).
1MnO2 + 2HCℓ MnCℓ2 + H2O + Cℓ2
ImportanteNa sequência, acertar o manganês e apenas o
cloro que se oxidou.
1MnO2 + 2HCℓ 1MnCℓ2 + H2O + 1Cℓ2
Observe que nos produtos da reação se formaram 1MnCℓ2 e 1Cℓ2. Assim, são necessárias duas moléculas adicionais de HCℓ (no reagente), que devem ser soma-das às duas já existentes na equação.
1MnO2 + (2 + 2) 4HCℓ 1MnCℓ2 + H2O + 1Cℓ2
4o. ) Os demais coeficientes serão acertados por tenta-tivas.
1MnO2 + 4HCℓ 1MnCℓ2 + 2H2O + 1Cℓ2
Observações:Esse tipo de reação é denominada oxirredu-
ção parcial. Isso porque, na equação, existe um elemento que se oxida parcialmente.
Dos quatro átomos de cloro do reagente, somente dois sofreram oxidação. Os outros dois não tiveram seu Nox alterado.
Exemplo 3
+1 –2
HI + HIO3 I2 + H2O+1 –1 +5+1 0
Redução: ganho de 5 · 1 = 5e–
Oxidação: perda de 1 · 1 = 1e–
–2
Explicação das regras1o. ) Identificar, pela variação do Nox, todos os elemen-
tos que sofrem oxidação ou redução.
O elemento iodo sofreu redução: I+5 I0
HIO3 I2
+5 0
redução
O elemento iodo sofreu oxidação: I –1 I0
HI I2
–1 0oxidação
2o. ) Através da variação do Nox, determinar o total de elétrons perdidos e recebidos pelas espécies redu-tora e oxidante, respectivamente.
Cada átomo de iodo ganha 5e–. Como o HIO3 contém um átomo de iodo, cada fórmula ganha 5 · 1 = 5e–.
Cada átomo de iodo perde 1e–. Como o HI contém um átomo de iodo, cada fórmula perde 1 · 1 = 1e–.
3o. ) O total de elétrons perdidos será o coeficiente da espécie que sofre redução e o total de elétrons ganhos será o coeficiente da espécie que sofre oxidação.
Para igualar o número de elétrons perdidos ao nú-mero de elétrons ganhos, são necessárias 5 fórmulas de HI (1 · 5 = 5e– perdidos) e 1 fórmula de HIO3 (5e– ganhos).
5HI + 1HIO3 I2 + H2O
4o. ) Os demais coeficientes serão acertados por tentativa.
5HI + 1HIO3 3I2 + 3H2O
Acertos de coeficientes de equações de oxirredução II
Reações de oxirredução com a presença do peróxido de hidrogênio (H2O2)
Observe a equação que representa a decomposição do H2O2 :
H2O2 → H2O + 12
O2
+1 –1 +1 –2 0
Redução
Oxidação
Constatamos assim que o oxigênio, durante a decom-posição do H2O2, pode sofrer tanto oxidação como redução.
Aula 10
15Química 5B
Observação:Esse tipo de reação é denominado auto-
-oxirredução ou desproporcionamento. Isso porque, na equação, existe um mesmo elemento que se oxida e que se reduz.
Exemplo:KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
+1 –2 –1
Redução: ganho de 5 1 = 5e–
+1 +1 +6 –2 +1 +6 –2 +2 +6 –2 +1 –2 0+7
Observação:Na equação, para saber se o oxigênio do H2O2
sofreu oxidação ou redução, devemos nos orientar em relação ao outro elemento cujo Nox tenha variado. Assim, se o outro elemento sofre redução, o oxigênio do H2O2 sofre oxidação e vice-versa. No nosso exemplo, o Mn sofreu redução; portanto, o oxigênio do H2O2 deverá sofrer oxidação.
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
+1 +7 –2 –1+1 +1 +6 –2 +1 +6 –2 +2 +6 –2 +1 –2 0
Redução: ganho de 5 1 = 5e–
Oxidação: perda de 1 2 = 2e–
Observação:Mn2+(SO4)2–
+2
Explicação das regras1a.) Identificar, pela variação do Nox, todos os elementos
que sofrem oxidação ou redução.
O elemento manganês sofreu redução: Mn+7 → Mn+2
+2+7
O elemento oxigênio sofreu oxidação: H2O2 → O2
0–1
2a.) Através da variação do Nox, determinar o total de elétrons perdidos e recebidos pelas espécies reduto-ra e oxidante, respectivamente.Cada átomo de Mn ganha 5e–. Como o KMnO4 con-tém um átomo de manganês, cada fórmula ganha 5 · 1 = 5e–.Cada átomo de oxigênio perde 1e–. Como o H2O2 contém dois átomos de oxigênio, cada fórmula perde 1 · 2 = 2e–.
3a.) O total de elétrons perdidos será o coeficiente da es-pécie que sofre redução e o total de elétrons ganhos será o coeficiente da espécie que sofre oxidação.
Para igualar o número de elétrons perdidos ao nú-mero de elétrons ganhos, são necessárias 5 fórmulas de H2O2 (2e– · 5 = 10e– perdidos) e 2 fórmulas de KMnO4 (5e– · 2 = 10e– ganhos).
2KMnO4 + 5H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
4a.) Os demais coeficientes serão acertados por tentati-vas.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 1K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2
Reações de oxirredução com a presença de íons
Observação:Cr3+(OH)3
–
+3
Cr(OH)3 + IO–3 + OH– → CrO2–
4 + I– + H2O
+3 –2 +1 –2 –2 +1+5 –2+6
Redução: ganho de 6 · 1 = 6e–
–1 +1 –2
Oxidação: perda de 3 · 1 = 3e–
Explicação das regras1a.) Identificar, pela variação do Nox, todos os elementos
que sofrem oxidação ou redução.
+5
O elemento iodo sofreu
redução:
O elemento cromo sofreu
oxidação:
IO–3 I–
–1
redução
Cr(OH)3 CrO2–4
+3
oxidação
+6
2a.) Através da variação do Nox, determinar o total de elétrons perdidos e recebidos pelas espécies reduto-ra e oxidante, respectivamente.Cada átomo de iodo ganha 6e–. Como o IO–
3 contém um átomo de iodo, cada fórmula ganha 6 · 1 = 6e–.Cada átomo de cromo perde 3e–. Como o Cr(OH)3 contém um átomo de cromo, cada fórmula perde 3 · 1 = 3e–.
3a.) O total de elétrons perdidos será o coeficiente da es-pécie que sofre redução e o total de elétrons ganhos será o coeficiente da espécie que sofre oxidação.Para igualar o número de elétrons perdidos ao nú-mero de elétrons ganhos, são necessárias 2 fórmulas de Cr(OH)3 (3e– · 2 = 6e– perdidos) e 1 fórmula de IO–
3 (6e– · 1 = 6e– ganhos).
2Cr(OH)3 + 1IO–3 + OH– → CrO2–
4 + I– + H2O
16
4a.) Os demais coeficientes serão acertados por tentativas.
2Cr(OH)3 + 1IO–3 + x OH– → 2CrO2–
4 + 1I– + ? H2O
Observação:Fica muito difícil, pelo método de tentativas, acertar os coeficientes do OH– e do H2O. Para facilitar o acerto,
devemos considerar que, numa equação iônica, a soma das cargas dos íons reagentes é igual à soma das cargas dos íons dos produtos. Assim:
1· (–1) + x (–1) = 2(–2) + 1(–1)–x = –4
x = 4
O valor encontrado para x é igual a 4. Finalmente acertamos o coeficiente da água, pelo número de H ou pelo número de O. O resultado será:
2Cr(OH)3 + 1IO–3 + 4OH– → 2CrO2–
4 + 1I– + 5H2O
Testes
Assimilação10.01. (UFSM – RS) – Em relação à equaçãoN2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g), analise as seguintes afirmativas:
I. Há oxidação do H2 e redução do N2.II. O N2 é o agente oxidante.III. O número de oxidação do nitrogênio na amônia é +1.Está(ão) correta(s):a) apenas Ic) apenas IIIe) apenas II e III
b) apenas IId) apenas I e II
10.02. Analisando a reação química equacionada abaixo, no sentido indicado, é correto afirmar que:
H O H Og g2 2 212( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ n
a) trata-se de uma reação de análise (decomposição).b) o gás hidrogênio é o agente redutor.c) não houve alteração nos números de oxidação.d) o produto formado é uma substância simples.e) a água é uma substância apolar.
10.03. Completando o balanceamento da equação iôni-ca abaixo, com os menores coeficientes inteiros, qual será o coeficiente do ânion brometo?
Cℓ2 + Br– → Cℓ– + Br2
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
10.04. A reação de decomposição do peróxido de hidrogê-nio equacionada abaixo
λ⎯⎯⎯→ +luz2 2 2 2fotólise
1H O H O O
2
Pode ser classificada como uma reação de:a) simples troca.c) desproporcionamento.e) fusão nuclear.
b) dupla-troca.d) fissão nuclear.
Aula 10
17Química 5B
10.05. (CESGRANRIO – RJ) – Tratando-se o fósforo branco (P4) com solução aquosa de ácido nítrico (HNO3), obtêm-se ácido fosfórico e monóxido de nitrogênio, segundo a equa-ção química equilibrada:
3 P4 + 20 HNO3 + 8 H2O 12 H3PO4 + 20 NO
Os agentes oxidante e redutor dessa reação são, respec-tivamente:a) P4 e HNO3b) P4 e H2Oc) HNO3 e P4d) H2O e HNO3e) H2O e P4
Aperfeiçoamento10.06. (PUCRS) – Na equação iônica a seguir:
6Cℓ– + (Cr2O7)2– + 14[H3O]+ 3Cℓ2 + 2Cr3+ + 21H2O
O (agente) oxidante é:a) a água;c) o gás cloro;e) o íon cloreto.
b) o íon hidroxônio; d) o íon dicromato;
10.07. Fazendo o balanceamento da equação a seguir com os menores números inteiros, é correto afirmar:
Cu + HNO3 Cu (NO3)2 + NO + H2O
a) o HNO3 é o agente redutor.b) o Cu0 (metálico) é o agente oxidante.c) o coeficiente do NO é 8.d) a soma dos coeficientes dos reagentes é 11.e) o coeficiente do nitrato cúprico é 2.
10.08. Numa reação de neutralização total, vale a equação:xH+ + x(OH)– xH2O
Utilizando a informação acima, qual será o coeficiente da água para que a equação a seguir fique corretamente balanceada com os menores números inteiros?
H3PO4 + Ba(OH)2 Ba3(PO4)2 + H2O
a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6
10.09. (PUCPR) – Dada a equação:
Cr3+ + H2O2 + OH– → CrO2–4 + H2O
Sendo corretamente balanceada, apresentará soma dos coeficientes igual a:a) 22b) 23c) 24d) 25e) 26
10.10. (UFMG) – Indique a alternativa em que a “água oxi-genada” (H2O2) funciona como agente redutor:Dado: =2 2(aq) 2 2( )
Peróxido deÁgua Oxigenadahidrogênio(solução)
H O H O M
a) 2 22 2 2Nal H O NaOH I+ ⎯→⎯ + .
b) HNO H O HNO H O2 2 2 3 2+ ⎯→⎯ + .
c) PbS H O PbSO H O+ ⎯→⎯ +4 42 2 4 2 .
d) MnO H SO H O MnSO H O O2 2 4 2 2 4 2 22+ + ⎯→⎯ + + .
e) H2O2 jamais funciona como agente redutor.
10.11. Completando o balanceamento da equação iônica abaixo, o coeficiente do ânion hidróxido (OH)– será:
Cℓ2 + (OH)– → 5 Cℓ– + 1 (CℓO3)– + H2O
a) 2 b) 3 c) 4 d) 6 e) 7
18
10.12. (UFPR) – Após o balanceamento da equação utilizando os menores números inteiros, analise as afirmativas, indicando as corretas:
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
01) O H2O2 atua como agente oxidante.02) O coeficiente do H2SO4 é 3.04) O coeficiente do H2SO4 é 5.08) Houve transferência de 10 elétrons.16) Uma concentração 2 molar de KMnO4 produzirá, aproximadamente, 112 L de O2 nas CNTP.32) O manganês sofreu oxidação.64) O manganês sofreu redução.
Aprofundamento10.13. Efetuando o balanceamento da equação iônica abaixo, com os menores coeficientes inteiros, o coeficiente do cátion ferroso será:
Ag+ + Fe0 Ag0 + Fe2+
a) 1 b) 2 c) 4 d) 5 e) 6
10.14. Efetuando o balanceamento da equação iônica abaixo, com os menores coeficientes inteiros, o coeficiente da prata metálica será:
Zn(s)0 + Ag +(aq) Zn 2+(aq) + Ag (s)
0
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
10.15. (MACK – SP) – Se beber não dirija. Se for dirigir não beba.K2Cr2O7 (aq) + 4 H2SO4 (aq) + 3 C2H5OH(v) → 3 C2H4O(g) + K2SO4 (aq) + Cr2(SO4)3 (aq) +xH2O(ℓ)
Um modo simples de simular o funcionamento do bafômetro, aparelho usado para identificar motoristas que dirigem após a ingestão de bebidas alcoólicas, consiste em borrifar álcool (colocado, por exemplo, em uma pisseta) em uma solução de dicromato de potássio em meio ácido, contida em um tubo de ensaio. O dicromato, que é alaranjado, em contato com o vapor de álcool, se transforma em uma substância de cor verde, conforme a equação dada acima.Dessa reação de oxirredução, é correto afirmar que:a) o número de oxidação do cromo não varia.b) o valor de x que torna a equação corretamente balanceada é 7.c) K2SO4 é a fórmula do sal de cor verde.d) C2H5OH e C2H4O são fórmulas da mesma substância, ou seja, do etanol.e) o meio ácido significa que a solução tem pH > 7.
Aula 10
19Química 5B
10.16. (UDESC) – Dada a reação química (não balanceada)H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2O
assinale a alternativa correta:a) O elemento que se oxida é o Mn.b) O agente redutor é o H2C2O4.c) Na equação balanceada, os coeficientes estequiométricos
são, na ordem, 5 – 2 – 12 – 2 – 1 – 5.d) O KMnO4 ganha 7 elétrons por fórmula.e) O H2C2O4 perde 7 elétrons por fórmula.
10.17. (CEFET – MG) – Dentre as reações apresentadas, indique aquela que se classifica como de oxirredução:a) Cℓ2O7 + H2O 2 HCℓO4c) SO3 + H2O H2SO4e) N2 + 3 H2 2 NH3
b) CaO + CO2 CaCO3d) MgO + H2O Mg(OH)2
10.18. Acertando os coeficientes da equação abaixo, com os menores inteiros, podemos afirmar corretamente, que o coeficiente do NaOH será: Cℓ2 + NaOH NaCℓ + NaCℓO3 + H2O
a) 2d) 7
b) 4e) 8
c) 6
Discursivos10.19. Acerte os coeficientes da equação de ustulação da pirita (FeS2) a seguir, com os menores números inteiros, indicando a oxidação e a redução.
FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2
10.20. (UNICAMP – SP) – Dimetil-hidrazina e tetróxido de dinitrogênio foram usados nos foguetes do módulo que pou-sou na Lua nas missões Apollo. A reação, que ocorre pela simples mistura desses dois compostos, pode ser representada por
(CH3)2N – NH2(ℓ) + 2 N2O4(ℓ) 3 N2(g) + 4 H2O(g) + 2 CO2(g)
Dados:número de oxidação do carbono na dimetil-hidrazina: –2pressão na superfície lunar: 3 x 10–10 Pa a) Entre os reagentes identifique o oxidante e o redutor. Justifique sua resposta, considerando os números de oxidação
do carbono e do nitrogênio.
20
b) Cite duas características da reação apresentada que tornam adequado o uso desses reagentes.
c) Qual a pressão parcial do gás nitrogênio quando a pressão da mistura gasosa liberada se iguala à pressão na superfície da Lua? Mostre os cálculos.
Gabarito10.01. d10.02. b10.03. b10.04. c10.05. c10.06. d10.07. d10.08. e10.09. d10.10. d10.11. d10.12. 90 (02, 08, 16, 64)10.13. a10.14. b10.15. b10.16. b10.17. e10.18. c10.19. Reação de ustulação da pirita (equacionada abaixo)
4* F+2
eS–2
2 + 11* O2 → 2 Fe2 O3 + 8 SO2 FeS2
Δ no. de átomos4* FeS2 5 x 2 = 10
11 e– perdidos 1 x 1 = 1
11* O2 2 2 = 4 e– ganhos
* 44 e– tranferidos!
Δ
Pirita–1+2 zero +3 –2 +4 –2
Oxidação Δ = 5Oxidação Δ = 1
Redução Δ = 2
Dissulfeto de Fe - II (pirita)ou
Dissulfeto ferroso
S SFe2+ 2–
10.20. a)
oxidação
redução
oxidação
+4 zero +4–2 –2 –2
H3C – N – NH2(ℓ) + 2N2O4(ℓ) *3N2(g) + *4H2O(g) + 2CO2(g)
CH3
Agente oxidante (sofre redução) N2O4
Agente redutor (sofre oxidação) Dimetil-hidrazina
b) 1.a) De acordo com o enunciado, a reação ocorreu pela simples mistura dos reagentes, isto é, trata-se de uma reação es-pontânea, requerendo uma baixa energia de ativação.
2 .a) Os reagentes são líquidos e os produtos da reação são ga-sosos. A quantidade de mols dos produtos é muito maior do que a dos reagentes. Assim, ocorre uma rápida e grande expansão, necessária para a propulsão do módulo.
c) Pressão na superfície lunar = 3 · 10–10 Pa.
Quantidade de mols dos produtos = *3 + *4 + *2 = 9 mols
PN2 = XN2
· P = 39
· 3 · 10–10 = 1 · 10–10 Pa
1
11Aula
6BQuímica
EletroquímicaProcesso de transferência eletrônica direta1a. experiênciaObserve o que acontece quando uma lâmina de zinco
metálico é mergulhada numa solução aquosa de CuSO4:
Lâmina de zinco
Solução de CuSO4
de cor azul
Após certo tempo, verifica-se que:Lâmina de zinco
Depósito de cobre metálico
Solução de ZnSO4
incolor
• a solução aquosa recebe íons Zn2+; • cobre metálico se deposita na superfície da lâmina
de zinco;
• a solução, que era inicialmente azul, vai se tornando incolor.
Em função das observações feitas, podemos afir-mar:
• Átomos de zinco (Zn0) presentes inicialmente na lâmina sofrem oxidação e vão para a solução na forma Zn2+:
vão para a solução
ficam na lâmina
Presentes na lâmina
Zn0 Zn2+ + 2e–
• Íons Cu2+ presentes inicialmente na solução mi-gram para a lâmina de zinco onde sofrem redução. Formam-se átomos neutros de cobre (Cu0), que se depositam sobre a lâmina de zinco.
presentes na lâmina
depositam-se na lâmina
Presentes na solução
Cu2+ + 2e– Cu0
Somando as duas semirreações, temos:
Zn0(aq) → Zn2+
(aq) + 2e–
Cu2+(aq) + 2e– → Cu0
(s)
Zn0(s) + Cu2+
(aq) → Zn2+(aq) + Cu0
(s)
2e–
Observações:• Ocorreu um processo de transferência eletrô-
nica direta de elétrons dos átomos de zinco presentes na lâmina para os íons cobre pre-sentes na solução.
• Os íons Cu2+ têm potencial para provocar a oxidação do zinco (Zn0), ou seja, têm potencial para “arrancar” elétrons dos átomos de zin-co, sofrendo assim o fenômeno da redução e agindo como oxidantes.
2
2a. experiênciaObserve o que acontece quando uma lâmina de
cobre metálico é mergulhada numa solução aquosa de ZnSO4.
Lâmina de cobre
Solução de ZnSO4
incolor
Após certo tempo, verifica-se que nada acontece.
Observações:• Não ocorreu um processo de transferência ele-
trônica direta de elétrons dos átomos de cobre presentes na lâmina para os íons zinco presen-tes na solução.
• Os íons Zn2+ não têm potencial para provocar a oxidação do cobre (Cu0), ou seja, não têm potencial para “arrancar” elétrons dos átomos de cobre.
Conclusões• Íons Cu2+ têm potencial para sofrer redução
(ganhar elétrons) quando em contato com átomos de zinco. É uma reação que ocorre de forma espontânea.
• Íons Zn2+ não têm potencial para sofrer redu-ção (ganhar elétrons) quando em contato com átomos de cobre. Cu2+
(aq) + Zn0(s) → Zn2+
(aq) + Cu0(s)
Zn2+(aq) + Cu0
(s) → não ocorre
Exemplificando: • Comparando-se íons Cu2+
(aq) com íons Zn2+(aq), consta-
tamos experimentalmente que os íons Cu2+ apre-sentam maior potencial para sofrer redução, que, de agora em diante, chamaremos simplesmente de potencial de redução e representaremos pelo símbolo E0
red.
SemirreaçãoUma semirreação é uma equação que representa,
em separado, um processo de redução ou um processo de oxidação.
Exemplos:Semirreação de redução: Cu2+
(aq) + 2e– → Cu0(s)
Semirreação de oxidação: Zn0(s) → Zn2+
(aq) + 2e–
Processo global: Zn0(s) + Cu2+
(aq) → Zn2+(aq) + Cu0
(s)
A cada semirreação de redução associa-se um potencial de redução (E0
red). Ele mede a tendência de a reação ocorrer no sentido de uma redução.
Quanto maior o potencial de redução: • maior a tendência de sofrer redução (atrair elétrons); • maior a tendência de provocar uma oxidação, ou
seja, mais forte é o agente oxidante.A tabela a seguir mostra alguns valores de E0
red (ex-pressos em “volts”). A forma de obtê-los é experimental e será discutida na aula 27.
Semirreação E0red
Cℓ2 + 2e– 2Cℓ– E0red = + 1,36 V
Br2 + 2e– 2Br– E0red = + 1,09 V
Ag+ + e– Ag0 E0red = + 0,80 V
Cu2+ + 2e– Cu0 E0red = + 0,34 V
2H+ + 2e– H2 E0red = + 0,00 V
Pb2+ + 2e– Pb0 E0red = – 0,13 V
Ni2+ + 2e– Ni0 E0red = – 0,23 V
Zn2+ + 2e– Zn0 E0red = – 0,76 V
Aℓ3+ + 3e– Aℓ0 E0red = – 1,66 V
Mg2+ + 2e– Mg0 E0red = – 2,37 V
Na+ + e– Na0 E0red = – 2,71 V
Ca2+ + 2e– Ca0 E0red = – 2,87 V
K+ + e– K0 E0red = – 2,92 V
Li+ + e– Li0 E0red = – 3,04 V
Observações:• Sofrem redução (ganho de elétrons) metais
na forma iônica. Ao ganharem elétrons, fun-cionam como oxidantes (oxidam “os outros”!).
• Sofrem oxidação (perda de elétrons) metais no estado atômico ou num estado de oxida-ção baixo. Ao perderem elétrons, funcionam como redutores.
Aula 11
3Química 6B
Interpretando a tabelaSejam as semirreações com seus respectivos E0
red
Cu2+ + 2e– → Cuo E0red = + 0,34 V
Zn2+ + 2e– → Zno E0red = – 0,76 V
Comparando Cu2+ e Zn2+:
• Por possuir um E0red maior, o íon Cu2+ se reduz (atrai e–)
mais facilmente que o íon Zn2+. Assim, sofre redução mais facilmente e por essa razão é o melhor oxidante entre os dois.
Quanto maior o E0red, maior a facilidade de so-
frer redução e maior o poder oxidante.
• Quanto maior a facilidade de atrair elétrons por parte do íon metálico (reação direta), maior a dificul-dade de perder elétrons por parte do metal atômico (reação inversa).
Exemplos:Seja a semirreação:Ag+ + e– → Ag0 ∴ E0
red = + 0,80 V Alto valor de E0red
Possuindo alto E0red, o íon Ag+ atrai facilmente
elétrons de outras espécies de menor E0red. Já a Ag0
terá grande dificuldade de ceder elétrons para outras espécies.
ConclusãoÍon Ag+ (alto E0
red) → atrai e– facilmente → so-fre redução facilmente → ótimo oxidante.
Ag0 → dificilmente doa e– → dificilmente so-fre oxidação → péssimo redutor
Seja a semirreação:Li+ + e– → Li0 E0
red = – 3,04 V → Baixo valor de E0red
Possuindo baixo E0red, o íon Li+ dificilmente atrai elé-
trons de outras espécies. Já o Li0 terá grande facilidade de ceder elétrons para outras espécies.
ConclusãoÍon Li+ (baixo E0
red) → dificilmente atrai e– → dificilmente sofre redução → péssimo oxidante.
Li0 → doa e– facilmente → sofre oxidação fa-cilmente → ótimo redutor
Reações espontâneas e não espontâneas
E0red maior deverá sofrer redução
Espontânea
quem tiver
E0red menor deverá sofrer oxidação
Para que uma reação de oxirredução seja
ΔE0 = (E 0red) – (E 0
red) ddp maior menor
Reação espontânea ΔEO ⊕ ou ΔEO > zero1o. exemplo:Dados os potenciais de redução a seguir diga se a
reação equacionada é ou não espontânea.menor maior– 3,04 + 0,80
Li+/Lio Ag+/Ag0
oxidação
reduçãoEO
red(V)(Aumenta)
Ag+(aq) + Li o
(s) → Ag o(s) + Li +
(aq)
redução
oxidação
+1 00 +1 Reação(de oxirredução)
espontânea
2o. exemplo:menor maior– 0,23 + 0,34
Ni2+/Ni0 Cu2+/Cu0
EOred(V)
(Aumenta)
Cu0(aq) + Ni 2+
(aq) → Cu2+(aq) + Ni 0
(s)
oxidação
redução
0 +2 0+2 Reação(de oxirredução)
NÃO espontânea
(Espontaneamente o Cu2+, por ter um E0red maior,
deveria sofrer redução!)
4
3o. exemplo:Dadas as semirreações a seguir, equacione a reação
espontânea de oxirredução.
Semirreação EOred (V)
I. Ag+ + e– Ag0 + 0,80 V
II. Zn2+ + 2e– Zn0 – 0,76 V
Resolução:menor maior– 0,76 + 0,80
Zn2+/Zn0 Ag+/Ag0
oxidação
redução
E0red(V)
(Aumenta)
mantendo a I Ag+ + e– → Ag0
invertendo a II Zn0 → Zn2+ + 2e–
Como número de recebidos deve ser igual ao (na redução)
número de perdidos deveremos multiplicar a (na oxidação)
equação I por 2 (x2).
I. 2Ag+ + 2e– → 2Ag0
II. Zn0 → Zn2+ + 2e–
2Ag+ + Zn0 → 2Ag0 + Zn2+
redução
oxidação
+1 00 +2
Reaçãode oxirredução
espontânea
Cuidado!Ao multiplicar uma semirreação por um núme-
ro, o E0red não será multiplicado!
Testes
Assimilação11.01. A semirreação equacionada abaixo, no sentido indicado, retrata uma:
Ag e Ag++ −−+ ⎯→⎯ 0
a) combustão.b) neutralização ácido-base.c) sublimação.d) redução.e) oxidação.
11.02. A semirreação equacionada abaixo, no sentido indicado, retrata uma:
Zn Zn e0 2⎯→⎯ +2+ −−
a) liofilização.c) condensação.e) redução.
b) oxidação.d) fissão nuclear.
11.03. Numa reação de oxirredução corretamente equa-cionada e balanceada, o numero de elétrons __________ na oxidação deve ser igual ao de elétrons ____________ na redução.As letras x e y, no texto acima, podem ser substituídas cor-retamente pelas palavras:
x y
a) recebidos recebidos
b) recebidos perdidos
c) perdidos recebidos
d) perdidos perdidos
e) mantidos perdidos
11.04. Dada a equação.
2 20 0Ag Zn Ag Zn++ +++ ⎯→⎯ + 2
Na reação de oxirredução equacionada acima, no sentido indicado, o agente oxidante e o agente redutor são res-pectivamente:a) Zn0 e Zn2+
b) Zn2+ e Zn0
c) Ag0 e Ag+
d) Ag+ e Zn0
e) Ag+ e Ag0
xy
Aula 11
5Química 6B
11.05. Dados os potenciais de redução (E0red) a seguir,
indique respectivamente o melhor agente oxidante e o melhor agente redutor:
–2,37 zero +0,80
Mg2+/Mg0 2H+/H2(g) Ag+/Ag0
E0Red (V)
Aumenta
a) H+ e H2b) Ag0 e Ag+
c) Ag+ e Mg0
d) H2 e Mg2+
e) Mg0 e Ag0
Aperfeiçoamento11.06. (FURRN) – Com base nos potenciais normais de redução a seguir:Zn2+ + 2e– Zn0 E0 = – 0,76 VCu2+ + 2e– Cu0 E0 = + 0,34 VAg+ + 1e– Ag0 E0 = + 0,80 VIndique o melhor agente oxidante:a) Zn2+
b) Cu0
c) Cu2+
d) Ag0
e) Ag+
11.07. (UTFPR) – Na tabela apresentada a seguir são indica-dos os potenciais-padrão de redução (E0) para alguns metais.
Semirreação E0/V vs ERH
Mg2+(aq) + 2 e– → Mg(s) – 2,37
Aℓ3+(aq) + 3 e– → Aℓ(s) – 1,66
Zn2+(aq) + 2 e– → Zn(s) – 0,76
Fe2+(aq) + 2 e– → Fe(s) – 0,44
Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s) + 0,34
Ag1+(aq) + 1 e– → Ag(s) + 0,80
Observando a tabela, pode-se afirmar que sais de alumí-nio, nas condições-padrão, só podem reagir com:a) zinco metálico;b) sais de cobre;c) sais de ferro;d) magnésio metálico;e) prata metálica.
11.08. (UFSC) – Dados os potenciais de redução E0 (em volts, em solução aquosa 1 M, a 25°C e 1 atm) das semirre-ações.
Semirreação E0red
2e– + Ca2+ Ca0 –2,87 V
2e– + Ni2+ Ni0 – 0,23 V
2e– + Zn2+ Zn0 – 0,76 V
Assinale a(s) proposição(ões) correta(s).01) O Ca2+ recebe mais facilmente elétrons.02) O Ni0 perde mais facilmente elétrons.04) O Zn2+ perde mais facilmente elétrons.08) O Ni2+ recebe mais facilmente elétrons.16) O Ca0 perde mais facilmente elétrons.32) O Zn2+ é o melhor agente redutor.64) O Ni2+ é o melhor agente oxidante.
11.09. (UEM – PR) – Levando-se em conta os dados forne-cidos pelas semirreações a seguir: E0 Redução
Fe3+ + 1e– Fe2+ + 0,76 VSn4+ + 2e– Sn2+ + 0,15 Ve considerando a reação espontânea, pode-se afirmar que, usando concentrações unitárias:a) o Sn2+ oxidará o Fe3+
c) o Fe3+ oxidará o Sn2+
e) não haverá oxidação
b) o Fe2+ oxidará o Sn4+
d) o Sn4+ oxidará o Fe2+
6
11.10. (UFJF – MG) – A vitamina C, ácido ascórbico, pre-sente em grande concentração nos frutos cítricos, é essencial para os seres humanos. Suas propriedades redutoras (ou antioxidantes) são bastante conhecidas e podem ser evidenciadas através de sua reação com iodo (I2). A solução de iodo, de coloração castanha, torna-se incolor após a adição de suco de limão, devido à formação de íon iodeto.
Shut
ters
tock
/Kos
tiant
yn A
blaz
ov
Frutos ricos em vitamina C
Assinale a alternativa que apresenta a afirmativa errada:a) A reação de redução do iodo pode ser representada por
I2 + 2e– → 2I–.b) O iodo tem maior potencial normal de redução do que
a vitamina C.c) A vitamina C oxida o iodo a iodeto.d) O caráter redutor da vitamina C deve ser maior do que o
caráter redutor do iodo.e) A vitamina C perde elétrons na reação mencionada.
11.11. (PUCRS) – Vidros fotocromáticos são utilizados em óculos que escurecem as lentes com a luz solar. Estes vidros contêm nitrato de prata e nitrato de cobre I, que reagem conforme a equação
Ag+ + Cu+ com luz
sem luz Ag0 + Cu2+
Em relação a essa reação, é correto afirmar que a) com luz a prata se oxida.b) com luz o cobre se reduz.c) com luz a prata é agente oxidante.d) sem luz o cobre se oxida.e) sem luz o cobre é agente redutor.
11.12. (PUCSP) – Analisando as semirreações fornecidas e os seus respectivos potenciais padrão de reduçãoZn2+
(aq) + 2e– Zn(s) E0 = – 0,76 V
Fe2+(aq) + 2e– Fe(s) E0 = – 0,44 V
Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) E0 = + 0,34 V
Cℓ2(g) + 2e– 2Cℓ–(aq) E0 = + 1,36 V
é incorreto afirmar que:a) Fe metálico reduz cátion Cu2+ a Cu metálico.b) Zn metálico reduz cátion Fe2+ a Fe metálico.c) cátion Cu2+ oxida Zn metálico a cátion Zn2+.d) gás Cℓ2 oxida Fe metálico a cátion Fe2+.e) Fe metálico reduz cátion Zn2+ a Zn metálico.
Aprofundamento11.13. (FUVEST – SP) – A ação oxidante da atmosfera faz surgir Fe3+ em soluções nas quais se deseja ter apenas cátions Fe2+. Um modo conveniente de manter soluções de Fe2+ livres dessa contaminação consiste em adicionar a elas:
Semirreação E0 (V)
Ag+ + e– = Ag + 0,80
Fe3+ + e– = Fe2+ + 0,76
Fe2+ + 2e– = Fe – 0,44
Zn2+ + 2e– = Zn – 0,76
a) Ag+
c) Age) Fe
b) Zn2+
d) Zn
Aula 11
7Química 6B
11.14. (UEM – PR) – Considerando os potenciais-padrão de redução, E0
Red. E0
Red
Mg2+ + 2e– → Mgo – 2,37 VZn2+ + 2e– → Zno – 0,76 VPb2+ + 2e– → Pbo – 0,13 VAg+ + e– → Ago + 0,80 Vteremos reações espontâneas entre:01) Ag0 e Mg2+
02) Mg0 e Zn2+
04) Pb0 e Ag+
08) Pb0 e Mg2+
16) Zn0 e Ag+
32) Mg0 e Pb2+
11.15. (ITA – SP) – Considere os metais P, Q, R e S e quatro soluções aquosas contendo, cada uma, um dos íons Pp+, Qq+, Rr+, Ss+ (sendo p, q, r, s números inteiros e positivos). Em condições-padrão, cada um dos metais foi colocado em contato com uma das soluções aquosas e algumas das observações realizadas podem ser representadas pelas seguintes equações químicas:
I. qP + pQq+ → não ocorre reação.II. rP + pRr+ → não ocorre reação.III. rS + sRr+ → sR + rSs+.IV. sQ + qSs+ → qS + sQq+.V. Baseado nas informações acima, a ordem crescente do
poder oxidante dos íons Pp+, Qq+, Rr+ e Ss+ deve ser disposta da seguinte forma:
a) Rr+ < Qq+ < Pp+ < Ss+
b) Pp+ < Rr+ < Ss+ < Qq+
c) Ss+ < Qq+ < Pp+ < Rr+
d) Rr+ < Ss+ < Qq+ < Pp+
e) Qq+ < Ss+ < Rr+ < Pp+
11.16. (ITA – SP) – Introduz-se uma chapinha de cobre em uma solução aquosa de cloreto férrico contida em um copo. Com o passar do tempo nota-se o seguinte:– não há desprendimento de gás;– a chapinha de cobre perde espessura mas conserva sua
cor característica;– a cor da solução vai mudando aos poucos.Em face dessas observações, qual a opção que contém a equação química que melhor representa o “desaparecimento” do cobre na solução?
a) Cu c Fe aq Cu aq Fe c( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ ++ +2 2
b) Cu c H aq Cu aq H g( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ ++ +2 22
c) Cu c Fe aq Cu aq Fe aq( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ ++ + +2 23 2 2
d) 3 2 3 23 2Cu c Fe aq Cu aq Fe c( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ ++ +
e) Cu c OH aq CuO aq H g( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ +− −2 22
2
11.17. Um dos principais mecanismos de degradação de compostos orgânicos (aqui representado pela forma genérica de hidrato de carbono “CH20”) em ambientes na ausência de oxigênio é expresso pela equação química não balanceada abaixo:
CH O SO2 4+ + ⎯→⎯ + +
Δ = − ⋅ −
2−− ++ −−H CO HS H O
G kJ mol2 2
0 125 5,
Com base nas informações fornecidas, considere as seguintes afirmativas:1. O agente oxidante da reação é SO 4
2 .2. O agente redutor da reação é H+.3. O número de oxidação do elemento enxofre no íon HS– é
igual a +2.4. A reação acima é espontânea, de acordo com a lei de Gibbs.5. A equação corretamente balanceada é:
2 CH O SO H 2 C HS2 2+ + ⎯→⎯ + +4 222−− ++ −−O H O .Assinale a alternativa correta. a) Somente as afirmativas 3 e 5 são verdadeiras.b) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 1, 4 e 5 são verdadeiras.e) Somente as afirmativas 2, 4 e 5 são verdadeiras.
8
11.18. Dados os potenciais-padrão de redução ( )ReE d0 :
–1,66 –0,76 zero +0,34 +0,80 E0Red (V)
A AN N3 0/ Zn Zn2 0+/ 2 2H H+/ Cu Cu2 0+/ Ag Ag+/ 0
Qual das reações equacionadas abaixo, no sentido indicado, é espontânea?
a) Cu + 2 Ag Cu 2 Ag2 + +⎯→⎯ +0 0
b) 3 Cu 2 A 3 Cu 2 A3+ 20 0+ ⎯→⎯ ++N N
c) Zn Cu Zn Cu2+ 2+0 0+ + ⎯→⎯ +
d) Zn + 2 Ag Zn 2 Ag2+ 0 0⎯→⎯ + +
e) 3 H 2 A 6 H 2 A23++ ⎯→⎯ ++N N0
Discursivos11.19. (UNESP – SP) – O iodo é um elemento menos abundante que os halogênicos mais leves. Na forma molecular é muito utilizado na indústria farmacêutica, para produção de medicamentos, e também na tintura de iodo como antisséptico. Atualmente, o maior produtor é o Japão, onde é encontrado como iodetos nos poços de salmouras naturais, em concentrações de até 100 ppm.É possível obter o iodo, a partir das salmouras naturais, borbulhando-se cloro gasoso. Justifique por que e escreva as equações que representam o processo.Dados:Cℓ2(g) + 2 e– → 2Cℓ–
(aq) E0 = 1,36 VI2(s) + 2 e– → 2I–(aq) E0 = 0,53 V
11.20. (FUVEST – SP) – Dada a tabela de reatividade:
Cu0 Mg0 Pb0
CuSO4 – reage reage
MgCℓ2 não reage – não reage
Pb(NO3)2 não reage reage –
Disponha os metais acima em ordem crescente dos potenciais de redução.
Aumenta
Aula 11
9Química 6B
Gabarito11.01. d11.02. b11.03. c11.04. d11.05. c11.06. e11.07. d11.08. 88 (08, 16, 64)11.09. c11.10. c11.11. c11.12. e11.13. e11.14. 54 (02, 04, 16, 32)11.15. e11.16. c11.17. d11.18. c
11.19. menor maior zero +0,53 +1,36 E0
red (V)aumenta
I2 / 2I–redução
oxidação
Cℓ2/2Cℓ–
Reação espontânea ΔEo > zero
ΔE0 = E0 – E0
ΔE0 = (+1,36) – (+0,53)
ΔE0 = +0,83 V
Redmaior
Redmenor
Cℓ2 + 2e– Redução
2 Cℓ–
2I– Oxidação
I2 + 2e–
Cℓ2 (g) + 2I–(aq) 2Cℓ–(aq) + I2 (s) (Reação espontânea)
11.20.
Mg2+/Mg0 Pb2+/Pb0 Cu2+/Cu0
maiorE0
Red (V)
aumenta
Magnésio < Chumbo < Cobre
menor
+
10
Aula 12A pilha de Daniell
6BQuímica
Mergulhando uma placa de zinco (Zn0(s)) em uma
solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4(aq)), observa-remos o seguinte:
Explicação:O íon Cu2+
(aq), por apresentar maior potencial de redução (E0
red), “arranca” elétrons do Zn(s), transforma-se em Cu0(s) e deposita-se na lâmina.
O zinco metálico (Zn0(s)), ao perder elétrons, vai para a
solução na forma de íon Zn2+(aq).
Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+(aq) + Cu0
(S)
Placa Solução Solução Placa
ConclusãoComo percebemos, houve transferência de
elétrons do Zn0(s) para o Cu2+
(aq) pelo fato de o Cu2+(aq)
apresentar maior E0red.
Montando uma pilha – a pilha de DaniellEntre o Zn0
(s) e o Cu2+(aq) existe uma diferença de potencial.
Se pudermos intercalar entre eles um fio externo, podere-mos ter a passagem de corrente elétrica e assim teremos montado uma pilha. Vejamos como isso é feito na prática.
Conceito de eletrodoEletrodo é um dos constituintes básicos de uma
pilha. É constituído por um metal e por uma solução que contenha íons desse metal.
2 e–
Exemplo:
Lembre-se de que:
E0redCu2+ > E0
redZn2+
Daniell observou que se fosse feita uma interligação, com auxílio de um fio condutor, entre dois eletrodos consti-tuídos de metais diferentes, o de maior E0
red atrairia elétrons. Desse modo se estabelece uma passagem de corrente elétrica pelo fio condutor, formando assim uma pilha.
O esquema, a seguir, representa a pilha de Daniell:Antes do funcionamento
Durante o funcionamento
Analisando o processo de descarga desta pilha e considerando condições-padrão (1 atm, 25oC, 1 M de cátions), teremos:
11Química 6B
Aula 12
No eletrodo de zincoO zinco metálico da placa fornece elétrons que migram
para o fio condutor em direção ao eletrodo de cobre.Ao perder 2e–, o zinco metálico se transforma em cátion
zinco, vai para a solução, provocando a corrosão da placa. Como consequência, a solução fica mais concentrada.
A semirreação que ocorre nesse eletrodo é:
Zn0(s) Zn2+
(aq) + 2e–
(Placa) (Solução) (Condutor)
Características do eletrodo de zinco • É o eletrodo de menor E0
red • Nele ocorre o fenômeno da oxidação • É o polo negativo da pilha • É denominado ânodo
No eletrodo de cobreO íon cobre, Cu2+
(aq), presente na solução, “atrai” 2 elétrons do zinco metálico, Zn0
(s), os quais passam pelo fio condutor até a placa de cobre.
Ao receber 2e–, o Cu2+(aq) se transforma em Cu0
(s), e passa a fazer parte da placa. Como consequência, a placa de cobre tem sua massa aumentada, enquanto a concentração de Cu2+
(aq) na solução diminui.A semirreação que ocorre nesse eletrodo é:
Cu2+(aq) + 2e– Cu0
(S)
(Solução) (Condutor) (Placa)
Características do eletrodo de cobre • É o eletrodo de maior E0
red • Nele ocorre o fenômeno da redução • É o polo positivo da pilha • É denominado cátodo
Reação global da pilhaSemirreação no ânodo: Zn0
(s) → Zn2+(aq) + 2e–
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2e– → Cu0
(s)
Reação global Zn0(s) + Cu2+
(aq) → Zn2+(aq) + Cu0
(s)
2e–
Placa Solução Solução Placa
vai paravai para
+
(Espontânea)
Ponte salinaDurante o funcionamento da pilha, começa a haver
excesso de cargas positivas (Zn2+(aq)) na solução presente
no ânodo e excesso de cargas negativas (SO2–4(aq)) na
solução presente no cátodo.Esse desequilíbrio elétrico é fatal para o funciona-
mento da pilha. Para estabelecer o equilíbrio elétrico nas soluções dos eletrodos, íons Zn2+ migram para o cátodo e íons SO2–
4 migram para o ânodo através da ponte salina.
Representando uma pilhaA representação abaixo é uma sugestão da IUPAC:
Esquerda
Ânodo
Oxidação
Direita
Cátodo
ReduçãoPonte Salina
Exemplo:Zn(s) / Zn2+
(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s)
0
Reação
Espontâne
d
a
dp E+
⎛ ⎞⎜ ⎟⎝
→Δ
⎠
= (E0Redmaior
) – (E0Redmenor
)
Diferença de potencial nas pilhasComo já vimos, cada eletrodo tem o seu potencial.
A diferença de potencial entre os eletrodos é a ddp ou voltagem da pilha.
Para quantificar a ddp de uma pilha, foi medido o potencial de cada eletrodo.
O potencial absoluto de um eletrodo é impossível de ser medido. Sendo assim, tornou-se necessário adotar um padrão (arbitrário). O padrão escolhido foi denominado eletrodo-padrão de hidrogênio. Para esse eletrodo em condições-padrão ([H+] = 1 mol/L, 25°C, 1 atm), convencionou-se um valor de E 0red = zero.
Medida do potencial de um eletrodoSe montarmos uma pilha com um eletrodo de hi-
drogênio e um outro eletrodo de um metal, poderemos medir o seu potencial.
12
Exemplo 1: medida do E 0red do eletrodo de zinco.0,76 V
Ponte salina
Placa de platina
e– H2, 1 atm
Zn2+(aq)
1 M 1 M25°CÂnodo (oxidação) Cátodo (redução)
e–
(–)(+)
H+(aq)
Zn(s)
A pilha construída com eletrodos de zinco e hidrogê-nio apresenta uma ddp inicial de 0,76 V e os elétrons são atraídos pelo eletrodo de H2.
Sabendo-se que:
(eletrodo que recebe e–)
(eletrodo que doa e–)
ddp =
E°
–Ered
maiorEred
menor
Assim, podemos escrever:ddp = Ered – Ered
Hidrogênio Zinco
0,76 V = 0 – Ered Zinco
E 0red = – 0,76 V zinco
Exemplo 2: medida do E 0red do eletrodo de prata
Placa de platina1 MÂnodo(oxidação)
1 MCátodo(redução)
H+(aq) Ag+
(aq)
Ag(s)Ponte salina
H2, 1 atme–
e–
25°C
0,80 V
A pilha construída com eletrodos de prata e hidrogê-nio apresenta uma ddp inicial de 0,80 V e os elétrons são atraídos pelo eletrodo de prata.
Como:ddp = Ered – Ered
maior menor
temos:ddp = Ered – Ered
prata hidrogênio
0,80 = Ered – zero prata
Eored = + 0,80 V
prata
Conclusões• E0
red > 0 significa que o eletrodo em questão possui Ered maior que o E0red do eletrodo de H2.
• E0red < 0 significa que o eletrodo em questão possui Ered menor que o E0
red do eletrodo de H2.
• Para calcular a ddp de uma pilha qualquer, basta consultar os valores do E0red dos eletrodos na tabela e usar
a expressão:
ddp =voltagem
–Ered
maiorEred
menor
Testes
Assimilação12.01. Complete corretamente:a) Em Eletroquímica, as pilhas realizam reações de ___________________________.b) No cátodo de uma pilha, ocorre _______________________.c) No ânodo de uma pilha, ocorre _______________________.d) Na pilha, o ânodo é o polo ________________, enquanto o cátodo é o polo ________________.e) Na pilha o eletrodo que possuir E0
RedMaior sofrerá _______________________.
f ) Na pilha o eletrodo que possuir E0Redmenor
sofrerá ______________________.
Aula 12
13Química 6B
12.02. (UEPG – PR) – Com respeito ao funcionamento da pilha de Daniell, é incorreto afirmar:a) há necessidade de uma barra de cobre interligada a uma
barra de zinco por meio de um fio metálico. b) na semipilha de zinco ocorre processo de redução.c) a barra de zinco deve estar parcialmente submersa em
uma solução de ZnSO4.d) o excesso de íons das soluções CuSO4 e ZnSO4 transita
por uma ponte salina.e) a barra de cobre deve estar parcialmente submersa em
uma solução de CuSO4.
12.03. (PUCRS) – Considerando-se a pilha representada por Pb0/Pb2+//Cd2+/Cd0, pode-se afirmar que é incorreta a afirmativa:a) o ânodo é constituído pelo eletrodo de chumbo. b) o cátodo é constituído pelo eletrodo de cádmio.c) no ânodo ocorre a oxidação. d) no cátodo ocorre a redução. e) o ânodo é o polo positivo, e o cátodo é o polo negativo.
12.04. (UFRGS) – Considere as seguintes afirmações sobre células galvânicas.
I. O eletrodo com potencial de redução maior atua como polo positivo.
II. Os elétrons circulam do polo positivo para polo negativo.III. No polo negativo ocorrem semirreações de oxidação.Quais estão corretas?a) Apenas Ib) Apenas IIc) Apenas IIId) Apenas I e IIIe) Apenas II e III
12.05. (UFPB) – Com relação à pilha, é correto afirmar:a) Ânodo é eletrodo onde ocorre a redução da pilha.b) Quanto menor o E0
red mais fácil será a redução.c) Os elétrons saem do ânodo e entram no cátodo da pilha.d) O eletrodo onde acontece a redução é o polo negativo
da pilha.e) O potencial-padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a 1.
Aperfeiçoamento
12.06. (PUCRS) – Uma bateria de automóvel é constituída de placas de chumbo e de placas revestidas com óxido de chumbo, mergulhadas em solução de ácido sulfúrico. O seu funcionamento pode ser representado através das seguintes semiequações:
I. Pb(s) → Pb2+(aq) + 2e–
II. PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e– → Pb2+
(aq) + 2H2O(ℓ)
Com base nessas informações, pode-se afirmar que:a) o chumbo metálico sofre redução.b) o óxido de chumbo é ânodo.c) a carga negativa surge nas placas de chumbo metálico.d) o cátion H+
(aq) sofre oxidação.e) o óxido de chumbo se oxida.
14
12.07. (UEL – PR) – Potenciais-padrão de reduçãoH+, 1/2H2 ................... E = 0
Cu2+, Cu ................... E = + 0,34 volt
Fe2+, Fe .................... E = – 0,44 volt
Se em vez do par H+,1/2H2, escolhido como tendo potencial-padrão de redução igual a zero, fosse escolhido o par Fe2+, Fe como padrão, fixando-se a este valor zero, nessa nova escala, os potenciais-padrão de redução, dos pares Cu2+, Cu e H+, 1/2H2, seriam, respectivamente, em volt:a) + 0,10 e + 0,34b) – 0,10 e – 0,34c) – 0,78 e – 0,44d) – 0,78 e + 0,44e) + 0,78 e + 0,44
12.08. (CEETEPS – SP) – Para investigar os agentes de corrosão do ferro e surgimento de ferrugem, pregos limpos e polidos foram sujeitos a diferentes condições, como ilustrado a seguir:
prego prego
prego prego
algodão
agentesecante
areiaúmida
algodão
óleo
água fervidaisenta de ardissolvido
água datorneira
1 2 3 4
Após um período de mais ou menos 8 dias, observou-se surgimento de ferrugem apenas:a) nos tubos 1 e 3c) nos tubos 2 e 4e) no tubo 3
b) nos tubos 2 e 3d) no tubo 1
12.09. (PUCPR) – É dada a sucessão Mg, Aℓ, Cr, Fe, em que qualquer metal da esquerda pode ceder elétron para os cátions de qualquer metal mais à direita. Considere a pilha: Mg, Mg2+ (1M)/Fe2+, Fe(1M) (25ºC); onde os sais são sempre sulfatos. Sobre ela é correto afirmar:a) a chapa de ferro atua como eletrodo negativo (ânodo). b) a chapa de magnésio atua como eletrodo positivo (cá-
todo). c) o magnésio é o agente oxidante.d) o eletrodo de ferro será gasto.e) a solução de Mg2+ irá se concentrar.
12.10. (UFPE) – Podemos dizer que, na célula galvânicaMg(s) / Mg2+
(aq) // Fe2+(aq) / Fe(s):
a) o magnésio sofre redução.b) o ferro é o ânodo.c) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do magnésio
para o ferro.d) há dissolução do eletrodo de ferro.e) a concentração da solução de Mg2+ diminui com o tempo.
12.11. (FGV – SP) – O uso de táxi na cidade de São Paulo tem aumentado principalmente depois do início da “lei seca”, decretada em junho de 2008. O bafômetro é o equipamento utilizado pelas autoridades policiais para a detecção de etanol no organismo de motoristas. Esse equipamento é constituído de uma célula a combustível, onde ocorre a reação:
CH3CH2OH + 12
O2 → CH3CHO + H20
Pode-se afirmar que a célula a combustível descrita tem diferença de potencial:a) negativa e o etanol é reduzido.b) negativa e o etanol é oxidado.c) negativa e o oxigênio é reduzido.d) positiva e o etanol é reduzido.e) positiva e o etanol é oxidado.
Aula 12
15Química 6B
12.12. (PUCRS) – A pilha alcalina consiste em zinco me-tálico em pó imobilizado em um gel em contato com uma solução concentrada de KOH e separada de uma mistura de MnO2(s) e grafite por um tecido poroso. A pilha é selada em uma lata de aço para reduzir o risco de vazamento de KOH concentrado.Considerando que o potencial-padrão de redução de MnO2(s) a Mn2O3(s) é +0,74 V e que o potencial-padrão de redução de Zn2+(aq) a Zn0
(s) é –0,76 V, é correto afirmar que:a) a força eletromotriz da pilha é 1,5 V.b) o zinco é o cátodo.c) os elétrons fluem do cátodo para o ânodo.d) o potencial de redução do ânodo é maior que o do cátodo.e) a força eletromotriz da pilha é obtida pela soma dos
potenciais de redução do cátodo e do ânodo.
Aprofundamento12.13. (UP – PR) – Analisando os potenciais-padrão de redução (E0
Red) dos eletrodos abaixo:
(V)
Mg2+/Mg0 Zn2+/Zn0 Fe2+/Fe0 2H+/H2(g) Cu2+/Cu0 Aumenta
–2,37 –0,76 –0,44 zero +0,34 E0Red
É correto afirmar que:a) o Mg2+ é o melhor agente oxidante.b) a equação Zn2+ + Fe0 → Zn0 + Fe2+, no sentido indicado,
representa uma reação espontânea.c) o Zn0 é o melhor agente redutor.d) a equação Cu2+ + Mg0 → Cu0 + Mg2+, no sentido indi-
cado, representa uma reação espontânea.e) numa pilha constituída por eletrodos de zinco e de cobre,
a ddp ( E) inicial será de + 0,42 V.
12.14. (FUVEST – SP) – I e II são equações de reações que ocorrem em água, espontaneamente, no sentido indica-do, em condições-padrão.
I. Fe + Pb2+ → Fe2+ + PbII. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Analisando tais reações, isoladamente ou em conjunto, pode-se afirmar que, em condições-padrão.a) elétrons são transferidos do Pb2+ para Fe.b) reação espontânea deve ocorrer entre Pb e Zn2+.c) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Fe2+.d) Zn deve reduzir espontaneamente Pb2+ a Pb.e) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Pb2+.
12.15. (UTFPR) – Um laboratorista que necessita armaze-nar soluções 1 mol/L de nitrato de níquel 0,25°C (Ni2+/Ni0: E0 = – 0,25 V) dispõe dos recipientes A, B, C e D, relacionados a seguir:recipiente A: revestido de cromo (Cr3+/Cr0 : E0 = – 0,74 V);recipiente B: construído de chumbo (Pb2+/Pb0 : E0 = – 0,13 V);recipiente C: construído de alumínio (Aℓ3+/Aℓ0 : E0 = – 1,66 V);recipiente D: revestido de estanho (Sn2+/Sn0 : E0 = – 0,14 V).Os recipientes que poderão ser usados na armazenagem, sem que a solução se contamine, são:a) somente A e Dc) somente A e C e) somente B e D
b) somente C e Dd) somente B e C
12.16. (UFPR) – O uso de muitos equipamentos eletrô-nicos depende de pilhas recarregáveis. Uma pilha de níquel-cádmio é constituída por um polo contendo NiOOH, um polo contendo cádmio e um separador contendo um eletrólito básico. Quando tal pilha é usada nos equipamentos, sofre uma descarga em que ocorrem reações eletroquímicas que podem ser apresentadas para cada polo, como:
NiOOH + H2O + e– → Ni(OH)2 + OH–
Cd0 + 2OH– → Cd(OH)2 + 2e–
Sobre esse tipo de pilha, assinale a alternativa correta.a) Na reação de descarga da pilha, para cada mol de cád-
mio consumido, dois mols de NiOOH serão reduzidos a Ni(OH)2.
b) O polo negativo da pilha contém os compostos de níquel, e o positivo, cádmio.
c) Quando se recarrega a pilha, formam-se Ni(OH)2 e Cd(OH)2 como produtos da reação eletroquímica.
d) Na reação da descarga da pilha, o agente redutor é o NiOOH, e o oxidante, Cd.
e) Na pilha completamente carregada, o átomo de níquel está no estado de oxidação 2+, que passa para zero du-rante o processo de descarga.
16
12.17. (UNESP – SP) – Pode-se montar um circuito elétrico com um limão, uma fita de magnésio, um pedaço de fio de cobre e um relógio digital, como montado na figura.
MgCu
Limão
O suco ácido do limão faz o contato entre a fita de magnésio e o fio de cobre, e a corrente elétrica produzida é capaz de acionar o relógio.Dados:Mg2+ + 2 e– ←→ Mg(s) E0 = –2,36 V2H+ + 2 e– ←→ H2 (g) E0 = 0,00 VCu2+ + 2 e– ←→ Cu(s) E0 = +0,34 VCom respeito a esse circuito, pode-se afirmar que:a) se o fio de cobre for substituído por um eletrodo condutor
de grafite, o relógio não funcionará.b) no eletrodo de magnésio ocorre a semirreação
Mg(s) → Mg2+ + 2 e–.c) no eletrodo de cobre ocorre a semirreação
Cu2+ + 2e– → Cu(s).d) o fluxo de elétrons pelo circuito é proveniente do eletrodo
de cobre.e) a reação global que ocorre na pilha é
Cu2+ + Mg(s) → Cu(s) + Mg2+.
12.18. (UFPR) – Para a proteção contra corrosão de tubos metálicos, é comum o uso de eletrodos de sacrifício (blocos metálicos conectados à tubulação). Esses blocos formam com a tubulação uma célula eletroquímica que atua como ânodo de sacrifício, fornecendo elétrons aos tubos metálicos para impedir sua corrosão, conforme representado na figura abaixo.
TubulaçãoMetal 1
ânodo de sacrifício Metal 2
SEMIRREAÇÃO DE REDUÇÃO EO (V)
Zn2+(aq) + 2e– Zn(s) –0,76
Fe2+(aq) + 2e– Fe(s) –0,44
Cu2+(aq) + 2e– Cu(s) +0,34
Ag+(aq) + 1e– Ag(s) +0,80
Usando a tabela de potenciais-padrão de redução, considere as seguintes afirmativas:1. A reação química que ocorre no ânodo de sacrifício é a
reação de oxidação.2. Se a tubulação (metal 1) for de ferro, o ânodo de sacrifício
(metal 2) pode ser feito de zinco.3. Se a tubulação (metal 1) for de cobre, o ânodo de sacrifício
(metal 2) pode ser feito de prata.4. O metal usado no eletrodo de sacrifício será o agente
redutor na reação eletroquímica.Assinale a alternativa correta:a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira.b) Somente a afirmativa 3 é verdadeira.c) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras.e) Somente as afirmativas 1, 2 e 4 são verdadeiras.
Aula 12
17Química 6B
Discursivos12.19. (ITA – SP) – A hidrazina (N2H4) e o tetróxido de dinitrogênio (N2O4) são utilizados na propulsão líquida de foguete. A equação química não balanceada que representa a reação global entre esses dois reagentes químicos é
N H N N H2 4 2 4 2 g 2 gn n( ) ( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯ +O OAnalisando esta reação do ponto de vista eletroquímico, a) esquematize um dispositivo eletroquímico (célula de combustível) no qual é possível realizar a reação química repre-
sentada pela equação do enunciado; b) escreva as equações químicas balanceadas das semirreações anódica e catódica que ocorrem no dispositivo eletro-
químico.
12.20. (UFPR) – Num dado experimento, é necessário que Pb2+ seja removido da solução.
Semirreação de redução E0/(V)
PbO H e Pb H Os aq2 24 2 2( ) ( ) ( )+ + +⎯→⎯++ −− ++2 N 1,458
C e Cg aqN N2 2 2( ) ( )+ ⎯→⎯−− −− 1,360
Ni e Ni saq2++ −−( ) ( )+ ⎯→⎯2 –0,236
O H e O H Og aq g3 2 22 2( ) ( ) ( ) ( )+ + +⎯→⎯++ −− N 2,075
O H e H Og aq2 24 4( ) ( ) ( )+ + ⎯→⎯++ −− N 1,229
Com base nos dados apresentados na tabela:a) Escreva as semirreações e a reação global balanceada para o processo espontâneo que promova a remoção do Pb2+.
b) Determine o valor da diferença de potencial para a reação espontânea.
18
Gabarito12.01. a) Reações de oxirredução espontâneas
b) Reduçãoc) Oxidaçãod) O ânodo é o polo – enquanto o cátodo é o polo + e) Reduçãof ) Oxidação
12.02. b12.03. e12.04. d12.05. c12.06. c12.07. e12.08. c12.09. e12.10. c12.11. e12.12. a12.13. d12.14. d12.15. e12.16. a12.17. b12.18. e12.19.
a)
Material porosoe condutor
elétrico
polo – polo +e–
Ânodo(Oxidação)
Cátodo(Redução)
N2H4
N2
N2O4
N2 + H2O
(+ eventualsobra de
N2O4)
(+ eventualsobra de
N2H4)
ânod
o Meioeletrolíticocontendo
H+
cáto
do
b) Equação balanceada:
Semirreações:
Anódica: 2 2 8 82 4 2N H N H eg aq( ) ( ) ( )n�⇀�↽�� + ++ −
Catódica: N O H e N H Oaq g g2 4 2 28 8 4( ) ( ) ( ) ( )n + + ++ −�⇀�↽��
2 N H 2 4 l l( ) ( )+ ⎯→⎯ +N O N H Og g2 4 2 23 4( ) ( )
–2 +4 0
= 4
= 2Oxidação
Redução
12.20. a)
redução
zero +1,458(V)E0
Red
Menor+2,075
Maior
PbO2(s) / Pb2+(aq)
oxidação
O3(g) / O2(g) + H2O(ℓ)
A remoção do Pb2+(aq) vai ocorrer com a precipita-
oxi2(
daaq
çã) 2 ( ) 2
oPb 2 H O PbO 4+ + ⎯⎯⎯→ +N
2 H
H+
(aq) 2 e+ −+
3(g)O 2 H+(aq)
2 e+ −+ 2(g) 2
redução O H O⎯⎯⎯→ +( )
2(aq) 2 ( ) 3(g) 2(s) (aq) 2(g)Equação da
r eação global
Pb H O O PbO 2 H O+ +
⊕
+ + ⎯⎯⎯⎯⎯→ + +
N
N
b)
Δ = − = + − +E E Ed d p Maior Menor
d d0 0 0 2 075 1 458
. . .Re Re( ) ( ) ( , ) ( , )
Processo espontâneo ΔE Vd d p
0 0 617. . .
,
+
= +
* PbO2(s)
Nox = +4
ΔE0 > 0
ção do PbO2(s) de acordo com as equações a seguir:
1
Eletrólise ígnea e aquosa
7BQuímica
13Aula
Eletrólise corresponde a um processo não espon-tâneo de oxirredução ocasionado pela passagem de corrente elétrica.
Dois fatores são fundamentais para que ocorra uma eletrólise:
1o. ) A presença de íons livresÍons livres são obtidos ou pela fusão de uma substân-
cia iônica (altas temperaturas), ou então pela ionização ou dissociação de certas substâncias em meio aquoso.
2o. ) Um gerador de corrente elétrica contínuaA função do gerador é fornecer a energia necessária para
que a reação ocorra, uma vez que ela não é espontânea.O recipiente onde é realizada a eletrólise recebe o
nome de célula ou cuba eletrolítica. Nele são adaptados dois eletrodos inertes (não reagem com os íons presen-tes) ligados aos polos negativo e positivo de um gerador de corrente contínua.
Os eletrodos inertes mais usados são confeccionados de grafite ou platina.
O esquema a seguir representa uma cuba eletrolítica:Gerador
Fio metálico
Eletrodos de platina
Eletrólito no estadolíquido ou em
solução aquosa
C+ A–
O eletrodo conectado no polo positivo do gerador é o ânodo. É nele que os ânions sofrerão oxidação (perda de elétrons). Podemos dizer que é no ânodo que os ânions se descarregam pelo fato de perderem elétrons. Os elétrons cedidos pelos ânions, no ânodo, migram para o polo negativo do gerador através do fio condutor.
Ax– Ao + xe– (semirreação de oxidação no ânodo)
O eletrodo conectado ao polo negativo do gerador é o cátodo. É nele que os cátions sofrerão redução (ganho de
elétrons). Podemos, nesse caso, dizer que é no cátodo que os cátions se descarregam pelo fato de ganharem elétrons.
By+ + ye– Bo (semirreação de redução no cátodo)
Observação:Assim como acontece nas pilhas, o cátodo é o
polo onde acontece a redução e o ânodo é o polo onde acontece a oxidação.
A seguir, vamos analisar como é feita uma eletrólise, inicialmente pela fusão de uma substância iônica (eletrólise ígnea) e, em seguida, pela dissociação ou ionização de uma substância em meio aquoso.
Eletrólise ígnea (Igneus = ardente, inflamado)
É a eletrólise de compostos iônicos no estado líquido (fundido).
Nesse caso, a cuba eletrolítica deve ser construída de um material que resista a temperaturas bastante elevadas, visto que o ponto de fusão das substâncias iônicas é muito alto.Exemplo:
Eletrólise do cloreto de sódio fundido (PF = 808°C).Quando o gerador de corrente contínua é ligado, os
ânions Cℓ–, que se encontram em liberdade, são atraí-dos pelo polo positivo (ânodo). Lá chegando, perderão elétrons (oxidação) e se descarregarão. Os cátions Na+, livres, são atraídos pelo polo negativo (cátodo). Lá che-gando, ganharão elétrons (redução) e se descarregarão.
As equações que representam as semirreações que ocorrem em cada eletrodo são:
Ânodo: Polo (oxidação): 2Cℓ– Cℓ2(g) + 2e–
Cátodo: Polo (redução): 2Na+ + 2e– 2Na(s)
Somando-se as duas reações, temos aReação global: 2Cℓ– + 2Na+ 2Na(s) + Cℓ2(g)
2
Observação:Sendo a eletrólise um fenômeno de oxirredução, o total de elétrons perdidos deve ser igual ao total recebido.
Assim, para que a equação global esteja balanceada, é necessário cancelar os elétrons.
Eletrólise em solução aquosaQuando um eletrólito, ao ser adicionado à água, liberar íons, seja por ionização, seja por dissociação, a solução
resultante será constituída pelos íons desse eletrólito e pelos íons resultantes da autoionização da água.
AxBy(aquoso) Ay+ + Bx–
H2O H+ + OH–
Assim, para um eletrólito do tipo AxBy em solução aquosa, teremos os seguintes íons presentes:
Cátions: H+ e Ay+
Ânions: OH– e Bx–
Experimentalmente, observa-se que apenas uma espécie de cátion e uma espécie de ânion é descarregada por vez no seu respectivo eletrodo. Como nesse tipo de eletrólise sempre estarão presentes os íons da água, H+ e OH–, será importante saber qual a ordem de descarga dos diferentes cátions, em relação ao H+, e dos diferentes ânions, em relação ao OH–.
A seguir, encontra-se a tabela com dados experimentais sobre a prioridade de descarga dos cátions e ânions.
(Alcalinos)+ < (Alcalinoterrosos)2+ < Aℓ3+ < H+ < Cátions de outros metais
Aumenta a facilidade
de descarga
F– e Ânions oxigenados < OH– < Ânions não oxigenados e HSO–4
(SO42–, NO–
3, PO43–,...) (Cℓ–, Br–, I–, S2–, ...)
A seguir, veremos alguns exemplos de eletrólises em meio aquoso, com a utilização de eletrodos inertes.
Eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCℓ(aq))1o. passo: dissociação do sal: NaCℓ(aq) Na+
(aq) + Cℓ–(aq)
2o. passo: ionização da água: H2O(ℓ) H+(aq) + OH–
(aq)
Cátions presentes em solução: H+ e Na+ Descarrega no cátodo o H+.Ânions presentes em solução: OH– e Cℓ– Descarrega no ânodo o Cℓ–.Semirreação anódica: 2Cℓ–
(aq) 2e– + Cℓ2(g)
Semirreação catódica: 2H+(aq) + 2e– H2(g)
Para obtermos a equação global da eletrólise, deveremos somar todas as equações parciais. Assim, teremos:
Dissociação do sal: 2NaCℓ(aq) 2Na+(aq) + 2Cℓ–
(aq)
Ionização da água: 2H2O(ℓ) 2H+(aq) + 2OH–
(aq)
Semirreação anódica: 2Cℓ–(aq) 2 e– + Cℓ2(g)
Semirreação catódica: 2H+(aq) + 2 e– H2(g)
Equação global: 2NaCℓ(aq) + 2H2O(ℓ) H2(g) + Cℓ2(g) + 2Na+(aq) + 2OH–
(aq)
Observação:Esta é uma eletrólise de grande importância na indústria química, uma vez que, a partir de matéria-prima de
baixíssimo custo, ela produz três substâncias de grande importância: soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cℓ2).
Aula 13
3Química 7B
Eletrólise de uma solução aquosa de nitrato de cobre II [Cu(NO3)2(aq)]1o. passo: dissociação do sal: Cu(NO3)2(aq) Cu2+
(aq) + 2NO–3(aq)
2o. passo: ionização da água: H2O(ℓ) H+(aq) + OH–
(aq)
Cátions presentes em solução: H+ e Cu2+ Descarrega no cátodo o Cu2+
Ânions presentes em solução: OH– e NO–3 Descarrega no ânodo o OH–
Semirreação anódica: 2OH–(aq) H2O(ℓ) +
12
O2(g) + 2e–
Semirreação catódica: Cu2+(aq) + 2 e– Cu(s)
Para obtermos a equação global da eletrólise, deveremos somar todas as equações parciais. Assim, teremos:
Dissociação do sal: Cu(NO3)2(aq) Cu2+(aq) + 2NO–
3(aq)
Ionização da água: 2H2O(ℓ) 2H+(aq) + 2OH–
(aq)
Semirreação anódica: 2OH–(aq) H2O(ℓ) + 1
2O2(g) + 2e–
Semirreação catódica: Cu2+(aq) + 2e– Cu(s)
Equação global: Cu(NO3)2(aq) + H2O(ℓ) Cu(s) + 12
O2(g) + 2H+(aq) + 2NO–
3(aq)
Observação:Os produtos dessa eletrólise foram cobre metálico no cátodo, gás oxigênio no ânodo e uma solução aquosa
de ácido nítrico.
Eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de potássio (K2SO4(aq))1o. passo: dissociação do sal: K2SO4(aq) 2K+
(aq) + SO2–4(aq)
2o. passo: ionização da água: H2O(ℓ) H(aq)+ + OH(aq)
–
Cátions presentes em solução: H+ e K+ Descarrega no cátodo o H+.
Ânions presentes em solução: OH– e SO2–4 Descarrega no ânodo o OH–.
Semirreação anódica: 2OH–(aq) H2O(ℓ) + 1
2 O2(g) + 2e–
Semirreação catódica: 2H+(aq) + 2e– H2(g)
Para obtermos a equação global da eletrólise, deveremos somar todas as equações parciais. Assim, teremos:
Dissociação do sal: K2SO4(aq) 2K+(aq) + SO2–
4(aq)
Ionização da água: 2H2O(ℓ) 2H+(aq) + 2OH–
(aq)
Semirreação anódica: 2OH–(aq) H2O(ℓ) + 1
2 O2(g) + 2e–
Semirreação catódica: 2H+(aq) + 2e– H2(g)
Equação global: K2SO4(aq) + H2O(ℓ) H2(g) + 12
O2(g) + 2K+(aq) + SO4
2–(aq)
Obs.: Note que o K2SO4(aq) apenas serviu como meio eletrolítico.
Observação:Na realidade, quem sofreu a eletrólise foi a água. A água pura não sofreria eletrólise, porque sua condutivi-
dade elétrica é extremamente baixa. A presença dos íons provenientes do eletrólito serviu apenas para que a solução se tornasse condutora de corrente elétrica.
4
Testes
Assimilação13.01. Complete:a) Eletrólise é uma reação de ___________________
não espontânea que ocorre pela passagem de _______________________ .
b) Numa eletrólise no cátodo, polo ______________ ocorre _____________________.
c) Numa eletrólise no ânodo, polo ________________ ocorre ____________________.
d) A eletrólise de um composto iônico fundido é chamado de eletrólise _____________.
e) Numa eletrólise os cátions são __________________ no _______________________.
13.02. (UCSAL – BA) – As reações químicas que ocorrem em pilhas e em eletrólise têm uma semelhança. Essas reações são:a) espontâneas;c) endotérmicas;e) de oxirredução.
b) exotérmicas;d) em cadeia;
13.03. (UFPel – RS) – Na eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de prata forma-se:a) prata, oxigênio e ácido sulfúrico;b) hidrogênio e oxigênio;c) hidrogênio, prata e ácido sulfúrico;d) prata e ácido sulfúrico;e) ácido sulfúrico e óxido de prata.
13.04. (FUVEST – SP) – A eletrólise de cloreto de sódio fundido produz sódio metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon:a) sódio recebe dois elétrons.b) cloreto recebe um elétron.c) sódio recebe um elétron.d) cloreto perde dois elétrons.e) sódio perde um elétron.
13.05. (UEPG – PR) – Com relação aos conceitos funda-mentais da eletroquímica, assinale o que for correto:01) Na pilha, a passagem de corrente elétrica provoca
uma reação química.02) A pilha é um dispositivo que converte energia química
em energia elétrica.04) O processo químico da eletrólise é uma reação não
espontânea de oxirredução.08) As reações de eletrólise só ocorrem em sistemas que
contêm íons em movimento.16) Na eletrólise, as reações químicas produzem corrente
elétrica.
13.06. (UECE) – Assinale a alternativa correta:Dado: MCu = 63,5 g/mola) na eletrólise de uma solução aquosa de NaCℓ, a solução
torna-se ácida devido à formação de HCℓ.b) na eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de cobre,
CuSO4, devem-se fornecer 2 mols de elétrons para que haja deposição de 63,5 g de cobre metálico.
c) na eletrólise de uma solução aquosa de ácido clorídrico, HCℓ, ocorre oxidação anódica de H+
(aq).d) eletrólise é um fenômeno que ocorre espontaneamente
e produz corrente elétrica.
Aula 13
5Química 7B
Aperfeiçoamento13.07. (UEL – PR) – Na obtenção de prata por eletrólise de solução aquosa de nitrato de prata, o metal se forma no:a) cátodo, por redução de íons Ag+.b) cátodo, por oxidação de íons Ag+.c) cátodo, por redução de átomos Ag.d) ânodo, por redução de íons Ag+.e) ânodo, por oxidação de átomos Ag.
13.08. (PUCSP) – Para obter potássio e cloro a partir de KCℓ sólido, deve-se fazer uma eletrólise com eletrodos inertes.Assinale a alternativa incorreta:a) Para que a eletrólise ocorra, é preciso fundir a amostra
de KCℓ.b) O ânion Cℓ– será oxidado no ânodo.c) O cátion K+ será reduzido no cátodo.d) O potássio obtido deverá ser recolhido em recipiente
contendo água, para evitar o seu contato com o ar.e) Se os eletrodos fossem de cobre, o cloro formado reagiria
com ele.
13.09. (MACK – SP) – Considerando-se que, na eletrólise de uma solução aquosa de MgSO4 1,0 M, a prioridade de descarga do H+ é maior que Mg2+ e do OH– é maior que SO4
2– e que, sendo assim, ocorre a eletrólise da própria água, é correto afirmar que à medida em que a eletrólise se processa:a) a concentração da solução não se altera.b) a solução fica mais diluída.c) a solução torna-se mais concentrada.d) ocorre desprendimento de SO3.e) ocorre deposição de magnésio metálico.
13.10. (UFPB) Na produção de filmes finos, amplamente usados na fabricação de condutores, resistores, circuitos microeletrônicos, dispositivos fotovoltaicos, dentre outros, é conveniente empregar conhecimentos básicos a respeito de células eletroquímicas. Nesse contexto, com respeito às células voltaicas e às células eletrolíticas, é incorreto afirmar:a) O eletrodo no qual ocorre o processo de oxidação é de-
nominado cátodo, tanto para as células voltaicas quanto para as células eletrolíticas.
b) A ocorrência espontânea de uma reação de oxidorredu-ção, na célula voltaica, promove a geração de corrente elétrica.
c) Uma reação química, na célula eletrolítica, é provocada pela passagem de corrente elétrica.
d) A eletrólise ígnea é o nome da reação química provocada pela passagem de corrente elétrica; através de um com-posto iônico fundido.
e) A eletrólise aquosa é o nome da reação química provoca-da pela passagem de corrente elétrica, através da solução aquosa de um eletrólito.
13.11. (FEI – SP) – Em relação à eletrólise de uma solução aquosa concentrada de CuCℓ2, qual a afirmativa errada:a) há deposição de cobre metálico no eletrodo negativo.b) há formação de cloro gasoso no eletrodo positivo.c) os íons Cu2+ são reduzidos.d) os íons Cℓ– são oxidados.e) a reação que se passa na eletrólise pode ser representada
pela equação: Cu(s) + Cℓ2 Cu2+(aq) + 2 Cℓ–
(aq)
13.12. (ULBRA – RS) – A reação de eletrólise é utilizada para:a) obtenção de eletricidade nas pilhas.b) fazer destilação do petróleo. c) eletrodeposição de metais, como a cromação.d) o branqueamento de fibras no fabrico do papel. e) fabricar sabões a partir de gorduras.
6
Aprofundamento13.13. (FCC – BA) – Na eletrólise do CaCℓ2 obtiveram-se cloro no ânodo e cálcio no cátodo. Para representar ape-nas o processo de oxidação que ocorreu nessa eletrólise, escreve-se:
a) Ca 2 e Ca2+ −+ ⎯→⎯b) Ca Ca 2 e2+ −⎯→⎯ +
c) C e Cn nC− −+ ⎯→⎯12 2
d) C C 1 en n− −⎯→⎯ +12 2
e) C +2 e Cn n2 2− − ⎯→⎯
13.14. (CEFET – PR) – Sobre os fenômenos eletrólises e pilha são feitas as seguintes afirmações:
I. Em ambos ocorrem reações de transferência de elétrons.II. Nas reações que originam pilhas, verifica-se a formação
de espécies químicas oxidadas e reduzidas.III. As pilhas constituem sistemas que transformam energia.IV. Nas eletrólises, observa-se o surgimento de substâncias
reduzidas e oxidadas.V. A eletrólise é um processo que consome energia.
Estão corretas:a) somente I, III e Vc) somente I, II e Ve) todas
b) somente II, III e IV
d) somente II, III e V
13.15. (UNIFOR – CE) – “As reações de eletrólise só ocorrem em sistemas que contenham _____x_____ em movimento. Nessas transformações há consumo de energia _____y_____.”Completam-se corretamente as afirmações pela substituição de x e y, respectivamente, por: a) átomos e luminosa. b) moléculas e luminosa. c) moléculas e térmica. d) átomos e elétrica.e) íons e elétrica.
13.16. (MACK – SP) – A eletrólise é uma reação química não espontânea de oxirredução provocada pela passagem de corrente elétrica através de um composto iônico fundido (eletrólise ígnea) ou em uma solução aquosa de um eletrólito (eletrólise aquosa). O processo eletroquímico ígneo é ampla-mente utilizado na obtenção de alumínio a partir de alumina (Aℓ2O3), que é fundida em presença de criolita (3NaF · AℓF3), para diminuir o seu ponto de fusão.A respeito do processo de eletrólise ígnea, é incorreto afirmar que:a) a equação global do processo de obtenção do alumínio
é 2Aℓ2O3 4Aℓo + 3 O2b) a semirreação Aℓ3+ + 3 e– Aℓ0 ocorre no cátodo da
célula eletrolítica.c) no ânodo ocorre o processo de redução.d) há um elevado consumo de energia na realização desse
processo.e) os eletrodos mais utilizados são os de grafita e platina.
Aula 13
7Química 7B
13.17. (PUCSP) – Dados: – o indicador fenolftaleína é incolor em pH < 8 e rosa
em pH acima de 8. – o amido é utilizado como indicador da presença de
iodo em solução, adquirindo uma intensa coloração azul devido ao complexo iodo-amido formado.
Um experimento consiste em passar corrente elétrica contí-nua em uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI). O sistema está esquematizado a seguir.
A B
e–
KI (aq)
Para auxiliar a identificação dos produtos são adicionadas, próximo aos eletrodos, solução alcoólica de fenolftaleína e dispersão aquosa de amido. Sobre o experimento é incorreto afirmar que:a) haverá formação de gás no eletrodo B.b) a solução ficará rosa próximo ao eletrodo A.c) no eletrodo B ocorrerá o processo de oxidação.d) o eletrodo A é o cátodo do sistema eletrolítico.e) a solução ficará azul próximo ao eletrodo B.
13.18. (FUVEST – SP) – Água, contendo Na2SO4 apenas para tornar o meio condutor e o indicador fenolftaleína, é ele-trolisada com eletrodos inertes. Nesse processo, observa-se desprendimento de gás:a) de ambos os eletrodos e aparecimento de cor vermelha
somente ao redor do eletrodo negativo.b) de ambos os eletrodos e aparecimento de cor vermelha
somente ao redor do eletrodo positivo.c) somente do eletrodo negativo e aparecimento de cor
vermelha ao redor do eletrodo positivo.d) somente do eletrodo positivo e aparecimento de cor
vermelha ao redor do eletrodo negativo.e) de ambos os eletrodos e aparecimento de cor vermelha
ao redor de ambos os eletrodos.
Discursivos13.19. (VUNESP – SP) – Utilizando-se eletrodos de platina, indique quais são os produtos e seus respectivos estados físicos (à temperatura ambiente) resultantes da eletrólise de:I. cloreto de sódio fundido;II. solução aquosa de ácido sulfúrico diluído.Escreva as semirreações que ocorrem, especificando os eletrodos.
8
Gabarito13.01. a) oxirredução; corrente elétrica
b) negativo; reduçãoc) positivo, oxidaçãod) ígneae) reduzidos; cátodo
13.02. e13.03. a13.04. c13.05. 14 (02, 04, 08)13.06. b13.07. a13.08. d13.09. c13.10. a13.11. e13.12. c13.13. d13.14. e13.15. e13.16. c
13.17. a13.18. a13.19.
I. {cátodo ( ) polo 2 Nareduç 2ão e 2 Na+ −− + ⎯⎯→
{ 2(g)ânodo ( ) polo 2 Coxi ã 2daç eo C− −⊕ ⎯⎯→ +n n
II. { 2(g)cátodo ( ) polo 2 H 2 eredução H+ −− + ⎯⎯→
2 2(g)
2 2(g)
12 OH H O O 2 e
2ân oxidaçãodo ( ) polo ou
1H O 2 H
2
o
O 2 e
− −
+ −
⎧ ⎯⎯→ + +⎪⎪
⊕ ⎨⎪⎪ ⎯⎯→ + +⎩
13.20. a) A gás hidrogênio (H2).B gás oxigênio (O2).
b) O meio estará neutro, pois, para uma mesma quantidade de ele-tricidade, n n
H OH+ −=
13.20. (UNICAMP – SP) – Observe o esquema a seguir, representativo da eletrólise da água:
A B
água
bateriaeletrodos
As semirreações que ocorrem nos eletrodos são:
2H2O(ℓ) + 2e– 2OH–(aq) + H2(g)
2H2O(ℓ) 4H+ + O2(g) + 4e–
A partir dessas informações:a) Identifique os gases A e B.b) Indique se, após um certo tempo de eletrólise, o meio estará
ácido, básico ou neutro. Por quê?
9Química 7B
Química7B
Lei de eletrólise – Faraday e Metalurgia
Aula 14
Baseado em resultados experimentais, Michael Faraday (1791 - 1867) observou:
A quantidade de substância (mols, massa, volume) formada em um eletrodo é proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa a solução.
A quantidade de eletricidade (Q) é dada pela seguin-te expressão:
Q = i · t
sendo:Q = quantidade de eletricidade (carga) expressa
em coulomb (C);i = intensidade da corrente expressa em ampère (A);
t = intervalo de tempo expresso em segundos (s).Ao determinar a carga de um elétron, o físico inglês
Robert Millikan prestou um grande auxílio à estequio-metria dos processos eletroquímicos.
Vejamos:
1 elétron 1,6 · 10–19 C
6,0 · 1023 elétrons Q = ?
Q = 96 500 C
Dessa maneira, podemos concluir que: • 96 500 C é a carga transportada por 6,0 · 1023 elé-
trons, ou seja, 1 mol de elétrons. • Constante de Faraday (F) corresponde à carga
elétrica transportada por 1 mol de elétrons e corresponde a 96 500 coulombs/mol.
Exemplo:Calcule a massa de cobre metálico depositada no
cátodo e o volume de gás oxigênio liberado no ânodo (CNTP), quando uma corrente de 5,0 A passa por uma solução de CuSO4 durante 1,0 hora. (Cu = 63,5; O = 16)
Resolução:1o. passo:Cálculo da quantidade de eletricidade utilizada:Q = i · t Q = 5,0 · 3 600 Q = 18 000 C
transporta a carga igual a
transportam a cargacorrespondente a
2o. passo:Cálculo da massa de cobre depositada no cátodo:semirreação catódica:1Cu2+ + 2e– Cu0
2 mols de e– 1 mol de Cu
2 · 96 500 C 63,5 g
18 000 C mCu = ?
mCu = 5,9 g
3o. passo:Cálculo do volume de O2 liberado no ânodo (CNTP):semirreação anódica:
2OH–(aq) H2O(ℓ) + 1
2O2(g) + 2e–
12
mol 2 mols
de O2 de e–
12
· 22,4 L — 2 · (96 500) C VO2
— 18 000 C
VO2 = 1,04 L
Celas eletrolíticas associadas em série
Quando celas eletrolíticas estão associadas em série, a quantidade de eletricidade que atravessa a primeira cela é a mesma que atravessa a segunda.
Para efeitos de cálculos, devemos lembrar-nos deste fato. Exemplo:
10
Duas celas eletrolíticas, ligadas em série, contêm, respectivamente, soluções de cátions Ag+ e de cátions Cu2+. Após certo tempo, na primeira cela foram deposi-tados 2,16 g de prata. Qual a massa de cobre depositada na segunda cela?
Dados: Ag = 108; Cu = 63,5 (g/mol)Resolução:
• Por meio da massa de prata formada, calcula-se a quantidade de eletricidade utilizada no processo.
Ag+ + 1e– Ag
1 F ––– 108 g
x –––– 2,16 gx = 0,02 F
• Por intermédio desta quantidade de eletricidade, calcula-se a massa de cobre depositada na segun-da cela.
Cu2+ + 2e– Cu
2 F –––– 63,5 g
0,02 F –––– y
y = 0,635 g
Eletrólise com eletrodos ativos. Minerais e metalurgiaEletrodos ativos são aqueles que participam da
reação de eletrólise. Essa reação normalmente ocorre no ânodo por duas razões principais:
a) os metais apresentam uma forte tendência em perder elétrons, ou seja, sofrer oxidação (Me Mex+ + xe–);
b) o ânodo é o eletrodo onde ocorrem as reações de oxidação.
Existem certas situações em que o metal colocado como ânodo participa da reação, ou seja, é rapidamen-te corroído. Isso acontece porque o ânodo ou polo posi-tivo, em vez de retirar elétrons dos ânions presentes na solução, retira elétrons do próprio metal que o constitui, provocando a sua corrosão.
Como saber, dentre várias espécies em solução aquosa, qual será descarregada no ânodo?
Observe os valores abaixo que indicam os E0red de
algumas espécies:
E0red = – 0,25 VNi2+
(aq) + 2e– NiO(s)
doa e–
doa e–
atrai e–
atrai e–
H2O(ℓ) + 12
O2(g) + 2e– 2OH–
E0red = + 0,40 V
Se você comparar a capacidade de redução do conjunto (H2O(ℓ) + 1/2O2(g)) com a do Ni2+
(aq), veremos que, por apresentar um E0
red maior, o conjunto
(H2O(ℓ) + 1/2O2(g)) atrai elétrons com maior intensidade
que o Ni2+(aq), sendo, portanto, um melhor oxidante.
Não esqueça que, quanto maior a capacidade de atrair elétrons por parte de uma espécie, maior a difi-culdade em doar elétrons da espécie resultante (veja as semirreações acima). Assim, podemos concluir que a espécie Ni0(s) doa elétrons mais facilmente que a espécie OH–
(aq) de acordo com os E0red acima.
Exemplos: • Eletrólise de uma solução aquosa de NiSO4,
com eletrodos de níquel:
Âno
do
Cáto
do
Fonte de corrente
H+
Ni(s) Ni(s)
OH–
Ni2+
SO42–
1o. passo: dissociação do salNiSO4(aq) Ni2+
(aq) + SO2–4(aq)
2o. passo: ionização da água2H2O 2H+ + 2OH–
Cátions presentes em solução: H+ e Ni2+ Descarre-ga no cátodo o Ni2+.
Ânions presentes em solução e eletrodo ativo de níquel: Ni0, OH– e SO2–
4 Descarrega no ânodo o Ni0.
Observações:Não se esqueça de que aqui foi necessário con-
sultar a tabela dos potenciais de redução. Sendo o Ni2+ o de menor E0
red entre as espécies, o Ni0 é a espécie que mais facilmente sofrerá oxidação (corrosão do eletrodo).
Semirreação anódica: Ni0
(s) Ni2+(aq) + 2e–
Semirreação catódica: Ni2+(aq) + 2e– Ni0
Na realidade, o níquel do ânodo, ao sofrer oxi-dação, migrou para o cátodo através da solução na forma iônica. Lá ele sofreu redução e nova-mente se transformou em níquel metálico. A ele-trólise não alterou a solução, permanecendo esta na mesma concentração inicial.
Aula 14
11Química 7B
• Eletrólise de uma solução aquosa de CuSO4, com ânodo de cobre impuro:
Fonte de corrente
Oxi
daçã
o
Redu
çãoCátions
Ânions
Fluxo de elétrons
Ânodo Cátodo
O desenho ilustra um processo eletrolítico cujo ânodo é cobre impuro. O eletrodo sofre oxidação, os íons Cu2+ produzidos migram para o cátodo onde são reduzidos a cobre metálico puro (processo para o refino do cobre).
1o. passo: dissociação do salCuSO4(aq) Cu2+
(aq) + SO2–4(aq)
2o. passo: ionização da água2H2O(ℓ) 2H+
(aq) + 2OH–(aq)
Cátions presentes em solução: H+ e Cu2+ Descar-rega no cátodo o Cu2+.
Ânions presentes em solução e eletrodo ativo de cobre impuro: OH– e SO2–
4 Descarrega no ânodo o Cu0.
Observações:Não se esqueça de que aqui foi necessário con-
sultar a tabela dos potenciais de redução. Sendo o Cu2+ o de menor E0
red entre as espécies, o Cu0 é a espécie que mais facilmente sofrerá oxidação (corrosão do eletrodo).
Semirreação anódica: Cu 0(s) Cu2+(aq) + 2e–
Semirreação catódica: Cu2+(aq) + 2e– Cu0
(s)
Na realidade, o cobre do ânodo, ao sofrer oxi-dação, migrou para o cátodo através da solução na forma iônica. Lá ele sofreu redução e nova-mente se transformou em cobre metálico. A ele-trólise não alterou a solução, permanecendo esta na mesma concentração inicial.
Este método é utilizado para aumentar a pu-reza do cobre, utilizado na fabricação de fios elétricos. Nesse caso, a presença de impurezas diminui a condutividade elétrica do metal. Por esse método, é possível obter cobre metálico até com 99,9% de pureza.
Minerais e metalurgiaIntrodução
Os minerais são os principais constituintes da crosta terrestre, encontrados na forma de minério. São consti-tuídos, na sua maioria, de óxidos e sulfetos.
Minério é aquilo de que extraímos um determinado elemento químico ou um composto químico com viabi-lidade econômica.
Minérios metálicosMinérios metálicos são aqueles que possuem alta
porcentagem de um determinado metal que é extraído nos processos de metalurgia, com grandes vantagens econômicas e larga aplicação nas indústrias.
Exemplos:
Minério Denominação Fórmula
Estanho Cassiterita SnO2
Ferro Hematita Fe2O3
Ferro Magnetita Fe3O4
Ferro Limonita 2Fe2O3 · 3H2O
Alumínio Bauxita Aℓ2O3 · 2H2O
Cobre Cuprita Cu2O
Manganês Pirolusita MnO2
Chumbo Galena PbS
Mercúrio Cinábrio HgS
Cromo Cromita Cr2FeO4
Zinco Blenda ZnS
Através da mineração, faz-se a extração do minério que se encontra na natureza, nas minas e jazidas subter-râneas ou a céu aberto.
O minério encontrado na natureza vem, geralmente, acompanhado de impurezas ou ganga, que são retira-das através de processos da metalurgia denominados de purificação e concentração do minério.
MetalurgiaA metalurgia representa uma sequência de proces-
sos através dos quais se retira um ou mais metais a partir de um minério.
Os metais têm facilidade de se oxidar e, assim, encontram-se combinados com outros elementos for-mando os minérios. Para se obter o metal, na forma sim-ples, é necessário que o cátion do metal sofra redução.
12
Metaloxidado no
minério
Metalurgia
redução
x+
Metal0
na forma reduzida(simples)
Esquematizando a sequência dos processos de mineração e metalurgia, temos:
Extraçãodo
minério
Purificaçãodo
minério
ReduçãoPurificação
dometal
Formaçãode ligas
metálicas
Nos processos da metalurgia, têm-se basicamente duas etapas:
Redução do minério
Retirada do metal impuro
Reação das impurezas (ganga)com fundente
Escória
1a. etapa
2a. etapa
Vamos conhecer alguns destes processos da meta-lurgia para os principais metais:
COBRE, PRATA, OURO E MERCÚRIO(Cuo) (Ago) (Auo) (Hgo)
São conhecidos como metais NOBRES e possuem pequena tendência à oxidação.
A prata, o cobre e o mercúrio são comumente encontrados na forma de SULFETOS, e os metais puros são obtidos pelo processo de USTULAÇÃO dos minérios. O ouro é encontrado na forma de substância simples, portanto não é necessária a etapa de redução.
USTULAÇÃO é o processo de aquecimento de um sulfeto na presença de oxigênio.
cinábrio(minério)
metal
Hg + SO2HgS + O2 Δ
argentita(minério)
metal2Ag + SO2Ag2S + O2 Δ
FERRO, ESTANHO, ZINCO E CHUMBO (Fe) (Sn) (Zn) (Pb)
Estes metais sofrem facilmente oxidação na natureza (não são nobres). Portanto, há necessidade de um agen-te redutor para retirá-los dos seus respectivos minérios.
Os agentes redutores mais utilizados na indústria si-derúrgica são o monóxido de carbono (CO) e o carvão (C).
Exemplo:Obtenção do ferro a partir de hematita Fe2O3
2Femetal
+3 +2
0
+4oxidação
redução
Fe2O3 + 3CO Δ 3CO2+
*Observe que o CO está atuando como agente redu-tor no processo.
Este processo é usado basicamente na siderurgia para obtenção do metal ferro-gusa nos altos-fornos.
Na verdade, a siderurgia é o nome especial que se dá à metalurgia do ferro e das suas ligas. Na siderurgia, os principais produtos são:
Ferro-gusa – é a liga de ferro que possui de 2 a 5% de carbono; com impurezas (Mn, Si, P), é muito quebradiço.
Ferro doce (aço) – é a liga de ferro que contém 0,2% a 1% de carbono; com baixa porcentagem de impurezas (Mn, Si, P, etc.).
Ferro fundido – é a liga de ferro com 2 a 5% de carbono, com menor quantidade de impurezas que o ferro-gusa.
Como podemos observar, o ferro puro não é praticamente usado, mas, sim, a sua combinação com o carbono e outros metais (cromo, níquel, tungstênio, etc.), constituindo a liga de maior importância para o mundo industrial, que é o AÇO.
AÇO – liga de ferro com até 1,5% de carbono.
Esquema de um alto-forno:
Coque, minério deferro e calcário
(O2)Ar quente
Estrutura de aço comrevestimento internode tijolos refratários.
Saída do CO2
aquecido
(O2)Ar quente
Escórialíquida
Ferrolíquido
300°C
700°C
1 000°C
1 600°C
A obtenção do estanho segue o mesmo processo do ferro. Porém, os metais zinco e chumbo encontram-se
Aula 14
13Química 7B
na forma de sulfetos; logo, devem sofrer primeiramente uma ustulação e, em seguida, uma redução.
Exemplo:
ustulação
redução com CO
ZnO + SO2
CO2
sulfeto óxido
+2 0redução
+2 +4oxidação
1a. etapa
2a. etapa
ZnS + 32
O2
ZnO +
Δ
ΔCO Zn +
Alumínio Trata-se de um metal de difícil redução. O meio mais
econômico para obtenção do metal alumínio é pela redução, utilizando a corrente elétrica, conhecida pelo nome de eletrólise.
O processo de metalurgia do alumínio se inicia pela purificação do minério bauxita (Aℓ2O3 · 2H2O), obtendo--se a alumina pura (Aℓ2O3).
A seguir, este óxido sofre fusão e decomposição pela passagem de corrente elétrica (eletrólise).
Esquema
Aℓ2O3 · 2H2Opurificação
Aℓ2O3eletrólise 2Aℓ +
32
O2
bauxita
Testes
Assimilação14.01. Complete:a) 1 F = Cb) 1 F = elétronsc) Na equação Q = i · Δt, o tempo (t) deve estar em
.d) Na equação Q = i · Δt, a quantidade de carga (Q) deve
estar em .e) Na equação Q = i · Δt, a intensidade de corrente (i) deve
estar em .f ) 1 F corresponde à C que é igual à
elétrons.g) Quando celas eletrolíticas estão associadas em série, a
quantidade de eletricidade que atravessa a primeira cela é a que atravessa a segunda.
14.02. (FCC – SP) – Quantos faradays são necessários para transformar em cobre metálico um mol de íons cobre II?a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
14.03. (UnB – DF) – Um faraday passa em série por eletrólitos de AgNO3 e CuSO4. As massas dos metais depositadas no cátodo são, respectivamente:Dado: M(g/mol) (Ag = 108; Cu = 63,5)a) 36,0 g e 21,17 gc) 108,0 g e 31,75 ge) 54,0 g e 31,75 g
b) 108,0 g e 63,5 gd) 54,0 g e 63,5 g
14
14.04. (UFRGS) – O número de elétrons necessários para eletrodepositar 5,87 mg de níquel a partir de uma solução de NiSO4 é aproximadamente igual a:Dado: MNi = 58,7 g/mola) 6,0 × 1019
b) 1,2 × 1020
c) 3,0 × 1020
d) 6,0 × 1023
e) 1,2 × 1024
14.05. (UFRGS) – Sabendo que um faraday é igual a 96 500 coulombs, o tempo, em segundos, necessário para eletrodepositar 6,3 g de Cu2+ utilizando uma corrente de 2 ampères é de:Dado: MCu 63 g/mola) 6,3b) 12,6c) 4 825d) 9 650e) 19 300
Aperfeiçoamento14.06. (UNIMONTES – MG) – O alumínio [Aℓ] é obtido, eletroliticamente, a partir de alumina [Aℓ2O3] fundida. Durante a eletrólise, o íon Aℓ3+ é reduzido, no cátodo, a Aℓ. Supondo-se uma célula eletrolítica funcionando por 30 h, na qual circulou uma corrente de 50 A (constante de Faraday = 96 500 C), a massa (g) alumínio depositada no eletrodo será de, aproximadamente,Dado: MAℓ = 27 g/mol.a) 504b) 0,14c) 1 512d) 19
14.07. (CESGRANRIO – RJ) – Na composição química da célula estão presentes sais minerais que desempenham importantes papéis. As espécies Na+ e K+, por exemplo, res-pondem pelas cargas elétricas que provocam potencial de ação responsável pelo impulso nervoso, como ocorre com os neurônios. Para a espécie Na+ ganhar 1 mol de elétrons e se reduzir a Na0, a quantidade de eletricidade, em coulomb, será aproximadamente igual a:Dado: carga do elétron = 1,602 · 10–19 Ca) 19 300b) 38 600c) 57 900d) 77 200e) 96 500
Aula 14
15Química 7B
14.08. Complete corretamente:a) Eletrodos ativos são eletrodos que da
reação.b) Numa eletrólise com eletrodos ativos o metal que cons-
titui o ânodo sofre .
14.09. (FUVEST – SP) – Para pratear eletroliticamente um objeto de cobre e controlar a massa de prata depositada no objeto, foi montada a aparelhagem esquematizada na figura a seguir onde I, II e III são, respectivamente:
III
III
Solução aquosa de sal de prata
a) o objeto de cobre, uma chapa de platina e um amperí-metro;
b) uma chapa de prata, o objeto de cobre e um voltímetro;c) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um voltímetro;d) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um amperímetro;e) uma chapa de prata, o objeto de cobre e um amperímetro.
14.10. (UTFPR) – Sobre o processo de eletrólise de uma solução aquosa de nitrato de prata com eletrodos inertes, é incorreto afirmar:a) Nitrato de prata se dissocia em água, liberando íons Ag+ e
NO –3.b) No cátodo, há deposição de prata.c) No ânodo, há formação de oxigênio.d) A solução torna-se ácida devido à formação de HNO3.e) O fluxo de elétrons se faz do cátodo para o ânodo.
14.11. (FUVEST – SP) – Em um bate-papo na Internet, cinco estudantes de química decidiram não revelar seus nomes, mas apenas as duas primeiras letras, por meio de símbolos de elementos químicos. Nas mensagens, descreveram algumas características desses elementos. – É produzido, a partir da bauxita, por um processo que
consome muita energia elétrica. Entretanto, parte do que é produzido, após utilização, é reciclado.
– É o principal constituinte do aço. Reage com água e oxi-gênio, formando um óxido hidratado.
– É o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre. Na forma de óxido, está presente na areia. É empregado em componentes de computadores.
– Reage com água, desprendendo hidrogênio. Combina-se com cloro, formando o principal constituinte do sal de cozinha.
– Na forma de cátion, compõe o mármore e a cal.Os nomes dos estudantes, na ordem em que estão apresen-tadas as mensagens, podem ser:a) Silvana, Carlos, Alberto, Nair, Fernando;b) Alberto, Fernando, Silvana, Nair, Carlos;c) Silvana, Carlos, Alberto, Fernando, Nair;d) Nair, Alberto, Fernando, Silvana, Carlos;e) Alberto, Fernando, Silvana, Carlos e Nair.
14.12. (SUPRA – SC) – As obras do artista blumenauense Guido Heuer e do escultor Pita Camargo, expostas em vários locais de Blumenau, foram feitas em sua maioria em bronze e algumas em mármore.Os principais componentes desses materiais são:
Bronze Mármorea) Cu, Zn CaOb) Fe, Zn CaCO3c) Fe, Zn CaOd) Cu, Sn CaSO4e) Cu, Sn CaCO3
16
Aprofundamento14.13. (CEFET – PR) – Analise as afirmações abaixo:
I. O metal x é leve, sofre pouca corrosão e é bastante utilizado na construção civil (portões, esquadrias) e na fabricação de aeronaves (ligas leves).
II. O metal y forma, com o estanho, uma liga denominada bronze, muito utilizada na fabricação de monumentos.
III. O metal z, de elevado ponto de fusão, é frequente-mente utilizado em filamentos de lâmpadas incan-descentes.
Tais metais são, na ordem:a) estanho, cromo, platina;b) zinco, tungstênio, chumbo;c) cobre, estanho, ouro;d) alumínio, cobre, tungstênio;e) estanho, alumínio, cobre.
14.14. (UESC) – A galvanizacão é um processo eletroquí-mico em que o metal que recobre o ferro funciona como um ânodo e o ferro, como um cátodo.Sobre os processos eletroquímicos, é correto afirmar:a) no cátodo, ocorre a redução.b) no ânodo, ocorre o ganho de elétrons.c) nas pilhas, o polo positivo é sempre o ânodo.d) as pilhas transformam energia elétrica em energia química.e) na eletrólise, a massa de material depositada no cátodo
é inversamente proporcional à corrente elétrica que atravessa o sistema.
14.15. (PUCSP) – Os metais são conhecidos pela sua ma-leabilidade e ductibilidade, por serem bons condutores térmicos e elétricos e apresentarem brilho característico. Propriedades mais específicas de alguns metais são descritas a seguir.O metal I é líquido à temperatura ambiente e dissolve di-versos outros metais, formando amálgamas que apresentam larga aplicação.O metal II apresenta temperatura de fusão de 98°C, é mole e reage violentamente com a água , liberando grande quan-tidade de energia.O metal III é certamente o metal mais utilizado no mundo, sendo o principal constituinte das ligas metálicas conhecidas genericamente como aço.O metal IV tem bastante aplicação na indústria civil e de embalagens. Além de pouco denso, tem a vantagem de ser coberto por uma fina camada de óxido que dificulta a sua cor-rosão pelo oxigênio. Os metais I, II, III e IV são, respectivamente,a) mercúrio, ouro, cobre e titânio.b) césio, potássio, prata e alumínio.c) mercúrio, sódio, ferro e alumínio.d) mercúrio, sódio, cobre e estanho.e) gálio, ouro, ferro e alumínio.
14.16. (ITA – SP) – Uma fonte, que fornece uma corrente elétrica constante de 3,00 A, permaneceu ligada a uma cé-lula eletrolítica contendo solução aquosa de H2SO4 e dois eletrodos inertes. Durante certo intervalo de tempo forma-ram-se 0,200 mol de H2 em um dos eletrodos e 0,100 mol de O2 no outro. Para obter as quantidades de produtos indi-cadas, o intervalo de tempo, em segundos, necessário será:a) (0,200 – 0,100) × 9,65 x 104/3,00b) 0,200 × 9,65 × 104/3,00c) (0,400 – 0,200) × 9,65 × 104/3,00d) (0,400 + 0,200) × 9,65 × 104/3,00e) 0,400 × 9,65 × 104/3,00
Aula 14
17Química 7B
14.17. (UFRJ) – Por uma solução aquosa de H2SO4, contida em uma cuba eletrolítica, faz-se passar durante 965 segun-dos uma corrente de 10 A. Nas CNTP, os volumes de O2 e de H2 produzido no ânodo e cátodo, respectivamente, são:a) 1,12 e 0,56 litros;b) 0,56 e 0,56 litros;c) 5,6 e 11,2 litros;d) 0,56 e 1,12 litros;e) 1,12 e 1,12 litros.
14.18. (UEL – PR) – Considere duas soluções aquosas, uma de nitrato de prata (AgNO3) e outra de um sal de um metal X, cuja carga catiônica não é conhecida. Quando a mesma quantidade de eletricidade passa através das duas soluções, 1,08 g de prata e 0,657 g de X são depositados (massas molares: Ag =108 g/mol; X = 197 g/mol).Com base nessas informações, é correto afirmar que a carga iônica de X é:a) –1b) +1c) +2d) +3e) +4
Discursivos14.19. (FUVEST – SP) – As etapas finais de obtenção do cobre a partir da calcosita, Cu2S, são, sequencialmente:
I. ustulação (aquecimento ao ar);II. refinação eletrolítica (esquema adiante).
a) Escreva a equação da ustulação da calcosita.b) Descreva o processo da refinação eletrolítica, mostrando o que ocorre em
cada um dos polos ao se fechar o circuito.c) Indique, no esquema dado, o sentido do movimento dos elétrons no circuito e
o sentido do movimento dos íons na solução durante o processo de eletrólise.
Cobrepuro
Cobreimpuro
CuSO4(aq)
18
14.20. (CESGRANRIO – RJ) – Para identificar os polos (+) e (–) de uma “bateria de automóvel” (acumulador de chumbo), um eletricista executa um teste prático, baseado em noções de eletroquímica, ilustrado no esquema abaixo:
Fios de cobre
Bateria A solução adquire cor azulada Solução
da bateria
Copo
Evolução de gás1
2
a) Os polos da bateria são indicados na figura pelos números 1 e 2. Qual deles é o + e qual é o – ? Justifique.b) Por que a solução da bateria adquire coloração azul?c) Qual o gás liberado num dos fios do cobre? Equacione a reação na qual ele se forma:
Gabarito14.01. a) 96500 C
b) 6 · 1023
c) segundosd) coulombse) ampèresf ) 96 500, 6 · 1023
g) mesma14.02. b14.03. c14.04. b14.05. d14.06. a14.07. e14.08. a) participam
b) oxidação14.09. e14.10. e14.11. b14.12. e14.13. d14.14. a14.15. c14.16. e14.17. d14.18. d14.19. a) Cu2S + O2 → 2Cu(s) + SO2 (g)
b) Cobre puro → cátodo – ocorre redu-ção do Cu2+.Cobre impuro → ânodo – ocorre oxidação de cobre além de Fe e Zn que estão presentes na liga de cobre impuro.
c) Os elétrons, no circuito externo, irão do polo positivo (cobre impuro) para o polo negativo (cobre puro). Na solução, os cátions Cu2+ migram do polo positivo para o negativo. Os íons sulfato (SO4
2–) não sofrem alterações químicas.
Cobreimpuro
Cobrepuro
CuSO4(aq)
e–e–
e– e–
redução oxidação+–
Cu2+
0 2
Ânodo
(oxidação) Cu Cu 2 e
polo
+ −
⎧⎪
⎯⎯→ +⎨⎪⊕ ⎩
2 0
Cátodo
redução Cu 2 e Cu
(polo )
+ −
⎧⎪
+ ⎯⎯→⎨⎪⎩
Os íons sulfato ( )SO 42 não sofrem alterações químicas.
14.20. a) No fio 1 está havendo produção de gás, ou seja, redução no cátodo que é o polo negativo. O fio 2 está ligado ao polo positivo.
b) Devido à formação de CuSO4
c) H2(g) (Gás Hidrogênio)2 H+
(aq) + 2e– → H2(g)
Solução da bateria ⎯→⎯ H SO2 4 aq( )
1
01Aula
1CQuímica
Introdução à Química Orgânica
Os compostos orgânicos são bastante comuns e importantes na nossa vida diária. Por exemplo, o álcool comum (C2H6O) usado como combustível e na fabricação de bebidas; o vinagre (C2H4O2) usado como tempero; o petróleo e seus derivados e quase todas as moléculas que tornam a vida possível – ácidos nucleicos, proteínas, enzimas, vitaminas, carboidratos e lipídios.
Durante milhares de anos os homens usaram com-postos orgânicos e as reações orgânicas. A descoberta do fogo é provavelmente a primeira experiência deliberada de uma reação orgânica. A fermentação de uvas, para produção de álcool etílico, a “púrpura real” dos fenícios (extraída de moluscos), o anil e a alizarina, compostos utilizados pelos egípcios para tingir tecidos são alguns exemplos de sínteses orgânicas.
Com base na fonte de obtenção desses compostos (organismos vivos), em 1777, Torben Bergman principiou a distinguir os compostos químicos em duas classes.
Sendo assim:
• Compostos orgânicos: Fonte – seres vivos• Compostos inorgânicos: Fonte – reino mineral
Teoria da força vitalCom base na divisão
anterior e em experiências realizadas em laboratórios, Jöns Jakob Berzelius enun-ciou a Teoria da Força Vital, segundo a qual os compostos orgânicos necessitam de uma força maior (vida) para serem sintetizados.
Jöns Jakob Berzelius
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“Na natureza viva os elementos estão sujeitos a leis diversas da natureza privada de vida e as substâncias orgânicas não podem ser formadas unicamente sob a influência de forças físicas e químicas comuns, mas exigem a intervenção de uma força vital particular.”
Síntese da ureiaComo os químicos não podem criar vida no laborató-
rio, presumiram que não podiam criar substâncias com força vital. Porém, em 1828, Friedrich Wöhler, aquecen-do cianato de amônio (uma substância inorgânica), em laboratório, obteve a ureia, composto reconhecidamen-te orgânico, abalando a Teoria da Força Vital.
(NH4) (OCN) calor O = CNH2
NH2Cianato de amônio Ureia
Após a síntese da ureia, as sínteses orgânicas se suce-deram e se avolumavam de tal maneira que o “vitalismo” não tinha mais sentido.NOTA: Alguns anos após a síntese da ureia (Síntese de Wöhler), Berzelius, sabendo que o cianato de amônio e a ureia apresentavam a mesma composição, mas propriedades diferentes, propôs que essas substâncias fossem chamadas de isômeros.Isômeros (do grego) iso = igual (iguais), meros = partes.
Conceito atualCom a queda da teoria da força vital, por volta de
1850, e sabendo que os compostos reconhecidamente orgânicos apresentavam em comum o elemento quími-co carbono, surgiu o conceito usado até hoje:
2
Química Orgânica é um ramo da Química que estuda os compostos do elemento carbono, deno-minados compostos orgânicos.
Considerando-se também a existência de compostos químicos contendo carbono, por exemplo, carbonatos e óxidos de carbono, mas com propriedades incomuns aos compostos denominados orgânicos, temos mais modernamente a seguinte definição:
Química Orgânica é o ramo da Química que es-tuda os compostos do elemento carbono como hi-drocarbonetos e seus derivados.
NOTA: Os hidrocarbonetos serão estudados mais adian-te na nossa programação.
Carbono – PropriedadesInicialmente estudaremos duas propriedades extre-
mamente importantes: • Tetracovalência
O átomo de carbono (6C) apresenta quatro elétrons no nível de valência, os quais permitem que um átomo de carbono estabeleça a formação de quatro pares de elétrons com outros átomos, ou seja, quatro ligações covalentes: 6C
Camadas da eletrosfera
Camada de valência
K L2 4
C
Uma molécula orgânica é obtida quando o carbono estabelece ligações com outros carbonos ou com átomos de outros elementos como, por exemplo, o hidrogênio.
C
H
HH
H
• Outras representações:De pontos: H
H
• • C • • HH
De traços:
– C –
H
H
HH
• EncadeamentoOs átomos de carbono podem ligar-se uns aos ou-
tros, formando cadeias de diversas formas e tamanhos.
– C – C – C – C – C –
O carbono pode também formar ligações covalentes com átomos de outros elementos, especialmente o hi-drogênio, o oxigênio e o nitrogênio, que são chamados de elementos organógenos (C, H, O, N).
HO
O O
O
O
O
CH
H
H HC
C
H
H
C
CCH
H H
H
H
Glicose
Classificação dos átomos de carbono em uma cadeiaConforme a posição em que se encontram na cadeia,
os átomos de carbono classificam-se como:
Carbono primário: quando está ligado apenas a um outro átomo de carbono.
– C – C – C – C –
Carbono secundário: quando está ligado a dois outros átomos de carbono.
– C – C – C –
Carbono terciário: quando está ligado a três outros átomos de carbono.
– C – C – C –
– C –
Carbono quaternário: quando está ligado a quatro outros átomos de carbono.
– C – C – C –
– C –
– C –
Comparação entre compostos orgânicos e inorgânicos
O quadro a seguir mostra alguns contrastes nas propriedades gerais de compostos orgânicos e inor-gânicos, válido para a maioria dos compostos, mas não para todos.
Aula 01
3Química 1C
Propriedade Orgânicos Inorgânicos
Estado físico Sólido, líquido, gasoso Sólido
Combustão Queimam Não queimam
PF e PE Baixo Alto
Solubilidade
Insolúveis em água (maioria)
Solúveis em solventes orgânicos
Solúveis em água (maioria)
Insolúveis em solventes orgânicos
Condutividade elétrica Não conduzem
Conduzem, quando fundidos ou quando dissolvidos em água
Reações Lentas Mais rápidas
Ocorrência de isômeros Comum Pouco comum
É importante saberA palavra “orgânico” continua ainda hoje sendo
usada por algumas pessoas como significando “o que vem de organismos vivos”, como nos termos “fertilizantes orgânicos” e “vitaminas orgânicas”. O termo usado “alimento orgânico” significa que o alimento foi cultivado sem o uso de pesticidas e de fertilizantes sintéticos. É bom lembrar que a vitami-na C natural pura é tão saudável quanto a vitamina C sintética pura já que são quimicamente idênticas em todos os aspectos.
Na ciência, hoje, o estudo dos compostos obtidos a partir de organismos vivos é a chamada química de produtos naturais.
Testes
Assimilação01.01. Wöhler, em 1828, por meio de uma reação química, obteve em laboratório uma substância que abalou a teoria da força vital de Berzelius. A substância obtida nessa síntese foi:a) metanoc) águae) ureia
b) etanold) glicose
01.02. Em relação à ureia, assinale a afirmação falsa:
O = CNH2
Ureia
NH2
a) Pode ser encontrada na urina de mamíferos.b) Foi sintetizada em laboratório por Wöhler, abalando a
teoria da força vital.c) Pode ser obtida pelo aquecimento do cianato de amônio.d) Possui quatro elementos organógenos.e) Apresenta átomo de carbono quaternário (tetravalente).
01.03. Considerando as propriedades do carbono assinale a alternativa que apresenta uma fórmula incorreta.a) H2C = C = C C Hb) H3C – CH2 – C N c) H3C – CH2 – OH d) H2C = CH – CH3
e) H3C – C O
OH
01.04. Na substância de fórmula.
H3C – C – N –– C* – CH3
CH3
H
CH3H2
O carbono assinalado com um (*) é:a) trivalented) terciário
b) quaternárioe) primário
c) secundário
01.05. (UFPA) – No composto
CH – CH – CH2 – CH – CH3
CH3H3C
H3C
CH3
As quantidades totais de átomos de carbono primário, se-cundário e terciário são, respectivamentea) 5, 2 e 2d) 3, 3 e 3
b) 5, 1 e 3e) 2, 1 e 4
c) 4, 3 e 2
Aperfeiçoamento01.06. (UEMA) – Por volta de 1858 e 1861, os químicos Friedrich August Kekulê, Archebald Scott Couper e Alexan-der M. Butlerov lançaram três postulados que constituem as bases fundamentais da Química Orgânica. A partir dos estudos das propriedades dos compostos de carbono, pode--se diferenciar claramente essa classe de compostos dos demais considerados inorgânicos. Com base nas principais diferenças existentes entre Química Orgânica e Química
4
Inorgânica, identifique a única propriedade que corresponde aos compostos orgânicos em condições normais.a) Ausência de isomeria.b) Ponto de fusão alto.c) Composição elementar básica de enxofre e silício. d) Excelente resistência ao calor.e) Baixa solubilidade em água.
01.07. (UFES) – Com relação aos compostos orgânicos e inorgânicos, é incorreto afirmar:a) os compostos orgânicos geralmente apresentam ponto de
ebulição maior que os compostos inorgânicos.b) os compostos orgânicos geralmente apresentam ponto
de fusão menor que os compostos inorgânicos.c) os compostos inorgânicos são geralmente mais solúveis
em água que os compostos orgânicos.d) os organismos vivos em geral são constituídos por grande
quantidade de compostos orgânicos.e) nem todo composto que apresenta carbono em sua
estrutura é composto orgânico.
01.08. Determine o número de átomos de carbono secun-dário no composto:
H3C – CH (CH3) – C – C – NH2 H2 H2
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
01.09. (FGV – SP) – O composto de fórmula:
H3 C– C – CH = C – CH – CH – N – CH – CH3
CH3 CH3 CH3
OH H
CH3
CH3
apresenta carbonos primários, secundários, terciários e quaternários, respectivamente, em número de: a) 5, 5, 2 e 1 d) 6, 4, 1 e 2
b) 5, 4, 3 e 1e) 7, 3, 1 e 2
c) 7, 4, 1 e 1
01.10. Dadas as estruturas, a que possui maior número de átomos de carbono secundário está na alternativa:a) H3C – CH3b) H3C – CH2 – CH3c) H3C – (CH2)7 – CH3
d)
C
CH – C C – H
H – C C– H
H
H
e) H3C – CH – CH2 – CH = CH2
CH3
01.11. Na cadeia carbônica da nicotina abaixo:
N
CC
C
C
C C
C C
C CN
o número de átomos de carbono terciário é:a) 5c) 3 e) 1
b) 4d) 2
01.12. Todos os compostos a seguir são orgânicos, exceto: a) CH4b) H3C – CH3c) CO2d) H3C – COOH
e) O = CNH2
NH2
Aprofundamento01.13. No composto
N – COCH3
C = NCH2
Cℓ
Determine o número de átomos de carbono e quantos são terciários, respectivamente:a) 16 e 1b) 15 e 1c) 15 e 2d) 16 e 2e) 16 e 3
01.14. Na estrutura representada abaixo, qual o número de carbonos primários, secundários, terciários e quaternários, respectivamente?
H3 C– CH2 – C – (CH2)2 – CH3
CH3
C2H5
a) 4 – 2 – 0 – 1b) 4 – 4 – 0 – 1c) 4 – 1 – 1 – 0d) 4 – 3 – 1 – 2e) 3 – 3 – 0 – 1
Aula 01
5Química 1C
01.15. Substituindo-se os hidrogênios da água (H2O) pelo mesmo número de átomos de carbono, o número total de hidrogênios na nova molécula será de:a) 2 hidrogênios;c) 4 hidrogênios; e) nenhum.
b) 3 hidrogênios; d) 6 hidrogênios;
01.16. Numa cadeia carbônica de um composto orgânico formado somente por carbono e hidrogênio e contendo apenas dois átomos de carbono primário e um átomo de carbono secundário, qual o número mínimo e o número máximo de átomos de hidrogênio, respectivamente, en-contrados?a) 4 e 6 b) 4 e 8 c) 0 e 8d) 2 e 6 e) 2 e 8
01.17. Na composição de corretores do tipo Liquid Paper encontra-se a substância de fórmula
H2C = CH – CH2 – N = C = O
Nessa fórmula o número de átomos de hidrogênio classificados como primário é:a) 5c) 3e) 1
b) 4d) 2
01.18. (ACAFE – SC) – O veronal apresenta a fórmula:
H O
N – C
O = C C
N – C
H O
C2H5
C2H5
Sob o ponto de vista farmacológico, é um hipnótico e um barbitúrico. Em sua fórmula estrutural, os números de car-bonos primários, secundários, terciários e quaternários são, respectivamente:a) 4 – 2 – 0 – 1 b) 5 – 2 – 0 – 1c) 4 – 2 – 1 – 1 d) 2 – 2 – 2 – 1e) 3 – 4 – 0 – 0
Discursivos01.19. “Propus que substâncias de mesma composição, mas de propriedades diferentes, fossem chamadas de isômeros. Palavra originada do grego isômerés, que significa formado por partes iguais.”
J.J. Berzelius
Essa proposta de Berzelius foi formulada alguns anos após a síntese de Wöhler. Explique essa proposição utilizando a equação da reação de síntese da ureia efetuada por Wöhler.
6
01.20. Determine o significado correto das seguintes expressões:a) Compostos orgânicos
b) Carbono secundário
c) Elementos organogênicos
01.01. e01.02. e01.03. a01.04. c01.05. b01.06. e01.07. a01.08. a01.09. c01.10. c01.11. e01.12. c01.13. d
Gabarito01.14. b01.15. d01.16. b01.17. b01.18. a01.19.
NH4 OCN
CH4 ON2
“Partes” iguais
Mesma fórmula molecular
O = CNH2
NH2calor
01.20. a) São compostos do elemento carbono, como hidrocarbonetos e seus deriva-dos.
b) Átomo de carbono ligado diretamen-te a dois carbonos.
c) Elementos mais abundantemente encontrados nas moléculas orgânicas.
Ex.: C, H, O e N.
7Química 1C
Classificação das cadeias carbônicas e HC não ramificados
1CAula 02Química
Cadeias carbônicasCadeias carbônicas são agrupamentos de átomos
de carbono ligados uns aos outros e átomos de outros elementos que eventualmente estejam entre eles (hete-roátomos).
Observe:
um composto orgânico H3C – CH2 – CH2 – OHe sua cadeia carbônica C – C – C
Classificação das cadeias carbônicasEm função da grande variedade de compostos
orgânicos conhecidos, os químicos estabeleceram uma linguagem para descrever a maneira como os átomos de carbono estão unidos, formando o esqueleto (cadeia) do composto.
Em princípio, as cadeias carbônicas são divididas em dois grandes grupos:
1) Cadeias abertas (acíclicas ou alifáticas)São as cadeias que possuem extremidades livres,
sem a formação de ciclo ou anel.Exemplos:H3C – CH2 – CH2 – CH3; H3C – CH – CH2 – CH3
CH3
;
H3C – CH2 – C O
OH
2) Cadeias fechadas (cíclicas)São, como o próprio nome sugere, as cadeias que
possuem um ciclo ou anel.Exemplos:
CC C
C C
;
equivalentes H2C CH2
H2C CH2
Quando uma cadeia possui uma parte cíclica e pelo menos um átomo de carbono fora do ciclo, ela pode ser chamada de cadeia mista.
Exemplo: – C – C
Critérios de classificaçãoQuanto à disposição dos átomos
• Cadeia normal – Não possui átomos de carbono terciário nem quaternário.Exemplos: H3C – CH2 – CH2 – CH3; H3C – CH – CH3;
OHH3C – CH2 – O – CH2 – CH3;
• Cadeia ramificada – Apresenta pelo menos um átomo de carbono fora do alinhamento dos demais átomos de carbono. Frequentemente possui átomos de carbono terciário ou quaternário.Exemplos:
H3C – CH – CH3 ;
CH3
H3C – C – CH3 ;
CH3
CH3
– CH2 – CH3
Quanto à natureza dos átomos: • Cadeia heterogênea – Apresenta heteroátomo.
Os principais heteroátomos são o enxofre, o oxigênio e o nitrogênio (S, O, N)
Exemplos:
H3C – O – CH3
Heteroátomo
H3C – N – CH2 – CH3
H
Observação:Quando o ciclo é heterogêneo se diz que a
cadeia é heterocíclica.
8
C C
C C
OOequivalente a
• Cadeia homogênea – Não apresenta heteroátomo.Exemplos:H3C – CH2 – CH3 ; H3C – CH2 – NH2 ;
H3C – COH
O
Observação:Quando o ciclo é homogêneo, diz-se que é
um homociclo.
equivalente a
C
C
CCCC
Quanto aos tipos de ligação (C x C) • Cadeia saturada – Apresenta somente ligações
simples (–) entre átomos de carbono.Exemplos:
H3C – C – CH3 ;
H
H
H3C – C ;O
OH
Cadeia insaturada – Apresenta pelo menos uma dupla (=) ou tripla ( ) ligação entre dois átomos de carbono.
Exemplos: H2C = CH2 ; ; H – C C – CH3
Classificação das cadeias fechadas (Cíclicas)
• Cadeias aromáticas – Numa análise simplista são as que possuem anel benzênico.Anel benzênico, anel aromático, núcleo benzênico
ou núcleo aromático é uma cadeia fechada, homogê-nea e formada por 6 átomos de carbono ligados entre si, como exemplificado a seguir:
a)
Anel benzênico, anel aromático, núcleo benzênico ou núcleo aromático
H|
CH – C C – H
|| | ouH – C C – H
C|
H
ou
Observações:• Uma cadeia aromática pode ser:
Mononuclear – Contém apenas 1 núcleo aromático.
Exemplo:
Polinuclear – Contém 2 ou mais núcleos aromáticos.
Exemplos:
núcleos isolados núcleos condensados – Possuem átomos de carbonos em comum
• Cadeias não aromáticas – São cadeias cíclicas que não possuem o anel aromático.
Exemplos:
C
C
C – O – CCCC
Essas cadeias são também denominadas alicíclicas.
Aula 02
9Química 1C
Iniciaremos agora o estudo das funções orgânicas, com os Hidrocarbonetos não ramificados.
HidrocarbonetosSão compostos orgânicos formados unicamente por
átomos de carbono e de hidrogênio:
H3C – CH – CH2 – CH3
CH3
; H2C – CH2
H2C – CH2
Nomenclatura dos hidrocarbonetosAs regras de nomenclatura para os compostos orgâ-
nicos foram elaboradas pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada).
A sistemática IUPAC de nomenclatura é constituída de um conjunto de regras, que permite atribuir nomes aos compostos orgânicos de tal maneira que dois compostos diferentes não terão o mesmo nome IUPAC (ou sistemático).
Inicialmente devemos observar, como princípio bási-co, que o nome de um composto orgânico é constituído de três partes:
Prefixo + intermediário + sufixo(início) (meio) (terminação)
O prefixo (início) indica o número de átomos de carbono existentes na molécula do composto. Assim:
PREFIXO No. DE CARBONOS PREFIXO No. DE
CARBONOS
Met 1 Undec 11
Et 2 Dodec 12
Prop 3 Tridec 13
But 4 Tetradec 14
Pent 5 Pentadec 15
Hex 6 Hexadec 16
Hept 7 Heptadec 17
Oct 8 Octadec 18
Non 9 Nonadec 19
Dec 10 Eicos (ou icos) 20
O intermediário (meio) indica o tipo de ligação entre os átomos de carbono existentes na molécula do composto. Assim:
TIPO DE LIGAÇÃO INTERMEDIÁRIO (MEIO)
Simples (C – C) AN
Uma dupla (C = C) EN
Uma tripla (C C) IN
Duas duplas (C = C = C) DIEN
Sufixo: indica a função orgânica à qual o composto pertence. Nesta aula, estudaremos apenas os hidrocar-bonetos. O sufixo para essa função orgânica é a letra O.Exemplos:
H – C – C – H
H
H
H
H
etano
et – – an – – o2 átomos de C ligação simples
entre carbonosterminação da função
hidrocarboneto
H2C C – C H3
H
propeno
prop – – en – – o3 átomos de C ligação dupla
entre carbonosterminação da
função hidrocarboneto
Hidrocarbonetos de cadeia normal (não ramificados)
Com a finalidade de tornar mais fácil o estudo dos hidrocarbonetos e o entendimento de sua nomenclatura, os hidrocarbonetos foram divididos em alguns subgrupos:1a. ) Alcanos
• São os hidrocarbonetos alifáticos (cadeia aberta) e saturados (apenas ligações simples)
• Nomenclatura segundo a IUPAC:
prefixo + an + o
Exemplos:
H – C – H
H
H
metano
O metano é o principal constituinte da mistura de gases denominada gás natural.
Observações:2. O metano não possui cadeia carbônica.
3. Existem alguns compostos com nomes semis-sistemáticos: são nomes em que pelo menos uma parte tem significado sistemático.
Outros exemplos:H3C – CH3 etanoH3C – CH2 – CH3 propanoH3C – CH2 – CH2 – CH3 butano
10
• O propano e o butano são constituintes do conheci-do GLP–gás liquefeito de petróleo.
2a. ) Alcenos ou AlquenosSão os hidrocarbonetos alifáticos (cadeia aberta) e
insaturados por uma dupla ligação. • Nomenclatura segundo a IUPAC:
prefixo + en + o
Exemplos:H2C = CH2 eteno
O eteno, além de matéria-prima usada para fabri-cação de plásticos, é um gás utilizado para forçar o amadurecimento de frutas.
H2C = CH – CH3 propeno
Observe os exemplos a seguir:
H2C = CH – CH2 – CH2 – CH3 eH3C – CH = CH – CH2 – CH3
São moléculas diferentes. A diferença está na posição da dupla ligação.
Assim, para diferenciá-los em termos de nomencla-tura, é preciso indicar, no nome, o local em que se en-contra a insaturação (localização da dupla). Para alcenos com quatro ou mais átomos de carbono, numeram-se os carbonos a partir da extremidade mais próxima da dupla ligação. A posição da dupla é indicada usando o número do primeiro átomo de carbono da dupla. O nú-mero deve ser escrito antes do infixo (intermediário) en.
1 2 3 4 5
H2C = CH – CH2 – CH2 – CH3pent-1-eno
1 2 3 4 5
H3C – CH = CH – CH2 – CH3pent-2-eno
3a. ) Alcinos ou Alquinos • São os hidrocarbonetos alifáticos (cadeia aberta) e
insaturados por uma tripla ligação. • Nomenclatura segundo a IUPAC:
prefixo + in + o
Exemplos:H – C C – H etino
O etino ou acetileno é o gás usado nos maçaricos acetilênicos.
HC C – CH2 – CH3 but-1-ino
Observação:Valem as mesmas regras usadas para os alcenos.
4a. ) Alcadienos • São os hidrocarbonetos alifáticos (cadeia aberta) e
insaturados por duas duplas ligações. • Nomenclatura segundo a IUPAC:
prefixo + dien + o
Exemplos: 1 2 3 4 5
H2C = C = CH – CH2 – CH3penta-1, 2-dieno
1 2 3 4 5
H2C = CH – CH = CH – CH3penta-1, 3-dieno
Observe que a dupla ligação que está mais próxima de uma extremidade orienta o início da numeração.
AtençãoEntre dois números utiliza-se vírgula, e entre nú-
mero e nome utiliza-se hífen.
5a. ) Ciclanos • São os hidrocarbonetos cíclicos (cadeia fechada) e
saturados (apenas ligações simples). • Nomenclatura segundo a IUPAC:
ciclo (cadeia cíclica) + prefixo + an + o
Exemplos:
H2C CH2
H2C
ciclobutano ciclopentano
ciclopropano
ou
ciclo-hexanoou (cicloexano)
Aula 02
11Química 1C
6a. ) Ciclenos • São os hidrocarbonetos cíclicos (cadeia fechada) e
insaturados por uma dupla ligação. • Nomenclatura segundo a IUPAC:
ciclo (cadeia cíclica) + prefixo + en + o
Exemplos:
ciclobuteno
ciclopenteno ciclo-hexeno (ou cicloexeno)
ouHC CH
H2C CH2
7a. ) Aromáticos (Arenos) • São hidrocarbonetos que apresentam anel benzênico
ou aromático em sua estrutura.
• Nomenclatura: possuem nomes particulares.Exemplos:
benzeno naftaleno
antraceno
Observação:Nomes IUPAC formados de acordo com os
procedimentos descritos na edição de 1979 de Nomenclature of Organic Chemistry. Existem vá-rios tipos de nomes IUPAC de acordo com o tipo de operação de nomenclatura envolvido.
Testes
Assimilação03.01.
02.01. Classifique as seguintes cadeias carbônicas:a) C – C – C – C – C
b)
C – C – C – C – C
C
C
c) C – O – C = C
d) C C – C – C
C = C
C
e) C
C
CCCC
f ) C
C
CC
CC
12
02.02. Dê o nome IUPAC dos hidrocarbonetos abaixo:a) H3C – CH2 – CH = CH2b) H3C – C C – CH3
c) H2C = C = C – CH2 – CH3
H
d)
e)
f ) H3C – CH2 – CH3
02.03. A serricornina, utilizada no controle do caruncho--do-fumo, é o feromônio sexual da Lasioderma serricorne. Considere a estrutura química desse feromônio.
CH3CH3
OOH
A cadeia dessa estrutura pode ser classificada como:a) acíclica, normal, heterogênea e saturada.b) alifática, ramificada, homogênea e insaturada.c) alicíclica, ramificada, heterogênea e insaturada.d) acíclica, ramificada, homogênea e saturada. e) alifática, normal, homogênea e saturada.
02.04. O ácido linolênico é um ácido carboxílico precursor dos eicosanoides, substâncias relacionadas a processos de regulação da pressão sanguínea e a produção dos hormô-nios esteroides, entre outros. Sua quantificação é realizada geralmente via cromatografia gasosa, sendo convertido no composto abaixo.
O
O
Considerando-se as características químicas desse composto, é incorreto afirmar que:a) possui cadeia acíclica.b) contém um heteroátomo.c) apresenta seis carbonos insaturados.d) tem número ímpar de átomos de carbonoe) possui cadeia normal.
02.05. O hidrocarboneto butino apresenta:a) quatro átomos de carbono e uma ligação tripla;b) três átomos de carbono e uma dupla ligação;c) três átomos de carbono e duas duplas ligações;d) quatro átomos de carbono e uma dupla ligação;e) quatro átomos de carbono e cadeia saturada.
Aperfeiçoamento02.06. O composto, representado pela fórmula
HO OHN
CH3
tem molécula comI. 3 anéis aromáticos.II. 22 átomos de carbono.III. 29 átomos de hidrogênio.Está correto o que se afirma somente em:a) I. b) II. c) III. d) I e III. e) II e III.
02.07. (PUCRS) – A fluoxetina, presente na composição química do Prozac, apresenta fórmula estrutural:
– O – CH – CH2 – NH – CH3F3C –
Com relação a esse composto, é correto afirmar que apre-senta:a) cadeia carbônica cíclica e saturada.b) cadeia carbônica aromática e homogênea.c) cadeia carbônica mista e heterogênea. d) somente átomos de carbonos primários e secundários.e) fórmula molecular C17H16ONF.
Aula 02
13Química 1C
02.08. (IFGO) – Assinale a alternativa que contém a classi-ficação correta da seguinte cadeia carbônica:
CH3CHCH3CH2CCHa) acíclica, saturada e ramificada. b) cíclica, insaturada e ramificada. c) cíclica, saturada e sem ramificação. d) acíclica, insaturada e ramificada. e) heterocíclica, insaturada e ramificada.
02.09. (PUCPR) – Um tema de discussão atual tem sido o uso de sementes transgênicas voltado aos supostos aumento da produção de alimentos e diminuição do uso de pesticidas, tais como o carbofurano (I), o tralometrin (II), o clordano (III) e a atrazina (IV).
I.
OO
O
HN
II.
Br
Br
BrBr
OO
N
O
III.
CℓCℓ
CℓCℓ
Cℓ
Cℓ Cℓ Cℓ
IV. Cℓ
NH
NH
NNN
N
Dentre esses pesticidas, quais apresentam anel aromático?a) Carbofurano, tralometrin e atrazina.b) Carbofurano e clordano.c) Atrazina, clordano e tralometrin.d) Carbofurano, tralometrin, clordano e atrazina. e) Clordano e tralometrin.
02.10. Completando-se as ligações que faltam para os átomos de carbono no composto abaixo, o nome IUPAC será:
H – C C CH2 C C CH3
H HH H
a) hexa-1, 4-dienoc) 1-hexenoe) 2,5-hexadieno
b) hexanod) 1,2-hexadieno
02.11. (UFRGS) – A levedura Saccharomyces cerevisiae é responsável por transformar o caldo de cana em etanol. Modificações genéticas permitem que esse micro-organismo secrete uma substância chamada farneseno, em vez de etanol. O processo produz, então, um combustível derivado da cana-de-açúcar, com todas as propriedades essenciais do diesel de petróleo, com as vantagens de ser renovável e não conter enxofre.
farneseno
Considere as seguintes afirmações a respeito do farneseno. I. A fórmula molecular do farneseno é C16H24.II. O farneseno é um hidrocarboneto acíclico insaturado. III. O farneseno apresenta apenas um único carbono secun-
dário.Quais estão corretas? a) apenas I. b) apenas II. c) apenas III. d) apenas I e II. e) I, II e III.
14
02.12. O antraceno é formado por 3 núcleos benzênicos condensados de acordo com a fórmula estrutural:
A fórmula molecular do antraceno é:
a) C10H14
d) C14H14
b) C14H20
e) C12H20
c) C14H10
Aprofundamento02.13. (MACK – SP) – A molécula que apresenta a menor cadeia alifática, insaturada e que contém um carbono qua-ternário é:a) C6H12
d) C5H10O
b) C5H12
e) C5H10
c) C2H4
02.14. (UFAM) – A cadeia carbônica principal de um com-posto é classificada como alicíclica, homocíclica, saturada e ramificada, e apresenta apenas dois átomos de carbono secundário e dois átomos de carbono terciário. Das opções abaixo, o único composto com estas características é o: a) C5H12 b) C6H10 c) C4H8
d) C4H10 e) C6H12
02.15. (PUCRJ) – Um grupo de compostos, denominado ácidos graxos, constitui a mais importante fonte de energia na dieta do homem. Um exemplo destes é o ácido lino-leico, presente no leite humano. A sua fórmula estrutural simplificada é:
CH3(CH2)4(CH)2CH2(CH)2(CH2)7COOH
Sua cadeia carbônica é classificada como:a) aberta, normal, saturada e homogênea.b) aberta, normal, insaturada e heterogênea.c) aberta, ramificada, insaturada e heterogênea. d) aberta, ramificada, saturada e homogênea. e) aberta, normal, insaturada e homogênea.
02.16. Considere as afirmações seguintes sobre hidrocar-bonetos.
I. Hidrocarbonetos são compostos orgânicos constituídos somente de carbono e hidrogênio.
II. São chamados de alcenos somente os hidrocarbonetos insaturados de cadeia linear.
III. Cicloalcanos são hidrocarbonetos saturados de fórmula geral CnH2n.
IV. São hidrocarbonetos aromáticos: bromobenzeno, p-nitrolueno e naftaleno.
São corretas as afirmações:a) I e III, apenas. c) II e III, apenas.e) I, II e IV, apenas.
b) I, III e IV, apenas. d) III e IV, apenas.
Aula 02
15Química 1C
02.17. Quando transformamos um alcano de 3 átomos de carbono em um alceno com 3 carbonos e esse alceno num ciclano também com 3 carbonos o número de hidrogênios em cada transformação, respectivamente:a) diminui e aumenta;b) diminui e diminui;c) diminui e permanece o mesmo;d) aumenta e diminui;e) aumenta e aumenta.
02.18. Quantos átomos de hidrogênio possui o hidrocar-boneto de nome hexa-1-eno-3-ino?a) 2b) 4 c) 6 d) 8 e) 10
Discursivos02.19. Uma pesquisa feita pelo Instituto Weizman, de Israel, analisou lágrimas de mulheres, e foi observado que o choro delas mexe com os homens, porque as lágrimas exalam um sinal químico e baixam o nível de testosterona, hormônio res-ponsável pelo desenvolvimento e manutenção das características masculinas normais, sendo também importante para o desempenho sexual.
H
H
H
OH
O
Testosterona
Com base na estrutura da testosterona determine:a) A classificação da cadeia carbônica.b) O número de carbonos primários.c) O número de carbonos insaturados.
16
02.20. A fórmula geral dos hidrocarbonetos de cadeia aberta que contém uma dupla ligação é CnH2n e são conhecidos por alquenos ou alcenos.a) Escreva a fórmula estrutural e dê o nome do segundo composto da série.
b) Escreva as fórmulas estruturais dos pentenos de cadeias lineares acíclicas.
02.01. a) acíclica, normal, homogênea, saturada. b) acíclica, ramificada, homogênea, sa-
turada. c) acíclica, normal, heterogênea, insatu-
rada. d) cíclica, ramificada, homogênea, insa-
turada. e) cíclica, normal, homogênea (homocí-
clica), insaturada. f ) cíclica, normal, homogênea, insaturada
(aromática).02.02. a) but-1-eno
b) but-2-inoc) penta-1,2-dienod) ciclopentenoe) ciclo-hexanof ) propano
02.03. d02.04. c02.05. a02.06. e
02.07. c02.08. d02.09. a02.10. a02.11. b02.12. c02.13. a02.14. e02.15. e02.16. a02.17. c02.18. d02.19. a) cíclica, ramificada, homogênea e insa-
turada. b) 2 carbonos primários. c) 3 carbonos insaturados.
O
insaturados
02.20. a) H2C = CH – CH3 Propeno
ou H – C = C – C – H
H H H
H
b) H2C = CH – CH2 − CH2 − CH3
H3C − CH = CH − CH2 − CH3
Gabarito
1
Radicais orgânicos e nomenclatura de hidrocarbonetos ramificados
Química2C03
Aula
RadicaisSão espécies químicas que apresentam um ou mais
elétrons desemparelhados no nível de valência; são muito instáveis e reativos.
Os radicais em química orgânica são também deno-minados de grupos orgânicos, em algumas situações.
Os principais radicais orgânicos são:
Radicais monovalentesPossuem um único elétron desemparelhado (valên-
cia livre).
H3C – CH2 – CH2 – CH2 –
n-butil ou apenas butil
1.º
sec-butil (sec- indica carbono secundário)
H3C – CH2 – CH – CH3
2.º
terc-butil (terc- ou tercio- indica carbono terciário)
H3C – C – CH3
CH3
3.º
isobutil
H3C – CH – CH2 –
CH3
1.º
benzil
CH2
2) AlcenilaA valência livre está situada em um carbono insatu-
rado por dupla ligação (não aromático).O principal é:
H2C = CH –etenil ou vinil
3) ArilaA valência livre está situada em um carbono de anel
benzênico.O principal é:
fenil
Tipos1) Alquila ou alcoíla
A valência livre (elétron desemparelhado) está locali-zada em carbono saturado.
H3C – metil
H3C – CH2 –etil
n-propil (n-indica cadeia normal) ou apenas propil
H3C – CH2 – CH2 –1.º
isopropil ou sec-propil
H3C – CH –
CH3
2.º
Observação:O elétron desemparelhado será o elo entre o
radical orgânico e o restante da molécula, sendo assim considerado um grupo orgânico.
2
Radicais divalentesPossuem dois elétrons desemparelhados.
Tipos1) Alcoilenos
Os dois elétrons desemparelhados estão situados em átomos de carbono diferentes.
etileno
H2C – CH2
1,2 - propileno
H2C – CH – CH3
2) AlcoilidenosOs dois elétrons desemparelhados estão situados no
mesmo átomo de carbono.
*metileno
H2C =
*metileno e não metilideno, pois com um único átomo de carbono fica evidente a localização das duas valências livres. etilideno
H3C – C –
H
Alcanos ramificados
Regras de nomenclatura segundo a IUPAC1a. ) Localizar a cadeia principal.
A cadeia principal é a mais longa sequência de átomos de carbono. Caso existam duas sequências igualmente longas, a que possuir maior número de ramificações será considerada a cadeia principal.Exemplo:
H3C – H2C – CH – CH – CH2 – CH2 – CH3
CH3 CH2
CH3
Ramificações
2a. ) Reconhecer os radicais orgânicos correspondentes às ramificações e nomeá-los:
H3C – H2C – CH – CH – CH2 – CH2 – CH3
CH3 CH2
CH3metil etil
3a. ) Numerar os carbonos pertencentes à cadeia principal.A numeração deve começar da extremidade da
cadeia que permita dar às ramificações os menores números possíveis. Ou seja, pela extremidade que tenha uma ramificação mais próxima a ela.Exemplo:
H3C – H2C – CH – CH – CH2 – CH2 – CH3
CH3 CH2
CH3
1 2 3 4 5 6 7
4a. ) Indicar a posição dos radicais, ou seja, o número do carbono da cadeia principal em que os radicais estão localizados.Se houver dois ou mais radicais iguais, usar os prefi-
xos di, tri, tetra, etc., para indicar a quantidade.Exemplo:
Havendo três grupos H3C – CH2 – como ramificação, escreve-se trietil.
5a. ) Escrever o nome do hidrocarboneto correspon-dente à cadeia principal, após a indicação do nome do(s) radical(is).
Observação:Segundo a IUPAC, a ordem de citação dos
nomes dos radicais deve ser a alfabética.Colocam-se os nomes dos radicais orgânicos em
ordem alfabética, ignorando os prefixos multiplica-dores di, tri, tetra, etc.
Embora essa seja a recomendação da IUPAC, no Brasil a citação em ordem crescente de complexida-de dos radicais ainda é utilizada.
Exemplo:
H3C – CH2 – CH – CH – CH2 – CH2 – CH3
CH3 CH2
CH3
1 2 3 4 5 6 7
Ordem alfabética (IUPAC):4-etil-3-metil-heptanoou 4-etil-3-metileptanoOrdem de complexidade crescente:3-metil-4-etil-heptano.
Aula 03
3Química 2C
Alcenos ramificados
Regras de nomenclatura segundo a IUPAC1a. ) Localizar a cadeia principal.
É a mais longa sequência de átomos de carbono, contendo a insaturação (dupla ligação).
2a. ) Reconhecer os radicais orgânicos, corresponden-tes às ramificações e nomeá-los.
3a. ) Numerar os carbonos pertencentes à cadeia principal.A numeração da cadeia principal deve começar pela
extremidade da cadeia mais próxima da dupla ligação.
Observação:Caso a dupla ligação esteja equidistante dos
extremos, a numeração deve começar da extremi-dade que permita dar às ramificações os menores números possíveis (regra dos menores números).
4a. ) Indicar a posição dos radicais e da dupla ligação, ou seja, o número do carbono da cadeia principal em que os radicais e a dupla ligação estão localizados.
Exemplo:
CH3
H3C – CH – CH = CH – CH3
12345
4-metilpent-2-eno
Alcinos ramificados
Regras de nomenclatura segundo a IUPAC
Para determinar o nome (IUPAC), seguir as regras anteriormente discutidas para alcanos e alcenos.
Ao numerar a cadeia principal a tripla ligação deve ficar no carbono de menor número da cadeia principal.Exemplo:
CH2
CH3
H3C – CH2 – CH – CH – C C – H
CH312356 4
Ordem alfabética (IUPAC):3-etil-4-metil-hex-1-ino
Alcadienos ramificados
Regras de nomenclatura segundo a IUPAC1a. ) A cadeia principal é a mais longa sequência de átomos
de carbono, contendo as duas duplas ligações.2a. ) Numerar a cadeia principal a partir da extremidade
mais próxima de uma das duplas ligações.3a. ) Indicar a posição dos radicais e das duas duplas ligações.
AtençãoOcorrendo dupla ligação entre os carbonos um
e dois e entre os carbonos três e quatro, indicar os menores números (um e três).
Exemplos:
– C – C = C – C = C –5 4 3 2 1
menores números
penta-1,3-dieno
H2C = CH – C = CH – CH – CH3
1 2 3 4 5
3,5-dimetil-hexa-1,3-dieno
H3C CH3
6
Ciclanos ramificados
Regras de nomenclatura segundo a IUPAC1a. ) O ciclo é a cadeia principal.2a. ) Em cadeias com uma única ramificação, citar o
nome do radical (sem localizá-lo) e o nome da cadeia principal.Exemplo:
metilciclobutanoH2C – CH – CH3
H2C – CH2
Havendo dois ou mais radicais no ciclo, numerar o ciclo de modo a obter os menores números para os radicais, seguindo a ordem alfabética para o 1o. radical.Exemplo:
– CH3
– CH2 – CH3
2
1
1-etil-2-metilciclopentano
4
Ciclenos ramificados
Regras de nomenclatura segundo a IUPAC1a. ) A cadeia principal é o ciclo.
2a. ) Os carbonos da dupla ligação serão denominados de números 1 e 2. O sentido da numeração é deter-minado pela regra dos menores números.
Exemplo:
1,3-dimetilciclo-hexeno
– CH3H3C –12
3
6 4
5
Observação:Os termos orto (o), meta (m), e para (p) são usados para indicar a posição
de dois radicais ou grupos em um anel benzênico.
Outros exemplos:
– CH31
2
CH3
1,2-dimetilbenzeno ouo-dimetilbenzeno
(o-xileno)
– CH3
1
3
CH3
1,3-dimetilbenzeno oum-dimetilbenzeno
(m-xileno)
1
4
CH3
CH31,4-dimetilbenzeno ou
p-dimetilbenzeno(p-xileno)
Posições1,2 = orto (o)1,3 = meta (m)1,4 = para (p)
Hidrocarbonetos aromáticos
Regras de nomenclatura segundo a IUPAC1a. ) Os aromáticos são considerados como derivados do
benzeno.
2a. ) Nos aromáticos de um único anel benzênico, ha-vendo apenas um radical, não é preciso numeração. Havendo dois ou mais radicais no benzeno, a nume-ração deve seguir o sentido dos menores números e a ordem alfabética como nos ciclanos.
Exemplo:
metilbenzeno(tolueno)
CH3 H – C = CH2
vinilbenzeno(estireno)
1-etil-2-metil-benzeno
– CH2 – CH3
– CH312
H3C – CH – CH3
isopropilbenzeno(cumeno)
Aula 03
5Química 2C
Testes
Assimilação03.01. Dado o nome do hidrocarboneto, escreva a fórmula estrutural:
a) 2-metilpentano
b) 3-etil-2-hexeno
c) 4-metil-hex-2-eno
d) 4,4-dimetilpent-1-ino
e) 3,5-dimetil-hexa-1,3-dieno
f ) 1,2-dimetilciclopenteno
g) orto-dimetilbenzeno
h) 3-metilex-1-en-4-ino
03.02. Dada a fórmula estrutural do hidrocarboneto, escreva o nome segundo a IUPAC:
a) CH3 – CH2 – CH – CH2 – CH2
CH3 CH3
b) CH2 – CH – C C – CH3
CH3 CH3
c) CH3 – CH – CH2 – CH3
C
CH
d) CH3
– CH3
e)
CH3
CH3
– CH3
f ) – CH – CH3
CH3
6
03.03. Com relação ao composto a seguir, os nomes dos radicais ligados ao carbono terciário são:
– CH2 – C – C – CH3
CH3 CH3
H CH3
a) benzil, metil e terc-butil.b) fenil, metil e isobutil. c) benzil, metil e isobutil. d) fenil, etil e sec-butil. e) metil, etil e benzil.
03.04. (UFRGS) – Os grupos orgânicos obtidos a partir dos alcanos:
CH3 – CH2 – CH – CH3
H*
e CH3 – CH – CH3
H*
Pela perda dos átomos de hidrogênio assinalados com asterisco, denominam-se, respectivamente:a) isobutil e sec-pentil. b) isobutil e isopropil. c) sec-butil e isopropil. d) sec-butil e sec-pentil. e) terc-butil e sec-propil.
03.05. (UEL – PR) – Quantos átomos de carbonos primários há na cadeia do composto 2,3 – dimetilbutano?a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
Aperfeiçoamento03.06. O refino do petróleo consiste na conversão de hidrocarbonetos em moléculas comercialmente mais inte-ressantes. Um destes processos é o craqueamento catalítico, no qual um hidrocarboneto é convertido em dois outros de cadeia menor; outro é a isomerização, um processo de refor-ma catalítica que tem como resultado um hidrocarboneto ramificado. Estes processos podem ser exemplificados no esquema a seguir:
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3
CH3
H3C − CH − CH2 − CH2 − CH3
Craqueamento catalítico
CH3CH2CH2CH2CH2CH3 +CH2CH2CH2CH3
HH
HC C
Isomerização(1)
(2)
(3)
Os nomes dos compostos 1, 2 e 3 são, respectivamente: a) hexano, 2-n-butileno, 2-metilpentanob) hexeno, 1-hexino, 2-metilpentanoc) hexano, 1-hexeno, 1,1-dimetilbutanod) hexano, butileteno, 1,1-dimetilbutano e) hexano, 1-hexeno, 2-metilpentano
03.07. (UFRN) – Os radicais livres têm funções importantes no organismo humano. Não obstante, em excesso eles po-dem ser prejudiciais, pois danificam as células e o material genético (alteram o DNA). Uma vez formados, os radicais livres desencadeiam reações que se propagam a grande velocidade, em consequência da alta reatividade. O comportamento químico dos radicais livres se explica pelo fato de eles serem estruturas coma) uma carga total negativa.b) todos os elétrons emparelhados.c) uma carga total positiva.d) um elétron desemparelhado.
Aula 03
7Química 2C
03.08. (UNITAU – SP) – Qual o nome mais apropriado para o composto abaixo?
H3C – C C – C − CH2 − CH3
CH3
CH2
CH2
CH2
CH2
CH3
a) 4-metil-4-pentil-2-hexino.b) 3-metil-3-pentil-4-hexino.c) 4-metil-4-etil-2-octino.d) 4-metil-4-etil-7-nonino. e) 4-metil-4-etil-2-nonino.
03.09. (MACK – SP) – A borracha natural é um líquido branco e leitoso, extraído da seringueira, conhecido como látex. O monômero que origina a borracha natural é o metilbuta-1,3-dieno do qual é correto afirmar que:
H2C = CH − CCH2
CH3
a) é um hidrocarboneto de cadeia saturada e ramificada.b) é um hidrocarboneto aromático.c) tem fórmula molecular C4H5.d) apresenta dois carbonos terciários, um carbono secundá-
rio e dois carbonos primários.e) é um hidrocarboneto insaturado de fórmula molecular
C5H8.
03.10. (VUNESP – SP) – Têm a mesma fórmula molecular C5H10:a) n-pentano e metilciclobutano;b) penteno-1 e ciclopentano;c) pentino-2 e ciclopenteno;d) 2-metilbutano e dimetilciclopropano;e) 2,2-dimetilpropano e etilciclopropano.
03.11. (UFPR) – Determine a nomeclatura das moléculas abaixo e numere a coluna da direita de acordo com a coluna da esquerda.
1. 2.
3. 4.
5.
( ) 2,3-dimetil-butano( ) 2-pentino( ) 2-etil-1-buteno( ) 1,5-octadieno( ) 2-etil-3-metil-1-pentenoAssinale a alternativa que apresenta a sequência correta da coluna da direita, de cima para baixo.a) 4 – 1 – 2 – 3 – 5b) 1 – 5 – 3 – 2 – 4c) 2 – 3 – 1 – 4 – 5d) 2 – 1 – 5 – 4 – 3e) 4 – 1 – 5 – 3 – 2
8
03.12. A qualidade de uma gasolina pode ser expressa pelo seu índice de octanagem. Uma gasolina de octanagem 80 significa que ela se comporta, no motor, como uma mistura contendo 80 de isooctano e 20 de heptano. Observe a es-trutura do isooctano:
CH3
CH3
CH3 − C − CH2 − CH − CH3
CH3
De acordo com a nomenclatura IUPAC, esse hidrocarboneto é o:a) isopropilpentano.b) n-propilpentano.c) 2,4,4-trimetilpentano. d) 2,2,4-trimetilpentano. e) trimetilisopentano.
Aprofundamento03.13. (UFES) – O radical alifático monovalente que apre-senta a mesma fórmula do ciclopropil é:a) vinil, H2C = CH –
b) isopropil, H3C – CH – CH3
c) alil, H2C = CH – CH2
d) isopropilideno, H3C – C – CH3
e) propilideno, H3C – CH2 – CH
03.14. (UFPB) – Considerando-se as regras oficiais de no-menclatura (IUPAC), o nome do composto
H3C − C − C − C − CH3
CH2
H CH3 CH3
CH2 CH2
CH3 CH3 CH3
a) 2,3-dimetil-2, 3,4-trietilpentano. b) 3,4, 5,5-tetrametil-4-etileptano. c) 3,3,4,5-tetrametil-4-etileptano. d) 2,3,4-trimetil-2, 3-dietilexano. e) 3,3,4-trlmetil-4, 5-dietilexano.
03.15. (Fund. de Ens. Sup. de Recife – PE) – Assinalar de acordo com a IUPAC a estrutura correspondente ao 1,4-difenil-1,3-pentadieno.a) – CH = CH – CH = C – C6H5
CH3
b) C6H5 – CH2 – CH = CH – C = CH2
C6H5
c) – CH = CH – CH2 − C = CH2
d) C6H5 – CH = CH – CH2 − C − C6H5
CH2
e)
− C6H5
C6H5
03.16. (PUCPR) – O composto:
– C –
terc-butil
fenil
isopropilmetil
apresenta, como nomenclatura oficial, o seguinte nome:a) 1,2,2,3,4-pentametil-2-fenil-butano;b) 2,3,4,4-tetrametil-3-fenil-pentano;c) 2,2,3,4-tetrametil-3-fenil-pentano;d) 2,2,3-trimetil-3-etil-octano;e) 2,2-dimetil-3-isopropil-3-fenil-butano.
Aula 03
9Química 2C
03.17. (PUCPR) – É saturado, tem cadeia carbônica ramifi-cada e é alicíclico:a) 1-etilciclobuteno;b) isopentano;c) metilciclobutano;d) vinilciclopentano;e) terc-pentano.
03.18. (UFPA) – Os radicais orgânicos ligados ao carbono hidroxilado no composto são:
H3C – CH – C – CH2 –
H3C – C – CH3
CH3
CH3 OH
a) n-propila, sec-butila e fenila;b) n-propila, sec-butila e benzila;c) isopropila, terc-butila e fenila;d) isopropila, terc-butila e benzila;e) n-propila, terc-butila e benzina.
Discursivos03.19. A união do menor radical alcoíla acíclico, insaturado por uma dupla ligação com o radical vinil, resulta em um hidro-carboneto. Represente a estrutura desse hidrocarboneto e dê um nome ao mesmo.
10
03.20. Determine para o composto a seguir, o nome IUPAC e a fórmula molecular
CH3 CH2 – CH2 – CH3
CH3 CH3
H3C − (CH2)3 − C − C − CH2 – CH3
Gabarito03.01. a) H3C – CH – CH2 – CH2 – CH3
CH3
b) H3C – C = C – CH2 – CH2 – CH3
H CH2
CH3
c) H3C – CH = CH – CH – CH2 – CH3
CH3
d)
H – C C – CH2 – C – CH3
CH3
CH3
e) H2C = CH – C = CH – C – CH3
CH3 CH3
H
f ) H2 C
C – CH3
C – CH3
H2CH2C
g)
C H
H C
C – CH3
C – CH3
HCHC
h) H2C = CH – CH – C C – CH3
CH3
03.02. a) 3-metil-hexanob) 4-metil-hex-2-inoc) 3-metilpent-1-inod) 1,1-dimetilciclopropanoe) 1, 2, 4-trimetilbenzenof ) 1-isopropilciclobuteno
03.03. a03.04. c03.05. d03.06. e03.07. d03.08. e03.09. e03.10. b03.11. a03.12. d03.13. c03.14. c03.15. a03.16. c03.17. c03.18. d03.19. alcoíla H2C = CH – CH2 –
H2C = CH – CH2 − CH = CH2
penta – 1,4 – dieno
03.20. 4-etil-4, 5, 5-trimetilnonanoFórmula molecular: C14H30
11Química 2C
Haletos e compostos de Grignard
Química2CAula 04
HaletosDefinição
Haletos orgânicos ou derivados halogenados de hidrocarbonetos são compostos derivados de hidro-carbonetos pela substituição de um ou mais átomos de hidrogênio por igual número de átomos de halogênio.
Nota: Os halogênios serão representados simbolica-mente pela letra X. Assim, X = F, Cℓ, Br, I
Exemplos:
H – C – Cℓ
H
H
H3C – C – F
F
H
H2C – I
I
– Br
ImportânciaFabricação de plásticos, medicamentos, inseticidas,
solventes, etc.
ClassificaçãoQuanto ao número de átomos de halogênio existentes na molécula1) Mono-haletos: possuem 1 átomo de halogênio.
Exemplo:
H – C – H
Cℓ
H2) Di-haletos: possuem 2 átomos de halogênio.
Exemplo:
H – C – Cℓ
Cℓ
H
Observações:Os di-haletos, quanto à posição dos halogê-
nios na cadeia, classificam-se em:Gêmeo: dois átomos de halogênio em um
mesmo carbono.Exemplo:
H3C – C – Cℓ
H
CℓVicinal: dois átomos de halogênio em carbo-
nos vizinhos.Exemplo:
H2C – CH2
CℓCℓ
Isolado: halogênios em carbonos separados por pelo menos um carbono.
Exemplo:
H2C – CH2 – CH2
CℓCℓ
3) Tri-haletos: possuem 3 átomos de halogênio.Exemplo:
H – C – Cℓ
Cℓ
Cℓ
Quanto ao grupo ligado ao halogênio existente na molécula1) Haletos de alquila – O halogênio está ligado a um
grupo alquila (R), ou seja, a um átomo de carbono saturado de um hidrocarboneto alifático. Represen-tação simbólica: R–XExemplos:
CH3 – CH2 – Cℓ1o.
É um haleto primário, pois o halogênio está ligado a um carbono primário.
12
H3C – CH – CH3
Cℓ
2o.
É um haleto secundário, pois o halogênio está ligado a um carbono secundário.
H3C – C – CH3
CH3
Cℓ3o.
É um haleto terciário, pois o halogênio está ligado a um carbono terciário.2) Haletos de arila – O halogênio está ligado a um
grupo arila (Ar), ou seja, diretamente a um anel benzênico. Representação simbólica: Ar–XExemplo: – Cℓ
3) Haletos de alcenila – O halogênio está ligado a um grupo alcenila, ou seja, diretamente a um carbono insaturado por dupla ligação.Exemplo:
H2C = CH – Cℓ
Nomenclatura
IUPAC (ou substitutiva)Regras
• Segue-se a nomenclatura dos hidrocarbonetos, considerando-se o halogênio apenas como sendo uma ramificação ligada à cadeia principal (apenas para efeito de nomenclatura).Exemplos:
clorometano
CH4metano
CH3Cℓ
CH2Cℓ2
CCℓ2F2
CHBr3
diclorometano
diclorodifluormetano
tribromometano
• Se houver mais de uma possibilidade para a posição dos halogênios, a cadeia deverá ser numerada. A numeração inicia pela extremidade que permita atri-buir os menores números possíveis aos halogênios.
• Halogênios diferentes devem ser citados em ordem alfabética.
• Em cadeias ramificadas atribuir os menores núme-ros à combinação radical-halogênio. Em caso de empate atribuir o menor número ao halogênio.
Exemplos:
4-cloro-2-metil-hexano
H3C – CH2 – CH – CH2 – CH – CH3
Cℓ CH3
1-bromobutano
Br
H3C – CH2 – CH2 – CH22-bromobutano
H3C – CH2 – CH – CH3
Br
2-bromo-1,4-diclorobutano
H2C – CH – CH2 – CH2
Cℓ Br Cℓ
1-cloro-2-iodo-ciclo-hexano
Cℓ
– I
Usual (ou de classe funcional)Regras
• Nessa nomenclatura, utilizam-se as palavras fluore-to, cloreto, brometo, iodeto, seguidas do nome do “grupo” orgânico. Assim:
Haleto + de + nome do radical ou grupo orgânico monovalente
Exemplos:
H3C – CH2 – Cℓcloreto de etila
H3C – CH2 – CH2 – Brbrometo de n-propila
brometo de isopropila
– I
iodeto de fenila brometo de vinila
H2C = CH – BrH3C – CH – CH3
Br
Alguns haletos com nomes particulares importantes
H – C – Cℓ
Cℓ
Cℓ
triclorometano ou clorofórmio
H – C – Br
Br
Br
tribromometano ou bromofórmio
H – C – I
I
I
triiodometano ou iodofórmio
F – C – F
Cℓ
Cℓ
diclorodifluormetano ou freon 12 (CFC)
Aula 04
13Química 2C
Compostos de Grignard (organometálicos)Descobertos por Victor
Grignard, que recebeu, por isso, o prêmio Nobel em 1912. São compostos de fórmula geral R – Mg X ou AR – Mg X onde X é um halogênio (F, Cℓ, Br, I)
São também conheci-dos como haletos de alquil magnésio ou reagentes de Grignard.
Exemplos:
CH3 – MgCℓ CH3 – CH2 – MgBr
– MgBr
© W
ikip
edia
/Nob
el F
ound
atio
n
Victor Grignard
Nomenclatura IUPACRegraEscreve-se a palavra haleto, mais o nome do “grupo”
orgânico e, finalmente, magnésio.
haleto + de + nome do radical ou grupo orgânico + magnésio
Exemplos:CH3 – CH2 – MgBr
brometo de etilmagnésioCH3 – MgCℓ
cloreto de metilmagnésio
– MgBr
brometo de fenilmagnésio
ImportânciaSão utilizados como matéria-prima na obtenção de
outros compostos orgânicos.
Testes
Assimilação04.01. Dada a fórmula do haleto, es-creva o nome segundo a IUPAC.a) H3C – CH2 – Br
b) H3C – CH2 – CH2 – Cℓ
c) H3C – CH – CH3
Cℓ
d) H3C – CH – CH2 – I
CH3
e) Br
04.02. Dada a fórmula estrutural do haleto, escreva o nome usual:a) H3C – CH2 – Br
b) H3C – CH2 – CH2 – Cℓ
c) H3C – CH – CH3
Cℓ
d) H3C – CH – CH2 – I
CH3
e) Br
04.03. Dada a fórmula do composto de Grinard, escreva o nome corres-pondente.a) H3C – CH2 – MgBr
b) H3C – CH2 – CH2 – MgCℓ
c) H3C – CH – MgCℓ
CH3
d) H3C – CH – CH2 – MgI
CH3
e) MgBr
14
04.04. Dado o nome do composto orgânico, escreva a fórmula estrutural:a) 2-bromobutano
b) 1-cloro-2-metilbenzeno
c) 1,3-diclorometilpropano
d) iodeto de etila
e) brometo de terc-butil magnésio
04.05. O cloreto de benzila possui fórmula representada na alternativa:
a) CH2 – Cℓ
b) Cℓ
Cℓ
c)
Cℓ
CH3
d) Cℓ
e) Cℓ
Aperfeiçoamento04.06. Dicloroetenos têm aplicações como solventes e na preparação de certos polímeros. Assinale a alternativa que apresenta um dicloroeteno vicinal:a) Cℓ – C = C – H
Cℓ Hc) Cℓ – C = C – Cℓ
Cℓ Cℓe) Cℓ – C C – Cℓ
b) H2C – CH2
Cℓ Cℓd) H – C = C – H
Cℓ Cℓ
04.07. Dado o composto
H3C – CH2 – CH – CH2 – CH – CH3
CH3Cℓ
Seu nome segundo a IUPAC é:a) 4-cloro-2-metil-hexanob) 3-cloro-5-metil-hexanoc) cloreto de heptilad) 3-cloro-2-metil-hexanoe) 2-metil-cloreto de sec-hexila
04.08. A fórmula molecular do composto 1-bromo-2-cloro-3-metil-benzeno é:a) C7H3BrCℓd) C7H6BrCℓ2
b) C7H12BrCℓe) C7H3BrCℓ2
c) C7H6BrCℓ
04.09. O clorofórmio é um composto orgânico que já foi empregado na preparação de lança-perfume. A fórmula do clorofórmio é:a) CCℓ4d) H3C – Cℓ
b) CHCℓ3e) Cℓ2
c) CH2Cℓ2
Aula 04
15Química 2C
04.10. O cloreto de isopropil magnésio possui fórmula:a) H3C – CH2 – CH2 – Cℓb) H3C – CH2
CH2 – MgCℓc) H3C – CH2 – MgCℓ
d) H3C – CH – MgCℓ
CH3
e) – MgCℓ
04.11. Dentre os compostos indicados nas alternativas o único haleto secundário é:a) cloreto de benzila;b) cloreto de etila;c) brometo de butila;d) dicloroetano gêmeo;e) lodobenzeno.
04.12. (MACK – SP) – Engradados de madeira provenientes da Ásia, antes de serem liberados na alfândega, são dedeti-zados com H3C – Br, para impedir que se alastre pelo Brasil um certo besouro que destrói as árvores. Relativamente ao H3C – Br, é incorreto afirmar que:Dado: Números atômicos: H = 1; C = 6; Br = 35.a) é um hidrocarboneto;b) é um haleto de alquila;c) apresenta ligações covalentes;d) é uma molecula polar;e) é o bromometano.
Aprofundamento04.13. Sobre o para-diclorobenzeno, assinale a opção correta:a) É um tri-haleto vicinal.b) Possui os átomos de cloro em posições 1 e 3 no anel
benzênico.c) É um haleto de alquila.d) Sua fórmula molecular é C6H10Cℓ2.e) Apresenta anel benzênico dissubstituído.
04.14. (FUVEST – SP) – Quantos compostos diferentes estão representados pelas seguintes fórmulas estruturais?
Br
Br
BrBr
– Br– Br
Br
– Br
Br
Br Br
Br
Br
BrBr
Br
Br
Br
a) 6 b) 5 c) 4 d) 3 e) 2
04.15. O halotano é um anestésico usado em cirurgias. Sua fórmula é
Br – C – C – F
Cℓ
H
F
F
O nome IUPAC do halotano é:a) 1-bromo-1-cloro-2,2,2,trifluoretano;b) perfluorobromocloroetano;c) 1,1,1-trifluordicloroetano;d) 1-bromo-1-clorofluoretano;e) 2-bromo-2-cloro-1,1,1,trifluoretano.
04.16. Todas as alternativas representam o cloreto de isobutila, excetoa) H3C – CH – CH2 – Cℓ
CH3
c) H3C – CH
CH2
CH3
Cℓe) H3C – CH2 – CH – Cℓ
CH3
b) Cℓ – CH2 – CH – CH3
CH3
d) H3C – CH – CH3
CH2
Cℓ
04.17. Assinale a alternativa que apresenta um haleto de alquilmagnésio.
a) MgCℓ
c) H2C = CH – CH2 – MgCℓ
e) H3C – CH = CH – MgCℓ
b) H2C = CH – MgBr
d) CH3
MgBr
16
04.18. O brometo de isobutilmagnésio possui a mesma fórmula molecular do:
a) MgBr
d) H3C – C – MgBr
CH3
CH3
b) H3C – CH – CH2 – MgBr
CH3
e) MgBr
c) H3C – CH2 – CH2 – MgBr
Discursivos04.19. O composto orgânico halotano (2-bromo-2-cloro-1,1,1-trifluoretano) é um líquido incolor, volátil, de ponto de ebuli-ção 50,2°C, não inflamável, sabor doce e que produz sensação de queimadura. É um quimioterápico inscrito na Farmacopeia Brasileira, terceira edição, usado por inalação como anestésico.Dado: Br (z = 35)Considerando as afirmações acima, resolva as seguintes questões.a) A que função orgânica pertence o halotano?
b) Qual subnível é o mais energético no átomo de bromo? Em que nível de energia o mesmo está localizado?
04.20. Alguns derivados halogenados podem ser obtidos a partir de organismos marinhos vivos. Entre alguns haletos for-necidos pela alga Asparogopsis taxiformis, encontrada no Havaí, estão os de fórmula molecular CHBr3, CBr4, CH3I e CH3Cℓ.Cite os nomes IUPAC desses haletos orgânicos.
Gabarito
04.01. a) bromoetanob) 1-cloropropanoc) 2-cloropropanod) 1-iodometilpropanoe) bromobenzeno
04.02. a) brometo de etilab) cloreto de propilac) cloreto de isopropilad) iodeto de isobutilae) brometo de fenila
04.03. a) brometo de etilmagnésio b) cloreto de propilmagnésioc) cloreto de isopropilmagnésio d) iodeto de isobutilmagnésio e) brometo de fenilmagnésio
04.04. a) H3C – CH2 – CH – CH3
BrI
b) CH3
Cℓ
c) H2C – CH – CH2
CℓI
CℓI
I CH3
d) H3C – CH2 – I
e) H3C – C – MgBr
CH3I
I CH3
04.05. a04.06. d
04.07. a04.08. c04.09. b04.10. d04.11. e04.12. a04.13. e04.14. d04.15. e04.16. e04.17. c04.18. d04.19. a) Haletos orgânicos
b) Subnível p do quarto nível (4p)04.20. CHBr3 – tribromometano
CBr4 – tetrabromometanoCH3I – iodometanoCH3Cℓ – clorometano
05Aula Química
3C
Álcoois, fenóis e enóis Álcoois
DefiniçãoSão compostos orgânicos que apresentam um ou
mais grupos hidroxila (–OH) ligados diretamente a um átomo de carbono saturado (carbono que só faz ligações simples).
– C – OH Grupo funcional álcool
Exemplos:H3C – OH
H3C – CH2 – OH
CH2 – CH2
OH OH
– OH
– OH
H3C – CH = CH
OH
ImportânciaUtilizados como solventes, matéria-prima para
obtenção de compostos orgânicos, combustível para automóveis, etc.
ClassificaçãoQuanto ao número de grupos hidroxilaa) Mono-álcool ou monol: possui apenas um grupo OH.
Não são álcoois
Exemplo:H3C – CH2 – CH2
OH
b) Di-álcool ou diol: possui dois grupos OH.Exemplo:
H3C – CH – CH2
OHOH
c) Tri-álcool ou triol: possui três grupos OH. Exemplo:
CH2 – CH – CH2
OHOHOH
Quanto à posição do grupo — OH (para mono-álcoois)a) Álcool primário: possui –OH ligado a carbono pri-
mário. Exemplo:
H3C – CH2 – CH2
OH
1o.
b) Álcool secundário: possui –OH ligado a carbono secundário.Exemplo:
H3C – CH – CH3
OH
2o.
c) Álcool terciário: possui –OH ligado a carbono terciário. Exemplo:
CH3
H3C – C – CH3
OH
3o.
1
2
Nomenclatura IUPAC (substitutiva)
Regras • O procedimento é o mesmo adotado para os hidrocar-
bonetos. Assim, o nome do álcool será o do hidrocar-boneto correspondente, trocando-se a terminação o por ol, precedida de um número indicativo da posição da hidroxila.Assim:Prefixo + intermediário + OL (1 OH) DIOL (2 OH) TRIOL (3 OH) . . .
Exemplos:
H3C – OH metanol
H3C – CH2 – OH etanol
H3C – CH2 – CH2 – OH propan-1-ol
etanodiolH2C – CH2
OH OH
propan-2-olH3C – CH – CH3
OH
butano-1,3-diolH2C – CH2 – CH – CH3
OH OH
ciclobutanolH2C – CH – OH
H2C – CH2
propanotriol,(glicerol ou glicerina)
CH2 – CH – CH2
OH OH OH
Para álcoois ramificados: • A cadeia principal é a maior sequência de carbonos
que contém o carbono ligado ao –OH. • A numeração da cadeia principal deve começar pela
extremidade mais próxima do grupo –OH. • A indicação da posição do grupo OH deve ser feita
pelo numeral (menor) imediatamente colocado antes da terminação ol, diol, etc.
Exemplo:
3-metilpentan-2-ol
H3C – CH – CH – CH2 – CH3
OH CH3
1 2 3 4 5
Nomenclatura usual (de classe funcional)(aplicada para monoálcoois)
Regra
Álcool + nome do radical + Ico
Exemplos:
álcool metílico
álcool etílico
álcool isopropílico
álcool benzílico
H3C – CH2 – OH
CH3OH
– CH2 – OH
H3C – CH – CH3
OH
Fenóis
DefiniçãoSão compostos orgânicos que apresentam uma
ou mais hidroxilas (–OH) ligadas diretamente ao anel aromático.
– OHou Ar – OH
Exemplos:
– OH– OH– CH3
Aula 05
3Química 3C
ImportânciaUsados como desinfetantes e na produção de plásticos.
Nomenclatura IUPACO nome dos fenóis é formado acrescentando-se os sufixos, ol, diol, triol, etc. ao nome do hidrocarboneto aromático
correspondente.Exemplos:
– CH3
OH
2-metilfenol ouorto-metilfenol ou2-metilbenzenol
– OH
OH
benzeno-1,3-diol
– OH
benzenol ou fenol (nome trivial aceito pela IUPAC)
• Metilfenóis recebem o nome especial de cresóis:
– OH– CH3
2
1o-cresol
m-cresol
– OH
3
1
CH3
p-cresol
– OH4
1
CH3
Onde: o = orto (1,2); m = meta (1,3); p = para (1,4)
Enóis
DefiniçãoEnóis são compostos instáveis que apresentam a hidroxila (–OH) ligada a carbono insaturado por dupla ligação,
não pertencente a anel benzênico.
– C = C – OH
Carbonos insaturados
Função: Enol
Exemplos:H2C = C – OH
H OH
H2C = C – CH3
etenol ou álcool vinílico
prop-1-en-2-ol
Observação: enóis são nomeados de forma semelhante aos álcoois.
Observação:É possível encontrarmos ainda uma denominação para os fenóis que utiliza a palavra hidróxi, indicando a
presença do grupo OH, seguida do nome do hidrocarboneto aromático.Exemplo:
hidroxibenzeno 1-hidróxi-2-metilbenzeno
OH
– CH3
OH
4
Testes
Assimilação05.01. Escreva o nome dos compos-tos, segundo a IUPAC:a) H3C – CH2 – CH2 – OH
b) H3C – CH – CH2 – CH3
OH
c) H3C – CH – CH – CH3
OH CH3
d) H3C – CH – CH – CH3
OH OH
e) – OH
f ) OH
– CH3
g) – OH
h)
OH
CH2 – CH2 –
05.02. Escreva o nome usual (ou par-ticular) dos compostos:a) H3C – CH2 – CH2 – OH
b) H3C – CH – CH2 – OH
CH3
c) H3C – C – CH3
OH
CH3
d) – OH
e) H3C – CH2 – OH
f ) H2C – CH – CH2
OHOHOH
05.03. Escreva as fórmulas estruturais:a) 2-metilbutan-2-ol
b) álcool sec-butílico
c) p-metilbenzenol
d) pentano-1,4-diol
e) 1,2-di-hidroxibenzeno
f ) álcool metílico
g) álcool n-pentílico
h) etenol
i) prop-2-en-1-ol
j) o-cresol
05.04. (UCS – RS) – O resveratrol é um antioxidante natural presente nas sementes e cascas de uvas. Estudos indicam que esse composto pode ajudar a diminuir o mau colesterol (LDL) e aumentar o bom colesterol (HDL), auxiliando na redução do risco de doenças cardiovasculares, como o infarto do miocárdio. Sua estrutura química está representada abaixo.
OH
OH
OH
O resveratrol pertence à classe fun-cionala) álcool.c) aldeído.e) fenol.
b) cetona.d) éster.
Aula 05
5Química 3C
05.05. O metilpropan-2-ol é também denominado a) álcool terc-butílico.c) álcool isobutílico.e) álcool propílico.
b) álcool sec-butílico.d) álcool butílico.
Aperfeiçoamento05.06. (PUCPR) – Complete com palavras da alternativa correta. “Quando o grupo hidroxila estiver ligado diretamente a um car bono saturado, teremos um ________________ e quan-do estiver ligado diretamente a um carbono insaturado do anel benzênico, teremos um _________________”.a) álcool e enol.c) álcool e fenol. e) ácido carboxílico e álcool.
b) fenol e álcool. d) álcool e ácido carboxílico.
05.07. (IFMT) – Atualmente, a palavra “álcool” está inserida no vocabulário cotidiano devido às suas aplicações em di-versos segmentos da sociedade, como na produção do vinho nas vinícolas, como combustível, na desinfecção hospitalar e na extração de componentes químicos de uma planta para farmacologia, entre outros. A fabricação e o consumo do vinho, por exemplo, são citados em muitos trechos bíblicos, mostrando o quanto é antiga esta técnica de fermentação da uva e o uso dessa bebida. Sobre o “álcool” contido no vinho, assinale a afirmação correta:a) É o etanol, cuja fórmula é CH2 = CH−OH.b) É o álcool etílico ou etanodiol.c) Possui uma hidroxila ligada a carbono insaturado.d) Possui a fórmula CH3−CH2−OH.e) Não é o mesmo álcool usado como combustível no Brasil.
05.08. (PUCCAMP – SP) – A forma orgânica do carbono é encontrada nos hidrocarbonetos, carboidratos, proteínas, álcoois, entre outros grupos de materiais. A diferença entre um hidrocarboneto e um monoálcool com o mesmo número de átomos de carbono é que, no monoálcool, há uma) grupo OH, obtido pela substituição de um C do hidro-
carboneto. b) grupo OH, obtido pela substituição de um H do hidro-
carboneto.c) átomo O, obtido pela substituição de um C do hidrocar-
boneto. d) átomo C, adicionado à cadeia carbônica do hidrocarbo-
neto. e) átomo H, adicionado à cadeia carbônica do hidrocar-
boneto.
05.09. (UFPE) – O crescimento das economias e a melho-ria na qualidade de vida das populações induzem a um maior consumo de combustíveis. Além do problema de esgotamento das reservas, outros surgem, como a poluição ambiental, a logística e o custo de transporte de combustíveis a grandes distâncias. Tudo isto tem estimulado a busca de combustíveis alternativos, preferencialmente de fontes re-nováveis disponíveis atualmente. Estes combustíveis devem ser tecnicamente viáveis, economicamente competitivos e ambientalmente aceitáveis. Vários deles − álcool, biodiesel, hidrogênio, biomassa, entre outros − já estão em uso ou poderão estar disponíveis em breve. Por exemplo, recentemente o Brasil tem incentivado a produção de biodiesel, que é obtido principalmente pela transesterificação de óleos vegetais, processo que pode ser representado pela seguinte equação química:
H2C – O – C – R1
O
H2C – O – C – R3
Óleo vegetal(triglicerídeo)
+ Álcool
Biodiesel + Glicerina
OHC – O – C – R2 + 3 HO – C – CH3
O H2
H2R1 – C
O – C – CH3
O
H2R2 – C
O – C – CH3
O
H2R3 – C
O – C – CH3
O
H2C – O – H
H2C – O – H
+ HC – O – H
Na equação química dada, a nomenclatura IUPAC para a glicerina formada éa) 1,2,3-propanotriol.b) 1,2,3-propanol. c) 3-propanotriol.d) isopropanol.e) glicerol.
6
Aprofundamento
05.13. (UEAM) – O buriti é uma das principais fontes de beta-caroteno, substância que tem a propriedade de ser convertida pelo organismo humano em retinol, uma forma ativa da vitamina A. As estruturas dessas duas substâncias são:
betacaroteno
OH
retinol
A acidez total titulável da polpa do buriti, expressa em mg de ácido cítrico/100 g de polpa é próxima de 2. Comparando-se as estruturas do beta-caroteno e do retinol, pode-se afirmar que o beta-caroteno é um hidrocarboneto a) insaturado e o retinol é um álcool secundário. b) aromático e o retinol é um álcool primário. c) insaturado e o retinol é um álcool insaturado.d) aromático e o retinol é um álcool insaturado. e) insaturado e o retinol é um álcool aromático.
05.14. Assinale a alternativa em que todos os compostos indicados possuem hidroxila (OH):a) benzenol, éter dietílico e metanol b) álcool etílico, hidroxibenzeno e glicerinac) etóxi etano, benzenodiol e etanold) etanol, metanol e cloroetanoe) clorofórmio, propanol e glicerina
05.10. (UFAL) – O fenol apresenta inúmeras aplicações que abrangem desde a produção de desinfetantes e medica-mentos contra queimaduras até a fabricação de baquelite (plástico resistente ao calor), de poliuretano (espumas), de explosivos etc. Identifique a alternativa na qual aparece um grupo funcional fenólico. a) OH
b) NH2
c) OH
d) HO
e) OH
05.11. (PUCPel – RS) – A classificação dos álcoois: sec-butílico, isobutílico, n-butílico e t-butílico, de acordo com a posição da OH na cadeia é, pela ordem a) diol, monol, monol, monol.b) diálcool, monoálcool, monoálcool, triálcool.c) secundário, secundário, primário, terciário.d) secundário, primário, primário, terciário.e) monol, monol, monol, triol.
05.12. Observe a estrutura do anestésico eugenol.
OCH3
CH2 – CH = CH2
OH
Com relação a essa substância, todas as alternativas apre-sentam informações corretas, exceto: a) Apresenta a função álcool.b) Apresenta insaturação.c) Apresenta a função fenol.d) É uma substância aromática.e) É uma substância de cadeia insaturada.
Aula 05
7Química 3C
05.15. (UEPA) – “Aditivo alimentar” é qualquer ingre-diente adicionado aos alimentos, com o objetivo de modificar as características físicas, químicas, biológicas ou sensoriais do alimento. Esses aditivos alimentares são indicados nos rótulos dos produtos, mas sem informação dos seus efeitos na saúde humana, assim não possibilitam ao consumidor mais preocupado com seu bem-estar escolher alternativas mais saudáveis. Essas restrições se devem ao conhecimento dos males que alguns aditivos podem causar como, por exemplo, os antioxidantes BHT e BHA (estruturas abaixo), que são substâncias genotó-xicas e causam danos aos genes de uma célula ou de um organismo. Estudos realizados em cobaias, como camundongos e macacos, mostraram que os compostos causam problemas hepáticos, provocam aumento do metabolismo e reduzem, desse modo, o tecido adiposo. Reduz a reserva hepática de vitamina A e é encontrado em alimentos ricos em óleos e gorduras como manteiga, carnes, cereais, bolos, biscoitos, cerveja, salgadinhos, batatas desidratadas, gomas de mascar.
Estrutura II
OH OH
OCH3
Estrutura I
A respeito da química destes antioxidantes, avalie as afir-mativas abaixo.
I. A estrutura I possui 7 carbonos primários.II. A estrutura II possui 3 carbonos primários. III. Ambos são compostos fenólicos.IV. A estrutura I possui 24 átomos de hidrogênio e 01 átomo
de oxigênio.V. A estrutura II possui 15 átomos de hidrogênio e 02 átomos
de oxigênio. A alternativa que contém todas as afirmativas corretas é: a) I, II, III e IVb) I, lI, III e V c) lI, IlI, IV e V d) I, II, IV e Ve) I, IlI, IV e V
05.16. (UEPG – PR) – Sobre a estrutura química do co-lesterol, substância frequentemente associada às doenças cardiovasculares e que pode ser sintetizada pelo próprio organismo humano, assinale o que for correto.
HO
CH3
CH3CH3
CH3
H3C
Colesterol
01) Pertence à classe das substâncias aromáticas. 02) Possui cadeia mista com apenas uma insaturação.04) Apresenta grupo fenol na sua estrutura. 08) É um composto que contém ligações covalentes.16) Tem apenas um anel aromático.
05.17. (UNIRIO – RJ) – O pau-brasil ocupou o centro da história brasileira durante todo o primeiro século da colonização. Essa árvore, abun dante na época da chegada dos portugueses é hoje quase extinta, só é encontrada em jardins botânicos, como o do Rio de Janeiro, a em parques nacionais, plantada vez por outra em cerimônias pa trióticas. Coube a Robert Robinson, prêmio Nobel de Química de 1947, o privilégio de chegar à estrutura química da brasilina, subs tância responsável pela cor vermelha do pau-brasil.
Disponível em: <www.sbq.org.br>.
HO
HO
OHO
OBrasilina
Que opção apresenta as corretas funções orgânicas da brasilina?a) Éter, álcool tetrahidroxilado e amida.b) Fenol, álcool terciário e éter.c) Álcool, fenol e amina.d) Fenol, éter e anidrido.e) Fenol, éter e éster.
05.18. Com relação ao álcool 6-etil-3,5-dimetilnonan-5-ol, assinale a opção correta:a) Possui fórmula molecular C13H26O.b) Possui cadeia acíclica, ramificada e heterogênea.c) Corresponde a um álcool terciário.d) Possui cinco hidroxilas.e) O grupo OH localiza-se num carbono primário.
8
Discursivos05.19. “[...] Era o carro do Fábio que tinha acabado o freio. Mandei que ele apertasse o pedal e vi que ia até o fundo. Percebi que era falta de fluido. [...] Perguntei ao Luis se ele tinha fluido de freio e ele disse que não tinha. E ninguém tinha. Então falei com o Antonino que o jeito era tirar um pouco de cada carro, colocar naquele e ir assim até chegar numa cidade.”
FRANÇA JÚNIOR, Oswaldo. Jorge, um brasileiro. Rio de Janeiro: Nova Fronteira, 1988. p. 155-156.
O fluido para freios, ou óleo de freio, é responsável por transmitir às pastilhas e lonas do sistema de freios a força exercida sobre o pedal do automóvel quando se deseja frear. Em sua composição básica há glicóis e inibidores de corrosão.
Disponível em: <http://www.inmetro.gov.br/consumidor/produtos/fluidos.asp> [Adaptado] Acesso em: 26 out. 2011.
Considere as informações acima e os dados da tabela abaixo, obtidos sob pressão de 1 atm e temperatura de 20°C:
Nome IUPAC Ponto de ebulição (°C)
I. Etan-1,2-diol 197
II. Propan-1,2-diol 187
III. Propan-1,3-diol 215
Escreva: a) o nome da função orgânica presente nos compostos apresentados na tabela.
b) a fórmula estrutural de cada um dos compostos, conforme a ordem da tabela I, II e III.
c) a classificação de cada álcool quanto à posição dos grupos funcionais.
05.20. Escrevaa) as fórmulas estruturais do álcool terciário e do éter com o menor número possível de átomos de carbono.
b) o nome do composto, utilizando a nomenclatura usual.
Aula 05
9Química 3C
Gabarito05.01. a) propan-1-ol
b) butan-2-olc) 3-metilbutan-2-old) butano-2,3 diole) benzenolf ) 3-metilbenzenolg) ciclo-hexanolh) 2-feniletanol
05.02. a) álcool n-propílicob) álcool isobutílicoc) álcool terc-butílicod) fenol comume) álcool etílico f ) glicerol
05.03. a) H3C – C – CH2 – CH3
OH I
ICH3
b) H3C – CH – CH2 – CH3 IOH
c)
CH3
OH
d) H2C – CH2 – CH2 – CH – CH3
OH I
OH I
e)
OH
OH
f ) H3C – OH
g) H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – OH
h) H2C = CH – OH
i) H2C – CH = CH2
OH I
j)
OH
CH3
05.04. e05.05. a05.06. c05.07. d05.08. b05.09. a05.10. d05.11. d05.12. a05.13. c
05.14. b05.15. a05.16. 10 (02, 08)05.17. b05.18. c05.19. a) álcool
b) I.H2C – CH2
OHOH
II. H2C – CH – CH3
OHOH
III. H2C – CH2 – CH2
OHOH
c) I. vicinal II. vicinal III. isolado
05.20. a) H3C – C – CH3
OH I
ICH3
H3C – O – CH3
álcool éter
b) álcool terc-butílico e éter dimetílico
10
Éteres e ácidos carboxílicos
Aula 06 3CQuímica
Éteres
DefiniçãoÉteres são compostos orgânicos que apresentam um
átomo de oxigênio ligado a dois átomos de carbono, em estruturas do tipo:
R – O – R’ ouR – O – Ar ouAr – O – ArondeR = radical alquila. Exemplo: H3C –
Ar = radical arila. Exemplo: Exemplos:
CH3 – O – CH2 – CH3
CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3
CH3 – O –
O átomo de oxigênio pode formar heterociclo como no óxido de etileno.
CH2H2CO
óxido de etileno
ClassificaçãoÉter simétrico:
Quando os dois radicais ligados ao oxigênio são idênticos.
Exemplos:H3C – O – CH3
– O –
Éter assimétricoQuando os dois radicais ligados ao oxigênio são
diferentes.
Exemplos:H3C – O – CH2 – CH3
H3C – O –
Radicais alcóxiSão radicais que possuem a valência livre num átomo
de oxigênio que por sua vez está ligado a um átomo de carbono (radical orgânico).
Exemplos:
metóxi
etóxi
fenóxi
H3C – O –
H3C – CH2 – O –
– O –
Nomenclatura IUPAC (substitutiva)RegrasEscreve-se o nome do radical alcóxi correspondente
ao grupo mais simples ou com menor número de áto-mos de carbono seguido do nome do hidrocarboneto correspondente ao grupo com maior número de átomos de carbono (ou mais complexo).
Exemplos:CH3 – O – CH2 – CH3;
metoxietano
CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3;etoxietano
CH3 – O –
metoxibenzeno
Nomenclatura usual (de classe funcional)
RegraEscreve-se a palavra éter (numa palavra separada)
seguida dos nomes dos radicais ligados ao oxigênio, em ordem alfabética e separados pela conjunção e mais a terminação ico:
Aula 06
11Química 3C
Exemplos:
H3C – CH2 – O – CH3éter etílico e metílico
H3C – CH2 – O – CH2 – CH3éter dietílico
– O – CH3
éter fenílico e metílico
Outra forma de nomenclatura ainda encontrada cita em ordem alfabética os nomes dos dois grupos ligados ao oxigênio, seguidos da palavra éter (sem usar hífen).
Exemplos:
H3C – O – CH2 – CH3etil metil éter
H3C – CH2 – O – CH2 – CH3dietil éter (éter comum)
ImportânciaÉteres são utilizados como solventes e como matéria-
-prima na obtenção de outros compostos orgânicos. O éter comum (C2H5 – O – C2H5) é empregado como anestésico.
Ácidos carboxílicos
DefiniçãoO resultado da união dos grupos carbonila e hidro-
xila é o grupo denominado carboxila.
– OHhidroxilacarbonila
– C –
O
carboxila
– C – OH
O
Ácidos carboxílicos são compostos orgânicos que apresentam o grupo carboxila (– COOH):
ouR – CO
OHAr – C
O
OH
onde:
R = grupo alquila. Ar = grupo arila.
Exemplos de ácidos carboxílicos:
H – CO
OHH3C – C
O
OH
C – CH2 – CO
OH
O
HO
CO
OH
ImportânciaÁcidos carboxílicos são usados em tingimento de
tecidos, na alimentação, na fabricação de desinfetantes e plásticos, na produção de ésteres, etc.
ClassificaçãoQuanto ao número de carboxilasa) Ácidos monocarboxílicos: possuem apenas um
grupo carboxila.
Exemplo: H3C – CO
OH
b) Ácidos dicarboxílicos: possuem dois grupos carboxila.
Exemplo: HOOC – CH2 – COOH
c) Ácidos tricarboxílicos: possuem três grupos carboxila.
Exemplo: H2C – CH – CH2
HOOC COOH COOH
Nomenclatura IUPAC (substitutiva)Regras
• Segue-se a nomenclatura dos hidrocarbonetos, porém usando o sufixo oico.
Exemplos de ácidos monocarboxílicos:
metanoico etanoico
H – CO
OHH3C – C
O
OH
ácido benzoico
CO
OH
12
Exemplos de ácidos dicarboxílicos:
etanodioico propanodioico
butanodioico
C – CO
OH
O
HOC – CH2 – C
O
OH
O
HO
C – CH2 – CH2 – CO
OH
O
HO
• Nos ácidos carboxílicos de cadeia ramificada, a ca-deia principal é a sequência mais longa que contém o grupo carboxila.
• A numeração da cadeia acíclica principal é feita a partir da carboxila.
Exemplos:
3-metilpentanoico
H3C – CH2 – CH – CH2 – CO
OHCH3
12345
Nomenclatura “usual” – nomes particulares
Ácidos monocarboxílicosA nomenclatura usual lembra fontes naturais onde
os ácidos são encontrados.
Exemplos:
IUPAC metanoicoUsual ácido fórmico(do latim fórmica – encontrado nas formigas)
H – CO
OH
IUPAC etanoicoUsual ácido acético(de acetum = azedo vinagre)
H3C – CO
OH
IUPAC propanoicoUsual ácido propiônico(protos pion = “primeira gordura”)
H3C – CH2 – CO
OH
IUPAC butanoicoUsual ácido butírico(encontrado na manteiga)
H3C – CH2 – CH2 – CO
OH
Ácidos dicarboxílicosHOOC – COOHácido etanodioicoácido oxálico
HOOC – CH2 – COOHácido propanodioicoácido malônico
HOOC – CH2 – CH2 – COOHácido butanodioicoácido succínico
Ácidos benzenodicarboxílicos recebem o nome especial de ácidos ftálicos.
COOH
– COOH ácido o-ftálico
COOH
– COOHácido m-ftálico
COOH
COOH
ácido p-ftálico
Observações:• Para ácidos monocarboxílicos ramificados, a
nomenclatura usual atribui ao primeiro carbo-no após a carboxila a letra (alfa).Exemplo:
ácido -metilbutírico
H3C – CH2 – CH – CO
OHCH3
1234
• Monoácidos de cadeias longas são denomi-nados ácidos graxos, pois ocorrem em óleos e gorduras.Exemplos:H3C – (CH2)14 – COOHácido hexadecanoicoácido palmítico (óleo de palma)H3C – (CH2)16 – COOHácido octadecanoicoácido esteárico (estearina)
Aula 06
13Química 3C
Testes
Assimilação06.01. Escreva os nomes IUPAC e usual dos ácidos a seguir:
a) H – C O
OH
b) H3C – C O
OH
c) H3C – CH2 – C O
OH
d) H3C – CH2 – CH2 – C O
OH
e) H3C – CH2 – CH – C O
OH
f ) O
OH C – CH2 – C
O
OH
06.02. Dado o nome do ácido, escreva a fórmula estrutural.a) pentanoico
b) ácido -metilbutírico
c) ácido meta-metilbenzoico
|CH3
d) ácido 3-fenil-hexanoico
e) ácido oxálico
f ) propenoico
g) etanodioico
06.03. Dado o nome do éter, escreva a fórmula estruturala) etoxietano.
b) 2-metoxipropano.
c) éter etílico e fenílico.
d) éter dimetílico.
14
06.04. (MACK – SP) – O nome do ácido carboxílico presente
no vi nagre e que tem fórmula H3C – C O
OH é:
a) etanoico.b) metanoico.c) butanoico.d) metilpropanoico.e) isopropanoico.
06.05. (ACAFE – SC) – Louis Pasteur, cientista francês, es- tudou em 1848 cristais de uma “substância” proveniente da uva.Tal “substância” era chamada, na época, de Acidum racemicum (do latim, racemus = uva).Que funções químicas estão presentes na fórmula do Acidum racemicum, representada a seguir?
HOOC – CH – CH – COOH
OHOH
Acidum racemicum
(Nome atual: ácido tartárico)
a) álcool e acetona;c) éster e acetona;e) éter e ácido carboxílico.
b) álcool e ácido carboxílico;d) álcool e aldeído;
Aperfeiçoamento06.06. (UFPel – RS) – Na estrutura do ácido málico que aparece na rea ção a seguir, estão presentes os grupos funcionais _______________ e _______________, que representam as funções orgânicas _______________ e _______________.
H2C – COOH + 2H3O
+ (aq)
+ n H2O(ℓ)
OH
HC – COOH
H2C – COO–
HCOH – COO–
a) hidroxila e carbonila; fenol e aldeído. b) carbonila e carboxila; cetona e ácido carboxílico. c) hidroxila e carboxila; álcool e ácido carboxílico.d) carbonila e hidroxila; éster e álcool. e) carboxila e carbonila; ácido carboxílico e éster.
06.07. (UERJ) – Os cães conhecem seus donos pelo cheiro. Isso se deve ao fato de os seres humanos apresentarem junto à pele, glândulas que produzem e liberam ácidos carboxílicos. A mistura desses ácidos varia de pessoa para pessoa, o que permite a animais de faro bem-desenvolvido conseguir discriminá-la.
Com o objetivo de testar tal discriminação, um pesquisador ela borou uma mistura de substâncias semelhantes à produ-zida pelo dono de um cão.Para isso, ele usou substâncias genericamente representadas por:a) RCHOc) RCH2OH
b) RCOOHd) RCOOCH3
06.08. O ácido hidroxibutanodioico encontrado em ma-çãs é também conhecido como ácido málico. Sua fórmula molecular é:a) C4H6O5c) C4H6O4e) C4H6O3
b) C4H4O4d) C4H8O4
06.09. (UFPR) – Os rios que deságuam no mar podem carregar resíduos poluentes, os quais podem contaminar grandes quantidades de água.Um possível contaminante presente nas águas desses rios, proveniente do óleo de soja e atualmente muito utilizado nas cozinhas domésticas, é o ácido palmítico, cuja fórmula é CH3(CH2)14COOH. Em relação ao ácido palmítico, assinale a alternativa incorreta.a) Na fórmula do ácido palmítico estão presentes 16
carbonos.b) O ácido palmítico pertence à família dos ácidos carbo-
xílicos.c) O ácido palmítico é pouco solúvel em água.d) O ácido palmítico é uma substância combustível.e) Na fórmula molecular do ácido palmítico estão presentes
30 hidrogênios.
06.10. Assinale a afirmativa correta sobre o composto de fórmula dada a seguir:
OH
COOH
a) Apresenta as funções ácido carboxílico e álcool.b) Tem fórmula molecular C7H2O3c) Tem anel benzênico monosubstituído.d) Seu nome é P-hidroxibenzoico.e) Apresenta cadeia heterogênea e insaturada.
Aula 06
15Química 3C
06.11. Assinale a alternativa que apresenta uma relação correta entre os ácidos e sua fonte ou aplicação.a) H – COOH – vinagre
b) H3C – C O
OH – tempero de alimentos
c) H3C – CH2 – CH2 – C O
OH – encontrado nas formigas
d) H3C – CH2 – C O
OH – combustível de automóveis
e) H – C O
OH vitamina
06.12. O número de átomos de carbono existentes na estrutura do menor ácido tricarboxílico é:a) 3c) 5e) 7
b) 4d) 6
Aprofundamento06.13. O ácido graxo classificado como gordura saturada e o ácido graxo insaturado capaz de aumentar o colesterol (LDL), são respectivamente:
CH3(CH2)7(CH)2(CH2)7COOH ácido elaídico
CH3(CH2)16COOH ácido esteárico
CH3COO(CH2)2CH3 etanoato de propila
a) ácido elaídico e ácido esteárico;b) etanoato de propila e ácido esteárico;c) etanoato de propila e ácido elaídico;d) ácido esteárico e ácido elaídico;e) ácido esteárico e etanoato de propila.
06.14. Ligando-se grupos hidroxila a uma carbonila, uma arila, uma radical alquila e uma alcenila, teremos, respecti-vamente:a) um álcool, um fenol, um ácido e um enol.b) um ácido, um fenol, um álcool e um enol.c) um ácido, um enol, um álcool e um fenol.d) um fenol, um álcool, um enol e um ácido.e) um ácido, um fenol, um enol e um álcool.
06.15. Assinale a alternativa correta.a) R – COH – ácido carboxílico.b) R – O – R – álcool.c) R – CO2H – éter.d) AR – CH2 – OH – fenole)
HOCO
– ácido carboxílico
06.16. “O ácido acético é produzido no pão quando se usa o fermento Saccharomyces exigus para o cres-cimento da massa. Um outro grupo de bactérias Lac-tobacilus sanfrancisco contribui para o sabor do pão de fermentação natural (massa ácida). Essas bactérias metabolizam o açúcar maltose e excretam o ácido acé-tico e o ácido lático, dando ao pão, dessa forma, seu sabor azedo característico.”
Kotz, Treichel;Weaver. Química e Reações Químicas.
Sobre o ácido acético, podemos afirmar:I. É um ácido orgânico fraco, de sabor azedo. É um líquido
incolor, de cheiro penetrante e miscível em água.II. Pode ser chamado ácido etanoico. É um ácido monocar-
boxílico e alifático.III. Reage com alguns metais como o zinco e o magnésio
produzindo sal e gás hidrogênio.IV. É usado na alimentação sob a forma de vinagre e também
na produção de acetatos, tais como acetato de celulose e acetato de vinilo.
V. É utilizado no fabrico da aspirina (ácido acetilsalicílico).Está(ão) correta(s):a) Apenas as assertivas I, II, e III.b) Apenas as assertivas I e II.c) Apenas a assertiva I.d) Apenas a assertiva II.e) Todas as assertivas.
16
06.17. (IFPE) – No livro O SÉCULO DOS CIRURGIÕES, de Jurgen Thorwald, o autor enfatiza diversas substâncias químicas que mudaram a história da humanidade, entre elas: o fenol, que em 1865 era chamado de ácido carbólico e foi usado pelo médico Inglês Joseph Lister como bactericida, o que diminuiu a mortalidade por infecção hospitalar na Europa; o éter comum, usado pela 1a. vez em 1842, em Massachusetts (EUA), pelo cirurgião John Collins Warren como anestésico por inalação que possibilitou a primeira cirurgia sem dor e, por fim, o clorofórmio, usado em 1847 também como anestésico, mas posteriormente abandonado devido a sua toxidez. Abaixo estão expressas as fórmulas estruturais do ácido carbólico (fenol), éter e clorofórmio.
OH
Fenol
CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3
Éter
Cℓ I
Cℓ – C – H I
Cℓ
Clorofórmio
Observe as seguintes afirmações em relação às estruturas. I. O fenol pode ser chamado de hidróxi-benzeno. II. A nomenclatura IUPAC do éter é etanoato de etila. III. O éter não apresenta ligações pi.IV. O clorofórmio é um haleto orgânico. V. Todos os carbonos do fenol são secundários.
Está(ão) correta(s):a) Apenas I.b) Apenas I e II.c) Apenas I, III, IV e V. d) Apenas II, III e V.e) I, II, II, IV e V.
06.18. (PUCCAMP – SP) – Pesquisadores franceses conseguiram produzir, pela primeira vez, glóbulos vermelhos a partir de células-tronco de um ser huma-no e injetá-los novamente na mesma pessoa. (...) No novo processo, células-tronco da medula óssea são colocadas em um meio nutriente acrescido de fatores de crescimento. Ali elas se desenvolvem em glóbulos vermelhos que são transfundidos novamente no doador para “amadurecer” em seu corpo. Desse modo, também seria concebível produzir outras células sanguíneas, por exemplo, leucócitos, ou glóbulos brancos.
(Revista Geo, n. 38. p. 21)
Dentre os vários tipos de leucócitos encontra-se o eosinófilo. Para diminuir o efeito das reações alérgicas no corpo humano, os eosinófilos liberam o cortisol, um hormônio cuja fórmula estrutural está representada a seguir.
O
O
—
H
H H——
— OH
HO OH
—
cortisol
Nessa estrutura observa-se:I. anel aromático.II. grupo carboxila.III. cadeia insaturada.Está correto o que consta APENAS ema) I.b) II.c) III.d) I e II.e) II e III.
06.19. (UFG – GO) – O ácido 2,3-dihidroxi-butanodioico, também conhecido como ácido tartárico, é o principal acidificante de mostos e vinhos. Na maioria dos vinhos brasileiros, a concentração média de ácido tartárico é de 3 g/L. Ante o exposto,a) calcule a relação porcentual entre a massa de ácido tartárico e o volume de vinho.
b) escreva a fórmula estrutural plana do ácido tartárico.
Discursivos
Aula 06
17Química 3C
Gabarito06.01. a) (i) metanoico; (u) ácido fórmico.
b) (i) etanoico; (u) ácido acético.c) (i) propanoico; (u) ácido propiônico.d) (i) butanoico; (u) ácido butírico.e) (i) 2-metilbutanoico; (u) ácido
-metilbutírico.f ) (i) propanodioico; (u) ácido malônico.
06.02. a) H3C – CH2 – CH2 – CH2 – C O
OH
b) H3C – CH – CH2 – C O
OH
c)
COOH
CH3
d) H3C – CH2 – CH2 – CH – CH2 – C O
OH
e) O
OH
C – C O
OH
|CH3
f ) H2C = CH – C O
OH
g) O
OH
C – C O
OH
06.03. a) H3C – CH2 – O – CH2 – CH3
b) H3C – O – CH – CH3 ICH3
c) H3C – CH2 – O –
d) H3C – O – CH3
06.04. a06.05. b06.06. c06.07. b06.08. a06.09. e06.10. d06.11. b06.12. b06.13. d06.14. b06.15. e
06.16. e06.17. c06.18. c06.19. a) Considerando-se que a porcentagem
equivale à massa (em gramas) pre-sente em 100 mL, tem-se que:
3 g ---------- 1 000 mLx g ---------- 100 mL
Logo, pode-se afirmar que a relação porcentual entre a massa de ácido tartárico e o volume de vinho é igual a 0,3%, uma vez que existem 0,3 g em 100 mL.
b) A fórmula estrutural plana do ácido tartárico é:
C – C – C – C IH
IOH
OH I
H IO
OH
O
OH
06.20. Funções oxigenadas: ácido carboxílico e éter.
06.20. (UFRJ) – Existem diversos medicamentos que podem ser utilizados para o controle da concentração de colesterol no sangue. Pode-se citar como exemplo o ciprofibrato:
O
HO
Cℓ
O
Cℓ
Ciprof ibrato
Dê o nome das funções orgânicas oxigenadas presentes no ciprofibrato.
18
Anotações
07Aula Química
4C
Derivados de ácidos carboxílicos
Ácidos carboxílicos – IonizaçãoOs ácidos carboxílicos, quando em solução aquosa,
ionizam-se originando íons H+ (H3O+) segundo a equação:
OH+ + R – C
O
O–R – C
OH (H3O+)
H2O
ânion carboxilato
Para dar o nome ao ânion formado, trocar a termina-ção ico do ácido de origem por ato.
Exemplo:
ânion etanoato ou acetato
H3C – C – OH H+ + H3C – CO
O–
H2OO
ácido etanoico ou ácido acético
Grupos acila (ou radicais acila)São derivados dos ácidos carboxílicos pela retirada
do grupo – OH da carboxila.Exemplos:
Ácid
o
H – CO
OH
ácido metanoico (ácido fórmico)
H3C – CO
OH
ácido etanoico (ácido acético)
CO
OH
ácido benzoico
Radi
cal H – C
O
metanoil (metanoíla) ou formila
H3C – CO
etanoil (etanoíla) ou acetila
CO
benzoil (benzoíla)
Derivados de ácidos carboxílicos
Sais de ácidos carboxílicosEm geral, apresentam um metal ligado ao ânion
carboxilato. São nomeados pela citação do nome do ânion derivado do ácido seguido da preposição de mais o nome do cátion metálico.
Exemplos:
etanoato de sódio ou acetato de sódio
H3C – C
H3C – C
Ca2+
etanoato de cálcio ou acetato de cálcio
O
O–
O–
O
ou
(H3C – COO)1–2 Ca2+
H3C – CO
O–Na+
oxalato de cálcio
C
C
Ca2+
O
O–
O–
O
Cloretos de ácidos
DefiniçãoSão compostos obtidos pela substituição do grupo
(– OH) da carboxila de ácidos por um átomo de cloro.
Exemplos:O
CℓR – C O
CℓH – C
O
CℓH3C – C
1
2
NomenclaturaUsa-se a expressão cloreto de e, na sequência, o
nome do radical acila.
cloreto + de + radical acila ligado ao cloro
Exemplos:
cloreto de etanoil (etanoíla) ou cloreto de acetil(a)
cloreto de benzoil (benzoíla)
O
CℓH3C – C
O
Cℓ– C
Anidridos de ácidos carboxílicosDefinição
Anidridos de ácidos carboxílicos são compostos orgânicos obtidos por meio de uma desidratação intermolecular de ácidos monocarboxílicos ou intra-molecular de ácidos dicarboxílicos.
Exemplo:
ácido carboxílico
R – CO
O – H –H2O
anidrido de ácido
O – HR – C
O
R – CO
OR – C
O
NomenclaturaOs nomes são derivados dos ácidos correspondentes,
precedidos da palavra anidrido.
anidrido + nome do ácido correspondente
Exemplos:
H3C – CO
O – H –H2O
O – HH3C – C
O
H3C – CO
OH3C – C
O
ácido etanoico ou ácido acético
anidrido etanoico ou anidrido acético
ácido oxálico
CO
O – H –H2O
anidrido oxálico
O – HC
O
CO
OC
O
Anidridos derivados de ácidos monocarboxílicos diferentes (anidridos mistos) são nomeados pela citação dos nomes dos ácidos em ordem alfabética após a palavra anidrido.
Exemplo:
H3C – C – O – C – CH2 – CH3
O O
anidrido acético e propiônico
Ésteres orgânicosDefinição
São compostos obtidos pela substituição do grupo (– OH) da carboxila de ácidos pelo grupo (– O – R).
O
O – RR – C
grupo funcional éster
Exemplos:
O
O – CH3
H3C – CO
O – CH2 – CH3
H3C – C
ImportânciaÉsteres são usados principalmente como solventes,
como flavorizantes artificiais (imitam o aroma e o sabor de morango, damasco, maçã, etc.) nos doces em geral, e também estão presentes em medicamentos.
Nomenclatura
RegraA nomenclatura dos ésteres é semelhante à dos sais.Assim:
Trocar a termi-nação ico do ácido de origem por ato
+ de + Nome do
radical ligado ao oxigênio
Aula 07
3Química 4C
Exemplos:
benzoato de etila
O
O – CH2 – CH3
– C
etanoato de etila (acetato de etila)
flavorizante de maçã
O
O – CH2 – CH3
H3C – C
Obtenção de ésteres: reação de esterificação
A obtenção de um éster é feita por meio de uma reação denominada esterificação. Essa reação ocorre entre um ácido carboxílico e um álcool, produzindo éster e água.
ácido carboxílico + álcool éster + água
H3C – C + H – O – CH2 – CH3 H3C – C O
O – H
O
O – CH2 – CH3 + H2O
+ águaetanoico
(ácido acético)+ etanol
etanoato de etila (acetato de etila)
Ésteres inorgânicosDerivam de um ácido (acila) mineral.Exemplos:
• Éster mineral derivado do H2SO4
H3C – CH2 – OSO3Hhidrogeno sulfato de etila ou ácido etil sulfúrico
• Éster mineral derivado do HNO3
H2C – CH – CH2
ONO2 ONO2 ONO2
trinitrato de glicerila ou “nitroglicerina”
AmidasDefinição
São compostos nitrogenados, considerados como derivados da amônia (NH3), pela substituição de um, dois ou três átomos de hidrogênio por igual número de grupos acila.
Nas amidas, temos a carbonila O
– C – ligada ao
átomo de nitrogênio.
R – CO
NH2
Exemplos:O
NH2
– CO
NH2
H3C – C
Classificação
Quanto ao número de grupos acila ligados ao nitrogênioa) Amidas primárias: possuem apenas um radical acila.
Exemplo:
O
R – C – NH2
Observação:As amidas primárias, quanto ao número de
radicais (alquila ou arila) ligados ao nitrogênio, podem ser:
N-monossubstituídas:Exemplo:
O H
R – C – N – R
N,N-dissubstituídas:Exemplo:
O R
R – C – N – R
b) Amidas secundárias: possuem dois radicais acila.
Exemplo:
O O
R – C – N – C – R
H
c) Amidas terciárias: possuem três radicais acila.
Exemplo:
O O
R – C – N – C – R
C = O
R
4
Nomenclatura
Os nomes são derivados dos ácidos correspondentes, trocando-se a terminação oico (IUPAC) ou ico (usual) por amida.
Exemplos:
O
NH2
– CO
NH2
H3C – C
etanamida ou acetamida
benzamida N-metiletanamida ou N-metilacetamida
O H
H3C – C – N – CH3
N,N-dimetiletanamida ou
N,N-dimetilacetamida
O CH3
H3C – C – N – CH3
Testes
Assimilação07.01. Dê a fórmula estrutural dos seguintes sais:a) etanoato de potássio
b) metanoato de sódio
c) acetato de sódio
d) acetato de cálcio
e) benzoato de magnésio
f ) oxalato de cálcio
07.02. Muitos ésteres apresentam odor agradável e, por isso, são usados como essências na fabricação de doces, balas, refrescos e perfumes. Dê o nome oficial dos ésteres abaixo:
a) H3C – C – C – CO
O – CH3H2 H2essência de pinha
b) H3C – C – C – CO
O – C – CH3H2 H2H2
essência de morango
c) H3C – C O
O – C – C – CH3H2 H2
essência de pera
d) H3C – C O
O – C – C – C – C – C – C – CH2– CH3H2 H2 H2H2 H2 H2
essência de laranja
e) H3C – C – C – C – C – C O
O – C – CH3H2
H2 H2H2 H2
essência de abacaxi
Aula 07
5Química 4C
07.03. Na reação de neutralização a seguir
H3C – C + NaOH H3C – C + H2OO
OH
O
ONa
o produto orgânico obtido pertence à funçãoa) anidrido;c) sal de carboxilácido;e) ácido carboxílico.
b) haleto de ácido;d) éter;
07.04. (UFPR) – Qual a função originada da ligação de um grupo formil (– CHO) com um grupo amino (– NH2)?a) aminac) amidae) carbilamina
b) nitrilad) sal de amônio
07.05. O benzoato de benzila
– CO
O – CH2 –
é utilizado como medicamento no combate à escabiose. Esse composto pertence à função:a) álcool; c) éster;e) ácido carboxílico.
b) éter; d) amida;
Aperfeiçoamento07.06. (UFSM – RS) – As moléculas a seguir são o malation e o ácido 2,4 D, dois pesticidas usados na agricultura. Esses contaminantes polares são muito solúveis em água, sendo arrastados para os rios pelas chuvas.
Malation
CH3O – P – S – CHC – OCH2CH3
S
OCH3 CH2C – OCH2CH3
O
O
Ácido 2,4 D
Cℓ Cℓ
OH
O
Sobre o malation e o ácido 2,4 D, pode-se afirmar que:a) possuem carbonilas.b) são éteres.c) possuem ciclos aromáticos.d) são ésteres.e) possuem átomos halogênios.
07.07. (UENP – PR) – O jornal O Estado de S. Paulo pu-blicou, em 6 de outubro de 2015, informações sobre recente boletim epidemiológico do Ministério da Saúde, com o seguinte título:
“Com 693 mortes, Brasil bate recorde de vítimas por dengue”, esclarecendo que as estatísticas consolidadas só consideram os registros de 4 de janeiro até 29 de agosto de 2015.
(CAMBRICOLI, Fabiana. Com 693 mortes, Brasil bate recorde de vítimas por dengue. Portal Estadão. Saúde. 6 out. 2015. Disponível em: <http://saude.estadao.
com.br/noticias/geral.com-693-mortes–pais-bate-recorde-de-vitimas-por-den-gue.1775022>. Acesso em: 11 out. 2015).
Para as pessoas com suspeita de dengue, recomenda-se a não utilização de antitérmicos e analgésicos à base de ácido acetilsalicílico por causar aumento do risco de hemorragia. O paracetamol é um composto polifuncional que é recomen-dado como um substituto, cuja fórmula é:
– NHO –C
H
O
CH3
Identifique os grupos funcionais presentes nessa fórmula.a) Álcool, amina e cetona.c) Fenol e amida.e) Fenol, cetona e amina.
b) Álcool e amida.d) Fenol, cetona e amida.
07.08. A desidratação do ácido propanoico resulta em ani-drido propanoico. A fórmula desse anidrido possuia) 3 átomos de carbono;c) cadeia homogênea;e) cadeia cíclica.
b) 2 átomos de oxigênio;d) 6 átomos de carbono;
07.09. Assinale a alternativa em que aparece uma substância que não corresponde ao grupo funcional.
a) H3C – C – O – C – CH3 (anidrido)b) H3C – CH2 – OH (álcool)c) H3C – COO–Na+ (sal de ácido carboxílico)d) H3C – CH2 – Cℓ (cloreto de ácido)
e) OH
(fenol)
O O
6
07.10. (UFLA – MG) – Os compostos a seguir, uma lactona, uma lactama e o 1,4-dioxano, pertencem a quais grupos funcionais, respectivamente?
O
O
O
NH
O
O-lactona -lactama 1,4-dioxano
a) Éster, amida e éter.b) Cetona, amina e éter. c) Cetona, amida e éster.d) Éter, amina e éster.
07.11. (UFJF – MG) – O acetato de etila (etanoato de etila) tem odor de maçã, enquanto o odor do butanoato de butila é semelhante ao do morango. Com relação a essas substâncias flavorizantes, assinale as alternativas incorretas: a) Ambas são ésteres.b) O butanoato de butila possui a fórmula molecular
C8H16O2. c) O acetato de butila possui três átomos de carbono
terciário.d) O butanoato de butila não possui nenhum átomo de
carbono quaternário. e) O acetato de butila possui a fórmula estrutural
CH3C O
OCH2CH3
07.12. (FAC. ANHEMBI MORUMBI – SP) – A embalagem de um sabonete antibacteriano informa que o produto contém triclocarban, agente responsável pela elimina-ção de germes e bactérias.
triclocarban
N H
N H
Cℓ
Cℓ
CℓO
(www.observatoiredescosmetiques.com)
De acordo com essa fórmula estrutural, o triclocarban apre-senta grupo funcional característico dea) éter.d) nitrilo.
b) amina. e) amida.
c) cetona.
Aprofundamento07.13. Sobre os derivados funcionais dos ácidos carboxílicos, dê o somatório das alternativas corretas:01) Os haletos de ácidos provêm da substituição do H da
hidroxila por um halogênio.02) Pode-se definir um cloreto de ácido como o resultado
da união de uma acila com cloro.04) O composto de fórmula
– CO
Cℓ é o cloreto de benzila.
08) O acetato de potássio tem fórmula CH3 – COO–K+
16) O anidrido oxálico tem 3 carbonos.
07.14. (UFPR) – A substância representada pela fórmula estrutural a seguir é bastante utilizada nos laboratórios de química. Em virtude do seu comportamento, essa substância deve ser secada a 105°C antes de sua utilização.Massas atômicas: C = 12; H = 1; O = 16; K = 39
CO2H
CO2K
Com base nessas informações, assinale a alternativa correta.a) Uma massa de 25,5 g dessa substância, quando dissolvida
completamente em água suficiente para formar 500 mL de solução, constitui-se numa solução de concentração 0,25 moI · L–1.
b) A molécula dessa substância é constituída por 8 átomos de carbono, 4 átomos de oxigênio, 1 átomo de hidrogênio e 1 átomo de potássio.
c) O nome oficial dessa substância é 1,2-benzoato ácido de potássio, um conhecido conservante para produtos alimentícios.
d) A molécula apresentada está estruturalmente incorreta. Faz ligação química que contraria os princípios da química.
e) Considerando as massas atômicas dos átomos que a com-põem, uma molécula dessa substância deve apresentar uma massa de 204 g.
Aula 07
7Química 4C
07.15. (FGV –SP) – As estruturas a seguir são, respectivamente, representantes das seguintes classes de compostos orgânicos:
H – C – C – C
H
H
H
H O
NH2
H – C – C – C
H
H
H
H O
O – CH3
CH3 – C – O – C – CH3
O O
H – C – O – C – H
H H
HH
O
O
a) anidrido, éter, amina, éster, cetona.b) éter, anidrido, amina, éster, éster.c) anidrido, éster, amida, éster, lactona.d) anidrido, éter, amida, éster, lactona.e) éter, éter, amida, cetona, éster.
07.16. (UERJ) – Uma substância orgânica possui a seguinte composição percentual em massa:
53,33%
6,67%
40,00%C
O
H
Observe outras características dessa substância:• a razão entre o número de átomos de sua fórmula mole-
cular e de sua fórmula mínima é igual a 2;• o cátion liberado na sua ionização em água é o H+.A substância descrita é denominada:a) ácido etanoico c) etanoato de etila
b) ácido butanoicod) metanoato de metila
07.17. (UEMG) – Anvisa suspende lote de paracetamol e de outros 3 remédios de laboratório."Quatro medicamentos produzidos por um laboratório brasileiro tiveram lotes suspensos por determinação da Anvisa e as decisões foram publicadas no Diário Oficial da União nesta quarta-feira. Dentre eles, o Paracetamol 500 mg, com validade para 11/2015, foi suspenso depois que um consumidor contatou o Procon para denunciar que havia um parafuso no lugar de um dos comprimi-dos, em uma das cartelas do medicamento. Após notifi-cação do Procon, o laboratório já iniciou o recolhimento voluntário do lote, que foi distribuído em Goiás, Minas Gerais, Rio Grande do Sul e Bahia. O medicamento Ce-toconazol 200 mg, indicado para tratamentos de infec-ções por fungos ou leveduras, teve suspenso o lote com validade para 06/2015. O motivo da suspensão foi uma queixa de um consumidor feita ao SAC do laboratório afirmando que encontrou um outro medicamento, o Atenolol 100mg, na cartela do Cetoconazol. O atenolol é indicado para o controle de hipertensão arterial. O lote foi distribuído em Goiás, Amazonas, Alagoas, Bahia, Mi-nas Gerais, Pará, Rio de Janeiro e São Paulo"
http://www.g1.globo.com. Acesso em 20/8/2014
As estruturas do paracetamol, do cetoconazol e do atenolol são mostradas a seguir:
Paracetamol
Cetoconazol
Atenolol
N H
H3C
O OH
OON N
ON
O
N
CℓCℓH
O
H2N
OH
CH3
CH3
OH N
Apesar de serem indicados para diferentes tratamentos, as três substâncias citadas apresentam, em comum, o grupo funcional a) fenol.b) amina. c) amida.d) álcool.
8
07.18. (UFPR) – O ácido acetilsalicílico é um composto orgânico sintético bastante utilizado como analgésico, antipirético e anti-inflamatório. Industrialmente, esse composto é obtido de acordo com o seguinte esquema de reações:
OH O–Na+
+ H2ONaOH(aq)
HCℓ(aq)
hidróxi-benzeno
ácido salicílico
fenóxido de sódio
2-hidróxi-benzoato de sódio
CO2
anidrido acético
NaCℓ +
ácido acetilsalicílico
OOH
OH
O
O
O
OH
O
OH
OOH
O–Na+
+
Com base nas estruturas químicas apresentadas no esquema acima, é correto afirmar:a) Há um grupo funcional éster na estrutura do ácido acetilsalicílico.b) O hidroxibenzeno é um álcool.c) O fenóxido de sódio é um sal de ácido carboxílico.d) O ácido salicílico pode ser denominado ácido p-hidroxibenzoico.e) No esquema apresentado não há reações de neutralização.
Discursivos07.19. (ESAL – MG) – A estrutura a seguir corresponde ao ácido o-clorobenzoico.
OHC
Cℓ
O
Baseando-se na estrutura desse ácido, escreva as fórmulas dos compostos:a) o-clorobenzoato de sódio b) o-clorobenzoato de etila
Aula 07
9Química 4C
07.20. (UFRJ) – Os mais famosos violinos do mundo foram fabricados entre 1600 e 1750 pelas famílias Amati, Stradivari e Guarneri. Um dos principais segredos desses artesãos era o verniz, tido como o responsável pela sonoridade única desses instrumentos. Os vernizes antigos eram preparados a partir de uma mistura de solventes e resinas, em diferentes proporções. Uma receita datada de 1650 recomendava a mistura de resina de pinheiro, destilado de vinho e óleo de lavanda. O quadro a seguir ilustra as principais substâncias presentes nos ingredientes da receita.
Ingrediente Substâncias principais
© sh
utte
rsto
ck/P
alo_
ok
Resina de pinheiro
OH
OI II
Destilado de vinho III OH
Óleo de lavanda
IV V
OH O
O
a) Indique as funções das principais substâncias encontradas no verniz.
b) Escreva a fórmula molecular do composto III.
Gabarito07.01. a) H3C – C
O–K+
O
b) H – C O–Na+
O
c) H3C – C O–Na+
O
d) H3C – C O
O
2
–
Ca2+
e) – C O
O
2
–
Mg2+
f ) O
O C – C
O
O
2–
Ca2+
07.02. a) butanoato de metilab) butanoato de etilac) etanoato de n-propilad) etanoato de n-octilae) hexanoato de etila
07.03. c07.04. c07.05. c07.06. a07.07. c07.08. d07.09. d07.10. a07.11. c - e07.12. e07.13. 10 (02, 08)
07.14. a07.15. d07.16. a07.17. c07.18. a07.19.
a) – C ONa
O
Cℓ
b) – C O – CH2 – CH3
O
Cℓ
07.20. a) I: hidrocarboneto, II: ácido carboxílico, III: álcool, IV: álcool, V: éster.
b) C2H6O
10
Química4C
Funções nitrogenadas, ácidos sulfônicos, aldeídos e cetonas
Aula 08
Aminas
DefiniçãoAs aminas mais simples são compostos nitrogena-
dos, considerados como derivados da amônia (NH3), pela substituição de um, dois ou três átomos de hidrogênio por igual número de radicais alquila ou arila.
Exemplos:
H3C – N – H
H
H3C – N – CH3
H
H3C – N – CH3
CH3
– NH2
– NH – CH3
Em função da ampla distribuição das aminas nos sistemas biológicos, o nitrogênio corresponde ao quarto elemento mais abundantemente encontrado nos com-postos orgânicos.
Classificação
Quanto ao número de radicaisa) Aminas primárias: possuem apenas um radical
alquila ou arila ligado diretamente ao nitrogênio.Exemplo:
R – N – H
H
b) Aminas secundárias: possuem dois radicais alquila ou arila ligados diretamente ao nitrogênio.Exemplo:
R – N – H
R’
c) Aminas terciárias: possuem três radicais alquila ou arila ligados diretamente ao nitrogênio.Exemplo:
R – N – R’’
R’
É importante saberDeve-se observar que os termos primário,
secundário e terciário têm um significado dife-rente do que foi utilizado anteriormente, para álcoois, por exemplo.
Quanto à natureza dos radicais ligados ao átomo de nitrogênio: a) Alifáticas
Exemplo: H3C – CH2 – NH2
b) AromáticasExemplo:
– NH2 – NH – CH3
Nomenclatura IUPACRegra
Em um possível método geral escreve-se o nome do(s) radical(is) ligado(s) ao nitrogênio e, em seguida, a terminação amina.
Aula 08
11Química 4C
nome do(s) radical(is) ligado(s)
ao nitrogênio+ amina
Exemplos:
H3C – N – H
H
H3C – N – CH3
H
H3C – N – CH3
CH3
– NH2
– NH – CH3
CH3 – N – CH2 – CH3
etilfenilmetilamina
fenilmetilamina
fenilamina
trimetilamina
dimetilamina
metilamina
Nomenclatura UsualRegra
São usados nomes particulares, principalmente nas aminas aromáticas.
Exemplo:
– NH2
anilina
Diaminas e poliaminas em que todos os grupos (NH2) estão ligados a uma cadeia acíclica ou a um anel são nomeadas pelo uso dos sufixos diamina, triamina, etc., adicionados ao nome do hidrocarboneto corres-pondente.
Exemplos:H2N – CH2 – CH2 – CH2 – NH2
propano-1,3-diamina
H2C – CH – CH2 – CH2
NH2 NH2 NH2
butano-1, 2, 4-triamina
– NH2
NH2
ciclopentano-1, 2-diamina
ImportânciaSão utilizadas na produção de corantes sintéticos,
medicamentos, etc. Algumas aminas são encontradas em vegetais, como a morfina e a nicotina.
Sais de amônioSais contendo nitrogênio tetravalente são denomi-
nados sais de amônio.
Nomenclatura IUPAC
nomedo
ânion+ de +
nomedos
radicais+ amônio
Exemplos:
H3C – N – CH3
CH3
CH3
Br
+ –
brometo de tetrametilamônio
CH3
H3C – N – CH2 – CH3
CH2
CH3
CH2
I
+ –
iodeto de etildimetilpropilamônio
12
Nitrilas
DefiniçãoSão compostos orgânicos que apresentam o grupa-
mento – C N ligado a radical alquila (R) ou arila (Ar). Também são conhecidos como cianetos orgânicos.
R – C N ou Ar – C N
Exemplos:
H3C – C N
H3C – CH2 – C N
Nomenclatura IUPACRegra
Os nomes são dados a partir do hidrocarboneto correspondente seguido da terminação nitrila.
nome do hidrocarboneto correspondente
+ nitrila
Exemplos:H3C – C N etanonitrila
H3C – CH2 – C N propanonitrila
Nomenclatura UsualRegra
Usa-se a palavra cianeto seguida do nome do radical ligado ao – C N.
cianeto + radical ligado ao – C N
Exemplos:H3C – C N
cianeto de metil(a)
H3C – CH2 – C Ncianeto de etil(a)
ImportânciaNa fabricação de polímeros acrílicos, como, por
exemplo, orlom (lãs sintéticas).
NitrocompostosDefinição
São compostos orgânicos que apresentam o grupa-mento nitro (– NO2) substituindo átomos de hidrogênio em hidrocarbonetos.
R – NO2
(grupo funcional nitrocomposto)
Exemplos:
– NO2
H3C – NO2
H3C – CH2 – NO2
CH3
NO2
NO2O2N
Nomenclatura IUPACRegra
Usa-se o prefixo nitro seguido do nome do hidrocar-boneto correspondente.
nitro + nome do hidrocarboneto correspondente
Exemplos:
– NO2 CH3
NO2
NO2O2Nnitrobenzeno
H3C – NO2nitrometano
H3C – CH2 – NO2nitroetano
2,4,6-trinitrotolueno (TNT)
ImportânciaNa fabricação de explosivos para abertura de túneis,
por exemplo.
Aula 08
13Química 4C
Ácidos sulfônicos
DefiniçãoSão compostos que apresentam o grupo – SO3H,
denominado grupo sulfônico.Exemplo:
– SO3H
Nomenclatura IUPACRegra
ácidonome do
hidrocarboneto correspondente
sulfônico+ +
Exemplo:
– SO3H
ácido benzenossulfônico
Compostos de funções mistas (polifuncionais)São compostos que apresentam grupos pertencentes a
funções químicas diferentes, na mesma estrutura.Exemplos:
Glicídios (açúcares)Compostos de função mista:• poliálcool/aldeído;• poliálcool/cetona.Exemplos:
HC – OH
HO – CH
glicose
aldeído
á
l
c
o
o
l
H – C = O
HC – OH
HC – OH
H2C – OH
H2C – OH
C = O
frutose
cetona
álcool
álcool
HO – CH
HC – OH
HC – OH
H2C – OH
AminoácidosCompostos de função mista amina (– NH2) e ácido
carboxílico (– COOH).
Exemplos:
=H2C – C
glicina
NH2OH
H3C – CH – C
alanina
OH
O=O
NH2
Aldeídos
DefiniçãoAldeídos são compostos orgânicos que apresentam
o grupo carbonila O
– C – ligado a hidrogênio. Assim,
os aldeídos são caracterizados pela presença do grupo
O
– C – H na molécula, denominado grupo formila ou
aldoxila e representado por (– CHO).
O
HR – C
grupo funcional aldeído
R = grupo alquila. Exemplo: – CH3
Exemplos:
O
HR – C
O
HH3C – C
O
H– C
ImportânciaAldeídos são empregados na fabricação de medica-
mentos, plásticos, desinfetantes, explosivos, etc.
Nomenclatura IUPAC
Regras
• Segue-se a nomenclatura dos hidrocarbonetos, porém usando o sufixo al.
14
Exemplos:
metanal etanodial
O
HH – C
etanal
O
HH3C – C
O
HC – C
O
H
• Nos aldeídos de cadeia ramificada, a cadeia princi-pal é a sequência mais longa que inclui o carbono do grupo funcional –CHO, característico do grupo aldeído.
• Na numeração da cadeia principal, deve-se atribuir ao carbono da carbonila o número 1.Exemplos:
2-metilbutanal
CH3
O
HH3C – CH2 – CH – C
4 3 2 1
2,3-dimetilbutanal
CH3H3C
O
HH3C – CH – CH – C
4 3 2 1
Nomenclatura usualOs nomes usuais dos aldeídos são semelhantes aos
nomes dos ácidos carboxílicos. Os nomes são formados suprimindo-se a palavra ácido e substituindo o sufixo ico ou oico do nome do ácido pela terminação aldeído.
acetaldeídoformaldeído
benzaldeídobutiraldeído
O
HH – C
O
HH3C – C
O
H– C
O
HH3C – CH2 – CH2 – C
Cetonas
DefiniçãoCetonas são compostos orgânicos que apresentam
o grupo carbonila O
– C – situado obrigatoriamente
entre dois átomos de carbono.
O
R – C – R
O
Ar – C – Ar
O
R – C – Arou ou
R = grupo alquila. Exemplo: – CH3
Ar = grupo arila. Exemplo:
Exemplos:
O O
H3C – C – C – CH3
O
H3C – C – CH3
R R
O
– C –
Ar Ar
O
H3C – C –
ArR
ImportânciaCetonas são usadas como solventes (esmaltes, tintas,
vernizes), na extração de óleos de sementes de vegetais, em medicamentos, etc.
Nomenclatura IUPACRegras
• Segue-se a nomenclatura dos hidrocarbonetos, porém usando o sufixo ona.
Exemplos:
butanodiona
O O
H3C – C – C – CH3
propanona (acetona)
O
H3C – C – CH3butanona
O
H3C – C – CH2 – CH3
• Nas cetonas de cadeia ramificada, a cadeia principal é a sequência mais longa que contém o grupo carbonila.
• A numeração da cadeia principal é feita a partir da extremidade mais próxima da carbonila.
• A posição da carbonila na cadeia é indicada por números, como no caso das outras funções já estu-dadas.Exemplos:
O
H3C – CH2 – C – CH2 – CH2 – CH3
hexan-3-ona1 2 3 4 5 6
O
H3C – C – CH2 – CH3
O
H3C – CH2 – C – CH31 2 3 4
butan-2-ona são iguais
4 3 2 1
Aula 08
15Química 4C
Nomenclatura usualO nome usual de uma cetona pode ser formado pelos nomes dos radicais ligados à carbonila, em ordem alfabética,
seguidos da palavra cetona.Exemplos:
dimetilcetona ou cetona dimetílica
O
H3C – C – CH3etilmetilcetona
ou cetona etílica e metílica(Recomendada)
O
H3C – CH2 – C – CH3
O
– C – CH3
fenilmetilcetona ou cetona fenílica e metílica
Testes
Assimilação08.01. (PUCPR) – O cheiro de peixe podre é indicativo da presença da substância X que apresenta as seguintes características.
I. É uma amina terciária.II. Seus carbonos apresentam 9 ligações σ− sp 3. III. Possui uma cadeia heterogênea.IV. Sua massa molar é 59 g/mol.(Massas atômicas: H = 1, C = 12, N = 14, 0 =16.)A única fórmula que corresponde à descrição da substância X é a:
a) H2C = CH – N – CH3
H
b) C6H5 – NH2
c) H3C – N – CH3
CH3
d) H3C – N – CH2 – CH3
H
e) H3C – CH2 – CH2 – NH2
08.02. (Centro Universitário São Camilo – SP) – Principal doença metabólica óssea, a osteoporose é considerada problema de saúde pública – tanto que o período de 2000 a 2010 foi eleito pela Organização Mundial da Saúde como a Década do Osso e da Articulação. Além do trio exercícios físicos, alimentação rica em cálcio e exposição moderada ao sol, o tratamento é feito à base de remédios que agem diminuindo a reabsorção do osso ou formando mais massa óssea. Um dos medica-mentos utilizados tem o princípio ativo ibandronato de sódio, cuja fórmula química está representada na figura.
P
OH
N
OHO
OHP
O
O–Na+OH
(www.folha.uol.com.br. Adaptado.)
Na estrutura do ibandronato de sódio, o átomo de nitrogê-nio faz parte do grupo funcional característico da função orgânica.a) amida.b) éster.c) amina.d) éter.e) nitrila.
08.03. (UFPR) – A fórmula geral dos ácidos sulfônicos é:a) R – SHb) R – S – R’c) R – SO4Hd) R – S – NHe) R – SO3H
16
08.04. (UFLA – MG) – Um grande número de compostos orgânicos contém oxigênio em sua estrutura, formando diferentes classes funcionais. Alguns grupos funcionais oxigenados estão representados a seguir.
I. – CO
H
III. – CO
OH
II. – C – OH
IV. – CO
O – C
Assinale a alternativa que apresenta as classes funcionais dos grupos I, II, III e IV, respectivamente.a) Éster, álcool, aldeído, ácido carboxílico.b) Álcool, aldeído, cetona, éter.c) Cetona, álcool, éter, aldeído.d) Aldeído, ácido carboxílico, éster, éter.e) Aldeído, álcool, ácido carboxílico, éster.
08.05. (UFSM – RS) – Na saída da seção de "frutas e verdu-ras", Tomás lembrou a Gabi a tarefa de extrair uma substância que contivesse, em sua estrutura, os grupos fenol e aldeído. Qual das espécies a seguir Gabi deve escolher?
a) Baunilha OCH3
OH
CHO
b) Canela
H O
c) Uva
NH2
OCH3
O
d) Hortelã
OH
e) Amêndoa H
O
Aperfeiçoamento08.06. (PUCRS) – Sobre um composto que pode ser uti-lizado na indústria de alimentos como flavorizante e cuja fórmula estrutural é:
CHO
são feitas as afirmativas seguintes. I. É um alceno. II. Pertence à função aldeído. III. Tem fórmula molecular C7H6O. IV. Tem 6 carbonos secundários. Pela análise das afirmativas, conclui-se que somente estão corretas: a) I e II.d) II e IV.
b) I e III.e) III e IV.
c) II e III.
08.07. (PUCMG) – O composto antibacteriano ácido oxalí-nico é representado pela fórmula estrutural:
O
O NOH
OO
e apresenta as seguintes funções:a) éster, cetona, amina e éter.b) éter, cetona, amina e ácido carboxílico.c) éster, amida, amina e ácido carboxílico.d) éster, amina, fenol e cetona.e) éter, amida, éster e amina.
Aula 08
17Química 4C
08.08. (UEMG) – Os feromônios são substâncias químicas voláteis que podem agir a longa distância e que permitem o reconhecimento mútuo e sexual dos indivíduos. Os fero-mônios excretados (por insetos, mamíferos e organismos marinhos) são capazes de suscitar reações específicas de caráter fisiológico e/ou comportamental em outros membros que estejam num determinado raio do espaço físico ocupado pelo excretor. O feromônio utilizado pela abelha rainha, no controle da colmeia, apresenta a fórmula estrutural abaixo:
O O
OH
Com relação a esta molécula representada pela sua fórmula de linha, é CORRETO afirmar quea) é um hidrocarboneto aromático.b) contém as funções orgânicas cetona e ácido carboxílico.c) é uma cadeia carbônica insaturada e ramificada.d) sua fórmula molecular é C10H18O3.
08.09. (PUCMG) – A seguir estão representadas as estruturas de algumas substâncias presentes na canela (Cinnamomum zeylanicum). O principal constituinte dessa importante planta aromática é o cinamaldeído, um aldeído aromático insaturado de fórmula C9H8O.
I. H3CO
HO
III.
O
H
II. O
OH
IV.
OH
CHO
OCH3
Assinale a estrutura que corresponde ao cinamaldeído.a) I. b) II. c) III. d) IV.
08.10. (UNIFENAS – MG) – Sobre o antibiótico terramicina, cuja fórmula está abaixo, não encontramos a função:
OH
OH COH O OH O NH2
OOH
H3CNCH3HO
CH3
a) Fenol. b) Álcool terciário. c) Amina secundária. d) Amida. e) Cetona.
08.11. (PUCPR) – Associe a coluna da esquerda com a dadireita, relacionando as estruturas com os respectivos nomes:
1. H3C – CH2 – C = O
NH2
( ) Propanoato de isopropila
( ) Butanona
( ) Butanodial
( ) Propanamida
( ) Ácido benzoico
2. H3C – CH2 – C = O
CH3
3. H5C6 – COOH
4. H3C – CH2 – C = O
O – CH – CH3
CH3
5. HOC – CH2 – CH2 – COH
A sequência correta, lendo-se de cima para baixo, fica:a) 4 – 2 – 5 – 1 – 3c) 1 – 2 – 3 – 4 – 5e) 5 – 4 – 3 – 1 – 2
b) 2 – 4 – 5 – 1 – 3d) 3 – 2 – 5 – 4 – 1
18
08.12. (CESGRANRIO – RJ) – Catecolaminas são substâncias sintetizadas por células de eucariotos. As reações químicas que ocorrem para a síntese dessas substâncias, que estão representadas a seguir, ocorrem em diferentes células do nosso organismo como, por exemplo, células da medula adrenal e neurônios.
HOOH
C – C – N
H
H
H
HO CH3
HHO
OH
C – C – NH2
H
H
H
HOfeniletanolaminaN-metil-transferase
Fenilalanina
Fenilalaninahidroxilase
Tirosina
Tirosinahidroxilase
Dopa
Dopadescarboxilase
Dopamina
Dopamina-hidroxilase
NoradrenalinaAdrenalina
Observando-se a fórmula estrutural da adrenalina, é possível identificar grupos funcionais relativos às funções encontradas numa das opções a seguir. Assinale-a.a) cetona, álcool e amida.d) fenol, amina e éter.
b) aldeído, fenol e éter.e) fenol, amina e álcool.
c) enol, amida e fenol.
Aprofundamento08.13. (UFPR) – Sobre as substâncias utilizadas em doping, abaixo apresentadas, considere as seguintes afirmativas:
metanfetamina
NH
O OH
testosterona hidroclorotiazida
NH
NHS
Cℓ
SOO
H2N
OO
1. A metanfetamina possui uma amina secundária. 2. A testosterona é um composto aromático.3. A testosterona possui função cetona.4. A hidroclorotiazida é um sal.Assinale a alternativa correta.a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira.b) Somente a afirmativa 3 é verdadeira.c) Somente as afirmativas 1 e 3 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 3 e 4 são verdadeiras.e) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras.
Aula 08
19Química 4C
08.14. (UFV – MG) – Relacione a segunda coluna com a primeira:(1) C2H6 ( ) amida(2) CH3CONH2 ( ) aldeído(3) CH3CH2OH ( ) éter(4) C2H5OC2H5 ( ) alcino(5) CH3COCH3 ( ) álcool(6) C2H2 ( ) cetona(7) CH2O ( ) alcanoAssinale a opção que apresenta a correlação correta na segunda coluna, de cima para baixo:a) 4 – 7 – 2 – 5 – 3 – 6 – 1b) 7 – 4 – 5 – 2 – 1 – 3 – 6c) 2 – 7 – 4 – 6 – 3 – 5 – 1d) 3 – 1 – 4 – 2 – 7 – 6 – 5e) 6 – 5 – 3 – 1 – 2 – 4 – 7
08.15. (UFRRJ) – Os derivados carbonilados constituem uma das mais importantes classes de compostos na química orgânica.
I. O
II. CH3CH2CH2CHO
III. (CH3)2CHCH2COCCH3
O O
IV. NH2
O
V. CH3CO2CH3VI. HCO2HAnalisando os compostos anteriores, a opção que apresenta a classificação correta para as funções químicas presentes em cada um deles é: a) I-amida; lI-aldeído; III-éster; IV-cetona; V-anidrido; VI- ácido
carboxílico. b) I-cetona; lI-aldeído; III-anidrido; IV-amida; V-éster; VI- ácido
carboxílico. c) I-cetona; II-ácido carboxílico; III-anidrido; IV-amida;
V- éster, VI-aldeído. d) I-cetona; II-aldeído; III-anidrido; IV-éster, V-amida; VI- ácido
carboxílico. e) I-ácido carboxílico; II-éster; III-anidrido; IV-amida;
V- aldeído; VI-cetona.
08.16. (FUVEST – SP) – As figuras abaixo representam moléculas constituídas de carbono, hidrogênio e oxigênio.
Elas são, respectivamente:a) etanoato de metila, propanona e 2-propanol.b) 2-propanol, propanona e etanoato de metila.c) 2-propanol, etanoato de metila e propanona.d) propanona, etanoato de metila e 2-propanol.e) propanona, 2-propanol e etanoato de metila.
20
08.17. (UNISINOS – RS) – A fórmula estrutural do ácido fólico é mostrada abaixo.
N
N
H2N
OHN
N
NH
O
HN
OHO
O
OH
Sobre essa fórmula, considere as seguintes afirmativas.I. Sua fórmula molecular é C19H22N7O6, e alguns grupos
funcionais presentes correspondem às funções orgânicas álcool e cetona.
II. Sua fórmula molecular é C19H19N7O6, e alguns grupos funcionais presentes correspondem às funções orgânicas ácido carboxílico e amida.
III. Sua fórmula molecular é C19H19N7O6, e alguns grupos funcionais presentes correspondem às funções orgânicas ácido carboxílico, amina e cetona.
Sobre as proposições acima, pode-se afirmar que a) apenas I está correta.b) apenas II está correta.c) apenas III está correta.d) apenas I e II estão corretas.e) apenas II e III estão corretas.
08.18. (FUVEST – SP) – Para combater o carbúnculo, tam-bém chamado antraz, é usado o antibacteriano ciprofloxa-cina, cuja fórmula estrutural é
NHN
F
N
COOHO
Na molécula desse composto, há: a) ligação peptídica e halogênio.b) grupo ciclopropila e ligação peptídica. c) anel aromático e grupo nitro.d) anel aromático e ligação peptídica. e) anel aromático e grupo carboxila.
Aula 08
21Química 4C
Discursivos08.19. (UFPR) – Construa a fórmula de um composto aromático que possua, na mesma estrutura, as funções orgânicas fenol, amina e ácido carboxílico.
08.20. (UNICAMP – SP) – A melhoria da qualidade de vida não passa somente pela necessidade de bem alimentar a popula-ção ou pelas facilidades de produção de novos materiais. A questão da saúde também tem sido uma preocupação constante da ciência. A sulfa (p-amino benzeno sulfonamida), testada como medicamento pela primeira vez em 1935, representou, e ainda repre-senta, uma etapa muito importante no combate às infecções bacterianas. A molécula da sulfa é estruturalmente semelhante a uma parte do ácido fólico, uma substância essencial para o crescimento de bactérias. Devido a essa semelhança, a síntese do ácido fólico fica prejudicada na presença da sulfa, ficando também comprometido o crescimento da cultura bacteriana. a) escreva a fórmula estrutural e a fórmula molecular da sulfa, dado que o grupo sulfonamida é: –SO2NH2.
A estrutura do ácido fólico é:
H2N
CH2 – NH – – C – NHCHCH2COOH
O
COOHN
N N
N
b) escreva a fórmula estrutural da parte da molécula do ácido fólico que é estruturalmente semelhante à molécula da sulfa.
22
Gabarito08.01. c08.02. c08.03. e08.04. e08.05. a08.06. c08.07. b08.08. b08.09. c
08.10. c08.11. a08.12. e08.13. c08.14. b08.15. c08.16. e08.17. b08.18. e
08.19. Uma possível fórmula é:
COOH
OH
NH2
08.20. a) fórmula estrutural
SO2NH2H2N
fórmula molecular C6H8N2SO2
b) NH
C = O
NH (Amida)
(Amina)
1
Isomeria plana
5CQuímica
09Aula
IntroduçãoInicialmente vamos analisar a combinação dos
seguintes átomos dos elementos químicos carbono (C), hidrogênio (H) e oxigênio (O):
→ 2 átomos de
→ 6 átomos de
→ 1 átomo de
• Unindo esses átomos, é possível montar a seguinte fórmula molecular: C2H6O
• Unindo esses átomos, é possível montar as seguintes fórmulas estruturais planas:
1.
H H
H – C – C – O – H
HH
PF = –115°C PE = 78,3°Cd(20°C) = 0,789 g/cm3
2.
H
H – C – O – C – H
H
HH
éter dimetílicoPF = –140°C PE = –24,9°Cd(20°C) = 0,661 g/cm3
Como podemos observar, a fórmula molecular não foi suficiente para identificar o composto. Nesse caso, foi necessário o uso da fórmula estrutural plana para diferenciá-los.
álcool etílico
éter dimetílico
Isomeria – conceitoSubstâncias que têm a mesma fórmula molecular,
mas não são substâncias idênticas são chamadas isô-meros (do grego: iso significa “mesmo”, “igual”, e meros significa “partes”, “formas”).
Existem dois tipos de isomeria: a plana, em que a fórmula estrutural plana é suficiente para diferenciar os isômeros, e a espacial, em que é necessária a fórmula estrutural espacial para diferenciar os isômeros.
Inicialmente, vamos analisar a isomeria plana.
Isomeria plana ou estrutural ou constitucional
Isômeros de constituição diferem na maneira com que os seus átomos estão conectados. Por exemplo: no caso do álcool etílico o oxigênio está conectado a um átomo de carbono e a um hidrogênio e no seu isômero éter dimetílico o oxigênio está conectado a dois carbonos.
Tipos de isômeros planos
De funçãoOs isômeros pertencem a funções químicas diferentes.Exemplos:
H3C – CH2 – OH
H3C – O – CH3
Álcool (álcool etílico)
Éter (éter dimetílico)
C2H6O
H3C – CH2 – C – H
H3C – C – CH3
Aldeído (propanal)
Cetona (propanona)
C3H6O
O
O
2
Os principais casos de isômeros de função ocorrem entre as funções:• Álcool e éter• Aldeído e cetona• Ácido carboxílico e éster• Álcool aromático, fenol e éter aromático
De cadeiaOs isômeros pertencem à mesma função química e
possuem cadeias diferentes.Há muitas possibilidades de diferenças entre as
cadeias.Exemplos:
H2C = CH – CH3propeno
(cadeia aberta)
ciclopropano (cadeia cíclica)
C3H6
H2C – CH2
CH2
H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH3C5H12
n-pentano (cadeia normal)
metilbutano (cadeia ramificada)
H3C – CH – CH2 – CH3
CH3
(Cadeias principais com quantidades diferentes de átomos de carbono)
H3C – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3
H3C – CH – CH2 – CH – CH3
C7H163-metil-hexano
2,4-dimetilpentano
CH3
CH3 CH3
metilciclopropano (cadeia ramificada)
ciclobutano (cadeia normal)
C4H8H2C – CH2
C
CH3H
H2C – CH2
H2C – CH2
De posiçãoOs isômeros pertencem à mesma função química,
possuem a mesma cadeia e apresentam radical, insa-turação ou grupo funcional em diferentes posições na cadeia.
Exemplos:
H3C – CH2 – CH2
H3C – CH – CH3
C3H8O
propan-1-ol
propan-2-ol
OH
OH
C6H4Cℓ2
o-diclorobenzeno
m-diclorobenzeno
p-diclorobenzeno
– Cℓ– Cℓ
– CℓCℓ –
– Cℓ
Cℓ
H2C = CH – CH2 – CH3
H3C – CH = CH – CH3C4H8
but-1-eno
but-2-eno
De compensação ou metameriaOs isômeros pertencem à mesma função química
e apresentam um heteroátomo que ocupa posições diferentes na cadeia carbônica.
Exemplos:
H3C – O – CH2 – CH2 – CH3
C4H10O metoxipropano
H3C – CH2 – O – CH2 – CH3etoxietano
H3C – NH – CH2 – CH2 – CH3
C4H11N metilpropilamina
H3C – CH2 – NH – CH2 – CH3
dietilamina
TautomeriaHá um caso especial de isomeria plana que está
exemplificado a seguir:
H2C – C – HH2C C – HEnol (etenol) Aldeído (acetaldeído)
OH H O
O enol é um composto instável e sofre um rearranjo molecular representado acima, transformando-se em aldeído (que é mais estável). No entanto, essa transfor-mação é reversível e, portanto, tende a um equilíbrio dinâmico entre os compostos apresentados (equilíbrio
Aula 09
3Química 5C
aldo-enólico). Dessa maneira, no estado líquido ou em solução, sempre que houver etenol, o acetaldeído também estará presente (e vice-versa).
O processo constitui um caso particular de isomeria de função denominado tautomeria.
O outro exemplo importante de tautomeria é o equilíbrio ceto-enólico, análogo ao anterior:
i) H3C – C O
OH e H – C
O
O – CH3
j) H3C – C O
H e H2C = C
OH
H
k) H2C = CH – CH3 e HC ≡ C – CH3
l) H3C – CH = CH – CH3 e H2C = CH – CH2 – CH3
m) H3C – C – CH3
O
e H2C = C – CH3
OH
n) H2C – CH2
H2C – CH2 e
H2C
H2C – CH
CH3
o) H3C – CH2 – NH – CH2 – CH3 e H3C – CH2 – CH2 – NH – CH3
p) H3C – CH2 – C O
H e
H3C – C – CH3
O
q)
CH3
H2C = C – CH3 e
CH2
H3C – C – CH3
Testes
Assimilação09.01. Responda que tipo de isomeria ocorre entre cada par de compostos:a) H3C – O – CH3 e H3C – CH2 – OH
b) H3C – CH = CH – CH3 e H2C – CH2
H2C – CH2
c)
Cℓ
H2C – CH2 – CH3 e
Cℓ
H3C – CH – CH3
d) H3C – CH – CH2 – CH3
CH3
e H3C – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
e) H3C – O – CH2 – CH3 e H3C – CH2 – O – CH3
f ) CH3
OH OH
CH3
e
g) OHCH2 – OHO – CH3 CH3
e,
h) H3C – CH2 – O – CH2 – CH2 – CH3 e H3C – O – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
H2C – C – CH3H2C C – CH3Enol (prop-1-en-2-ol) Cetona (acetona)
OH H O
Os isômeros em equilíbrio, enol-aldeído ou enol--cetona, são chamados de tautômeros.
4
09.02. Os compostos H3C – COOH e HCOOCH3 apresentam isomeria:a) de compensação. c) de posição.e) tautomeria.
b) de cadeia.d) funcional.
09.03. (MACK – SP) –
I II
H3C – CH2 – C O
H
H3C – C – CH3
O
Dos compostos I e II acima, é incorreto afirmar que:a) I é aldeído.b) II é uma cetona.c) I e II são isômeros de cadeia.d) I e II são isômeros de função.e) o nome comercial de II é acetona.
09.04. (UECE) – As cetonas, amplamente usadas na indústria alimentícia para a extração de óleos e gorduras de sementes de plantas, e os aldeídos, utilizados como produtos intermediários na obtenção de resinas sintéticas, solventes, corantes, perfumes e curtimento de peles, podem ser isômeros.Assinale a opção que apresenta a estrutura do isômero do hexanal.
a) O
c) O
b) O
d) O
09.05. O tipo de isomeria apresentado pelos compostos abaixo é:
H3C – CH2 – CH2 – CH3 e H3C – CH2
CH2 – CH3
a) isomeria de função (ou funcional).b) isomeria de cadeia (ou de núcleo). c) isomeria de posição.d) isomeria de compensação (ou metameria).e) não são isômeros.
Aula 09
5Química 5C
Aperfeiçoamento09.06. (PUCMG) – Abaixo estão representadas as estruturas de três substâncias presentes no extrato aquecido de gen-gibre (Zingiber officinale).
I.
OH
H3CO
HOOH
O
OHOCH3
II.
OH
H3CO
HOOCH3
OHOCH3
OH
III.
OH
H3CO
HOOCH3
O
OHOCH3
Sobre essas substâncias, é correto afirmar:a) são isômeros e possuem a mesma fórmula molecular.b) são formadas exclusivamente por átomos de C, H e O e
têm a mesma massa molar.c) todas apresentam um grupo funcional cetona em suas
estruturas. d) todas apresentam um núcleo fenólico em suas estruturas.
09.07. Considerando a fórmula estrutural do composto abaixo, assinale a alternativa incorreta.
(hex-4-en-2-ol)HO
a) O composto possui a função enol que tautomeriza com a função cetona.
b) O composto possui uma função álcool.c) O composto possui 2 carbonos primários.d) O composto possui 4 dos seus átomos de carbono for-
mando somente ligações simples e apenas 2 átomos de carbono que formam ligação dupla entre eles.
e) O composto tem fórmula molecular C6H12O.
09.08. (UERJ) – Em uma das etapas do ciclo de Krebs, a enzi-ma aconitase catalisa a isomerização de citrato em isocitrato, de acordo com a seguinte equação química:
HO – C – COO–
H2C – COO–
H2C – COO–
HC – COO–
H2C – COO–
HC – COO–
OH
citrato isocitrato
A isomeria plana que ocorre entre o citrato e o isocitrato é denominada dea) cadeia.c) posição.
b) função. d) compensação.
09.09. (UNISC) – Considere os compostos a seguir.
I. CH3 – C O
OH
III. CH3CHCH2CH3
OH
V. CH3CH2CH2CH2OH
II. CH3 – O – CH2CH2CH3
IV. H – C O
O – CH3
Pode se afirmar que os compostosa) I e IV são isômeros de função e II e V são isômeros de
cadeia.b) II e IV são isômeros de função e III e V são isômeros de
posição.c) I e IV são isômeros de função e III e V são isômeros de
posição.d) I e IV são isômeros de função e III e V são isômeros de
cadeia.e) I e IV são isômeros de cadeia e II e III são isômeros de
função.
6
09.10. (UEPA) – O alecrim-da-chapada é uma espécie endêmica da região do semiárido nordestino e distribui--se amplamente dentro da Caatinga. Suas folhas são bastante usadas nas infecções da garganta e da boca, em problemas vaginais e no tratamento da acne, panos brancos, empingens e caspa. São ricas em um óleo es-sencial, que apresenta forte ação antimicrobiana contra fungos e bactérias, devido à presença dos compostos aromáticos carvacrol e timol, representados nas estru-turais químicas abaixo.
(fonte do texto: Revista química nova na escola, no. 22, novembro. 2005).
OH
OH
Carvacrol Timol
A respeito das estruturas químicas acima, são corretas as afirmativas.
I. carvacrol e timol são considerados compostos fenólicos.II. carvacrol e timol não apresentam isomeria de posição.III. carvacrol e timol são compostos ácidos quando compa-
rados aos álcoois não substituídos.IV. carvacrol e timol apresentam em cada uma de suas es-
truturas apenas um átomo de hidrogênio e um átomo de oxigênio.
V. carvacrol e timol apresentam nas suas estruturas apenas um anel benzênico.
A alternativa que contém todas as afirmativas corretas é:a) I, II e IIIb) I, III e IV c) II, IV e V d) I, III e Ve) I, II, III, IV e V
09.11. (UEL – PR) – Em cada um dos itens (I a IV) são dadas duas estruturas e uma afirmativa sobre elas.
I.
CH3 CH2
CH3
e não são isômeros
II. OH OH
e são tautômetros
III. CH2OH
CH3
Oe
são isômeros funcionais
IV.
OH
OH
e
são isômeros de cadeia
A alternativa que contém todas as afirmativas corretas é:a) I e IIb) I e IIIc) II e IIId) II e IVe) III e IV
Aula 09
7Química 5C
09.12. (UFPR) – Considere as estruturas a seguir:
OH
O
A
B
C
D
I. Os compostos A e B são isômeros de posição e os com-postos C e D são isômeros de função.
II. Os compostos A, B, C e D possuem carbono terciário.III. Apenas os compostos A e B são aromáticos.IV. Nenhum dos compostos possui cadeia ramificada.V. Os compostos A e B são hidrocarbonetos, o composto C
é um fenol e o composto D é um éter.Assinale a alternativa correta.a) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras. b) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras. c) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras.d) Somente as afirmativas II e V são verdadeiras. e) Somente as afirmativas III e V são verdadeiras.
Aprofundamento09.13. O número total de compostos, isômeros de fórmula molecular C3H9N, é igual a:a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 8
09.14. (UERJ) – O ácido cianúrico é um agente estabilizante do cloro usado como desinfetante no tratamento de águas. Esse ácido pode ser representado pelas duas fórmulas es-truturais a seguir:
OHHO
OH
N
NNOO
O
N
H
NNH H
Em relação à isomeria, essas duas estruturas representam compostos classificados como:a) oligômeros.c) estereoisômeros.
b) tautômeros.d) diastereoisômeros.
09.15. (UFSM – RS) – Cientistas brasileiros definem como transgênico um “organismo cujo genoma foi alterado pela introdução de DNA exógeno, que pode ser derivado de outros indivíduos da mesma espécie, de uma espécie completamente diferente e até mesmo de uma construção gênica sintética”. A tecnologia de produção de alimentos transgênicos começou com o desenvolvimento de técnicas de engenharia genética que visavam a um melhoramento genético que pudesse promover a resistência de vegetais a doenças e insetos, sua adaptação aos estresses ambientais e melhorias da qualidade nutricional. Porém, a busca por maior produtividade e maior variabilidade levou ao desenvolvi-mento da clonagem de genes. Essa técnica tornou possível isolar um gene de um organismo e introduzi-lo em outro como, por exemplo, uma planta que, ao expressar esse gene, manifestará a característica que ele determina.Uma das bases constituintes do DNA é a citosina.
O
NH2
NH
N
HO
NH2
N
N
Citosina A
No processo químico mostrado, a substância A é um _____________________ da citosina.O termo que preenche, corretamente, a lacuna é oa) metâmero.c) enantiômero.e) tautômero.
b) isômero de posição.d) isômero geométrico.
8
09.16. (UFPR) – A fórmula estrutural de um composto or-gânico apresenta 4 carbonos, 10 hidrogênios e um oxigênio, Pode-se concluir que se trata de:a) Um éter somente.b) Um álcool somente.c) Um éster ou um álcool.d) Um éter ou um álcool.e) Um álcool ou um aldeído.
09.17. (UFPR) – Analise as proposições I, II e III e assinale a alternativa correta:
I. Isomeria de cadeia pode ser o caso em que os isôme-ros pertencem à mesma função química e possuem cadeias principais com diferentes números de átomos de carbono.
II. Na isomeria de posição, os isômeros possuem o mesmo número de átomos de carbono na cadeia principal, mas pertencem a funções orgânicas diferentes.
III. Metameria é um caso de isomeria plana, em que os isômeros pertencem a funções orgânicas diferentes por apresentarem heteroátomos em suas cadeias.
a) É verdadeira apenas a proposição III.b) É verdadeira apenas a proposição II.c) É verdadeira apenas a proposição I.d) São verdadeiras as proposições I e II.e) São verdadeiras as proposições II e III.
09.18. (FAFEOD – MG) – Assinale a alternativa que traz para o 1-butanol, respectivamente, um isômero de cadeia, um isômero de posição e um isômero de função:a) (CH3)2CH – CH2OH, CH3 – CHOH – C2H5 e (C2H5)2O
b)
OH
, CH3 – CH2 – CH – CH3 e
OH
CH3 – O – CH2 – CH2 – CH3
c) (CH3)3COH, CH3CHOHC2H5 e CH3 – CH2 – CH2 – C O
Hd) CH3 – CH = CH – CH2OH, CH3 – CH2 – CHOH – CH3 e
CH3 – O – CH2 – CH2 – CH3e) (CH3)3COH, CH2OH(CH2)2 – CH3 e
CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3
Aula 09
9Química 5C
Discursivos09.19. (UFSCAR – SP) – Alguns compostos orgânicos têm efeito muito favorável para a saúde humana, como vitaminas, analgésicos e antibióticos. Casos de descoberta de fontes naturais destes compostos ou de processos eficientes para sintetizá--los representaram marcos históricos pelas consequências causadas. Como exemplos, podem ser citados a vitamina C, cuja presença em frutas e vegetais frescos favoreceu as longas viagens marítimas a partir do século XV; a aspirina, sintetizada pela primeira vez em 1893 e o prontosil, que foi fundamental para descoberta dos antibióticos no século XX. As figuras I, II e III representam as estruturas químicas desses compostos, respectivamente.
I. OO
OHHO
HC OHCH2OH
II.
COOHCH3O
O
III. – N = N –S – – NH2
H2NO
H2N
O
a) Escreva o nome de uma função orgânica presente em cada um desses compostos.b) Dentre os compostos II e III, explique qual deles pode apresentar maior número de isômeros de posição.
09.20. (UFG – GO) – A estrutura apresentada a seguir ilustra a molécula do n-pentano.
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3
1 2 3 4 5
Quando essa molécula é exposta a uma radiação ionizante, as ligações carbono-carbono são rompidas, gerando fragmentos de hidrocarbonetos.Com base no exposto, responda:a) Considerando-se o rompimento das ligações entre os carbonos 1 e 2 e entre os carbonos 2 e 3, escreva os fragmentos
gerados e suas respectivas massas.b) Escreva as fórmulas estruturais planas de dois isômeros da molécula do n-pentano.
10
Gabarito09.01. a) função; b) cadeia; c) posição; d) ca-
deia; e) não são isômeros (é o mes-mo composto); f ) posição; g) função; h) compensação, i) função; j) tautome-ria; k) não são isômeros (não possuem a mesma fórmula molecular); I) posição; m) tautomeria; n) cadeia; o) compensa-ção; p) função; q) não são isômeros (é o mesmo composto),
09.02. d09.03. c09.04. d09.05. e09.06. d09.07. a09.08. c09.09. c09.10. d09.11. b09.12. a09.13. b09.14. b09.15. e09.16. d09.17. c09.18. a
09.19. a) as funções presentes são:
(1) O
O
OHHO
HC
Enol
Éster
Álcool
OH
CH2OH
(2)
COOHCH3O
O
Ácido carboxílico
Éster
(3)
N N NH2
H2N
S
O
H2N
O
Amina
Azocomposto
Sulfonamida
b) o composto II possui 1 núcleo benzê-nico dissubstituído. Já o composto III possui 2 núcleos benzênicos, um deles dissubstituído e outro trissubstituído, gerando, assim, obrigatoriamente, um maior número de isômeros de posição.
09.20. a) Considerando-se o rompimento das ligações entre os carbonos 1 e 2 e entre os carbonos 2 e 3 não ocorrem simultaneamente, os fragmentos ge-rados e duas respectivas massas são:
CH3 15
CH3CH2 29
CH3CH2CH2 43
CH3CH2CH2CH2 57
b) existem dois possíveis isômeros para a molécula do n-pentano, que são:
CH3 – C – CH3
CH3
CH3
CH3 – C – CH2 – CH3
CH3
H
Os dois isômeros apresentam fórmula molecular igual a C5H12.
11Química 5C
Isomeria geométrica
5CQuímica
Aula 10
A partir de agora, vamos analisar um tipo de isome-ria em que a diferença entre os isômeros será explicada por meio de fórmulas estruturais espaciais. É a chamada isomeria espacial (Estereoisomeria).
A isomeria espacial divide-se em dois tipos principais:I. Isomeria geométrica
II. Isomeria óptica
Isomeria geométricaNos compostos orgânicos, a isomeria geométrica
ocorre em duas situações mais comuns: • em cadeia aberta com ligação dupla entre carbonos; • em cadeia cíclica.
1o.) Em compostos com ligação dupla:A ligação simples entre dois átomos de carbono
permite um movimento de rotação:BrBr HI
H – C – C – HH – C – C – H
H IH H
Dessa maneira, as duas fórmulas anteriores repre-sentam o mesmo composto (1-bromo-2-iodoetano), ou seja, não representam compostos isômeros, mas um só composto.
C C
C C
A ligação dupla entre dois átomos de carbono impede o movimento de rotação:
C CBr
H
I
HC C
Assim, a fórmula anterior apresenta, de fato, duas formas diferentes do 1-bromo-2-iodoeteno: são dois compostos diferentes com a mesma fórmula
molecular (C2H2BrI). Diz-se que eles são isômeros geo-métricos. Vejamos:
C CBr
H
I
HC C
Br H
IHEsta fórmula estrutural espacial representa a
molécula do isômero CIS: cis-1-bromo-2-iodoeteno
Esta fórmula estrutural espacial representa a
molécula do isômero TRANS: trans-1-bromo-2-iodoeteno
No isômero cis, os ligantes iguais, no caso hidrogê-nios, estão em um mesmo plano; no isômero trans, em planos opostos.
O 1-bromo-2-iodoeteno existe sob a forma de duas moléculas diferentes, uma cis e outra trans.
ConclusãoSe a fórmula estrutural plana do composto
apresentar uma dupla ligação carbono-car-bono e cada carbono da dupla estiver ligado a dois ligantes diferentes entre si, o composto existe sob forma cis e sob forma trans, isto é, o composto apresenta isomeria geométrica.
Condição!
C Ca
b
a
ba ≠ b
a a
b b
a b
b a
Outro exemplo: 1,2-dicloroeteno
Cℓ
HC C
H
Cℓ
Nome: cis-1,2-dicloroeteno
Fórmula molecular: C2H2Cℓ2
Massa molar: 97 g/molPonto de ebulição: 60°C
Densidade (20°C): 1,26 g/cm3
Nome: trans-1,2-dicloroeteno
Fórmula molecular: C2H2Cℓ2
Massa molar: 97 g/molPonto de ebulição: 48°C
Densidade (20°C): 1,28 g/cm3
C CCℓ
H CℓH
12
Pelos dados anteriores, pode-se notar que os isômeros geométricos possuem propriedades físicas diferentes (ponto de ebulição, densidade).
No que diz respeito às propriedades químicas (reações), o comportamento dos isômeros geométricos é variado: às vezes, reagem da mesma maneira, porém, outras vezes, apresentam reações diferentes.
Um exemplo clássico que ilustra esse fato é o ácido butenodioico; nesse caso, os isômeros possuem nomes próprios:
C C
HOOC
H COOH
H
ácido trans-butenodioicoácido fumárico
C C
HOOC
H H
COOH
ácido cis-butenodioicoácido maleico
Nesse exemplo, os dois isômeros apresentam comportamento diferente em face da reação de desidratação intramolecular: o ácido maleico desidrata facilmente, mas o ácido fumárico não.
ácido maleico anidrido maleico
+ H2Odesidratante
II
II
O
O
OHH C
OHH C
O
OH C
O
H CC C
C C
Geralmente, os isômeros trans são mais estáveis que os correspondentes isômeros cis.2o.) Isomeria geométrica em compostos cíclicos:Abaixo está representada a fórmula estrutural plana do 1,2-diclorociclobutano:
H – C – C – Cℓ
H – C – C – Cℓ
H H
H H
Levando em conta esses dados, existem duas fórmulas estruturais espaciais diferentes:
H
H
H
HH
H
H
HH
H
isômero cis
HH
isômero transCℓ
Cℓ
Cℓ
Cℓ
No isômero cis, os ligantes iguais estão no mesmo lado do plano determinado pelos carbonos do ciclo; no isômero trans, em lados opostos.
ConclusãoSe a fórmula estrutural plana dos compostos apresentar um ciclo e, em pelo menos dois carbonos do
ciclo, houver dois ligantes diferentes entre si, o composto existe sob forma cis e sob forma trans, isto é, o composto apresenta isomeria geométrica.
Aula 10
13Química 5C
Condição!
a ≠ ba
b
a
bO sistema de nomenclatura cis-trans é antigo e
indicado apenas para alcenos ou ciclanos dissubstituí-dos nas condições indicadas. No caso dos alcenos tri e tetrassubstituídos esse sistema não se aplica.
Alcenos tri e tetrassubstituídos:
Cℓ
FC = C
Cℓ
FC = C
Br Br
H INesses casos recomenda-se a utilização do sistema
de nomenclatura (E – Z) do alemão: E = entgegen, ‘opostos’ e Z = Zusammen, ‘juntos’. Uma das regras desse sistema será apresentada aqui, e será suficiente para resolver os problemas dentro do nosso propósito.
Regra:Os átomos de maior número atômico, ligados aos
carbonos insaturados do alceno têm prioridade em cada carbono. Assim, para os elementos mais comumentes encontrados em compostos orgânicos a ordem decres-cente de prioridade é a seguinte:
I > Br > Cℓ > S > F > O > N > C > H
No. atômico diminui
Testes
Assimilação10.01. Dados os compostos abaixo, assinale o par que não representa isômeros.
a) H3C – CH2 – C O
H e H3C – C – CH3
O
b) H3C – COOH e H – C O
O – CH3
c) H3C – CH = CH2 e
d) CℓHC = CHCℓ e Cℓ2C = CH2
e) H3C
H3C C = C
H
CH3
e H
H3C C = C
CH3
CH3
10.02. Analise o único composto que apresenta isomeria geométrica.
a) Cℓ – C = C – Cℓ
CℓH
c) H3C – CH = CH – CH3
e) H3C – O – CH3
b) H2C = C – Cℓ
CH3
d) CH3CH3
Observe:Em caso de átomos com o mesmo número
atômico, o isótopo de maior número de massa tem prioridade.
Exemplo: 31H 21H 11HDessa forma, determinando a prioridade dos
átomos ligados em cada um dos carbonos da ligação dupla, pode-se determinar se o isômero é o E ou o Z assim:
C = C
plano imaginário que passa pelos carbonos
maior maior
menor menor
Isômero Z (maiores do mesmo lado (‘juntos’) do plano imaginário)
C = C
menor maior
maior menor
Isômero E (maiores em lados opostos do plano imaginário)
Exemplo:
C CBr
BrH H
F F
Cℓ
Cℓ1
2
1
1
1
2
2
2C C
(Z) -1-bromo-1-cloro- 2-fluoreteno
(E) -1-bromo-1-cloro-2-fluoreteno
14
10.03. (UEL – PR) – Dentre as seguintes substâncias, qual apresenta isomeria espacial?a) H3C – CH = CH – C2H5b) CH3 – CH2 – CH2 – Cℓc) H – C C – H d) CH3 – NH2e) CH3 – CH2 – CH2 – CH3
10.04. (PUCPel – RS) – Os compostos
CHOH – CH3,
O – CH2 – CH3
e CH3 – CH2 OH
São isômeros de:a) cadeia.b) compensação.c) função.d) posição.e) cis-trans.
10.05. Dados os compostosI. But-2-enoII. But-1-enoIII. CiclobutanoIV. 1,2-dimetilciclobutano Apresentam isomeria geométrica:a) I e II.b) I, II e IV.c) I e III.d) II e IV.e) I e IV.
Aperfeiçoamento10.06. (UP – PR) – Dentre os compostos relacionados nas alternativas a seguir, assinale aquele que apresenta isomeria cis-trans:a) 2,3-dicloro-2-buteno;b) 1,1-diclorociclopropano;c) 1-bromo-2-metilpropeno;d) 1-buteno;e) propeno.
10.07. O menor hidrocarboneto alicíclico contendo um radical etil e isomeria geométrica é o:a) etilciclopropano.b) 3-etilpent-2-eno.c) 1-etil-2-metilciclopropano.d) 1-etil-2-metilciclobutano.e) 1,1-dietilciclopropano.
10.08. A fórmula do isômero geométrico Z-1-bromo-2-cloro-propeno é:
a) Br
H C = C
Cℓ
CH3
c) Br
Cℓ C = C
H
CH3
e) H3C
Br C = C
Cℓ
H
b) Br
H C = C
CH3
Cℓ
d) H
Br C = C
CH2 – Cℓ
H
Aula 10
15Química 5C
10.09. (UFF – RJ) – Na tabela 1 abaixo, são apresentados pares de substâncias orgânicas, e na tabela 2, possíveis correlações entre esses pares:
Tabela 1 – pares
1. CH3(CH2)5CH3 e CH3CH2CHCH2CH3
CH2CH3
2. Br
H C = C
H
Br e
Br
H C = C
Br
H3. CH3(CH2)2CH3 e CH3CH = CHCH3
4. CH3CH2OCH2CH3 e CH3(CH2)2CH2OH
Tabela 2 – correlações ( ) isômeros geométricos ( ) isômeros estruturais (de cadeia) ( ) não são isômeros ( ) isômeros funcionaisApós numerar a tabela 2, em relação aos pares da tabela 1, assinale a opção que apresenta a numeração correta de cima para baixo:a) 1 – 2 – 4 – 3 b) 2 – 1 – 3 – 4 c) 2 – 4 – 3 – 1 d) 3 – 2 – 1 – 4 e) 3 – 4 – 2 – 1
10.10. (UFRGS) – Assinale a alternativa que relaciona cor-retamente o par de isômeros dados com o tipo de isomeria que apresenta.
Composto 1 Composto 2 Isomeria
a) posição
b) geométrica
c) NH2 NH
cadeia
d)OH
O O
Ometameria
e) O O função
10.11. (PUCSP) – A seguir são apresentados alguns pares de estruturas:
I. H3C – CH2 – OH HO – CH2 –CH3II. H3C – CH2 – OH H3C – O – CH3 III. H3C – CH2 – CH3 H2C = CH – CH3
IV. H3C
H C = C
CH3
H
H3C
H C = C
H
CH3
V. H
H C = C
CH3
Cℓ
H
H C = C
Cℓ
CH3
VI. H3C – C O
O – CH3
H – C O
O – CH2 – CH3
Os pares de estruturas que são isômeros entre si são:a) II, IV e VI.c) I, II e IV.e) II, IV, V e VI.
b) I, II e VI.d) I, II, IV e V.
16
10.12. Dada a estrutura do resveratrol a seguir e afirmações sobre ela, determine as corretas:
HO
OH
OH
I. Pode apresentar isomeria cis-trans.II. Possui núcleos aromáticos. III. Em um dos anéis, os grupos hidroxila estão em posição
meta. Está(ão) correta(s):a) I, II e III.d) II, apenas.
b) II e III, apenas.e) I e III, apenas.
c) I e II, apenas.
Aprofundamento10.13. (UDESC) – A estrutura da terbinafina está represen-tada abaixo. Esta molécula é conhecida por apresentar ativi-dade antifúngica e é empregada em diversos medicamentos com esta função.
N
Analise as proposições em relação à molécula da terbinafina.I. Possui uma ligação dupla, com os substituintes em lados
opostos da ligação, assim apresentando configuração cis.II. Possui um grupo funcional amina, em sua estrutura e
não realiza ligações de hidrogênio entre suas moléculas.III. Possui em sua estrutura dois anéis benzênicos fundidos,
uma ligação tripla, uma ligação dupla e um grupo fun-cional amida, sua fórmula molecular é C21H25N.
Assinale a alternativa corretaa) Somente a afirmativa I é verdadeira.b) Somente a afirmativa III é verdadeira.c) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.d) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras.e) Somente a afirmativa II é verdadeira.
10.14. (UFES – ES) – Apresentam isomeria geométrica:a) 1-butanol e éter etílico.b) 1-buteno e 2-buteno.c) 1-penteno e ciclopentano.d) acetato de etila e propionato de metila.e) ácido maleico e ácido fumárico.
10.15. Partindo-se do eteno e dos halogênios F, Cℓ, Br e I, quantos halogênios diferentes são necessários, para substituir hidrogênios do eteno, a fim de obter um composto com isômeros geométricos?a) 1b) 2c) 3d) 4e) nenhum
Aula 10
17Química 5C
10.16. (FUVEST – SP) – Na Inglaterra, não é permitido adicionar querosene (livre de imposto) ao óleo diesel ou à gasolina. Para evitar adulteração desses combustíveis, o querosene é “marcado”, na sua origem, com o composto A, que revelará sua presença na mistura após sofrer as seguintes transformações químicas:
OOA
incolor solúvel no
combustível
O–Na
+
O
O–Na
+
não fluorescente solúvel em água
Solução aquosa concentrada
de NaOHluz
ultravioleta
O–Na
+
O–Na
+
O
fluorescente solúvel em água
Um técnico tratou uma determinada amostra de combustível com solução aquosa concentrada de hidróxido de sódio e, em seguida, iluminou a mistura com luz ultravioleta. Se no combustível houver querosene (marcado):
I. no ensaio, formar-se-ão duas camadas, sendo uma delas aquosa e fluorescente. II. o marcador A transformar-se-á em um sal de sódio, que é solúvel em água. III. a luz ultravioleta transformará um isômero cis em um isômero trans. Observação: fluorescente = que emite luzDessas afirmações:a) apenas I é correta. c) apenas III é correta. e) I, II e III são corretas.
b) apenas II é correta. d) apenas I e II são corretas.
10.17. O citral é uma mistura de isômeros (geranial e neral), obtida a partir do óleo essencial do limão. Devido ao seu odor agradável, é bastante utilizado na preparação de perfumes cítricos.
geranial
O
H
neral
H O
A partir das estruturas apresentadas, determine as afirmações verdadeiras (V) e as falsas (F).( ) O geranial é o isômero trans (ou E), e o neral é o isômero cis (ou Z).( ) O geranial e o neral apresentam a mesma fórmula molecular C9H14O.( ) Geranial e neral apresentam uma carbonila como grupo funcional e, por isso, são chamados de cetonas.( ) Geranial e neral são terpenos que apresentam isomeria plana.( ) Geranial e neral apresentam uma dupla ligação conjugada a uma carbonila.
18
10.18. (UNIFAL – MG) – O número mínimo de átomos de carbono que um composto orgânico, contendo 4 átomos de bromo, deve possuir para apresentar isomeria geométrica é:a) 5 b) 3 c) 4 d) 6 e) 2
Discursivos10.19. (UNESP – SP) – As abelhas-rainhas produzem um feromônio cuja fórmula é apresentada a seguir:
CH3 – C – (CH2)5 – CH = CH – COOH
O
a) Forneça o nome de duas funções orgânicas presentes na molécula deste feromônio.b) Sabe-se que um dos compostos responsáveis pelo poder regulador que a abelha-rainha exerce sobre as demais abelhas
é o isômero trans desse feromônio. Forneça as fórmulas estruturais dos isômeros cis e trans e identifique-os.
10.20. (UFLA – MG) – O 2-pentanol, na presença de ácido, desidrata-se para formar uma mistura de três compostos relacio-nados a seguir, sendo dois deles isômeros configuracionais.
a) Forneça as estruturas moleculares e a configuração de dois estereoisômeros.b) Quantas ligações “sigma” e quantas “pi” existem em cada um dos produtos?
Aula 10
19Química 5C
Gabarito10.01. e10.02. c10.03. a10.04. c10.05. e10.06. a10.07. c10.08. a10.09. b10.10. c10.11. a10.12. a10.13. e10.14. e10.15. a10.16. e10.17. V – F – F – F – V10.18. b
10.19.
H3C C
O
(CH2)5
C C
COOH
H Hcis
a) H3C C
O
(CH2)5 CH CH COOH
cetona ácido carboxílico
b)
H3C C
O
(CH2)5
C C
H
H COOHtrans
10.20. a)C C
CH2 – CH3
H3C Htrans
H
C C
H3C
H
cis
H
CH2 – CH3
b) 14 sigmas ( )
1 Pi ( )
2020
Anotações
1
11Aula
6CQuímica
Isomeria óptica LuzA luz natural ou normal é um conjunto de ondas
eletromagnéticas que, ao se propagar, vibra em infinitos planos. Esse fato pode ser representado da seguinte maneira:
Luz natural:
Infinitos planos de vibração
Existem aparelhos chamados de polarizadores, que conseguem fazer com que a luz vibre em um único plano (luz polarizada):
Luz polarizada:
Apenas um plano de vibração
Atividade ópticaQuando um feixe de luz polarizada atravessar uma
substância química, duas situações podem ocorrer:
1a.) A luz polarizada emerge, vibrando no mesmo plano em que vibrava quando imergiu na substância (é o que ocorre com a maioria das substâncias químicas):
Substância opticamente
inativa
2a.) A luz polarizada emerge, vibrando em um plano diferente do qual vibrava quando imergiu na subs-tância (houve uma alteração no plano de vibração da luz polarizada); diz-se que a substância possui atividade óptica ou é opticamente ativa:
Substância opticamente
ativa
Esse desvio do plano de vibração da luz polarizada pode acontecer para os dois lados:
• para a direita (sentido horário) substância dex-trogira d ou D ou (+);
• para a esquerda (sentido anti-horário) substância levogira ℓ ou L ou (–).
Moléculas simétricas e moléculas assimétricasPlano de simetria – é o plano que divide um objeto
em duas metades simétricas.Exemplo: objetos que ao serem colocados diante de
um espelho produzem uma imagem especular (imagem no espelho) igual a eles, são simétricos.
Plano de simetria
4 ligantes iguais
H – C – H
H
H
2
H – C – H
F
H
Plano de simetria
3 ligantes iguais
H – C – H
F
Cℓ2 ligantes iguais
Plano de simetria
Observação:As moléculas presentes no quadro acima são
moléculas simétricas.
Um objeto é assimétrico quando não tem plano de simetria, ou seja, quando não pode ser cortado em duas metades iguais. Diante de um espelho plano produz uma imagem diferente do objeto; objeto e imagem não são sobreponíveis.
Observe a seguir a molécula CHFBrCℓ:Essa molécula não apresenta plano de simetria,
sendo, portanto, uma molécula assimétrica, também chamada de molécula quiral.
espelho
CH Br
Cℓ
F
HBrCℓ
C
F
Pesquisas revelaram que uma substância é opticamente ativa quando suas moléculas são assimétricas, isto é, quando suas moléculas não
possuem um plano de simetria.
Há apenas uma condição para que ocorra isome-ria óptica: a substância deve apresentar assimetria molecular, ou seja, molécula assimétrica.
A assimetria molecular pode ocorrer em cadeias abertas ou fechadas. Vejamos:
Cadeias abertas
Quando houver carbono assimétricoTeoricamente, para que o átomo de carbono seja
assimétrico, é necessário que ele esteja unido a quatro ligantes diferentes.
Cb d
x
aonde a ≠ b ≠ x ≠ d
Exemplos:
H – C* – Cℓ
F
Br
H3C – C* – COOH
OH
Hácido láctico
Observação:É comum assinalar um átomo de carbono
assimétrico (quiral) com um asterisco (*).
A imagem da mão esquerda num espelho plano corresponde à mão direita. Um objeto que tem forma direita e esquerda é chamado quiral.
A assimetria também é chamada quiralida-de (do grego kheir = mão).
Mão esquerda Mão
direita Não sobreponíveis
Espelho
Aula 11
3Química 6C
A seguir, vamos analisar o ácido láctico por meio de sua fórmula estrutural espacial:
H OHCH3
C*
COOH
Se colocarmos a molécula do ácido láctico diante de um espelho plano, será observada a seguinte imagem especular:
espelho
H OHCH3
C*
COOH
HO HH3C
C*
HOOC
A “molécula imagem” não é sobreponível à “molécu-la objeto”. A molécula do ácido láctico não apresenta plano de simetria, sendo, portanto, uma molécula assimétrica ou molécula quiral.
A presença do carbono assimétrico mostra que o ácido láctico existe sob a forma de duas moléculas dife-rentes, sendo uma a imagem especular da outra.
Essas moléculas são isômeros ópticos do ácido lác-tico. Uma desvia o plano de vibração da luz polarizada para a esquerda e a outra, para a direita.
O valor do ângulo de desvio do plano de vibração da luz polarizada é igual, apenas o sentido do desvio é oposto.
Dois isômeros, um imagem especular do outro, são denominados enantiomorfos ou enantiômeros (do grego enancio = contrário).
Os enantiomorfos apresentam propriedades físicas iguais, com apenas uma exceção: o sentido do desvio do plano de vibração da luz polarizada. Os enantiômeros geralmente têm propriedades químicas iguais, mas podem ter propriedades fisiológicas diferentes.
Quando se mistura um igual número de moléculas dos dois enantiômeros, o desvio causado pelas molécu-las de um deles é anulado pelo desvio igual e oposto causado pelas moléculas do outro. A mistura resultante é opticamente inativa e denominada mistura racêmica.
Exemplificando, temos:
• ácido láctico (–); encontrado no músculo do homem;• ácido láctico (+); encontrado no leite azedo;• ácido láctico racêmico: obtido em laboratório.
ConclusãoUm composto que possua um carbono quiral
e consequentemente uma molécula assimétrica apresenta três isômeros ópticos, sendo:
• dois ativos: o (+) e o (–)• um inativo: mistura racêmica.
Molécula com vários carbonos quirais diferentesCada carbono assimétrico (carbono quiral) é um cen-
tro quiral, ou seja, provoca a alteração (rotação) no plano de vibração da luz polarizada.
Para compostos com dois ou mais carbonos assi-métricos diferentes, é possível determinar o número de isômeros ópticos ativos pela fórmula:
No. ATIVOS = 2n
(Contanto que não exista outro tipo de estereocentro)
Onde n = número de C assimétricos diferentes.O número de racêmicos é a metade do número de
isômeros ópticos ativos.
No. RACÊMICOS = 22
n
Exemplo: 3-clorobutan-2-ol
OH Cℓ
H3C – C – C – CH3
H H
1 2 3 4* *
Os carbonos 2 e 3 são carbonos assimétricos diferen-tes. Assim:
No. ATIVOS: 2n = 22 = 4
No. RACÊMICOS: 22
42
2n
C
C
H CℓH3C
H3C HOH
3
2
C
C
HCℓ CH3
HHO
3
2
CH3
I II
4
Os isômeros I e II são enantiomorfos ou enantiômeros.Misturando-se um igual número de moléculas dos
isômeros I e II, resulta o racêmico correspondente.
C
C
HCℓH3C
H CH3
3
2
C
C
HCℓ CH3
H
3
2
OHH3C HO
III IV
Os isômeros III e IV são enantiomorfos. Misturando--se um igual número de moléculas dos isômeros III e IV resulta o racêmico correspondente.
DiastereoisômerosSão estereoisômeros não enantiomorfos.No exemplo dado, 3-clorobutan-2-ol, são diastereoi-
sômeros os isômeros: I e III, I e IV, II e III, II e IV.
Observação:Se uma molécula possuir dois carbonos quirais iguais, as fórmulas anteriores não podem ser utilizadas.Exemplo:
ácido tartáricoOHOH
HOOC – C – C – COOH
H H
1 2 3 4
Os carbonos 2 e 3 são carbonos assimétricos iguais e, portanto, desviarão a luz polarizada com o mesmo ângulo. Neste caso, existem os seguintes isômeros ópticos:• ácido (+) tartárico opticamente ativo
(dextrogiro)
• ácido (–) tartárico opticamente ativo
(levogiro)
• ácido mesotartárico opticamente inativo
• racemato opticamente inativo
Carbono assimétrico em cadeia cíclicaObserve o exemplo abaixo:
H2C – C – CH3
O
H
12
Note que o carbono número 1 possui dois ligantes diferentes (– CH3 e – H). Percorrendo o ciclo a partir do carbono número 1 nos sentidos horário e anti-horário, nota-se que os grupos ligados a este carbono são dife-rentes (– CH2 – O e – O – CH2).
Dessa forma, o carbono número 1 pode ser conside-rado um carbono quiral. Essa molécula é assimétrica e consequentemente apresenta isomeria óptica.
Isomeria óptica e baeyerianaQuando compostos cíclicos apresentam isomeria cis-
-trans esta é denominada isomeria baeyeriana.Vamos observar casos onde o composto apresenta
isomeria óptica e geométrica com cadeia cíclica.
Exemplo: 1,2-diclorociclopropano
C – C
CH2
H
Cℓ
H
Cℓ
Na verdade há dois isômeros geométricos: o cis e o trans.
Existem duas fórmulas espaciais diferentes:
CℓCℓcis-1, 2-diclorociclopropano
Cℓ
Cℓ
trans-1, 2-diclorociclopropano
A forma CIS é simétrica: apresenta imagem especular superponível. É inativa.
Trata-se de um único composto.
CℓCℓ CℓCℓiguais
Aula 11
5Química 6C
A forma TRANS é assimétrica; na verdade, existe sob a forma de dois compostos diferentes, uma é imagem especular da outra. Isto é: o isômero trans também apresenta isomeria óptica.
Cℓ
Cℓ
Cℓ
Cℓ
diferentes
Essas duas moléculas correspondem aos isômeros ópticos da forma trans.
Misturando-se um igual número de moléculas dos dois isômeros ópticos, resulta o racêmico.
Portanto, os isômeros do 1,2-diclorociclopropano são:
• cis; • trans dextrogiro; • trans levogiro; • mistura racêmica (trans).
Observação:Nesse caso, ocorrem os dois tipos de isomeria
espacial: a geométrica e a óptica.
Fórmulas de projeçãoTomando como exemplo o ácido láctico, temos:Sua fórmula estrutural plana é
3 2 1
OH
H3C – C – COOH
H
Fazendo a representação tetraédrica do carbono-2, teremos:
COOH
CH3
figura I
HOH
C
No entanto, verificamos que por tentativa a mesma fórmula estrutural plana poderá dar origem a uma nova representação tetraédrica, diferente da anterior, para o carbono-2. Verifique a figura II a seguir:
Observe que as duas figuras tetraédricas I e II não são superponíveis, ou seja, elas são diferentes.
Para facilitar a representação destes compostos, criou--se um novo tipo de fórmula, que transforma estas figuras espaciais em fórmulas planas, denominadas de projeção.
Para tal, convencionou-se que as fórmulas planas de projeção devem ter a cadeia escrita na vertical. Assim, para as figuras I e II anteriores, teríamos:
figura I
COOH
COOH
CH3 CH3
HO HO CH H
C
Fórmula estrutural espacial Fórmula de projeçãofigura II
COOH
CH3
H C OH
COOH
CH3
HOH
C
Fórmula estrutural espacial Fórmula de projeção
É importante assinalar que nas fórmulas de projeção a posição de todos os radicais é fixa, ou seja, eles não podem ser mudados de posição (se trocarmos um radi-cal de posição, o composto obtido é outro). Observe que na fórmula de projeção da figura I o radical –OH está à esquerda da cadeia e na fórmula de projeção da figura II o mesmo radical – OH está à direita da cadeia.
As fórmulas de projeção são muito utilizadas em Bioquímica na representação de açúcares.
6
Exemplo: As substâncias (D) glicose, (D) manose e (L) galactose possuem a mesma fórmula molecular, C6H12O6, mas apresentam diferenças nas posições dos grupos (– OH) em suas estruturas.
Observe as fórmulas de projeção desses 3 compostos:H
CH2OH
O
C
H – C – OH|
HO – C – H|
H – C – OH
|
|
H – C – OH|
H
CH2OH
O
C
HO – C – H|
HO – C – H|
H – C – OH
|
|
H – C – OH|
H
CH2OH
O
C
HO – C – H|
H – C – OH|
HO – C – H
|
|
H – C – OH|
(D) Glicose (D) Manose (L) Galactose
Moléculas assimétricas sem carbono quiralEncontraremos assimetria em derivados do aleno
(propadieno) se, nos átomos de carbono hibridizados
sp2, pelo menos um átomo de hidrogênio de cada car-bono for substituído por outro ligante.
C = C = C H
H
H
H C = C = C
H H
Cℓ Cℓ
Aleno 1,3-dicloroaleno
Observe a projeção espacial:
H
Cℓ
H
Cℓ
plano do papelplano horizontal
Assim, teremos dois isômeros ópticos, enantiômeros.
Enantilômeros
C =
C
=C
H Cℓ
Cℓ H
C =
C
=C
H Cℓ
Cℓ H
Testes
Assimilação11.01. (UDESC) – A anfetamina é usada ilegalmente como “doping” nos esportes. Analise a fórmula estrutural deste composto e assinale a alternativa CORRETA:
CH2 CH
NH2
CH3
anfetamina
a) A anfetamina apresenta isomeria geométrica.b) A anfetamina apresenta isomeria óptica.c) Sua fórmula molecular é C9H14N.d) Sua fórmula estrutural apresenta 6 carbonos secundários,
1 primário e 1 terciário.e) Usa-se a anfetamina para relaxar o sistema nervoso central.
11.02. (UFRGS) – Para que uma espécie química tenha isômeros ópticos, é necessário que sua molécula apresente:a) um plano de simetria;b) estrutura planar;c) pelo menos dois átomos de carbono unidos por ligação
dupla;d) assimetria;e) estrutura tetraédrica.
11.03. Qual o número de carbonos quirais na substância abaixo representada?
H – C – C – C – C – C – C
OH OH OHHO
H H H H OH
O
H
H
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
Aula 11
7Química 6C
11.04. O 1,2-diclorociclobutano apresenta:a) isomeria espacial óptica, somente.b) isomeria espacial geométrica, somente.c) isomeria espacial geométrica e óptica.d) não apresenta estereoisomeria.e) possui carbono quaternário.
11.05. (UEM – PR) – Assinale a alternativa correta. a) Uma molécula assimétrica é aquela que apresenta plano
de simetria. b) A isomeria óptica ocorre com moléculas simétricas. c) Carbono assimétrico é o carbono ligado a quaisquer
átomos ou grupos atômicos. d) O composto 3-clorobutan-2-ol apresenta isomeria óptica. e) Ao se analisar com um polarímetro uma mistura racêmi-
ca, isto é, com igual número de moléculas dextrogiras e levogiras, o aparelho registrará desvios no plano da luz polarizada.
Aperfeiçoamento11.06. (UP – PR) – O aspartame® é um dos aditivos alimen-tares mais amplamente utilizados para substituir o açúcar.
ONH O
OCH3
O
NH2OH
Com base na sua estrutura, assinale a alternativa correta.a) São possíveis quatro misturas racêmicas.b) Há na estrutura a função éter e cetona.c) Os grupos carboxila e amino estão presentes na estrutura.d) No total 3 carbonos possuem hibridação sp2.e) Há quatro carbonos quirais na molécula.
11.07. (UFPR) – Os dois compostos abaixo representados são conhecidos como (+) Limoneno e (–) Limoneno. Ambos os compostos apresentam os mesmos valores de temperatura de fusão (PF = –74°C), de ebulição (PE = 175 – 176°C) e de densidade (d = 0,84 g · mL–1). Todavia, apresentam odores bastante diferentes e característicos. O (+) Limoneno é responsável pelo odor da laranja e outras frutas cítricas. Já o (–) Limoneno tem um odor parecido com o do pinho. Com relação às propriedades físicas, eles diferem somente no desvio do plano da luz polarizada. Enquanto um deles desvia o plano da luz para a direita, o outro desvia o plano com mesmo ângulo, porém em sentido contrário, ou seja, para a esquerda.
(+) Limoneno (–) Limoneno
Com relação aos compostos que apresentam tais caracterís-ticas, considere as seguintes afirmativas:1. Compostos que difiram nas suas propriedades físicas
apenas com relação ao desvio do plano da luz polariza-da não podem ser separados.
2. Os compostos apresentados são denominados isômeros geométricos e só podem ser identificados pelo desvio do plano da luz polarizada, o que pode ser feito com o auxílio de um densímetro.
3. Os compostos apresentados são estereoisômeros e po-dem ser identificados utilizando-se polarímetro, instru-mento que identifica o sentido e a magnitude do desvio do plano da luz polarizada.
4. Os compostos apresentados são denominados enantiô- meros, que sempre apresentam rotações ópticas anta-gônicas (opostas) entre si.
5. Convencionou-se distinguir, entre os enantiômeros, o levogiro, quando a rotação ótica observada é para a es-querda, e o dextrogiro, quando a rotação ótica observa-da é para a direita.
Assinale a alternativa correta.a) Somente as afirmativas 1, 2 e 4 são verdadeiras.b) Somente as afirmativas 3, 4 e 5 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 1, 4 e 5 são verdadeiras.e) As afirmativas 1, 2, 3, 4 e 5 são verdadeiras.
8
11.08. (UFPR) – Aldeídos e cetonas podem ser obtidos pela oxidação de álcoois, como indicado nas reações abaixo:
1.
OH
[O]
O
2. OH [O]
O
H
3.
OH OH
[O]
O O
4.
OH
OH [O]
O O
H
5.
OH
[O]
O
Com base nas estruturas dos reagentes e produtos apresen-tados acima, assinale a alternativa correta.a) O álcool da equação (1) possui um átomo de carbono
assimétrico.b) O álcool da equação (5) é secundário e seu nome oficial
(IUPA) é ciclohexanol.c) O álcool da equação (4) possui grupamentos hidroxila
ligados apenas a carbonos secundários.d) O aldeído da equação (2) denomina-se 3-metilbutanal.e) O produto da equação (3) é um aldeído.
11.09. (UFPR) – Os dois compostos abaixo representados são conhecidos como (+) Limoneno e (–) Limoneno. Ambos os compostos apresentam os mesmos valores de temperatura de fusão (PF = –74°C), de ebulição (PE = 175 – 176°C) e de densidade (d = 0,84 g . mL–1). Todavia, apresentam odores bastante diferentes e característicos. O (+) Limoneno é responsável pelo odor da laranja e outras frutas cítricas. Já o (–) Limoneno tem um odor parecido com o do pinho. Com relação às propriedades físicas, eles diferem somente no des-vio do plano da luz polarizada. Enquanto um deles desvia o plano da luz para a direita, o outro desvia o plano com mesmo ângulo, porém em sentido contrário, ou seja, para a esquerda.
Com relação aos compostos que apresentam tais caracterís-ticas, considere as seguintes afirmativas: 1. Compostos que difiram nas suas propriedades físicas
apenas com relação ao desvio do plano da luz polariza-da não podem ser separados.
2. Os compostos apresentados são denominados de isô-meros geométricos e só podem ser identificados pelo desvio do plano da luz polarizada, o que pode ser feito com o auxílio de um densímetro.
3. Os compostos apresentados são estereoisômeros e po-dem ser identificados utilizando-se polarímetro, instru-mento que identifica o sentido e a magnitude do desvio do plano da luz polarizada.
4. Os compostos apresentados são denominados enanti-ômeros, que sempre apresentam rotações ópticas anta-gônicas entre si.
5. Convencionou-se distinguir, entre os enantiômeros, o levogiro, quando a rotação ótica observada é para a es-querda, e o dextrogiro, quando a rotação ótica observa-da é para a direita.
Assinale a alternativa correta: a) Somente as afirmativas 1, 2 e 4 são verdadeiras. b) Somente as afirmativas 3, 4 e 5 são verdadeiras. c) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras. d) Somente as afirmativas 1, 4 e 5 são verdadeiras. e) As afirmativas 1, 2, 3, 4 e 5 são verdadeiras.
Aula 11
9Química 6C
11.10. (UFPR) – Compare as estruturas das duas substâncias químicas abaixo e considere as afirmativas a seguir:
OHO
OH
O
NH2
Hernandulcina D-Fenilalanina
1. A fração cíclica da hernandulcina não possui um plano de simetria.
2. Na hernandulcina as duas insaturações apresentam con-figurações cis.
3. A fração cíclica da hernandulcina possui uma função química carboxila.
4. A fenilalanina existe como um par de enantiômeros.5. A fenilalanina apresenta isomeria cis-trans.Assinale a alternativa correta:a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira.b) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 3 , 4 e 5 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 1 e 4 são verdadeiras.e) Somente as afirmativas 1, 2 e 5 são verdadeiras.
11.11. Um composto orgânico possui a seguinte fórmula:
CH2OH
O
OHC
H
OHOH
HO
Sobre esse composto é correto afirmar que:a) Apresenta as funções cetona e álcool.b) Possui 5 centros quirais.c) Admite 16 compostos isômeros ativos, incluindo o com-
posto em questão.d) Possui fórmula molecular C6H6O6.e) Não admite estereoisômeros.
11.12. O ácido láctico é um composto orgânico de grande importância. Possui duas fórmulas de projeção baseadas no arranjo espacial que pode assumir. Sabendo que sua fórmula estrutural plana é:
CH3 – C – COOH
OH
H
Indique a alternativa que contém as duas fórmulas de pro-jeção corretas do composto citado:
a) CH3 – C – COOH
OH
H
CH3 – C – OH
COOH
H
e
b) H – C – OH
COOH
CH3
HO – C – H
COOH
CH3
e
c) C3H6O2 e C3O2H6
d) COOH H
OH CH3eH HOOCCH3 OH
e) COOH HC C
e
H COOH
H3C H3COH OH
10
Aprofundamento11.13. (PP – PR) – A cortisona é um hormônio que atua no combate a inflamações. Em situações extremas, a produção desse hormônio não é suficiente para frear a inflamação e medicações preparadas à base de cortisona são necessárias.A estrutura da cortisona é apresentada a seguir.
O
CH3
CH3
O
C = O
CH2OH
OH
Ao analisar a estrutura desse hormônio, observamos que a substânciaa) apresenta as funções orgânicas fenol e cetona e pode
se apresentar até como 6 isômeros opticamente ativos.b) apresenta as funções orgânicas álcool e cetona e pode
se apresentar até como 64 isômeros opticamente ativos.c) apresenta as funções orgânicas álcool e éster e pode se
apresentar até como 6 isômeros opticamente ativos.d) apresenta as funções orgânicas álcool e cetona e pode
se apresentar até como 32 isômeros opticamente ativos.e) apresenta as funções orgânicas álcool e éster e pode se
apresentar até como 32 isômeros opticamente ativos.
11.14. (UCP – RJ) – Analisando as estruturas, pode-se concluir que:
C
C
C
C
C
H3
Br
BrH2
H3
H
H
C
C
C
C
C
H3
Br
BrH2
H3
H
H
C
C
C
C
C
H3
Br
BrH2
H3
H
H
C
C
C
C
C
H3
Br
HH2
H3
H
H
1 2 3 4
a) as estruturas 1 e 2 são o reflexo especular uma da outra.b) as estruturas 3 e 4 representam um par de enantiômeros.c) as estruturas 2 e 3 são diastereoisômeros.d) as estruturas 1 e 4 são diastereoisômeros.e) qualquer um destes compostos apresentará atividade
óptica.
Aula 11
11Química 6C
11.15. (UFPR) – Isomeria é o nome dado à ocorrência de compostos que possuem a mesma fórmula molecular, mas que apresentam estruturas diferentes entre si. Os isômeros são classificados em constitucionais, que diferem na maneira como os átomos estão conectados (conectividade) em cada isômero, e estereoisômeros, que apresentam a mesma conectividade, mas diferem na maneira como seus átomos estão dispostos no espaço. Os estereoisômeros se dividem ainda em enantiômeros, que têm uma relação de imagem e objeto (que não são sobreponíveis), e diastereoisômeros, que não têm relação imagem e objeto.Com relação à isomeria, numere a coluna da direita de acordo com sua correspondência com a coluna da esquerda.
1.
H3C
HOH
CH3
CH3
HOH
H3C
3.H3C H
H3C Cℓ
H
Cℓ
CH3
CH3
2.OH
O
O
HO HO OHO
O
4.O CH3
HCH3H
O
HH3C
H
H3C
Assinale a alternativa que apresenta a numeração correta da coluna da direita, de cima para baixo.a) 1 – 2 – 3 – 4. d) 2 – 1 – 4 – 3.
b) 1 – 3 – 4 – 2.e) 4 – 1 – 3 – 2.
c) 2 – 3 – 1 – 4.
( ) Enantiômeros
( ) Mesmo composto
( ) Não são isômeros
( ) Diastereoisômeros
12
11.16. (UFSC) – A asparagina ou ácido aspartâmico (fórmula abaixo) é um aminoácido não essencial que apresenta isomeria óptica.
OH
ONH2
NH2O
A respeito deste composto, assinale a(s) proposição(ões) correta(s).01) Apresenta dois carbonos quirais.02) Possui os seguintes grupos funcionais: álcool e cetona.04) Sua fórmula molecular é C4H8N2O3.08) A molécula possui dois átomos de carbono com hibri-
dização sp2 e dois com hibridização sp3.16) O número de oxidação do átomo de carbono do grupo
funcional amida é +3.
11.17. (ITA – SP) – Sobre os compostos relacionados a seguir, assinale a alternativa falsa:
I. Br3C – CHCℓ – CCℓ2 – CBr3II. Br3C – CHCℓ – CHCℓ – CBr3III. Br3C – CH = CH – CBr3IV. Br3C – CH = CCℓ – CBr3a) Os compostos I e II possuem respectivamente um e dois
átomos de carbono assimétrico.b) O composto I possui um total de dois estereoisômeros
opticamente ativos.c) O composto II possui um total de dois estereoisômeros
opticamente ativos.d) Somente os compostos III e IV apresentam, cada um,
isomeria geométrica.e) Os compostos III e IV giram o plano de polarização da luz
que os atravessa.
11.18. (FEPAR – PR) – A penicilina benzatina, muito conhe-cida pelo nome comercial Benzetacil, antibiótico usado para tratar sífilis e outras infecções, está em falta no Brasil tanto no setor público como no privado. A crise de abastecimento, que segundo o Ministério da Saúde é provocada por escassez de matéria-prima, tem preocupado os médicos.A febre reumática, por exemplo, é uma doença autoimune que, para ser controlada, necessita do uso regular desse tipo de penicilina, e a diminuição da oferta do remédio traz muitas dificuldades para quem precisa do tratamento.
O
N
O
H
N
S CH3CH3
CO2H
Representação da estrutura da penicilina benzatina
Sobre a estrutura acima, julgue as afirmativas que se seguem.a) ( ) A estrutura apresenta 6 carbonos sp2 e 12 carbonos sp3.b) ( ) Apresenta isomeria óptica, possuindo apenas um
carbono quiral.c) ( ) Possui as funções amida, ácido carboxílico e um anel
aromático.d) ( ) O número total de átomos de hidrogênio presentes
nessa estrutura é 18.e) ( ) Apresenta 6 ligações .
Aula 11
13Química 6C
Discursivos11.19.
I. Em dois frascos têm-se duas substâncias cujas moléculas são representadas pelas estruturas A e B.
CH3
CH3HO
H
CH3
H3C OH
H
A B
C C
A respeito de A e B, que se pode afirmar sobre:a) seus pontos de ebulição? b) suas solubilidades em água? c) seus efeitos fisiológicos?
II. Responda aos mesmos três itens anteriores sobre as substâncias cujas moléculas são representadas por C e D.
C2H5
OHH
CH3
C2H5
HO H
CH3
C D
C C
14
11.20. Represente as fórmulas de projeção dos enantiômeros do 3-clorobutan-2-ol.
11.01. b11.02. d11.03. d11.04. c11.05. d11.06. c11.07. b11.08. a 11.09. b11.10. d11.11. c11.12. b11.13. b11.14. e11.15. b11.16. 28 (04, 08, 16)11.17. e 11.18. F – F – V – V – V
11.19. I. a) iguais b) iguais c) iguais (é a mesma substância)
II. a) iguaisb) iguaisc) diferentes
11.20. CH3
OHH
CH3
H Cℓ
CH3
HO H
CH3
HCℓ
CH3
OHH
CH3
HCℓ
CH3
HO H
CH3
H Cℓ
1 2
3 4
Gabarito
15Química 6C
Reações de adição aos HC insaturados, aldeídos e cetonas
Química6CAula 12
O tipo de reação mais comum dos alcenos, alcinos e alcadienos é a reação de adição às insaturações (dupla ou tripla ligação).
Reações de adição aos alcenos
I. Adição de H2 (Hidrogenação catalítica)Ocorrência: a adição de H2 a um alceno ocorre na
presença de um catalisador metálico, como platina, níquel ou paládio.
Mecanismo da reação: o hidrogênio é adsorvido na superfície do metal e o alceno se complexa com o metal, sobrepondo seus orbitais p aos orbitais vazios do metal, permitindo a ocorrência da reação originando um alcano.
Exemplo:
H3C – C = C – H + H – H Ni H3C – C – C – H
propeno propano
H H
H H H H
Importância: óleos vegetais, como os de milho, algodão, soja ou arroz, são formados por enormes moléculas orgânicas contendo em sua estrutura duplas ligações (C = C).
Esses óleos (líquidos), ao serem hidrogenados cata-liticamente, dão origem às gorduras (sólidas), utilizadas no preparo das margarinas.
II. Adição de X2 (Halogenação: F2, Cℓ2, Br2, I2)
Ocorrência: para que essa reação ocorra, basta misturar os reagentes em um solvente inerte (CCℓ4), à temperatura ambiente.
Mecanismo da reação: adição eletrófila.
A ordem decrescente de reatividade dos halogênios é
F2 > Cℓ2 > Br2 > I2
Exemplo:
Br Br
H H H H
H3C – C = C – H + Br – Br H3C – C – C – H
propeno 1,2-dibromopropano
Importância: a adição de Br2 serve para comprovar a existência de dupla ligação carbono-carbono, pois à medida que a reação ocorre a solução de Br2 em CCℓ4 (que é vermelha) descora.
III. Adição de HX (HCℓ, HBr, HI)Ocorrência: para que essa reação ocorra, deve-se
borbulhar o HX gasoso diretamente no alceno.Mecanismo da reação: adição eletrófila.A ordem decrescente de reatividade dos ácidos
halogenídricos (HX) é:
HI > HBr > HCℓ > HF
Exemplo:
Br H
H H H H
H3C – C = C – H + Br – Br H3C – C – C – H
propeno 2-bromopropano(produto principal)
Essa reação obedece à regra de Markovnikov:
Na adição de HX, o hidrogênio se liga preferen-cialmente ao carbono mais hidrogenado da dupla ligação.
16
Vejamos a seguir como se desenvolve o mecanismo dessa reação:
1a. etapa: o HBr sofre heterólise.
H Br heterólise H+ + Br–
2a. etapa: ataque do reagente eletrófilo H+ à molécu-la orgânica. A adição do H+ se dá de tal maneira que resulte no carbocátion mais estável.
carbocátion 2o. (mais estável) H3C – CH CH2 + H+
H3C – CH – CH2
H3C – CH – CH2
carbocátion 1o.
H
H
Ordem de estabilidade dos carbocátions:3o. > 2o. > 1o.
3a. etapa: ataque do reagente nucleófilo Br– ao car-bocátion 2o. (mais estável). Observação: a adição do H+ ao carbono mais hidro-genado levou à formação do carbocátion mais estável.
H3C – CH – CH3 + Br– H3C – CH – CH3
Br
Importância: é um bom método para obtenção de mono-haletos em laboratórios.
IV. Adição de HBr em presença de peróxidos (Reação de Kharasch)
Mecanismo da reação: ocorre via radicais livres, contrariando a regra de Markovnikov. Nesse caso, o hidrogênio se liga ao carbono menos hidrogenado.
Exemplo:
H Br
H H H H
H3C – C = C – H + Br – H R–O–O–R
H3C – C – C – H
propeno 1-bromopropano
Essa reação não obedece à regra de Markovnikov.
V. Adição de H2OOcorrência: a água reage com alcenos em presença
de ácidos.
Mecanismo da reação: adição eletrófila (a reação obedece à regra de Markovnikov).
Exemplo:
OH H
H H H H
H3C – C C – H + H – OH H+
H3C – C – C – H
propeno propan-2-ol
Importância: é um método de obtenção de álcoois a partir de alcenos.
Reações de adição aos alcinosAssim como nos alcenos, nos alcinos ocorrem as
reações de adição: H2, X2, HX, H2O segundo a regra de Markovnikov.
I. Adição de H2 (Hidrogenação)Exemplo:
H H
H3C – C C – H + H – H Ni H3C – C = C – Hpropino propeno
Na sequência:
H3C – C = C – H + H – H Ni H3C – C – C – H
H H
H H H Hpropeno propano
II. Adição de X2 (Halogenação)Exemplo:
Cℓ Cℓ
propino 1,2-dicloropropeno
H3C – C C – H + Cℓ – Cℓ H3C – C = C – H
Na sequência:
Cℓ Cℓ
Cℓ Cℓ Cℓ Cℓ1,2-dicloropropeno 1,1,2,2-tetracloropropano
H3C – C = C – H + Cℓ – Cℓ H3C – C – C – H
Aula 12
17Química 6C
III. Adição de HX (HCℓ, HBr, HI)Exemplo:
Cℓ H
H3C – C C – H + H – Cℓ H3C – C = C – Hpropino 2-cloropropeno
Na sequência:
Cℓ H Cℓ H
H3C – C = C – H + H – Cℓ H3C – C – C – H
2-cloropropeno 2,2-dicloropropano
Cℓ H
IV. Adição de H2OForma-se enol, que se transforma em aldeído ou
cetona.Exemplo:
OH H
propino enol (instável)H3C – C C – H + H – OH H
+/Hg2+
H3C – C = C – H
Na sequência:
OH H O
H3C – C = C – H H3C – C – CH3enol (instável) propanona (cetona)
Reações de adição aos Alcadienos
I. Alcadienos acumuladosAs duas duplas estão no mesmo carbono.Exemplo:
Cℓ Cℓ
H2C = C = CH2 + 2 Cℓ – Cℓ H2C – C – CH2
propadieno 1,2,2,3-tetracloropropano
Cℓ Cℓ
II. Alcadienos isoladosAs duas duplas ligações estão separadas por duas ou
mais simples ligações. • A adição ocorre de maneira independente a cada
dupla ligação carbono-carbono.
H2C = C – C – C = CH2 + 2H – Br H2C – C – C – C – CH2
Br HH HH H
H HH H H Br
Observação:Os alcadienos acumulados e isolados fazem re-
ações de adição do mesmo modo que os alcenos.
III. Alcadienos conjugadosAs duas duplas estão separadas por uma simples
ligação.C = C – C = C
1 2 3 4
Se o dieno for tratado com uma quantidade limi-tante de reagente eletrofílico, de modo que a adição possa ocorrer em apenas uma das duplas ligações, dois produtos são formados.
Veja o caso do buta-1,3-dieno
H2C = CH – CH = CH2 + 1Cℓ2 H2C – CH – CH = CH2
buta-1,3-dieno
produto de adição 1,2Cℓ Cℓ
H2C = CH – CH = CH2 + 1Cℓ2 H2C – CH = CH – CH2
buta-1,3-dieno
produto de adição 1,4Cℓ Cℓ
Devemos observar como caso mais importante para os vestibulares a adição 1,4 (adição conjugada).
Exemplo: adição de HBr ao buta-1,3-dieno
H2C = CH – CH = CH2 + HBr H2C – CH = CH – CH2
1-bromobut-2-eno
H Br
18
Adição ao benzenoO anel benzênico é muito estável, ou seja, é capaz
de resistir à ação de vários reagentes. Para que o anel benzênico participe de reações, são necessárias con-dições drásticas quanto à temperatura e à pressão. A comparação a seguir dá uma noção da dificuldade encontrada para que o anel benzênico participe de uma reação de adição.
+ H2Ni
25°C1,5 atm
H = –120 kJ/mol
+ 3H2Ni
150 – 250°C25 atm
H = –208 kJ/mol
ciclo-hexanociclo-hexeno
benzeno ciclo-hexano
A hidrogenação do ciclo-hexeno libera 120 kJ/mol. No caso do benzeno, a energia liberada, calculada teoricamente, deveria ser de 360 kJ/mol. Na realidade, a liberação de apenas 208 kJ/mol indica que o benzeno apresenta um conteúdo energético abaixo do espera-do, o que demonstra sua alta estabilidade.
O anel benzênico é considerado uma das estruturas mais estáveis da Química Orgânica e consequentemente se opõe às reações de quebra de suas duplas ligações.
Nessas condições severas é possível também adicio-nar cloro ao benzeno.
+ 3Cℓ2
– Cℓ– Cℓ
Cℓ –Cℓ –
luz ultravioleta
calor
1, 2, 3, 4, 5, 6 – hexaclorociclo-hexano ou BHC (usado em inseticida)
Cℓ
Cℓ
Adição em aldeídos e cetonasAs reações de adição a aldeídos e cetonas ocorrem
no carbono da carbonila C
O, que é o ponto reativo
da molécula por ser altamente polarizada.
R
H
R
HC = O C – O
O carbono da carbonila, por apresentar carga parcial positiva, é suscetível a “ataques” nucleófilos, de reagen-tes negativos ou neutros (desde que tenham pares de elétrons livres). Exemplos: CN–, HSO–
3, etc.
Adição de ácido cianídrico • Aldeídos:
Aldocianidrina
O
HR – C + H – CN
OH
R – C – CN
H
• Cetonas:
Cetocianidrina
R – C – R1 + H – CN
OH
R – C – R1
CN
O
A adição de HCN a aldeídos e cetonas produz ciani-drinas (aldo e ceto), compostos intermediários, úteis em sínteses orgânicas.
Mecanismo da adição de HCN à carbonila1a. etapa: Heterólise do HCN
H CN H+ + CN–
reagente nucleófilo
2a. etapa: Ataque do: CN– (reagente nucleófilo) ao carbono da carbonila.
+H3C – C – H + CN–
O
H3C – C – H
CN
O
3a. etapa: Adição do próton (H+) ao oxigênio
H3C – C – H + H+ H3C – C – H
OHO
H3C – C – H
CNCN
Aula 12
19Química 6C
Adição de compostos de GrignardAdição de compostos de Grignard (R — MgX) e posterior hidrólise (H2O)
• É um importante processo para obtenção de álcoois; • mecanismo: adição nucleófila.
+ R MgX – C – + HOH Mg(OH)X + – C –
MgX
aldeído ou cetona
Grignardálcool
O
– C –
O
R
OH
R
• O produto resultante depende do reagente utilizado. Assim: • do metanal, obtém-se álcool 1o.; • dos demais aldeídos, obtêm-se álcoois 2o.s;
• de cetonas, obtêm-se álcoois 3o.s; • do CO2, obtêm-se ácidos carboxílicos.
1o. exemplo:
H – C + H3C – MgCℓ H – C – H + HOH H – C – H + Mg(OH)Cℓ
metanalcloreto de
metilmagnésio etanol (álcool 1o.)
O
H
OH
CH3
O MgCℓ
CH3
2o. exemplo:
H3C – C + H3C – MgCℓ H3C – C – H + HOH H3C – C – H + Mg(OH)Cℓ
etanalcloreto de
metilmagnésio álcool isopropílico(álcool 2o.)
O
H
OH
CH3
O MgCℓ
CH3
3o. exemplo:
H3C – C – CH3 + H3C – MgCℓ H3C – C – CH3 + HOH H3C – C – CH3 + Mg(OH)Cℓ
propanonacloreto de
metilmagnésio álcool terc-butílico(álcool 3o.)
OH
CH3
O MgCℓ
CH3
O
4o. exemplo:
O = C = O + H3C – MgCℓ C = O + HOH H3C – C +Mg(OH)Cℓ
gás carbônicocloreto de
metilmagnésioácido etanoico
O MgCℓ
CH3
O
OH
20
Testes
Assimilação12.01. Escreva as equações das reações de adição e dê o nome dos principais produtos formados:a) propeno + hidrogênio
b) propeno + bromo/CCℓ4
c) propeno + ácido bromídrico
d) propeno + ácido bromídrico na presença de peróxido
e) propeno + água (meio ácido)
f ) propino + água (meio ácido)
g) metanal com cloreto de metilmagnésio e posterior hi-drólise:
h) etanal com brometo de etilmagnésio e posterior hidrólise:
i) propanona com iodeto de metilmagnésio e posterior hidrólise:
j) dióxido de carbono com cloreto de etilmagnésio e pos-terior hidrólise:
12.02. A obtenção do ciclo-hexano a partir da hidrogenação do benzeno, consome por mol de benzeno:a) 4 mols de H2.b) 3 mols de H2.c) 2 mols de H2.d) 1 mol de H2.e) 5 mols de H2.
Aula 12
21Química 6C
12.03. São características de aldeídos e cetonas, exceto:a) sofrem reações de adição.b) apresentam o grupo carbonila.c) são compostos oxigenados.d) são compostos orgânicos insaturados.e) reagem com compostos de Grignard produzindo álcoois.
12.04. A equação que representa corretamente o produto principal da reação do propeno com o bromidreto é:a) CH2 = CH – CH3 + HBr ⎯→⎯ CH2Br – CH2 – CH3
b) CH2 = CH – CH3 + HBr ⎯→⎯ CH3 – CHBr – CH3
c) CH2 = CH – CH3 + 2HBr ⎯→⎯ CH3 – CH2 – CH3 + Br2
d) CH2 = CH – CH3 + 2HBr ⎯→⎯ CH2Br – CHBr – CH3 + H2
e) CH2 = CH – CH3 + 2HBr ⎯→⎯ CH4 + Br2CH – CH3
12.05. A adição de cloro a alcenos produz:a) cloro-alcenos;b) dicloretos vicinais;c) dicloretos gêmeos;d) dicloretos isolados;e) cloro-alcinos.
Aperfeiçoamento12.06. (PUCPR) – “A reação da propanona com H2(g) é uma reação de ________________, sendo o produto final o ______________”.Os espaços acima são corretamente preenchidos com:a) adição, propanol-2.b) adição, propanol-1.c) substituição, propanol-2.d) adição, propanal.e) substituição, propanol-1.
12.07. (UENP – PR) – Para reação entre o gás cloro e o propeno, pergunta-se:Respectivamente, que tipo de reação ocorre e qual o nome do composto formado?a) Reação de adição, 1,2 dicloropropeno.b) Reação de substituição, 1,2 dicloropropano.c) Reação de substituição, 1,2 dicloropropeno.d) Reação de substituição, 1,2 dicloropropino.e) Reação de adição, 1,2 dicloropropano.
12.08. (F. UBERABA – MG) – Um alcano com 3 átomos de carbono por molécula é obtido quando reagem entre si:a) butanol e ácido sulfúrico.b) etanol e iodeto de hidrogênio.c) propanol e ácido acético.d) propeno e hidrogênio.e) propeno e cloro.
12.09. (UEPG – PR) – A respeito da seguinte reação, assinale o que for correto.
C CH + HI
H3C
01) O produto principal será 1,2-diiodobutano se a este-quiometria utilizada for de 1:2 (hidrocarboneto: ácido).
02) O produto principal será 2-iodobuteno se a estequio-metria for de 1:1 (hidrocarboneto: ácido).
04) Nesta reação, forma-se uma mistura de produtos.08) Trata-se de uma reação de adição.
22
12.10. (PUCPR) – Para se obter um álcool secundário pode--se fazer agir um dos regentes de Grignard sobre:a) formol.b) acetato de propila.c) etanal.d) propanona.e) etanol.
12.11. Completando as reações:
1. CH3 – C – H + CH3 – MgCℓ éter
A
O
2. A + H2O B + HOMgCℓo composto B será:a) álcool secundário;c) cetona;e) aldol.
b) álcool primário;d) álcool terciário;
12.12. O composto orgânico que ao reagir com cloreto de metil magnésio e posterior hidrólise forma álcool terciário é:
a) H – C O
H
c) H3C – C – CH3
O
e) – CHO
b) H3C – C O
H
d) H3C – CH2 – C O
H
Aprofundamento12.13. Com relação à reação
H3C – CH = CH – C – H + Cℓ2 H3C – CH – CH – C – H
O O
Cℓ Cℓcrotonaldeído
Pode-se afirmar:01) É uma reação de adição de halogênio à ligação dupla.02) O crotonaldeído apresenta dois isômeros geométricos
a saber: cis-crotonaldeído e trans-crotonaldeído.04) O produto obtido apresenta atividade óptica existindo
quatro isômeros opticamente ativos.08) Por possuir dois átomos de cloro na cadeia o produto
da reação acima apresenta o isômero meso, que é opti-camente ativo.
16) O crotonaldeído apresenta isomeria óptica; por conse-guinte, existem quatro isômeros opticamente inativos.
32) O produto formado na reação acima apresenta isome-ria geométrica, existindo dois isômeros a saber: o cis e o trans.
12.14. (UEL – PR) – O composto 1,2,3,4-tetrabromobutano, pode ser obtido pela reação de adição de bromo ao:a) 1,2-dibromo-2-buteno; b) 1,4-dibromo-2-buteno;c) 2-metil-1,3-butadieno;d) 3-bromo-1-butino;e) 1,2-butadieno.
Aula 12
23Química 6C
12.15. (UP – PR) – A adição de cianeto de hidrogênio ao formaldeído, seguida da adição de hidrogênio, conforme o esquema abaixo
H – C O
H+ H – C N
Produto intermediário + 2H2
Produto final
formaldeído
resulta num produto final que possui grupos funcionais de:a) aldeído e amida;b) álcool e amina;c) cetona e nitrila;d) álcool e ácido carboxílico;e) nitrila e álcool.
12.16. (PUCPR) – Complete a reação abaixo e analise as afirmações feitas sobre ela:
CH3 – CH = CH2 + HI ⎯→⎯
I. É uma reação de adição eletrofílica. II. O reagente eletrófilo é o I–.III. O produto é o iodeto de n-propila.IV. Na reação o carbono secundário passa de híbrido sp2 a
sp3, ocorrendo um aumento do Nox.São verdadeiras:a) I, II, III e IV. b) Apenas I e III. c) Apenas II e IV. d) Apenas I e IV. e) Apenas I, III e IV.
12.17. (F. MED. – ITAJUBÁ – MG) – Qual dos compostos abaixo dá, com reagente de Grignard, um álcool secundário?
I. H3C – CHO
III. H3C – C – CH3
O
II. H2C CH2
O
IV. H3C – CO
O – R
a) somente I.b) somente II.c) somente III.d) somente IV.e) nenhum deles.
12.18. (PUCMG) – Compostos de Grignard podem-se adicionar ao anidrido carbônico formando composto inter-mediário que, tratado com HX (X = Cℓ, Br, I), dá origem a composto da função:a) cetona;b) aldeído;c) éter;d) álcool;e) ácido carboxílico.
24
Discursivos12.19. (FEPAR – PR) – O “Fantástico” apresentou, em junho deste ano, uma reportagem sobre o novo lança-perfume que invadiu a periferia da cidade de São Paulo. A droga, reformulada, voltou com sabor doce e ainda mais perigosa, podendo até matar.
Amostras foram compradas nas ruas de São Paulo e levadas para teste em laboratório. Duas substâncias tóxicas foram encontradas: o tricloro-etileno, entre outras aplicações, usado para remover adesivos e tintas; o diclorometano, uma substância tão tóxica que é componente do remove-dor de solda.
Na gíria, o lança é “baforado”; na verdade, ele é aspirado pela boca, vai direto para os pulmões, entra rapida-mente na corrente sanguínea e em segundos chega ao cérebro.
(Adaptado do disponível em:<http://g1.globo.com/fantastico/noticia/2015/06/uso-de-lanca-perfume-poe-em-risco-vida- de-jovens-pelo-brasil.html>. Acesso em 22 out. 2015)
Com base no texto e em conhecimentos de Química, faça o que se pede.a) Escreva a fórmula estrutural espacial dos hidrocarbonetos clorados mencionados no texto, apresentando todos os ele-
mentos que formam a molécula.b) Se o diclorometano for submetido a excesso de cloro, calor e luz ultravioleta, poderá ocorrer a substituição de um de seus
hidrogênios, formando o clorofórmio. Escreva a equação que representa essa reação.c) O tricloroetileno é produzido a partir do etileno. A reação inicia-se com a cloração do etileno em presença de catalisador,
produzindo 1,2-dicloroetano, que aquecido a 400°C com cloro é convertido em tricloroetileno. Escreva as equações das duas etapas descritas nesse processo de obtenção.
12.20. (UFPR) – O propanal reage com o cloreto de metilmagnésio dando um produto de adição, o qual, por hidrólise, produz o composto orgânico A.Pedem-se:a) a reação citada;b) o nome do composto A, a função à qual pertence e, se for o caso, sua classificação quanto à posição do grupo funcional
na cadeia carbônica.
Aula 12
25Química 6C
Gabarito12.01.
a) H3C – CH = CH2 + H – H H3C – CH – CH2propano
H H
b) H3C – CH = CH2 + Br – Br H3C – CH – CH21,2-dibromo propano
CCℓ4
Br Br
c) H3C – CH = CH2 + H – Br H3C – CH – CH2
2-bromopropano
Br H
d) H3C – CH = CH2 + H – Br H3C – CH – CH2R–O–O–R
1-bromopropano
H Br
e) H3C – CH = CH2 + HOH H3C – CH – CH2propan-2-ol
OH H
f ) H3C – C C – H + HOH H3C – C = C – H H3C – C – C – H
propanona
H+OH H HO
H
g) H – C – H + H3C –) MgCℓ H – C – H + HOH MgOHCℓ + H – C – H
O
CH3
OH
CH3
O MgCℓ
etanol
h) H3C – C – H + H3C – CH2 –) MgBr H3C – C – H + HOH MgOHBr + H3C – C – HO OH
CH2
CH3
O MgBr
butan-2-ol
CH2
CH3
i) H3C – C – CH3 + H3C – MgI H3C – C – CH3 + HOH MgOHI + H3C – C – CH3
CH3
OH
CH3
O MgI
2-metilpropan-2-ol
O
j) O = C = O + H3C – CH2 –) MgCℓ O = C – O MgCℓ + HOH MgOHCℓ + O = C – OH
CH2
CH3 propanoico
CH2
CH3
12.02. b12.03. d12.04. b12.05. b12.06. a12.07. e12.08. d12.09. 10 (02, 08)12.10. c
12.11. a12.12. c12.13. 07 (01, 02, 04)12.14. b12.15. b12.16. d12.17. a12.18. e
26
12.19. a)
C = CHCℓ
Cℓ Cℓ
tricloroetileno
Cℓ C
H
HCℓ
diclorometano
CH C C CHC HC2 2 2 3N N N N
CH CH C C CH CH C2 2 2 2 2= + N N N
C CH CH C C C CH CC HCN N N N N N2 2 2 22 3+ = +
b)
c)
12.20. a) H3C – CH2 – C + H3C – MgCℓ H3C – CH2 – C – CH3
H
OMgCℓ
H
O
H3C – CH2 – C – CH3 + HOH Mg(OH)Cℓ + H3C – CH2 – C – CH3
HH
OHOMgCℓ
A
b) Composto A Nome: butan-2-olFunção: álcooisClassificação: álcool secundário
1
13Aula
7CQuímica
Reações de oxidação e redução
OxidaçõesSão reações específicas que promovem o aumento do conteúdo de oxigênio na molécula orgânica ou a redução
do conteúdo de hidrogênio.Existem vários tipos de oxidação.Vamos estudar nesta aula aquela feita com os agentes oxidantes comuns, como o K2Cr2O7 em meio ácido (H2SO4)
e o KMnO4 em meio ácido (H2SO4).Esses oxidantes são utilizados a quente e esta oxidação é chamada de oxidação enérgica.A mistura dessas substâncias KMnO4/H2SO4 e K2Cr2O7/H2SO4 produz oxigênio nascente [O] que promoverá a
oxidação.As reações do KMnO4 e do K2Cr2O7 com H2SO4 são:
1K2Cr2O7 + 4H2SO4 1K2SO4 + 1Cr2(SO4)3 + 4H2O + 3[O]
2KMnO4 + 3H2SO4 1K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O + 5[O]
Reações de oxidação dos alcenos – quebra oxidativaOs alcenos, como os demais hidrocarbonetos insaturados, sofrem ruptura de cadeia na insaturação. Acontece a
oxidação de cada átomo de carbono da dupla ligação e de cada hidrogênio preso a carbono de dupla ligação.Dependendo da posição da dupla ligação, obteremos ácidos carboxílicos e/ou cetonas e/ou gás carbônico e água.Exemplo:
2-metilbut-2-eno
propeno
ácido acético
ácido acético
propanona
ácido carbônico que se decompõe em
CO2 + H2O
O
O O – H
OH
OH O – H
H3C – C
H3C – C + O = C
H CH3
H3C – C = C – CH3 + 3 [O]
H H
H3C – C = C – H + 5 [O]
CH3
+ O = C – CH3MnO4
–/H+
2
Reações de oxidação dos alcinos — quebra oxidativaRealizada com solução ácida de KMnO4 a quente, na tripla ligação acontecem: a ruptura total, a oxidação de cada
carbono e a adição de grupo OH.Dependendo da posição da tripla ligação, obteremos ácido carboxílico e/ou H2CO3, que se decompõe em CO2 e H2O.Exemplos:1o. )
CO2 + H2O
O
OH+H3C – CH2 – C
O
HOC – OHH3C – CH2 – C C – H + 5 [O]
KMnO4/H+
H2O
but-1-ino ácido propiônico ácido carbônico que se decompõe em
2o. ) O
OH+H3C – C
O
HOC – CH3H3C – C C – CH3 + 4 [O] KMnO4/H+
H2O
but-2-inoácido acético ácido acético
Oxidação de álcooisVamos analisar o comportamento dos diferentes álcoois quando em contato com agentes oxidantes, como, por
exemplo, as soluções de K2Cr2O7 ou KMnO4.
Classificação dos álcoois • Álcool primário a hidroxila se liga a um átomo de carbono primário.
• Álcool secundário a hidroxila se liga a um átomo de carbono secundário.
• Álcool terciário a hidroxila se liga a um átomo de carbono terciário.
Álcool primárioInicialmente o álcool primário é transformado em aldeído (oxidação parcial). Em seguida, o aldeído é oxidado a
ácido carboxílico.
Exemplo: oxidação do etanol
etanol “diol instável” etanal etanoico
O O
H OH
[O] [O]–H2OOH OH
H H
H3C – C – H H3C – C – OH H3C – C H3C – C
Essa reação é a responsável pelo fato de o vinho azedar, ou seja, adquirir o sabor azedo.
Oxidação parcial: álcool 1o. aldeído
Oxidação total: álcool 1o. aldeído ácido carboxílico
Aula 13
3Química 7C
Álcool secundárioO álcool secundário é oxidado formando uma cetona, que é resistente a essa oxidação.Exemplo: oxidação do propan-2-ol
[O] –H2OOH OH
CH3 CH3CH3
H3C – C – H H3C – C = OH3C – C – OH
propan-2-ol “diol instável” propanona
Álcool terciárioOs álcoois terciários resistem à oxidação, pois não há possibilidade de formação do “diol instável” intermediário.
Observação:Essas reações servem para diferenciar os álcoois primários dos secundários e dos terciários.
Álcool primário [O] Aldeído [O] Ácido carboxílico
Álcool secundário [O] Cetona
Álcool terciário [O] Não reage
Oxidação de aldeídosConforme vimos anteriormente, os aldeídos são facilmente oxidados a ácido carboxílico e as cetonas resistem a
oxidação. O fato é usado para diferenciar aldeídos de cetonas.Dois processos interessam aqui:
A. Oxidação de aldeídos pelo reagente de TollensB. Oxidação de aldeídos pelo reagente de Fehling
• As cetonas não são oxidadas por esses reagentes.
Oxidação de aldeídos pelo reagente de Tollens • O reagente de Tollens é uma solução aquosa amoniacal contendo cátions prata (Ag+). • Acontece a redução dos íons Ag+ do reagente e formação do espelho de prata. • Acontece a oxidação do carbono do grupo carbonila do aldeído
H3C – CH2 – C + 2Ag+ + 2NH3 + H2O H3C – CH2 – C + 2Ago + 2NH4+
aldeído ácido carboxílico“espelho de prata”
O O
H OH
Oxidação de aldeídos pelo reagente de Fehling • O reagente de Fehling é uma solução aquosa de sulfato de cobre II em meio básico e tartarato duplo de sódio e
potássio. • Acontece a redução dos íons Cu2+ do reagente e formação de um precipitado vermelho de Cu2O. • Acontece a oxidação do carbono do grupo carbonila do aldeído.
H3C – CH2 – C + 2Cu2+ + 4OH– H3C – CH2 – C + Cu2O + 2H2O
aldeído ácido carboxílicoppt
vermelho
O O
H OH
4
Oxidações com o reativo de Baeyer
AlcenosAcontece a adição de dois grupos hidroxila à dupla
ligação carbono–carbono. Resulta diálcool vicinal.
– C – C –– C = C –
OHOHBaeyer
À medida que a reação com o alceno ocorre, a cor violeta do reativo de Baeyer desaparece.
Exemplo simplificado:
H – C – C – H
OHOHBaeyerH – C = C – H
eteno etanodiol
+ [O] + HOH
H H H H
Observe que só rompeu a ligação do alceno.A reação é conhecida como Teste de Baeyer. Permite
diferenciar alcenos de ciclanos. Com ciclanos não há reação, a solução não descora.
Assim sendo, observe o exemplo:
C3H6KMnO4
violeta
descorando
não descorando
propeno
ciclopropano
AlcinosHá dois casos a considerar:
1o.) Alcino verdadeiro (tripla ligação na extremidade da cadeia)
• Fornece composto de função mista cetona-ácido carboxílico.Exemplo:
O
H3C – C C – H + 3[O]propino
ácido pirúvico
O
OHH3C – C – C
KMnO4 / dil
OH– / frio
Observação: O acetileno fornece ácido oxálico.
H – C C – H + 4[O]acetileno
ácido oxálico
O
OHC – C
KMnO4 / dil
OH– / frio
O
HO
2o.) Alcino falso • Fornece dicetonas.
Exemplo:O O
H3C – C C – CH3 + 2[O]but-2-ino butanodiona
H3C – C – C – CH3KMnO4
/ dil
OH– / frio
Ozonólise de alcenosÉ a reação do alceno com ozônio (O3) a baixas
temperaturas seguida de hidrólise do composto obtido intermediariamente (ozonídeo). Resulta aldeído e/ou cetona.
Exemplo:O
O – OH3C – C C – H
propeno ozonídeo
H3C – C = C – H + O3
H H HH
A seguir hidrolisa-se o ozonídeo em presença de Zn.
O
HO
O – OH3C – C C – H + H2O Zn
HH etanal metanal
H2O2 + H3C – C +O
HC – H
A ozonólise, a exemplo da oxidação enérgica de alcenos, também é utilizada para localizar a posi-ção da dupla ligação carbono – carbono.
Combustão de compostos orgânicosOs compostos orgânicos queimam (sofrem com-
bustão) com facilidade. A reação de combustão não depende somente do combustível (o composto orgâni-co), mas também do comburente, que é o gás oxigênio proveniente do ar.
Podemos dizer que uma combustão é uma oxida-ção extrema, em que é liberada grande quantidade de energia na forma de luz e calor.
Exemplos:2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
H = – 2 873,3 kJ/molSendo uma reação de oxirredução, teremos um oxidan-
te e um redutor. Como o átomo de carbono sofre oxida-ção, o composto orgânico que o contém é o redutor. Dessa
Aula 13
5Química 7C
forma, podemos concluir que o combustível é o redutor, enquanto o oxigênio do ar é o oxidante (comburente).
Como se pode observar, na combustão de compos-tos orgânicos, a cadeia carbônica é quebrada com a formação de novos compostos.
Por exemplo:C, produz C, CO ou CO2.H, produz H2O.N, produz NO ou NO2.
Combustão de hidrocarbo-netos
• AlcanosOs alcanos queimam no ar com muita facilidade,
rapidez e, às vezes, de forma explosiva, liberando grande quantidade de energia (reação fortemente exotérmica).
O tipo de combustão depende da quantidade de oxigênio. Observe o que acontece na combustão de um alcano quando a quantidade de oxigênio no ar vai diminuindo:
Combustão completaEsse tipo de combustão deve acontecer nos motores
de automóveis, quando bem regulados, nos bicos dos fogões a gás, etc. Produz somente CO2 e H2O.
2C4H10 + 13O2 8CO2 + 10H2O
Combustão incompletaNos motores mal regulados (entrada de ar insufi-
ciente) a combustão é incompleta. Nesse caso, ocorre a liberação de CO que é altamente tóxico.
2C4H10 + 9O2 8CO + 10H2O
Combustão “mais” incompletaÔnibus e caminhões, às vezes, produzem uma
combustão tão incompleta que o carbono (C) formado sai pelo escapamento sob a forma de uma fina fumaça escura denominada fuligem ou negro de fumo.
2C4H10 + 5O2 8C + 10H2O
• AlcenosOs alcenos queimam no ar com muita facilidade,
rapidez e, às vezes, de forma explosiva, liberando grande quantidade de energia, assim como os alcanos.
Exemplos:Combustão completa
C2H4 + 3O2 2CO2 + 2H2O
Combustão incompleta
C2H4 + 2O2 2CO + 2H2O
Combustão “mais” incompleta
C2H4 + O2 2C + 2H2O
• AlcinosOs alcinos queimam no ar, assim como os alcanos e
alcenos, com muita facilidade, liberando grande quan-tidade de energia.
Exemplos:Combustão completaEssa reação libera uma quantidade de calor muito
grande (cerca de 3 000°C).Por essa razão ela é utilizada em maçaricos oxiaceti-
lênicos, usados, entre outras coisas, para cortar metais.
C2H2 + 5/2O2 2CO2 + H2O
Combustão incompleta
C2H2 + 3/2O2 2CO + H2O
Combustão “mais” incompleta
C2H2 + 1/2O2 2C + H2O
A chama emitida por essa reação apresenta grande luminosidade, sendo utilizada nos lampiões a carbureto.
• ÁlcooisOs álcoois também sofrem combustão e, dependen-
do da quantidade de oxigênio utilizada, produzem C, CO ou CO2.
O etanol ou álcool etílico (álcool comum) é utilizado em veículos como um substituto da gasolina.
H3C – CH2OH + 3O2 2CO2 + 3H2O
Observação:Só não sofrem combustão compostos orgâni-
cos com as seguintes características:• Sem hidrogênio ou com pouco hidrogênio. Exemplo: CCℓ4, C2HCℓ5.
6
Reações de reduçãoA redução de uma molécula orgânica corresponde,
normalmente, ao aumento de seu conteúdo de hidrogê-nio ou à diminuição de seu conteúdo de oxigênio.
A redução de um composto orgânico frequentemente é feita com hidrogênio molecular (hidrogenação) ou com hidrogênio nascente [H] (redução propriamente dita).
HidrogenaçõesSão reações feitas com H2 em presença de catalisa-
dor níquel (Ni).O hidrogênio satura a ligação Pi( ) apresentada
pelos compostos.
AlcenosExemplo:
Ni
–2 –2 –3 –3Redução
(O nox dos carbonos diminui)
H – C = C – H + H – H
H H
H – C – C – H
H H
H H
Essa reação é também conhecida como reação de Sabatier-Senderens.
FenóisExemplo:
Ni
fenol comum cicloexanol
OH
H
– H+ 3H2– H
H –H –
OHH H
HHH
H H
HH
HH
AldeídosA redução de aldeídos produz álcoois primários.Exemplo:
Ni H3C – C – H
OH
H
O
HH3C – C + H – H
etanal etanol
CetonasA redução de cetonas produz álcoois secundários.Exemplo:
Ni H3C – C – CH3
OHO
H
H3C – C – CH3 + H – H
propan-2-olpropanona
Reduções propriamente ditasSão reações feitas com um redutor como zinco (Zn)
ou o hidrogênio nascente. Na maioria das vezes, o redutor usado é o hidrogênio nascente [H].
FenóisUsando zinco, é possível reduzir o grupo OH dos
fenóis.Exemplo:
+ Zno ZnO +2–2+
fenol comum benzeno
OH H
Observe que o número de oxidação do zinco muda de zero para +2, logo ele se oxidou; por consequência, o fenol sofreu redução.
Ácidos carboxílicosAs reduções de ácidos carboxílicos são mais difíceis,
mas podem ser realizadas pelo hidreto de lítio e alumínio (LiAℓH4), que é um poderoso agente redutor, fornecendo hidrogênio nascente para reação de redução.
Os ácidos carboxílicos por redução produzem álco-ois primários.
Exemplo:
H3C – CH2 – OHO
OHH3C – C + 4 [H]
ácido acético etanol
NitrocompostosA redução de nitrocompostos produz aminas primá-
rias.Exemplo:
– NO2 – NH2+ 6 [H] + 2H2O
nitrobenzeno fenilamina
Aula 13
7Química 7C
NitrilasA redução de nitrilas produz aminas primárias.Exemplo:
É importante saberA redução de um composto orgânico é inversa à reação de oxidação, que permite a obtenção do composto.
Álcool 1o.
Oxidação
Redução
Aldeído Ácido carboxílico
Álcool 2o. Cetona
Oxidação
Redução
Oxidação
Redução
Testes
Assimilação13.01. (UP – PR) –
Comer cenouras é bom para olhosNão há dúvida de que a química das cenouras e a química da visão estão relacionadas. As cenouras são ricas em – caroteno que se converte em vitamina A. No fígado, a vitamina A por oxidação transforma-se em 11-cis-retinal.Na retina do olho humano, existem dois tipos de cé-lulas sensíveis à luz: os bastonetes e os cones. Cerca de três milhões de bastonetes são responsáveis pela visão com luz reduzida, enquanto centenas de mi-lhões de cones são responsáveis pela visão com a luz plena e pela percepção da cor.O 11-cis-retinal é convertido nos bastonetes do olho em rodopsina, uma substância sensível a luz.Sobre o 11-cis-retinal, assinale a alternativa correta:
12
3
6
4
5
78
910
11
12
1314
cis
CHO(11-cis-retinal)
a) O cis-retinal pertence à função química dos álcoois.b) A indicação cis-retinal sugere a existência, também, de
um isômero trans-retinal.c) O cis-retinal é um aldeído obtido pela oxidação de um
álcool secundário.d) O cis-retinal é um composto orgânico saturado.e) Na substância cis-retinal, todos os carbonos utilizam
orbitais híbridos sp3.
H3C – C N + 4 [H] H3C – C – NH2
H
Hetanonitrila etilamina
8
13.02. Escreva a fórmula e o nome dos produtos orgânicos nos processos de oxidação indicados.
a) H3C – C = C – CH3 + [O]
CH3CH3
MnO4–/H+
2,3-dimetilbut-2-eno
b) H3C – C = C – CH3 + [O]
HCH3
MnO4–/H+
2-metilbut-2-eno
c) H3C – C = C – H + [O]
HH
MnO4–/H+
propeno
d) H3C – C C – CH3 + [O] MnO4–/H+
but-2-ino
e) H3C – C = C – CH3 + [O]
HH
MnO4–/OH–
dil / frio
f ) H3C – C C – CH3 + [O] MnO4–/OH–
dil / frio
g) H3C – C C – H + [O] MnO4–/OH–
dil / frio
h) H3C – C = C – H + O3
HH
H2OZn
i) H3C – C = C – CH3 + O3
CH3CH3
H2OZn
Aula 13
9Química 7C
13.03. (UFPR) – Por oxidação parcial com K2Cr2O7 e H2SO4, um álcool forneceu como produto um composto A. Este composto foi oxidado totalmente em condições suaves e obteve-se um ácido carboxílico. Podemos afirmar que: a) o álcool era secundário e o composto A um aldeído. b) o álcool era primário e o composto A uma cetona. c) o álcool era primário e o composto A um aldeído. d) o álcool era terciário e o composto A um aldeído. e) o álcool era terciário e o composto A uma cetona.
13.04. (UPF – RS) – A redução de aldeídos e cetonas é um método utilizado para a obtenção de álcoois. Assim sendo, é correto afirmar que, ao reduzir-se:a) o propanal, obter-se-á o 2-propanol.b) a propanona, obter-se-á o propanol.c) o butanal, obter-se-á o 2-butanol.d) a 2-hexanona, obter-se-á o 3-hexanol.e) o etanal, obter-se-á o etanol.
13.05. (UENP – PR) – Os fogões a gás utilizam como com-bustível o GLP (gás liquefeito de petróleo). Esse gás é uma mistura, principalmente, de propano e butano. Sobre esse gás e o processo que ocorre ao queimá-lo é correto afirmar:a) não é uma reação química.b) é uma reação endotérmica. c) um dos produtos formados nessa reação é a água.d) apenas um dos componentes do GLP participa da reação.e) os únicos reagentes que participam dessa reação saem
do botijão de GLP.
Aperfeiçoamento13.06. (UFPR) – As plantas sintetizam a estrutura de poli--isopreno das borrachas naturais usando o pirofosfato de 3-metil-3-butenila. Muitos outros produtos naturais são derivados desse composto, incluindo os terpenos. O ses-quiterpeno farnesol é umas das substâncias mais comuns do reino vegetal e é um precursor biossintético da estrutura de esteroides.
OHFarnesol
Sobre o composto orgânico farnesol, considere as seguintes afirmativas:1. A estrutura do farnesol apresenta seis átomos de carbo-
no sp2.2. O produto de oxidação do farnesol é uma cetona.3. O farnesol é um álcool insaturado.4. O composto farnesol apresenta cadeia ramificada.5. A cadeia hidrocarbônica do farnesol apresenta três liga-
ções duplas na configuração trans.Assinale a alternativa correta.a) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras.b) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 1, 2 e 5 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.e) Somente as afirmativas 4 e 5 são verdadeiras.
10
13.07. (MAPOFEI – SP) – Um alceno de fórmula molecular C6H12, ao ser oxi-dado com solução ácida de perganato de potássio, deu origem a acetona e a ácido propanoico, em proporção equi-molecular. Qual é a fórmula estrutural do alceno?a) H3C – CH2 – CH = C – CH3
CH3b) H3C – CH = CH – CH2 – CH2 – CH3 c) H3C – C = C – CH3
CH3CH3
d) H3C – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3 e) H3C – CH = CH – CH – CH3
CH3
13.08. (UFV – MG) – Os produtos da reação abaixo são:
CH3 – C = CH2 + O3H2O, Zn
CH3
a) CH3 – CH – COOH + ZnO
CH3
b) CH3 – CH – CHO + H2O
CH3
c) CH3 – CHO + CH3CHO d) CH3 – COOCH2CH3 + ZnOe) CH3 – COCH3 + HCHO
13.09. (PUCSP) – O -caroteno é um corante antioxidante presente em diversos vegetais amarelos ou laranja, como a cenoura, por exemplo. Em nosso organis-mo, o -caroteno é um importante precursor do retinal e do retinol (vitamina A), substâncias envolvidas no metabolismo da visão.
Retinol
CH2OH
CH3
CH3H3C
Retinal (retinaldeido)
C = O
CH3
CH3H3CH
Ácido retinoico
COOH
CH3
CH3H3C
-carotenoCH3
CH3H3CH3C
H3C CH3
Sobre as reações envolvidas no metabolismo do retinol foram feitas as seguintes afirmações: I. -caroteno, retinal e retinol são classificados, respectivamente, como hidrocar-
boneto, aldeído e álcool. II. O retinol sofre oxidação ao ser transformado em retinal. III. Retinal é um isômero de função do retinol. IV. O retinal é reduzido ao se transformar em ácido retinoico.Estão corretas apenas as afirmações:a) I e II.b) II e III.c) I e IV.d) II e IV.
Aula 13
11Química 7C
13.10. (PUCPR) – Dada a reação:
H3C – CH2 – CH = C(CH3) – CH2 – CH3 + [O] KMnO4/H+
obteremos como produtos:I. propanalII. 2-butanonaIII. 4-metil-3-hexanolIV. ácido propanoicoEstão corretas as afirmações:a) I e IIId) I e II
b) I e IVe) II e IV
c) II e III
13.11. Da ozonólise do trimetil-2,4,5-heptadieno-1,4 obtém-se:a) aldeído fórmico, pentano-2,4-diona, butanona.b) ácido metanoico, dimetilcetona, metiletilcetona. c) ácido fórmico, aldeido propiônico, aldeído oxálico. d) etanal, propanal, butanal. e) metanal, propanona, pentanona-2.
13.12. (UFU – MG) – EtanaI, 2-propanona e 2-butanona são, respectivamente, produtos da oxidação com dicromato de potássio em meio ácido, numa reação controlada, dos seguintes compostos:a) etano, isopropano e isobutano.b) etanol, 2-propanol e 2-butanol.c) etanol, 1-propanol e 1-butanol.d) etanoico, propanoico e butanoico.e) etanol, 1-propanol e 2-butanol.
Aprofundamento13.13. (UP – PR) – Ácidos graxos podem ser fontes renová-veis de produtos químicos, pois várias reações são possíveis envolvendo os grupos funcionais presentes nesses com-postos. Como exemplo, podem-se citar os ácidos oleico, linoleico e linolênico, presentes em óleos vegetais na forma de triglicerídeos.
OH
OÁcido oleico
Ácido linoleico
OH
O
Ácido linolênico
OH
O
Sabendo-se que o tratamento de uma mistura dos com-postos acima com solução aquosa ácida de permanganato de potássio (KMnO4,H+) resulta em completa oxidação dos compostos, gerando uma mistura de ácidos carboxílicos, assinale a alternativa que apresenta o número de compostos diferentes obtidos na referida reação. a) 3b) 4c) 5d) 6e) 7
12
13.14. (UEPG – PR) – O composto representado por R – CHO em determinadas condições produz ácido butanoico. Sobre esta afirmação, assinale o que for correto.01) O radical R é o grupo n-propila.02) É uma reação de oxidação.04) Se R – CHO reagir com hidrogênio na presença de um
catalisador, o produto formado será um álcool.08) RCHO é um aldeído. 16) Reagente e produto são compostos carbonílicos.
13.15. (UNISINOS – RS) –
Fraudes no leiteA qualidade do leite é controlada pelos institutos de saúde pública por meio de testes específicos, que en-volvem determinação de densidade, teor de gordura, rancidez, acidez e também presença de aditivos usa-dos para conservação ou de materiais estranhos ao lei-te para esconder o seu “batismo” com água. A tabela a seguir mostra alguns materiais que já foram encon-trados no leite e sua função no “processo” de fraude:
Materiais Função
AntibióticosFormol
Ácido salicílico e salicilatosÁcido bórico e boratos
Conservar o leite, evitando a ação de micro-organismos.
Amido Disfarçar a adição de água no leite, mantendo a densidade inicial
Bicarbonato de sódio Disfarçar a acidez do leite, observa-da quando este estiver deteriorado.
As fórmulas do formol, do ácido salicílico, do ácido bórico e do bicarbonato de sódio estão, respectivamente, mostradas abaixo:
I.
H H
O
C
II. OH
OHO
III. H3BO3IV. NaHCO3
Sobre esses compostos, assinale a alternativa correta:a) a nomenclatura IUPAC para o composto I é metanol,
enquanto para o composto II é ácido 2-hidroxibenzeno carboxílico.
b) o composto II é um ácido carboxílico que, ao sofrer oxi-dação, produz um aldeído.
c) o átomo de boro presente no composto lll está com número de oxidação –3.
d) a nomenclatura IUPAC para o composto IV é hidroxi--carbonato de sódio.
e) o composto I é um aldeído, o II é um ácido carboxílico, o III é um ácido fraco, e o IV é um sal ácido.
13.16. (UEM – PR) – Assinale o que for correto.01) Soluções aquosas de dicromato de potássio e perman-
ganato de potássio, concentradas, em meio ácido e a quente, são fortes soluções redutoras.
02) A oxidação branda de um alceno forma um diol estável.04) A oxidação energética do metilpropeno forma dois áci-
dos carboxílicos.08) A acetona é um líquido a temperatura ambiente que
apresenta odor característico e é solúvel tanto em água como em solventes orgânicos.
16) A reação entre a butanona e o brometo de etil magnésio, em condições apropriadas, forma o 3-metilpentan-3-ol.
13.17. (PUCPel – RS) – Assinale a afirmação errada sobre aldeídos e cetonas.a) As cetonas, por hidrogenação, dão álcoois secundários.b) Os aldeídos, por hidrogenação, dão álcoois primários.c) Os aldeídos, por oxidação, dão ácidos carboxílicos.d) Os aldeídos são redutores.e) As cetonas são redutoras.
Aula 13
13Química 7C
13.18. (UFPR) – A retina do olho humano contém dois tipos de células especializadas: os cones e os bastonetes. Nos basto-netes acontece uma transformação química fundamental para a química da visão. Trata-se da conversão do retinol (Vitamina A) em retinal que, na sequência, sofrerá outras transformações.
Retinol (Vitamina A)
OH1511
12
Retinal
O15
1112
H
Sobre o tema, considere as seguintes afirmativas:1. O grupo funcional álcool no retinol é convertido a aldeído no retinal.2. A ligação dupla entre os carbonos 11 e 12 sofre uma reação de isomerização. 3. A molécula do retinal apresenta um grau de oxidação superior ao do retinol. 4. A molécula do retinol apresenta um centro quiral no carbono 15. Assinale a alternativa correta:a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira.b) Somente a afirmativa 3 é verdadeira. c) Somente as afirmativas 1, 2 e 3 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 1 e 4 são verdadeiras. e) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras.
Discursivos13.19. O ozônio (O3) reage com um alceno formando um composto X, que por sua vez reage com água, resultando em dois produtos orgânicos, segundo o esquema:
R – C = C – R + O3 X
R’
H
X + H2O R – CO
H+ R – C – R’ + H2O2
O
a) Escreva as fórmulas estruturais dos dois produtos orgânicos finais quando o alceno é 2-metilbut-2-eno.b) Identifique as funções orgânicas dos dois produtos finais da reação.
14
13.20. (UFPR) – Nos últimos anos, o Brasil tem investido em fontes alternativas de energia, como é o caso do biodiesel, um combustível alternativo ao óleo diesel, que pode ser produzido a partir de óleos vegetais e gorduras de origem animal. Um dos métodos de obtenção do biodiesel envolve a reação de transesterificação dos triglicerídeos, com etanol ou metanol, em presença de base. Nessa reação, o glicerol é o subproduto mais importante, pois pode ser usado na obtenção de diversos produtos químicos. Uma das rotas possíveis na transformação química do glicerol é apresentada no esquema abaixo:
OHOHHO
OHHHO
O
H
O
OH
O
NH2
O
Glicerol A B C D
Em relação ao esquema de reações acima, responda às seguintes questões:a) Escreva o nome oficial (IUPAC) do glicerol.
b) Que funções orgânicas estão presentes no composto A?
c) A transformação do glicerol no composto A é uma reação de oxidação. Como pode ser classificada a reação de transfor-mação do composto B no composto C?
Gabarito13.01. b13.02. H3C – C = O + O = C – CH3
CH3 CH3
propanona propanona
a)
H3C – C = O + O = C – CH3
CH3 OHpropanona ácido etanoico
b)
H3C – C = O + CO2 + H2O
OHácido etanoico
c)
H3C – C = O + O = C – CH3
OH OHácido etanoico ácido etanoico
d)
e)
OH OH
H3C – C – C – CH3
H Hbutano-2,3-diol
h) H3C – C = O + O = C – H
H Hetanal metanal
i) H3C – C = O + O = C – CH3
CH3 CH3propanona propanona
f ) H3C – C – C – CH3butanodiona
O O
g) H3C – C – C – OHácido pirúvico
O O
13.03. c13.04. e13.05. c13.06. d13.07. a13.08. e13.09. a13.10. e13.11. a13.12. b13.13. c13.14. 31 (01, 02, 04, 08, 16)13.15. e13.16. 26 (02, 08, 16)13.17. e13.18. c
13.19.
O
O – OH3C – C
H2O
C – CH3
CH3H
H3C – C = C – CH3 + O3
H CH3
O = C – CH3
+ H2O2
CH3
H3C – C +H
OO
O – OH3C – C C – CH3
CH3HX
X
13.20. a) Propanotriol.b) Álcool e aldeído.c) Reação de oxidação.
15Química 7C
Reações de substituição
Aula 14 7CQuímica
Em alcanosOs alcanos apresentam reação de substituição de um
átomo de H em presença de X2, a temperaturas de 250°C – 400°C ou com luz ultravioleta.
Exemplo:H3C – H + Cℓ2 luz u · v
250 – 400oC H3C – Cℓ + HCℓ
Em alcanos mais complexos acontece a substituição simultânea de dois ou mais átomos de hidrogênio.
Exemplo: reação de n-butano com cloro.Verificam-se, simultaneamente, duas reações:
300oCCH3 – CH2 – CH – CH3 + Cℓ2 HCℓ + CH3 – CH2 – CH – CH3
2-clorobutano
CH3 – CH2 – CH2 – CH2 + Cℓ2
300oCHCℓ + CH3 – CH2 – CH2 – CH2
1-clorobutano
H Cℓ
H Cℓ
Resulta uma mistura constituída de 2-clorobutano e de 1-clorobutano.
A quantidade de cada um será proporcional à se-guinte ordem de facilidade com que cada hidrogênio é substituído.
H ligado a: C3o. > C2o. > C1o.
No benzeno (e derivados)Embora os compostos aromáticos, como o benzeno,
possam sofrer reações de adição em condições mais especiais, a preferência é sempre pelas reações de substituição eletrofílica no anel aromático.
Se fizermos uma reação de substituição no benzeno, ela ocorrerá em qualquer átomo de carbono indiferen-temente.
– H + Br – Br FeBr3
– Br + HBr
Nesta reação um eletrófilo (E+) ataca o anel aromáti-co e substitui um dos hidrogênios.
clorometano
Principais reações
– H+
Cℓ – Cℓ
HNO3
H2SO4
H3C – Cℓ
– Cℓ
– NO2
– SO3H
– CH3
Halogenação
Nitração
Sulfonação
Alquilação
O C – CH3
Acilação
O
H3C – C
Cℓ
Mas, se no anel aromático houver um radical ou gru-po (OH, NO2, etc.), ele alterará a reatividade do anel e determinará a posição de outros radicais que venham a substituir os hidrogênios restantes no anel.
Efeito orientador dos grupos substituintes em compostos aromáticosOs grupos substituintes ou radicais são divididos em
duas classes:
1a. classe orto-para dirigentesSão os grupos que orientam as substituições para as
posições 2 e 4 em relação a eles.Normalmente, a orientação mais acentuada se dá
em posição para.Os principais grupamentos dessa classe são:
• Ativantes (facilitam a entrada de um segundo radi-cal):
ordem decrescente de força dirigente
– NH2; – OH; – OCH3; – R
16
• Desativantes (dificultam a entrada de um segundo radical):
ordem decrescente de força dirigente
– F; – Cℓ; – Br; – I
Note que os grupos dessa classe são geralmente saturados e não possuem ligação adicional (dativa).
Exemplos:
Nitração do tolueno • mecanismo: substituição eletrófila • grupo – CH3, orto-para dirigente
paranitrotolueno
CH3 |
|H
H+ HO – NO2
H2SO4
– NO2 + H2O
+ H2O
|NO2
ortonitrotolueno12
4
tolueno
CH3 |
CH3 |
Cloração do fenol comum • mecanismo: substituição eletrófila • grupo: – OH, orto-para dirigente
OH|
H+ Cℓ – Cℓ
– Cℓ + HCℓ
+ HCℓ
ortoclorofenol
paraclorofenol
2
4
fenol comum
OH|
OH|
|Cℓ
|H
1
Nitração do orto-cresol • mecanismo: substituição eletrófila • grupos: – OH e – CH3, orto-para dirigentes
OH|
|H
– CH3
+ HO – NO2 2-metil-6-nitrofenol2
4
H – 6
5 3
1
O2N – 261
– CH3 + H2O 21
4
2-metil-4-nitrofenol
2-metilfenol(orto-cresol)
OH|
OH|
– CH3 + H2O
|NO2
Observe que o grupo – OH foi quem orientou o grupo – NO2 para as posições orto-para. Isso já era esperado pois, pela tabela dada, o grupo – OH possui maior força dirigente que o grupo – CH3.
2a. Classe meta dirigentes (são desativantes)
São os grupamentos que orientam as substituições para a posição 3 em relação a eles.
Os principais grupos dessa classe são:
ordem decrescente de força dirigente
– NO2; – CN; – SO3H; – COOH
Se analisarmos as estruturas desses grupos, ob-servaremos que eles se apresentam geralmente com dupla ou tripla ligação ou ainda com ligação adicional (dativa).
Exemplos:
Nitração do nitrobenzeno • mecanismo: substituição eletrófila • grupo NO2, meta dirigente
NO2|
+ HO – NO2 3
1
H3
1
– NO2+ H2O
metadinitrobenzenonitrobenzeno
NO2|
Aula 14
17Química 7C
Sulfonação do nitrobenzeno
+ HO – SO3H 3
1
– SO3H+ H2O
ácido m-nitrobenzenossulfôniconitrobenzenoH
NO2|
NO2|
Nitração do ortonitrofenol • mecanismo: substituição eletrófila • grupos: – OH, orto-para dirigente
– NO2, meta dirigenteQuando isso acontece, é o grupo orto-para dirigen-
te que orienta a substituição.
– NO22
4
6
5 3
1
ortonitrofenol
HOH
H
+ HO – NO2
– NO2 + H2O
2,6-dinitrofenol
O2N – 261
– NO2 + H2O 21
4
2,4-dinitrofenol
OH
OH
NO2
Substituição nos alquilbenzenos
Halogenação do toluenoExistem dois casos:1o. caso: reação na obscuridade, a frio e na presença
de AℓCℓ3 como catalisador, por exemplo. • mecanismo: substituição eletrófila orto-para no anel
aromático
H+ Cℓ – Cℓ
– Cℓ + H – Cℓ
+ H – Cℓ
o-clorometilbenzeno
p-clorometilbenzeno
AℓCℓ3
frio, escuro
metilbenzeno(tolueno)
CH3
CH3
Cℓ
CH3
H
2o. caso: reação em presença de luz e calor. • mecanismo: substituição por radicais livres no radi-
cal alquila
+ Cℓ – Cℓ
H2C – Cℓ|
+ H – Cℓ
cloreto de benzila
luz
calor
metilbenzeno(tolueno)
CH3|
Alquilação de Friedel-Crafts
– H+ H3C – Cℓ + HCℓ
tolueno
AℓCℓ3
benzeno
– CH3
cloreto de metila
Acilação de Friedel-Crafts
– H+ H3C – C – Cℓ + HCℓ
cetona fenílica e metílica
AℓCℓ3
benzeno cloreto de etanoíla
O|| – C – CH3
O||
Substituição em ácidos e derivados
Ácidos carboxílicos
Reação com álcoois (Esterificação)Acontece a substituição nucleófila do grupo OH do
ácido por grupo – O – R do álcool. Resulta éster.
H+
+ HOH
águaácido álcool éster
OR – C
OH+ H – O – R’
OR – C
O – R'
O ácido carboxílico transforma-se em éster quando é aquecido com álcool em presença de pequena quan-tidade de H2SO4 concentrado. O processo é reversível. A reação direta é denominada esterificação; a reação inversa, hidrólise do éster.
18
Exemplo:
H+
+ HOHO
H3C – COH
H – OCH3
OH3C – C
OCH3acetato de metilaácido acético metanol
Reação com amônia (NH3)Acontece a substituição do grupo – OH do ácido por
grupo – NH2. Resulta amida.Exemplo:
+ HOHO
H3C – COH
H – NH2
OH3C – C
NH2
acetamidaácido acético
Cloretos de ácidos, anidridos e ésteresA reação característica desses derivados de ácidos
é a reação de substituição nucleófila do grupo preso à carbonila.
Grupos substituídos por reagente nucleófilo
cloreto de ácido
anidrido
éster
R – C – O – C – R
O O
R – C – O – R
O
R – C – Cℓ
O
Cloretos de ácido
HidróliseReação com a água. Resulta ácido carboxílico.Exemplo:
+ HCℓ+ HOH
ácido acéticocloreto de acetila
H3C – C – Cℓ
OO
OHH3C – C
Reação com amôniaResulta amida.Exemplo:
+ H – NH2cloreto de acetila
+ HCℓacetamida
H3C – C – Cℓ
O
H3C – C – NH2
O
Anidridos
HidróliseResulta ácido carboxílico.Exemplo:
H3C – C – O – C – CH3 + HOH
ácido acéticoanidrido acético ácido acético
O OO O
OH OHH3C – C + H3C – C
Reação com amônia (NH3)Resulta ácido carboxílico e amida.Exemplo:
O
OHH3C – C – O – C – CH3 + H – NH2
acetamidaanidrido acético ácido acético
O OO
OHH3C – C + H3C – C
Ésteres
Hidrólise ácidaÉ o inverso da esterificação do ácido. Resulta ácido
carboxílico e álcool ou (fenol).Exemplo:
O
OHH3C – C+ HOH
H+
+ HO – CH3
metanolacetato de metila ácido acético
H3C – C – O – CH3
O
Aula 14
19Química 7C
Reação com amôniaResulta amida e álcool (ou fenol).
+ H – NH2
H+
+ HO – CH3
metanolacetato de metila acetamida
H3C – C – O – CH3 H3C – C – NH2
O O
TransesterificaçãoÉ a reação de um éster com um álcool, resultando em
outro éster e outro álcool.
Exemplo:O
H3C – CO – CH3 + HO – CH2 – CH3
acetato de metila etanol
O HO – CH3 + H3C – C
O – CH2 – CH3
metanol acetato de etila
Testes
Assimilação
14.01. Dado o composto aromático genérico
G
, assi-nale a alternativa que apresenta um possível grupo G meta dirigente em reações de substituição no anel.a) OH.b) CH3.c) H.d) COOH.e) NH2.
14.02. (PUCPR) – A monocloração do nitrobenzeno produz:a) o-cloronitrobenzeno.b) m-cloronitrobenzeno.c) p-cloronitrobenzeno.d) uma mistura equimolecular de o-cloronitrobenzeno e
p-cloronitrobenzeno.e) clorobenzeno.
14.03. (UNISINOS – RS) – Flavorizantes são substâncias naturais ou sintéticas responsáveis por conferir ou acentuar o sabor e o aroma de alimentos e bebidas.O flavorizante artificial acetato de isopentila é o responsável pelo flavor (do inglês – “sabor e aroma”) da banana. Este acetato de isopentila pertence à função química e é obtido em laboratório pela reação de do ácido com o em meio ácido. As lacunas são corretamente preenchidas, respectivamente, pora) éster; esterificação; etanoico; 3-metil-1-butanol.b) sal de ácido carboxílico; neutralização: etanoico;
3-metil-1-butanol.c) anidrido de ácido; esterificação; 3-metilbutanoico; etanol.d) carboxilato; neutralização; 3-metilbutanoico; etanol.e) éster; hidrólise; etanoico; 3-metil-1-butanol.
20
14.04. (MACK – SP) – Na reação de substituição no anel
aromático da substância
A
, se A for radical
– SO3H, – NO2 ou – OH, a reação ocorrerá, respectivamente, nas posições:a) meta; orto e para; orto e para;b) meta; meta; orto e para;c) orto e para; meta; meta;d) meta; orto e para; meta;e) orto e para; orto e para; meta.
14.05. (UNICENTRO – PR) – “Equipe de cientistas cria agente eficaz na limpeza dos liquens que infestam os projetos de Aleijadinho.”
(Revista VEJA, 08.09.99)
De acordo com a matéria publicada na revista, o biocida criado tem a vantagem de matar os liquens sem estragar a pedra-sabão. Trata-se de um produto resultante da reação do butanol com um ácido orgânico. Assim, pode-se afirmar que o biocidaa) é um butanoato. b) é um éster.c) é produto de reação de adição. d) apresenta o grupo C4H7. e) é derivado de um aldeído.
Aperfeiçoamento14.06. (UEM – PR) – O esquema a seguir representa a reação de monocloração de um anel benzênico que contém um substituinte X. A esse respeito, assinale o que for correto.
X
+ Cℓ2 AℓCℓ3
PRODUTO(S)
01) Quando X = H, não ocorre reação.02) Quando X = OH, obtém-se o-clorofenol e p-clorofenol
como produtos principais.04) Quando X = COOH, o produto principal terá o cloro em
posição meta.08) Em condições iguais, a reação é mais rápida quando
X = OH do que quando X = COOH.16) O AℓCℓ3 é um ácido de Lewis, utilizando como catalisa-
dor na reação.
14.07. (UESPI) – Uma das grandes contribuições para a síntese orgânica ocorreu em 1877, no laboratório de Charles Friedel. Estes processos reacionais de acilação e alquilação de benzeno e derivados passaram a ser chamados de reações Friedel-Crafts. O mecanismo destas reações é o de uma reação de:a) adição.b) substituição nucleofílica.c) substituição eletrofílica.d) eliminação.e) desidratação.
Aula 14
21Química 7C
14.08. (UEPG – PR) – Sobre a anilina, matéria-prima utiliza-da em inúmeros corantes cuja estrutura está representada abaixo, assinale o que for correto.
NH2
01) É uma amina.02) Sofre reações de substituição orientadas por –NH2 em
orto e para.04) Apresenta a fórmula molecular C6H7N.08) Também chamada fenilamina, constitui um composto
aromático nitrogenado. 16) É derivada de NH3 pela substituição de um dos hidro-
gênios por um radical arila.
14.09. (FUVEST – SP) – O ácido adípico, empregado na fabricação do náilon, pode ser preparado por um processo químico, cujas duas últimas etapas estão representadas a seguir:
CO
H
(CH2)4
CO
OCH3
I
CO
OH
(CH2)4
CO
OCH3
II
CO
OH
(CH2)4
CO
OH
A B ácido adípico
Nas etapas I e II ocorrem, respectivamente,a) oxidação de A e hidrólise de B.b) redução de A e hidrólise de B.c) oxidação de A e redução de B.d) hidrólise de A e oxidação de B. e) redução de A e oxidação de B.
14.10. (PUCRS) – Responder a questão relacionando os compostos orgânicos da coluna A com suas propriedades e características, apresentadas na coluna B.Coluna A01) CH3COOH02) CH3COCH303) CH2 = CH204) CH3OH05) HCHOColuna B( ) Hidrocarboneto insaturado, usado na preparação de
sacos plásticos.( ) Usado na obtenção do metanal e como combustível
especial.( ) Apresenta grupo funcional carbonila e pode ser usado
como solvente.( ) Aldeído empregado na fabricação de fórmica e outros
materiais sintéticos. ( ) Reage com o etanol formando etanoato de etila, flavo-
rizante de maçã.A numeração correta da coluna B, de cima para baixo, é:a) 3 – 2 – 1 – 5 – 4. b) 3 – 4 – 2 – 5 – 1. c) 5 – 2 – 1 – 4 – 3.d) 5 – 1 – 2 – 4 – 3. e) 2 – 3 – 4 – 5 – 1.
22
14.11. (UFPR) – Um dos parâmetros que caracteriza a quali-dade de manteigas industriais é o teor de ácidos carboxílicos presentes, o qual pode ser determinado de maneira indireta, a partir da reação desses ácidos com etanol, levando aos ésteres correspondentes. Uma amostra de manteiga foi submetida a essa análise e a porcentagem dos ésteres produzidos foi quantificada, estando o resultado ilustrado no diagrama ao lado. O ácido carboxílico presente em maior quantidade na amos-tra analisada é o:
Composição de ésteres formados
a) butanoico.b) octanoico. c) decanoico.d) dodecanoico. e) hexanoico.
14.12. (UFPR) – O salicilato de metila é um produto natural amplamente utilizado como analgésico tópico para alívio de dores musculares, contusões etc. Esse composto também pode ser obtido por via sintética a partir da reação entre o ácido salicílico e metanol, conforme o esquema abaixo:
O
OH
OH Aquecimento
MeOH, H+
O
OMe
OH
Ácido salicílico Salicilato de metila
A reação esquematizada é classificada como uma reação de: a) esterificação. b) hidrólise.c) redução.d) pirólise.e) desidratação.
Aprofundamento14.13. Em relação aos “grupos” –Br e –NO2, quando ligados ao anel aromático, sabe-se que o grupo – Br é orto – para dirigente;o grupo – NO2 é meta dirigente.
Br
NO2
Assim, no composto possivelmente ocorreu:a) bromação do nitrobenzeno.b) bromação do tolueno.c) nitração do bromobenzeno.d) nitração de brometo de benzila.e) redução de 1-bromo-4-aminobenzeno.
Aula 14
23Química 7C
14.14. (UFPR) – “Na década de 80, começou o uso do “crack”, uma nova e mais barata forma de cocaína. Em 1990, o uso de “crack” se espalhou por todos os Estados Unidos, tornando-se assim um problema nacional. O usuário passa a ter atitudes violentas e antissociais. O uso prolongado pode resultar na perda de peso, na deterioração do sistema nervoso e em problemas digestivos.”
Groller Electronic Publishing, Inc. 1992.
Na reação a seguir, podemos observar as estruturas químicas presentes nos indivíduos ao consumirem cocaína ou “crack”:
OIICOCH3
H
O – C II O
H
H
cocaína
HCℓ
NaOH
Cℓ–
+
OIICOCH3
H3C N
O – C II O
H
H
“crack”
H3C – N
�⇀�↽��
Considerando as informações, é correto afirmar:01) A estrutura do composto orgânico no “crack” apresenta duas funções éster.02) Em termos da Teoria de Brönsted-Lowry, a cocaína é o ácido conjugado da base “crack”.04) A hidrólise ácida da estrutura orgânica presente no “crack” fornece como produtos o ácido benzoico, metanol e o complexo abaixo.
OIICOH
H3C
OHH
H
N
08) Pela análise das estruturas químicas presentes nos indivíduos ao consumirem cocaína ou “crack”, podemos dizer que a substância presente no “crack” é mais solúvel em água que a presente na cocaína.
16) Os únicos carbonos sp2 na estrutura orgânica da cocaína são aqueles presentes no anel aromático.
24
14.15. (UEM – PR) – Assinale o que for correto. 01) A reação entre propano e cloreto de propanoila catali-
sada por cloreto de alumínio é uma alquilação de Frie-del-Crafts e forma como produto o metilpentan-3-ona.
02) O produto da nitração do benzeno seguida de uma rea-ção com cloreto de isopropila na presença de cloreto de alumínio é o m-isopropilnitrobenzeno.
04) O grupamento –OH do fenol, por efeito de ressonância, ativa o anel aromático em reações de substituição ele-trofílica aromática.
08) O grupo metóxi é metadirigente. 16) A fenilamina reage mais lentamente com Br2/H2O
quando comparada com a reação do benzeno com Br2/H2O.
14.16. (UFPR) – A ordem dos reagentes é um fator determi-nante para se obter o produto desejado. Um exemplo disso é a reação do tolueno com os reagentes I e II, nas sequências mostradas abaixo:
CH3
A BIII
CH3
C DIII
Considerando que os reagentes na operação I são HNO3/H2SO4; e que os reagentes na operação II são KMnO4/ OH–/calor, em seguida H3O+, assinale a alternativa correta.a) Os produtos em B são ácido o-nitrobenzoico e ácido p-ni-
trobenzoico; o produto em D é o ácido m-nitrobenzoico.b) Os produtos B e D são iguais.c) Os produtos em B são ácido o-nitrobenzoico e ácido
p-nitrobenzoico; o produto em D é o m-nitrotolueno.d) Os produtos em B são o-nitrotolueno e p-nitrotolueno; o
produto em D é o m-nitrotolueno.e) O produto em B é o ácido m-nitrobenzoico; os produtos
em D são ácido o-nitrobenzoico e o ácido p-nitrobenzoico.
Aula 14
25Química 7C
14.17. (FUVEST – SP) –
H3C O
C CHCH3 OH
mestranol
Analisando a fórmula estrutural do mestranol, um anticon-cepcional, foram feitas as seguintes previsões sobre seu comportamento químico:
I. deve sofrer hidrogenação.II. pode ser esterificado, em reação com um ácido carboxí-
lico.III. deve sofrer saponificação, em presença de soda cáustica.Dessas previsões:a) apenas a I é correta.b) apenas a II é correta.c) apenas a I e a II são corretas.d) apenas a II e a III são corretas. e) a I, a II e a III são corretas.
14.18. (UEPA) – “Aditivo alimentar” é qualquer ingrediente adicionado aos alimentos, com o objetivo de modificar as características físicas, químicas, biológicas ou sensoriais do alimento. Esses aditivos alimentares são indicados nos rótu-los dos produtos, mas sem informação dos seus efeitos na saúde humana, assim não possibilitam ao consumidor mais preocupado com seu bem estar escolher alternativas mais saudáveis. Essas restrições se devem ao conhecimento dos males que alguns aditivos podem causar como, por exem-plo, os antioxidantes BHT e BHA (estruturas abaixo), que são substâncias genotóxicas e causam danos aos genes de uma célula ou de um organismo. Estudos realizados em cobaias, como camundongos e macacos, mostraram que os com-postos causam problemas hepáticos, provocam aumento do metabolismo e reduzem, desse modo, o tecido adiposo. Reduz a reserva hepática de vitamina A e é encontrado em alimentos ricos em óleos e gorduras como manteiga, carnes, cereais, bolos, biscoitos, cerveja, salgadinhos, batatas desi-dratadas, gomas de mascar. Ainda com relação ao texto “aditivos alimentares” e as estru-turas abaixo; avalie as afirmativas.
OH
Estrutura I BHT (Butil-Hidroxitolueno)
OH
OCH3
Estrutura II BHA (Butil-Hidroxianisol)
I. Partindo-se do fenol, não substituído, o grupamento hidroxi (OH) é orto e para dirigente nas reações de substituição eletrofílica.
II. O grupamento na posição para na estrutura I, chama--se etil.
III. O grupamento na posição para na estrutura II, chama--se metóxi.
IV. Partindo-se do fenol, não substituído, o grupamento na posição para na estrutura I, pode ser obtido por alquilação.
V. Partindo-se do fenol, não substituído, o grupamento na posição orto na estrutura II é um butil.
A alternativa que contém todas as afirmativas corretas é:a) I, II, III e IV.b) I, II, III e V.c) I, III, IV e V.d) II, III, IV e V.e) I, II, IV e V.
26
Gabarito14.01. d14.02. b14.03. a14.04. b14.05. b14.06. 30 (02, 04, 08, 16)14.07. c14.08. 31 (01, 02, 04, 08, 16)14.09. a14.10. b14.11. e14.12. a14.13. c14.14. 07 (01, 02, 04)14.15. 06 (02, 04)
14.16. a14.17. c14.18. c14.19.
Br
(A)
CH3
(B)
CH3 CH2 C
O
CℓCH3CH2COCℓC6H5CH3C6H5Br
(C)14.20. a) Cloreto de metila
b)
CH3
NO2
5%
c) Isomeria plana de posiçãod) Catalisador
Discursivos14.19. (UFF – RJ) – Considerando a obtenção apenas do produto monossubstituído, represente a estrutura das substâncias A, B, C das equações abaixo:
1. benzeno Br A HBrFeBr+ ⎯ →⎯⎯ +23
2. benzeno H C C B HCA C+ − ⎯ →⎯⎯ +33N NN N
3. benzeno C C H CO CH CH HCA C+ ⎯ →⎯⎯ − − − +N N N36 5 2 3
14.20. (UFPR) – Os nitrotoluenos são compostos intermediários importantes na produção de explosivos. Os mononitrotoluenos podem ser obtidos simultaneamente, a partir do benzeno, através da seguinte sequência de reações:
I. + A AℓCℓ3
CH3
II. CH3
+ HNO3 H2SO430o orto-nitrotolueno + meta-nitrotolueno + para-nitrotolueno
(62%) (5%) (33%)
a) Escreva o nome do composto A.b) Escreva a fórmula estrutural do produto minoritário da reação II.c) Identifique o tipo de isomeria plana presente nos três produtos orgânicos da reação II.d) Qual é a função do AℓCℓ3, na reação I?
1
Dispersões
01Aula
1DQuímica
DefiniçãoDispersões são misturas nas
quais uma substância está dissemi-nada sob a forma de partículas no interior de uma outra substância.Exemplo:
A dispersão de sacarose (C12H22O11) em água.
C12H22O11
H2O
A sacarose se dissemina na água sob a forma de pequenas partículas (moléculas) e recebe o nome de disperso. A água é denominada dispersante.
ClassificaçãoUm critério para classificar
as dispersões leva em conta o tamanho médio das partículas do disperso. Assim:
Dispersões
soluções coloides suspensões
1 nm 1000 nm
1 nanometro = 1 nm = 10–9 m
Exemplos: • Suspensão – água e hidróxido
de magnésio (leite de magnésia).
Ilust
raçõ
es: D
ivan
zir P
adilh
a. 2
005.
Dig
ital.
As partículas do hidróxido de magnésio (disperso) apresentam um tamanho médio superior a 1000 nm, sendo visíveis a olho nu.
Nas suspensões, as partículas do disperso são constituídas por grandes aglomerados de átomos, moléculas ou íons.
Trata-se de uma mistura hetero-gênea (mais de uma fase).
• Coloide – água e gelatina. As partículas da gelatina (disperso) apresentam um tamanho médio entre 1 e 1000 nm, sendo visíveis somente com o auxílio de um ultramicroscópio. As partículas do disperso (gelatina) são constituídas por aglomerados de moléculas.
Os coloides recebem nomes particulares, de acordo com o estado físico do disperso e do dispersante.
Disperso Dispersante Exemplo Nome
sólido líquidoenxofre
em águasol
líquido sólido geleia gel
líquido líquidoágua em
óleoemulsão
sólido gás fumaça aerossol
líquido gás neblina aerossol
Trata-se de uma mistura hetero-gênea (mais de uma fase).
• Solução – água e açúcar. As partículas do açúcar (disperso) apresentam um tamanho médio inferior a 1 nm, não sendo visíveis nem com o auxílio de um ultramicroscópio. As partículas do disperso (açúcar) são consti-tuídas por moléculas.
Trata-se de uma mistura homo-gênea (uma fase).
Dada a importância do assunto soluções, iremos a seguir estudá-lo minuciosamente.
2
Soluções
Solução é todo sistema constituído por uma mistura homogênea.
Numa solução, o disperso é chamado soluto e o dispersante, solvente. Na solução de açúcar dissolvido em água, o açúcar é o soluto e a água, o solvente. Podemos chamá-la de solução aquosa de açúcar e representá-la por C12H22O11(aq).
Observações:• Serão estudadas princi-
palmente soluções aquo-sas, ou seja, soluções nas quais o solvente é a água.
• Nas soluções, as partículas do soluto podem ser áto-mos, moléculas ou íons com tamanho médio infe-rior a 1 nm.
Classificação das soluções1o. Critério:
De acordo com o estado físico da solução
Solução sólida – liga metálica formada por ouro (75%) e cobre (25%). Também chamada de ouro 18 quilates.
Core
l Sto
ck P
hoto
s
Solução líquida – solução aquosa de sacarose.
Ilust
raçõ
es: D
ivo.
200
5. D
igita
l.
Solução gasosa – ar atmosféri-co isento de partículas sólidas.
KeyD
isc/R
icar
do A
zour
y
2o. Critério:De acordo com a natureza do
solutoSolução molecular – as par-
tículas do soluto são moléculas. Exemplo: sacarose em água.
Solução iônica – as partículas do soluto são íons.
Exemplo: cloreto de sódio em água.
3o. Critério: De acordo com a solubilidade
do solutoA solubilidade de um soluto é a
quantidade máxima do soluto que pode ser dissolvida em uma deter-minada quantidade de solvente a uma dada temperatura e pressão.
Exemplo: a solubilidade do KCℓ em água a 20°C é de 34 g do sal em 100 g de água.
Representação: 34 g de KCℓ/100 g de água.Interpretação: 34 g é a quanti-
dade máxima de KCℓ que pode ser dissolvida em 100 g de H2O a 20°C.
Assim, com base na solubilida-de, uma solução pode ser classifica-da em:
Solução saturada:
34 gKCℓ
100 g H2O a 20oC
Solução saturada
Quando a quantidade de solu- to dissolvida for igual àquela espe- cificada pela solubilidade. Uma solu- ção que contenha 34 g de KCℓ dissolvidos em 100 g de H2O a 20°C é classificada como saturada.
Solução insaturada:Quando a quantidade de soluto
dissolvida for inferior àquela es-pecificada pela solubilidade. Uma solução que contenha menos de 34 g de KCℓ dissolvidos em 100 g de H2O a 20°C é classificada como insaturada.
20 gKCℓ
100 g H2O a 20oC
Solução insaturada
Solução supersaturada:Quando a quantidade dissolvi-
da for superior àquela especificada pela solubilidade. Essas soluções são preparadas em condições espe-ciais. Acompanhe o raciocínio:
Dada a solubilidade do KCℓ:34 g KCℓ/100 g H2O a 20°C40 g KCℓ/100 g H2O a 50°C
Aula 01
3Química 1D
Sistema 1Adicionando 36 g de KCℓ em 100 g
de água a 20°C
36 gKCℓ
34 g KCℓ se dissolvem100 gH2O
2 g KCℓ não dissolvidos
adicionados
Classificação:
Solução saturada com cor-po de fundo, corpo de chão ou com precipitado.
Aquecendo esse sistema a 50°C
Sistema 1
Sistema 2
20°C
50°C
aquecimento
A 50°C, conseguimos dissol-ver 40 g do KCℓ em 100 g de água. Como estão dissolvidos apenas 36 g do sal, é uma solu-ção insaturada.
Agora que dissolvemos todo o sal é que vamos impor as condições especiais para preparar a solução supersaturada.
Sistema 2
20°C
50°C
Condições:diminuição lentada temperatura sem nenhuma agitação
Com esse procedimento con-seguimos dissolver os 36 g KCℓ em 100 g de água a 20°C; logo: uma solução supersaturada.
É importante saberSe num sistema, for simples-
mente adicionada uma quanti-dade superior à máxima, todo excesso não dissolve e obte-mos uma solução saturada com corpo de fundo.
Se estiver dissolvida uma quan-tidade superior à máxima, temos uma solução supersaturada.
As soluções supersaturadas são instáveis e por ação de agentes ex-ternos, como choques mecânicos, adição de alguma substância etc., todo excesso vai para o fundo do sistema se tornando uma solução saturada com corpo de fundo.
20°C
20°C
Solução supersaturada dissolvidos 36 g de KCℓ
Qualquer perturbação
Solução saturada com corpo de fundo
34 gdissolvidos
2 g KCℓ não dissolvidos
Agora, vamos descrever todos os passos para preparar uma solu-ção supersaturada de acordo com o esquema representado anterior-mente.
Preparo de uma solução super-saturada
Quando a quantidade de soluto dissolvida for superior àquela es-pecificada pela solubilidade. Essas soluções só podem ser preparadas em condições especiais.
Observe o exemplo a seguir, onde são fornecidas as solubilidades do KCℓ em duas temperaturas dis-tintas, a 20°C e a 50°C.
Solubilidade do KCℓ a 20°C: 34 g em 100 g de H2O.
Solubilidade do KCℓ a 50°C: 40 g em 100 g de H2O.
Vamos observar o que acontece neste tipo de solução (KCℓ em água), quando colocamos 36 g do KCℓ em 100 g de H2O a 20°C.
Como a solubilidade do KCℓ em 20°C é de 34 g em 100 g de H2O é lógico que 2 g de KCℓ vão para o fundo do frasco sem se dissolver.
A solução assim obtida é então denominada de “saturada com corpo de fundo “ou” “saturada com corpo de chão” ou “saturada com precipitado”.
O que aconteceria se aquecer-mos esta solução dos 20°C iniciais até 50°C?
Observamos experimentalmen-te que a 50°C todo o sal se dissolve nos 100 g de H2O e a solução re-sultante nesta temperatura é uma solução insaturada. Esta observação experimental é coerente com a solu-bilidade do sal fornecida a 50°C que é de 40 g em 100 g de água.
Para obtermos uma solução su-persaturada a partir desta, devemos diminuir lentamente a sua tempe-ratura e sem qualquer perturbação. Quando atingirmos 20°C observa-mos experimentalmente que todo o sal (36 g) está dissolvido nos 100 g de água. Essa solução é instável, e por ações de agentes externos tais como: agitações, choques mecâni-cos ou adição de outras substâncias, todo o excesso de sal vai para o fundo do sistema, transformando a solução supersaturada em solução saturada com corpo de fundo.
4
A solubilidade de uma subs-tância é determinada experimen-talmente em várias temperaturas (normalmente de 0°C a 100°C), obtendo assim uma tabela.
Veja o exemplo:
Temperatura (°C)
Solubilidade do KCℓ (g/100 g H2O)
0 27,610 31,020 34,030 37,040 40,050 42,660 45,570 48,380 51,190 54,0
100 56,7
Esses dados são transferidos para um gráfico, representando na abscissa a temperatura e no eixo das ordenadas a solubilidade, cons-truindo o que é denominado curva de solubilidade.
80
70
60
50
40
30
20
10
00 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
t°C
Curva de solubilidade
do KCℓ
g KCℓ
100 g H2O
3 1
2
Acompanhe:Essa curva mostra que a so-
lubilidade do KCℓ aumenta com a elevação da temperatura, mas cuidado: existem substâncias que têm sua solubilidade diminuída com o aumento da temperatura. Por isso, o correto é dizer:
Se variar a temperatura, a solubilidade muda.
Observando a curva de solubili-dade do KCℓ, temos no ponto:
1 – uma solução saturada2 – uma solução insaturada3 – uma solução supersaturadaExistem sólidos cujas curvas de
solubilidade apresentam ponto(s) de inflexão que indica(m) mudança(s) na estrutura do soluto.
Observe o gráfico:
g soluto
100 g H2O
Pontos de inflexão
Na2SO4 . 10H2O
Na2SO4 . 5H2O
Na2SO4
t°C
Curva de solubili-dade de um gás em um líquidoFinalidade: Mostra a variação
da solubilidade de um gás em um líquido em função da temperatura ou da pressão.
Exemplos:Curva de solubilidade do oxigê-
nio (O2).1o. caso: A curva a seguir mostra
que a solubilidade de O2 diminui com o aumento da temperatura do líquido.
t°C
O2
g O2
100 g H2O
Exemplo: Refrigerante quente, ao ser aberto, libera mais gás (no caso gás carbônico).
O aumento da temperatu-ra provoca uma diminuição da solubilidade dos gases em líquidos.
2o. caso: A curva abaixo mostra que o aumento da pressão provoca um aumento na solubilidade do gás em um líquido.
g O2
100 g H2O O2
Pressão (atm)
Exemplo: Ao tirar a tampa de um refrigerante (diminuição da pressão), escapa bastante gás.
O aumento da pressão pro-voca um aumento da solubili-dade dos gases em líquidos.
ConclusãoA solubilidade do gás
num líquido é favorecida pela diminuição da tem-peratura e o aumento da pressão.
Aula 01
5Química 1D
Testes
Assimilação01.01. (IFGO) – Em um hotel, o chefe de cozinha preparou uma mistura de água e sal para temperar a carne. Ele utilizou 100 g de cloreto de sódio e 36 g de água para preparar a mistura sobre a qual seguem as proposições:
I. A água é o solvente, e o sal o soluto.II. O sal é o solvente, uma vez que sua massa é maior que
a da água.III. À temperatura ambiente o sal pode ser considerado
solvente por ser um composto sólido.IV. Supondo que a quantidade de sal não seja totalmente
solubilizada no volume de água, teremos uma mistura heterogênea.
Está(ão) correta(s):a) Apenas I e IV.d) Apenas I, III e IV.
b) Apenas II e III.e) I, II e IV.
c) Apenas I e III.
01.02. (UDESC) – A tabela a seguir refere-se à solubilidade de um determinado sal nas respectivas temperaturas:
Temperatura (°C) Solubilidade do Sal(g/100 g de H2O)
30 60
50 70
Para dissolver 40 g desse sal a 50°C e 30°C, as massas de água necessárias, respectivamente, são: a) 58,20 g e 66,67 gb) 68,40 g e 57,14 gc) 57,14 g e 66,67 gd) 66,67 g e 58,20 ge) 57,14g e 68,40 g
01.03. (UESPI) – Certa substância X pode ser dissolvida em até 53 g a cada 100 mL de água (H20). As soluções formadas por essa substância, descritas a seguir, podem ser classifica-das, respectivamente, como1. 26,5 g de X em 50 mL de H2O2. 28 g de X em 100 mL de H2O3. 57,3 g de X em 150 mL de H2O4. 55 g de X em 100 mL de H2O
a) Insaturada, Insaturada, Saturada com precipitado e Saturada.b) Saturada, Saturada, Saturada com precipitado e Insaturada.c) Saturada com precipitado, Insaturada, Saturada e Saturada.d) Saturada com precipitado, Insaturada, Insaturada e Saturada.e) Saturada, Insaturada, Insaturada e Saturada com precipitado.
01.04. Dadas as curvas de solubilidade:
250
200
150
10069
0
50
0 20 40 60 80 100 t°C
g100 g H2O
KNO3
K2CrO4
NaCl
Analise as afirmações:
I. Dentre essas substâncias, aquela que conseguimos dis-solver a maior massa em 100 g H2O a 0°C é o cromato de potássio (K2CrO4).
II. Dentre essas substâncias, aquela que conseguimos dissolver a maior massa em 100 g H2O a 80°C é o nitrato de potássio (KNO3)
III. Conseguimos dissolver a mesma massa (máxima) de KNO3 e K2CrO4 em 100 g H2O a uma temperatura de aproximadamente 40°C.
IV. A solubilidade do cloreto de sódio praticamente não varia com a mudança da temperatura.
Estão corretas: a) I e II, somente.c) II e IV, somente.e) I, II, III e IV
b) I e III, somente.d) I, II e IV, somente.
6
01.05. (UFPel – RS) – Considerando o coeficiente de solu-bilidade do nitrato de potássio (KNO3) a 30°C, representado no gráfico abaixo, a solução será saturada quando tivermos
Gra
mas
de
solu
to p
ara
satu
rar 1
00g
H2O
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100Temperatura em graus Celsius
KNO3
NaNO3
NaCl
NH4Cl
Ce2(SO4)3
a) 95 g de soluto em 100 g de H2O.b) 40 g de soluto em 100 g de H2O. c) 24 g de soluto em 100 g de H2O.d) 4 g de soluto em 100 g de H2O.e) 60 g de soluto em 100 g de H2O.
Aperfeiçoamento01.06. (UNEMAT – MT) – O coeficiente de solubilidade pode ser definido como sendo a quantidade máxima de um soluto capaz de ser dissolvida por uma determinada quantidade de solvente, sob determinadas condições de temperatura e pressão.Sabendo-se, então, que o coeficiente de solubilidade do K2Cr2O7 é de 12,0 gramas em 100 mL de água à T = 20°C, que tipo de sistema será formado quando forem adicionadas 120 gramas de K2Cr2O7 em 600 mL de água à T = 20°C?a) Um sistema heterogêneo, com 48 gramas de K2Cr2O7
como precipitado (corpo de fundo).b) Um sistema homogêneo, com 48 gramas de K2Cr2O7
dissolvidas completamente. c) Uma solução insaturada. d) Um sistema heterogêneo, saturado, com volume final
igual a 820 mL.e) Um sistema homogêneo onde 120 gramas de K2Cr2O7
foram completamente dissolvidas.
01.07. Um sal utilizado em larga escala na culinária oriental com finalidade de reforçar o sabor nos alimentos é o glu-tamato monossódico monoidratado. A solubilidade dessa substância a 20°C é de 16 g/100 g de água.Desejando-se preparar uma solução saturada desse sal em 500 g de água a 20°C devemos utilizar Xg do composto.A alternativa que traz o valor correto de x é:a) 16 g b) 80 g c) 40 g d) 150 g e) 60 g
01.08. (UNIR – RO) – Adicionando diferentes tipos de sais à água é possível observar a dissolução dessas substâncias, a formação de sistemas em equilíbrio dinâmico e a preci-pitação de partículas sólidas. Analise o gráfico abaixo que representa a solubilidade de um sal em água.
30
40
20
10
604020 80 T(°C)
Coeficiente de solubilidade (g do soluto/100 g de água)
Informação: • Quando o aumento da temperatura favorece um processo
ele é endotérmico. • Quando a diminuição da temperatura favorece um pro-
cesso ele é exotérmico.A partir dos dados constantes do gráfico, pode-se afirmar:a) A dissolução do sal é exotérmica.b) A temperatura não tem influência sobre a solubilidade
do sal.c) O gráfico representa um sal que sofre modificações em
sua estrutura com a variação da temperatura.d) A dissolução do sal é endotérmica. e) A 40°C, para se obter uma solução saturada, com corpo
de fundo (partículas precipitadas), é necessário dissolver até cerca de 20 g do sal em 100 mL de água pura.
Aula 01
7Química 1D
01.09. Dadas as informações:I. No medicamento Leite de Magnésia, após agitação,
observam-se sem dificuldades partículas sólidas espa-lhadas por toda a extensão do líquido.
II. Sistemas como água + gelatina, maionese e o sangue, a olho nu, parecem misturas homogêneas, porém quando levados ao ultramicroscópio observamos partículas dis-tribuídas em toda extensão dessas misturas e, portanto, são classificados como misturas heterogêneas:
III. O soro fisiológico é preparado com a dissolução de sal e açúcar em água.
De acordo com essas informações a classificação correta das dispersões descritas em I, II e III são respectivamente:a) suspensão, solução e solução. b) coloide, suspensão e solução.c) suspensão, coloide e solução.d) solução, coloide e suspensão.e) solução, coloide, solução.
01.10. (UNIOESTE – PR) – Abaixo é mostrado um gráfico de solubilidade de diferentes substâncias em água.
60
80
40
20
604020 80 t(°C)100
100
00
CaCℓ2 NaNO2
KCℓ2
KCℓO3
NaCℓ
C (g
/100
ml)
Observando atentamente o gráfico, assinale a opção que apresenta a afirmativa INCORRETA.a) O nitrito de sódio (NaNO2) é o mais solúvel a 0°C. b) A solubilidade do NaCℓ varia pouco com o aumento da
temperatura.c) Em torno de 37°C o cloreto de potássio (KCℓ) e cloreto de
sódio possuem a mesma solubilidade.d) Adicionando-se 100 g de clorato de potássio (KCℓO3) a
100 mL de água a 100°C restarão cerca de 50 g do sal sem se dissolver.
e) Adicionando-se 100 g de cloreto de cálcio (CaCℓ2) a 100 mL de água a 10°C restarão cerca de 70 g do sal sem se dissolver.
01.11. (FSM – SP) – A cafeína é muito utilizada por atletas, mas existe preocupação com o abuso do seu consumo. Recentemente, alguns estudos mostraram que os efeitos da cafeína na melhora da tolerância ao exercício prolongado devem-se ao aumento da mobi-lização da gordura durante o exercício, preservando os estoques de glicogênio muscular.
(www.globo.com. Adaptado.)
N
NN
NH3C
O
O CH3
CH3
Cafeína
O gráfico representa a curva de solubilidade da cafeína em água.
temperatura (°C)
solu
bilid
ade
(g c
afeí
na/1
00 m
L H
2O) 80
70
60
50
40
30
20
10
020 40 60 80 100 120
Quando uma solução saturada de cafeína contendo 200 mL de água é resfriada de 100°C para 80°C, a quantidade máxima de cafeína cristalizada, em gramas, será igual a a) 110.b) 70.c) 35.d) 55.e) 15.
8
01.12. (UnB – DF) – Analise o gráfico abaixo. Julgue os itens seguintes, decidindo se são verdadeiros ou falsos.
a) A substância mais solúvel em água a 10°C é KNO3. b) A substância que apresenta menor variação da solubili-
dade entre 30°C e 80°C é o cloreto de sódio. c) A solubilidade de qualquer sólido aumenta com a eleva-
ção da temperatura da solução. d) A mistura de 20 g de NH4Cℓ com 100 g de água a 50°C
resultará em uma solução insaturada. e) Uma solução preparada com 80 g de KNO3 em 100 g de
água, a 40°C, apresentará sólido no fundo do recipiente.
Aprofundamento01.13. (UEPG – PR) – O quadro abaixo contém dados sobre a solubilidade da glicose em água. Diante desta situação, assinale o que for correto.
Temperatura (°C) Solubilidade da glicose em 100 g de água
25 91 g
30 125 g
50 244 g
70 357 g
90 556 g
01) Adicionando-se 200 g de água a 1 kg de glicose e aquecendo-se a mistura a 90°C, o sistema constituirá uma solução saturada.
02) Uma solução formada por 20 g de água e 20 g de gli-cose, aquecida a 50°C, estará insaturada.
04) Se uma mistura formada por 100 g de glicose e 50 g de água for aquecida a 50°C, e resfriada lentamente até a temperatura de 30°C, todo o soluto poderá manter-se em solução por algum tempo, formando uma solução supersaturada.
08) Se uma solução preparada com 20 g de água e 50 g de glicose for adicionada a outra solução preparada com 130 g de água e 130 g de glicose, à temperatura de 30°C, a nova solução estará insaturada.
16) Adicionando-se 100 g de glicose a 100 g de água à tem-peratura de 25°C, tem -se uma solução saturada e ocorre formação de precipitado no fundo do recipiente.
Aula 01
9Química 1D
01.14. (UFPB) – Se 64 g de solução saturada de KCℓ, após evaporação completa de água, produziram um resíduo sólido que pesou 24 g. A massa, em gramas, do sal KCℓ necessária para saturar 100 g de água, à mesma temperatura, é: a) 166,6 gc) 60 ge) 160 g
b) 16 gd) 6 g
01.15. Analise as seguintes afirmações:I. Água e óleo não se misturam.II. Soluções saturadas e supersaturadas podem apresentar
corpo de fundo.III. Variando a temperatura, uma solução inicialmente
saturada, pode passar a uma solução insaturada ou supersaturada.
Estão corretas: a) todas. b) I e II apenas. c) I e III apenas. d) II e III apenas.e) III apenas.
01.16. (UFSC) – O gráfico abaixo mostra a variação nas con-centrações de soluções saturadas de dois sais em água, Li2S04 (reta descendente) e NH4Cℓ (reta ascendente), individual-mente, em função da variação na temperatura da solução. A concentração é expressa em termos de percentual massa/massa, ou seja, a massa do sal dissolvido em 100 g da solução.
Temperatura °C
20 60 8040 10000,00
20222426283032343638404244
Conc
entr
ação
da
solu
ção
satu
rada
(% m
/m)
Com base nos dados do gráfico acima, é CORRETO afirmar que01) o sulfato de lítio é menos solúvel que o cloreto de amô-
nio.02) em água a 30°C, é possível dissolver uma massa maior
de cloreto de amônio do que de sulfato de lítio.04) o gráfico sugere que a dissolução do sulfato de lítio
constitui um processo exotérmico, ao passo que a dis-solução do cloreto de amônio tem caráter endotérmi-co.
08) em água a 50°C, é possível dissolver 30 g de sulfato de lítio, mas não é possível dissolver completamente 30 g de cloreto de amônio.
10
01.17. (PUCSP) – Em 10 tubos de ensaio, cada um contendo 5,0 cm3 de água a 40°C, são colocadas as seguintes massas de um sólido desconhecido: 0,5 g no primeiro, 1,0 g no segundo, 1,5 g no terceiro e assim por diante, até 5,0 g no décimo tubo. Em seguida os tubos são agitados e observa-se que todo o sólido se dissolveu nos seis primeiros tubos, e que há aumento da quantidade de sólido que não se dissolve nos tubos restantes.
Entre os sais considerados na curva de solubilidade em função da temperatura, o(s) sólido(s) desconhecido(s) pode(m) ser a) apenas o KNO3. b) apenas o NaCℓ. c) apenas o NaNO3. d) apenas o KNO3 e o NaNO3.e) nenhum dos três sais.
01.18. (UEFS – BA) –
Coefi
cien
te d
e so
lubi
lidad
e (m
assa
em
gra
mas
/100
,0g
de á
gua)
Temperatura (°C)
20 40 8060
100
120
20
40
80
60
140
CaCℓ 26H 2
O
CaCℓ 24H 2
OCaCℓ 2
2H 2O
As curvas de solubilidade são gráficos que representam a variação dos coeficientes de solubilidade de substâncias em função de temperatura. Esses gráficos têm grande impor-tância no estudo das soluções de sólidos em líquidos, em razão de a temperatura ser o único fator físico perceptivo, na solubilidade. O gráfico mostra a variação de solubilidade do cloreto de cálcio hexaidratado, CaCℓ2 ∙ 6 H2O, em função da temperaturaDados as massas molares (g/mol): Ca = 40; Cℓ = 35,5; H = 1; O = 16.Tendo em vista essas considerações, é correto afirmar:a) A dissolução em água do CaCℓ2 ∙ 6 H2O ocorre com
liberação de calor.b) A 0°C, a solução contém, no máximo, 0,20 mol de
CaCℓ2 ∙ 6 H2O dissolvidos em 100,0 g de água.c) O reticulo cristalino do CaCℓ2 ∙ 6 H2O se mantém intacto
durante o processo de aquecimento até 70°C.d) O coeficiente de solubilidade do CaCℓ2 ∙ 6 H2O, em água,
permanece o mesmo até a primeira inflexão da curva.e) O resfriamento de uma solução de CaCℓ2 ∙ 4 H2O, de 40°C
até 20°C, ocorre com modificações na estrutura do soluto.
Aula 01
11Química 1D
Discursivos01.19. (UFBA) – Uma amostra de material sólido, de massa igual a 51,02 g e contendo 98% de KCℓ, é dissolvida em 100 g de água a 80°C e, em seguida, a solução resultante é colocada em repouso para que resfrie lentamente. Nessas condições, admite-se que as impurezas são completamente solúveis e as perdas por evaporação da água são des-prezíveis.
20 40 60 800 100Temperatura (°C)
30
40
45
50
35
25
55
Considerando o gráfico, que representa a solubilidade do KCℓ em água em função da temperatura, determine a que tempe-ratura se deve resfriar a solução para que 40% do KCℓ cristalizem e classifique as soluções quanto à proporção entre soluto e solvente, antes e depois do resfriamento.
01.20. Dada a tabela com a solubilidade de um composto hipotético:
t°C Solubilidade (g X/100 g H2O)
30 40
50 70
Partindo de 3,4 kg de solução saturada de X a 50°C e resfriando, sob agitação, a 30°C, determine: a) a massa de X que permanece em solução.
b) a massa de X que cristaliza.
12
Gabarito01.01. a01.02. c
60 g sal —— 100 g H2O
40 g sal —— X
A 30°C
X = 66,67 g
70 g sal —— 100 g H2O
40 g sal —— Y
A 50°C
Y = 57,14 g01.03. c01.04. e01.05. b01.06. a01.07. b01.08. d01.09. c
01.10. e01.11. a01.12. F – V – F – V – V01.13. 30 (02, 04, 08, 16)01.14. c01.15. d01.16. 06 (02, 04)01.17. a01.18. e01.19. Se 20 g KCℓ cristaliza, ficam dissolvidos 30 g de KCℓ em 100 g de
H2O. De acordo com o gráfico, a temperatura deve chegar a 20°C. A solução inicial é saturada e a final é saturada com corpo de fundo.
01.20. a) 800 g b) 600 g
13Química 1D
Unidade de concentração – concen-tração comum, densidade e título
1DQuímica
Aula 02
Cada solução, após seu preparo, é rotulada. No rótulo, devem cons-tar o soluto, o solvente e a propor-ção existente entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente ou de solução. São as chamadas concentrações.
A seguir, vamos ver como são calculadas.
Título em massa ( m)É a concentração que determina
a porcentagem em massa do soluto na solução.
Exemplo:O preparo da solução em um
laboratório de Química:Uma solução aquosa de NaCℓ
foi preparada, adicionando-se 90 g do sal em 910 g de água.
A linguagem química utilizada para representar a solução:
A solução preparada apresenta 90 g de soluto dissolvidos em 1 000 g de solução.
90 gNaCℓ
(soluto)1
910 gH2O
(solvente)2
1 000 g de solução
1 000 g 100% 90 g σm
σm = 9%
Também podemos determinar o título em massa por meio de uma fórmula:
σm = m1
m
sendo:σm = título em massam1 = massa do soluto expressa
em gramasm = (m1 + m2) = massa da solu-ção expressa em gramas
σm = 90 g
1 000 g = 0,09 = 9%
O rótulo:
NaCℓ(aq)
m = 9%
Interpretação: Nessa solução o NaCℓ (soluto) participa com 9% da massa.
Título em volume ( v)Determina a porcentagem em
volume de cada substância na solução.
Exemplo:O preparo da solução em um
laboratório de Química:Adicionaram-se 40 mL de água
pura a 960 mL de álcool puro, pro-duzindo uma solução de volume igual a 1 000 mL.
960 mLálcool
(etanol)
40 mL
H2O
1 000 mL de solução
Obs.: Desconsiderando qualquer variação volumétrica.
Cálculo da % em volume (σv) de álcool na solução:
1 000 mL 100% 960 mL σv
σv = 96%
Esse cálculo também pode ser feito pela fórmula:
σv = Válcool
V
sendo:σv = Título em volumeVálcool = Volume de álcoolV = (V1 + V2) = Volume da solução
Substituíndo os valores:
σv = 960 mL
1 000 mL = 0,96 = 96%
O rótulo
Etanol hidratado
σv = 96%
Interpretação: 96% do volume dessa solução é de etanol.
U
14
Porcentagem massa/volume (% m/v)Indica a massa em gramas do
soluto em 100 mL de solução.Exemplo:
Vinagreácido acético
4% m/v
Interpretação: Há 4 g de ácido acético em 100 mL de vinagre.
Concentração comum, simples, g/L ou g . L–1(c)Indica a massa do soluto em
1,0 L de solução.Exemplo:O preparo da solução em um
laboratório de Química:80 g de NaOH (soluto) são adi-
cionados a um balão volumétrico de capacidade igual a 0,5 L. Em seguida, com agitação, adiciona-se água (solvente) até que o volume da solução atinja a marca de 0,5 L.
80 g NaOH 0,5 L de solução x g NaOH 1,0 L de solução
x = 160 g/L ou 160 g . L– 1
Cálculo pela fórmula:
C = m1
V
sendo:
C = concentração comum expres-sa em g/L
m1 = massa do soluto expressa em gramas
V = volume da solução expresso em litros
C = 80 g0,5 L = 160 g/L (160 g . L– 1)
O rótulo
NaOH(aq)
C = 160 g/L
Interpretação: Em cada litro dessa solução estão dissolvidos 160 g de NaOH.
Densidade da solução (d)
Para soluções líquidas
Determina quantos gramas de solução há em cada mililitro (mL) da mistura homogênea.
Exemplo:O preparo da solução em um
laboratório de Química:Adicionou-se a um balão
volumétrico de capacidade igual a 1,0 L, 184 g (100 mL) de H2SO4. Em seguida, adicionou-se água suficiente (900 g ou 900 mL) para completar 1,0 L de solução. A massa total da solução preparada (soluto + solvente) foi de 1 084 g.
1,0 L
(1000 mL)
1084 g de solução – 1000 mL de solução x 1 mL de solução
x = 1,084 g
d = 1,084 g/mL
Cálculo por meio da fórmula:
d = mV
sendo:d = densidade expressa em g/mL (g . mL– 1) ou g/cm3 (g . cm– 3)m = (m1 + m2) = massa da solução
expressa em gramasv = volume da solução expresso
em mililitros ou cm3
d = 1 084 g
1 000 mL = 1,084 g/mL
O rótulo:
H2SO4(aq)
d = 1,084 g/mL
Interpretação: Em cada mililitro dessa solução, temos uma massa total (H2SO4 + H2O) de 1,084 g.
Aula 02
15Química 1D
Concentração molar, molaridade, concentra-ção mol/L ou concen-tração em quantidade de matéria ( ou [ ])A concentração molar determina o número de mols
do soluto em 1,0 L de solução.Acompanhe o exemplo:
80 g de NaOH (soluto) são dissolvidos em água suficiente para obter 500 mL de solução.
Div
anzi
r Pad
ilha.
200
8. D
igita
l.
80 gNaOH
H2O
500 mL = 0,5 L
500 mL
Massa molar (M) do NaOH = 40 g/mol
1 mol NaOH 40 g x 80 g
x = 2,0 mol
2 mol NaOH 0,5 L de solução y 1,0 L de solução
y = 4,0 mol/L
Interpretação:Em 1,0 L dessa solução estão dissolvidos 4,0 mols do
NaOH.– Cálculo pela fórmula:
[ ] = = n
V L1
( ) Nº. de mols do soluto
Volume da solução em litros
Mas:
n1 = mM
1
1
Massa do soluto
Massa molar do soluto
Substituindo:
[ ] = = mM V L
1
1 ⋅ ( )
Voltando ao exemplo:m1 = 80 gM1 = 40 g/molV = 0,5 L
[ ] = = 80
40 0 5 g
g mol L/ ,. = 4,0 mol/L
Observação:A unidade mol/L também pode ser repre-
sentada pela palavra molar ou pela letra M (maiúscula), assim:
4 molL
= 4 mol ∙ L–1 = 4 molar = 4 M
16
Testes
Assimilação02.01. (PUCCAMP – SP) – Metais pesados como a prata e o mercúrio podem estar presentes em ligas de uso comum, como no amálgama dentário. Uma dessas ligas comerciais possui a seguinte composição:
mercúrio prata estanho cobre
Porcentagem em massa 0,5 70,0 17,5 12,0
Assim, para preparar 0,5 g dessa amálgama, é necessária uma quantidade de prata, em gramas, correspondente a, aproximadamente,a) 0,15 b) 0,35 c) 0,45 d) 0,58 e) 0,77
02.02. (PUCCAMP – SP) – Nutrientes para a pele, como as vitaminas A e E, ajudam a reduzir os danos causados pelos ra-dicais livres, graças às suas fortes propriedades antioxidantes. A dose diária de vitamina C recomendada para satisfazer as necessidades do corpo é de 100 mg. Assim, ao dissolver essa quantidade de vitamina C em meio copo-d’água (cerca de 100 mL), obtém-se uma solução de vitamina C de concen-tração, em g/L, de, aproximadamente,a) 0,1 b) 0,2 c) 0,5 d) 0,8 e) 1,0
02.03. (UNIFICADO – RJ) – Aciclovir é um antiviral indicado no tratamento do vírus do herpes humano, incluindo o vírus do herpes simplex, tipos 1 e 2, e o vírus Varicella zoster.Há, no mercado, comprimidos de aciclovir de 200 mg, 400 mg e 800 mg. Há também a forma em xarope, com apresentação de 200 mg/5 mL.
H2N N
ON
NO OH
HN
A massa molar do aciclovir é 225 g/mol.Portanto, a concentração em quantidade de matéria do aciclovir no xarope é, em mol ∙ L–1: a) 0,18c) 0,58e) 0,98
b) 0,28d) 0,88
02.04. (UNIVAG – MT) – Devido à sua propriedade ger-micida, o permanganato de potássio (KMnO4) pode ser empregado no tratamento de feridas. A massa necessária desse germicida para preparar 2,5 L de solução 0,02 mol/L é, em gramas, igual a: Dado: massa molar do KMnO4 = 158 g ∙ mol–1
a) 1,3c) 22,4e) 7,9
b) 9,2 d) 39,5
Aula 02
17Química 1D
02.05. (UEPA) – Testes com a utilização de cebolas têm sido recomendados por agências internacionais de proteção ambiental para verificação do nível de toxicidade de misturas complexas como resíduos de uma indústria, pois a cebola é sensível mesmo em concentrações consideradas aceitáveis aos padrões da Organização Mundial da Saúde (OMS). Um estudo realizado, em águas, mostrou que uma concentração de 0,03 mg ∙ L–1 de cobre (Cu) dissolvido provoca uma inibi-ção de 40% no crescimento das raízes de cebolas. Para o experimento da toxidade de metal frente a um organismo (a cebola) o pesquisador preparou 100 mL de uma solução de sulfato de cobre (CuSO4 ∙ 5H2O) para obter a concentração de 0,1 mol ∙ L–1 (desprezar as possíveis diluições). Assim, a massa utilizada no preparo desta é:Dados: (Cu = 63,0; S = 32; O = 16 e H = 1 g ∙ mol–1)a) 2 490 mgc) 240 mge) 480 mg
b) 24 900 mgd) 4 980 mg
Aperfeiçoamento02.06. (ACAFE – SC) – O texto abaixo está presente na legislação que institui o Código de Trânsito Brasileiro – CTB.
“[ ...] Conduzir veículo automotor, na via pública, estando com concentração de álcool por litro de sangue igual ou superior a 6 (seis) decigramas, ou sob a influência de qualquer outra substância psicoativa que determine dependência: Penas – detenção, de seis meses a três anos, multa e suspensão ou proibição de se obter a permissão ou a habilitação para dirigir veículo automotor. [...]”
Um condutor automotivo parado em uma operação policial, após ser submetido a análises técnicas, apresentou uma concentração de 21 decigramas de álcool por litro de sangue.Com base no texto acima e nos conceitos químicos, analise as afirmações a seguir.
I. A concentração de álcool no sangue desse condutor é de 2,1 μg/μL.
II. O condutor deverá ser penalizado segundo a legislação do CTB.
III. Caso o condutor possua em seu organismo um volume de sangue igual a 5,0 L, a quantidade de álcool presente em seu corpo é de 10,5 g.
Assinale a alternativa correta a) Apenas I, II e III estão corretas.b) Apenas II e III estão corretas.c) Apenas a afirmação III está correta.d) Todas as afirmações estão incorretas.
18
02.07. (UFOP – MG) – Durante uma festa, um convidado ingeriu 5 copos de cerveja e 3 doses de uísque. A cerveja contém 5% v/v de etanol e cada copo tem um volume de 0,3 L; o uísque contém 40% v/v de etanol e cada dose cor-responde a 30 mL. O volume total de etanol ingerido pelo convidado durante a festa foi de: a) 111 mL b) 1,11 L c) 15,9 mL d) 1,59 L
02.08. (UERN) – Uma determinada solução apresenta 25% em massa de CuSO4 e possui 100 gramas de soluto. Qual é a massa, em gramas, de água nessa solução?a) 4. b) 96. c) 300. d) 400.
02.09. (ESCS – DF) – O ácido acetilsalicílico é pouco so-lúvel em água e, por isso, é comercializado na forma de comprimido. Considere que a massa molar e a solubilidade do ácido acetilsalicílico sejam iguais a 180 g/mol e 0,225 g em 100 mL de água, respectivamente. Desprezando-se a variação de volume decorrente da adição do ácido em água, uma solução aquosa saturada de ácido acetilsalicílico apresenta concentração de ácido dissolvido igual aa) 1,25 x 10–2 mol/Lc) 1,25 g/Le) 1,47 g ∙ L–1
b) 2,25 x 10–2 mol/Ld) 2,35 ∙ 10–4 mol/L
02.10. (PUCCAMP – SP) – Uma receita de pão tem os se-guintes ingredientes:1 kg de farinha de trigo10 g de açúcar (sacarose) 30 mL de óleo750 mL de água 15 g de fermento biológicoConsiderando a dissolução do açúcar na água, a concentração, em mol/L, da solução resultante é de, aproximadamente, Dado: Massa molar (g/mol)
Sacarose = 342a) 0,03.c) 0,05.e) 0,01.
b) 0,02.d) 0,04.
Aula 02
19Química 1D
02.11. (UERJ) – Uma das consequências do acidente nuclear ocorrido no Japão em março de 2011 foi o vazamento de isótopos radioativos que podem aumentar a incidência de certos tumores glandulares. Para minimizar essa probabi-lidade, foram prescritas pastilhas de iodeto de potássio à população mais atingida pela radiação.Suponha que, em alguns dos locais atingidos pela radiação, as pastilhas disponíveis continham, cada urna, 5 x 10–4 mol de iodeto de potássio, sendo a dose prescrita por pessoa de 33,2 mg por dia. Em razão disso, cada pastilha teve de ser dissolvida em água, formando 1 L de solução. O volume da solução preparada que cada pessoa deve beber para ingerir a dose diária prescrita de iodeto de potássio corresponde, em mililitros, a:Dado: massa molar de iodeto de potássio (KI) = 166 g ∙ mol–1
a) 200c) 600
b) 400d) 800
02.12. (FSM – SP) – Considere as seguintes informações sobre o antibiótico eritromicina.
Fórmula estrutural da eritromicina
O
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
OO
O
O
O
CH3
CH3
CH3
H3C
H3C
HO
HO OH
OH
OCH3
HO
N
Dados sobre a eritromicina
fórmula molecular C37H67NO13
massa molar 733 g/mol
solubilidade em água temperatura ambiente Aproximadamente 2 mg/L
A concentração em mol/L de uma solução aquosa saturada de eritromicina é, aproximadamente:a) 3 x 10–2.d) 2 x 10–2.
b) 3 x 10–6.e) 1 x 10–3.
c) 1 x 10–1.
20
Aprofundamento02.13. (PUCCAMP – SP) – Nossa dieta é bastante equili-brada em termos de proteínas, carboidratos e gorduras, mas deixa a desejar em micronutrientes e vitaminas. “O brasileiro consome 400 miligramas de cálcio por dia, quando a recomendação internacional é de 1 200 miligramas, “(..). É um problema cultural, mais do que socioeconômico, já que os mais abastados, das classes A e B, ingerem cerca da metade de cálcio que deveriam.
(Revista Pesquisa Fapesp, junho de 2010, p. 56)
Ao tomar um copo de leite (200 mL), uma pessoa ingere 240 miligramas de cálcio. Para ingerir a quantidade diária recomendada desse elemento somente pelo leite, ela deve consumir, em L,a) 1,0 b) 1,5 c) 2,0 d) 2,3 e) 2,5
02.14. (UNIFOR – CE) – A dipirona é a droga anti-inflama-tória com indicação analgésica e antipirética mais utilizada no Brasil, comercializada principalmente na forma sódica em diferentes formulações farmacêuticas (solução oral, injetável, comprimidos e supositórios). Em algumas situa-ções, a recomendação de uso é de 10 mg por quilo de peso corporal (10 mg/kg). Marque a opção que indica o volume de uma solução oral de dipirona a 50% (m/v) que deve ser usada para atender à indicação solicitada para um peso corporal de 30 kg. a) 0,6 mL b) 1,0 mL c) 1,6 mL d) 2,5 mL e) 3,0 mL
Obs.: % mv
⎛⎝⎜
⎞⎠⎟ indica a massa do soluto em 100 mL de solu-
ção. Portanto 50% (m/v) determina que há 50 g de dipirona em 100 mL de solução(medicamento).
02.15. (UEPG – PR) – Com relação às soluções descritas abaixo e suas concentrações, assinale o que for correto.01) Uma solução aquosa de NaCℓ, que apresenta 12,5%
em massa, significa que, para 100 g de solução, tem-se 12,5 g do soluto para 100 g do solvente.
02) 200 g de uma solução aquosa de KNO3 30,5% em massa contêm 61 g de soluto KNO3 para 139 g de H2O.
04) Para preparar 1 L de uma solução aquosa de NaCℓ a 0,9%, dispondo de H2O destilada (d = 1,0 g/mL), uma proveta e uma balança, deve-se pesar 0,9 g de NaCℓ puro e adicionar 991 mL de H2O.
08) O uísque apresenta teor alcoólico de 43% em volu-me, o vinho do porto 13,5% em volume e o conhaque 40% em volume, tomados em doses iguais dentre as três bebidas a que embriagaria primeiro uma pessoa seria o uísque, pois apresenta uma maior quantidade de álcool.
Aula 02
21Química 1D
02.16. (UNIMONTES – MG) – No tratamento de água, a co-agulação seguida de floculação tem por objetivo aumentar a quantidade de material suspenso, facilitando a remoção através da sedimentação. O sulfato de alumínio é um dos co-agulantes mais utilizados para essa finalidade. A remoção de óleos e graxas (O&G), cor e turbidez no tratamento de água residual de uma indústria, utilizando o sulfato de alumínio, está representada a seguir: Dados: Aℓ2(SO4)3 = 342 g/mol
15 30 45 60 90 120
Cor
Turbidez
O & G
908070605040302010
0
Concentração de coagulante (g/L)
Rem
oção
%
Tendo em vista a análise do gráfico, assinale a alternativa CORRETA.a) O aumento de coagulante é inversamente proporcional
à intensidade de turbidez em todo o processo.b) Utilizando-se 0,05 mol/L de sulfato de alumínio são
removidos mais de 80% de óleos e graxas.c) A cor é o parâmetro mais estável durante o processo de
adição de sulfato de alumínio no tratamento.d) Entre 45 e 90 g/L de sulfato de alumínio, obtêm-se os
melhores resultados na remoção de poluentes.
02.17. (FPS – PE) – O carbonato de sódio, Na2CO3, é um composto sólido, de cor branca, também conhecido como soda ou barrilha que pode ser utilizado na produção de vidro, na fabricação de sabões, detergentes, corantes, papéis, etc. Se 21,2 g de Na2CO3 forem dissolvidos em água suficiente para dar 1 000 mL de solução, quais serão as concentrações, em mol L–1, de Na2CO3 e dos íons sódio e carbonato em solução, respectivamente? Considere as seguintes massas atômicas molares (g/mol–1): Na = 23; O = 16; H = 1 e C = 12. a) 0,20; 0,40; 0,20b) 0,40; 0,20; 0,20c) 0,25; 0,125; 0,125d) 0,25; 0,25; 0,25e) 0,35; 0,35; 0,175
22
02.18. (PUCGO) – O processo de curtimento do couro, um subproduto da indústria pecuária, é considerado um dos maiores vilões contra a preservação ambiental, devido à utilização de grandes quantidades de água e produtos químicos potencialmente nocivos ao meio ambiente, como os sais de cromo, em especial o sulfato monohidroxi de cromo III, cuja fórmula é Cr(OH)SO4. Para se ter uma ideia acerca da toxicidade do cromo, a Resolução nº. 357/2005 do Conselho Nacional do Meio Ambiente (Conama), estabelece que as concentrações máximas de cromo que podem ser lançadas direta ou indiretamente em corpos de água são de 0,5 mg ∙ L–1
para o cromo trivalente (Cr III) e 0,05 mg ∙ L–1 para o cromo hexavalente (Cr VI).Considerando-se que foram lançados, após tratamento, 5 mil litros de solução contendo 82,5 gramas de sulfato monohidroxi de cromo III, assinale a alternativa correta: a) O resíduo lançado apresenta um teor de Cr III bem abaixo daquele prescrito na Resolução do Conama, correspondente a
aproximadamente 0,0165 mg de Cr III por litro de efluente. b) O resíduo lançado apresenta um teor de Cr III dentro da faixa permitida pela resolução, aproximadamente igual a
0,5 mg de Cr III por litro de efluente. c) O resíduo lançado apresenta um teor de Cr III acima daquele prescrito na Resolução do Conama, correspondente a apro-
ximadamente 5,2 mg de Cr III por litro de efluente.d) O resíduo lançado não apresenta Cr III em sua composição, uma vez que o hidróxido de cromo é um produto insolúvel.
Aula 02
23Química 1D
Discursivos02.19. (UNESP – SP) – Em um laboratório didático, um aluno montou pilhas elétricas usando placas metálicas de zinco e cobre, separadas com pedaços de papel-toalha, como mostra a figura.
placa de cobrepedaço de papel-tolha
placa de zinco
Utilizando três pilhas ligadas em série, o aluno montou o circuito elétrico esquematizado, a fim de produzir corrente elétrica a partir de reações químicas e acender uma lâmpada.
lâmpada “pingo d’água de 1,5 V
fio metálico
conjunto com 3 pilhas ligadas em série
Com o conjunto e os contatos devidamente fixados, o aluno adicionou uma solução de sulfato de cobre (CuSO4) aos pedaços de papel-toalha de modo a umedecê-los e, instantaneamente, houve o acendimento da lâmpada.Sabe-se que o aluno preparou 400 mL de solução de sulfato de cobre com concentração igual a 1,00 mol ∙ L–1. Utilizando os dados da Classificação Periódica, calcule a massa necessária de sal utilizada no preparo de tal solução.
24
02.20. Na seção de temperos, um produto chamado sal light chamou a atenção dos alunos. O professor explicou que esse sal contém uma quantidade maior de potássio do que o sal de cozinha comum. Um aluno dirigiu-se ao professor, comentando que, como o soro caseiro, que é uma solução de açúcar e sal de cozinha, apresenta uma deficiência de potássio, talvez fosse interessante preparar esse soro empregando esse sal light em vez do sal de cozinha comum. Diante dessa manifestação, o professor apresentou ao grupo de alunos as informações abaixo, obtidas nos rótulos de uma marca de sal light e de envelopes de sais contra a desidratação (envelopes geralmente fornecidos pelas secretarias de saúde).
Sal light
Composição Quantidade em 1 g (mg)
Na+ 198
K+ 242
Envelopes de sais
Composição Quantidade (g)
NaCℓ 3,5
Citrato de sódio 2,9
KCℓ 1,5
Glicose anidra 20
Propôs então ao grupo que efetuasse o cálculo da quantidade aproximada de sal light que deveria ser utilizada para preparar 1 (um) L de uma solução que tenha a mesma concentração de potássio de uma solução de igual volume preparada com o envelope de sais.Calcule a massa de sal light.Dado: K = 39 g/mol; Cℓ = 35,5 g/mol
Aula 02
25Química 1D
Gabarito02.01. b02.02. e02.03. a02.04. e02.05. a02.06. a02.07. a02.08. c02.09. a02.10. d02.11. b02.12. b02.13. a02.14. a02.15. 10 (02, 08)02.16. d02.17. a02.18. c
Cuidado:Neste teste algumas quantidades se referem ao elemento cromo (Cr) e outras às substâncias de que ele faz parte.Nesses casos a relação entre as massas do elemento e da substân-cia é obtida a partir do cálculo da massa molar.
1 ∙ 52 = 52Cr(OH)SO4
Cr = 52O = 16H = 1S = 32
1 ∙ 1 = 15 ∙ 16 = 80
1 ∙ 32 = 32165 165 g Cr(OH)SO4 —— 52 g Cr3+
82,5 g Cr(OH)SO4 —— X
X = 26 g Cr3+ ou Cr(III)
Despejando 82,5 g do composto Cr(OH)SO4 estamos lançando 26 g de cromo (III) dissolvidos em 5 ∙ 103 L de solução.
26 g Cr3+ —— 5 ∙ 103 L solução
Y —— 1 L solução
Y = 5,2 ∙ 10–3 g Cr3+
L
5,2 mg = 5,2 mg ∙ L–1
Lbem superior a permitida, 0,5 mg ∙ L–1
02.19.
m1
CuSO4
1 mol ∙ L–1
Massas molares CuSO4 1 ∙ 64 = 64Cu = 64 g ∙ mol–1 1 ∙ 32 = 32S = 32 g ∙ mol–1 4 ∙ 16 = 64 O = 16 g ∙ mol–1 160 g ∙ mol–1
1 L —— 1 mol0,4 L —— x
x = 0,4 mol
1 mol —— 160 g 0,4 mol —— y
y = 64 g
02.20. No envelope de sais, temos 1,5 g KCℓ
1 ∙ 39 = 39
1 ∙ 35,5 = 35,5K1Cℓ1
74,5 g/mol
74,5 g KCℓ —— 39 g K+
1,5 g KCℓ —— X
X = 0,785 g K+
Sal light1 g sal —— 242 ∙ 10–3 g K+
Y —— 0,785 g K+
Y = 3,24 g
De acordo com os cálculos, para se obter a mesma massa de K+ (0,785 g) são necessários 3,24 g de sal light.
400 mL
26
Anotações
1
Diluição de soluções e evaporação do solvente
Química2D03
Aula
Diluição das soluçõesDiluir uma solução significa diminuir sua concentração. Para tanto, mantemos a quantidade de soluto e aumentamos
o volume da solução, acrescentando solvente.
Cálculo da concentração g/L e em mol/L (molaridade) após a diluição
No. de mols do soluto em A
No. de mols do soluto em B
n1A = n1B
∙ V = ’ ∙ V’
2,0 ∙ 1,0 = ’ ∙ 2,0
’ = 1,0 mol/L
m1A = m1B
C ∙ V = C’ ∙ V’
80 ∙ 1,0 = C’ ∙ 2,0
C’ = 40 g/LMassa do soluto em A
Massa do soluto em B
Ilust
raçõ
es: D
ivan
zir P
adilh
a. 2
008.
Dig
ital.
Adição de H2O
Solução inicial (A)
Solução final (B)
1,0 L 2,0 L
Soluções aquosas
Solução A Solução BV = 1,0 L V’ = 2,0 LC = 80 g/L C’ = ?
= 2,0 mol/L ’ = ?
Como a quantidade de soluto permanece constante, podemos escrever:
2
Resumindo: • Diluição = adição de solvente (em solução aquosa = adição de H2O) = diminuição da concentração • Evaporação do solvente = retirada de H2O (em solução aquosa) = aumento da concentração
Para os dois casos a fórmula é a mesma:C ∙ V = C’ ∙ V’
∙ V = ’ ∙ V’
Antes da diluição ou evaporação do
solvente
Após a diluição ou evaporação do
solvente
Observação:Para aumentar a concentração de uma solução em vez de evaporar solvente, podemos dissolver mais
soluto.
Evaporação do solventePara aumentar a concentração de uma solução, podemos evaporar uma certa quantidade de solvente.Para calcular a nova concentração, devemos partir da ideia de que durante a evaporação do solvente a quantidade
de soluto presente (massa ou quantidade em mols) não se altera. Quem sofre alteração é somente o volume da solução.
Cálculo da concentração g/L e em mol/L (molaridade) após a evaporação do solvente
Soluções aquosas
Solução inicial (A)
Solução final (B)
Solução A Solução BV = 1,0 L V’ = 0,5 LC = 80 g/L C’ = ?
= 2,0 mol/L ’ = ?
Como a quantidade de soluto permanece constante, podemos escrever:
m1A = m1B
C ∙ V = C’ ∙ V’
80 ∙ 1,0 = C’ ∙ 0,5
C’ = 160 g/L
Massa do soluto em A
Massa do soluto em B
No. de mols do soluto em A
No. de mols do soluto em B
n1A = n1B
∙ V = ’ ∙ V’
2,0 ∙ 1,0 = ’ ∙ 0,5
’ = 4,0 mol/L
Aula 03
3Química 2D
Mistura de soluções de mesmo solutoComo vimos, ao diluir uma solução, o ponto de par-
tida para os cálculos da concentração em gramas/L e da concentração em mols/L da solução resultante é mostrar que a quantidade de soluto não se altera. Assim:
C · V
· VAntes dadiluição
Depois dadiluição
C’ · V’’ V’
==
Agora acompanhe o raciocínio quando efetuamos a mistura de soluções de mesmo soluto.
• Ao misturarmos soluções de mesmo soluto, com con-centrações diferentes, como os solutos são iguais, a quantidade de soluto na solução final (massa, mols) é igual à soma das quantidades do soluto (massa, mols) das soluções iniciais.
• O volume da solução final, para efeito de cálculos, será considerado como a soma dos volumes das soluções iniciais.Para as seguintes soluções a serem misturadas,
teremos:
(A) (B) (Final)Mistura de
(A + B)
NaOH(aq) NaOH(aq) NaOH(aq)
V’ = 0,2 LC’ = 40 g · L–1
’ = 1,0 mol · L–1
V” = 0,3 LC” = 80 g · L–1
” = 2,0 mol · L–1
V = 0,5 LC = ?
= ?
Cálculo da concentração (g/L) final após a mistura das soluçõesSubstituindo os valores, teremos:
40 · 0,2 + 80 · 0,3 = C · 0,5
C = 64 g/L = 64 g · L–1
massa do solutoda solução A
m’C’ · V’
++
massa do solutoda solução B
m’’C’’ · V’’
massa do solutona solução final
mC · V
=
Cálculo da molaridade (mol/L) final após a mistura das soluções
C’ · V’ + C” · V” = C · V’ · V’ + ” · V” = · V
da mistura (solução final)
soluções a serem misturadas
Substituindo os valores, teremos:1 · 0,2 + 2 · 0,3 = · 0,5
= 1,6 M = 1,6 mol/L = = 1,6 mol · L–1
n°. de mols do soluto
na soluçãoA
n’ ’V’
+
n°. de mols do soluto
na solução
B
n””V”
=
n°. de mols do soluto na solução final
n · V
Resumindo:
Testes
Assimilação03.01. (UFRN) – Num laboratório de química, o estoque de reagentes disponível pode ser formado por soluções concentradas. Partir de uma solução concentrada para se obter uma solução diluída é um procedimento de rotina em laboratório. Na prepa-ração de uma solução diluída, com base em uma mais concentrada, retira-se um volume de solução concentrada de hidróxido de sódio (NaOH) 1 mol/L para se preparar 500 mL de uma solução diluída de 0,2 moI/L. Se C1 V1 = C2 V2, o volume inicial de solução de NaOH 1 mol/L retirado para se obter a solução diluída corresponderá a: a) 40 mL b) 200 mL c) 125 mL d) 100 mL
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03.05. Misturando 200 mL de solução de hidróxido de sódio 40 g · L−1 com 300 mL de solução 70 g · L−1 da mesma base obtém-se uma nova solução com concentração igual a:a) 35 g · L−1
b) 75 g · L−1
c) 50 g · L−1
d) 58 g · L−1
e) 26 g · L−1
Aperfeiçoamento03.06. (UNESP – SP) – Um químico, ao desenvolver um perfume, decidiu incluir entre os componentes um aroma de frutas com concentração máxima de 10–4 mol/L. Ele dis-põe de um frasco da substância aromatizante, em solução hidroalcoólica, com concentração de 0,01 mol/L.Para a preparação de uma amostra de 0,50 L do novo perfu-me, contendo o aroma de frutas na concentração desejada, o volume da solução hidroalcoólica que o químico deverá utilizar será igual a:a) 5,0 mL.c) 0,50 mL.e) 10,0 mL.
b) 2,0 mL.d) 1,0 mL.
03.02. (UNIFOR – CE) – Um farmacêutico precisa preparar com exatidão 1,0 L de solução de glicose de concentração 5,0 g/L. Partindo de uma solução estoque de concentração 50,0 g/L, ele deve medir a) 100,0 mL da solução estoque e adicionar 1,0 L de água
destilada.b) 10,0 mL da solução estoque e adicionar 1,0 L de água
destilada.c) 1,0 mL da solução estoque e adicionar água destilada até
completar 1,0 L. d) 10,0 mL da solução estoque e adicionar água destilada
até completar 1,0 L.e) 100,0 mL da solução estoque e adicionar água destilada
até completar 1,0 L.
03.03. (FURG – RS) – Quantos mililitros de água deverão ser adicionados a 100 mL de uma solução de NaOH 0,2 M, para que a solução tenha concentração resultante de 0,05 M?a) 100 mL.c) 30 mL.e) 300 mL.
b) 400 mL.d) 40 mL.
03.04. (UFMA) – O volume de HCℓ concentrado (12 mol/L), necessário para preparar 500 mL de solução aquosa de HCℓ de concentração 0,06 mol/L, é igual a: a) 2,5 mL.c) 5,0 mL.e) 10,0 mL.
b) 4,0 mL.d) 8,0 mL.
Aula 03
5Química 2D
03.07. (UNIVAG – MT) – Para a realização de um experi-mento com o objetivo de avaliar a toxicidade de íons Cu2+
em solução aquosa, foi preparada uma solução padrão de concentração 2 x 10–3 g ∙ L–1. A partir dessa solução, foram realizadas diluições com o objetivo de reduzir a concentração do íon. Para preparar 100 mL de uma solução de concentra-ção 4 x 10–5 g ∙ L–1 de Cu2+, o volume da solução padrão a ser utilizado na diluição, em mL, deve ser igual a:a) 4.c) 6.e) 10.
b) 8.d) 2.
03.08. (UNIRG – TO) – Um estudante de química durante uma aula experimental preparou 1 litro de NaOH a 2,00 mol/L. No entanto, ele deixou a solução pronta próximo da janela e exposta ao sol. Após algum tempo ele observou que o volume tinha reduzido para 1/4 do volume inicial. Determine para este estudante a concentração da solução resultante da evaporação do solvente.a) 0,25 mol/Lc) 4,00 mol/L
b) 0,50 mol/Ld) 8,00 mol/L
03.09. (UESPI) – O dicromato de potássio (K2Cr207) é um sólido cristalino laranja-avermelhado, solúvel em água e in-solúvel em álcool. É usado industrialmente como um agente de oxidação na indústria química e na produção de produtos corantes, em eletrogalvanização, pirotécnica, manufatura de vidro, colas, curtume, fotografia, litografia e em produtos de cerâmica. O K2Cr2O7 é tóxico e é considerado um risco em caso de fogo devido às suas propriedades oxidantes. No processo de preparação de uma solução de K2Cr2O7, quantos mililitros de K2Cr2O7 5,0 M devem ser diluídos para se preparar 250 mL de uma solução 0,10 M? (Dados de massa atômica: 0 = 16; K = 39; Cr = 52.)a) 1,0 mLc) 4,0 mLe) 7,0 mL
b) 2,5 mLd) 5,0 mL
03.10. (UEPG – PR) – Adicionou-se 300 mL de água des-tilada a 200 mL de uma solução de KCℓ de concentração igual a 50 g/L. Considerando a temperatura constante de 20°C e dado o coeficiente de solubilidade do KCℓ igual a 34 g/100 mL de solução nessa temperatura, assinale o que for correto.01) A concentração da solução após a diluição é de 20 g/L. 02) À solução, após a diluição, podem ser adicionados mais
320 g de KCℓ antes que o excesso não dissolvido se acumule no fundo do recipiente.
04) O aumento da temperatura da solução modifica a quan-tidade de KCℓ que pode ser dissolvido.
08) A solução de KCℓ é classificada como iônica. 16) A solução de KCℓ antes da diluição pode ser classificada
como saturada.
6
03.11. 200 mL de solução de ácido fosfórico de concen-tração desconhecida são misturados com 300 mL de outra solução do mesmo ácido 1 mol · L−1. Sabendo que a mistura tem concentração 1,8 mol · L−1, assinale a alternativa que traz a concentração da solução inicial. a) 1,5 mol · L−1
b) 2,0 mol · L−1
c) 1,8 mol · L−1
d) 3,0 mol · L−1
e) 1,0 mol · L−1
03.12. (UERGS) – O volume em litros de uma solução de HNO3 0,1 mol · L−1 que deve ser adicionado a 5 litros de uma solução de HNO3 0,5 mol · L−1 para obter uma concentração final igual a 0,2 mol · L−1 é:a) 3.b) 6.c) 12.d) 15.e) 30.
Ác. Fosfórico = H3PO4
Aprofundamento03.13. (UNIMONTES – MG) – As figuras abaixo são relativas às sucessivas diluições em que, inicialmente, 1,0 mL de uma solução original (tubo zero) de concentração 60.000 bacté-rias/mL é adicionado a 9,0 mL de água contidos no tubo I. As diluições repetem-se utilizando as soluções dos tubos I, II e III.
Cultura original
0 I II III IV
60.000 bactérias/mL (aproximadamente)
9 mLH2O
9 mLH2O
9 mLH2O
9 mLH2O
Solu
ção
do
tubo
(0)
Solu
ção
do
tubo
(I)
Solu
ção
do
tubo
(II)
Solu
ção
do
tubo
(III)
Considerando que a concentração a ser alcançada pela diluição seja 600 bactérias/mL, o tubo a ser escolhido é o:a) lI b) III c) IV d) I
03.14. (UDESC) – Suponha que um analista químico precise preparar 500 mL de uma solução de amônia de concen-tração 0,250 mol L–1. Ele dispõe de uma solução estoque cuja porcentagem em massa e densidade é de 28,0% e de 0,90 g mL–1, respectivamente. Assinale a alternativa que contém o volume da solução estoque que o analista deve utilizar para preparar a solução desejada.Dado: NH3 = 17 g/mol.a) 7,6 mL c) 2,1 mLe) 8,4 mL
b) 14,8 mLd) 12,6 mL
Aula 03
7Química 2D
03.15. (UEL – PR) – A preparação de soluções é uma das habilidades que os químicos desenvolveram desde os tem-pos da alquimia e é considerado um conhecimento básico. Os dados da tabela a seguir foram retirados de um frasco de solução de HCℓ.
HCℓ Características físico-químicas
Massa Molar 36,5 g/molPonto de Fusão –20°C (Solução a 30% HCℓ)
Ponto de Ebulição 110°C (Solução a 30% HCℓ a 760 mmHg)
Densidade do Líquido (água = 1)
1,15 g ∙ mL–1 (Solução a 30% HCℓ)
Pressão de Vapor 11 mmHg (Solução a 30% HCℓ a 20°C)
Solubilidade em Água Completa
O volume de HCℓ concentrado necessário para preparar 1 litro de solução 1 mol/L de HCℓ é:a) 31,70 mL b) 36,50 mLc) 105,8 mL d) 121,5 mLe) 125,8 mL
03.16. Têm-se duas soluções de permanganato de potássio (KMnO4) cujas concentrações são 2 mol · L−1 e 1 mol · L−1. Assinale a alternativa que traz, respectivamente, os volumes dessas soluções que devem ser misturados para fornecer 1,0 L de solução de KMnO4 1,25 mol · L−1.a) 7,5 L, 2,5 Lb) 0,75 L, 0,25 Lc) 0,25 L, 0,75 Ld) 0,65 L, 0,35 Le) 0,55 L, 0,45 L
03.17. (UFMS) – O ácido sulfúrico, H2SO4, quando concen-trado, é um líquido incolor, oleoso, muito corrosivo, oxidante e desidratante. Nas indústrias químicas, ele é utilizado na fabricação de fertilizantes, de filmes, de tecidos, de medica-mentos, de corantes, de tintas, de explosivos, de acumulado-res de baterias, no refino do petróleo, como decapante de fer-ro e aço etc. Nos laboratórios, é utilizado em titulações, como catalisador de reações e na síntese de outros compostos. Suponha que um químico precise preparar 1 litro de solução aquosa de ácido sulfúrico de concentração 3,5 mol/L, usando apenas duas soluções aquosas desse ácido, disponíveis em estoque no laboratório: 1 litro de Solução A de concentração 5,0 mol/L e 1 litro de solução B de concentração 3,0 mol/L. Sabendo-se que não há expansão ou contração de volume no preparo da solução desejada, é correto afirmar que os volumes necessários, em mililitros, de A e de B são, respec-tivamente,a) 310 e 690d) 220 e 780
b) 300 e 700e) 250 e 750
c) 240 e 760
03.18. (UERJ) – Observe, a seguir, a fórmula estrutural do ácido ascórbico, também conhecido como vitamina C:
O
OHHO
HO
HO
O
Para uma dieta saudável, recomenda-se a ingestão diária de 2,5 x 10−4 moI dessa vitamina, preferencialmente obtida de fontes naturais, como as frutas.Considere as seguintes concentrações de vitamina C:− polpa de morango: 704 mg · L−1;− polpa de laranja: 528 mg · L−1.Um suco foi preparado com 100 mL de polpa de morango, 200 mL de polpa de laranja e 700 mL de água. A quantidade desse suco, em mililitros, que fornece a dose diária recomendada de vitamina C é:a) 250 b) 300 c) 500 d) 700Dado: massa molar do ácido ascórbico = 176 g · mol−1;
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Discursivos03.19. (VUNESP – SP) – O ácido sulfúrico (H2SO4) é um líquido viscoso, muito corrosivo, oxidante e higroscópico. Além da sua utilização em baterias de automóveis, preparação de corantes, tintas e explosivos, este ácido pode ser utilizado, quando diluído adequadamente, na remoção de camadas de óxidos depositados nas superfícies de ferro e aço (decapante). A solução aquosa concentrada deste ácido apresenta densidade igual a 1,80 g/mL, sendo 98% m/m (massa percentual) em H2SO4. a) Calcule a concentração, em quantidade de matéria (mol/L) da solução concentrada de ácido sulfúrico.
Massa molar H2SO4 = 98 g/ mol.
b) Para se preparar a solução aquosa de ácido sulfúrico utilizada como decapante, dilui-se 50 mL da solução concentrada para um volume final de 250 mL. Qual a concentração, em mol/ L, que apresenta esta solução?
03.20. Têm-se duas soluções aquosas A e B de ácido sulfúrico. A solução A apresenta densidade 1,5 g/cm3 e título de 44%, a solução B de densidade 1,1 g/cm3 tem título de 12%. Misturando-se 300 mL da solução A com 500 mL da solução B, obtém--se uma solução C. Um quarto dessa solução foi diluída com adição de 300 mL de água. Pergunta-se:Dado: MH2SO4
= 98 g/mola) Qual a concentração g/L da solução C?
b) Qual a concentração mol/L da solução final?
Aula 03
9Química 2D
Gabarito03.01. d03.02. e03.03. e03.04. a03.05. d03.06. a03.07. d03.08. d03.09. d03.10. 13 (01, 04, 08)03.11. d03.12. d03.13. a03.14. e03.15. c03.16. c03.17. e03.18. a03.19. a) = 98% ∙ d ∙ 1000 = ∙ M1
d = 1,8 g/mL 0,98 ∙ 1,8 ∙ 1000 = ∙ 98MH2SO4
= 98 g/mol = 18 mol ∙ L–1
b)
50 mL 250 mL
18 mol ∙ L–1 = ?
∙ V = ’V’18 ∙ 50 = m ∙ 250
= 3,6 mol ∙ L–1
03.20. a)
+ =
d = 1,5 g/cm3
= 44%d = 1,1 g/cm3
= 12%C = g/L
A B CH2SO4 H2SO4
300 mL 500 mL 800 mL
C = · d · 1000C = 0,44 · 1,5 · 1000C = 660 g/L
B
C = · d · 1000C = 0,12 · 1,1 · 1000C = 132 g/L
C’V’ + C’’V’’ = C · V660 · 300 + 132 · 500 = C · 800
C = 330 g/L
A C
A solução C tem concentração 330 g/L
b)
C
MH2SO4
= 98 g/mol
C = · M1
132 = · 98 1,35 M
C = 330 g/L
C = 330 g/L C’ = ?
H2Ocom 300 mL
Diluição
C’ = 132 g/L
CV = C’V’330 · 200 = 500 · C’
A solução final tem concentração molar aproximadamente de 1,35 mol/L.
800 mL
200 mL 500 mL
14
10
QuímicaAula 04 2DConceito de pressão de vapor de um
líquido e temperatura de ebulição
Temperatura de ebulição de um líquidoA condição para que um líquido puro entre em ebulição é que sua pressão de vapor seja igual à pressão atmos-
férica que atua sobre a superfície do líquido.
Pressão de vapor de um líquido puro
T(°C) Água Benzeno n-hexano Ácido acético
20 17,535 74,7 120,0 11,7
40 55,324 181,1 276,7 34,8
60 149,38 391,7 566,2 88,9
80 355,10 754,4 1 062 202,3
100 760,00 1344,3 1 836 417,1
Construindo-se o gráfico da pressão de vapor dos lí-quidos acima mencionados, em função da temperatura, teremos as seguintes curvas:
Pv (mmHg)
T(°C)
n-hexanobenzenoáguaác. acético
Observações:• A pressão de vapor aumenta com o aumento da temperatura.• A uma mesma temperatura, n-hexano e benzeno têm maior pressão de vapor que a água. Dizemos que
n-hexano e benzeno são líquidos mais voláteis que a água, ou seja, evaporam mais facilmente que a água.• A uma mesma temperatura, ácido acético tem menor pressão de vapor que a água. Dizemos que o ácido
acético é um líquido menos volátil que a água, ou seja, evapora com mais dificuldade que a água.
Considere, no interior de um recipiente fechado, um líquido em equilíbrio dinâmico com seu vapor.
Vapor
Líquido Ange
la G
iseli
2008
. Dig
ital.
O estado de equilíbrio dinâmico é atingido quando o número de moléculas que passam à fase gasosa é numericamente igual ao número de moléculas que retornam à fase líquida.
A pressão exercida pelo vapor em equilíbrio dinâ-mico com seu líquido é denominada pressão de vapor do líquido.
A pressão de vapor de um líquido depende da natu-reza do líquido e da temperatura.
O quadro ao lado e acima mostra alguns valores de pressão de vapor (mmHg) de diferentes líquidos a diferentes temperaturas:
Aula 04
11Química 2D
Efeitos coligativos para solutos não voláteis e de natureza molecular
Contando partículas de solutos não voláteis e de natureza molecular
Os efeitos coligativos dependem do número de par-tículas do soluto dissolvidas na solução. Por essa razão, é fundamental, antes de iniciarmos o assunto, aprender a calcular, a partir de uma determinada quantidade de soluto adicionada à água, o respectivo número de partí-culas dispersas (moléculas ou íons) presentes na solução.
Quando as partículas dispersas são moléculas:
1 mol da substância glicose (C6H12O6) contém 1 mol de moléculas (partículas) C6H12O6. Ao dissolvermos 1 mol de glicose em água, pelo fato de a glicose ser um não eletrólito, a solução resultante será formada por 1 mol de moléculas (partículas) dissolvidas. Assim:
Nas soluções moleculares, o número de partí-culas (moléculas) presentes na solução é igual ao número de partículas dissolvidas.
Exemplos:
Dissolvendo-se em água No. de partículas em solução
2 mols de glicose 2 · 6 · 1023 partículas
2 mols de sacarose 2 · 6 · 1023 partículas
3 mols de glicose 3 · 6 · 1023 partículas
4 mols de sacarose 4 · 6 · 1023 partículas
A temperatura de ebulição de um líquido depende da pressão externa:
• Se a pressão externa diminuir, a temperatura de ebulição do líquido será menor.
• Exemplo: em qualquer local acima do nível do mar, a pressão atmosférica é menor que 760 mmHg. Assim, em qualquer local acima do nível do mar, a temperatura de ebulição da água, em recipien-te aberto, será inferior a 100°C.
• Se a pressão externa aumentar, a temperatura de ebulição do líquido será maior. Exemplo: em uma panela de pressão, a pressão sobre a água é maior que 760 mmHg. Assim, em uma panela de pres-são, a temperatura de ebulição da água será supe-rior a 100°C.
Água
T100°C
760 mmHg
Pv
Por exemplo, ao nível do mar a pressão atmosférica é de 760 mmHg. Para que a água entre em ebulição, nessas condições, é necessário que sua pressão de vapor atinja o valor de 760 mmHg. Para que ela atinja esse valor, deve-se aquecê-la a 100°C. Assim, a temperatura de ebulição da água ao nível do mar é de 100°C.
Pressão de vapor de um sólidoA passagem direta de um sólido para a fase gasosa
denomina-se sublimação.Considere a sublimação de um sólido ocorrendo em
um recipiente fechado.A pressão exercida pelo vapor em equilíbrio com o sóli-
do é denominada pressão de vapor do sólido, que depende da natureza do sólido e da temperatura.
Vapor
Sólido
n. o moléculas que passam à
fase gasosa
n. o moléculas que voltam à fase
sólida=
Ange
la G
iseli
2008
. Dig
ital.
12
Os efeitos coligativos
Tonoscopia (tonometria)Observe, na coluna abaixo, alguns dados obtidos
experimentalmente:
SistemaPressão de
vapor (25°C)
I. Água pura 23,76 mmHg
II.Glicose(aq), 1 mol/kg
(6 · 1023 partículas/kg)23,34 mmHg
III.Sacarose(aq), 1 mol/kg
(6 · 1023 partículas/kg)23,34 mmHg
IV.Glicose(aq), 2 mols/kg
(2 · 6 · 1023 partículas/kg)22,92 mmHg
V.Sacarose(aq), 2 mols/kg
(2 · 6 · 1023 partículas/kg)22,92 mmHg
molkg
= quantidade em mol do soluto em 1,0 kg de solvente
Os dados mostram que a presença, em solução, de um soluto não volátil faz com que a pressão de vapor do solvente diminua. Esse efeito provocado pelo soluto não volátil recebe o nome de tonoscopia ou tonometria.
Explicação: Esse fenômeno ocorre porque as partí-culas do soluto distribuídas uniformemente por toda a solução, inclusive na sua superfície, fazem com que um menor número de moléculas do solvente fiquem dispo-níveis para passar ao estado de vapor, causando assim uma diminuição na pressão de vapor.
As soluções II e III, assim como as soluções IV e V, em-bora contendo solutos diferentes, apresentam o mesmo número de partículas dissolvidas por quilograma de solvente, razão pela qual o abaixamento na pressão de vapor do solvente foi o mesmo.
O mesmo não ocorre se compararmos os abaixa-mentos provocados pelas soluções II e III em relação às soluções IV e V. Nesse caso, como as soluções IV e V apresentam o dobro de partículas dissolvidas por quilo-grama de solvente, o abaixamento provocado por elas também será o dobro.
Assim:
O abaixamento da pressão de vapor-d’água pro-vocado pela presença de um soluto não volátil de-pende somente do número de partículas do soluto (e não da natureza do soluto).
Pressão devapor dolíquido puro
Pressão devapor dasolução
Abaixamentoda pressão devapor
Temperatura
p
p°
Pres
são
Pres
são
t
Ebulioscopia (ebuliometria)Observe, a seguir, alguns dados obtidos experimen-
talmente:
Sistema Temperatura de ebulição (1 atm)
I. Água pura 100°C
II.Glicose(aq), 1 mol/kg
(6 · 1023 partículas/kg)100,52°C
III. Sacarose(aq), 1 mol/kg(6 · 1023 partículas/kg)
100,52°C
IV. Glicose(aq), 2 mols/kg(2 · 6 · 1023 partículas/kg)
101,04°C
V. Sacarose(aq), 2 mols/kg(2 · 6 · 1023 partículas/kg)
101,04°C
Os dados mostram que a presença em solução de um soluto não volátil provoca um aumento na temperatura de ebulição do solvente. Esse efeito provocado pelo soluto não volátil recebe o nome de ebulioscopia ou ebuliometria.
Explicação: A solução iniciará a ebulição quando sua pressão de vapor se igualar com a pressão externa. A uma dada temperatura, a solução apresenta pressão de vapor menor que a pressão de vapor do solvente puro. Conse-quentemente, é necessária uma temperatura mais elevada para que mais moléculas vaporizem, a fim de igualar a pressão de vapor com a pressão atmosférica. Dessa forma, a solução apresenta uma temperatura de início de ebulição maior que a do solvente puro. À medida que a ebulição ocorre, a temperatura de ebulição da solução vai aumen-tando, já que a concentração de partículas do soluto vai ficando cada vez maior, devido à vaporização do solvente.
As soluções II e III, assim como as soluções IV e V, em-bora contendo solutos diferentes, apresentam o mesmo número de partículas dissolvidas por quilograma de
Aula 04
13Química 2D
solvente, por esse motivo o aumento provocado na temperatura de ebulição do solvente foi o mesmo.
Comparando-se os aumentos provocados pelas soluções II e III em relação às soluções IV e V, verifica-se que o aumento provocado nas soluções IV e V, que apre-sentam o dobro de partículas dissolvidas, foi o dobro do provocado nas soluções II e III.
Assim:
O aumento da temperatura de ebulição do sol-vente provocado pela presença de um soluto não volátil depende somente da concentração de partí-culas do soluto (e não da natureza do soluto).
Pressão devapor do
líquido puro
Pressão devapor dasolução
Elevação datemperaturade ebulição
Temperaturat to
Pressão
Pres
são
exte
rna
Crioscopia (criometria)Observe, a seguir, alguns dados obtidos experimen-
talmente:
Sistema Temperatura de congelação (1 atm)
I. Água pura 0°C
II.Glicose(aq), 1 mol/kg
(6 · 1023 partículas/kg)– 1,86°C
III.Sacarose(aq), 1 mol/kg
(6 · 1023 partículas/kg)– 1,86°C
IV.Glicose(aq), 2 mols/kg
(2 · 6 · 1023 partículas/kg)– 3,72°C
V.Sacarose(aq), 2 mols/kg
(2 · 6 · 1023 partículas/kg)– 3,72°C
Os dados mostram que a presença em solução de um soluto não volátil provoca uma diminuição na temperatura de congelação do solvente. Esse efeito provocado pelo so-luto não volátil recebe o nome de crioscopia ou criometria.
Explicação: Devido à presença de partículas do soluto, parte das moléculas do solvente não é capaz de se agre-gar, impedindo a solidificação. Assim, há necessidade de
resfriar ainda mais o sistema para atingir a solidificação. Dessa forma, a solução apresenta uma temperatura de início de congelação mais baixa que a do solvente puro.
À medida que a congelação ocorre, a temperatura de congelação da solução vai diminuindo, já que o número de partículas do soluto por litro de solução vai ficando cada vez maior, devido à congelação do solvente.
As soluções II e III, assim como as soluções IV e V, em-bora contendo solutos diferentes, apresentam o mesmo número de partículas dissolvidas por quilograma de solvente, razão pela qual a diminuição provocada na temperatura de congelação do solvente foi a mesma.
Comparando-se os abaixamentos provocados nas soluções II e III em relação às soluções IV e V, verifica-se que as soluções IV e V apresentam o dobro de partículas dissolvidas por quilograma de solvente, logo o abaixa-mento na temperatura de congelação provocado nessas soluções foi o dobro do provocado nas soluções II e III.
Assim:
O abaixamento da temperatura de congelação do solvente provocado pela presença de um soluto não volátil depende somente da concentração de partículas do soluto (e não da natureza do soluto).
Te mperatura (°C )
Solução
Água pur a
760
t tcoc
Pressão(mmHg )
Abaixamento da temperaturade congelação
Aplicações do efeito crioscópico: • Em países frios, no inverno, espalha-se sal em pontos
perigosos de rodovias. Isso porque a temperatura de con-gelação da água diminui, evitando a formação de gelo.
• Em países frios, no inverno, colocam-se anticonge-lantes na água dos radiadores dos veículos. A tem-peratura de congelação da água diminui, evitando que, com o motor desligado, a água congele e cause danos ao motor. Um exemplo de anticongelante é o etilenoglicol (HO – CH2 – CH2 – OH).
• Sorvetes são fabricados em tambores que giram dentro de uma solução aquosa de salmoura. A tem-peratura de congelação da água diminui, fazendo com que a solução (salmoura) permaneça no estado líquido, em temperaturas bem inferiores a 0°C.
14
Testes
Assimilação04.01. (UEG – GO) – As propriedades físicas dos líquidos podem ser comparadas a partir de um gráfico de pressão de vapor em função da temperatura, como mostrado no gráfico hipotético a seguir para as substâncias A, B, C e D.
20
760
A B C D
pressão(mm Hg)
temperatura(°C)40 60 80 100 120
Segundo o gráfico, o líquido mais volátil será a substância:a) A b) B c) C d) D
04.02. (UFTM – MG) – Na figura estão representadas as curvas pressão de vapor x temperatura para três solventes puros: benzeno, água e ácido acético.
temperatura
Pres
são
de v
apor
benzeno
ácido
acético
H 2O
Sobre esses três solventes, é correto afirmar que a) o ácido acético apresenta a menor temperatura de ebu-
lição a 1 atm.b) o benzeno apresenta a maior temperatura de ebulição
a 1 atm.c) a água apresenta a maior temperatura de ebulição a 1 atm.d) na água ocorrem as interações intermoleculares mais
intensas.e) o ácido acético é menos volátil.
04.03. (UFU – MG) – No passado se fazia sorvete, colocando o recipiente com seu preparado líquido em outro recipiente contendo a mistura de gelo com sal. Essa técnica permitia que o sorvete se formasse, poisa) a mistura de gelo com sal chega a temperaturas menores
que 0°C, resfriando o líquido do sorvete até congelá-lo.b) o gelo tem sua temperatura de congelamento aumentada
pela presença do sal, resfriando o líquido do sorvete para congelá-lo.
c) a temperatura de congelamento do gelo, pelo efeito crioscópico, é alterada, independentemente da quanti-dade de sal.
d) o sal diminui a temperatura de fusão do gelo, sem, contudo, alterar seu estado físico, fazendo com que o sorvete se forme.
04.04. Preparando uma solução aquosa com um soluto não volátil promovemos um (a):(1) na pressão de vapor do solvente(2) na temperatura de início de
ebulição do solvente(3) na temperatura de início de
congelação do solventeAssinale a alternativa que completa corretamente as três frases (1) (2) (3)a) aumento, aumento, diminuiçãob) aumento, diminuição, diminuiçãoc) diminuição, aumento, diminuiçãod) diminuição, aumento, aumentoe) diminuição, diminuição, aumento
Aula 04
15Química 2D
04.05. A seguir estão representadas as curvas da pressão de vapor em função da temperatura de três sistemas A, B e C. Um é de água pura e os outros são soluções aquosas de sacarose (C12H22O11), não necessariamente nessa ordem.
AB
C
t oC
PVAPOR (atm)
1
Assinale a alternativa correta:a) (A) representa a solução mais diluídab) (B) é a água purac) (C) é a solução mais concentradad) (B) é mais volátil que (A)e) ao nível do mar (A) tem maior ponto de ebulição
Aperfeiçoamento04.06. O gráfico a seguir apresenta a variação das pressões de vapor do n-hexano, da água, do benzeno e do ácido acético com a temperatura.
760
Pressão (mmHg)
t(°C)0 20 40 60 80 100 120
n-hexano
Benzeno
Água
Ácido acético
Assinale a alternativa correta:a) O n-hexano é a substância menos volátil.b) Na pressão de 760 mmHg, o benzeno tem ponto de
ebulição de 80°C.c) Uma mistura de água e ácido acético, em qualquer pro-
porção, terá, ao nível do mar, ponto de ebulição entre 60°C e 80°C.
d) A água tem, a 0°C, pressão de vapor igual a 760 mmHg.e) As pressões de vapor diminuem com o aumento da
temperatura.
04.07. (MACK – SP) – Em um laboratório, são preparadas três soluções A, B e C, contendo todas elas a mesma quan-tidade de um único solvente e cada uma delas, diferentes quantidades de um único soluto não volátil.Considerando que as quantidades de soluto, totalmente dissolvidas no solvente, em A, B e C, sejam crescentes, a partir do gráfico abaixo, que mostra a variação da pressão de vapor para cada uma das soluções em função da temperatura, é correto afirmar que, a uma dada temperatura “T”,
I IIIII
Temperatura (oC)1
Pres
são
de v
apor
(mm
Hg)
a) a solução C corresponde à curva I, pois quanto maior a quantidade de soluto não volátil dissolvido em um solven-te, menor é a pressão de vapor do solvente nessa solução.
b) solução A corresponde à curva III, pois quanto menor a quantidade de soluto não volátil dissolvido em um solven-te, maior é a pressão de vapor do solvente nessa solução.
c) as soluções A, B e C correspondem respectivamente às curvas III, II e I, pois quanto maior a quantidade de um soluto não volátil dissolvido em um solvente, maior a pressão de vapor do solvente na solução.
d) as soluções A, B e C correspondem respectivamente às curvas I, II e III, pois quanto menor a quantidade de um soluto não volátil dissolvido em um solvente, maior a pressão de vapor do solvente na solução.
e) a solução B é mais volátil, que é representada pela curva II.
16
04.08. (UFRGS) – Usando água como solvente e preparando uma solução com um soluto não volátil, as temperaturas de ebulição e fusão da solução estarão, sob pressão de uma atmosfera, qualitativamente assinaladas no termômetro da figura:
100°C
0°C
a) b) c) d) e)
04.09. (UFPR) – Em festas e churrascos em família, é cos-tume usar geleiras de isopor para resfriar bebidas enlatadas ou engarrafadas. Para gelar eficientemente, muitas pessoas costumam adicionar sal e/ou álcool à mistura gelo/água. A melhor eficiência mencionada se deve ao fato de que a presença de sal ou álcool:a) aumenta a taxa de transferência de calor.b) abaixa a temperatura do gelo.c) aumenta a temperatura de ebulição.d) abaixa a temperatura de fusão.e) abaixa a dissipação de calor para o exterior.
04.10. (UPE – PE) – O etilenoglicol é usado como aditivo de água dos radiadores de automóveis com o objetivo de dificultar a ebulição da água e, consequentemente, proteger os motores dos automóveis, especialmente nos dias quentes de verão muito comuns em nossa região. Em relação ao etilenoglicol, é correto afirmar que é uma substância:a) gasosa a 25°C e 1 atm com massa molecular elevada.b) pouco volátil, que é usada nos fluidos para radiadores, a
fim de diminuir a temperatura de ebulição da água.c) volátil usada nos fluidos para radiadores, com a finalidade
de aumentar a temperatura de congelamento da água.d) que deixa mais viscoso e, portanto, mais volátil o fluido
para radiadores.e) que, adicionada à água, provoca uma elevação na tempe-
ratura de ebulição da solução de resfriamento, em relação à temperatura de ebulição da água.
04.11. (UESPI) – Em países frios, é comum a utilização de água e etilenoglicol no radiador de carros para evitar o conge-lamento do líquido. Esta mistura pode abaixar a temperatura de congelamento até – 35°C (a água pura congela a 0°C). Esta característica se deve ao fato de que:a) a temperatura de início de congelamento do solvente
numa solução (água + etilenoglicol) é menor que a temperatura de início de congelamento do solvente puro (água).
b) o etilenoglicol reage com a água liberando energia que irá aquecer o radiador.
c) o etilenoglicol cria uma camada protetora no radiador, impedindo a perda de calor no sistema.
d) quanto menor a concentração da solução, menor será a temperatura de início do congelamento.
e) o composto formado nesta reação, o etilenoglicol hidra-tado, possui menor ponto de fusão.
Aula 04
17Química 2D
04.12. (FATEC – SP) – A adição de soluto não volátil à água interfere em suas propriedades como, por exemplo, densida-de, pressão de vapor, ponto de ebulição e de congelamento.A imagem, ilustra uma experiência a partir da qual podemos observar a interferência da adição de sal na densidade da solução.
BEQUER 1Um ovo em um copo com água
BEQUER 2Um ovo em um copo
com água e NaCℓ
(3. bp. blogspot.com/– 8wdcelr5ulQ/Ue9mty-bknl/AAAAAAAABuo/Or-rwfFFjio/s1600/ovo:jpg. Acesso em 07.06.2013.)
Sobre essas propriedades, é correto afirmar que a água pura, em relação à solução aquosa de NaCℓ, apresentaa) maior densidade e maior pressão de vapor;b) maior temperatura de ebulição e menor densidade;c) menor densidade e maior temperatura de congelamento;d) menor temperatura de ebulição e menor pressão de
vapor;e) menor temperatura de congelamento e maior pressão
de vapor.
AprofundamentoInstrução: O enunciado abaixo refere-se às questões 04.13 e 04.14.(ENEM) – A panela de pressão permite que os alimentos sejam cozidos em água muito mais rapidamente do que em panelas convencionais. Sua tampa possui uma borracha de vedação que não deixa o vapor escapar, a não ser através de um orifício central sobre o qual assenta um peso que controla a pressão. Quando em uso, desenvolve-se uma pressão ele-vada no seu interior. Para a sua operação segura, é necessário observar a limpeza do orifício central e a existência de uma válvula de segurança, normalmente situada na tampa.O esquema da panela de pressão e um diagrama de fase da água são apresentados abaixo.
Válvula desegurança
Pres
são
(atm
)
Vapor
Líquido
5
4
3
2
1
0
0 20 40 60 80 100 120 140 160Temperatura (°C)
VAPOR
LÍQUIDO
DIAGRAMA DE FASE DA ÁGUA
04.13. A vantagem do uso de panela de pressão é a rapidez para o cozimento de alimentos e isto se deve:a) à pressão no seu interior, que é igual à pressão externa.b) à temperatura de seu interior, que está acima da tempe-
ratura de ebulição da água no local.c) à quantidade de calor adicional que é transferida à panela.d) à quantidade de vapor que está sendo liberada pela
válvula.e) à espessura da sua parede, que é maior que a das panelas
comuns.
18
04.14. Se, por economia, abaixarmos o fogo sob uma panela de pressão logo que se inicia a saída de vapor pela válvula, de forma simplesmente a manter a fervura, o tempo de cozimento:a) será maior porque a panela “esfria”.b) será menor, pois diminui a perda de água.c) será maior, pois a pressão diminui.d) será maior, pois a evaporação diminui.e) não será alterado, pois a temperatura não varia.
04.15. (UFAL) – A água do mar pode ser considerada como uma solução contendo vários sais dissolvidos. Entre as afir-mações a seguir, assinale a que não é correta em relação à agua do mar.a) Um dos sais dissolvidos na água do mar é o cloreto de
sódio.b) A pressão de vapor da água do mar é menor do que a da
água pura à mesma temperatura.c) A temperatura normal de ebulição da água do mar é maior
do que a da água pura. d) A temperatura normal de ebulição da água do mar será
sempre maior do que a temperatura normal de ebulição de uma solução de sacarose de concentração, em mol/L, igual à do cloreto de sódio existente na água do mar.
e) A temperatura de solidificação da água do mar permane-ce constante à medida que o solvente se solidifica.
04.16. Preparando as três soluções representadas a seguir:
1,8 gC6H12O6
(Glicose)
100 gH2O
3,42 gC12H22O11
(Sacarose)
100 gH2O
3,6 gC6H12O6
(Frutose)
100 gH2O
I II III
Dadas as massas molares em g · mol-1
C12H22O11 = 342
C6H12O6 = 180As soluções que têm a mesma pressão de vapor, começam a ferver na mesma temperatura e iniciam a congelação em igual temperatura são:a) I e II b) I e III c) II e III d) I, II e III
04.17. (FCC – SP) – Em dois frascos A e B, ligados conforme o esquema a seguir e inteiramente mergulhados num banho à temperatura constante, colocam-se, respectivamente, uma solução 0,1 mol/L de sacarose em água e uma solução 2 mol/L de sacarose em água, ambos no mesmo nível inicial. Com o passar do tempo, observa-se que:
A B
a) o nível de A sobe e o nível de B baixa.b) o nível de A baixa e o de B sobe.c) ambos os níveis sobem.d) ambos os níveis descem.e) os níveis permanecem inalterados.
Aula 04
19Química 2D
04.18. Considere um recipiente aberto contendo 100 mL de água pura fervendo. A temperatura de ebulição não sofrerá alteração significativa quando a esse sistema for acrescentado:a) 50 mL de álcool etílicob) 1 colher de chá de cloreto de sódioc) 1 colher de chá de açúcard) 1 colher de chá de areia
Discursivos04.19. (UNICAMP – SP) – Evidências experimentais mostram que somos capazes, em média, de segurar por um certo tem-po um frasco que esteja a uma temperatura de 60°C, sem nos queimarmos. Suponha uma situação em que dois béqueres, contendo cada um deles um líquido diferente (X e Y), tenham sido colocados sobre uma chapa elétrica de aquecimento, que está à temperatura de 100°C. A temperatura normal de ebulição do líquido X é 50°C, e a do líquido Y é 120°C.a) Após certo tempo de contato com esta chapa, qual dos frascos poderá ser tocado com a mão sem que se corra o risco de
sofrer queimaduras? Justifique a sua resposta.
b) Se a cada um desses frascos for adicionada quantidade igual de um soluto não volátil, mantendo-se a chapa de aqueci-mento a 100°C, o que acontecerá com a temperatura de cada um dos líquidos? Explique.
20
04.20. (UFSCAR – SP) – Um líquido puro e a solução de um soluto não volátil neste líquido têm suas pressões de vapor em função da temperatura representadas pelas curvas contidas no gráfico mostrado a seguir.
a) Associe as curvas do gráfico (linhas contínua ou tracejada) com o líquido puro e a solução. Justifique.
b) Determine o ponto de ebulição aproximado (± 1 °C) do líquido puro ao nível do mar. Justifique.
Gabarito04.01. a04.02. e04.03. a04.04. c04.05. c04.06. b04.07. d04.08. b04.09. d04.10. e04.11. a04.12. c04.13. b04.14. e04.15. e04.16. a04.17. b04.18. d
04.19. a) Após certo tempo o líquido X estará a 50°C e em ebulição (tem-peratura constante). O líquido Y estará a 100°C, mas sem atingir a ebulição (120°C).Nesse instante, podemos tocar com as mãos no frasco que con-tém o líquido X (50°C) sem correr o risco de sofrer queimaduras.
b) A adição do soluto não volátil aumenta a temperatura de início de ebulição, portanto no frasco que contém o líquido X, a tempera-tura vai aumentar.Já o frasco que contém o líquido Y, apesar de sua temperatura de início de ebulição aumentar, se manterá a 100°C que é a tempe-ratura da chapa e, portanto, o valor máximo a ser atingido.
04.20. a) A dissolução de um soluto não volátil diminui a pressão de vapor, logo a linha contínua (maior pressão de vapor) é do líquido puro e a tracejada da solução.
b) 77°C, um líquido entra em ebulição na temperatura em que sua pressão de vapor se iguala à pressão ambiente.
05Aula Química
3D
Efeitos coligativos para solutos não voláteis e de natureza iônica
1
Contando partículas de solutos não voláteis e de natureza iônicaVimos que, quando o soluto é um não eletrólito (molecular), as partículas presentes na solução são moléculas.
No caso de o soluto ser um eletrólito, as partículas em solução serão íons.
As partículas dispersas são íons.
Para sabermos o número de partículas presentes, é necessário equacionar a dissociação ou ionização do eletrólito.
Observação:Efetuaremos os cálculos, utilizando somente eletrólitos fortes ( = 100%). Assim:
molkg
= quantidade em mol do soluto em 1,0 kg de solvente.
NaCℓ(aq), 1 mol/kg 1NaCℓ(aq) 1Na+(aq) + 1Cℓ–(aq)
1 mol/kg 1 mol/kg 1 mol/kg
produz
produz1 mol do soluto/kg 2 mols de partículas/kg
produz1 mol do soluto/kg 3 mols de partículas/kg
1 mol do soluto/kg 5 mols de partículas/kg
CaCℓ2(aq), 1 mol/kg 1CaCℓ2(aq) 1Ca2+ (aq) + 2Cℓ– (aq)
1 mol/kg
2 mol/kg
1 mol/kg
1 mol/kg
2 mols/kg
3 mols/kg
Aℓ2(SO4)3(aq), 1 mol/kg 1Aℓ2(SO4)3(aq) 2Aℓ3+ (aq) + 3SO2–4 (aq)
2
Os efeitos coligativosAo analisarmos os efeitos coligativos provocados por solutos
de natureza molecular, foi possível constatar experimentalmen-te que tais efeitos não dependem da natureza do soluto, mas sim do número de partículas do soluto presentes na solução.
A seguir, serão feitas algumas observações em função de alguns dados obtidos por meio de experiências realizadas em laboratório:
SistemaTemperatura de ebulição
(1 atm)
Temperatura de congelação
(1 atm)
I. Água pura 100°C 0°C
II.Glicose(aq), 1 mol/kg
(6 · 1023 partículas/kg)100,52°C – 1,86°C
III.Sacarose(aq), 1 mol/kg
(6 · 1023 partículas/kg)100,52°C – 1,86°C
IV.NaCℓ(aq), 1 mol/kg
(2 · 6 · 1023 partículas/kg)101,04°C – 3,72°C
V.CaCℓ2(aq), 1 mol/kg
(3 · 6 · 1023 partículas/kg)101,56°C – 5,58°C
• As soluções de glicose e sacarose, consti-tuídas por solutos moleculares, ambas de mesma concentração em mol/kg, causaram o mesmo aumento na temperatura de início de ebulição (0,52°C) e o mesmo abaixamento na temperatura de início de congelação (1,86°C), ou seja, os mesmos efeitos coligativos. Isso aconteceu porque elas apresentam o mesmo número de partículas de soluto por quilogra-ma de solvente (H2O).
• A solução de NaCℓ, constituída por um soluto iônico, embora tenha a mesma concentração em mol/kg em relação às soluções II e III, apresentou efeitos coligativos multiplicados por dois em relação às soluções II e III de mesma concentração em mol/kg. Isso aconteceu porque ela possui o dobro da concentração de partículas de soluto em relação às soluções II e III.
• A solução de CaCℓ2, constituída por um soluto iônico, embora tenha a mesma concentração em mol/kg em relação às soluções II e III, apresentou efeitos coligativos multiplicados por três em relação às II e III de mesma con-centração em mol/kg. Isso aconteceu porque ela possui o triplo da concentração de partí-culas de soluto em relação às soluções II e III.
Conclusões• Para solutos moleculares: soluções contendo solutos diferentes, mas com a mesma concentração em
mols/kg, apresentam os mesmos efeitos coligativos.• Para solutos iônicos: soluções contendo solutos diferentes, mas com a mesma concentração em mols/kg,
podem não apresentar os mesmos efeitos coligativos.
Se comparados nas mesmas condições de pressão e temperatura, os efeitos coligativos dependem apenas do número de partículas do soluto não volátil por quilograma de solvente e não da natureza do soluto.
É importante saberÁcidos de ArrheniusSão compostos moleculares que em solução aquosa liberam H+ (H3O+ = hidrônio ou hidroxônio).Nesse caso a contagem do número de mols de partículas por quilograma de solvente deve considerar a
ionização e a força do ácido.
Aula 05
3Química 3D
Veja os exemplos:1o. ) Solução de HA 1 mol/kg
= 40% (grau de ionização)HA(aq) H+ (aq) + A – (aq)
Da concentração inicial de HA (1 mol/kg), 40%, ou seja, 0,4 mol/kg ioniza.
HA H+ + A–
0,4 mol/kg 0,4 mol/kg 0,4 mol/kg
Temos em solução:0,4 mol/kg H+
0,4 mol/kg A–
0,6 mol/kg HA (não ionizado)
1,4 mol/kg de partículas
2o. ) Solução de HX 1 mol/kg = 10% (grau de ionização)
HX(aq) H+ (aq) + X– (aq)Da concentração inicial de HX (1 mol/kg), 10%, ou
seja, 0,1 mol/kg ioniza.HX(aq) H+ (aq) + X – (aq)
0,1 mol/kg 0,1 mol/kg 0,1 mol/kg
Temos em solução:0,1 mol/kg H+
0,1 mol/kg X–
0,9 mol/kg HX (não ionizado)
1,1 mol/kg de partículas
ConclusãoComparando soluções ácidas de mesma concentração mol/kg, a de ácido mais forte apresenta
maior número de mols de partículas por quilograma de água.
Efeitos coligativos – osmose e pressão osmóticaObserve a seguinte experiência:
A BNível inicial
Solvente puro Glicose(aq)
Membrana semipermeável
tempo
Nível finalA B
Solvente puro Glicose(aq)
Com o passar do tempo, observamos que o nível do solvente puro contido no frasco A diminuiu, e o nível da solução de glicose presente no frasco B aumentou.
Explicação: A pressão de vapor do solvente puro é maior que a pressão de vapor da solução. Como conse-quência, o fluxo de moléculas do solvente puro para a solução através da membrana semipermeável é maior
que o fluxo de moléculas do solvente da solução para o solvente puro. Dessa forma, o volume de A diminui e o de B aumenta.
O processo espontâneo que ocorre com a transferência de moléculas do solvente em maior quantidade através de uma membrana semiper-meável denomina-se osmose.
Observações:1. O sentido da osmose: do solvente puro para
a solução ou da solução menos concentrada (mais diluída) para a solução mais concentrada.
2. O solvente passa da solução mais diluída para a solução mais concentrada, e o proces-so termina quando as concentrações de partí-culas em ambas as soluções se tornam iguais.
No estudo das propriedades coligativas:
Solução mais concentrada é aquela que tem maior número de mols de partículas por litro de solução.
Solução mais diluída é aquela que tem me-nor número de mols de partículas por litro de solução.
4
A pressão osmóticaSe quisermos interromper a osmose, basta exercer
sobre o sistema uma pressão no sentido inverso ao da osmose e, no mínimo, com a mesma intensidade daquela que o solvente faz para atravessar a membrana semipermeável.
A essa pressão, capaz de impedir o fenômeno da osmose, damos o nome de pressão osmótica (π).
A B
Nível inicial
Solvente puro Glicose(aq)
A pressão osmótica de uma solução ( )A pressão osmótica de uma solução é diretamente
proporcional à concentração molar de partículas da solução e à temperatura em kelvin.
= · R · T
Sendo: = pressão osmótica da solução
= número de partículas em solução expressa em mols/L
T = temperatura em kelvinR = constante universal dos gases perfeitos.A equação = · R · T mostra que a pressão os-
mótica, a uma dada temperatura, é uma propriedade coligativa, pois depende do número de partículas do soluto por unidade de volume da solução.
Exemplos:Observe, a seguir, alguns dados obtidos experimen-
talmente a 25°C:
Sistema p (atm)
I. Glicose(aq), 1 mol/L(6 · 1023 partículas/L) 24,466
II. Sacarose(aq), 1 mol/L(6 · 1023 partículas/L) 24,466
III. NaCℓ(aq), 1 mol/L(2 · 6 · 1023 partículas/L) 48,932
IV. CaCℓ2(aq), 1 mol/L(3 · 6 · 1023 partículas/L) 73,398
• As soluções de glicose e sacarose, constituídas por solutos moleculares, ambas de mesma concen-tração em mol/L, apresentaram a mesma pressão osmótica. Isso aconteceu porque elas possuem o mesmo número de partículas de soluto por litro de solução.
• A solução de NaCℓ, constituída por um soluto iôni-co, embora tenha a mesma concentração em mol/L em relação às soluções I e II, apresentou o dobro da pressão osmótica. Isso aconteceu porque ela possui o dobro da concentração de partículas de soluto em relação a I e II.A solução de CaCℓ2, constituída por um soluto iôni-co, embora tenha a mesma concentração em mol/L em relação às soluções I e II, apresentou o triplo da pressão osmótica. Isso aconteceu porque ela possui o triplo da concentração de partículas de soluto em relação a I e II.
ConclusãoSe comparadas nas mesmas condições de
pressão e temperatura, a pressão osmótica depende da concentração de partículas e não da natureza do soluto.
Classificação das soluções quanto às pressões osmóticas
Sejam duas soluções A e B, com valores de, respecti-vamente πA e πB, ambas à mesma temperatura:
• Caso πA = πB, as soluções A e B serão isotônicas uma em relação à outra.
• Caso πA > πB, a solução A será hipertônica em rela-ção à solução B.
• Caso πA < πB, a solução A será hipotônica em relação à solução B.Exemplo:
Glicose(aq)
0,1 MGlicose(aq)
0,2 M
A B
Se πA < πB, A é a solução hipotônica do sistema.Se πB > πA, B é a solução hipertônica do sistema.
Aula 05
5Química 3D
Osmose reversaAplicando-se a uma solução uma pressão externa
superior à pressão osmótica, a transferência de mo-léculas do solvente é revertida. É a chamada osmose reversa.
Pext. > π : Osmose reversa
A B
Nível inicial
Água potável NaCℓ(aq)
Em várias regiões áridas, esse processo é utilizado na obtenção da água potável a partir da água salgada. A água salgada é forçada para dentro da célula a uma pressão superior à pressão osmótica. As partículas do soluto ficam retidas na membrana semipermeável, e as moléculas do solvente são forçadas a sair da solução (água salgada), passando pela membrana semipermeável.
Testes
Assimilação05.01. (UNISA – SP) – As propriedades coligativas de solventes puros são modificadas quando se adiciona um soluto não volátil a eles. Essas propriedades, portanto, não são explicadas pela natureza da substância, mas pela con-centração de moléculas e/ou íons em solução. Atuam mais especificamente sobre as propriedades físicas, pressão de vapor (tonoscopia), ponto de ebulição, PE (ebulioscopia), ponto de congelamento (crioscopia) e pressão osmótica (osmoscopia). Pode se afirmar que a adição de cloreto de sódio (sal de cozinha) em água provocaa) a diminuição da pressão de vapor, aumento do PE e
diminuição da temperatura de congelamento.b) a diminuição da pressão de vapor, diminuição do PE e
diminuição da temperatura de congelamento.c) a diminuição da pressão de vapor, aumento do PE e
aumento da temperatura de congelamento. d) o aumento da pressão de vapor, aumento do PE e dimi-
nuição da temperatura de congelamento.e) o aumento da pressão de vapor, aumento do PE e aumen-
to da temperatura de congelamento.
05.02. (UFU – MG) – O estudo das propriedades coliga-tivas das soluções permite-nos prever as alterações nas propriedades de seu solvente.A respeito das propriedades coligativas, assinale a alternativa correta.a) Se for colocada água com glutamato de monossódio
dissolvido para congelar em uma geladeira, a temperatura de congelação da água na solução permanecerá a mesma que a da água pura.
b) As propriedades coligativas independem do número de partículas do soluto na solução, da natureza das partículas e de sua volatilidade.
c) Se forem preparadas duas soluções aquosas de mesma concentração, uma de glutamato de monossódio e outra de açúcar, a temperatura de ebulição da água na solução será maior que a da água na solução de açúcar.
d) em uma panela tampada, a pressão de vapor da solução aquosa de glutamato de monossódio é maior do que a pressão de vapor da água pura porque a presença do sal facilita a evaporação do solvente.
05.03. A pressão osmótica de uma solução 0,1 mol ∙ L−1 de glicose (C6H12O6) a 27°C é:Dado: R = 0,082 atm L
mol K
a) 1,23 atmd) 5,92 atm
b) 2,46 atme) 7,38 atm
c) 3,69 atm
6
05.04. A pressão osmótica de uma solução 0,1 mol ∙ L−1 de cloreto de sódio a 27°C é:Dado: R = 0,082 atm L
mol K
a) 1,23 atmd) 4,92 atm
b) 2,46 atme) 7,38 atm
c) 3,69 atm
05.05. A pressão osmótica de uma solução 0,1 mol ∙ L−1 de cloreto de cálcio (CaCℓ2) a 27°C é:Dado: R = 0,082 atm L
mol K
a) 1,23 atmd) 5,92 atm
b) 2,46 atme) 7,38 atm
c) 3,69 atm
Aperfeiçoamento05.06. (PUCMG) – Nas mesmas condições de pressão e tem-peratura foram preparadas uma solução aquosa 0,1 mol · L–1
de cloreto de sódio (NaCℓ), uma solução aquosa 0,1 mol · L–1 de sacarose (C12H22O11) e uma solução aquosa 0,1 mol · L–1 de sulfato de potássio (K2SO4).Sobre essas soluções, é INCORRETO afirmar que:a) as soluções NaCℓ e K2SO4 entram em ebulição na mesma
temperatura.b) a solução de K2SO4 entra em ebulição a uma temperatura
mais alta que a solução de NaCℓ.c) a solução de C12H22O11 se congela a uma temperatura
mais baixa que a água pura.d) a solução de NaCℓ tem menor pressão de vapor que a
solução de C12H22O11.
05.07. (FUVEST – SP) – A adição de um soluto à água altera a temperatura de ebulição desse solvente. Para quantificar essa variação em função da concentração e da natureza do soluto, foram feitos experimentos, cujos resultados são apresentados abaixo. Analisando a tabela, observa-se que a variação de temperatura de ebulição é função da concen-tração de moléculas ou íons de soluto dispersos na solução.
Volume de água
(L)Soluto
Quantidade de matéria de soluto (mol)
Temperatura de ebulição
(°C)
1 – – 100,00
1 NaCℓ 0,5 100,50
1 NaCℓ 1,0 101,00
1 Sacarose 0,5 100,25
1 CaCℓ2 0,5 100,75
Dois novos experimentos foram realizados, adicionando-se 1,0 mol de Na2SO4 em 1L de água (experimento A) e 1,0 mol de glicose a 0,5 L de água (experimento B). Considere que os resultados desses novos experimentos tenham sido consisten-tes com os experimentos descritos na tabela. Assim sendo, as temperaturas de ebulição da água, em °C, nas soluções dos experimentos A e B, foram, respectivamente, dea) 100,25 e 100,25.c) 100,75 e 100,50.e) 101,50 e 100,50.
b) 100,75 e 100,25.d) 101,50 e 101,00.
Aula 05
7Química 3D
05.08. (UFRN) –
Sorvete em cinco minutosUma receita rápida, prática e que parece mágica para o preparo de um sorvete de morango recomenda o seguinte procedimento:Despeje o leite, o açúcar e a essência de morango num saco plástico de 0,5 litro e certifique-se de que ele fique bem fechado. Coloque 16 cubos de gelo e 6 colheres de sopa de sal comum (NaCℓ) num outro saco plás-tico de 1 litro. Insira o saco de 0,5 litro dentro do saco de 1 litro e feche muito bem. Agite as bolsas de plástico por 5 minutos e, após esse tempo, remova o saco de 0,5 litro de dentro do outro. Em seguida, corte um dos bicos inferiores do saco de 0,5 litro e despeje o sorvete no recipiente de sua preferência.O que parece mágica, ou seja, o congelamento do sorvete a uma tem-peratura (–20°C) mais baixa que 0°C, pela solução aquosa de NaCℓ, é explicado pela propriedade coligativa de diminuição da temperatura de início de solidificação.Outro soluto que pode produzir a mesma diminuição da temperatura que o NaCℓ é a) cloreto de potássio (KCℓ).b) cloreto de cálcio (CaCℓ2).c) glicose (C6H12O6).d) glicerina (C3H8O3).
05.09. (UFU – MG) – A figura abaixo representa duas soluções, A e B, a 25°C, e C é uma mebrama semipermeável.
A
B
C
Sabendo-se que a solução A é hipotônica em relação à solução B, pode-se afirmar que:a) a pressão osmótica da solução A é maior que a pressão osmótica da solução B.b) há passagem de soluto da solução B para a solução A, até que suas pressões
osmóticas se igualem.c) há passagem de soluto da solução A para a solução B, até que suas pressões
osmóticas se igualem.d) a pressão osmótica das duas soluções é igual e nada ocorre.e) há passagem de solvente da solução A para a solução B, até que suas pressões
osmóticas se igualem.
05.10. (UFSC) – Em 22 de julho de 2013, a presença de uma massa de ar polar na região Sul do Brasil abaixou a temperatura, provocan-do geadas e neve nas regiões tradi-cionalmente mais frias. O registro de neve mais surpreendente foi no Morro do Cambirela, em Palhoça, na Grande Florianópolis. Algumas rodovias de Santa Catarina ficaram cobertas de neve e a Polícia Militar Rodoviária realizou a Operação Neve na Pista 2013, na qual uma equipe monitorava as estradas e, nos trechos mais críticos da serra catarinense, depositou sal (cloreto de sódio) para evitar a formação de gelo.
Disponível em: http://g1.globo.com/sc/santa-catari-na/noticia/2013/07/
devido-ao-frio-intenso-pmrv-realiza-operacao-neve--na-pista-2013.html>
[Adaptado] Acesso em:14 ago. 2013.
Assinale a(s) proposição(ões CORRETA(S).01) A propriedade coligativa que es-
tuda o abaixamento do ponto de solidificação do solvente causado pela adição de um soluto não vo-látil é a crioscopia.
02) O abaixamento da temperatura de solidificação é menor em uma solução 1 mol/L de cloreto de sódio (NaCℓ) do que em uma solução 0,5 mol/L de cloreto de cálcio (CaCℓ2).
04) Uma solução 1 mol/L de glicose (C6H12O6) congela em tempera-tura mais alta que uma solução 1 mol/L de cloreto de sódio (NaCℓ).
08) As propriedades coligativas depen-dem do número de partículas de um soluto não volátil dissolvido em um solvente.
16) O cloreto de sódio aumenta a temperatura de solidificação da água, acelerando o processo de degelo da neve.
8
05.11. (FAC. ANHEMBI MORUMBI – SP) – Considere as se-guintes soluções aquosas:• citrato de sódio, Na3C6H5O7 0,1 mol/L.• nitrato de potássio, KNO3 0,1 mol/L.• glicerina, C3H803 0,2 mol/L.• cloreto de sódio, NaCℓ 0,15 mol/L.• ureia, (NH2)2CO 0,02 mol/L.Dentre as soluções relacionadas, são isotônicas as soluções dea) citrato de sódio, glicerina e ureia.b) citrato de sódio e nitrato de potássio.c) ureia, glicerina e nitrato de potássio.d) glicerina e nitrato de potássio.e) ureia e cloreto de sódio.
05.12. (IFGO) – Em regiões onde não há disponibilidade de energia elétrica, existe uma forma alternativa para se conseguir conservar alimentos. Em geral, o que mais se utiliza, como no caso das carnes, é acrescentar uma grande quantidade de sal. Popularmente, estas carnes são conheci-das como carne seca. A propriedade coligativa que melhor explica a conservação da carne pelo procedimento descrito é estudada pelaa) pressão de vapor.c) crioscopia.e) tonoscopia.
b) osmometria. d) endoscopia.
Aprofundamento05.13. (IME – RJ) – Certo composto é produzido através da reação:
Dois bécheres são colocados em um sistema fechado, mantido a 40°C. O bécher da esquerda contém 200 mL de etanol, enquanto o da direita contém uma solução de 500 mg do composto em 200 mL de etanol, conforme a representação a seguir.
Assinale a alternativa que melhor representa os níveis de lí-quido nos bécheres três horas após o início do confinamento.
a)
b)
c)
d)
e)
Aula 05
9Química 3D
05.14. (UFCE) – A escassez mundial de água potável é uma dura realidade em alguns países ricos, que já reciclam qui-micamente a água utilizada. Tal procedimento tem causado surpresas nas populações humanas, resultando dificuldades na aceitação de consumo. Contudo, a quase totalidade da água disponível no planeta Terra tem sido naturalmente reciclada, desde a formação do planeta, há bilhões de anos. Você não deve espantar-se caso o seu próximo copo de água contenha algumas moléculas que já foram ingeridas por Dom Pedro I ou mesmo por Aristóteles.Assinale a alternativa correta.a) O processo de reciclagem natural da água (chuvas) é
representativo exclusivamente de um fenômeno químico.b) A água é uma substância química de difícil purificação,
pois entra em ebulição a 0°C, a 1 atm de pressão.c) A água proveniente das chuvas e de processos artificiais
de purificação é sempre considerada uma mistura hete-rogênea de hidrogênio e oxigênio.
d) A água é considerada um líquido não volátil, pois, a 25 °C, não experimenta o processo de evaporação.
e) A água pura é constituída, quanto à massa, de 11,11% de hidrogênio e 88,89% de oxigênio.
05.15. (UFPR) – Considere as três soluções aquosas abaixo, todas à pressão de 1 atm. Solução A: 0,1 mol · L–1 de glicose (C6H12O6)Solução B: 0,1 mol · L–1 de ácido nítrico (HNO3)Solução C: 0,3 mol · L–1 de nitrato de cálcio [Ca(NO3)2]Assinale a alternativa incorreta.a) A solução C é a que apresenta maior pressão de vapor. b) A solução A apresenta a menor temperatura de ebulição.c) A solução B apresenta uma temperatura de congelamento
maior que a da solução C.d) Todas as soluções apresentam ponto de congelamento
inferior a 0°C.e) Todas as soluções apresentam ponto de ebulição superior
a 100°C.
05.16. (FAMECA – SP) – Água é um recurso natural que, apesar de renovável, tem apresentado diminuição de oferta devido a uma crescente demanda. Considerando que 97% da água do mundo é salgada, novas usinas de dessalinização mais bara-tas poderiam expandir a oferta de água doce para os centros populacionais costeiros. Os esquemas a seguir mostram duas maneiras de se retirar o sal da água.
radiação solar
Figura 1
solução de cloreto de sódio
em águaágua pura
membrana semipermeável
alta pressão
Figura 2
água
Os esquemas apresentados nas figuras 1 e 2 representam, respectivamente, processos de dessalinização conhecidos comoa) filtração e osmose reversa.b) destilação e decantação. c) decantação e evaporação.d) filtração e decantação. e) destilação e osmose reversa.
10
05.17. (UEM – PR) – Ao se preparar uma salada de folhas de alface, utilizando sal e vinagre, devemos temperá-la e comê-la imediatamente, pois, ao ser deixada em repouso por alguns minutos, as folhas de alface murcham, dando à salada um aspecto indesejado. Considerando o exposto, é correto dizer que o fato pode ser explicado01) pelo efeito ácido do vinagre, que contém ácido acético,
que é um ácido forte que “queima” as folhas do alface fazendo-as murchar.
02) pelo efeito do calor liberado pela dissolução do sal no vinagre.
04) pelo efeito osmótico, no qual ocorre um movimento da água contida nas folhas da alface para a solução resul-tante do tempero.
08) pelo efeito de tonoscopia, no qual ocorre um abaixa-mento da pressão máxima de vapor da água contida nas folhas da alface.
16) pelo aumento da pressão osmótica no interior das célu-las da folha da alface, que aumentam de volume até se romperem, levando ao murchamento das folhas.
05.18. (UEM – PR) – Em um tubo de vidro que tem na ex-tremidade inferior uma membrana semipermeável, foram adicionados 17 g de sacarose (C12H22O11) em 100 mL de água. A partir dessas informações, assinale o que for correto.01) A concentração da solução de sacarose é de aproxima-
damente 0,5 mol/L.02) Ao mergulhar o tubo em um recipiente contendo uma
solução de sacarose com concentração de 2,0 mol/L, o volume de líquido dentro do tubo vai diminuir.
04) A passagem de água através de uma membrana semi-permeável é chamada de fagocitose.
08) Quando o tubo for mergulhado em um recipiente, a solução contida nele é hipertônica em relação a uma solução de sacarose de concentração 2,0 mol/L contida nesse recipiente.
16) Uma solução aquosa com concentração de 18 g/L de glicose (C6H12O6) possui menor pressão osmótica do que a solução de sacarose descrita no enunciado, nas mesmas condições de temperatura e pressão.
Discursivos05.19. (UNESP – SP) – A adição de substâncias à água afeta suas propriedades coligativas. Compare as temperaturas de solidificação e ebulição de duas soluções aquosas contendo, respectivamente, 1 mol/L de glicose e 1 mol/L de NaCℓ, nas mesmas condições de pressão.
Aula 05
11Química 3D
05.20. (UFU – MG) – Nas últimas décadas, a indústria de alimentos tem se movimentado para obter novas técnicas de produção e manutenção de alimentos em conserva. O picles, por exemplo, pode ser produzido pela imersão do pepino em salmoura (ideal no preparo do picles: solução aquosa de sal de cozinha, 15%m/m). Considere a densidade da água = 1 g/mL.a) explique o que ocorre com o pepino após vários dias mergulhado na salmoura.
b) explique o que ocorreria se o picles fosse deixado imerso, por alguns dias, em água destilada.
c) responda: uma salmoura preparada com 100 g de sal de cozinha em 2 L de água é adequada no preparo do picles? Jus-tifique sua resposta.
12
Gabarito05.01. a05.02. c05.03. b05.04. d05.05. e05.06. a05.07. d05.08. a05.09. e05.10. 13 (01, 04, 08)05.11. d05.12. b05.13. e05.14. e05.15. a05.16. e05.17. (04)05.18. 19 (01, 02, 16)
05.19.
6 12 6
1mol 2 mol PartículasNaCL L
1mol 1mol PartículasC H OL L
=
=
n
A solução de cloreto de sódio, por apresentar maior concentração de partículas, inicia solidificação em temperatura mais baixa e inicia a ebulição em temperatura mais alta que a solução de glicose.
05.20. a) com a ocorrência da osmose o pepino desidrata e, portanto, murcha.
b) em água destilada, pela ocorrência da osmose o pepino incha.c)
2 L = 2 000 mL = 2 000 g
d = 1 g/mLsolução 2100 g
100 g
NaCℓ
(2 000 + 100)g
2 100 g — 100% 100 g — x x = 4,76%Essa solução tem 4,76% (m/m) de NaCℓ, portanto é inadequada para a produção do picles em que a concentração de NaCℓ tem que ser 15% (m/m).
13Química 3D
Aula 06Química3D
Efeitos coligativos – leis de Raoult
Tonometria ou tonoscopiaEsse efeito coligativo estuda o abaixamento da pres-
são de vapor provocado pela presença das partículas do soluto não volátil na solução.
A evaporação ocorre na superfície do líquido e as partículas do soluto distribuídas uniformemente por toda a solução, inclusive na sua superfície, fazem com que um menor número de moléculas do solvente fiquem disponí-veis para passar ao estado de vapor, causando assim uma diminuição (abaixamento) na pressão de vapor.
Solvente puro
100% das moléculas presentes na superfície são do solvente.
Solução com soluto não Volátil
Na superfície da solução há menor no. de moléculas do solvente em relação a ele puro.
= partículas do soluto não volátil (invisíveis a olho nu) presentes na superfície do líquido.
Observe, a seguir, alguns dados obtidos experimen-talmente.
Sistema Pressão de vapor (25°C)
I. H2O pura 23,760 mmHg
II. Solução aquosa de glicose com fração molar 0,1 (10%) 21,384 mmHg
III. Solução aquosa de sacarose com fração molar 0,2 (20%) 19,008 mmHg
Interpretação: • O sistema II tem sua superfície constituída por 10%
das moléculas de glicose e os outros 90% são de água. Por isso, a pressão de vapor da água nessa solução é 90% da pressão de vapor da água pura.
Pressão de vapor a H2O pura (25 °C)
Pressão de vapor de H2O na solução II (25 °C)
Fração Molar de H2O
23,760 · 0,9 = 21,384 mmHg
Portanto, houve um abaixamento de 10% na pressão de vapor de H2O.
• O sistema III tem sua superfície constituída por 20% das moléculas de sacarose e os outros 80% são de água. Por isso a pressão de vapor da água nessa solução é 80% da pressão de vapor da água pura.
Pressão de vapor a H2O pura (25 °C)
Pressão de vapor da água na solução III (25 °C)
Fração Molar de H2O
23,760 · 0,8 = 19,008 mmHg
Portanto, houve um abaixamento de 20% na pressão de vapor em relação ao solvente puro.
ConclusãoPvapor
do solvente na solução
Xsolvente (fração molar do solvente)
Pvapor do solvente
puro=
=
.
.
-------------------------------------------------------------------------------------
Abaixamento da pressão do vapor
Xsoluto (fração molar
do soluto)
Pvapor do solvente
puro
14
Ebulioscopia ou ebuliometriaEsse efeito coligativo estuda o aumento na tempera-
tura de início de ebulição provocada pelas partículas do soluto não volátil na solução.
Observe a seguir os dados obtidos experimental-mente:
Sistema Ebulição (sob pressão = 1 atm)
I. H2O pura 100°C
II.C6H12O6 1 mol · kg– 1
(1 mol · kg–1 partículas)100,52°C
III. NaCℓ(aq) 1 mol · kg– 1
(2 mol · kg–1 partículas)101,04°C
Interpretação: A solução de glicose (1 mol · kg–1 de partículas) inicia a ebulição a 100,52°C, ou seja, um aumento de 0,52°C. A solução de cloreto de sódio (2 mol · kg–1 de partículas) iniciou a ebulição a 101,04°C, ou seja , um aumento de 1,04°C · (2 · 0,52).
ConclusãoA cada mol ∙ kg–1 de partículas de um so-
luto não volátil, aumenta a temperatura de início de ebulição da água em 0,52°C
Dessa conclusão, podemos dizer que a constante ebuliscópica (keb) da água é de 0,52°C/molal de partículas
keb = 0,52°C/molal de partículas H2O
molal = mol · kg–1
Com o mesmo procedimento, determina-se a cons-tante ebulioscópica de outros solventes.
Veja alguns exemplos:
Solvente Constante Ebulioscópica (keb)
tetracloreto de carbono (CCℓ4) 5,03°C/molal de partículas
Benzeno (C6H6) 2,53°C/molal de partículas
01. O tetracloreto de carbono (CCℓ4) puro, ao nível do mar, tem ponto de ebulição 77°C (aproximadamente). Uma solu-ção, com esse solvente, que apresenta 0,5 mol ∙ kg–1 de partículas, inicia a ebulição em qual temperatura?
Dado: kebCCℓ4 = 5,03°C/molal
Resolução:
keb = 5,03°C/molal
1 mol · kg–1 de partículas ——— 5,03°C
0,5 mol · kg–1 de partículas ——— xHá um aumento de 2,515°C na temperatura de início de ebulição.
x = 2,515°C
02. Dissolvendo um soluto não volátil no benzeno, em quantidade suficiente para se obter 2 mol · kg–1 de partículas em solução e sabendo que o benzeno puro, ao nível do mar, entra em ebulição a 80°C, determine a temperatura de início de ebulição na solução citada.
Dado: keb = 2,53°C/molal C6H6
Resolução:
1 mol · kg–1 partículas ——— 2,53°C
2 mol · kg–1 partículas ——— x
x = 5,06°C Há um aumento de 5,06°C na
temperatura de início de ebulição.
Solvente puro
Temperatura de início de ebulição do CCℓ4 na
solução
Aumento provocado pelas partículas em
solução
77°C + 2,515°C = 79,515°C
Solvente puro
Temperatura de início de ebulição do C6H6 na
solução
Aumento provocado pelas partículas em
solução
80°C + 5,06°C = 85,06°C
Exercícios resolvidos
Aula 06
15Química 3D
Criometria ou crioscopiaEsse efeito coligativo estuda o abaixamento da tem-
peratura de início de congelação do solvente provocado pela presença das partículas em solução.
Observe a seguir dados obtidos experimentalmente:
Sistema Congelação (1 atm)
I. Água pura 0°C
II.C6H12O6(aq) 1 mol · kg–1
(1 mol · kg–1 partículas)– 1,86°C
III.NaCℓ(aq) 1 mol · kg–1
(2 mol · kg–1 partículas)– 3,72°C
Interpretação: A solução de glicose (1 mol · kg–1 de partículas) iníciou a congelação a – 1,86°C, ou seja, uma diminuição de 1,86°C. A solução de cloreto de sódio (2 mol · kg–1 de partículas) iniciou a congelação a – 3,72°C, ou seja, uma diminuição de 3,72°C (2 · 1,86).
ConclusãoA cada mol · kg–1 de partículas de um soluto
não volátil em solução, diminui a temperatura de início de congelação da água em 1,86°C
Dessa conclusão, podemos dizer que a constante crioscópica (kcr) da água é de 1,86°C/molal de partículas.
molal = mol · kg–1
kcr = 1,86°C/molal de partículasH2O
Com o mesmo procedimento, determina-se a cons-tante crioscópica de outros solventes.
Veja alguns exemplos:
Solvente Constante crioscópica (kCr)
Etanol (C2H5OH) 2°C/molal de partículas
Ác. Acético (H3CCOOH) 3,9°C/molal de partículas
Sabendo que as temperaturas de congelação do etanol e do ácido acético são respectivamente – 117°C e 17°C, determine:a) a temperatura de início de congelação de uma solução em etanol com 2 mol ∙ kg–1 de partículas.
Kcr ETANOL = 2°C/molal
1 mol · kg–1 partículas ——— 2°C
2 mol · kg–1 partículas ——— x
Há uma diminuição de 4°C na temperatura de início de congelação.
x = 4°C
b) a temperatura de início de congelação de uma solução em ácido acético com 3 mol · kg–1 de partículas.
Dado: constante crioscópica (kcr) do ácido acético = 3,9°C/molal.
1 mol · kg–1 partículas ——— 3,9°C
3 mol · kg–1 partículas ——— x
Há uma diminuição de 11,7°C na temperatura de início de congelação.
Temperatura de congelação do ácido acético (solvente puro)
Temperatura de início de congelação do ácido acético na solução
Diminuição na temperatura de congelação provocada pe-las partículas em solução
x = 11,7°C
17°C – 11,7°C = 5,3°C
Temperatura de congelação do etanol (solvente) puro
Temperatura de início de congelação do etanol na solução
Diminuição na temperatura de congelação provocada pelas partículas em solução
–117°C – 4°C – 121°C=
Exercícios resolvidos
16
Instruções: Para as questões 06.03 e 06.04A constante ebulioscópica (Keb) informa o aumento na tem-peratura de ebulição do solvente para cada mol de partículas dissolvidas em 1,0 kg desse solvente.Exemplo:
H2O
⎧⎪⎪⎪⎪= ⎨⎪⎪⎪⎪⎩
eb
2
Interpretação :
Para cada mol de partículas
dissolvidas em 1,0 kg de águaK 0,5°C /molal
há um aumento de 0,5°C na
temperatura de início de ebulição
do H O.
06.03. Assinale a alternativa que traz o aumento na tempera-tura de início de ebulição da água numa solução 0,1mol · kg–1 de glicosea) 0,05°Cb) 5°Cc) 0,5°Cd) 1,5°Ce) 1,0°C
06.04. Assinale a alternativa que traz a elevação na tempe-ratura de ebulição da água numa solução 0,1mol · kg–1 de cloreto de cálcio (CaCℓ2)a) 0,5°Cc) 0,15°Ce) 0,8°C
b) 0,10°Cd) 0,05°C
Testes
Assimilação06.01. A água pura a 28°C tem pressão de vapor próxima a 24 mmHg. Preparando uma solução aquosa de sacarose com fração molar 0,1 provocamos um abaixamento de _____ mmHg na pressão de vapor, ou seja a pressão de vapor na nessa solução a 28°C é _____.Os números que completam corretamente a frase é:a) 2,4 e 21,6b) 1,2 e 24,3c) 24 e 25,2d) 2,4 e 26,2e) 0,1 e 2,4
06.02. A água (pura) a 100°C tem pressão de vapor igual a 760 mmHg. Com essa informação, assinale a alternativa que traz a pressão de vapor da água numa solução de glicose que apresenta fração molar 0,01.a) 7,6 mmHgc) 752,4 mmHtg
b) 76 mmHgd) 760,76 mmHg
Aula 06
17Química 3D
06.05. A constante crioscópica (Kcr) informa o abaixamento na temperatura de congelação do solvente para cada mol de partículas dissolvidas em 1,0 kg desse solvente.
H2O
⎧⎪⎪⎪= ⎨⎪⎪⎪⎩
cr 2
Interpretação: para cada mol de
partículas dissolvidas em1,0 kg de
K 1,86°C /molal H O, há uma diminuição de
1,86°C na temperatura de início
de congelação da água.
Com base nessa informação, assinale a alternativa que com-pleta corretamente a seguinte frase:Uma solução 1mol · kg–1 de NaCℓ tem _____ mol · kg–1 de partículas. Essas são responsáveis por diminuir _____°C na temperatura de início de congelação da H2O, ou seja, nessa solução a água começa congelar a _____°C.a) 1, 1,86, –1,86c) 2, 1,86, –1,86e) 2, 1,86, –3,72°C
b) 2, 3,72, –3,72d) 1, 3,72, –3,72
Aperfeiçoamento06.06. Dissolvendo 0,1mol de glicose em 4,9 mol de água a 30°C, preparamos uma solução que a pressão de vapor da água corresponde a:Dado: P 24 mmHgvapor H O C2 30( )°
=
a) 26,5 mmHgc) 28,53 mmHge) 18,74 mmHg
b) 24,48 mmHgd) 23,52 mmHg
06.07. Seguindo os passos do químico francês François- -Marie Raoult (1830-1901), pesquisando sobre o efeito ebu-liométrico nas soluções, um estudante de química dissolveu 90 g de glicose (C6H12O6) em 400 g de água e aqueceu o conjunto. Sabendo que Keb da água = 0,52°C/molal, depois de algum tempo, a temperatura inicial de ebulição por ele encontrada foiDado: C6H12O6 = 180 g · mol–1
a) 99,85°Cc) 100,50°C
b) 100,15°Cd) 100,65°C
06.08. (UECE) – Consta que por volta de 600 a.C os fenícios já usavam o glicerol, subproduto da fabricação de biodiesel, para fabricar um tipo de sabão primitivo. Considerando a Keb da água igual a 0,52°C · kg · mol–1 e sua Kcr igual a 1,86°C ∙ kg · mol–1, quando adicionamos 18,4 g de glicerol em 500 g de água, os pontos de ebulição e de congelamento da água, serão, nesta ordem, aproximadamenteDado: massa molar do glicerol (C3H8O3) = 92 g ∙ mol –1 a) 100,21°C e –0,74°Cc) 100,21°C e 0,47°C
b) 100,14°C e –0,47°Cd) 100,07 e 0,21°C.
18
06.09. Sabendo que a temperatura de congelação do benze-no puro é 5,5°C e sua constante crioscópica (Kcr) é 5,1°C/molal, assinale a alternativa que traz a temperatura de congelação do benzeno numa solução de naftaleno 0,3mol · kg–1.a) 3,97°Cd) 6,25°C
b) 5,8°Ce) 2,51°C
c) 4,32°C
06.10. (UFGD – MS) – Nos países que costumam ter um inverno rigoroso, adicionam-se anticongelantes à água do radiador dos automóveis para impedir que expansão de volu-me que acompanha o congelamento da água rompa alvéo-los do radiador. Do ponto de vista crioscópico, seriam ótimos anticongelantes sais como o MgCℓ2 ou CaCℓ2, que, em solu-ções aquosas a 30% em massa, congelam a água em torno de –50°C. No entanto, essas soluções são inconvenientes porque corroem o motor. Alternativamente, empregam-se, como solutos, etanol, glicerina ou etilenoglicol, e se obtêm soluções que congelam entre –10 e –25°C. Calcule a massa de glicerina (C3H8O3) que deve ser adicionada por quilo de água para que a solução só comece a se solidificar a –10°C.Dado: = =cr C H O3 8 3
K 1,86°C /molal M 92 g /mol
a) 109 g.d) 310 g.
b) 290 g.e) 50 g.
c) 494,6 g.
06.11. O abaixamento na temperatura de congelação da água numa solução com 136,8 g de sacarose dissolvidos em 800 g de H2O é:Dado: C12H22O11=342 g/mol
crK 1,86°C /molal=
a) 1,86°Cd) 0,744°C
b) 3,72°Ce) 0,558°C
c) 0,93°C
06.12. As temperaturas de início de congelação e ebulição da água ao nível do mar numa solução preparada com 11,1g de cloreto de cálcio (CaCℓ2) em 500 g de água são respectivamente:Dado: 1
21
cr
1eb
CaC 111g mol
K 1,86°C molal
K 0,52°C molal
−
−
−
= ⋅
= ⋅
= ⋅
n
H2O
H2O
a) –1,116°C; 103,12°Cb) –2,33°C; 102,33°Cc) –4,52°C; 104,52°Cd) –1,116°C; 100,312°Ce) –0,86°C; 100, 96°C
H2O
Aula 06
19Química 3D
Aprofundamento06.13. (ACAFE – SC) – Foi dissolvida uma determinada mas-sa de etanol puro em 200 g de acetona acarretando em um aumento de 0,86°C na temperatura de ebulição da acetona.Dados: H:1 g/mol, C:12 g/mol, O:16 g/mol. Constante ebu-lioscópica molal da acetona (Keb)= 1,72°C · Kg · mol–1
A massa de etanol dissolvida foi de:a) 0,86 gb) 5,8 gc) 2,3 gd) 4,6 g
06.14. (UEL – PR) – O eugenol, um composto de fórmula molecular C10H12O2, é um ingrediente ativo do cravo-da--índia. O benzeno, um líquido inflamável e incolor, é um composto tóxico. O eugenol tem um ponto de ebulição de 256°C e o benzeno, de 80,10°C. Sabendo que uma quantida-de de eugenol foi dissolvida em10,0 g de benzeno e que a constante ebuliométrica Keb do benzeno é +2,53 °C · molal–1, considere as afirmativas a seguir.
I. O ponto de ebulição do benzeno continuará sendo 80,10°C, mesmo com a adição de eugenol.
II. A quantidade de eugenol necessária para elevar a tem-peratura em 1,0°C é de 0,648 g.
III. Se fossem dissolvidas 1,298 g de eugenol em 10,0 g de benzeno, a fração molar de benzeno nesta mistura seria de 0,942.
IV. A dissolução do eugenol no benzeno diminuirá a pressão de vapor do benzeno.
Assinale a alternativa correta.a) Somente as afirmativas I e II são corretas. b) Somente as afirmativas I e IV são corretas.c) Somente as afirmativas III e IV são corretas.d) Somente as afirmativas I, II e III são corretas.e) Somente as afirmativas II, III e IV são corretas.Dados as massas molares:Eugenol = 164 g · mol–1
Benzeno = 78 g · mol–1
06.15. (FAMECA – SP) – Qual a variação da pressão de vapor do solvente (em módulo) de uma solução que possui 18 g de glicose em 90 g da água a 40°C?Dados: Considere que a pressão de vapor da água a 40°C = 55,3 mmHg; massa molar da glicose = 180g/mol; massa molar da água = 18g/mol).a) 3,4 mmHgc) 2,4 mmHg
b) 54,2 mmHgd) 1,1 mmHg
20
06.16. (UEL – PR) – Na mesma condição de pressão foram preparadas as seguintes soluções. Em um béquer (béquer 1) foram adicionados 1 kg de água e 1 mol de sacarose (C12H22O11). A mistura foi agitada dando origem a uma solu-ção 1. Em outro béquer (béquer 2) foram adicionados 1 kg de água e 1 mol de cloreto de sódio (NaCℓ). A mistura foi agitada dando origem a uma solução 2. Em outro béquer (béquer 3) foram adicionados 1 kg de água e 1 mol de glicose (C6H12O6). A mistura foi agitada dando origem a uma outra solução 3.Com relação ás soluções contidas nos béqueres 1, 2 e 3 é correto afirmar:a) A diminuição do ponto de congelamento do solvente na
solução 1 é maior que na solução 3.b) O aumento do ponto de ebulição do solvente na solução 2
é menor que na solução 1. c) A diminuição na temperatura de congelação do solvente
da solução 2 é duas vezes maior que da solução 1.d) A diminuição da pressão de vapor do solvente da solução 2
é igual ao da solução 3.e) O aumento na temperatura de ebulição do solvente da
solução 1 é duas vezes maior que da solução 3.
06.17. (MACK – SP) – Uma solução aquosa de cloreto de sódio congela a – 0,93°C. A temperatura de ebulição desta solução será:Dados: Constante criométrica da água = 1,86°C/molal;Constante ebuliométrica da água = 0,52°C/molal.a) 100,26°Cb) 100°Cc) 99,74°d) 102,60°Ce) 98°
06.18. (PUCPR) – A constante criométrica e o ponto de congelamento do benzeno valem, respectivamente, 5,12°C/molal e 5,5°C. Se adicionarmos 6,0 g de um soluto molecular (M = 148 g/mol) a 80 g de benzeno, o ponto de congelamento do benzeno na referida solução será:a) – 2,6°Cb) + 2,9°Cc) + 2,6°Cd) + 5,5°Ce) + 5,12°C
Aula 06
21Química 3D
Discursivos06.19. (UFPR) – Em países do Leste Europeu e nórdicos, a adição de etilenoglicol (1,2-etanodiol) à água do radiador de carros é crucial, principalmente no inverno, para que não ocorra o congelamento do líquido. Na maior parte do Brasil, a preocupação é outra: a adição de etilenoglicol tem a função de aumentar a temperatura de ebulição, evitando a fervura e perda do líquido de arrefecimento dos motores. Utilizando a lei de Raoult, calcule qual a temperatura de ebulição de uma solução 5% (m/m) de etilenoglicol. Considere uma cidade onde a temperatura de ebulição da água pura é de 94,0°C.Dados: Constante ebuliométrica (ke) = 0,52°C; M (g ∙ mol– 1) H = 1,008, O = 15,999, C = 12,01.
06.20. (UFPR) – Sob pressão normal, uma solução contendo 50,7 g de uma substância X, sólido molecular não volátil, dis-solvidos em 400,0 g de água, entra em ebulição a 100,36°C. Nessas condições, a água entra em ebulição a 100,00°C.Dados: keb = 0,513°C . kg ∙ mol– 1; M (g ∙ mol– 1); C = 12, H = 1, O =16a) Calcule a massa molecular da substância X.
b) De acordo com a resposta do item (a) e sabendo que % C = 40,0, % H = 6,7, % O = 53,3, dê a fórmula molecular do composto X.
22
Gabarito06.01. a06.02. c06.03. a06.04. c06.05. b06.06. d06.07. d06.08. a06.09. a06.10. c06.11. c06.12. d06.13. d06.14. e06.15. d06.16. c06.17. a06.18. b
soluto0,04 mol
6gn 0,04 mol148g /mol
= ≅ 20,08 kg H O
x 2
1
1 1
cr
1,0 kg H O
x 0,5mol kg
0,5 mol kg composto molecular 0,5 mol kg de partículas
1 mol part.kg
K 5,12 C /mol
−
− −
⎡⎢⎣
≅ ⋅
⋅ = ⋅
= °
5,12 C
0,5 mol part.kg
°
CC
t 2,56 Ct
Abaixamento na
temperatura de
congelação
5,50 CT. congelação Benzeno puro2,56 C
2,94 C
Nessa solução o benzeno
inicia a congelação a 2,94 C
⎡⎢⎢ Δ ≅ °⎢ Δ⎢⎣
⇓
°→− °
°
°
06.19. Etilenoglicol (C2H6O2 = 62 g/mol) Partindo de 100 g de solução, temos:
5 gC2H6O2 100 g
95 gH2O
nmM
n mol
mol kg
x kg
x mol
= → = = →≅
⎡
⎣
⎢⎢⎢
562
0 08
0 08 0 095
1
0 85
,
, ,
,
2 6 2mol mol partículasC H O 0,850,85kg kg
→=
1 0 5molkg
part C. ,
mol0,85 part.kg
ebtΔ
teb = 0,425°C
Há um aumento de 0,425°C na temperatura de início de ebulição.94 + 0,425 = 94,425°C
A solução inicia a ebulição a 94,425°C
06.20. a) de 100°C para 100,36°C Há um aumento de 0,36°C
mol partículas1kg
0,513 C
molx partículaskg
°
0,36 C
⎡⎢⎢⎢ °⎢⎣
molx 0,70 partículaskg
≅ Como o composto é molecular
mol mol substânciapart.kg kg
=
1 0 0 70
0 402
2
, ,
,
kg H O mol
kg H O y⎡
⎣⎢
y = 0,28 mol0 28 50 7
1
180
, ,
/
mol g
mol M
M g mol
⎡
⎣⎢
≅
Resposta: A massa molar é 180 g/mol, portanto a massa mole-cular é 180 u.
b) CxHyOz 180 g/mol
C 40% 0,4 ∙ 180 = 7212
6g
H 6,7% 0,067 ∙ 180 = 12
112
g
O 53,3% 0,533 ∙ 180 = 9616
6g
Resposta: De acordo com os cálculos, a fórmula molecular é C6H12O6.
07Aula Química
4D
Cinética Química – Introdução e velocidade média
IntroduçãoCom certeza, você já observou
o preparo de uma churrasqueira para a realização de um churrasco. Pedaços de carvão vegetal são adicionados a ela para que, após acesos, forneçam o calor necessário para assar a carne. Esse calor, como sabemos, é proveniente da reação de combustão do carvão na presen-ça do oxigênio do ar.
C(carvão) + O2(g) (ar) CO2(g) + calor
Para dar início à reação, há ne-cessidade de um fornecimento ini-cial de energia (produzido por uma chama). Normalmente, adiciona-se álcool ao carvão e, em seguida, um palito de fósforo aceso é atirado para dar início à combustão.
• pedaços grandes de carvão queimam lentamente na pre-sença do ar;
• se quebrarmos esses pedaços grandes em pedaços menores a queima ocorre mais rapidamente;
• caso seja utilizado carvão em pó, ele queimará explosivamen-te na presença do ar.Com essas experiências, é
possível observar que uma mesma reação pode apresentar diferentes
velocidades no consumo de reagentes ou na formação de produtos. No exemplo da churras-queira, pudemos perceber que a velocidade da reação de combustão do carvão no ar depende do grau de fracionamento do carvão.
A parte da Química que estuda a velocidade das reações e os fatores que a alteram denomina-se Cinéti-ca Química.
Velocidade média de uma reação
Considere uma reação do tipo: A B
No decorrer da reação, o rea-gente A é consumido. Isso significa que sua quantidade diminui.
Qua
ntid
ade
t(s)
No decorrer da reação, o produ-to B é formado. Isso significa que sua quantidade aumenta.
Qua
ntid
ade
t(s)
A velocidade média de uma reação é a razão entre a variação na quantidade de um reagente ou de um produto e o intervalo de tempo no qual ocorreu essa variação.
Vquantidade
tmAA=
| |ΔΔ
Vmassa
tm =| |Δ
Δ
Vvol
tm =| |ΔΔ
Vntm =
| |ΔΔ
Vtm =
| [ ]|ΔΔ
1
2
Velocidade de consumo de reagentes e velocidade de formação de produtos
Considere a reação:2A 4B + CNessa reação, para cada 2 mols de reagente A con-
sumidos são formados 4 mols do produto B e 1 mol do produto C.
Temos para essa reação os seguintes dados:
t(min) [A] mol · L–1
0 1,000
10 0,800
20 0,667
30 0,571
40 0,500
A velocidade média de consumo do reagente A, no intervalo t = 0 a t = 10, é:
Vt t
V
mA
mA
=−−
=−−
=
|[A] [A] |
| , , |
2 1
2 1
0 800 1 00010 0
0,020 mol · L–1 · s–1 A velocidade média de formação do produto B, no
intervalo t = 0 a t = 10, é: 2A 4B + 1C 2 mols 4 mols 0,020 mol x mols
x = 0,040 mol
VmB = 0,040 mol · L–1 · s–1
A velocidade média de formação do produto C, no intervalo t = 0 a t = 10, é: 2A 4B + 1C 2 mols 1 mols 0,020 mol y mols
y = 0,010 mol
VmC = 0,010 mol · L–1 · s–1
Efeito da concentração so-bre as velocidade e teoria das colisõesConsidere a reação: A BNo decorrer da reação, observa-se que a concen-
tração do reagente A diminui e, consequentemente, a velocidade da reação diminui. Esse fato mostra que a velocidade da reação é diretamente proporcional à concentração do reagente, elevada a alguma potência:
V [A]x
A proporcionalidade pode ser convertida em uma igualdade pela introdução de uma constante de propor-cionalidade, denominada constante de velocidade (ci-nética). A equação resultante é chamada lei (equação) da velocidade (cinética):
V = k · [A]x
Na lei da velocidade, o expoente x é denominado ordem da reação em relação ao reagente A.
1o. caso: Quando x = 1, temos uma reação de 1a. ordem em relação ao reagente A.
Nesse caso: V = k · [A].Vamos supor que a concentração inicial de A seja
x mols/L:[A] = x mols/L
A velocidade é dada por: V = k · x Em seguida, suponhamos que a reação seja repetida
com a concentração inicial de A duplicada:[A] = 2x mols/L
A velocidade é dada por:V = k · 2x, ou então, V = 2 · kx.
ConclusãoDuplicando a concentração do reagente A, a
velocidade da reação duplica.
2o. caso: Quando x = 2, temos uma relação de 2a. ordem em relação ao reagente A.
Nesse caso; V = k · [A]2.Vamos supor que a concentração inicial de A seja
x mols/L.[A] = x mols/L
A velocidade é dada por:V = k · (x)2 Vamos supor que a reação seja repetida com a con-
Aula 07
3Química 4D
centração inicial de A duplicada:[A] = 2x mols/L
A velocidade é dada por:V = k · (2x)2 V = k · 4x2 V = 4 · k · (x)2
ConclusãoDuplicando a concentração do reagente A, a
velocidade da reação quadruplica.
A lei da velocidade de uma reação é sempre determi-nada a partir de dados experimentais, medidos a certa temperatura.
Exemplo:Os dados abaixo foram medidos em cinco expe-
riências feitas com a reação representada pela seguinte equação:
(CH3)3CBr + OH– (CH3)3COH + Br–
à temperatura de 300°C.
ExperiênciaConcentração
inicial em mol · L–1 Velocidade inicial em mol · L–1s–1
(CH3)3CBr OH–
1 0,10 0,10 0,0010
2 0,20 0,10 0,0020
3 0,30 0,10 0,0030
4 0,10 0,20 0,0010
5 0,10 0,30 0,0010
Vamos analisar as experiências 1, 2 e 3 e tirar algu-mas conclusões:
• Nas três experiências, a concentração inicial do íon OH– é a mesma.
• Quando comparada com a experiência 1, a experiência 2 teve a concentração inicial de (CH3)3CBr duplicada. A velocidade inicial também dobrou.
• Quando comparada a experiência 1 com a 3, a concen-tração inicial de (CH3)3CBr triplica. A velocidade inicial também triplicou.
ConclusãoA ordem da reação em relação ao reagente
(CH3)3CBr é 1.
Vamos analisar as experiências 1 e 4 e tirar mais conclusões:
• Nas duas experiências, a concentração do haleto (CH3)3CBr é a mesma.
• Quando comparada com a experiência 1, a experiên-cia 4 teve a concentração inicial de OH– duplicada. A velocidade inicial da reação não foi alterada.
ConclusãoA ordem da reação em relação ao reagente
OH– é zero.
Assim, a equação que representa a lei da velocidade é dada por:
V = k[(CH3)3CBr]1 · [OH–]0
Como qualquer número elevado a zero é igual a um:
V = k[(CH3)3CBr]1 · 1 V = k[(CH3)3CBr]1
Usando a equação da velocidade, determinamos a constante de velocidade:
kV
CH CBr[( ) ]3 31
Considerando a experiência 1:
kmol CH CBr L smol CH CBr L
=⋅ ⋅⋅
− −
−0 0010
0 103 3
1 1
3 31
, ( ), ( )
k = 0,01 s–1
Teoria das colisõesDe acordo com essa teoria, para uma reação ocor-
rer, as moléculas dos reagentes devem colidir entre si.Considere a reação:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
A reação se dá por meio das colisões entre moléculas H2 e moléculas I2:
De acordo com essa teoria, a velocidade de uma rea-ção é proporcional ao número de colisões que ocorreu em 1 segundo.
no. de colisõessegundoV
4
Ainda experimentalmente, pode-se constatar que a velocidade de uma reação pode ser afetada por vários fatores. Vejamos alguns:
• concentração; • pressão; • superfície de contato; • temperatura; • luz; • eletricidade.
Vamos tentar entender como a Teoria das Colisões ex-plica a influência dos fatores concentração dos reagentes (nesta aula) e pressão, superfície de contato e temperatu-ra (na próxima aula) na velocidade de uma reação.
ConcentraçãoConsidere a reação:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
A reação se dá por colisão entre moléculas H2 e molécu-las I2:
A velocidade da reação é proporcional ao número de colisões por segundo entre as moléculas reagentes.
Dobrando a concentração do H2, dobra o número de moléculas H2 e, consequentemente, dobra o número de colisões com moléculas de I2, pois as moléculas de
H2
I2
I2 terão o dobro de possibilidade de colidirem com moléculas H2.
ConclusãoA velocidade da reação duplica.
Dobrando a concentração do I2, dobra o número de molé-culas I2 e, consequentemente, dobra o número de colisões com moléculas H2, pois as moléculas de H2 terão o dobro de possibilidade de colidirem com moléculas I2.
ConclusãoA velocidade da reação duplica.
Logo, a ordem em relação a cada reagente é 1. A lei da velocidade para a reação é:
V = k [H2]1. [I2]1
Em geral, um aumento na concentração de reagente eleva a velocidade das reações.
Determinação da lei (equação) da velocidade para uma reaçãoV = k · [reag] x ordem
(experimental) • Se a reação é elementar:
x = coeficiente do balanceamento da equação. • Se a reação ocorre em mais de uma etapa:
x = coeficiente do balanceamento da etapa lenta. • Se forem fornecidos resultados experimentais: x é obtido por meio da análise matemática desses resultados como
explicado no texto inicial.
Aula 07
5Química 4D
Testes
Assimilação07.01. (UERN) – Uma das formas para se obter o monóxido de dinitrogênio é reagindo óxido de nitrogênio II com gás hidrogênio, de acordo com a seguinte reação:
2NO(g) + H2(g) N2O(g) + H2O(g)
Sabendo que a reação é elementar é correto afirmar que a ordem global dessa reação é igual aa) 2. b) 3. c) 4. d) 5.
07.02. A reação de decomposição da água oxigenada na pre-sença de iodeto (I–) pode ser equacionada da seguinte forma:
H O aq I aq H O IO aq2 2 2( ) ( ) ( ) ( )+ → +− −N (etapa lenta)
H O aq IO aq H O O g I aq2 2 2 2( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ → + +− −N (etapa rápida)
A equação da velocidade de acordo com esse mecanismo éa) V = k ∙ [H2O2]c) V = k ∙ [H2O2] ∙ [I–]e) V = k ∙ [H2O2]2
b) V = k ∙ [H2O2] ∙ [H2O]d) V = k ∙ [H2O2] ∙ [O2]
07.03. (UNIMONTES – MG) – A velocidade da reação genérica 2A + B C é dada por V1 = k [A]2 ∙ [B]1. Em uma determinada situação, a concentração de A foi triplicada, e a de B dupli- cada. O novo valor de velocidade (V2) em função de V1, será:a) igual a V1.c) 2 vezes maior.
b) 18 vezes maior.d) 18 vezes menor.
07.04. (UEPG – PR) – Considerando a seguinte reação genérica:
3Z + 2Y 4X
As etapas do mecanismo dessa reação estão abaixo repre-sentadas: 2Z + Y W (lenta) Y + W K (rápida) K + Z 4X (rápida)01) Se duplicar a concentração de Z, a velocidade quadru-
plica.02) Se duplicar a concentração de Y, a velocidade dobra.04) A ordem da reação é 3.08) Se triplicar simultaneamente as concentrações de Z e Y,
a velocidade da reação ficará 27 vezes maior.16) A expressão da lei da velocidade da reação é a seguinte:
v = k [Z] ∙ [Y].
07.05. (UFGD – MS) – Em uma reação química hipotética X + Y Produto, obteve-se, experimentalmente, os dados apresentados na tabela:
Experimento [X]0 mmol ∙ L–1
[Y]0 mmol ∙ L–1 VO mmol ∙ L–1 ∙ s–1
1 3,0 3,0 7,0
2 6,0 3,0 14,0
3 6,0 9,0 42,0
Com os dados apresentados, indique a alternativa correta para a equação de velocidade desta reação.a) v = kc) v = k ∙ [X] ∙ [Y]e) v = k ∙ [Y]
b) v = k ∙ [X]d) v = k ∙ [X]2 ∙ [Y]3
6
Aperfeiçoamento07.06. (UERN) – No estudo cinético da reação representada por: X + Y Z foram encontradas as seguintes variações de concentração e velocidades iniciais:
Concentração (mols/litro) Velocidade (mol/L ∙ h)[X] [Y]
1 x 10–2 1 x 10–2 1 x 10–2
2 x 10–2 1 x 10–2 4 x 10–2
1 x 10–2 2 x 10–2 8 x 10–2
Analisando os resultados, a expressão correta da Lei da Velocidade para essa reação é:a) v = k ∙ [x]2 ∙ [y]2
c) v = k ∙ [x]3 ∙ [y]2b) v = k ∙ [x]3 ∙ [y]3
d) v = k ∙ [x]2 ∙ [y]3
07.07. (UFT – TO) – Considere a equação para a reação de obtenção do dióxido de nitrogênio:
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
Experimento [NO] (mol ∙ L–1)
[O2] (mol ∙ L–1)
Velocidade da reação
(mol ∙ L–1 ∙ s–1)
I 0,020 0,010 1 x 10–4
II 0,040 0,010 4 x 10–4
III 0,020 0,040 4 x 10–4
A ordem global da reação é:a) 4 b) 3 c) 2 d) 1 e) 0
07.08. (MACK – SP) – No estudo cinético do processo quí-mico equacionado por:
A(g) + B(g) + C(g) D(g),
foram realizados experimentos a uma dada temperatura T, por meio dos quais foram obtidos os dados que se encon-tram na tabela abaixo:
Experi- mento
[A] (mol ∙ L–1)
[B] (mol ∙ L–1)
[C] (mol ∙ L–1)
v (mol ∙ L–1 ∙ s–1)
I 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–5
II 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 2 ∙ 10–1 1 ∙ 10–5
III 1 ∙ 10–1 2 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 2 ∙ 10–5
IV 2 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 1 ∙ 10–1 4 ∙ 10–5
A partir desses dados, foram feitas as seguintes afirmações:I. Trata-se de um processo de ordem global igual a 3.II. A expressão da velocidade cinética do processo é dada
por v = k ∙ [A] ∙ [B] ∙ [C].III. O valor da constante de proporcionalidade k, na tempe-
ratura T, é de 0,01 mol–2 ∙ L2 ∙ s–1.É correto dizer quea) apenas I e III são verdadeiras.b) apenas I e II são verdadeiras. c) apenas I é verdadeira.d) apenas II é verdadeira.e) apenas III é verdadeira.
07.09. (UEPA) – De um modo geral, a ordem de uma reação é importante para prever a dependência de sua velocidade em relação aos seus reagentes, o que pode influenciar ou até mesmo inviabilizar a obtenção de um determinado compos-to. Sendo assim, os dados da tabela abaixo mostram uma situação hipotética da obtenção do composto “C” a partir dos reagentes “A” e “B”.
Experi- mento
[A] (mol ∙ L–1)
[B] (mol ∙ L–1)
Velocidade inicial (mol ∙ L–1 ∙ s–1)
01 0,1 0,1 4,0 x 10–5
02 0,1 0,2 4,0 x 10–5
03 0,2 0,1 16,0 x 10–5
Aula 07
7Química 4D
A partir dos dados da tabela acima, é correto afirmar que a reação: A + B C, é de:a) 2a. ordem em relação a “A” e de ordem zero em relação a “B”. b) 1a. ordem em relação a “A” e de ordem zero em relação a “B”.c) 2a. ordem em relação a “B” e de ordem zero em relação a “A”.d) 1a. ordem em relação a “B” e de ordem zero em relação a “A”.e) 2a. ordem em relação a “A” e 1a. ordem em relação a “B”.
07.10. (FGV – SP) – Para otimizar as condições de um pro-cesso industrial que depende de uma reação de soluções aquosas de três diferentes reagentes para a formação de um produto, um engenheiro químico realizou um experi-mento que consistiu em uma série de reações nas mesmas condições de temperatura e agitação. Os resultados são apresentados na tabela:
Experi-mento
Reagente A
mol ∙ L–1
Reagente B
mol ∙ L–1
Reagente C
mol ∙ L–1
Velocidade da reação
mol ∙ L–1 ∙ s–1
I x y z v
II 2x y z 2v
III x 2y z 4v
IV x y 2z v
Após a realização dos experimentos, o engenheiro pode concluir corretamente que a ordem global da reação estu-dada é igual aa) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5.
07.11. (UDESC) – O monóxido de nitrogênio (NO), também conhecido por óxido nítrico, é uma molécula de relevância biológica que está amplamente envolvida em processos fisio-lógicos. No campo da medicina, é utilizado como substância vasodilatadora, auxiliando na redução da pressão sanguínea em pacientes hipertensos. Entretanto, na presença de oxi-gênio, esta substância sofre facilmente oxidação, segundo a reação química elementar:
2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)
Em um experimento, 4,0 mols de NO e 2,0 mols de O2 foram colocados em um recipiente em que, no instante inicial, a velocidade da reação era v0. Decorridos 10 minutos, constatou-se que 1,0 mol de O2 foi consumido. Com base nestes dados, assinale a alternativa correta.a) A alteração da concentração de algum dos reagentes
não influi na velocidade da reação química, uma vez que o processo é dito elementar.
b) O número de mols de óxido nítrico gasto quando t = 10 minutos é a metade do número de mols de O2 gastos ao final deste intervalo de tempo.
c) Sendo a equação de velocidade v = k[NO]2[O2] para a reação em discussão, é possível afirmar que a reação é de primeira ordem com relação à concentração do gás oxigênio.
d) A presença de um catalisador aumentaria a velocidade de oxidação do NO uma vez que a energia de ativação também é aumentada.
e) Sendo as concentrações iniciais 0,025 mol L–1 e 0,01 mol L–1
de NO, e O2, respectivamente, e a velocidade inicial 2,4 x 10–6 mol L–1 s–1, o valor da constante de velocidade k é dado por 9,6 x 10–3 L2 mol–2 s–1.
07.12. (UNIFOR – CE) – Para a reação entre os gases abaixo, obtiveram-se os seguintes dados sobre a velocidade inicial com respeito à concentração inicial (mol/L) dos reagentes:
2H2 + 2NO N2 + 2H2O
[H2] [NO] Velocidade (mol/L ∙ min)
1,8 x 10–3 1,2 x 10–3 3 x 10–5
3,6 x 10–3 1,2 x 10–3 6 x 10–5
3,6 x 10–3 2,4 x 10–3 24 x 10–5
3,6 x 10–3 3,6 x 10–3 X
8
Pode-se dizer que a expressão da velocidade da reação e a velocidade da reação no ponto ‘X’ indicado são:a) V = k [NO] [H2], v = 48 x 10–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
b) V = k [NO]2 [H2], v = 54 x 10–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
c) V = k [NO] [H2]2, v = 72 x 10–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
d) V = k [NO] [H2]2, v = 96 X 10–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
e) V = k [NO]2 [H2], v = 72 X 10–5 mol ∙ L–1 ∙ min–1
Aprofundamento07.13. (UFPA) – Os resultados de três experimentos, feitos para encontrar a lei de velocidade para a reação 2NO(g) + 2 H2(g) N2(g) + 2 H2O(g), encontram-se na tabela abaixo.
TABELA 1 – VELOCIDADE INICIAL DE CONSUMO DE NO(g)
Experi- mento
[NO] inicial (mol ∙ L–1)
[H2] inicial (mol ∙ L–1)
Velocidade de consumo inicial de NO
(mol ∙ L–1 ∙ s–1)
1 4,0 x 10–3 2,0 x 10–3 1,2 x 10–5
2 8,0 x 10–3 2,0 x 10–3 4,8 x 10–5
3 4,0 x 10–3 4,0 x 10–3 2,4 x 10–5
De acordo com esses resultados, é correto concluir que a equação de velocidade éa) v = k [NO] [H2]2
b) v = k [NO]2 [H2]2
c) v = k [NO]2 [H2]d) v = k [NO]4 [H2]2
e) v = k [NO]2 [H2]
07.14. (UEM – PR) – Dado o mecanismo em duas etapas para uma reação em fase gasosa, assinale a(s) afirmativa(s) correta(s).A) HBr + NO2 HBrO + NO (etapa lenta)B) HBr + HBrO H2O + Br2 (etapa rápida)01) A reação global pode ser expressa como:
2 HBr + NO2 H2O + NO + Br2.02) A etapa determinante na velocidade da reação é a etapa B.04) A equação que representa a velocidade da reação é
v = k [HBr] [NO2].08) Em uma reação não elementar, a velocidade da reação
global não pode ser escrita a partir da equação da rea-ção global.
16) O ácido hipobromoso pode ser considerado um com-posto intermediário na reação, pois é formado e consu-mido durante o processo.
Aula 07
9Química 4D
07.15. (UEM – PR) – Sobre os conceitos de cinética química, assinale o que for correto.01) A reação 2A. + D A2D é classificada como elementar
se v = k [A]2[D].02) Se a velocidade da reação 2A + 2D E + G duplicar
ao duplicar-se [A], mantendo-se [D] constante, então a reação é de segunda ordem em relação a A.
04) Se a reação global CaO + CO2 CaCO3 possuir a etapa intermediária lenta Ca(OH)2 CaO + H2O, então a lei de velocidade é v = k [CaO]2[CO2][H2O].
08) Considerando que a reação N2 + O2 2NO é elemen-tar, sua molecularidade é igual a 2.
07.16. (MACK – SP) – A tabela mostra a variação da veloci-dade inicial da reação hipotética representada pela equação A2(g) + 2 B(g) C(g) em função das concentrações iniciais dos reagentes utilizados no processo.
Experi-mento
[A] inicial (mol/ L)
[B] inicial (mol/L)
Velocidade inicial (mol/L ∙ min)
Tempe- ratura
(K)
1 1,0 1,0 0,4 338
2 2,0 1,0 0,2 298
3 1,0 1,0 0,1 298
4 2,0 2,0 0,4 298
Interpretando-se a tabela, considere as afirmações I, II, III e IV abaixo.
I. O valor da constante de proporcionalidade k é igual para todos os experimentos.
II. A lei cinética da velocidade pode ser expressa pela equa-ção v = k ∙ [A] ∙ [B].
III. Trata-se de uma reação cuja ordem global é 2.IV. As ordens para os reagentes A e B são, respectivamente,
zero e 2.São verdadeiras, apenas as afirmações:a) I e III.c) II e III. e) III e IV.
b) I e IV.d) II e IV.
10
07.17. (UEFS – BA) – A velocidade de uma reação química é proporcional às concentrações molares dos reagentes, eleva-das a expoentes que são determinados experimentalmente. De modo geral, as reações ocorrem em duas ou mais etapas elementares, e não diretamente como são representadas pela equação global correspondente. A reação de NO2(g) com CO(g), a 200°C, é exemplo de uma reação não elementar que ocorre em duas etapas e cuja velocidade tem a expressão v = k [NO2]2.
NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)
Em relação à velocidade das reações químicas, é correto afirmar:a) A reação do NO2(g) com o CO(g) ocorre em duas etapas, e
a etapa lenta é representada por NO3(g) + CO(g) NO2(g) + CO2(g).b) A velocidade da reação é proporcional às concentrações
de NO2(g) e de CO(g), na equação química.c) A constante de velocidade de reação, k, varia com as
alterações nas concentrações dos reagentes.d) Ao se dobrar a concentração de NO2(g), a velocidade da
reação também dobra.e) A reação química ocorre a partir da colisão entre duas
moléculas de NO2(g).
07.18. (UEM – PR) – Dado que a lei de velocidade, determi-nada experimentalmente a partir de uma reação elementar, é igual a v = k [A2] [X2]2, e correto afirmar que01) essa lei de velocidade corresponde à reação elementar
A2 + 2X2 2AX2.02) ao dobrarmos a concentração dos dois reagentes en-
volvidos na lei de velocidade, aquele que proporciona maior influência sobre a velocidade da reação é o X2.
04) essa lei de velocidade indica que a molecularidade da reação é indubitavelmente igual a 3.
08) trata-se de uma reação de ordem global igual a 3.16) por ser uma reação elementar, a mesma ocorre por
meio de duas ou mais etapas.
Discursivos07.19. (FUVEST – SP) – Ao misturar acetona com bromo, na presença de ácido, ocorre a transformação representada pela equação química
H+
H3CC
O
CH3 H3CC
O
CH2Br+ Br2 + HBr
Dentre as substâncias presentes nessa mistura, apenas o bromo possui cor e, quando este reagente for totalmente consumido, a solução ficará incolor. Assim sendo, a velocidade da reação pode ser determinada medindo-se o tempo decorrido até o desaparecimento da cor, após misturar volumes definidos de soluções aquosas de acetona, ácido e bromo, de concentrações iniciais conhecidas.
Aula 07
11Química 4D
a) Considerando que a velocidade da reação é dada por
2concentração iniciaI de Brtempo para desaparecimento da cor
complete a tabela apresentada abaixo.
ExperimentoConcentração
inicial de acetona(mol L–1)
Concentração inicial de H+
(mol L–1)
Concentração inicial de Br2
(mol L–1)
Temo decorrido até o desaparecimento
da cor (s)
Velocidade da reação
(mol L–1 s–1)
1 0,8 0,2 6,6 ∙ 10–3 132
2 1,6 0,2 6,6 ∙ 10–3 66
3 0,8 0,4 6,6 ∙ 10–3 66
4 0,8 0,2 3,3 ∙ 10–3 66
b) A velocidade da reação é independente da concentração de uma das substâncias presentes na mistura. Qual é essa subs-tância? Justifique sua resposta.
12
Gabarito07.01. b07.02. c07.03. b07.04. 15 (01, 02, 04, 08)07.05. c07.06. d07.07. b07.08. a07.09. a07.10. c07.11. c07.12. b07.13. c07.14. 29 (01, 04, 08, 16)07.15. 09 (01, 08)07.16. c07.17. e07.18. 15 (01, 02, 04, 08)07.19. a) V Br
tmol L s
V Brt
1 2 1
1
3 5 1 1
2 2 2
2
6 6 10132
5 10
6 6
= =⋅ = ⋅ ⋅ ⋅
= =
− − − −[ ] ,
[ ] ,
Δ
Δ⋅⋅ = ⋅ ⋅ ⋅
= =⋅ = ⋅
− − − −
− −
1066
1 10
6 6 1066
1 10
3 4 1 1
3 2 3
3
3 4
mol L s
V Brt
mo[ ] ,Δ
ll L s
V Brt
mol L s
⋅ ⋅
= =⋅ = ⋅ ⋅ ⋅
− −
− − − −
1 1
4 2 4
4
3 5 1 13 3 1066
5 10[ ] ,Δ
b) Do experimento 1 para o experimento 4 as concentrações de acetona de H+ ficaram constantes e a concetração do Br2 dividiu por 2, porém a velocidade não alterou, logo o bromo não influencia na velocidade dessa reação.
07.20. a) ΔΔ
P Nt
[ ]2 = k ∙ P (H2)a ∙ P(NO)b
P0(H2)/(torr) P0(NO)/(torr) P(N2)/ t/(torr.s–1) (velocidades iniciais)
1 289 400 1,60
2 147 400 0,77
3 400 300 1,03
4 400 152 0,25
De 1 para 2 a pressão do H2 dividiu por dois, a do NO ficou constante e a velocidade dividiu por dois (aproximadamente), logo ordem 1
De 3 para 4 a pressão do H2 ficou constante, a do NO dividiu por dois e a velocidade dividiu por quatro (aproximadamente), logo ordem 2Resposta: a = 1, b = 2
b) ΔΔ
P Nt
[ ]2 = k ∙ (PH2)1 ∙ (P NO)2
torr ∙ s–1 = k (torr)1 ∙ (torr)2
k = torr storr⋅ −1
3( ) k = (torr)–2 ∙ s–1
Obs.: Como a reação é em fase gasosa, trabalhar com a pressão parcial é o mesmo raciocí-nio da concentração. Exemplos:Dobrou a pressão parcial do gás = dobrou sua concentraçãoQuadruplicou a pressão parcial do gás = quadruplicou sua concentração
÷2
÷2÷2
÷4constante
constante
07.20. (UFPR) – A reação entre NO e H2, a uma dada temperatura, é descrita pela equação:
2NO(g) + 2H2(g) N2(g) + H2O(g)
Como ocorre redução da pressão no decorrer da reação, a variação (N2)/ t pode ser medida pela diminuição da pressão total.Expressão que descreve a lei de velocidade para essa reação:
ΔΔ
P Nt
k P H P NOa b( )( ) ( )2
2= ⋅ ⋅
P0(H2)/(torr) P0(NO)/(torr) P(N2)/ t/(torr · s–1) (velocidades iniciais)
1 289 400 1,60
2 147 400 0,77
3 400 300 1,03
4 400 152 0,25
Com base nessas informações, determine:a) Os valores inteiros que melhor descrevem as ordens de reação a e b.
b) A unidade da constante de velocidade, k.
Obs.: Em reações envolvendo substâncias gasosas a diminui-ção na pressão é consequência da diminuição na concentração, portanto o raciocínio que deve ser feito com a pressão é como se fosse a concentração. (Veja resolução).
13Química 4D
Efeitos da pressão, temperatura e superfície de contato sobre a
velocidade de uma reação
Aula 08 4DQuímica
PressãoConsidere a reação:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)Ambos os reagentes se encontram em fase gasosa.
Um aumento de pressão aumenta a concentração dos reagentes H2 e I2. Com isso, aumenta o número de colisões moleculares. A velocidade da reação aumenta.
Nas reações em que houver pelo menos um gás reagindo, um aumento de pressão eleva a velocidade da reação.
Superfície de contatoConsidere a reação de combustão do carvão:
C(s) + O2(ar) CO2(g)
Considerando que a concentração do O2 no ar é constante, uma vez iniciada a combustão, observa-se que:
• pedaços grandes de carvão queimam lentamente; • quebrando-o em pedaços menores, o carvão queima
mais rapidamente; • triturando o carvão até transformá-lo em pó, quei-
mará ainda mais rapidamente (muitos acidentes em minas de carvão acontecem devido à explosão de poeiras de carvão).Na realidade, à medida que o carvão passa de
pedaços grandes a pedaços pequenos e, finalmente, é pulverizado, a sua superfície de contato aumenta. Assim, quanto maior a superfície de contato do carvão:
• maior o número de átomos de carbono disponíveis para colisão com moléculas de oxigênio;
• maior o número de colisões entre átomos de carbo-no e moléculas de oxigênio;
• maior a velocidade da reação.
Quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, maior a velocidade da reação.
Observação:Preparando uma solução concentrada de
um sólido, aumentamos ainda mais a super-fície de contato, portanto a ordem crescente de superfície de contato é:
Sólido em um único pedaço
< Pedaços pequenos < Pó < Solução
concentrada
TemperaturaEm qualquer conjunto de moléculas, há uma
distribuição de energia cinética a uma dada tempe-ratura.
O gráfico abaixo mostra a distribuição da energia cinética das moléculas a uma temperatura T1.
Energia cinética
No . d
e m
oléc
ulas
T1
Por meio do gráfico, podemos observar que algumas moléculas têm energias cinéticas muito baixas, algumas têm energias cinéticas muito altas e a maioria delas têm energias cinéticas intermediárias.
Um aumento na temperatura provoca um desloca-mento geral na distribuição para as energias cinéticas.
Energia cinética
No . d
e m
oléc
ulas
T1
T2
14
Para que uma reação ocorra, duas moléculas devem colidir com uma energia cinética mínima. As áreas som-breadas, nos gráficos a seguir, são referentes ao número de moléculas que possuem energia cinética igual ou superior a esse valor mínimo.
À temperatura T1, mais baixa, só um pequeno nú-mero de moléculas tem energia cinética suficiente para reagir.
Energia cinética
No . d
e m
oléc
ulas
T1
À temperatura T2, mais alta, é maior o número de moléculas com energia cinética suficiente para reagir.
Energia cinética
No . d
e m
oléc
ulas
T1
T2
Como consequência, aumenta o número de colisões entre moléculas com energia cinética suficiente para reagir. A velocidade da reação aumenta.
Um aumento de temperatura aumenta a ve-locidade da maioria das reações, não importan-do se a reação é endotérmica ou exotérmica.
Regra de Van’t Hoff para algumas reações: A cada 10°C de aumento na temperatura, a
velocidade da reação dobra.
Exemplo: Uma reação química ocorre com velo-cidade de 0,5 mol ∙ min–1 a 5°C. Sabendo que essa reação está de acordo com a regra de Van’t Hoff, qual será sua velocidade a:
a) 15°C?De 5°C para 15°C, aumentou 10°C, a velocidade dobra, portanto será 1 mol · min–1
b) 25°C?
t°C velocidade 5°C -–––––––––– 0,5 mol · min–1
15°C -–––––––––– 1 mol · min–1
25°C -–––––––––– 2 mol · min–1
A 25°C a velocidade será de 2 mol · min–1
c) 35°C?
t°C velocidade 5°C -–––––––––– 0,5 mol · min–1
15°C -–––––––––– 1,0 mol · min–1
25°C -–––––––––– 2,0 mol · min+1
35°C -–––––––––– 4,0 mol · min–1
A 35°C a velocidade será de 4,0 mol · min–1
Energia de ativação e efei-to de catalisadores na velocidade de uma reação
Energia de ativaçãoApenas uma fração do número total de colisões
entre moléculas leva à formação de produtos, ou seja, são colisões efetivas.
Para que uma colisão seja efetiva, duas moléculas de-vem colidir não apenas com energia cinética suficiente para reagir, mas também com uma orientação adequada.
Exemplo:H2(g) + I2(g) 2HI(g) H = –2,5 kcal
Casos em que não há possibilidade de reação:
Colisão muito suave
Colisão com má orientação
Colisão muito suave
Colisão com má orientação
x 2
x 2
+10°C
+10°C
x 2
x 2
x 2
+10°C
+10°C
+10°C
Aula 08
15Química 4D
Colisão eficaz ou efetiva é a garantia da ocorrência da reação:
ReagentesComplexo
ativado ProdutosReagentesComplexo
ativado Produtos
Colisão eficaz
A estrutura transitória que se forma em uma colisão efetiva é denominada complexo ativado.
A energia mínima que as moléculas reagentes devem ter para que sua colisão resulte na formação do complexo ativado é a energia de ativação da reação.
A figura mostra o diagrama de energia para esta reação:
Complexo ativado
[H2I2]
Energia de ativação (EA)
En
ergi
a
Curso da reação
Curso da reação = caminho da reação = coordenada da reação
H2 + I2
HI + HI
H = –2,5 kcal
As figuras seguintes mostram, graficamente, a ener-gia de ativação (EA) e a variação de entalpia ( H) para um processo exotérmico e para um processo endotérmico:
Ener
gia
H < 0
Curso da reação
EA
Complexo ativado
Processo exotérmico H < 0
Reagentes
Produtos
Ener
gia
Curso da reação
Complexo ativado
Processo endotérmico H > 0
H > 0Produtos
Reagentes
CatalisadorCatalisador é uma substância que aumenta a rapidez
de uma reação. Na realidade, o catalisador cria um novo mecanismo de reação, diminuindo a energia de ativação necessária para que os reagentes atinjam o complexo ativado.
Durante uma reação, o catalisador pode sofrer altera-ção na sua massa ou composição, mesmo participando do complexo ativado, porém é totalmente recuperado ao final da reação.
Catálise é toda reação que ocorre na presen-ça de um catalisador.
Ener
gia
Reação sem catalisador
EA
H
Reação com catalisadorE’A < EA
Ener
gia E’A
H
Menor energia de ativação significa que há um maior número de moléculas com energia cinética suficiente para reagir. Assim, acontece um maior número de coli-sões efetivas, e a velocidade da reação aumenta.
No . d
e m
oléc
ulas
Energia cinética
Energia cinética correspondente a E’A para uma reação com
catalisador.
Energia cinética correspondente a EA para uma reação sem
catalisador.
ClassificaçãoVamos adotar como critério de classificação das
catálises o número de fases (monofásico ou polifásico) formado entre reagentes e catalisador.
16
Catálise homogênea: catalisador e reagentes for-mam uma única fase (sistema monofásico ou solução).
Exemplo: A ação catalítica do H2SO4 na reação representada
pela equação:HCOOH CO + HOH
Na ausência do H2SO4, a energia de ativação da reação é elevada, e a reação ocorre muito lentamente.
Reação sem catalisador
Ener
gia EA1
HCOOH
CO + HOH
H = x kJ
Se o H2SO4 for adicionado a uma solução aquosa de HCOOH, a reação ocorre rapidamente. Isso se deve ao fato de o H2SO4, em solução, libertar cátions H+. A presença dos cátions H+ nos reagentes torna possível um novo mecanismo de reação:
1a. etapa: HCOOH + H+ HCOOH
+H
2a. etapa: HCOOH
+H (HCO)+ + HOH
3a. etapa: (HCO)+ CO + H+
Na 1a. etapa, o cátion H+ é consumido.Na 3a. etapa, o cátion H+ é regenerado.Nesse tipo de catálise, o catalisador forma um pro-
duto intermediário com um dos reagentes, o que pos-sibilita um novo caminho (mecanismo) para a reação, com menor energia de ativação. Cada uma das etapas desse novo mecanismo de reação tem uma energia de ativação.
HCOOH
H (HCOOH)+
(HCO)+ + HOHH+ + CO + HOH
Reação com catalisador
Ener
gia
H = x kJEA2
A energia de ativação nesse novo mecanismo de rea-ção é mais baixa do que a energia de ativação da reação sem catalisador. Compare os tamanhos de EA1
e EA2.
Como consequência, a velocidade da reação é maior em presença do ácido sulfúrico.
Representação:
HCOOH(aq) CO(g) + H2O(ℓ)
Mistura homogênea = catálise homogênea.
H+ (aq)
Catálise heterogênea: catalisador e reagentes constituem um sistema polifásico (existe superfície de separação entre catalisador e reagentes).
Nesse caso, a ação do catalisador é de superfície, ou seja, ele facilita o contato entre os reagentes para que estes possam reagir mais rapidamente.
Exemplo: a ação catalítica do metal níquel na reação
Mistura heterogênea = catálise heterogênea.
H2(g) + C2H4(g) C2H6(g)Ni(s)
Na ausência do metal níquel, a reação ocorre muito lentamente e, em sua presença, a reação ocorre muito mais rapidamente, segundo o seguinte mecanismo:
As moléculas do reagente H2 são fixadas na super-fície do metal níquel. Isso enfraquece as ligações entre os átomos constituintes dessas moléculas, facilitando a formação do complexo ativado, causando uma dimi-nuição na energia de ativação. Como consequência, a velocidade da reação é maior na presença desse metal.
Uma aplicação importante de catalisadores hetero-gêneos são os silenciosos catalíticos.
Os gases encontrados na exaustão de motores de au-tomóveis são, entre outros, monóxidos de carbono (CO), dióxido de enxofre (SO2), óxidos de nitrogênio (NOx) e hidrocarbonetos. Todos eles são poluentes.
Catalisador [Mistura Pd/Rh]Ar
Gases exaustãoSilencioso catalítico
O catalisador acelera: • A oxidação do CO e hidrocarbonetos da exaustão a
CO2 e H2O. • A transformação dos óxidos de nitrogênio (NOx) em
N2 e O2. • A conversão de SO2 a SO3, poluente, sendo um dos
responsáveis pela chuva ácida.O SO2 é produzido na queima de combustíveis com
altos teores de enxofre. Assim, para evitar a produção de SO3, devem ser utilizados combustíveis com baixo teor de enxofre, como já está sendo feito no Brasil desde 2014.
Os silenciosos catalíticos têm a sua ação catalítica destruída pela ação de chumbo. Para evitar esse fato, de-vem ser utilizados combustíveis sem aditivos de chumbo.
Aula 08
17Química 4D
Inibidor ou veneno de catalisadorUm inibidor é uma substância que presente em uma
reação:
• é fixada na superfície do catalisador;
• reduz o espaço na superfície do catalisador em que a reação pode ocorrer;
• diminui (em alguns casos elimina) a ação do catalisador.
Exemplo de inibidor: a ação do chumbo nos silencio-sos catalíticos.
Observação:A luz e as faíscas elétricas aumentam a ve-
locidade de certas reações, mas não são ca-talisadores (não diminuem a energia de ati-vação). São apenas agentes fornecedores de energia.Exemplos:
H2 + Cℓ2 luz
2HCℓ
3O2 faíscas elétricas 2O3
Testes
Assimilação08.01. (UEMG) – Um professor, utilizando comprimidos de antiácido efervescente à base de NaHCO3 realizou quatro procedimentos, ilustrados a seguir:
I150 mL
25o C
II150 mL
5o C
III150 mL
25o C
IV150 mL
5o C
Procedimento I – Comprimido inteiro e água a 25°CProcedimento II – Comprimido inteiro e água a 5°CProcedimento III – Comprimido pulverizado e água a 25°CProcedimento IV – Comprimido pulverizado e água a 5°CA reação ocorreu mais rapidamente no procedimentoa) I b) II c) III d) IV
08.02. (PUCCAMP – SP) – No laboratório, o hidrogênio pode ser preparado pela reação de zinco com solução de ácido clorídrico.Observe as condições especificadas nas experiências a seguir.
Temperatura (ºC) Zinco
Concentração do ácido em mol/L
Experiência I 25 granulado 1,0
Experiência II 25 granulado 0,5
Experiência III 30 em pó 1,0
Experiência IV 30 em pó 0,5
Experiência V 30 em raspas 1,0
A velocidade da reação é maior ema) Id) IV
b) IIe) V
c) III
08.03. (UNIOESTE – PR) – O gráfico abaixo mostra uma reação genérica entre A + B C + D. A partir do gráfico, pode-se concluir que
35
30
25
20
15
10
5
0
A + B
C + D
H(k
cal)
Coordenada da reação
Feltre, R. Fundamentos da Química, 2a. ed., 1996.
a) o gráfico mostra um exemplo de uma reação endotérmica. b) a energia de ativação possui um valor igual a 25 kcal/mol. c) a energia de ativação possui um valor igual a 10 kcal/mol. d) o aumento da concentração de “C” aumenta a velocidade
da reação. e) o uso de um catalisador nesta reação diminui a velocidade
da reação.
18
08.04. (UEG – GO) – Durante a manifestação das reações químicas, ocorrem variações de energia. A quantidade de energia envolvida está associada às características químicas dos reagentes consumidores e dos produtos que serão formados.O gráfico abaixo representa um diagrama de variação de energia de uma reação química hipotética em que a mistura dos reagentes A e B levam à formação dos produtos C e D.
60
35
20
–10
A + B
C + D
Entalpia (kJ)
Caminho da Reação
Com base no diagrama, no sentido direto da reação, conclui--se que aa) energia de ativação da reação sem o catalisador é
igual a 15 kJ.b) energia de ativação da reação com o catalisador é
igual a 40 kJ.c) reação é endotérmica.d) variação de entalpia da reação é igual a –30 kJ.
08.05. (CENTRO UNIVERSITÁRIO SÃO CAMILO – SP) – O grá-fico representa a energia para reação de formação de água,
caminho da reação
Z
2H2 + O2
2H2O
ener
gia
Y
X
É correto afirmar que a energia de ativação e o calor de reação para a formação da água, em módulo, são, respectivamente, a) |X-Z| e |X-Y|. b) |X-Y| e |X-Z|.c) |Y-Z| e |X-Z|. d) |X-Y| e |Y-Z|.e) |Y-Z| e |X-Y|.
Aula 08
19Química 4D
Aperfeiçoamento08.06. (IME – RJ) – O gráfico abaixo ilustra as variações de energia devido a uma reação química conduzida nas mesmas condições iniciais de temperatura, pressão, volume de reator e quantidades de reagentes em dois sistemas diferentes. Estes sistemas diferem apenas pela presença de catalisa-dor. Com base no gráfico, é possível afirmar que:
Curva 2E2
E1
E3
Curva 1
Nível de Energia Inicial dos Reagentes
Nível de Energia dos Produtos
caminho da reação
Energia
a) A curva 1 representa a reação catalisada, que ocorre com absorção de calor.
b) A curva 2 representa a reação catalisada, que ocorre com absorção de calor.
c) A curva 1 representa a reação catalisada com energia de ativação dada por E1 + E3.
d) A curva 2 representa a reação não catalisada, que ocorre com liberação de calor e a sua energia de ativação é dada por E2 + E3.
e) A curva 1 representa a reação catalisada, que ocorre com liberação de calor e a sua energia de ativação é dada por E1.
08.07. (MACK – SP) – Um aluno, querendo verificar os con-ceitos de cinética-química discutidos na escola, dirigiu-se a uma drogaria e comprou alguns comprimidos efervescentes, os quais continham, de acordo com o rótulo do produto, massas iguais de bicarbonato de sódio. Ao chegar a sua casa realizou a mistura desses comprimidos com água usando diferentes métodos. Após a observação do fenômeno de liberação gasosa, até que toda a massa de cada comprimido tivesse sido dissolvida em água, o aluno elaborou a seguinte tabela:
Método Estado do comprimido
Temperatura da água
Tempo de reação
1 Inteiro 10°C 50 s
2 Triturado 60°C 15 s
3 Inteiro 60°C 25 s
4 Triturado 10°C 30 s
De acordo com os resultados obtidos e mostrados na tabela acima, o aluno fez as seguintes afirmações:
I. Ao comparar somente os métodos 1 e 2 fica impossível determinar qual dos dois fatores variados (estado do comprimido e temperatura da água), aumentou mais a velocidade da reação.
II. A mudança da condição da água, de fria (10°C) para quente (60°C), faz com que, qualquer que seja o esta-do do comprimido, a velocidade da reação caia pela metade.
III. A influência da temperatura da água no intervalo estuda-do é maior do que a influência do estado do comprimido, no aumento da velocidade da reação.
Das afirmações acima, é correto dizer que o aluno erroua) apenas na afirmação I.b) apenas na afirmação lI.c) apenas na afirmação III.d) apenas nas afirmações II e III.e) em todas as afirmações.
20
08.08. (UDESC) – Se um comprimido efervescente que contém ácido cítrico e carbonato de sódio for colocado em um copo com água, e mantiver-se o copo aberto, observa-se a dissolução do comprimido acompanhada pela liberação de um gás. Assinale a alternativa correta sobre esse fenômeno.a) A massa do sistema se manterá inalterada durante a
dissolução.b) A velocidade de liberação das bolhas aumenta com a
elevação da temperatura da água.c) Se o comprimido for pulverizado, a velocidade de disso-
lução será mais lenta.d) O gás liberado é o oxigênio molecular.e) O fenômeno corresponde a um processo físico.
08.09. (FUVEST – SP) – A reação representada pela equação abaixo é realizada segundo dois procedimentos
NaHSO CH COONa CH COOH Na SO4 3 3 2 4+ ⎯→⎯ +I. Triturando os reagentes sólidos.II. Misturando soluções aquosas concentradas dos rea-
gentes.Utilizando mesma quantidade de NaHSO4 e mesma quan-tidade de CH3COONa –nesses procedimentos, à mesma temperatura, a formação do ácido acético:a) é mais rápida em II porque em solução a frequência de
colisões entre os reagentes e maior. b) é mais rápida em I porque no estado sólido a concentra-
ção dos reagentes é maior.c) ocorre em I e II com igual velocidade porque os reagentes
são os mesmos. d) é mais rápida em I porque o ácido acético e liberado na
forma de vapor.e) é mais rápida em II porque o ácido acético se dissolve
na água.
08.10. (UEM – PR) – Um gráfico que representa a variação de energia versus o caminho de uma reação apresenta três patamares distintos, relativos à energia dos reagentes, do estado ativado e dos produtos. Em relação a esse gráfico e aos conceitos envolvidos na cinética das reações, assinale a(s) alternativa(s) correta(s).01) Em uma reação exotérmica, a energia dos reagentes é
maior que a do estado ativado, sendo ambas maiores que a energia dos produtos.
02) Em uma reação endotérmica, a energia de ativação é menor que a energia absorvida na formação dos pro-dutos a partir dos reagentes.
04) A velocidade de uma reação é inversamente proporcio-nal à sua energia de ativação, ou seja, quanto menor a energia de ativação, mais rápida será a reação.
08) Em uma reação química, todas as colisões ocorridas en-tre reagentes levam à formação de produtos.
16) Um catalisador não altera a energia dos reagentes ou dos produtos, somente diminui a energia de ativação de uma reação.
Aula 08
21Química 4D
08.11. (UFSC) – Os conversores catalíticos utilizados nos sistemas de exaustão (escapamento) dos automóveis são, em geral, compostos de uma estrutura cerâmica recoberta com catalisadores metálicos, em geral, Au, Pd, Pt e/ou Rh. Estes catalisadores atuam de modo a converter espécies altamente tóxicas e/ou reativas produzidas a partir da queima de com-bustível no motor dos automóveis, como CO, NO e NO2, em espécies pouco reativas e de baixa toxicidade, como N2 e CO2. As reações envolvidas no processo são mostradas abaixo: Reação I: 2NO(g) ⎯→⎯ N2(g) + O2(g) Reação II: 2NO2(g) ⎯→⎯ N2(g) + 2O2(g) Reação III: 2CO(g) + O2(g) ⎯→⎯ 2CO2(g)Considerando as informações fornecidas, assinale a(s) proposição(ões) correta(s). 01) A energia de ativação associada à formação de N2 a
partir da reação I é menor na presença de catalisadores metálicos do que na ausência de catalisadores.
02) Os catalisadores metálicos utilizados nos automóveis não são consumidos nas reações de formação de N2, O2 e CO2 e podem ser utilizados por longos períodos de tempo.
04) Os produtos formados na reação I apresentam ligações do tipo .
08) Todos os compostos descritos nas reações I, II e III pos-suem ligações com caráter covalente.
16) Os catalisadores metálicos utilizados para converter gases de exaustão em automóveis caracterizam um exemplo de catálise homogênea.
08.12. (UDESC) – Os óxidos de nitrogênio NO e NO2 são emitidos pelos automóveis e podem contribuir para a destruição da camada de ozônio. O processo ocorre em duas etapas:Etapa 1: O3 + NO ⎯→⎯ O2 + NO2 Etapa 2: NO2 + O3 ⎯→⎯ 2 O2 + NO
Em relação a este processo, indique a alternativa incorreta. a) O NO não é consumido no processo. b) O O2 é o catalisador no processo de destruição do ozônio. c) O NO é catalisador neste processo. d) Trata-se de uma catálise homogênea. e) Os catalisadores diminuem a energia de ativação de
reações químicas.
Aprofundamento08.13. (UNIVAG – MT) – O esquema representa dois experi-mentos, 1 e 2, que demonstram fatores que podem influen-ciar na rapidez das reações, como temperatura, superfície de contato e concentração dos reagentes.
1 2
25 °C 25 °C
100 mL de solução de ácido clorídrico
0,1 mol/L
1 g de casca de ovo triturada
1 g de casca de ovo inteira
100 mL de solução de ácido clorídrico
0,01 mol/L
O principal componente da casca de ovo é o carbonato de cálcio (CaCO3) e, em ambos os experimentos, a casca foi totalmente consumida.Com base nessas informações, é correto concluir quea) a reação no tubo 1 se completaria mais rapidamente se
a temperatura diminuísse.b) o volume de gás carbônico produzido nos tubos 1 e 2, ao
final da reação, foi igual.c) a casca de ovo contida no tubo 2 foi consumida mais
lentamente.d) a reação no tubo 1 seria mais rápida se a concentração
do ácido fosse 0,001 moI/L.e) as cascas de ovo foram consumidas com a mesma velo-
cidade nos tubos 1 e 2.
22
08.14. (FUVEST – SP) – Em solução aquosa ocorre a trans-formação:
H O 2 I 2 H 2 H O I2 2 2 2+ + ⎯→⎯ +− +
(Reagentes) (Produtos)Em quatro experimentos, mediu-se o tempo decorrido para a formação de mesma concentração de I2, tendo-se na mistura de reação as seguintes concentrações iniciais de reagentes:
ExperimentoConcentrações iniciais (mol/L)
Tempo (s)H2O2 I– H+
I 0,25 0,25 0,25 56
II 0,17 0,25 0,25 87
III 0,25 0,25 0,17 56
IV 0,25 0,17 0,25 85
Esses dados indicam que a velocidade da reação considerada depende apenas da concentração de:a) H2O2 e I–
b) H2O2 e H+
c) H2O2d) H+
e) I–
08.15. (FUVEST – SP) – A reação de persulfato com iodeto
S O 2 I 2 SO I2 82
42
2− − −+ ⎯→⎯ +
pode ser acompanhada pelo aparecimento da cor do iodo. Se no início da reação persulfato e iodeto estiverem em proporção estequiométrica (1:2), as concentrações de per-sulfato e de iodeto, em função do tempo de reação, serão representadas pelo gráfico:a) 10
conc
.
5
00 1 2 3 4 T
c) 10
conc
.5
00 1 2 3 4 T
e) 10
conc
.
5
00 1 2 3 4 T
b) 10
conc
.
5
00 1 2 3 4 T
d) 10
conc
.
5
00 1 2 3 4 T
Legenda:
Concentração de I–
Concentração de S2O82–
Aula 08
23Química 4D
08.16. (FUVEST – SP) – Foram realizados quatros expe-rimentos. Cada um deles consistiu na adição de solução aquosa de ácido sulfúrico de concentração 1 mol/L a certa massa de ferro. A 25°C e 1 atm, mediram-se os volumes de hidrogênio desprendido em função do tempo. No final de cada experimento, sempre sobrou ferro que não reagiu. A tabela mostra o tipo de ferro usado em cada experimento, a temperatura e o volume da solução de ácido sulfúrico usado. O gráfico mostra os resultados.
Experimento Material Temperatura/ °CVolume da solução de H2SO4/mL
A pregos 60 50
B limalha 60 50
C limalha 60 80
D limalha 40 80
Volume de Hidrogênio
Tempo
1
2
3
4
As curvas de 1 a 4 correspondem, respectivamente, aos experimentos:
1 2 3 4
a) D C A B
b) D C B A
c) B A C D
d) C D A B
e) C D B A
08.17. (UEM – PR) – Assinale o que for correto.01) Quanto maior a ordem de reação em relação a um
reagente, menor é a dependência existente entre a concentração em quantidade de matéria desse rea-gente e a velocidade da reação global.
02) Um aumento de temperatura provoca um aumento da energia cinética das moléculas reagentes, fazendo que sua energia total se torne mais próxima, igual ou maior do que a energia de ativação.
04) Um aumento de temperatura provoca um aumento de velocidade de reações exotérmicas e endotérmicas.
08) Uma reação é dita de autocatálise quando um dos pro-dutos atua como catalisador da reação.
16) As reações seguintes possuem molecularidades dife-rentes:
2 NO(g) → N2O2(g)
N2O2(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O(ℓ)
08.18. (UDESC) – A cinética química é a parte da química que trata das velocidades das reações. Macroscopicamente, os resultados de estudos cinéticos permitem a modelagem de sistemas complexos, tais como processos que ocorrem na atmosfera ou até mesmo no corpo humano. O estudo de catalisadores, que são cruciais para a indústria química e para o desenvolvimento de novos combustíveis, também é um ramo da cinética química. Sobre esse tema, leia atentamente as proposições abaixo.
I. A energia de ativação de uma reação é uma medida da energia cinética mínima necessária às espécies, para que reajam quando elas colidirem.
II. Em uma reação que ocorre em múltiplas etapas, as etapas que ocorrem mais rapidamente serão determinantes para a velocidade da reação global.
III. Um catalisador é uma substância que modifica o mecanis-mo de reação, provendo uma rota alternativa com energia de ativação drasticamente aumentada para a reação, o que diminui assim a velocidade da reação.
IV. Uma reação ocorre geralmente como resultado de uma série de etapas chamadas de reações elemen-tares. Numa reação elementar, a molecularidade é definida pelo número de partículas (moléculas, átomos ou íons) de reagente envolvidas em uma reação elementar.
Assinale a alternativa correta.a) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras. b) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras. c) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras. d) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras. e) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras.
24
Discursivos08.19. (UFMG) – O magnésio reage com solução aquosa de ácido clorídrico produzindo gás hidrogênio. A velocidade dessa reação pode ser determi-nada medindo-se o volume total do gás formado, V, em função do tempo de reação, t. Em um experimento, utilizou-se magnésio e excesso de uma solução diluída de HCℓ aquoso. Todo o magnésio foi consumido. O gráfico ao lado ilustra o resultado obtido.1. Se a temperatura do sistema fosse aumentada, INDIQUE o que ocorre-
ria com o volume de hidrogênio produzido no tempo t = 2,0 minutos. JUSTIFIQUE sua resposta.
2. INDIQUE o que ocorreria com o volume de hidrogênio produzido no tempo t = 1,0 minuto, substituindo-se o ácido diluí--do por igual volume de ácido concentrado. JUSTIFIQUE sua resposta.
08.20. (ITA – SP) – Certa reação química exotérmica ocorre, em dada temperatura e pressão, em duas etapas representadas pela seguinte sequência de equações químicas:
A + B E + F + GE + F + G C + D
Represente, em um único gráfico, como varia a energia potencial do sistema em transformação (ordenada) com a coordenada da reação (abscissa), mostrando claramente a variação de entalpia da reação, a energia de ativação envolvida em cada uma das etapas da reação e qual destas apresenta a menor energia de ativação. Neste mesmo gráfico, mostre como a energia potencial do sistema em transformação varia com a coordenada da reação, quando um catalisador é adicionado ao sistema reagente. Considere que somente a etapa mais lenta da reação é influenciada pela presença do catalisador.
V/cm3
35302520
1510
500,0 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0
Tempo/Minuto
Aula 08
25Química 4D
Gabarito08.01. c08.02. c08.03. c08.04. d08.05. e08.06. e08.07. b08.08. b08.09. a08.10. 20 (04, 16)08.11. 15 (01, 02, 04, 08)08.12. b08.13. b08.14. a08.15. b08.16. e08.17. 14 (02, 04, 08)
08.18. e08.19. 1. Após 2 minutos, o volume de hidrogênio produzido seria maior
pois em maior temperatura a reação ocorre mais rapidamente.2. Após 1 minuto, aumentando a concentração de ácido o volume
de hidrogênio produzido seria maior, pois a reação ocorre com maior velocidade.
3. Após 5 minutos, o volume de hidrogênio produzido é igual, pois mesmo aumentando a concentração de ácido a massa de mag-nésio que reage em todos os experimentos é a mesma.A diferença é que esse mesmo volume pode ser produzido em menor tempo (maior velocidade).
08.20. Energia
HE + F + G
A + B
C + D
EA1
c/ catalisador
EA2
E EA A1 2
26
Anotações
1
Equilíbrio químico – conceito e constante de equilíbrio (Kc e Kp)
09Aula
5DQuímica
Reações reversíveis Uma reação reversível é aquela que ocorre simul-
taneamente no sentido reagentes → produtos e no sentido produtos → reagentes. Quando os reagentes dão origem aos produtos, a reação é direta; quando os produtos formados reagem entre si, regenerando os reagentes, a reação é inversa.
A + B C + Dreação direta (V1)
reação inversa (V2)
Após um certo tempo, a reação atinge o estado de equilíbrio dinâmico.
Para que o estado de equilíbrio dinâmico seja alcançado:
a) a reação direta e a reação inversa ocorrem con-tínua e ininterruptamente à mesma velocidade:
A + B C + Dv1
v2
v1 = v2
Velo
cida
de
Tempot0
Início do equilíbrio
v1 = v2
v1
v2
b) as concentrações de reagentes e produtos não variam com tempo:
A + B C + Dv1
v2
v1 = v2 ⇒ [A], [B], [C], [D] = constantes
Conc
entr
ação
(mol
/L)
t Tempo
Início do equilíbrio[A] e [B]
[C] e [D]
t
Conc
entr
ação
(mol
/L)
Início do equilíbrio
Tempo[C] e [D]
[B]
[A]
Constante de equilíbrioQualquer equilíbrio químico pode ser descrito por
uma constante de equilíbrio (Kc), expressa em termos da concentração mol ∙ L–1.
Considere a seguinte reação elementar:
aA + bB cC + dD1
2
• A reação direta é: aA + bB 1 cC + dD
• A velocidade da reação direta é dada por: v1 = k1 · [A]a · [B]b
• A reação inversa é: cC + dD 2 aA + bB
• A velocidade da reação inversa é dada por: v2 = k2 · [C]c · [D]d
2
Sabendo-se que no equilíbrio
v1 = v2
k1 ∙ [A]a ∙ [B]b = k2 ∙ [C]c ∙ [D]d
Se dividirmos k1 por k2 (convenção), teremos:
kk
C DA B
c d
a b1
2=
⋅⋅
[ ] [ ][ ] [ ]
Chamando k1/k2 de kc , chegamos à constante de equilíbrio em função das concentrações mol ∙ L–1
dos reagentes e produtos. Assim:
KC D
A Bc
c d
a b=
⋅⋅
[ ] [ ]
[ ] [ ]
Pode-se afirmar a respeito do valor numérico dessa constante:
• É igual ao produto das concentrações mol · L–1 dos produtos da reação dividido pelo produto das concentrações mol · L–1 dos reagentes, com todos os termos de concentração apresentando expoentes iguais aos coeficientes das espécies na equação do equilíbrio:
2CO(g) + O2(g) 2CO2(g)
KCO
CO Oc =
⋅[ ]
[ ] [ ]2
2
22
• É característico de cada reação e da temperatura. O valor de kc para uma mesma reação só varia caso a temperatura sofra variação. A temperatura do equilí-brio tem de ser citada:
KCO
CO Oc =
⋅[ ]
[ ] [ ]2
2
22
= 2,2 · 1022 (1 000 K)
Um exame da grandeza da constante de equilíbrio permite uma ideia a respeito do equilíbrio.
• Quando o valor numérico de kc é alto, a concentração mol · L–1 dos produtos da equação é alta em relação à concentração mol · L–1 dos reagentes.
2CO(g) + O2(g) 2CO2(g)
KCO
CO Oc =
⋅[ ]
[ ] [ ]2
2
22
= 2,2 · 1022 (1 000 K)
O valor muito alto de kc indica que no equilíbrio a concentração do CO2 é alta em relação às concentrações de CO e O2.
• Quando o valor numérico de kc é baixo, a concentra-ção mol · L–1 dos produtos da equação é baixa em relação à concentração mol · L–1 dos reagentes.
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
KNH
N Hc =
⋅
[ ]
[ ] [ ]3
2
2 23
= 2,4 · 10–3 (1 000 K)
O valor baixo de Kc indica que no equilíbrio está presente pouco NH3 e muito N2 e H2.
Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp)
Para equilíbrios envolvendo gases, as pressões par-ciais dos reagentes e produtos são proporcionais às suas concentrações mol · L–1.
Nesse caso, a expressão da constante de equilíbrio pode ser expressa em termos de pressões parciais.Exemplo:
2CO(g) + O2(g) 2CO2(g)
KpCO
pCO pOp =
⋅
( )
( )2
2
22
A relação entre Kp e Kc é dada pela expressão:Kp = Kc · (RT) n
• R = constante dos gases perfeitos • T = temperatura Kelvin • Δn = Diferença entre a soma dos coeficientes do
balanceamento dos gases representados à direita da seta (produtos) e a soma dos coeficientes do balanceamento dos gases representados à esquerda da seta (reagentes).
2SO2(g) + 1O2(g) 2SO3(g)
Kp = Kc · (RT)2 – 3 ⇒ kp = kc · (RT)–1
kkRTp
c
Equilíbrio heterogêneoUm equilíbrio heterogêneo envolve substâncias em
fases de agregação diferentes.Um exemplo de equilíbrio heterogêneo é a decom-
posição do CaCO3(s) para produzir CaO(s) e CO2(g).CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Kc = [CO2(g)]A expressão da constante de equilíbrio não inclui as
concentrações dos sólidos puros e dos solventes puros.Conhecendo as concentrações em mol · L–1 de todas
as substâncias presentes num sistema em reação, como sabemos se o equilíbrio foi atingido?
É simples. Se com essas concentrações obtemos o valor da constante de equilíbrio, a reação está em
Aula 09
3Química 5D
equilíbrio, ou seja, essas concentrações são constantes. No caso de não obter o valor da constante de equilíbrio, indica que ele (equilíbrio) não foi atingido, o que garante as concentrações variando até atingirem o Kc.1o. caso: com as concentrações da mistura, obtemos um
valor inferior ao Kc.
[ ][ ]prodreag
< Kc
Para esse valor aumentar a [prod] aumenta e a [reag] diminui, até o equilíbrio ser atingido
2o. caso: com as concentrações da mistura, obtemos um valor superior ao Kc.
[ ][ ]prodreag
> Kc
Para esse valor diminuir a [prod] diminui e a [reag] aumenta, até o equilíbrio ser atingido
Exemplos:1. (VUNESP – SP) – O equilíbrio gasoso
N2O4 2NO2
apresenta, a uma dada temperatura, constante de equilíbrio Kc = 2. Nessa temperatura foram feitas duas misturas diferentes, A e B, cada uma acondicionada em recipiente fechado, isolado e distinto. As condi-ções iniciais estão mostradas na tabela.
Mistura [NO2]/mol/L [N2O4]/mol/L
AB
2 · 10–2
2 · 10–12 · 10–4
2 · 10–3
a) Efetue os cálculos necessários e conclua se a mis-tura A se encontra ou não em situação de equi-líbrio.
b) Efetue os cálculos necessários e conclua se a mistura B se encontra ou não em situações de equilíbrio.
Resolução:
a) Mistura (A) [ ][ ]
[ ]NON O
22
2 4
2 2
42 102 10
2=⋅⋅
=−
−
Com essas concentrações, obtemos o valor de Kc. Logo, a reação está em equilíbrio.
b) Mistura (B) [ ][ ]
[ ]NON O
22
2 4
1 2
32 102 10
20=⋅⋅
=−
−
Com essas concentrações, não obtemos o valor de Kc. Logo, a reação não está em equilíbrio. Para atingir o equilíbrio, esse valor (20) tem que diminuir para 2, por isso a [NO2] diminuirá e a do [N2O4] aumentará.2. A uma certa temperatura a constante de equilíbrio
para a reação representada a seguir é 0,75
2C5H6 C10H12
Temos duas misturas desses compostos a essa tem-peratura:
MisturaConcentrações iniciais das misturas (mol/L)
C5H6 C10H12
2 3
1,8 1,5
a) Como variam as concentrações de C5H6 e C10H12 na mistura ?
b) Como variam as concentrações de C5H6 e C10H12 na mistura ?
Resolução:
a) Mistura [ ]
[ ] ( ),
C H
C H10 12
5 62 2
3
20 75
Com essas concentrações, temos o valor de Kc. Logo, esse sistema está em equilíbrio e, portanto, as concen-trações são constantes.
b) Mistura [ ][ ]
,( , )
,C HC H
10 12
5 62 2
1 51 8
0 46= ≅
Com essas concentrações, obteve-se um valor < Kc. Para o equilíbrio ser atingido, a (C10H12) aumentará e a (C5H6) diminuirá.
Outros cálculos envolven-do Kc e KpExemplo 1(CESCEM – SP) – Seja a seguinte equação que repre-
senta uma reação em equilíbrio A2 + B2 2ABA 25°C, as concentrações no equilíbrio, em mols por
litro, são:A2 = 0,40 B2 = 0,04 AB = 1,20Qual o valor da constante de equilíbro da reação
acima?Resolução:
A B AB
KAB
A B
K
c
c
2 2
2
2 22
2
1 200 40 0 04
1 440 0
+
=⋅
=⋅
=
�⇀�↽��
[ ][ ] [ ]
( , ), ,
,, 116
90=
Exemplo 22 mols de H2 e 1,5 mol de 2 foram colocados em um
balão de 10 litros. Estabelecido o equilíbrio, encontrou--se no balão 1 mol de HI. Calcular a constante de equilí-brio (Kc) do sistema.
Resolução: obs.: Quantidade
colocada = Quantidade inicial
4
Terminação do ácido H2 + I2 2HI
no. de mols inicial 2 1,5 zero
no. de mols que reagiram e são
produzidosx x 2x
no. de mols no equilíbrio (2 – x) (1,5 – x) 2x
concentração molar no equilíbrio
( )2
10
x mols
L
( , )1 5
10
x mols
L
2
10
x mols
L
Do enunciado
No. de mols de H no equilíbrio = 1
Logo 2x = 1 x = 0,5
Cálculo da Kc
KHI
HK
x
x xc c=⋅
∴ =
⎛⎝⎜
⎞⎠⎟
− ⋅ −[ ]
[ ] [I ] ,
2
22
2210
2 1 5
10 10
K Kc c=⋅
= =
( , )
, ,,,
,
1 0
101 510
1 010
1 01 5
0 67
2
2
Exemplo 3(UNICAMP – SP) – Aqueceram-se dois mols de cloreto
de fósforo V num recipiente fechado, com capacidade de 2 litros. Atingido o equilíbrio, o cloreto de fósforo V se encontra 40% dissociado em cloreto de fósforo III e cloro.
Calcular a constante de equilíbrio.Resolução: obs.: se o enunciado fornece uma quan-
tidade e não especifica se é a inicial, o que reagiu, o que foi formado ou do equilíbrio está subentendido que é a quantidade inicial.
Aparece o grau de equilíbrio 40%, ou seja, α = 0,4 (reagiu 40% da quantidade inicial)
no. de mols que reagiram até o equilíbrio
no. inicial de mols =
Portanto, o número de mols que reagiram até o equilíbrio é igual a α · número inicial de mols
PCℓ5 PCℓ3 + Cℓ2
no. de mols inicial 2 zero zero
no. de mols que reagiram e são
produzidos2 · α ou 2 · 0,4 2 · 0,4 2 · 0,4
no. de mols no equilíbrio 2 – 0,8 = 1,2 0,8 0,8
concentração molar no equilíbrio
1,2 mol/2L ou 0,6 mol/L
0,8 mol/2L ou 0,4 mol/L
0,8 mol/2L ou 0,4 mol/L
KPC C
PCK Kc c c= =
⋅=
[ ][ ][ ]
, ,,
,L L
L3 2
5
0 4 0 40 6
0 267
Exemplo 4Num recipiente fechado, tem-se NH3 parcialmente
dissociado. Nas condições da experiência, o grau de dissociação do NH3 é de 6%. A pressão total de equilíbrio é igual a 1,06 atmosfera.
Calcule o valor de kp.Resolução: obs.: reagiu 6% (0,06) da quantidade
inicial
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)
no. inicial de mols n zero zero
no. de mols que reagiram e são
produzidos
α · n ou 0,06n 1/2 · 0,06n 3/2 · 0,06n
no. de mols no equilíbrio
n – 0,06n ou 0,94n 0,03n 0,09n
Cálculo da fração molar:
Xn
n n nnn
Xn
NH
N
3
2
0 940 94 0 03 0 09
0 941 06
0 941 06
0 030
=+ +
= =
=
,, , ,
,,
,,
,,994 0 03 0 09
0 031 06
0 031 06
0 090 94 0 03 02
n n nnn
Xn
n nH
+ += =
=+ +
, ,,,
,,
,, , ,,
,,
,,09
0 091 06
0 091 06n
nn
= =
no. de mols do NH3
no. de mols total
no. de mols do N2
no. de mols total
no. de mols do H2
no. de mols total
Aula 09
5Química 5D
Cálculo da pressão parcial:
P X P atm
P X P
NH NH total
N N total
3 3
2 2
0 941 06
1 06 0 94
0 031
= ⋅ = × =
= ⋅ =
,,
, ,
,,,
, ,
,,
, ,
061 06 0 03
0 091 06
1 06 0 092 2
× =
= ⋅ = × =
atm
P X P atmH H total
Cálculo da kp:
KP P
PK Kp
N H
NHp p=
⋅=
⋅≅ × −2 2
3
32
3
250 03 0 09
0 942 47 10
( )
( )
, ( , )
( , ),
Exemplo 5(FUVEST – SP) – O equilíbrio
H2(g) + I2(g) 2HI(g)incolor violeta incolor
tem, a 370°C, constante Kc igual a 64.Para estudar esse equilíbrio, foram feitas duas expe-
riências independentes: A e B.A) 0,10 mol de cada gás, H2 e I2, foram colocados em um
recipiente adequado de 1 L, mantido a 370°C até atin-gir o equilíbrio (a intensidade da cor não muda mais).
B) 0,20 mol do gás HI foi colocado em um recipiente de 1 L, idêntico ao utilizado em A, mantido a 370°C até atingir o equilíbrio (a intensidade da cor não muda mais).a) Atingido o equilíbrio em A e em B, é possível
distinguir os recipientes pela intensidade da coloração violeta? Justifique.
b) Para a experiência A, calcule a concentração de cada gás no equilíbrio. Mostre, em um gráfico de concentração (no quadriculado abaixo), como variam, em função do tempo, as concentrações desses gases até que o equilíbrio seja atingido. Identifique as curvas no gráfico.
Resolução:a) Como são as mesmas substâncias em reação na
mesma temperatura, temos o mesmo comporta-mento, ou seja, se para a reação
A B Kc = x para B A Kc = 1x
370°C
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Início 0,1 mol 0,1 mol 0
Reage x mol x mol #
Forma # # 2x mol
Equil. ( , )0 10 x molv
( , )0 10 x molv
2x molv
KHI
H I
xv
xV
xV
c = ⋅→ =
⎛⎝⎜
⎞⎠⎟
−⎛⎝⎜
⎞⎠⎟⋅
−⎛⎝⎜
⎞⎠⎟
[ ][ ] [ ] , ,
2
2 2
2
64
2
0 10 0 10
xx = 0 08,
No equilíbrio, temos: [H2] = [I2] = 0,10 – 0,08 = 0,02 mol · L–1 [HI] = 2 · 0,08 = 0,16 mol · L–1
2HI(g) H2(g) + I2(g)
Início 0,20 mol 0 0
Reage x mol # #
Forma # x/2 mol x/2 mol
Equil. ( , )0 20 x molv
x/ 2 molv
x/ 2 molv
KHI
x
v
x
v
vx
c =⋅
→ =
⋅
−⎛⎝⎜
⎞⎠⎟
=
[H ] [I ]
[ ] , x
,
2 22 2
164
2 2
0 20
0 04
No equilíbrio, temos:
[ ] [ ],
,H Ix
mol L2 21
20 04
20 02= = ⇒ = ⋅ −
[HI] = 0,20 – 0,04 = 0,16 mol · L–1 Resposta: como nos dois sistemas, temos as mesmas
concentrações de H2, I2 e HI, não conseguimos distingui--los pela intensidade da coloração.
b) [ ] mol · L–1
0,16
0,02
0,10
tempo
HI
H2 e I2
A
Kc = 64
B
Kc = 1
64
370°C
6
Testes
Assimilação09.01. (UFPE) – Quando o equilíbrio químico é alcançado por um sistema:00) as concentrações de todas as espécies reagentes e produtos tornam-se iguais. 01) os produtos reagem com a mesma velocidade na qual são formados.02) ambas, as reações direta e inversa, continuam após o equilíbrio ser atingido, com a mesma velocidade.03) as concentrações das espécies nos reagentes e produtos permanecem constantes.04) todas as espécies químicas param de reagir.
09.02. (UNIOESTE – PR) – Um equilíbrio químico é estabelecido quandoa) uma reação química cessa.b) somente a velocidade da reação de formação torna-se constante.c) a concentração dos produtos e a dos reagentes permanecem constantes.d) a concentração dos produtos e dos reagentes são iguais.e) a temperatura torna-se constante.
09.03. Assinale a alternativa em que a expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração está errada.
a) H g I g HI g2 2 2( ) ( ) ( )�⇀�↽�� KHI
H Ic = ⋅[ ]
[ ] [ ]
2
2 2
b) HCN aq H aq CN aq( ) ( ) ( )�⇀�↽�� + −+ KH CN
HCNc =⋅+ −[ ] [ ]
[ ]
c) 2 2 2 4NO g N O g( ) ( )�⇀�↽�� KN ONOc
[ ][ ]
2 4
22
d) N g H g NH g2 2 33 2( ) ( ) ( )�⇀�↽�� KNH
N Hc = ⋅[ ]
[ ] [ ]3
2
2 23
e) Fe O s CO g Fe s CO g2 3 23 2 3( ) ( ) ( ) ( )�⇀�↽�� KFe CO
Fe O COc =⋅⋅
[ ] [ ][ ] [ ]
22
3
2 33
Aula 09
7Química 5D
09.04. Assinale a alternativa em que a expressão da constante de equilíbrio em termos de pressão está errada.
a) H g I g HI g2 2 2( ) ( ) ( )�⇀�↽�� KpHI
pH pIp = ⋅( )
( ) ( )
2
2 2
b) HCN aq H aq CN aq( ) ( ) ( )�⇀�↽�� + −+ KpH pCN
pHCNp =+ −( )( )
( )
c) 2 2 2 4NO g N O g( ) ( )�⇀�↽�� KpN OpNOp
2 4
22( )
d) N g H g NH g2 2 33 2( ) ( ) ( )�⇀�↽�� KpNH
pN pHp = ⋅( )
( ) ( )3
2
2 23
e) Fe O s CO g Fe s CO g2 3 23 2 3( ) ( ) ( ) ( )�⇀�↽�� KpCOpCOp
( )( )
23
3
09.05. (FM PETRÓPOLIS – RJ) – O corpo humano é uma fábrica química, e, mesmo assim, aparentemente, permanece inalterado dia após dia. Tal situação está relacionada com as inúmeras reações químicas reversíveis, que estão em equilíbrios dinâmicos.Considere a seguinte reação química, dentro de um recipiente fechado, a temperatura constante:
H g I g HI g2 2 2( ) ( ) ( )�⇀�↽��O gráfico abaixo apresenta as concentrações das substâncias envolvidas ao longo do tempo.
Equilíbrio Químico
Conc
entr
ação
(mol
/L)
Curva I
Curva II
Curva III
[HI]
[I2]
[H2]
0,08 mol/L
0,04 mol/L
0,02 mol/L
Com base no gráfico e nos respectivos valores do estado de equilíbrio químico alcançado por cada componente da reação, afirma-se que o valor da constante de equilíbrio para a reação éa) 8 b) 10 c) 16 d) 25 e) 100
8
Aperfeiçoamento09.06. Em determinadas condições de temperatura e pressão, determina-se experimentalmente que a reação representada abaixo entra em equilíbrio com as seguintes concentrações:[NO2] = 0,25 mol . L–1
[N2O4] = 0,5 mol . L–1
2 NO2(g) N2O4(g)A constante de equilíbrio em termos de concentração para essa reação nas condições do experimentoa) 8 b) 6 c) 4 d) 3 e) 26
09.07. (FUVEST – SP) – O equilíbrio de dissociação do H2S gasoso é representado pela equação
2H2S(g) 2H2(g) + S2(g)Em um recipiente de 2,0 dm3 estão em equilíbrio 1,0 mol de H2S, 0,20 mol de H2 e 0,80 mol de S2. Qual o valor da constante de equilíbrio Kc?a) 0,016 b) 0,032 c) 0,080 d) 12,5 e) 62,5
09.08. (ITA – SP) – Num recipiente de volume constante igual a 1,00 litro, inicialmente evacuado, foi introduzido 1,00 mol de pentacloreto de fósforo gasoso e puro. O reci-piente foi mantido a 250°C e no equilíbrio final foi verificada a existência de 0,47 mol de gás cloro. Qual das opções abaixo contém o valor aproximado da constante (Kc) do equilíbrio estabelecido dentro do cilindro e representado pela seguinte equação química:
PCℓ5(g) PCℓ3(g) + Cℓ2(g)?a) 0,179 b) 0,22 c) 0,42 d) 2,38 e) 4,52
09.09. (UFMG) – 0,80 mol/L de A é misturado com 0,80 mol/L de B. Esses dois compostos reagem lentamente, produzindo C e D, de acordo com a reação A + B C +D. Quando o equilíbrio é atingido, a concentração de C é medida , encontrando-se o valor 0,60 mol/L. Qual o valor da constante de equilíbrio kC dessa reação?a) 7 b) 9 c) 36 d)
118
e) 25
09.10. (UFPA) – Em um recipiente de 1L, colocou-se 1,0 mol de PCℓ5. Suponha o sistema PCℓ5 PCℓ3 + Cℓ2, homogêneo e em temperatura tal que o PCℓ5 esteja 80% dissociado. A constante do equilíbrio para esse sistema é:a) 0,48 b) 0,82 c) 1,65 d) 3,20 e) 6,40
09.11. (UNICAMP – SP) – Em um recipiente de 1,0 dm3 introduz-se 0,10 mol de butano gasoso que, em presença de um catalisador, isomerizou-se em isobutano:
butano(g) isobutano(g)A constante desse equilíbrio é 2,5 nas condições do expe-rimento. Qual a concentração em mol/dm3 do isobutano no equilíbrio?a) 0,071 b) 0,52 c) 1,08 d) 1,85 e) 4 · 10–3
Aula 09
9Química 5D
09.12. (MACK – SP) – Sob condições adequadas de tempe-ratura e pressão, ocorre a formação do gás amônia. Assim, em um recipiente de capacidade igual a 10 L, foram colocados 5 moI de gás hidrogênio junto com 2 mol de gás nitrogê-nio. Ao ser atingido o equilíbrio químico, verificou-se que a concentração do gás amônia produzido era de 0,3 mol/L, Dessa forma, o valor da constante de equilíbrio (Kc) é igual a
N g H g NH g2 2 33 2( ) ( ) ( )
a) 1 80 10 4, ⋅ −
d) 3 60 101,
b) 3 00 10 2, ⋅ −
e) 1 44 10 4,
c) 6 00 10 1, ⋅ −
Aprofundamento09.13. (FMABC – SP) – A reação de combustão do dióxido de enxofre pode ser representada pelo equilíbrio a seguir:2 S (g) (g) 2 S (g)2 2 3O O O�⇀�↽�� Δ = −H kJθ 198Esse equilíbrio foi estudado em uma determinada tempera-tura (T1), em recipiente fechado, e a variação da concentração de cada substância participante do processo está represen-tada no gráfico a seguir:
SO3
O2
[ ] (mol/L)
Tempo (minutos)
SO2
6
5
4
3
2
1
Sobre o sistema estudado foram feitas as seguintes afir- mações:
I. O sistema em equilíbrio apresenta pressão maior do que o sistema inicial.
II. Considere um experimento realizado em temperatura, T2, sendo T2 > T1. Mantendo-se as mesmas concentrações iniciais de SO2 e O2 ([SO2]1 = [SO2]2 e ([O2]1 = [O2]2), pode-se afirmar que o valor da constante de equilíbrio também permanecerá o mesmo (KC1 = KC2).
III. A constante de equilíbrio da reação de combustão do dió-xido de enxofre na temperatura T1 (KC1) é menor do que 1.
A análise do gráfico e da equação termoquímica proposta permite concluir que a) apenas a afirmação I é verdadeira. b) apenas a afirmação II é verdadeira. c) apenas a afirmação III é verdadeira. d) apenas a II e a III são verdadeiras. e) todas as afirmações são falsas.
09.14. (UECE) – A 620 K o valor de Kc paraCO(g) + H2O(g) CO2 (g) + H2 (g) é 324
Números iguais de mol por litro de CO e H2O são adicionados a um recipiente, a 620 K. Depois de estabelecido o equilíbrio, [CO2] é igual a 9,0 M. A concentração do CO no equilíbrio é:a) 0,5 M b) 8,5 M c) 9,0 M d) 9,5 M
10
09.15. (UNICASTELO – SP) – Em solução aquosa, sob de-terminadas condições, ocorre o seguinte equilíbrio químico de isomerização entre glicose e frutose:
Glicose (aq) �⇀�↽�� Frutose (aq); KC = 0,43Sendo assim, caso a concentração de glicose nesse equilíbrio seja de 0,7 mol/L, a concentração de frutose, em mol/L, seráa) 0,6 b) 0,7 c) 0,3 d) 0,8 e) 0,5
09.16. (UNIMONTES – MG) – As reações I e II encontram-se representadas pelas equações:
I. H ) CO ) H (g) C (g)2 2 2O O(g (g �⇀�↽�� K 1 1 6,
II. FeO s CO g Fe s CO g( ) ( ) ( ) ( ) �⇀�↽�� 2 K 2 0 67,
Para a reação Fe s) O FeO s)+ 2( (g) ( (g)H H2 �⇀�↽�� , pode-se afirmar que o valor da constante de equilíbrio, K3, é:a) 1,1 b) 0,9 c) 2,7 d) 2,4
09.17. (ACAFE – SC) – Considere o equilíbrio químico hipo-tético sob temperatura de 80°C em um recipiente fechado e volume constante, onde a pressão total no interior do sistema é de 6 atm.
1A(s) 2 B 1C�⇀�↽�� ( ) (g)g
Assinale a alternativa que contém o valor da constante de equilíbrio Kp.a) 16 b) 8 c) 32 d) 216
09.18. (FUVEST – SP) – O Brasil produz, anualmente, cerca de 6 · 106 toneladas de ácido sulfúrico pelo processo de contacto. Em uma das etapas do processo há em fase gasosa, o equilíbrio
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) Kp = 4,0 · 104
que se estabelece à pressão total de P atm e temperatura
constante. Nessa temperatura, para que o valor da relação X
X X
SO
SO O
3
2
2
2
2
( )( ) ⋅
seja igual a 6,0 · 104, o valor de P, deve ser:
a) 1,5 b) 3,0 c) 15 d) 30 e) 50X = fração em quantidade de matéria (fração molar) de cada constituinte na mistura gasosa.Kp = constante de equilíbrio.
Lembrete: PA = XA . P
pressão parcial
do gás A
pressão totalfração molar do
gás A
Aula 09
11Química 5D
Discursivos09.19. (FUVEST – SP) – A 250°C, a constante do equilíbrio de dimerização do ciclopentadieno é 2,7.
2C5H6 C10H12
Nessa temperatura, foram feitas duas misturas do monômero com o seu dímero:
Concentrações iniciais das misturas (mol/L)
Mistura Monômero (C5H6) Dímero (C10H12)
1 0,800 1,728
2 1,000 3,456
O que acontecerá com as concentrações do monômero e do dímero, ao longo do tempo:a) na mistura 1? Justifique.
b) na mistura 2? Justifique.
09.20. (UNICAMP – SP) – A figura representa, sob o ponto de vista cinético, a evolução de uma reação química hipotética na qual o reagente A se transforma no produto B. Das curvas I, II, III, IV, duas dizem respeito à reação catalisada e duas, à reação não catalisada.
0 1 2 3 4 5 6tempo em unidades arbitrárias
0,100,09
0,08
0,06
0,04
0,02
0,00
conc
entr
ação
em
mol
/L
I
II
III
IV
a) Quais das curvas representam as concentrações de A e de B, em função do tempo, para a reação não catalisada? Indique a curva que se refere à concentração de A e a curva que se refere à concentração de B.
b) Calcule o valor da constante de equilíbrio para a reação de transformação de A em B.
12
Gabarito09.01. Equilíbrio – Definição
Um equilíbrio é atingido quando a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e as concentrações de todas as substâncias (reagentes e produtos) são constantes.00) Errado: são constantes não necessariamente iguais.01) CORRETO. Vdireta = Vinversa.02) CORRETO.03) CORRETO.04) ERRADO. O equilíbrio químico é dinâmico, ou seja, as reações
direta e inversa não param de ocorrer.09.02. c09.03. e09.04. b09.05. a09.06. a09.07. a09.08. c09.09. b09.10. d09.11. a09.12. e09.13. e09.14. a09.15. c09.16. d09.17. c09.18. a09.19. a) Na mistura 1 o quociente (a razão):
[ ][ ]
,( , )
C HC H
10 12
5 62 2
17280 8
= 2,7 = Kc
Como esse quociente é igual ao valor da constante de equilíbrio, a reação está em equilíbrio, ou seja, as concentrações de C10H12 e C5H6 estão constantes.
b) Na mistura 2 o quociente (a razão)[ ][ ]
,( )
C HC H
10 12
5 62 2
3 4561
= 3,456
Como esse quociente está diferente do valor da constante, o sis-tema não está em equilíbrio, e para alcançá-lo, as concentrações sofrem variações até a razão chegar a 2,7. Para que ocorra essa diminuição (de 3,456 para 2,7), o numerador ([C10H12]) vai dimi-nuir e o denominador ([C5H6]) vai aumentar.
09.20. a) A reação não catalisada tem menor velocidade. Logo, são as cur-vas II e III, onde II corresponde a B e III a A .
b) aA bB
Início 0,10 mol · L–1 0
Reage 0,06 mol · L–1 #
Forma # 0,09 mol · L–1
Equilíbrio 0,04 mol · L–1 0,09 mol · L–1
As concentrações do início e no equilíbrio são retiradas do gráfico.Reagiu 0,06 mol · L–1 de A para formar 0,09 mol · L–1 de B.
Coeficientes do balanceamento da equação.
:
:0,06 0,09
2 3
A B
2 A 3 B
KBA
Kc c= → = ≅[ ][ ]
( , )( , )
,3
2
3
20 090 04
0 455
13Química 5D
Química5D
Deslocamento de equilíbrio
Aula 10
Deslocamento de equilíbrioQualquer reação reversível tende a um estado de
equilíbrio. Como sabemos, o equilíbrio é atingido quan-do a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa se igualam. Nesse momento, as concentrações dos reagentes e dos produtos permanecem constantes.
É possível perturbar um equilíbrio, aumentando a velocidade de uma de suas reações. Por exemplo, existem casos em que o equilíbrio é atingido quando a concentração dos produtos é muito baixa. Para tornar a reação viável economicamente, é necessário que a ve-locidade da reação direta seja aumentada. Dessa forma, haverá um aumento do rendimento da reação direta. Quando isso ocorre, dizemos que o equilíbrio está sendo deslocado, no sentido da reação direta ou deslocado para a direita.
Observações:1. O deslocamento de equilíbrio pode ser conside-
rado como uma alteração na velocidade da rea-ção direta ou inversa, causando alterações nas concentrações dos participantes do equilíbrio.Os deslocamentos (perturbações) são passagei-ros, e o sistema caminhará para um novo estado de equilíbrio.
2. Se a velocidade da reação direta for aumentada, o equilíbrio será deslocado para a direita; se for aumentada a velocidade da reação inversa, o equilíbrio será deslocado para a esquerda.
Os fatores externos capazes de perturbar o equilíbrio de um sistema são a alteração na concentração das substâncias participantes da reação, a alteração na pressão e a alteração na temperatura.
O Princípio de Le Chatelier mostra como cada um desses fatores externos atua num equilíbrio:
Quando um sistema em equilíbrio for perturbado por uma ação externa, o sistema será deslocado de modo que minimize o efeito da ação externa.
Com base nesse princípio, é possível prever os efeitos de perturbações impostas a um sistema em equilíbrio.
Efeito de Variações na Concentração
Qualquer variação na concentração de um reagente ou de um produto provocará um deslocamento do equilíbrio, a fim de minimizar o efeito da variação na concentração.
Exemplos:1o. ) Seja o equilíbrio:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
À temperatura constante, H2(g) é adicionado ao equilíbrio.
A adição de um reagente ao sistema em equilí-brio força a reação a formar maior quantidade de produto, ou seja, desloca o equilíbrio para a direita.
Parte do H2(g) adicionado reage com o I2(g) para produzir mais HI(g).
Como consequência, o equilíbrio será deslocado para a direita, e após um certo tempo o equilíbrio será restabelecido.
Após o equilíbrio ter sido restabelecido, teremos: • maior concentração de H2(g) • menor concentração de I2(g) • maior concentração de HI(g) • o valor de Kc inalterado
TempoEquilíbrio restabelecidoEquilíbrio inicial
Mol/L H2 é adicionado
H2
HI
I2
14
2o. ) Seja o equilíbrio:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
À temperatura constante, parte do N2(g) é removido do equilíbrio.
A retirada de um reagente no sistema em equilí-brio força a reação a formar maior quantidade dos próprios reagentes, ou seja, deslocar o equilíbrio para a esquerda.
Para minimizar o efeito da diminuição da [N2(g)], parte da [NH3(g)] presente no equilíbrio decompõe-se para produzir N2(g) e H2(g).
Como consequência, o equilíbrio será deslocado para a esquerda e após certo tempo o equilíbrio será reestabelecido.
Após o equilíbrio ter sido restabelecido, teremos:
• menor concentração de N2(g)
• maior concentração de H2(g)
• menor concentração de NH3(g)
• o valor de Kc inalterado
Mol/L N2 é removido
Equilíbrio inicial Equilíbrio restabelecidoTempo
H2
NH3
N2
É importante saberA adição ou retirada de substâncias que estão
participando do equilíbrio no estado sólido não promovem deslocamento nesse equilíbrio.
Efeito de variações na pressão Uma variação na pressão provocará um deslocamen-
to do equilíbrio em sistemas que envolvem gases.Sólidos e líquidos devem ser ignorados ao analisar os
efeitos provocados pela pressão.Exemplos:1o. ) Seja o equilíbrio:
1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
À temperatura constante, o volume do recipiente será diminuído, conforme mostra a figura a seguir:
1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
1N + 3H 2NH
Diminuindo o volume do recipiente, a pressão exercida pelos gases presentes, à mesma tempera-tura, aumenta. Para minimizar o efeito da pressão, o equilíbrio é deslocado no sentido da reação em que ocorre diminuição da quantidade em mols de molé-culas de gás no recipiente.
4 mols de moléculas
de gás
2 mols de moléculas
de gás
1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Um menor número da quantidade em mols de mo-léculas de gás no recipiente significa uma diminuição da pressão.
Como consequência, o equilíbrio será deslocado para a direita e mais NH3(g) será formado e após certo tempo o equilíbrio será restabelecido.
Após o equilíbrio ter sido restabelecido, teremos: • menor quantidade de N2(g) • menor quantidade de H2(g) • maior quantidade de NH3(g) • o valor de Kc inalterado
2o. ) Seja o equilíbrio à temperatura constante:
1H2(g) + 1I2(g) Δ
2HI(g)
Quando houver o mesmo número de mols de moléculas de gases em ambos os lados da equação, uma variação de pressão não deslocará o equilíbrio.
ConclusõesO aumento da pressão desloca o equilíbrio no
sentido da reação em que ocorre diminuição do número de mols de moléculas de gases.
A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da reação em que ocorre aumento do número de mols de moléculas de gases.
Aula 10
15Química 5D
Efeito de variação na temperaturaSeja o equilíbrio:
1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) H = –92,2 kJ
O H associado ao equilíbrio corresponde à reação direta. Assim, a reação direta é exotérmica (libera calor para o meio ambiente), e a reação inversa é endotérmica (absorve calor do meio ambiente).
Vamos analisar os dois casos possíveis:
1o. ) Provocando um aumento na temperatura
Para minimizar um aumento de temperatura, o equilíbrio será deslocado no sentido da reação en-dotérmica.
1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) H = –92,2 kJ
Como consequência, o equilíbrio será deslocado para a esquerda e mais NH3(g) será consumido e, após certo tempo, o equilíbrio será restabelecido.
Após o equilíbrio ter sido restabelecido, teremos: • maior concentração de N2(g) • maior concentração de H2(g) • menor concentração de NH3(g) • alteração no valor de Kc, pois ele depende da tem-
peratura. Nesse equilíbrio, a uma temperatura mais elevada, o valor de Kc será menor.
2o. ) Provocando uma diminuição na temperatura
Para minimizar a diminuição de temperatura, o equilíbrio será deslocado no sentido da reação exo-térmica.
1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) H = – 92,2 kJ
Como consequência, o equilíbrio será deslocado para a direita e mais NH3(g) será formado (o rendimento da reação no sentido de produzir NH3(g) aumenta) e após certo tempo um novo equilíbrio será restabelecido.
Após o equilíbrio ter sido restabelecido, teremos: • menor concentração de N2(g) • menor concentração de H2(g) • maior concentração de NH3(g) • alteração no valor de Kc, pois ele depende da tem-
peratura.Nesse equilíbrio, a uma temperatura mais baixa, o
valor de Kc será maior.
Conclusões• Um aumento da temperatura desloca o equilí-
brio no sentido da reação endotérmica.• Uma diminuição da temperatura desloca o
equilíbrio no sentido da reação exotérmica.
Efeito de um catalisadorUm catalisador aumenta igualmente a velocidade da
reação direta e da reação inversa.Assim:
• um catalisador não desloca um equilíbrio químico; • um catalisador faz com que seja atingido mais rapi-
damente o estado de equilíbrio; • as concentrações das substâncias presentes em
um equilíbrio com catalisador são as mesmas que existem nesse equilíbrio sem catalisador;
• o valor de Kc não é alterado.
Resumindo:
Temperatura↑T → Desloca o equilíbrio no sentido do processo
ENDOTÉRMICO
↓T → Desloca o equilíbrio no sentido do processo EXOTÉRMICO
Pressão↑P (total) ⇒ Desloca no sentido do menor no. de
mols de substância gasosa ↓ volume gasoso
↓P (total) ⇒ Desloca no sentido do maior no. de mols
de substância gasosa ↑ volume gasoso
Concentração↑[ ] = Adição ⇒ desloca o equilíbrio no sentido de
consumo, de pelo menos parte, da substância adicionada.
Desloca para o lado oposto ao que a substância adicionada está representada na equação
↓[ ] = Retirada ⇒ desloca o equilíbrio no sentido de reposição, de pelo menos parte, da quantidade retirada.
Desloca para o mesmo lado que a substância retirada está representada na equação
16
É importante saber*A adição ou retirada de parte da(s) substância(s) que participam do equilíbrio no estado SÓLIDO NÃO DES-
LOCA O EQUILÍBRIO.
Aumentar a pressão parcial = adição de gás (↑[gás])*
Diminuir a pressão parcial = retirada de parte do gás (↓[gás])
*Adição de catalisador ou adição de gás inerte ⇒ NÃO DESLOCA O EQUILÍBRIO.
Testes
Assimilação10.01. (AESPI) – Considere o sistema em equilíbrio:
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) H = –136 kcalA melhor maneira de aumentar o rendimento de H2O(g) é:a) aumentar a temperatura;b) diminuir a pressão;c) adicionar um catalisador;d) diminuir a concentração de hidrogênio;e) aumentar a pressão.
10.02. (FEI – SP) – O equilíbrioFeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(g)
se desloca no sentido de formação de Fe(s), quando:I. Adiciona-se certa quantidade de FeO(s)II. Retira-se uma fração de Fe(s) III. Aumenta-se a concentração de CO(g)IV. Eleva-se a pressão total sobre o sistema.V. Reduz-se a concentração de CO2(g)
É (São) verdadeira (s):a) somente I, II, III e IVb) somente I e IIc) somente III e Vd) somente IVe) somente I e III
10.03. (UDESC) – Em um sistema fechado considere a se-guinte reação química em equilíbrio e analise as proposições.
FeO(s)+CO(s) Fe(s) CO (g)2
I. Aumentando a concentração de CO(g), o equilíbrio se desloca para a direita.
II. Aumentando a concentração de CO(g), o equilíbrio não é alterado.
III. Retirando CO(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda.IV. À adição de CO2(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda.V. O aumento da concentração de uma substância desloca
o equilíbrio no sentido que irá consumi-Ia. VI. O equilíbrio só se desloca no sentido da formação dos
produtos.Assinale a alternativa correta.a) Somente as afirmativas I e VI são verdadeiras.b) Somente as afirmativas I, III, IV e VI são verdadeiras.c) Somente a afirmativa Il é verdadeira.d) Somente as afirmativas I, III, IV e V são verdadeiras.e) Somente as afirmativas Il, V e VI são verdadeiras.
Aula 10
17Química 5D
10.04. (UEPG – PR) – Com relação ao sistema em equilíbrio abaixo, assinale o que for correto.
2 NO(g) 2 CO(g) N (g) 2 C (g) 2 2O Δ = −H kJ747
01) A formação de N2(g) será favorecida se for aumentada a pressão total sobre o sistema.
02) A adição de catalisador desloca o equilíbrio para a di-reita.
04) O aumento da concentração do NO(g) desloca o equi-líbrio para a esquerda.
08) A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a direita.
10.05. (UFAL) – A história da produção da amônia é um fato interessante que ilustra a relação entre ciência e sociedade. A descoberta destinada a ser usada na criação de adubo químico para a produção de alimentos foi usada na produção de explosivos.A síntese industrial da amônia ocorre segundo a reação
3H (g) N (g) 2 NH (g) 2 2 3 Δ = −H kJ100
De acordo com o princípio de Le Chatelier, a formação da amônia é favorecida pelaa) pressão elevada e temperatura reduzida.b) pressão reduzida e temperatura elevada.c) pressão e temperatura elevadas.d) pressão e temperatura reduzidas.e) elevação da temperatura, apenas.
Aperfeiçoamento10.06. (FUC – MT) – No equilíbrio:
2NOCℓ(g) 2NO(g) + Cℓ2 (g),o valor da constante Kc é 4,7 · 10–4 mol/L. Com o aumento da concentração de NO:a) o valor de Kc aumenta.b) o valor de Kc diminui.c) o equilíbrio se desloca para o sentido da formação dos
produtos.d) não há deslocamento de equilíbrio.e) o valor de Kc não se altera.
10.07. (UERJ) – O monóxido de carbono, formado na combustão incompleta em motores automotivos, é um gás extremamente tóxico. A fim de reduzir sua descarga na atmosfera, as fábricas de automóveis passaram a instalar catalisadores contendo metais de transição, como o níquel, na saída dos motores.Observe a equação química que descreve o processo de degradação catalítica do monóxido de carbono:
2 CO(g) O (g) 2 CO (g)2 2Ni� ⇀�↽ �� Δ = − ⋅ −H kJ mol283 1
Com o objetivo de deslocar o equilíbrio dessa reação, visan-do a intensificar a degradação catalítica do monóxido de carbono, a alteração mais eficiente é:a) reduzir a quantidade de catalisador.b) reduzir a concentração de oxigênio.c) aumentar a temperatura.d) aumentar a pressão.
10.08. (UDESC) – A reação abaixo descreve a combustão do etanol.
C H 3 (g) 2 C (g) 3 H (g) calor2 6 2 2 2O O O O( )N
A partir desta reação, é correto afirmar que:a) a remoção de H2O não altera o deslocamento do equi-
líbrio.b) o aumento na quantidade de C2H6O favorece a formação
de reagentes.c) o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para o
sentido de formação de C2H6O.d) a diminuição da quantidade de C2H6O favorece a forma-
ção dos produtos.e) a remoção de O2 produz mais CO2.
18
10.09. (IME – RJ) – Dada a reação química abaixo, que ocorre na ausência de catalisadores,
H (g) C(s) 31 4 kcal CO(g) H (g)2 2O ,
pode-se afirmar que:a) o denominador da expressão da constante de equilíbrio
é [H2O] · [C].b) se for adicionado mais monóxido de carbono ao meio
reacional, o equilíbrio se desloca para a direita.c) o aumento da temperatura da reação favorece a formação
dos produtos.d) se fossem adicionados catalisadores, o equilíbrio iria se
alterar tendo em vista uma maior formação de produtos.e) o valor da constante de equilíbrio é independente da
temperatura.
10.10. (UEPA ) – Um bom exemplo de um combustível mais limpo e renovável é o Biodiesel. Este pode ser obtido através da reação entre um álcool e um óleo vegetal por transesteri-ficação. Outro produto dessa reação é o glicerol que deve ser minimizado, pois quanto maior sua quantidade no produto da reação, menor será o rendimento do éster formado. A reação de equilíbrio químico realizada na presença de um ácido ou base pode ser descrita simplificadamente a seguir:
HC – O – CO – R + 3 R’ – OH HCOH + 3 R – O – CO – R’
H2C – O – CO – R CH2OH
H2C – O – CO – R CH2OH
�⇀�↽��H+/OH–
Triglicerídeos GlicerolÁlcool Ésteres
Avalie o processo de obtenção do Éster (biodiesel) e assinale a opção correta. a) A utilização de excesso de álcool faz o equilíbrio se des-
locar no sentido dos produtos, proporcionando melhor rendimento na produção do biodiesel (ésteres).
b) O excesso de álcool deslocará a reação no sentido dos reagentes, diminuindo a produção de glicerol.
c) No processo, a relação estequiométrica entre os triglice-rídeos e o álcool é 3:1, segundo a reação acima.
d) No processo, o excesso de triglicerídeos (óleo vegetal) desloca o equilíbrio químico no sentido de formação de mais álcool.
e) No processo, a retirada de ésteres (biodiesel), deslocará o equilíbrio químico no sentido dos reagentes.
10.11. (UEPG – PR) – A reação de transformação do dióxido de carbono em monóxido de carbono é representada pela equação abaixo. A respeito desse equilíbrio, assinale o que for correto.
C(s) C (g) 2 CO(g)2O Δ =H kJ mol174 /
01) A adição de um catalisador não desloca o equilíbrio, pois acelera igualmente as reações direta e inversa.
02) Quando se adiciona carbono sólido ao meio reacional, o equilíbrio se desloca no sentido de aumento da con-centração de monóxido de carbono.
04) O aumento da temperatura do meio favorece a forma-ção de monóxido de carbono.
08) A diminuição do volume do recipiente em que é reali-zada a reação, com consequente aumento da pressão, favorece a formação do monóxido de carbono.
16) A constante de equilíbrio dessa reação pode ser expres-sa em termos e pressões parciais, como k P Pp CO CO/
2.
10.12. (UDESC) – Considere a seguinte reação química em equilíbrio:
Co(H C 2 NaC Na CoC 6H2 6 2 2 4 2O O) N N N Δ >H 0 Rosa Azul
Esta equação representa a reação química na qual se baseiam alguns objetos decorativos que indicam alteração no tempo, principalmente com relação a mudanças na umidade relativa do ar. A superfície do objeto é revestida com sais a base de cloreto de cobalto (lI), que apresenta coloração azul.Com relação a esse equilíbrio, assinale a alternativa correta. a) A diminuição da temperatura, juntamente com aumento
da umidade, desloca o equilíbrio para a direita, tornando azul a superfície do objeto.
b) O aumento da umidade faz com que a concentração dos íons cloreto diminua, deslocando assim o equilíbrio para a direita.
c) O aumento da umidade do ar faz com que o equilíbrio se desloque para a esquerda, tornando rosa a cor do objeto.
d) A diminuição da temperatura, mantendo a umidade constante, torna o objeto azul.
e) O aumento da temperatura, mantendo a umidade cons-tante, faz com que haja evaporação da água da superfície do objeto, tornando-o rosa.
Aula 10
19Química 5D
Aprofundamento10.13. (PUCRJ) – Sobre o sistema gasoso no equilíbrio indicado abaixo, assinale a alternativa correta.
2NOC 2 NO + C 2N N( ) ( ) ( )g g g
a) A expressão da constante de equilíbrio para a reação é K NO x C NOC[ ] [ ] / [ ]N N2 .
b) O aumento da pressão do sistema pela diminuição do volume do reator implicaria no deslocamento da reação na direção dos produtos de modo a se atingir nova situa- ção de equilíbrio.
c) Se a reação na direção da formação dos produtos é exo-térmica, a combinação de NO e Cℓ2 para formar NOCℓ ocorreria mais efetivamente se a reação absorvesse calor da vizinhança.
d) Numa situação de equilíbrio químico, a reação acabou, pois não há mais formação de produtos e de substâncias reagentes.
e) A retirada do produto Cℓ2 do sistema acarretaria a forma-ção de mais moléculas de NOCℓ.
10.14. (ESCS – DF) – O anel derivado de açúcar presente nos nucleotídeos do RNA pode ser visto como formado a partir da reação de ciclização da D-ribose, conforme esquema a seguir:
D-ribose
O
OHOH
CH2OH
OH
O
OHOH
CH2OH OHH
HO
OH
H
HOH
OHH
O
+
�-D-ribopiranose β-D-ribopiranos
Se a reação de ciclização da D-ribose for exotérmica, então um aumento de temperatura causará:a) um aumento da velocidade da reação e o deslocamento
do equilíbrio na direção dos produtos.b) uma diminuição da velocidade da reação e o desloca-
mento do equilíbrio no sentido do reagente.c) uma diminuição da velocidade da reação e o desloca-
mento do equilíbrio no sentido dos produtos.d) um aumento da velocidade da reação e o deslocamento
do equilíbrio na direção do reagente.
10.15. (FUVEST – SP) – No equilíbrio A B, a transforma-ção de A em B é endotérmica. Esse equilíbrio foi estudado, realizando-se três experimentos.
Experimentos Condições
x a 20°C, sem catalisador
y a 100°C, sem catalisador
z a 20°C, com catalisador
O gráfico abaixo mostra corretamente as concentrações de A e B, em função do tempo, para o experimento X.
1086
4
2
00 2 4 6 8 10
tempo
conc
entr
ação A
B
Examine os gráficos abaixo:
1086
4
2
00 2 4 6 8 10
tempo
conc
entr
ação A
B
1086
4
2
00 2 4 6 8 10
tempo
conc
entr
ação
1086
4
2
00 2 4 6 8 10
tempo
conc
entr
açãoB
A
A
B
II III
I
Aqueles que mostram corretamente as concentrações de A e de B, em função do tempo, nos experimentos Y e Z são, respectivamente,a) I e II b) II e III c) I e IIId) III e I e) II e I
20
10.16. (UEL – PR) – A produção mundial de amônia é feita praticamente por meio da reação entre os gases N2 e H2 pelo processo denominado Haber-Bosch, conforme a reação:
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)Para a produção de NH3(g), foram misturados 5,00 L de nitrogênio líquido e 5,00 L de hidrogênio líquido em um reator catalítico de volume igual a 70,0 L, o qual foi aquecido à temperatura de 477ºC.As concentrações de N2(g), H2(g) e NH3(g) no equilíbrio são
1 72 1, mol L⋅ − , 1 51 1, mol L⋅ − e 0 67 1, mol L , respectivamente.
Com base nos conhecimentos sobre equilíbrio químico, considere as afirmativas a seguir.Dado: A constante de equilíbrio (Kc) da reação à temperatura de 25ºC e pressão de 1,0 atm é igual a 5,00 x 108.
I. A constante de equilíbrio da reação, nas condições dadas pelo enunciado, é 0,08.
II. Um aumento na pressão do sistema faz com que as moléculas dos gases se aproximem.
III. A elevação da pressão aumenta a quantidade relativa de amônia no equilíbrio.
IV. À temperatura de 25ºC e pressão de 1,0 atm, a posição de equilíbrio favorece a decomposição da amônia.
Assinale a alternativa correta.a) Somente as afirmativas I e IV são corretas.b) Somente as afirmativas II e III são corretas.c) Somente as afirmativas III e IV são corretas.d) Somente as afirmativas I, II e III são corretas.e) Somente as afirmativas I, II e IV são corretas.
10.17. (UFES) – Considere os seguintes equilíbrios:I. 2NO2 N2O4
Kc = 76 (0°C) Kc = 8,8 (25°C)
II. N2 + O2 2NO(g)Kc = 4,1 · 10–4 (1 700°C)Kc = 3,6 · 10–3 (2 200°C)
De acordo com esses dados:a) a formação de N2O4(g) é exotérmica e a de NO(g) é endo-
térmica.b) a formação de N2O4(g) é endotérmica e a de NO(g) é
exotérmica.c) a formação quer de N2O4(g) ou NO(g) é exotérmica.d) a formação quer de N2O4(g) ou NO(g) é endotérmica.e) não é possível prever-se os efeitos térmicos.
10.18. (UEM – PR) – Em um recipiente fechado de volume 1 L, provido de um êmbolo que pode alterar esse volume, encontram-se em equilíbrio reacional 0,92 g de NO2 e 4,6 g de N2O4.Assinale a(s) alternativa(s) correta(s), sabendo-se que o NO2 apresenta cor marrom-avermelhada, o N2O4 é incolor e que a reação de equilíbrio é
2NO2(g) N2O4(g)01) Na condição de equilíbrio descrita, Kc = 125.02) Mantendo-se a temperatura constante, a diminuição
do volume do recipiente diminuirá a intensidade da cor marrom-avermelhada da mistura de gases.
04) O aumento do volume do recipiente deslocará o equi-líbrio, aumentando a quantidade de NO2, mantendo-se a temperatura constante.
08) Considerando-se que um aumento da temperatura do recipiente desloca o equilíbrio no sentido do aumento da quantidade de N2O4, mantendo-se o volume cons-tante, pode-se afirmar que a reação é exotérmica nesse sentido.
Aula 10
21Química 5D
Discursivos10.19. (UFCE) – O gráfico A mostra a concentração dos reagentes e produtos da reação
N2(g) + O2(g) 2NO(g) + 200 kJem equilíbrio à temperatura T1 e pressão P1. Os gráficos I, II e III mostram o comportamento deste sistema após determinadas ações interferirem no equilíbrio. Descreva, em cada caso, o tipo de ação aplicado sobre o sistema e sua consequência no sistema anteriormente em equilíbrio (gráfico A):
Tempo
GRÁFICO A GRÁFICO I GRÁFICO II GRÁFICO III
Tempo
Conc
entr
ação
(mol
/L)
0,5
0,4
0,3
0,2
0,1
Tempo
Conc
entr
ação
(mol
/L)
0,5
0,4
0,3
0,2
0,1
0,5
0,4
0,3
0,2
0,1
Conc
entr
ação
(mol
/L)
[NO]
[N2]
[O2]
[NO]
[N2]
[O2]
[NO]
[N2]
[O2]
0,5
0,4
0,3
0,2
0,1
Conc
entr
ação
(mol
/L)
Tempo
[NO]
[N2]
[O2]
10.20. (FUVEST – SP) – Em uma solução obtida pela dissolução de cloreto de cobalto (II) em ácido clorídrico tem-se:[Co(H2O)6]2+(aq) + 4 Cℓ–(aq) [CoCℓ4]2–(aq) + 6 H2O(ℓ)
rosado azul
Essa solução foi dividida em três partes, cada uma colocada em um tubo de ensaio. Cada tubo de ensaio foi submetido a uma temperatura diferente, sob pressão ambiente, como ilustrado abaixo.a) Em que sentido a reação equacionada acima absorve calor? Justifique.b) Em qual desses três experimentos a constante do equilíbrio apresentado tem o menor valor? Explique.
a) Ar
Violeta
A
b) Água em
ebulição
Azul
B
c)
22
Gabarito10.01. e10.02. c 10.03. d 10.04. 09 (01, 08)10.05. a10.06. e10.07. d10.08. c 10.09. c10.10. a10.11. 05 (01, 04)10.12. c10.13. c10.14. d10.15. e10.16. d10.17. a10.18. 07 (01, 02, 04)
10.19. Em I, houve adição de N2, deslocando o equilíbrio para a direita.No instante da adição a [N2] aumenta, com o deslocamento, sua concentração diminui, diminuindo também a [O2] e aumentando a [NO] até um novo equilíbrio ser estabelecido.Em II, como a pressão não desloca esse equilíbrio e não há adição nem retirada de substância, concluímos que a mudança foi na tem-peratura. No gráfico II, temos a diminuição da [NO] e o aumento da [N2] e da [O2] indicando o deslocamento para a esquerda (reação endotérmica), logo houve um aumento na temperatura.Em III, houve a retirada de NO. Nesse instante sua concentração di-minui. Porém, com o deslocamento para a direita a [NO] aumentou, diminuindo as concentrações de N2 e O2.
10.20. a) No sentido da reação direta pois com o aumento na temperatura (água em ebulição) o sistema adquiriu cor azul, ou seja, o equilí-brio se deslocou para direita.
b) Como a constante de equilíbrio é calculada pela expressão, Kc = [prod]/[reag], seu valor será menor na temperatura onde houver ↑[reag], logo no experimento c.
1
11Aula
6DQuímica
Constante de ionização (Dissociação)
Constante de ionização(dissociação)
Ki
Ka (para soluções ácidas)Kb (para soluções básicas)
Os ácidos fracos e as bases fracas são substâncias que, normalmente, se ionizam pouco em solução aquosa.
Nas soluções aquosas dessas substâncias, existe um equilíbrio entre moléculas não ionizadas, íons positivos e íons negativos.
Nesse caso particular de equilíbrio:a) a constante de equilíbrio é denominada constante
de ionização (ou constante de dissociação);b) o grau de equilíbrio é denominado grau de ioni-
zação (ou grau de dissociação), simbolizado por .
Constantes de ionização de ácidos fracos e bases fracasExemplo 1:
O ácido cianídrico, HCN, é um ácido fraco. Na solução aquosa desse ácido, existe o equilíbrio.
HCN H+ + CN–
Solução aquosa
A expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração é:
KH CN
HCNa =+[ ] [ ][ ]
−
Div
anzi
r Pad
ilha
sendo Ka a constante de ionização do ácido.Obs.: Esse mesmo equilíbrio é representado mais
corretamente por:HCN(aq) + H2O(l) H3O+ (aq) + CN– (aq)A expressão da constante em termos de concentra-
ção (Kc) seria:
KH O CN
H O HCNc =⋅⋅
+[ ] [ ][ ] [ ]
3
2
−
Mas em soluções aquosas a concentração de água é constante e, por isso, a expressão da constante de equilíbrio fica da seguinte forma:
KH O CN
H O HCN
cte
K H OH O CN
c
c
=⋅⋅
⋅
⇓
=⋅
+
+
[ ] [ ][ ] [ ]
[ ][ ] [ ]
3
2
23
−
−
� ������ [[ ]
[ ] [ ][ ]
HCN
K KH O CN
HCNi a= =⋅+
3−
Ka = constante de ionização do ácido
Exemplo 2:
A amônia, NH3, é uma base fraca. Na solução aquosa dessa base, existe o equilíbrio.
Div
anzi
r Pad
ilha
2
A expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração seria:
KNH OHH O NHC =
⋅⋅
+[ ] [ ][ ] [ ]
4
2 3
−
Mas como a solução é aquosa a [H2O] é constante, portanto
KNH OHH O NH
cte
K H ONH OH
c
c
=⋅⋅
⋅
⇓
=⋅
+
+
[ ] [ ][ ] [ ]
[ ][ ] [ ]
4
2 3
24
−
−
� ������ [[ ]
[ ] [ ][ ]
NH
K KNH OH
NHi b
3
4
3= =
⋅+ −
Sendo Kb a constante de ionização da base.
Esses exemplos mostram que, quando o equilí-brio é em solução aquosa, a concentração mol . L–1
da água é omitida da expressão da constante de equilíbrio.
Força de ácidos e basesA constante de ionização é um indicador da exten-
são da ionização de um ácido fraco e de uma base fraca em solução aquosa.
KH A
HAa
+
=−[ ] [ ]
[ ]
valor numérico maior
menor concentração de moléculas não ionizadas
maior concentração de íons
HA H A+ + −
Quanto maior for o valor numérico da constante de ionização, maior será a ionização de um ácido e de uma base em solução aquosa.
Para mesma concentração em mol . L–1, quanto maior a ionização em solução aquosa, maior a força de um ácido e de uma base.
forçaK
Comparando, por exemplo, as Ka dos ácidos fluorí-drico, acético e hipoclorosoHF Ka = 6,5 × 10– 4
CH3COOH Ka = 1,8 × 10–5
HClO Ka = 3,1 × 10–8
concluímos que HF é mais forte que o CH3COOH e que este é mais forte que o HClO.
Outros exemplos de constante de ionização de ácidos e bases a 25°C:
Ácido Equilíbrio Ka
HClO2 HClO2 H+ + ClO2– 1,1 × 10–2
HF HF H+ + F– 6,5 × 10– 4
CH3COOH CH3COOH H+ + CH3COO– 1,8 × 10– 5
HClO HClO H+ + ClO– 3,1 × 10– 8
HCN HCN H+ + CN– 4,9 × 10–10
Base Equilíbrio Kb
H3C – NH2 H3C – NH2 + HOH H3C – NH3+ + OH– 9,6 × 10– 4
NH3 NH3 + HOH NH4+ + OH– 1,8 × 10–5
C6H5 – NH2 C6H5 – NH2 + HOH C6H5 – NH3+ + OH– 4,2 × 10–10
Observação:Constantes de ionização (Ka ou Kb) com va-
lores, na ordem, iguais ou menores que 10–5 são eletrólitos fracos.
Constantes de ionização de ácidos polipróticos
Ácidos polipróticos são ácidos que contêm mais de um hidrogênio ionizável. Exemplos de ácidos polipróti-cos são o ácido sulfuroso (H2SO3), o ácido sulfídrico (H2S) e o ácido carbônico (H2CO3).
Os ácidos polipróticos ionizam em etapas. Cada etapa possui sua constante de ionização.
Exemplo 1:
Ácido sulfídrico H2S
H2S(aq) H+ (aq) + HS – (aq) Ka1 = 1,1 x 10–7
HS – (aq) H+ (aq) + S2 – (aq) Ka2 = 1,0 × 10–14
O H2S é mais forte que o HS–
Exemplo 2:
Ácido carbônico
H2CO3 (aq) H+ (aq) + HCO–3 (aq) Ka1
= 4,3 · 10–7
HCO–3 (aq) H+ (aq) + CO2–
3 (aq) Ka2 = 5,6 · 10–11
O H2CO3 é mais forte que o HCO–3
Aula 11
3Química 6D
Em ácidos polipróticos fracos, temos que: Ka1 > > >Ka2
> > > Ka3...
Conclusões• O ácido da 1a. etapa da ionização é mais forte que o da 2a. etapa (como colocado nas observações anteriores).• Numa solução de um ácido fraco a concentração hidrogeniônica da 2a. etapa ([H+]2) da ionização é, normal-
mente, muito menor que a concentração hidrogeniônica proveniente da 1a. etapa ([H+]1) da ionização, por isso a [H+]2 é desconsiderada.
Escrevendo a constante de ionização para soluções ácidas (Ka) e para soluções básicas (Kb) de outra maneira:
Para simplificar os valores das constantes de ionização, podemos escrever para qualquer Ka e qualquer Kb:pKa = – log KapKb = – log Kb
Por exemplo:CH3COOH Ka = 1,8 × 10–5
pKa = – log Ka pKa = – log [1,8 × 10–5] pKa = 4,74
HClO Ka = 3,1 × 10–8
pKa = – log Ka pKa = – log [3,1 × 10–8] pKa = 7,51Observamos que quanto menor for o valor numérico do pK, mais forte será o ácido fraco ou a base fraca.
HA(aq) H+ (aq) + A– (aq)
Início
Reage
Forma
Equilíbrio
4
Testes
Assimilação
11.01. A melhor referência para se estabelecer a comparação de força entre ácidos ou entre bases são:a) suas massas molares.b) suas fórmulas mínimas.c) suas constantes de ionização (dissociação).d) suas solubilidades em solventes orgânicos.e) seus calores de combustão.
11.02. Dados os ácidos acompanhados de suas respectivas constantes de ionização (Ka). Ka
I. ácido hipocloroso (HCnO) 3,5 · 10– 8
II. ácido fórmico (HCOOH) 1,8 · 10– 4
III. ácido cianídrico (HCN) 4,0 · 10–10
IV. ácido fluorídrico (HF) 6,0 · 10– 4
V. ácido oxálico (H2C2O4) 5,9 · 10–2
O ácido mais forte e o ácido mais fraco são respectivamente:a) V e III.b) III e IV.c) III e V.d) I e III.e) IV e II.
11.03. Dadas as seguintes bases acompanhadas das respec-tivas constantes de dissociação (Kb). Kb
I. amônia (NH3) 1,75 · 10–5
II. anilina (C6H5NH2) 4,0 · 10–10
III. dimetilamina [(CH3)2 NH] 5,9 · 10– 4
IV. hidrazina (H2N NH2) 1,3 · 10– 6
V. piridina (C5H5N) 1,7 · 10– 9
A base mais forte e a base mais fraca são respectivamente:a) I e IV.b) III e II.c) V e II.d) III e IV.e) I e IV.
11.04. (FATEC – SP) – Considere volumes iguais de soluções 0,1 mol · L–1 dos ácidos listados a seguir, designados por I, II, III e IV e seus respectivos Ka:
Ácido Fórmula Ka
I. Ácido etanoico CH3COOH 1,7 × 10–5
II. Ácido monocloroacético CH2CnCOOH 1,3 × 10–3
III. Ácido dicloroacético CHCn2COOH 5,0 ×10–2
IV. Ácido tricloroacético CCn3COOH 2,3 × 10–1
A concentração de H+ seráa) maior na solução do ácido IVb) maior na solução do ácido Ic) a mesma nas soluções dos ácidos II e IIId) a mesma nas soluções dos ácidos I, II, III e IVe) menor na solução do ácido IV
11.05. O ácido oxálico (H2C2O4) em água ioniza em duas etapas como representado a seguir:
H C O aq H aq HC O aq K
HC O aq H aq C O aq2 2 4 2 4 1
2 4 2 42
( ) ( ) ( )
( ) ( ) ( )
+ −
− + −
+
+ KK 2
Essas ionizações são melhor representadas por:
H C O aq H O H O aq HC O aq K
HC O aq H O H
2 2 4 2 3 2 4 1
2 4 2
( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( )
+ +
+
+ −
−
n
n 33 2 42
2O aq C O aq K+ −+( ) ( )
Analise as afirmações:I. K1 > K2II. A [H+] ([H3O+]) proveniente da 1o. etapa da ionização
é maior que a [H+] produzida na segunda etapa da ionização.
III. O H2C2O4 é mais forte que o HC2O–4.
Estão corretas apenas:a) I.b) I e II.c) II.d) I e III.e) I, II e III.
Aperfeiçoamento11.06. (UFPA) – A acidez é um conceito fundamental em química. Segundo a teoria de Arrhenius, um ácido é uma substância que em solução aquosa libera íons H+. Entretanto, substâncias ácidas diferentes, como o ácido clorídrico (HCn) e o ácido acético (CH3COOH), possuem graus de acidez diferentes. Uma solução 0,1 mol L–1 de HCℓ possui uma concentração de H+ cerca de 75 vezes maior que uma solução 0,1 mol · L–1 de CH3COOH. Essa diferença se deve ao (à)a) maior constante de equilíbrio de ionização do CH3COOH.b) menor eletronegatividade do cloro em relação ao oxi-
gênio. c) maior capacidade do íon acetato em repelir íons H+.d) formação de ponte de hidrogênio na solução de HCn. e) menor grau de ionização do CH3COOH em solução aquosa.
Aula 11
5Química 6D
11.07. Analgésicos são substâncias com propriedade de tirar a dor. Dois desses compostos têm sua estrutura repre-sentada a seguir.
Aspirina pKa = 3,5
O
O
OH
OAcetaminofeno
pKa = 9,9
H
N
OHO
Analise as afirmações:I. A aspirina tem as funções ácido carboxílico e éster.II. O acetaminofeno apresenta as funções álcool e amida.III. A aspirina é um ácido mais forte que o acetoaminofeno.Estão corretas apenas:a) I.b) I e II.c) I e III. d) III.e) I, II e III.
11.08. (PUCMG) – A tabela se refere a dados de forças relativas de ácidos em soluções aquosas, à temperatura ambiente. Das soluções aquosas abaixo, a melhor condutora de eletricidade é:
Ácidos Constante de ionização (Ka)
HBr 6,0 ∙ 10–2
HNO2 4,5 ∙ 10– 4
CH3COOH 1,8 ∙ 10– 5
HBrO 2,1 ∙ 10– 9
HlO 2,3 ∙ 10–11
a) 0,1 mol/L de HNO2
b) 0,1 mol/L de HBr
c) 0,1 mol/L de CH3COOH
d) 0,1 mol/L de HBrO
e) 0,1 mol/L de HIO
11.09. (UFSM – RS) – X,Y e Z representam três ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à temperatura constante, comportam-se de acordo com a tabela abaixo.
Números de mols dissolvidos
Números de mols ionizados
X 20 2
Y 10 7
Z 5 1
Analise as afirmações, considerando os três ácidos.I. X representa o mais forte.II. Z representa o mais fraco.III. Y apresenta o maior grau de ionização.a) apenas Ib) apenas IIc) apenas IIId) apenas I e IIe) I, II e III
11.10. O ácido ortofosfórico ou simplesmente ácido fos-fórico representado pela fórmula H3PO4 é usado como acidulante em alguns refrigerantes.A ionização do H3PO4 pode ser representada pelas seguintes equações:H3PO4(aq) + H2O(n) H3O+ (aq) + H2PO–
4(aq) K1
H2PO–4(aq) + H2O(n) H3O+ (aq) + HPO2–
4 (aq) K2
HPO2–4 (aq) + H2O(n) H3O+ (aq) + PO 3–
4 (aq) K3
Em relação a K1, K2 e K3 é correto afirmar:
a) K1 = K2 = K3
b) K1 > K2 = K3
c) K1 < K2 < K3
d) K1 = K2 > K3
e) K1 > K2 > K3
6
11.11. (FATEC – SP) – Utilizando um dispositivo constituído por dois eletrodos conectados a uma lâmpada, testou-se o grau de condutibilidade elétrica de volumes iguais de duas soluções aquosas, uma do ácido HA e outra do ácido HB. Os resultados foram os seguintes:Intensidade da luz na lâmpada
De acordo com esses resultados, as soluções de HA e HB podem ser, respectivamente:
a) CH3COOH 0,01mol/L e CH3COOH 0,1 mol/L
b) CH3COOH 0,1 mol/L e H2SO4 0,1 mol/L
c) HCn 0,1 mol/L e CH3COOH 0,1 mol/L
d) HCn 0,01 mol/L e H2SO4 0,1 mol/L
e) HCn 0,001 mol/L e H2SO4 1 mol/L
11.12. (UNIOESTE – PR) – Os ácidos orgânicos estão muito presentes em nossa vida diária, seja na nossa alimentação ou como para a produção de algum produto cosmético. Porém, deve-se tomar muito cuidado ao manuseá-los para evitar algum perigo à pele. Para sabermos o quanto este ácido é perigoso, os químicos têm uma propriedade que se chama índice de acidez. Abaixo temos alguns ácidos e seus respectivos pKa:
O
HO
OH
Oácido oxálico
pKa = 1,2
O
HOOH
ácido glicólico pKa = 3,83
O
HO
ácido acético pKa = 4,76
Com relação a esses ácidos e seus respectivos pKa, pode-se dizer que a) o ácido acético é mais ácido que o ácido oxálico. b) o ácido acético é mais ácido que o ácido glicólico.c) o ácido oxálico é mais ácido que o ácido glicólico.d) pelos valores que pKa apresentados, nenhum dos três
compostos pode ser considerado ácido. e) o ácido oxálico é mais ácido que o ácido acético, que por
sua vez é mais ácido que o ácido glicólico.
• solução de HA: muito intensa• solução de HB: fraca
Aprofundamento
11.13. (UFG – GO) – Observe o sistema esquematizado abaixo, utilizado para testar a condutividade elétrica de várias soluções ácidas. Nesse sistema, as soluções funcionam como chave do circuito elétrico.
Sabe-se que, no caso dos ácidos, quanto maior o grau de ionização, maior a intensidade da luz emitida pela lâmpada. Ao se realizar o teste de condutividade com as cinco soluções de mesma concentração, preparadas com ácidos (I, II, III, IV e V), observaram-se diferentes intensidades luminosas, ao se mergulhar os fios nas soluções. Considere os seguintes valores de pKa para os ácidos.
Ácido pKa
I 9,2
II 8,6
III 4,8
IV 3,2
V 0,5
Analisando-se os dados de pKa, conclui-se que a maior lu-minosidade foi observada quando os fios foram colocados na solução do ácido a) I. b) II. c) III. d) IV. e) V.
11.14. (UFPR) – Pelos seus pKa ou Ka, indique o ácido mais dissociado.Dados: log 514 = 2,7; log 63 = 1,43.01) Cn2CH – COOH (Ka = 5 140 ∙ 10–5)02) Orto – O2N – C6H4 – COOH (pKa = 2,81)04) C6H5 – COOH (Ka = 6,3 ∙ 10–5)08) Para O2N – C6H4 – OH (pKa = 7,14)16) C6H5 – OH (pKa = 9,95)
Aula 11
7Química 6D
11.15. (PUCPR) – Temos duas soluções de igual molaridade:• a 1a. , de ácido acético, cujo pK é igual a 4,76.• a 2a. , de ácido butírico, cujo pK é igual a 4,82.Com estes dados, podemos afirmar que:a) a 1a. solução é mais ácida que a 2a.b) a 1a. solução é menos ácida que a 2a.c) as duas soluções apresentam a mesma acidez.d) a constante de ionização do ácido acético é menor que
a do ácido butírico.e) não é possível analisar a acidez.
11.16. (UFRN) – Os Ciclos Globais desempenham um papel essencial para a atmosfera terrestre e para a vida na Terra. Entre esses ciclos, o do enxofre compreende um conjunto de transformações ocorridas entre as espécies desse elemento, presentes na litosfera, hidrosfera, biosfera e atmosfera, con-forme representado na figura abaixo.
Química Nova na Escola, no. 5, 2003.
Na faixa de pH da água atmosférica (pH entre 2 e 4), o SO2 pode reagir segundo as reações de equilíbrio representadas a seguir:
I. SO g H O HSO aq H O aq
K x mol L
2 2 3 3
12 1
2
1 32 10
( ) ( ) ( ) ( )
,
+ +
= ⋅
− +
− −
n �⇀�↽��
II. HSO aq H O SO aq H O aq
K x mol L
3 2 32
3
286 42 10
− − +
− −
+ +
= ⋅
( ) ( ) ( ) ( )
,
n �⇀�↽��11
Analise as afirmações: I. Na solução aquosa de SO2, o HSO–
3 (aq) encontra-se em maior concentração que o SO2–
3 (aq). II. No ciclo apresentado, a diminuição da quantidade de
enxofre presente no petróleo é uma medida correta para reduzir a chuva ácida atmosférica.
III. Na primeira etapa (I) representada acima o composto intermediário é o ácido sulfúrico.
Estão corretas apenas:a) I.d) I e II.
b) I e III.e) I, II e III.
c) II e III.
11.17. (UEL – PR) – A constante de ionização do ácido nítrico é muito grande, tendendo ao ∞ (infinito). Assim, as concentrações de moléculas HNO3(aq), de íons H+ (aq) e de íons NO–
3 (aq) em uma solução aquosa 1 mol/L desse ácido são próximas, respectivamente, de:a) ∞, 1 e 1d) 0, 1 e 1
b) 1,∞ e ∞e) ∞, ∞ e ∞
c) 1, 1 e ∞
11.18. (UEL – PR) – Dois eletrodos conectados a uma lâmpada foram introduzidos em uma solução aquosa, a fim de que a luminosidade da lâmpada utilizada avaliasse a condutividade da solução. Desta forma, foram feitos dois experimentos, (A) e (B), conforme segue. No experimento (A), uma solução de NH4OH 0,1 mol/L foi adicionada a uma solução aquosa de HCn 0,1 mol/L. No experimento (B), uma solução de NaOH 0,1 mol/L foi adicionada a uma solução aquosa de HCn 0,1 mol/L.Dados: Kb do NH4OH = 1,75 × 10–5 Ordem decrescente de condutividade iônica na solução: H+ > OH– > NH+
4 > Na+.Foi construído um gráfico para cada experimento A e B representado pelas figuras I e II.
Volume adicionado de solução Volume adicionado de soluçãoLum
inos
idad
e da
lâm
pada
Lum
inos
idad
e da
lâm
pada
Figura 1 Figura 2
Analise as afirmações:I. O Experimento A corresponde à Figura II, e o B à
Figura I .II. Na reação representada pela Figura I, forma um precipitado.
III. Na Figura II está representado que após a reação total, entre o ácido e a base, o excesso é um eletrólito fraco.
Estão corretas apenas:a) I.d) II e III.
b) I e II.e) I, II e III.
c) I e III.
8
Discursivos11.19. (FUVEST – SP) – As constantes de equilíbrio de dissociação dos ácidos carbônico e oxálico são:
H2CO3 K1 = 4,3 · 10–7
K2 = 7,0 · 10–11
H2C2O4 K1 = 5,9 · 10–2
k2 = 6,4 · 10–5
Supondo uma solução equimolar dos dois ácidos equacione as ionizações e coloque em ordem crescente de abundância os ânions
HCO–3 , CO2–
3 , HC2O–4 e C2O2–
4
11.20. Em soluções diluídas de ácido forte admite-se que o grau de ionização é 100%. Já em soluções de ácidos fracos os graus de ionização são, geralmente inferiores a 5%. Nos ácidos fracos que apresentam mais de um hidrogênio ionizável, leva-se em conta apenas a [H+] proveniente da 1a. etapa da ionização de acordo com os dados, determine:a) A [H+] numa solução 0,01 mol ∙ L–1 de HNO3 (Ác. nítrico)
b) A [H+] numa solução 0,01 mol ∙ L–1 de H2SO4 (Ác. sulfúrico)
c) A [H+] numa solução 0,1 mol ∙ L–1 de H2S (Ác. sulfídrico)
Dado: K1 = 10–7
K2 = 10–14
Aula 11
9Química 6D
Gabarito11.01. c11.02. a11.03. b11.04. a11.05. e11.06. e11.07. c11.08. b11.09. c11.10. e11.11. c11.12. c11.13. e11.14. 0111.15. a11.16. d11.17. d11.18. c
11.19. H2CO3(aq) + H2O(ℓ) HCO–3(aq) + H3O+ (aq) K1 = 4,3 ∙ 10–7
HCO–3(aq) + H2O(ℓ) CO2–
3 (aq) + H3O+ (aq) K2 = 7 ∙ 10–11
H2C2O4(aq) + H2O(ℓ) HC2O–4 (aq) + H3O+ (aq) K1 = 5,9 ∙ 10–2
HC2O–4(aq) + H2O(ℓ) C2O2–
4(aq) + H3O+ (aq) K2 = 6,4 ∙ 10–5
CO2–3 < HCO3
– < C2O2–4 < HC2O4
–
11.20. a e bQuando a ionização ou dissociação é total (α = 100%), para deter-minar a concentração de qualquer íon, basta multiplicar a concen-tração em mol ∙ L–1 da substância pelo índice do íon na fórmula(Obs.: Essa explicação não é obrigatória na resolução)0,01 mol ∙ L–1 H1NO3 ⇒ [H+] = 0,01 mol ∙ L–1
0,01 mol ∙ L–1 H2SO4 ⇒ [H+] = 0,02 mol ∙ L–1
c) Em soluções de ácido fraco, podemos determinar o grau de ioni-zação ( ) a partir da constante de ionização.ka1
= 2 ∙ 10–7 = 2 ∙ 10–1 ⇒ = 10–3
[H+] = ∙ ⇒ [H+] = 10–3 ∙ 10–1 = 10– 4 mol ∙ L–1
Obs.: A [H+] proveniente da segunda etapa da ionização é muito menor que da 1a. e, por isso, é desprezada.
x
x
10
Equilíbrio iônico da água, pH e pOH
Química6DAula 12
IntroduçãoÁgua pura se ioniza segundo a equação:
H2O(ℓ) H+(aq) + OH–(aq)Na realidade, esse processo é reversível e vai atingir um estado de equilíbrio conhecido como equilíbrio de autoio-
nização da água ou equilíbrio iônico da água.Como se trata de um equilíbrio químico, teremos um grau de ionização ( ) e uma constante de ionização (Kc), que
pode ser escrita:
KH OH
H Oc =⋅+ −[ ] [ ]
[ ]2
A ionização da água pura é extremamente pequena. Medida a condutividade da água, com aparelhos muito sensíveis e sofisticados, chega-se aos seguintes valores:
• 1,81 · 10–9 significa que de cada 5,55 · 108 moléculas de água somente uma se ioniza.
Observações:
KH OH
H Oc =⋅+ −[ ] [ ]
[ ]2
Pelo fato de o da água ser extremamente pequeno, poderemos considerar a concentração molar da água, [H2O], praticamente constante e, desse modo, incluir seu valor ao valor da constante de equilíbrio Kc.
Kc · [H2O] = [H+] · [OH–]Constante
Kw = [H+] · [OH–]A constante Kw é chamada produto iônico da água (w deriva da palavra inglesa water).Sendo uma constante de equilíbrio, Kw também varia com a temperatura. Um aumento de temperatura
produz uma elevação no grau de ionização da água e um aumento no valor de Kw. Observe a tabela a seguir:
TEMPERATURA 10°C 25°C 40°C 60°C
KW 0,29 · 10–14 1,00 · 10–14 3,02 · 10–14 9,33 · 10–14
Assim, na temperatura de 25°C, Kw = [H+] · [OH–] = 1,00 · 10–14.
11Química 6D
Aula 12
As soluções aquosas neutras, ácidas e básicas
Água puraObserve a ionização da água:
H2O(ℓ) H+(aq) + OH–(aq)Para cada 1 mol de água ionizado, teremos 1 mol de
H+ e 1 mol de OH–.Assim, podemos dizer que, na água pura, [H+] = [OH–].
Sendo, a 25°C, Kw = [H+] · [OH–] = 10–14, resulta que:
[H+] = [OH–] = 10– 7mol · L–1 Meio neutro
Conclusões• Na água pura, a concentração molar dos íons
H+ e a concentração molar dos íons OH– são iguais e a 25°C os valores são:
[H+] = 1,0 · 10–7 mol/L [OH–] = 1,0 · 10–7 mol/L• A 25°C, 1 litro de água pura contém 1,0 · 10–7
mol de íons H+ e 1,0 · 10–7 mol de íons OH–.
LembreteH+ é só uma forma cômoda de representar H3O+.
25°C
Soluções aquosas ácidasSendo Kw = [H+] · [OH–] = 10–14 (constante), podemos
dizer que quanto maior for [H+] na solução, menor será a de [OH–], ou então, quanto menor for [H+] na solução, maior será a de [OH–].
Vamos, a seguir, analisar o que acontece quando adicionamos um ácido HA à água.
25°C
• A adição do ácido à água acarreta um aumento na [H+] da solução.
• O aumento de [H+] irá deslocar o equilíbrio da autoio-nização da água para a esquerda, devido à presença do íon comum (H+), de acordo com o princípio de Le Chatelier.
H2O H+ + OH–
• Ao ser deslocado para a esquerda, haverá diminuição da [OH–], de tal forma que [H+] · [OH–] permaneça constante (10–14).
• Nesse caso, teremos:Kw = [H+] · [OH–] = 10–14 (25°C)
[H+] é aumentada [H+] > 10–7mol · L–1
[OH–] é diminuída [OH–] <10–7mol · L–1
Soluções aquosas básicasFazendo um raciocínio semelhante ao que fizemos
para as soluções ácidas, para as soluções básicas tere-mos:
Kw = [H+] · [OH–] = 10–14 (25°C)
[OH–] é aumentada [OH–] > 10–7mol · L–1
[H+] é diminuída [H+] <10–7mol · L–1
ConclusãoMeio neutro: [H+] = [OH–]Meio ácido: [H+] > [OH–]Meio básico: [H+] < [OH–]
pH e pOHComo vimos anteriormente, os valores de [H+] e
[OH–] são extremamente baixos e expressos por núme-ros com expoentes negativos (10–4, 10–9, 10–12).
o meio é ácido
o meio é básico
12
Segundo o químico dinamarquês Soren Sörensen, é mais conveniente expressar a concentração desses íons pelo seu respectivo cologaritmo decimal na base dez. Assim, é possível trabalhar com valores mais agradáveis para expressar as concentrações de [H+] e [OH–].
Lembre-se de que:
colog x = – log x
Surgem então as seguintes definições:potencial hidrogeniônico: pH = – log [H+]potencial hidroxiliônico: pOH = – log [OH–]Interpretação
• Seja o produto iônico da água:
Kw = [H+] · [OH–] = 10–14 (25°C)
Aplicando logaritmo em ambos os lados, temos:
log [H+] + log [OH–] = –14
Multiplicando por –1, temos:
– log [H+] – log [OH–] = 14 pH pOH
Finalmente: pH + pOH = 14
• Na água pura (meio neutro)[H+] = [OH–] = 10–7 mol/L pH = pOH = 7
• Meio ácido[H+] > 10–7 mol/L pH < 7[OH–] < 10–7 mol/L pOH > 7
• Meio básico[H+] < 10–7 mol/L pH > 7[OH–] > 10–7 mol/L pOH < 7
25°C
Escala de pH e pOH (25°C)
Soluções ácidas Meio neutro Soluções básicas
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
[H+] 100 10–1 10–2 10–3 10–4 10–5 10–6 10–7 10–8 10–9 10–10 10–11 10–12 10–13 10–14
[OH–] 10–14 10–13 10–12 10–11 10–10 10–9 10–8 10–7 10–6 10–5 10–4 10–3 10–2 10–1 100
pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
Soluções ácidas Meio neutro Soluções básicas
HOH(ℓ) �⇀�↽�� H+(aq) + OH–(aq)
INÍCIO
REAGIU
FORMOU
EQUILÍBRIO
Aula 12
13Química 6D
Cálculo do pH de uma solução- -tampão
Vamos partir de uma solução que foi preparada com a dissolução de 0,1 mol de ácido acético (HAc) e 0,1 mol de acetato de sódio (NaAc) em água suficiente para se obter 1,0 L de solução.
Dado: constante de ionização do ácido acético (Ka=10–5)
HAc(aq) H+(aq) + Ac–(aq)NaAc Na+(aq) + Ac–(aq)
Na solução, temos: [HAc] 0,1 mol · L–1 Como é um ácido fraco
praticamente não ioniza[H+] = ?
[Ac–] = 0,1 mol · L–1 (Proveniente do NaAc)
O Ac– proveniente do ácido tem concentração muito baixa em relação ao Ac– vindo do sal.
Ao adicionar o NaAc no equilíbrio há um deslo-camento para a esquerda devido ao efeito do íon comum, porém como a temperatura não alterou o valor de Ka permanece inalterado.
KH Ac
HAa =⋅+ −[ ] [ ]
[ ]
Substituindo os valores, temos:
100 1
0 110 55 5 1−
++ − −= ⋅ → = ⋅ → =[ ] ,
,[ ]
HH mol L pH
Solução-tampãoUma solução-tampão mantém o pH aproxima-
damente constante, quando recebe a adição de uma pequena quantidade de ácido ou base.
Uma solução-tampão de pH ácido pode ser forma-da por um ácido fraco e um sal desse ácido fraco.
Uma solução-tampão de pH básico pode ser for-mada por uma base fraca e um sal dessa base fraca.
Para exemplificar, vamos considerar uma solução--tampão, formada de ácido acético e acetato de sódio.
CH3COOH(aq) H+(aq) + CH3COO–(aq)
CH3COO–Na+ Na+(aq) + CH3COO–(aq)
Por ser um ácido fraco a concentração de H3CCOOH é elevada. Como o sal está totalmente dissociado, a concentração de H3CCOO– também é alta.
Se adicionarmos uma pequena quantidade de ácido forte a essa solução-tampão, os íons H+ provenientes do ácido serão removidos de maneira praticamente completa pelos íons CH3COO– presentes:
H+(aq) + CH3COO–(aq) CH3COOH(aq)Dessa maneira, a [H+] praticamente não muda, e a
diminuição de pH é pequena.Se adicionarmos uma pequena quantidade de base
forte a essa solução-tampão, os íons OH– provenientes da base forte serão removidos de maneira praticamente completa pelos íons H+ presentes.
H+(aq) + OH–(aq) H2O(ℓ)Com isso ocorre o deslocamento (do equilíbrio abai-
xo) para a direita, ou seja, repondo praticamente todo H+ retirado.
H3CCOOH(aq) H+(aq) + H3CCOO–(aq)Dessa maneira, a [H+] praticamente não muda, e o
aumento de pH é pequeno.
14
Cálculo do pH de uma solução obtida pela mistura de outras duas soluções, uma ácida e uma básica.
Exemplo 1(PUCRS) – Misturando-se volumes iguais de uma solução de ácido sulfúrico com pH = 1,0 e de hidróxido de lítio com pH = 13,0 obtém-se uma solução que apresenta pH, aproximadamente,a) 0 b) 1 c) 7 d) 12 e) 14
ResoluçãopH = 1,0 [H+] = 10–1 mol · L–1
pH = 13 [H+] = 10–13 mol · L–1 [OH–] = 10–1 mol · L–1
partindo de 1,0 L (mesmo volume) de cada solução, temos:10–1 mol (H+) e 10–1 mol (OH–)H+ + OH– H2OComo o número de mol de H+ é igual ao número de mol do OH– obtemos uma solução neutra, ou seja, pH = 7, alternativa c.
Exemplo 2(UFSCAR – SP) – Em um béquer, um químico misturou 100 mL de uma solução diluída de base forte, XOH, de pH = 13 com 400 mL de uma solução diluída de ácido forte, HA, de pH = 2.Dados pH = –log [H+], pOH = –log [OH–], pH + pOH = 14, e considerando os volumes aditivos e os eletrólitos 100% dissociados, o valor aproximado do pH da solução final é:a) 2 b) 6 c) 8 d) 10 e) 12
ResoluçãoXOH (base forte 100% dissociada) HA (100% ionizado)
100 mL + 400 mL = solução final 500 mL
pH = 13pOH = 1
[OH–] = 10–1 mol · L–1
1 L — 10–1 mol10–1L — nB
nB = 10–2 mol
OH–
pH = 2[H+] = 10–2 mol · L–1
1 L — 10–2 mol 4 · 10–1L — nA
nA = 4 · 10–3 mol
H+
1H+ + 1(OH–) H2O0,4 · 10–2 mol 1 · 10–2 mol
Excesso de 0,6 · 10–2 mol OH–
Na solução final, temos o volume de 500 mL (0,5 L)
[OH–] = 0 6 10
0 5
2,,⋅ −
L = 1,2 · 10–2 mol · L–1
pOH 2pH 12 Alternativa e
Situações Resolvidas
Aula 12
15Química 6D
Testes
Assimilação12.01. (PUCRS) – Analise a tabela incompleta a seguir, sobre valores típicos de pH e de concentração de íons H+ e OH– em alguns líquidos.
Líquido pH [H+](mol/L)
[OH–](mol/L) pOH
Água da chuva 5,7
Água do mar 1,0 x 10–6
Café 1,0 x 10–5
Leite 6,5
Sangue humano 7,4
Pela análise da tabela, é correto afirmar quea) a água da chuva é mais ácida do que a água do mar, e o
leite é menos ácido do que o café. b) dentre os líquidos apresentados, o mais ácido é a água
da chuva e o mais alcalino é o leite.c) o café tem pH 5, sendo menos ácido do que o sangue
humano.d) o leite é mais ácido do que a água da chuva, e o café é
mais ácido do que o sangue humano.e) a soma dos pHs da água da chuva e da água do mar é
inferior à soma dos pHs do café e do sangue humano.
12.02. (IBMEC – RJ) – De acordo com a tabela abaixo, a temperatura de 25°C:
Líquido [H+] mol · L–1 [OH–] mol · L–1
Leite 1,0 · 10–7 1,0 · 10–7
Água do mar 1,0 · 10–8 1,0 · 10–6
Coca-cola 1,0 · 10–3 1,0 · 10–11
Café 1,0 · 10–5 1,0 · 10–9
Lágrima 1,0 · 10–7 1,0 · 10–7
Indique os sistemas que possuem caráter ácido:a) leite e lágrimac) água do mar e leitee) coca-cola e leite
b) lágrima d) café e coca-cola
12.03. (PUCCAMP – SP) – O cardiologista John Kheir, do Hospital Infantil de Boston (EUA), liderou um estudo em que coelhos com a traqueia bloqueada sobreviveram por até 15 minutos sem respiração natural, apenas por meio de injeção de oxigênio na corrente sanguínea. A técnica poderá prevenir parada cardíaca e danos ce-rebrais induzidos pela privação de oxigênio, além de evitar a paralisia cerebral quando há comprometimento de oxigenação fetal.
(Revista Quanta, ano 2, n. 6, agosto e setembro de 2012. p. 19)
Coelhos com respiração natural possuem pH do san-gue igual a 7,4. (Revista Brasileira de Anestesiologia, v. 53, n. 1, Janeiro-Fevereiro, 2003. p. 25-31).
Esse valor mostra que o sangue dos coelhos éa) ácido, porque possui [H+] = [OH–]. b) ácido, porque possui [H+] < [OH–]. c) neutro, porque possui [H+] = [OH–].d) básico, porque possui [H+] > [OH–]. e) básico, porque possui [H+] < [OH–].
16
12.04. (UNICASTELO – SP) – Utilize as informações reunidas na tabela, obtidas do rótulo de uma água mineral natural.
Composição química (mg/L)
bicarbonato 62,49 fluoreto 0,05
cálcio 7,792 magnésio 0,340
carbonato 3,91 potássio 1,485
cloreto 0,09 sódio 16,090
estrôncio 0,342 sulfato 0,18
Características físico-químicas
pH a 25°C 8,66
temperatura da água na fonte 27,8°C
condutividade elétrica a 25°C 108,4 S/cm
Resíduo de evaporação a 180°C, calculado 78,53 mg/L
A água mineral natural em questão é indicada para o trata-mento de problemas de acidez estomacal. Essa indicação a) é correta, pois essa água é rica em H+.b) é correta, pois essa água é alcalina.c) é incorreta, pois essa água contém sódio que dissolve
os ácidos.d) é correta, pois essa água solvata as moléculas de ácido,
evitando o seu contato com o organismo.e) é incorreta, pois a elevada concentração de bicarbonato
dessa água precipita os ácidos.
12.05. (UNIRG – TO) – O pH é um parâmetro analítico que correlaciona a acidez de uma solução à concentração de íons H+. Em uma aula experimental, os alunos determinaram as concentrações de [H+] para cinco soluções diferentes. Os valores obtidos estão representados no quadro a seguir.
Soluções [H+] em mol/L
I. Suco de tomate 3,2 x 10–5
II. Suco de limão 3,2 x 10–3
III. Urina artificial 3,2 x 10–8
IV. Saliva 3,2 x 10–7
De acordo com os valores obtidos, conclui-se que a ordem crescente de acidez das soluções apresentadas é igual a:a) I, II, III e IV. b) IV, III, II e I. c) II, I, IV e III. d) III, IV, I e II.
Aperfeiçoamento
12.06. Dadas quatro soluções A, B, C e D a 25°C
Solução A 0,1 mol · L–1 HCℓSolução B 0,05 mol · L–1 H2SO4
Solução C 0,1 mol · L–1 NaOHSolução D 0,1 mol · L–1 H3CCOOH ( = 1%)
Assinale a alternativa que traz o pH correto de cada sistema.
A B C D
a) 1 1 1 3
b) 2 1 3 4
c) 1 1 13 3
d) 2 2 10 4
Aula 12
17Química 6D
12.07. (FMJ – SP) –
LÍQUIDOS PRODUZIDOS PELO ORGANISMO HUMANO, A 25°C
Líquido Intervalo de pH
Suco gástrico 1,0 a 3,0
Saliva 6,5 a 7,5
Leite 6,8 a 7,6
Bile 6,8 a 7,0
Urina 6,8 a 8,4
CRC Handbook of Chemistry and Physics, 73a. edição.)
VIRAGEM DE CORES DE DIFERENTES INDICADORES ÁCIDO-BASE, A 25°C.
Indicador Intervalo de pH Mudança de cor
Amarelo de alizarina 10,1 a 12,0 amarela para
vermelha
Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 amarela para azul
Verde de bromocresol 3,8 a 5,4 amarela para azul
Considerando os valores médios de pH de cada um dos líquidos e que Kw, a 25°C, é igual a 1,0 x 10–14, conclui-se que a concentração de íons OH–(aq) é maiora) na urina.b) na bile.c) no leite.d) no suco gástrico.e) na saliva.
12.08. (Fac. Anhembi Morumbi – SP) – O ácido propiônico, CH3CH2COOH, é o responsável pelo cheiro característico de alguns queijos, como o tipo suíço. Por se tratar de um ácido fraco, apenas cerca de 1% de suas moléculas se ionizam, liberando H+.Portanto, o pH de uma solução aquosa 0,1 mol/L de ácido propiônico é aproximadamente:a) 3. b) 5. c) 2. d) 1. e) 4.
12.09. (UNIFICADO – RJ) – Em geral, a amônia produzida por amonificação é dissolvida na água do solo. Uma vez em meio aquoso, a amônia forma o hidróxido de amônio (NH4OH):
NH3 + H2O �⇀�↽�� NH 4 + OH–
Uma solução contendo 0,1 moI de amônia dissolvido em 1 litro de solução a 25°C apresenta grau de ionização, aproxi-madamente, igual a 1%.Portanto, seu pH será dea) 0 b) 1 c) 3 d) 7 e) 11
18
12.10. (UNIOESTE – PR) – Recentemente, uma fonte de água mineral rica em vanádio (0,31 mg/L) e com pH = 10 foi descoberta nas imediações da cidade de Toledo (PR). Atribui-se à presença de vanádio e ao pH da água efeitos benéficos à saúde.A respeito dessas informações, são feitas as seguintes afir-mativas:
I. O vanádio é um metal de transição.II. O vanádio é um elemento químico cujo número atômico
é 23.III. Em pH = 10, a concentração molar de OH– é 1 x 10–4 moI L–1. IV. Em 1 mL de água são encontrados 0,31 g de vanádio.V. A concentração molar de vanádio em 1 L de água é
aproximadamente 6,1 x 1 0–6 mol · L–1.Assim, É FALSA a afirmativa:a) I.d) IV.
b) II. e) V.
c) III.
12.11. (PUCSP) – Um técnico determinou, cuidadosamente, o pH de cinco soluções aquosas distintas. Todas as soluções foram preparadas na concentração de 0,10 mol de soluto por litro de solução. Os solutos utilizados e os respectivos rótulos das soluções estão listados a seguir.
Solução A: C2H5OH (0,10 mol/L).Solução B: CH3COOH (0,10 mol/L). Solução C: HCℓ (0,10 mol/L).Solução D: NaOH (0,10 mol/L). Solução E: NH3 (0,10 mol/L).
Nessas condições, pode-se afirmar que a disposição das soluções em ordem crescente de pH éa) A, B, C, D, E.d) C, B, A, E, D.
b) E, C, B, A, D. e) C, B, E, A, D.
c) B, C, E, D, A.
12.12. (FAMECA – SP) – A 25°C, a concentração de íons H+(aq) em uma solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico é cerca de 102 vezes maior do que a concentração desses íons em uma solução 0,1 mol/L de ácido acético. Logo, o pH dessa solução de ácido acético deve estar próximo dea) 1.d) 7.
b) 3. e) 9.
c) 5.
Aprofundamento12.13. (UFJF – MG) – O ácido nítrico é um ácido forte, en-quanto o ácido metanoico tem constante de ionização igual a 1,0 x 10–4. Quais são as concentrações, em mol · L–1, das soluções desses ácidos que apresentam pH = 2,0, respec-tivamente? a) 0,02 e 1,0d) 0,01 e 0,01
b) 0,02 e 0,02e) 1,0 e 0,01
c) 0,01 e 1,0
12.14. (UECE) – Em 1909, o químico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen (1868-1939) introduziu na literatura química o termo pH, que significa potencial hidrogeniônico e afere a acidez, a alcalinidade, ou a neutralidade de uma solução a uma determinada temperatura. Sabe-se, por exemplo, que o produto iônico da água a 45°C é igual a 4,0 x 10–14 e log 2 = 0,30 (aproximadamente). Sobre o pH da água, assinale a afirmação FALSA.a) Em meio alcalino, a qualquer temperatura, [OH–] > [H+]
e pOH > pH.b) Em meio neutro, a qualquer temperatura, [H+] = [OH–].c) O pH da água neutra a 45°C é, aproximadamente,
6,7 mol/L.d) Quanto menor sua concentração hidrogeniônica, menor
sua acidez.
Aula 12
19Química 6D
12.15. (UEM – PR) – Considere os seguintes valores de pH em três regiões do tubo digestório humano (A, B e C) e assinale o que for correto.Dados: A – pH 2,0 B – pH 7,0 C – pH 8,501) Na região C, [H+] é maior do que [OH–].02) Na região A, [H+] é aproximadamente igual a 1,0 · 10–2 mol/L.04) Uma solução 0,05 mol/L de H2SO4 é mais ácida do que
as três regiões do tubo digestório.08) As enzimas tripsina e quimiotripsina estão presentes na
região C e atuam na degradação de proteínas.16) As regiões do tubo digestório A, B e C podem ser, res-
pectivamente, estômago, boca e intestino delgado.
12.16. (UNIOESTE – PR) – A nicotina é uma substância básica e sua constante de dissociação é cerca de 1,0 x 10–6. Ao se preparar uma solução aquosa com 0,01 mol L–1 desta subs-tância observou-se um pH cujo valor é, aproximadamente,a) 8,0.d) 6,0.
b) 4,0.e) 10,0.
c) 7,0.
12.17. (UCS – RS) – O leite de vaca possui um pH médio de 6,6. Em caso de mastite, ou seja, inflamação da glândula mamária causada por bactérias, o pH torna-se alcalino. As bactérias acidificam o leite, mas o organismo do animal, para compensar, libera substâncias alcalinas.Qual deve ser o valor do pH do leite de um animal com mastite?a) pH = 6,6d) 6,6 < pH < 7,0
b) 0 < pH < 6,6e) 7,0 < pH < 14
c) pH = 7,0
12.18. (ITA – SP) – Considere uma amostra aquosa em equi-líbrio a 60°C, com pH de 6,5, a respeito da qual são feitas as seguintes afirmações:
I. A amostra pode ser composta de água pura.II. A concentração molar de H3O+ é igual à concentração
de OH–. III. O pH da amostra não varia com a temperatura.IV. A constante de ionização da amostra depende da tem-
peratura.V. A amostra pode ser uma solução aquosa 0,1 mol · L–1 em
H2CO3, considerando que a constante de dissociação do H2CO3 é da ordem de 1 x 10–7.
Das afirmações acima está(ão) CORRETA(S) apenasa) I, II e IV. b) I e IlI. c) II e IV. d) III e V. e) V.
20
Discursivos12.19. (UFG – GO) – Um analista preparou um 1 L de uma solução aquosa de um ácido monoprótico (HX) na concentração de 0,2 moI/L. Após o preparo, descobriu-se que apenas 1% do ácido encontrava-se ionizado. A partir das informações fornecidas,a) calcule o pH da solução. Considere log 2 = 0,30;b) calcule a constante de ionização do ácido genericamente indicado como HX.
12.20. Qual o valor aproximado do pH de uma solução 1 mol · L–1 de ácido lático?Dado: pKa 4 Ácido lático
Gabarito12.01. a12.02. d12.03. e12.04. b12.05. d12.06. c12.07. a12.08. a12.09. e12.10. d12.11. d12.12. b12.13. c12.14. a12.15. 30 (02, 04, 08, 16)12.16. e12.17. e12.18. a
12.19. a) = 0 2 1, mol L⋅ − H+⎡⎣ ⎤⎦ = ⋅α
α = =1 0 01% , H+ −⎡⎣ ⎤⎦ = ⋅10 0 22 ,
H mol L+ − −⎡⎣ ⎤⎦ = ⋅ ⋅2 10 3 1
pH = – log [H+]
pH = – log 2 · 10–3
pH = – (log 2 + log 10–3)pH = – (0,3 – 3)pH 2 7,
b) K a = ⋅α 2
K a = ⋅ ⋅− −( )10 2 102 2 1
K a = ⋅ −2 10 5
12.20.
pKK
mol La
a==
= ⋅
⎡
⎣⎢⎢
−
−4
10
1
4
1
K a = ⋅α 2 H+⎡⎣ ⎤⎦ = ⋅α
10 14 2− = ⋅α H+ −⎡⎣ ⎤⎦ = ⋅10 12
α = −10 2 pH H= − ⎡⎣ ⎤⎦+log
pH= − −log10 2
pH 2
1
Hidrólise salina I
Aula 13 7D
Química
Classificação dos saisÁcido forte + base forte sal neutroÁcido forte + base fraca sal ácidoÁcido fraco + base forte sal básico (alcalino)
Ácido fraco + base fraca ka > kb sal ácido
kb > ka sal básico
Hidrólise do cátionB+(aq) + HOH(ℓ) B+(OH)–(aq) + H+(aq)
Proveniente A hidrólise do cátion produz de base fraca soluções ácidas (pH<7)
KBOH H
Bh =⋅ +
+[ ] [ ]
[ ]
Constante (equilíbrio) de hidrólise
Hidrólise do ânionA–(aq) + HOH(ℓ) HA(aq) + (OH)–(aq)
Proveniente A hidrólise do ânion produz de ácido fraco soluções básicas (pH>7)
KHA OH
Ah =⋅ −
−[ ] [ ]
[ ]
Constante (equilíbrio) de hidrólise
Testes
Assimilação13.01. (FSM – SP) – O creme dental é um produto de higiene bucal que contém diversas substâncias na sua composição. A figura representa o tubo de creme dental com a indicação de dois de seus ingredientes.
ingredientes:(I) carbonato de sódio Na2CO3
(II) bicarbonato de sódio NaHCO3
As interações dos ingredientes I e II com a água destilada, separadamente, resultam em soluções com caráter, respectivamente,a) básico e ácido. b) básico e básico. c) ácido e neutro. d) neutro e básico. e) ácido e básico.
2
13.02. – O cloreto de sódio (NaCℓ) é o principal constituinte do sal de cozinha e tem como aditivos iodetos, o de sódio (NaI) e/ou
de potássio (KI), que são fonte do elemento iodo, fundamental para o bom funcionamento da glândula tireoide.– O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é um sal que pode ser obtido pela reação do hidróxido de sódio (NaOH) e ácido carbônico
na proporção em mols de 1:1.Entre outras, o NaHCO3, é usado como fermento pois com o aquecimento sofre decomposição produzindo gás carbônico.Este exerce pressão nas paredes da massa do bolo, do pão, etc., promovendo seu crescimento. Essa reação pode ser re-presentada pela equação:
2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
– O carbonato de cálcio (CaCO3), substância muito pouco solúvel, é o principal constituinte do calcário, do mármore, das cascas de ovo, das estalactites e estalagmites, etc.
– O cloreto de amônio (NH4Cℓ) pode ser produzido pela reação entre amônia (NH3) e gás clorídrico (HCℓ) de acordo com a seguinte equação:
NH3(g) + HCℓ(g) → NH4Cℓ(s)
Esse sal é usado em fertilizantes, em cosméticos, em alimentos e medicamentos. Nesse último age como expectorante. – O bicarbonato de amônio (NH4HCO3) é um sal que se decompõe em temperatura próxima a 50°C. Essa reação pode ser
representada pela seguinte equação:
NH4HCO3(s) NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)
Por formar substâncias gasosas, é usado como fermento na panificação, na produção de biscoitos, etc.Esse sal pode ser obtido pela reação entre hidróxido de amônio (NH4OH) e ácido carbônico (H2CO3) na proporção de 1:1.
Sabendo que Kb > Ka, o NH4HCO3 , assinale a alternativa que traz o caráter de cada sal citado
NaCℓ NaI KI NaHCO3 CaCO3 NH4Cℓ NH4HCO3
a) ácido básico neutro ácido básico básico básico
b) neutro neutro neutro básico básico ácido básico
c) neutro neutro ácido básico ácido básico ácido
d) neutro ácido neutro básico ácido ácido ácido
e) básico básico ácido neutro neutro básico básico
Aula 13
3Química 7D
13.03. (UERJ) – Um laboratório realiza a análise de células utilizando uma solução fisiológica salina com pH neutro. O laboratório dispõe de apenas quatro substâncias que poderiam ser usadas no preparo dessa solução: HCℓ, NaCℓ, NaOH e NaHCO3.Dentre elas, a que deve ser escolhida para uso na análise está indicada em: a) HCℓ b) NaCℓ c) NaOH d) NaHCO3
13.04. (UPE –PE) Em um aquário onde a água apresentava pH igual a 6,0, foram colocados peixes ornamentais proce-dentes de um rio cuja água tinha pH um pouco acima de 7,0. Em razão disso, foi necessário realizar uma correção do pH dessa água. Entre as substâncias a seguir, qual é a mais indicada para tornar o pH da água desse aquário mais pró-ximo do existente em seu ambiente natural? a) KBrd) Na2CO3
b) NaCℓe) Aℓ2(SO4)3
c) NH4Cℓ
13.05. (FAMECA – SP) – Quando guardadas na geladeira, as folhas verdes, como as de alface, ficam murchas com o tempo. Um modo de recuperar a aparência mais próxima à de verduras frescas, consiste em deixá-las por algumas horas num recipiente contendo água. As figuras mostram uma folha de alface murcha e após 3 horas de imersão em água.
antes depois(www.brasilescola.com. Adaptado.)
É comum também durante a lavagem de legumes e verduras, deixá-los em um recipiente contendo água e um pouco de solução de água sanitária, que é solução aquosa de hipoclorito de sódio (NaCℓO). É correto afirmar que o nome do fenômeno ilustrado pelas figuras com a folha de alface e o pH da solução aquosa de hipoclorito de sódio são, respectivamente, a) osmose e maior que 7,0. b) osmose e menor que 7,0. c) difusão e 7,0. d) difusão e menor que 7,0.e) osmose e 7,0.
4
Aperfeiçoamento
13.06. (FMJ – SP) – Em uma aula de laboratório, utilizando-se água destilada (pH = 7,0), foram preparadas separadamente soluções 0,1 mol/L de
I. cloreto de potássio;II. nitrato de amônio;III. acetato de sódio;IV. nitrato de alumínio. O pH das soluções foi medido com papel indicador universal. Apresentaram valores de pH menor que 7 apenas as soluções a) I e III.d) II e IV.
b) I e IV.e) III e IV.
c) II e III.
13.07. (FGV – SP) – A indústria alimentícia emprega varias substâncias químicas para conservar os alimentos e garantir que eles se mantenham adequados para consumo após a fabricação, transporte e armazenagem nos pontos de ven-da. Dois exemplos disso são o nitrato de sódio adicionado nos produtos derivados de carnes e o sorbato de potássio, proveniente do ácido sórbico HC6H7O2 (Ka = 2 x 10–5 a 25°C), usado na fabricação de queijos. As soluções aquosas dos sais de nitrato de sódio e de sorbato de potássio têm, respectivamente, pHa) igual a 7; maior que 7. b) igual a 7; menor que 7.c) menor que 7; igual a 7. d) menor que 7; maior que 7.e) maior que 7; menor que 7.
13.08. (UNESP – SP) – Em um estudo sobre extração de en-zimas vegetais para uma indústria de alimentos, o professor solicitou que um estudante escolhesse, entre cinco soluções salinas disponíveis no laboratório, aquela que apresentasse o mais baixo valor de pH. Sabendo que todas as soluções disponíveis no laboratório são aquosas e equimolares, o estudante deve escolher a solução dea) (NH4)2C2O4.c) Na2CO3.e) (NH4)2SO4.
b) K3PO4. d) KNO3.
13.09. (PUCCAMP – SP) – A glicina é um dos aminoácidos formadores do colágeno, proteína presente na pele. Dados:Constantes de equilíbrio para os grupos ácido-base da gli-cina, à mesma temperatura: Ka = 2,0 x 10–2 Kb = 5,5 x 10–10 Sua solubilização em água deve resultar em uma soluçãoa) ácida, devido à hidrólise com o grupo amina. b) ácida, devido à formação do íon H+.c) ácida, devido à hidrólise do grupo C = O. d) alcalina, devido à formação do íon H+.e) alcalina, devido à formação do íon OH–.
Aula 13
5Química 7D
13.10. (FUVEST – SP) – Um botânico observou que uma mesma espécie de planta podia gerar flores azuis ou rosa-das. Decidiu então estudar se a natureza do solo poderia influenciar a cor das flores. Para isso, fez alguns experimentos e anotou as seguintes observações:
I. Transplantada para um solo cujo pH era 5,6, uma planta com flores rosadas passou a gerar flores azuis.
II. Ao adicionar um pouco de nitrato de sódio ao solo, em que estava a planta com flores azuis, a cor das flores permaneceu a mesma.
III. Ao adicionar calcário moído (CaCO3) ao solo, em que estava a planta com flores azuis, ela passou a gerar flores rosadas.
Considerando essas observações, o botânico pôde concluir que a) em um solo mais ácido do que aquele de pH 5,6, as flores
da planta seriam azuis.b) a adição de solução diluída de NaCℓ ao solo, de pH 5,6,
faria a planta gerar flores rosadas.c) a adição de solução diluída de NaHCO3 ao solo, em que
está a planta com flores rosadas, faria com que ela gerasse flores azuis.
d) em um solo de pH 5,0, a planta com flores azuis geraria flores rosadas.
e) a adição de solução diluída de Aℓ(NO3)3 ao solo, em que está uma planta com flores azuis, faria com que ela gerasse flores rosadas.
13.11. (UEPG – PR) – Sobre os equilíbrios iônicos em solução aquosa, assinale o que for correto.01) Soluções aquosas dos sais NaCℓ e NH4Cℓ têm pH ácido,
pois derivam do ácido clorídrico.02) A dissolução de gás carbônico (CO2) em meio aquoso,
quando a temperatura é constante, é favorecida com o aumento da pressão, tornando o meio ácido.
04) Uma solução de ácido clorídrico 0,01 mol/L tem pH igual a 2.
08) Se a concentração de íons OH– na saliva é igual a 10–8 mol/L e o pH da lágrima é cerca de 7,4, então a saliva é mais alcalina que a lágrima.
16) Se 40,0 L de ácido clorídrico tivessem se misturado a um certo volume de água neutra de um córrego próxi-mo, o pH do córrego se elevaria naquele local.
32) Por se tratar de uma molécula com ligação covalente, o ácido clorídrico é polar e insolúvel em água.
13.12. (UEPG – PR) – No tratamento da água de uma piscina, realizou-se a cloração através da adição diária de solução aquosa de hipoclorito de sódio, NaCℓO(aq) a 15% (m/v), na proporção de 30 mL/m3. Sobre as substâncias envolvidas e o processo do qual participam, assinale o que for correto. 01) O hipoclorito de sódio é um sal solúvel em água que se
dissocia facilmente. 02) O hipoclorito de sódio é derivado de um ácido fraco
(ácido hipocloroso) e de uma base forte (hidróxido de sódio).
04) A dissociação do hipoclorito de sódio, em meio aquoso, pode ser representada como:
NaC O(s) Na (aq) C O (aq)N N⎯→⎯ ++ −
08) Em meio aquoso, parte dos íons hipoclorito sofre hidró-lise, reconstituindo o ácido hipocloroso.
16) A adição diária de hipoclorito de sódio por m3 corres-ponde a 4,5 g desse sal.
6
Aprofundamento13.13. (UEL – PR) – A pilha alcalina é uma modificação da pilha comum. Utilizam-se os mesmos eletrodos, porém a pasta eletrolítica que contém cloreto de amônio (NH4Cℓ) é substituída por uma solução aquosa de hidróxido de po-tássio concentrado (30% em massa). A grande maioria dos fabricantes de pilhas adiciona pequenas quantidades de sais de mercúrio solúveis ao eletrólito da pilha.Dado: solubilidade de KOH = 119 g/100 g de água a 20°C.Com base no enunciado, assinale a alternativa que con-tém as palavras que completam corretamente os espaços sublinhados. A solução eletrolítica da pilha alcalina está _____________ a 20°C, portanto é __________. Uma solução aquosa de cloreto de amônio possui ________.O sal de mercúrio que é representado pela fórmula HgCℓ2 apresenta ____________. a) insaturada; bifásica; pH > 7; três átomosb) insaturada; monofásica; pH < 7; dois elementos químicosc) saturada; monofásica; pH < 7; dois átomosd) saturada; bifásica; pH > 7; dois elementos químicose) in saturada; monofásica; pH < 7; três elementos químicos
13.14. (ITA – SP) – A 25°C, três frascos (I, II e III) contêm, respectivamente, soluções aquosas 0,10 mol L–1 em acetato de sódio, em cloreto de sódio e em nitrito de sódio. Assinale a opção que apresenta a ordem crescente CORRETA de valores de pHx (x = I, II e IlI) dessas soluções, sabendo que as constantes de dissociação (K), a 25°C, dos ácidos clorídrico (HCℓ), nitroso (HNO2) e acético (CH3COOH), apre-sentam a seguinte relação:
K K KHC HNO CH COOHN 2 3
a) pHI < pHII < pHIIIc) pHII < pHI < pHIIIe) pHIII < pHII < pHI
b) pHI < pHIII < pHIId) pHII < pHIII < pHI
13.15. (FPS – PE) – A hidrólise de sais solúveis pode gerar soluções ácidas ou básicas, dependendo dos cátions e ânions que formam o sal. Considerando os dados tabelados a seguir, avalie o pH de uma solução aquosa de hipoclorito de sódio, de acetato de sódio e de cloreto de amônio em 298 K e assinale a alternativa correta.
Substância Fórmula Constante de equilíbrio (298 K)
Ácido acético CH3CO2H Ka = 1,8 x 10–5
Ácido hipocloroso HCℓO Ka = 3,1 x 10–8
Amônia NH3 Kb = 1,8 x 10–5
a) Apenas a solução de cloreto de amônio deverá apresentar pH básico, maior que 7.
b) Todas as soluções apresentarão pH básico.c) As soluções de hipoclorito de sódio e acetato de sódio
irão gerar soluções básicas, uma vez que os ânions são bases conjugadas de ácidos fracos.
d) A solução de acetato de sódio deverá apresentar pH neutro.
e) Apenas a solução de hipoclorito de sódio deverá apre-sentar pH básico.
13.16. (UDESC) – Um dos principais tipos de solo no Brasil é o latossolo vermelho-amarelo, que apresenta óxidos de ferro e de alumínio na sua composição. Uma amostra deste tipo de solo apresentou pH = 4,0. Analise as proposições abaixo em relação a esses dados.
I. O aumento do pH pode ser realizado pela adição de calcário, porque o carbonato CO 3
2 em contato com a umidade do solo hidrolisa, produzindo bicarbonato, HCO 3 e hidróxido, OH–.
II. O aumento do pH pode ser realizado pela adição de sali-tre, que é composto principalmente por nitrato de sódio.
III. O íon alumínio (Aℓ3+) é um dos componentes responsá-veis pela acidez no solo, porque na hidrólise gera íons H+.
Assinale a alternativa correta. a) Somente as proposições Il e III são verdadeiras. b) Somente a proposição I é verdadeira. c) Somente a proposição Il é verdadeira.d) Somente as proposições I e III são verdadeiras.e) Somente a proposição III é verdadeira.
Aula 13
7Química 7D
13.17. (UFSC) – A efervescência observada em comprimidos hidrossolúveis de vitamina C (ácido ascórbico) é provocada, principalmente, pela presença de bicarbonato de sódio. Quando dissolvido em água, uma fração dos íons bicarbo-nato reage para formar ácido carbônico (reação I), que se decompõe rapidamente para gerar CO2 gasoso (reação II), que é pouco solúvel e liberado a partir da solução na forma de pequenas bolhas de gás. As reações são:Reação I: HCO + H H C OH2 2 33
− −+O O�⇀�↽��Reação II: H CO H O22 3 2�⇀�↽�� O C g+ ( )
Considerando as informações acima, assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 01) Se o comprimido efervescente for dissolvido em meio
ácido, haverá produção de maiores quantidades de áci-do carbônico.
02) A efervescência será menos efetiva se o comprimido de vitamina C for dissolvido em água a 35°C do que a 25°C, já que em temperaturas maiores a solubilidade do CO2 aumenta.
04) O ácido carbônico é um ácido forte, que se dissocia parcial-mente em água e apresenta dois hidrogênios ionizáveis.
08) Na reação I, o íon bicarbonato atua como base con-jugada do ácido carbônico, ao passo que a água atua como ácido conjugado do íon hidróxido.
16) O íon bicarbonato possui caráter anfótero, pois pode se comportar como ácido ou base quando em solução aquosa.
32) A dissolução do comprimido efervescente em uma so-lução com pH maior que 8,0 favorecerá a dissociação do íon bicarbonato.
13.18. (UFPR) – O solo do litoral dos Países Baixos é formado por rocha calcária e há séculos vem sendo ameaçada por enchentes. Alguns pesquisadores acreditam na possibilidade de elevar o nível do solo, injetando-se ácido sulfúrico a 1 500 metros abaixo da superfície. A reação químicaCaCO3(sól) + H2SO4(líq) CaSO4(sól) + H2O(líq) + CO2(gás)produziria gipsita, que por ocupar o dobro do espaço do calcário, empurraria a superfície do litoral para cima.Sabendo-se que os íons carbonato reagem com a água segundo a equação:
CO2–3 (aq) + H2O(líq) HCO–
3 (aq) + OH–(aq)E que os íons sulfato não sofrem reação de hidrólise, é correto afirmar:01) Uma solução aquosa de CaSO4 apresenta pH menor do
que uma solução aquosa de CaCO3 de mesma concen-tração.
02) Uma solução aquosa de CaSO4 apresenta pH = 7,0, pois trata-se de uma solução salina neutra.
04) Uma solução aquosa de CaCO3 apresenta pH menor que 7,0.
08) Uma solução aquosa de ácido sulfúrico apresenta iguais concentrações de íons SO aq4
2− ( ) e íons H aq+ ( ).16) A adição de CaCO3(sól) sob a forma de calcário reduz a
acidez do solo porque provoca uma diminuição do seu pH.
8
Discursivos13.19. (UFMG) – Considere os sais NH4Br, NaCH3COO, Na2CO3, K2SO4 e NaCN.Soluções aquosas desses sais, de mesma concentração, têm diferentes valores de pH.Indique, entre esses sais, um que produza uma solução ácida, um que produza uma solução neutra e um que produza uma solução básica. Justifique as escolhas feitas, escrevendo as equações de hidrólise dos sais escolhidos que sofram esse processo.
13.20. (UNICAMP – SP) – Uma solução de luminol e água oxigenada, em meio básico, sofre uma transformação química que pode ser utilizada para algumas finalidades. Se essa transformação ocorre lentamente, nada se observa visualmente; no entanto, na presença de pequenas quantidades de íons de crômio, ou de zinco, ou de ferro, ou mesmo substâncias como hipoclorito de sódio e iodeto de potássio, ocorre uma emissão de luz azul, que pode ser observada em ambientes com pouca iluminação.a) De acordo com as informações dadas, pode-se afirmar que essa solução é útil na identificação de uma das possíveis fontes
de contaminação e infecção hospitalar. Que fonte seria essa? Explique por que essa fonte poderia ser identificada com esse teste.
b) Na preparação da solução de luminol, geralmente se usa NaOH para tornar o meio básico. Não havendo disponibilidade de NaOH, pode-se usar apenas uma das seguintes substâncias: CH3OH, Na2CO3, Aℓ2(SO4)3 ou FeCℓ3. Escolha a substância correta e justifique, do ponto de vista químico, apenas a sua escolha.
Aula 13
9Química 7D
Gabarito13.01. b13.02. b13.03. b13.04. d13.05. a13.06. d13.07. a13.08. e13.09. b13.10. a13.11. 06 (02, 04)13.12. 31 (01, 02, 04, 08, 16)13.13. b13.14. d13.15. c13.16. d13.17. 57 (01, 08, 16, 32)13.18. 03 (01, 02)13.19. NH4Br (sal ácido)
NH+4 (aq) + HOH(ℓ) NH4OH(aq) + H+(aq)
NaH3CCOO (sal básico) H3CCOO–(aq) + HOH(ℓ) H3CCOOH(aq) + OH–(aq)
Na2CO3 (sal básico) CO2–
3 (aq) + HOH(ℓ) HCO–3 (aq) + OH–(aq)
NaCN (sal básico) CN––(aq) + HOH(ℓ) HCN(aq) + OH–(aq)
K2SO4 (sal neutro), por ser produto de ácido e base fortes, não há hidrólise.Obs.: Não havia necessidade de todas as equações. O enunciado pede apenas um que produz solução ácida e um que produz solu-ção básica e um neutro.
13.20. a) Essa fonte é o sangue e o ferro presente na hemoglobina reage com luminol e água oxigenada e emite azul, observada em am-bientes com pouca iluminação.
b) CH3OH (metanol), em solução aquosa, pH = 7 Na2CO3 sal básico, em solução aquosa, pH > 7. ácido fraco (H2CO3) base forte (NaOH) Aℓ2(SO4)3, FeCℓ3 → sais ácidos, em solução aquosa, pH<7.
Aℓ(OH)3
base fraca
Fe(OH)3
base fraca
H2SO4
ácido forte
HCℓácido forte
A substância a ser usada é o carbonato de sódio, pois é um sal básico. Do ponto de vista químico essa propriedade alcalina é por causa da hidrólise promovida pelo ânion carbonato, representado pela seguinte equação:
CO aq HOH HCO aq OH aq32
3− − −+ +( ) ( ) ( ) ( )N �⇀�↽��
10
7DQuímica
Aula 14Produto de solubilidade (KPS, PS ou KS)
Observe a tabela a seguir que indica a solubilidade de alguns sais em água:
SAL SOLUBILIDADE TEMPERATURA
AgNO3 1 220 g/L 0°C
CaSO4 2 g/L 0°C
BaSO4 9 · 10–3 g/L 0°C
Como podemos observar, existem sais muito solú-veis, pouco solúveis e insolúveis em água.
Observações:1. O termo insolúvel é usado na prática para
substâncias muito pouco solúveis, como é o caso do BaSO4.
2. Partimos de que toda quantidade de sal dis-solvida está 100% dissociada.
Vamos, a seguir, preparar três soluções aquosas em função das solubilidades dos sais presentes na tabela:AgNO3
1 221 gCaSO4
3 gBaSO4
1,009 g
1 L deSolução (0°C)
1 L deSolução (0°C)
1 L deSolução (0°C)
As três soluções são saturadas com corpo de chão. A massa do corpo de chão presente em cada uma delas é de 1 g.
Na realidade, quando se tem uma solução saturada com corpo de chão, existe um equilíbrio dinâmico entre os íons positivos e negativos presentes na solução e o sólido depositado no fundo do recipiente, podendo ocorrer em cada um dos sistemas os seguintes processos espontâneos:
Corpo de fundo(sólido) Cátionx+
(aq) + Âniony –
(aq)
Dissolução do corpo de fundo
Cátionx+
(aq) + Âniony –
(aq) Corpo de fundo(sólido)
Precipitação
Quando as velocidades de dissolução e de precipita-ção se igualam, a solução se torna saturada e é atingido o seguinte equilíbrio:
Corpo de fundo(sólido) Cátionx+(aq) + Âniony –(aq)Trata-se, portanto, de um equilíbrio heterogêneo.
Nesse caso, poderemos escrever a expressão da cons-tante de equilíbrio, lembrando que a concentração do sólido é constante e, portanto, não participa dessa ex-pressão. Vamos usar como exemplo a solução de BaSO4:
BaSO4(s) Ba2+(aq) + SO2–4 (aq)
Ks = [Ba2+] · [SO2–4 ]
O produto de solubilidadeQuando se tem um sólido iônico em equilíbrio
com a solução saturada, a constante de equilíbrio é denominada produto de solubilidade, constante de solubilidade ou constante do produto de solubilidade e representada por PS, Ks ou KPS. Assim:
PS = Ks = KPS = [Ba2+] · [SO42–]
Observações:1. O valor de KPS é constante para cada sólido a
uma certa temperatura.2. O valor de KPS não se mantém rigorosamente
constante quando se trabalha com compostos solúveis ou muito solúveis. Seus valores per-manecem constantes quando se utilizam so-luções saturadas contendo corpo de fundo de eletrólitos muito pouco solúveis (insolúveis). Por essa razão, foram desprezados os exem-plos utilizando o AgNO3 e o CaSO4.
A seguir, serão mostrados exemplos para o produto de solubilidade de algumas substâncias a 25°C.
PbCℓ2(s) Pb2+(aq) + 2Cℓ –(aq)
KPS = [Pb2+] · [Cℓ–]2 = 1,6 · 10–5
Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2–(aq)
KPS = [Ag+]2 · [S2–] = 1,6 · 10–49
Aula 14
11Química 7D
Aℓ(OH)3(s) Aℓ3+(aq) + 3(OH–)(aq)
KPS = [Aℓ3+] · [OH–]3 = 1,0 · 10–33
PbSO4(s) Pb2+(aq) + SO2–4 (aq)
KPS = [Pb2+] · [SO2–4 ] = 1,6 · 10–8
Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(aq) + 2PO3–4 (aq)
KPS = [Ca2+]3 · [PO43–]2 = 1 · 10–25
Cálculos envolvendo KPS
Exemplo 1: • Cálculo do KPS a partir da solubilidade:
A solubilidade de iodato de chumbo II, Pb(IO3)2, é 4,0 · 10–5 mol/L a 25°C.Calcule o KPS do sal.Resolução:
1Pb(IO3)2(s) 1Pb2+(aq) + 2(IO3) –(aq)
solubilidade 4 · 10–5 mol/L 4 · 10–5 mol/L 8 · 10–5 mol/L
KPS = [Pb2+] · [IO–3]2
KPS = (4 · 10–5) · (8 · 10–5)2
KPS = 256 · 10–15
KPS = 2,56 · 10–13
Exemplo 2: • Cálculo da solubilidade a partir do KPS.
Qual a solubilidade em mol/L do AgCℓ em água, a 25°C?Dado: KPS AgCℓ = 1,2 · 10–10
Resolução:
Seja x o no. de mols por litro de AgCℓ dissolvido.1AgCℓ(s) 1Ag
+(aq) + 1Cℓ –(aq)
x mol/L (solubilidade)
x mol/L x mol/L
KPS = [Ag+] · [Cℓ–]
1,2 · 10–10 = (x) · (x)
1,2 · 10–10 = x2 x = 1,1 · 10–5 mol/L
Formação de precipitadoNuma solução saturada, o produto das concentra-
ções molares dos íons dissolvidos (cada uma delas ele-vada à potência igual ao seu coeficiente) é exatamente igual ao KPS.
Portanto como há na urina 2 · 10–3 mol/L de Ca2+, conseguimos manter nesse sistema completamente dis-solvido 3,5 · 10–9 mol/L de PO4
3–, a partir desse valor ocorre a precipitação do Ca3(PO4)2, ou seja, forma o cálculo renal.
• Exemplo:Fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2, é um dos principais
constituintes dos cálculos renais (pedras nos rins). Esse composto precipita e se acumula nos rins. A concen-tração média de íons Ca2+ excretados na urina é igual a 2,0 · 10–3 mol/L.
Calcule a concentração de íons PO43– que deve estar
presente na urina, acima da qual começa a precipitar fosfato de cálcio.
Dado: KPS Ca3(PO4)2 = 1,0 · 10–25
Resolução:Ca3(PO4)2(s) 3Ca2+(aq) + 2PO4
3–(aq)
KPS = [Ca2+]3 [PO34
–]2
1,0 · 10–25 = (2,0 · 10–3)3 · (x)2
1,0 · 10–25 = (8,0 · 10–9) · (x)2
1 0 108 0 10
25
92,
,⋅⋅
=−
− x
1 08 0
10 16 2,,⋅ =− x
x = 0,35 · 10–8
x = 3,5 · 10–9 mol/L
É importante saberConseguimos manter, numa mesma solução, to-
talmente dissolvidos um cátion e um ânion até atin-gir o KPS da substância formada por eles na tempera-tura do sistema. No exemplo: conseguimos manter numa mesma solução Ca2+ e PO4
3– até atingir o KPS do Ca3(PO4)2. A partir daí há precipitação do fosfato de cálcio.
Efeito do íon comumConsideremos uma solução saturada em presença
de corpo de fundo de AgCℓ.AgCℓ(s) Ag+(aq) + Cℓ–(aq)
AgCℓ(s)
Ag+(aq) Cℓ–(aq)Solução saturada
Corpo de fundo)
12
Adicionamos à solução o sal NaCℓ. O sal NaCℓ disso-cia completamente.
NaCℓ(s) Na +(aq) + Cℓ
–(aq)
Solução saturada
Corpo de fundoAgCℓ(s)Ag+(aq)Na+(aq) Cℓ–(aq)
Cℓ–(aq)
Aumenta a concentração de íon Cℓ– na solução.Para minimizar o aumento da concentração de íon
Cℓ–, o equilíbrio será deslocado no sentido do processo que precipita AgCℓ(s).
Um raciocínio equivalente pode ser feito a partir da expressão
KPS = [Ag+] [Cℓ–]Como o valor de KPS é constante, um aumento na
concentração de íon Cℓ – implica uma diminuição da concentração de íon Ag+. Como consequência, acontece a precipitação de AgCℓ(s).
Testes
Assimilação14.01. O carbonato de cálcio (CaCO3) é o principal consti-tuinte do calcário e do mármore. Trata-se de uma substância muito pouco solúvel (insolúvel) em água. O equilíbrio que se estabelece numa solução saturada com corpo de fundo des-sa substância pode ser representado pela seguinte equação:
CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO2–3 (aq)
A expressão da constante do produto de solubilidade (Kps) ou simplesmente constante de solubilidade (Ks) para esse equilíbrio é dada por:a) K [ ] [ ]s = ⋅+ −Ca CO2
32
b) KCa CO
CaCOs =⋅+ −[ ] [ ]
[ ]
232
3
c) KCaCO
Ca COs =
⋅+ −[ ]
[ ] [ ]3
232
d) K [ ] [ ] [ ]s = ⋅ ⋅+ −Ca CO CaCO232
3
e) KCaCO
Ca COs =
⋅+ −[ ]
[ ] [ ]3
232
14.02. (FUVEST – SP) – O equilíbrio da dissolução do fosfato de cálcio é representado por
Ca3(PO4)2(s) 3 Ca2+(aq) + 2 PO3–4 (aq)
A expressão do produto de solubilidade é:
a) KPS = [3 Ca2+][2 PO43–]
b) KPS = [Ca2+]2[PO43–]3
c) KPS = [Ca2+][PO43–]
d) KPS = [Ca2+][PO43–]2
e) KPS = [Ca2+]3[PO43–]2
Aula 14
13Química 7D
14.03. (UFSE) – O produto de solubilidade do fosfato de prata (Ag3PO4) é expresso pela relação:
a) [Ag+]3[PO43–]
b) 3[Ag+][PO43–]
c) 3[Ag+] + [PO43–]
d) 3[Ag+] – [PO43–]
e) 3
43
[ ]
[ ]
Ag
PO
+
−
14.04. A solubilidade do sulfato de chumbo – II (PbSO4) a 25°C é 1 28 10 4, ⋅ ⋅− −mol L 1 . A constante do produto de solu-bilidade do PbSO4 nessa temperatura é aproximadamente.a) 1 6, ⋅ −10 8
b) 3 5, ⋅ −10 5
c) 1 8, ⋅ −10 7
d) 2 3, ⋅ −10 3
e) 113, ⋅ −10 2
14.05. O produto de solubilidade (Kps) do cloreto plumboso (PbCℓ2) a 25°C é 1 6, ⋅ −10 5. A solubilidade do PbCℓ2 a 25°C é aproximadamente:Dado: 4 1 63 , .a) 4 3 10 1, ⋅ ⋅− −6 mol Lb) 8 10 3 1⋅ ⋅− −mol Lc) 1 6 10 1, ⋅ ⋅− −6 mol Ld) 3 7 1, ⋅ ⋅− −10 2 mol Le) 1 6 1, ⋅ ⋅− −10 2 mol L
Aperfeiçoamento14.06. (UFRN) – O hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) em suspensão é conhecido como leite de magnésia e utilizado como antiácido e laxante. A equação abaixo representa o equilíbrio da solução saturada de hidróxido de magnésio em água pura.
Mg(OH)2(s) Mg2+(aq) + 2 OH–(aq)Se a solubilidade do hidróxido de magnésio em água pura, a 25°C, é igual a 10–4 mol/L, o valor da constante do produto de solubilidade é:a) 10–4 b) 10–12 c) 4 x 10–4 d) 4 x 10–12
14.07. (UERN) – A solubilidade do nitrato de cálcio em água é 2 0 10 3, ⋅ − mol/litro em uma determinada temperatura.O Kps deste sal à mesma temperatura é:a) 8⋅ −10 8
c) 3 2 10, ⋅ −10b) 8⋅ −10 10
d) 3 2, ⋅ −10 8
14.08. (FAAP – SP) – Calcule a concentração em mol/L de uma solução aquosa saturada em CuBr, que se encontra a 25°C, sabendo que, a essa temperatura, o produto de solu-bilidade do composto é 4,9 · 10–9.a) 4 · 10–2
d) 2,5 · 10–17b) 7 · 10–5
e) 6 · 10–4c) 8 · 10–15
14
14.09. (UERJ) – Sabendo que o produto de solubilidade do hidróxido de cádmio vale 3,2 x 10–14 a 25°C, determine sua solubilidade, em mol · L–1, nessa temperatura.
Hidróxido de cádmio [Cd(OH)2]
a) 4 · 10–7
b) 5,4 · 10–6
c) 6,3 · 10–4
d) 2 · 10–5
e) 3 · 10–3
Instrução: Para as questões 14.10 e 14.11.(FAMERP – SP) –
SUBSTÂNCIA FÓRMULA PRODUTO DE SOLUBILIDADE (KPS)
I BaCO3 5 0 0, ⋅ −1 9
II CaCO3 4 9 0, ⋅ −1 9
III CaSO4 2 4 0, ⋅ −1 5
IV BaSO4 11 0 10, ⋅ −1
V PbSO4 6 3 0, ⋅ −1 7
(Daniel C. Harris. Análise química quantitativa, 2001. Adaptado.)
14.10. Uma das substâncias da tabela é muito utilizada como meio de contraste em exames radiológicos, pois funciona como um marcador tecidual que permite verificar a integridade da mucosa de todo o trato gas-trointestinal, delineando cada segmento. Uma caracte-rística necessária ao meio de contraste é que seja o mais insolúvel possível, para evitar que seja absorvido pelos tecidos, tornando-o um marcador seguro, que não será metabolizado no organismo e, portanto, excretado na sua forma intacta.
(http://qnint.s bq. Org. br. Adaptado.)
Dentre as substâncias da tabela, aquela que atende às ca-racterísticas necessárias para o uso seguro como meio de contraste em exames radiológicos é a substânciaa) IV. b) III. c) II. d) V. e) I.
14.11. Uma solução saturada de carbonato de cálcio tem concentração de íons cálcio, em mol/L, próximo aa) 2 5, ⋅ −10 8
c) 7 0, ⋅ −10 4
e) 7 0, ⋅ −10 5
b) 2 5, ⋅ −10 9
d) 9 8, ⋅ −10 9
14.12. A tabela abaixo traz o Kps, a 25°C, de quatro bases de Arrhenius:
BASES KPS (25°C)
Mg(OH)2 5,6 · 10–12
Zn(OH)2 3,0 · 10–17
Ba(OH)2 1,3 · 10–2
Ca(OH)2 4 · 10–6
A base mais e a menos solúvel a 25°C é, respectivamente:a) Zn(OH)2, Ca(OH)2c) Zn(OH)2, Mg(OH)2e) Ca(OH)2, Ba(OH)2
b) Ba(OH)2, Zn(OH)2d) Ba(OH)2, Mg(OH)2
Aula 14
15Química 7D
Aprofundamento14.13. Sabendo que a constante de solubilidade (KS) do hi-dróxido férrico [Fe(OH)3] é 2,7 · 10–27 numa determinada tem-peratura, assinale a alternativa que traz a concentração em mol · L–1 do Fe(OH)3 numa solução saturada dessa substância, nessa temperatura.a) 10–7
b) 10–14
c) 10–9
d) 10–8
e) 10–5
14.14. (UCS – RS) – Sabendo-se que 1 g de BaSO4 pode ser dissolvido em 400 L de água, conclui-se que o produto de solubilidade (Kps) aproximado para esse sal é dea) 2 50, ⋅ −10 3
b) 1 07. ⋅ −10 5
c) 114 5, ⋅ −10
d) 114, ⋅ −10 10
e) 2 50, ⋅ −10 10
14.15. (UEFS – BA)
FeS(s) Fe + S K 5ps�⇀�↽�� 2 2 1810+ − −= ⋅( ) ( )aq aq
Como todo equilíbrio químico, o equilíbrio heterogêneo obedece à Lei da Ação das Massas, que, nesse caso, deve ser aplicada à fase aquosa. O produto de solubilidade ou cons-tante de solubilidade do sulfeto de ferro (II) pode ser escrito
na forma K = ,ps Fe S2 2+ −⎡⎣ ⎤⎦ ⎡⎣ ⎤⎦ .
Considerando-se essas informações, é correto afirmara) As concentrações de íons S2–(aq) e de íons Fe2+(aq) iguais
a 2 10 10 1⋅ ⋅− −mol L , quando, em solução aquosa, promo-vem a precipitação de sulfeto de ferro (II).
b) A solubilidade do sulfeto de ferro (II) é, aproximadamen-te, 1 97 10 7 1, ⋅ ⋅− −g L .
c) A adição de 1 28 10 6, ⋅ − g de cloreto de ferro (II), solúvel em água, à solução aquosa de sulfeto de ferro (II) em equilíbrio, não formará mais precipitado desse sal.
d) A retirada de sulfeto de ferro (II) sólido da solução aquosa em equilíbrio químico produzirá a diminuição das con-centrações de Fe2+(aq) e S2–(aq).
14.16. O pH de uma solução saturada de hidróxido de magnésio é:Dado: K epsMg OH( )
, log ,2
3 2 10 2 0 311= ⋅ =−
a) 2,4b) 5,6c) 6,8d) 7,2e) 10,6
16
14.17. (ACAFE – SC) – Considere soluções aquosas saturadas de hidróxido de cálcio e de hidróxido de alumínio ambas na mesma temperatura. Dados: Para a resolução dessa questão considere os seguintes produtos de solubilidade (Ks) em água:
K s Ca OH( )24 10 6= ⋅ −
K s A OHn( )33 10 27= ⋅ −
Nesse sentido é correto afirmar, exceto:a) O pH da solução saturada de hidróxido de alumínio é menor que o pH da solução saturada de hidróxido de cálcio. b) O hidróxido de cálcio é mais solúvel em água que o hidróxido de alumínio.c) O pH da solução saturada de hidróxido de cálcio é menor que o pH da solução saturada de hidróxido alumínio.d) Na solução saturada de hidróxido de cálcio a concentração dos íons hidroxilas é 2 10 2⋅ − mol L/ .
14.18. (UEM – PR) – O texto a seguir é uma breve descrição do processo que ocorre com a água em uma estação de trata-mento. “A água é bombeada de um lago ou rio até um tanque onde recebe uma mistura de sulfato de alumínio e hidróxido de cálcio. Em seguida, a água é deslocada para uma câmara de floculação, para que a reação entre os produtos adicionados seja completa, conforme a seguinte equação:
1 A SO 3 Ca(OH) 2 A (OH) 3 CaS4 3 2 3 4n n2( ) + ⎯→⎯ + O
A água segue, então, para um tanque de decantação, para que o hidróxido de alumínio atue em sua limpeza. Após isso, a água é filtrada em um filtro de areia, sendo finalmente clorada”. Assinale a(s) alternativa(s) correta(s) a respeito das reações e dos processos químicos envolvidos no tratamento da água. 01) O processo de cloração pode ser feito com ácido clorídrico ou com cloreto de sódio, que atuam para eliminar bactérias
e não alteram o pH do meio.02) A reação de formação dó hidróxido de alumínio é uma reação de dupla troca. 04) O hidróxido de alumínio é uma base fraca e pouco solúvel que atua na precipitação das partículas em suspensão, pre-
sentes na água suja. 08) O processo de filtração em filtro de areia remove da água pequenas partículas ainda em suspensão bem como sais solú-
veis como o cloreto de sódio.16) Como o produto de solubilidade do sulfato de cálcio é 5 10 5⋅ − , pode-se dizer que a concentração máxima desse sal
dissolvido na água tratada, caso não se utilize um processo de remoção, deve ser cerca de 0,007 mol/L.
Aula 14
17Química 7D
Discursivos14.19. (UFG – GO) – A figura a seguir apresenta quatro tubos de ensaio contendo diferentes soluções e informações sobre as constantes do produto de solubilidade.
AgC aq
K ps
n( )
= ⋅ −2 10 10
Mg OH aq
K ps
( ) ( )2128 10= ⋅ −
3AgNO (aq)
solúvel
NaI(aq)
solúvel
Dados:K para o AgIps = ⋅ −8 10 17
2 1 42,
2 1 263 ,Considerando o exposto,a) determine qual das substâncias presentes nos tubos 1 e 2 possui menor solubilidade. Justifique sua resposta utilizando o
cálculo da solubilidade, em mol L⋅ −1 :
b) determine se haverá formação de precipitado após a mistura de alíquotas das soluções presentes nos tubos 3 e 4. Consi-dere que, após a mistura, as concentrações de íons Ag+ e I– sejam iguais a 1 0 10 4 1, ⋅ ⋅− −mol L :
14.20. Os cálculos renais (pedras nos rins) são constituídos por uma mistura de substâncias muito pouco solúveis. Um de seus principais constituintes é o fosfato de cálcio que tem constante de solubilidade de aproximadamente 1 08 10 33, .⋅ −
Para uma solução saturada dessa substância, calcule a concentração em mol L⋅ −1 de cátions de cálcio.
18
Gabarito14.01. a14.02. e14.03. a14.04. a14.05. e14.06. d14.07. d14.08. b14.09. d14.10. a 14.11. e
Concentração da solução saturada = solubilidade
1 1 132
32CaCO s Ca aq CO aq( ) ( ) ( )�⇀�↽�� + −+
so ilidade
em mol L
lub
/⎯→⎯ x mol L/ x mol L/ x mol L/
K P S K Ca COps s= = = ⋅+ −. . [ ] [ ]232
do enunciado x x⎯→⎯ ⋅ = ⋅−4 9 10 9,
x mol L= ⋅ −7 10 5 /14.12. b14.13. a14.14. d14.15. b14.16. e 14.17. c14.18. 22 (02, 04, 16)14.19. a)
AgC s Ag aq C aqn n( ) ( ) ( )�⇀�↽�� + −+
so ilidadelub ⎯→⎯ x mol L/ x mol L/ x mol L/
K Ag Cps = ⋅+ −[ ] [ ]n
do enunciado x x x mol L⎯→⎯ ⋅ = ⋅ ⎯→⎯ ≅ ⋅ ⋅− − −2 10 1 4 1010 5,
Mg OH s Mg aq OH aq( ) ( ) ( ) ( )( )22 2�⇀�↽�� + −+
so ilidadelub ⎯→⎯ y mol L/ y mol L/ 2y mol L/
K Mg OHps = ⋅+ −[ ] [ ]2 2
do enunciado y y y mol L⎯→⎯ ⋅ = ⋅ ⎯→⎯ = ⋅− −8 10 2 1 26 1012 2 4( ) , /
De acordo com os cálculos a solubilidade do Mg OH mol L( ) ( , / )2
41 26 10⋅ − é maior que do AgC mol Ln ( , / )1 4 10 5⋅ − .
Obs.: quando os índices do cátion e do ânion são diferentes, nesse caso Ag1Cℓ1 (índices = 1) e Mg1(OH)2 (índices 1 e 2), o mais solúvel deve ser identificado pelo cálculo da solubilidade e não diretamente pelos valores do Kps.
b) AgI s Ag aq I aq( ) ( ) ( )�⇀�↽�� + −+
so ilidadelub ⎯→⎯ x mol L/ x mol L/ x mol L/
K Ag I x x x mol Lps = ⋅ ⇒ ⋅ = ⋅ ⇒ ≅ ⋅+ − − −[ ] [ ] /8 10 9 1017 9
Numa solução saturada há
9 10 9 109 9⋅ ⋅− + − −mol L de Ag e mol L de I/ /
concentrações máximas
O enunciado diz que após a mistura essas concentrações seriam iguais a 10 4− mol L/ , ou seja, superiores à quantidade máxima, logo ocorre a precipitação do AgI.
14.20.
Ca PO s Ca aq PO aq3 4 22
433 2( ) ( ) ( ) ( )�⇀�↽�� + −+
so ilidadelub ⎯→⎯ x mol L/ 3x mol L/ 2x mol L/
K Ca PO
x x
x
ps = ⋅
⋅ = ⋅
= ⋅
+ −
−
−
[ ] [ ]
, ( ) ( )
,
2 343 2
33 3 2
5 33
1 08 10 3 2
108 1 08 10
xx 5 3510= −
x = −10 355
x mol L= −10 7 / solubilidade do Ca3(PO4)2
[ ] /Ca x mol L2 73 3 10+ −= = ⋅
1
01Aula
1EQuímica
Propriedades gerais da matéria
A Química é uma ciência natural, com base experimental, que estuda a matéria, suas propriedades e suas transfor-mações. Matéria é o que tem massa (m) e ocupa lugar no espaço (ocupa um volume V).
DensidadeCom essas grandezas já se pode
conceituar uma propriedade muito útil e importante chamada densidade:
O importante é não apenas decorar a fórmula, mas sim entender o que ela significa. Será estudado posteriormente que toda matéria é constituída por pequeníssimas partículas, que podem se estruturar de várias maneiras diferentes. A densidade mede justamente como essas estruturas estão “empacota-das” no espaço: quanto mais próximas estiverem as partículas, maior a densidade do corpo, isto é, a den-sidade (também chamada “massa específica”) está diretamente relacionada com o estado de agregação dessas partículas. A densidade depende do material e também da temperatura.
Para a água, na temperatura ambiente, a densidade tem um valor aproximado de
1 1 1 10003 3
kgL
g
cm
gmL
kg
m
Estados físicos da matériaNas condições do nosso planeta, a matéria costuma se
apresentar sob três estados de agregação; são os chama-dos estados físicos da matéria: sólido, líquido e gasoso.
Em ESCALA MACROSCÓPICA, as diferenças entre os três estados estão resumidas no quadro a seguir:
dmV
Sólido Líquido Gasoso
Forma definida variável variável
Volume definido definido variável
Um sistema nos estados líquido e gasoso adquire o formato do recipiente onde estiver. O estado gasoso inclui os gases e os vapores: eles sempre se expandem de tal maneira a ocupar todo o volume disponível.
Em ESCALA MICROSCÓPICA, o que diferencia os três estados é o comportamento das partículas que os constituem.
aumento do grau de agitação das partículasaumento da energia
GASOSO
LÍQUIDO
SÓLIDOA temperatura é justamente a medida do estado
de agitação das partículas de um corpo. Dessa forma, a maneira mais comum de provocar a mudança de estado físico é pela alteração da temperatura (aquecimento ou resfriamento). Nas mudanças no mesmo sentido da flecha (de “baixo para cima”) o sistema precisa absorver energia: são processos ENDOTÉRMICOS. Nas mudanças no sentido oposto o sistema precisa liberar energia: são processos EXOTÉRMICOS.
Uma outra maneira possível de haver mudança no estado físico é pela alteração da pressão. Deve ser nota-do que, no estado sólido e no líquido, as partículas que constituem o corpo estão relativamente próximas, mas no estado gasoso a distância entre elas é bem maior.
2
Consequentemente, a DENSIDADE do estado gasoso é sempre muito menor que a densidade de qualquer líquido ou sólido.
O estado gasoso só pode ser caracterizado se forem conhecidas as suas principais grandezas: a temperatura e a pressão.
As mudanças de estado físico recebem, tradicional-mente, os seguintes nomes:
fusão vaporização
(condensação)
sublimação
sólido gasosolíquido
solidificação liquefação
A vaporização geralmente pode ocorrer de duas maneiras:
Evaporação Ebulição
espontânea provocada
suave turbulentac
ocorre só na superfície do líquido ocorre em todo o líquido
acontece em qualquer tem-peratura
acontece só em uma certa temperatura
Cada substância pura possui seus próprios pontos de fusão e de ebulição, que variam de uma substância para outra.
Ponto de fusão: temperatura constante na qual um sólido se transforma em líquido.
Ponto de ebulição: temperatura constante na qual um líquido se transforma em vapor.
Portanto, qualquer substância em uma temperatura T:
se T < P.F. estado sólidoP.F < T < P.E estado líquidoT > P.E estado gasoso
Exemplo: a água, ao nível do mar T < 0°C estado sólido 0°C < T < 100°C estado líquido T > 100°C estado gasoso
Sólido Líquido GasosoP.F. P.E.
Temperatura
OBS.: Um líquido que vaporize com facilidade, ou seja, que tenha um baixo ponto de ebulição, é chamado de volátil.
Exemplos de propriedades de algumas substâncias (à pressão de 1 atm):
Substância FórmulaPonto de Fusão
(°C)
Ponto de Ebulição
(°C)
Estado físico a
25°C
Densidade a 25°C
(kg/m3)
Ferro Fe 1500 3000 sólido 7860
Chumbo Pb 328 1620 sólido 11340
Cloreto de sódio NaCℓ 800 1420 sólido 2200
Água H2O 0 100 líquido 1000
Álcool etílico C2H5OH – 115 78 líquido 790
Éter C4H10O – 117 35 líquido 710
Oxigênio O2 – 219 – 183 gasoso 1,3
Monóxido de carbono CO – 207 – 197 gasoso 1,2
Amônia NH3 – 78 – 33 gasoso 0,7
Vale a pena comparar alguns desses valores e tirar conclusões interessantes. Chama a atenção especial-mente a grande diferença entre a densidade do estado gasoso e a densidade dos outros estados físicos.
Substâncias
Princípios fundamentais“A Química é a ciência natural que estuda as substân-
cias, sua estrutura, suas propriedades e as reações que as transformam em outras substâncias.” Essa possível definição de Química ressalta a ideia de substância.
O homem sempre observou os materiais existentes na natureza e, até hoje, tenta entender sua constituição e suas transformações. Graças, principalmente, ao trabalho de cientistas, como Lavoisier, Proust, Dalton, Berzelius, Gay-Lussac, Avogadro e muitos outros, a partir de experiências práticas, foram estabelecidas várias teo-rias para a Química. Uma delas diz que: “toda matéria é formada por partículas minúsculas chamadas ÁTOMOS”.
Aula 01
3Química 1E
Atualmente são conhecidos um pouco mais que 100 diferentes tipos de átomos. Cada um desses tipos de átomos é um ELEMENTO QUÍMICO. Cada elemento químico é representado pelo seu símbolo. Exemplos: hi-drogênio (H), oxigênio (O), carbono (C), cálcio (Ca), cloro (Cℓ), enxofre (S), sódio (Na), hélio (He), ferro (Fe), etc.
Então surge uma pergunta: como que um número relativamente pequeno de elementos químicos pode formar milhões de substâncias diferentes? Ocorre que, para adquirir maior estabilidade, geralmente os átomos se ligam (ligações!), formando as MOLÉCULAS.
Portanto, assim como cada elemento químico apre-senta um determinado tipo de átomo, cada substância apresenta um determinado tipo de molécula. E, assim como cada elemento é representado pelo seu SÍMBOLO, cada substância é representada pela sua FÓRMULA.
Podem ser estabelecidas as seguintes relações:
substância molécula (fórmula)elemento químico átomo (símbolo)
Exemplos: • na substância água, todas as moléculas são iguais,
e em cada molécula há dois átomos do elemento hidrogênio e um átomo do elemento oxigênio (esta afirmação pode ser resumida pela fórmula H2O):
• todas as moléculas da substância dióxido de carbo-no (gás carbônico) são iguais e são formadas por um átomo do elemento carbono e dois átomos do elemento oxigênio (CO2).
Pode-se dizer que aquilo que caracteriza uma subs-tância é a sua molécula, representada pela sua fórmula.
As substâncias podem ser: • Substância simples: formada por átomos de um
único elemento químico.Exemplos:H2, N2, O2, O3, He, Cℓ2, Fe
• Substância composta (ou composto): formada por átomos de elementos químicos diferentes.Exemplos:H2O, H2SO4, NH3, CO2, C2H5OH, C12H22O11
Alotropia
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico é capaz de formar duas ou mais substâncias simples diferentes.
Os alótropos apresentam propriedades físicas dife-rentes, sendo uma das formas sempre mais estável que as outras. A forma alotrópica mais estável é a de menor conteúdo energético e, consequentemente, a mais abundante na natureza.
1) Alotropia do elemento oxigênioHá duas formas alotrópicas:
Gás Oxigênio (O2)
O = O
Gás Ozônio (O3)
O
O O
A diferença entre os dois alótropos está na atomici-dade (quantidade de átomos na molécula).
Tanto o O2 como o O3 são gases nas condições ambiente e o O2 é a forma mais estável. Embora ambos sejam formados apenas pelo elemento oxigênio, apre-sentam propriedades bem diferentes: enquanto o gás oxigênio é indispensável para a vida e inodoro, o ozônio é tóxico e possui um odor forte.
2) Alotropia do elemento carbonoSão conhecidos 3 alótropos: grafite, diamante e fulere-
nos. A diferença entre eles está na estrutura (arranjo dos átomos de carbono), sendo que o grafite é o mais estável.
GRAFITE: É um sólido cinzento de pequena dureza, pouco brilho e razoável condutor de eletricidade. Os áto-mos de carbono localizam-se nos vértices de hexágonos regulares, formando camadas que podem escorregar umas sobre as outras. Isso explica o risco de um lápis e também o uso do grafite como lubrificante.
Grafite (Cn)
A unidade fundamental é um hexágono
4
DIAMANTE: Sólido de altíssima dureza, intenso brilho e não condutor de eletricidade. Os átomos de car-bono formam tetraedros regulares ligados tridimensionalmente, consti-tuindo uma estrutura compacta.
Diamante (Cn)A unidade
fundamental é um tetraedro
FULERENOS: Em 1984 foi des-coberta uma estrutura constituída por 60 átomos de carbono, com formato esférico, semelhante a uma bola de futebol (futeboleno). Depois, foram descobertas outras estruturas de fulerenos, com desta-que para os nanotubos de carbono. Eles apresentam uma estrutura oca.
Fulereno (C60)
©Sh
utte
rsto
ck/F
. EN
OT
Fulereno (nanotubo)
©Shutterst
ock/Gl0ck
3) Alotropia do elemento fósforoA diferença entre as formas
alotrópicas está na atomicidade.
FÓSFORO BRANCO: É altamente venenoso, mole e quebradiço e apresenta-se na forma de P4.
Fósforo branco (P4)
P
P
P
P
FÓSFORO VERMELHO: Constitui a forma alotrópica mais estável. É duro, quebradiço e não venenoso. Pode ser representado por Pn.
Fósforo vermelho (P4)n
P
P
P P P
P
P
P
FÓSFORO NEGRO: Obtido a partir do aquecimento do fósforo branco a altas pressões a 200°C. Representa uma forma altamente polimerizada e termodinamicamente estável.
Div
o. 2
016.
Dig
ital.
4) Alotropia do elemento enxofreAs duas formas alotrópicas são diferenciadas pela estrutura. Há o enxo-
fre rômbico (forma mais estável) e o enxofre monoclínico.
Enxofre rômbico (S8) Enxofre monoclínico (S8)
MISTURAS: Na verdade, a maioria dos materiais (tanto os naturais como os artificiais) não são formados apenas por uma substância: são constituídos por várias substâncias juntas, isto é, formam misturas.
Aula 01
5Química 1E
Sistemas – MisturasSendo uma ciência experimental, a Química estuda
vários sistemas.
Sistema: qualquer porção da matéria que está sendo estudada.
SISTEMA HOMOGÊNEO: apresenta as mesmas propriedades em toda a sua extensão é visualmente uniforme. Exemplos:
Água Água+
Álcool
Água+
Sal dissolvido
SISTEMA HETEROGÊNEO: não apresenta as mesmas propriedades em toda a sua extensão não é visual-mente uniforme. Exemplos:
Gelo
ÁguaÁgua
+ Areia
Gasolina+
Água
FASE: cada parte homogênea de um sistema.Todo sistema homogêneo é monofásico, enquanto
que todo sistema heterogêneo é polifásico.Não é necessário que uma fase seja contínua. Exem-
plo: vários cubos de gelo separados constituem uma única fase.
• O número de fases não é obrigatoriamente igual ao número de componentes.
Chama-se componente cada substância que participa de um sistema.
Água líquida e gelo, por exemplo, constituem um sistema de duas fases e um único componente.
Serão apresentados agora vários exemplos de siste-mas, onde
F = número de fasesC = número de componentes
Sistema No. fases/Componentes
F = 1C = 2 (C2H5OH e H2O)
F = 1C = 2 (H2O e NaCℓ)
F = 1C = 2 (H2O e H3CCOOH)
F = 1C = 2 (H2SO4 e H2O)
F = 1C = 3
(H2O, C12, H22, O11 e NaCℓ)
F = 1C = 3 (O2, N2 e CO2)
F = 4C = 4 (H2O, óleo, Fe e S)
F = 3C = 3 (H2O, NaCℓ e Fe)
F = 1C = 3
(H2O, C12, H22, O11, e NaCℓ)
Oxigênio+
Nitrogênio+
Dióxido de carbono
VaporÁgua
salgadaLimalha de ferro
VaporGelo
Água
ÓleoÁgua
Limalha de ferro
+ Enxofre
Álcoolhidratado
Águasalgada
Vinagre
Água de bateria
Água+
Açúcar+
Cloreto de sódio
Ilusr
taçõ
es: D
ivan
zir P
adilh
a. 2
005.
Dig
ital.
Um sistema constituído por um único componente (só uma substância) é uma SUBSTÂNCIA PURA.
Um sistema constituído por mais que um compo-nente (várias substâncias) é uma MISTURA.
Uma substância pura tem composição fixa e, portan-to, as propriedades de uma substância pura são muito bem definidas. Uma mistura pode apresentar várias proporções entre as quantidades dos seus componentes e, portanto, as propriedades de uma mistura dependem da concentração dos seus componentes.
6
Por exemplo: a densidade da água em uma determi-nada condição é bem definida; a densidade do sal (cloreto de sódio) também é definida. A densidade de uma mistu-ra de água com sal depende da concentração de sal.
Qualquer mistura homogênea pode ser chama-da de solução.
Análise dos sistemas de acordo com o estado físico1. Sistema formado apenas por gases sempre é
homogêneo.Exemplo:
ar: – N2 (78% em volume) – O2 (21% em volume)2. Sistema formado por sólidos geralmente é
heterogêneo (e o número de fases coincide com o número de componentes).Exemplo:
granito: – quartzo – feldspato 3 fases – mica
Observação:Alguns sistemas sólidos podem ser homogê-
neos (solução sólida).Exemplo:Ouro 18 quilates (75% de ouro e 25% de cobre
+ prata) (liga metálica).
3. Sistema formado por líquidos depende da solu-bilidade dos líquidos entre si.Exemplo:
Água +
Álcool (1 fase)
Gasolina
Água
2 fases
a) b)
Ilusr
taçõ
es: D
ivan
zir P
adilh
a. 2
005.
Dig
ital.
A homogeneidade de um sistema formado por líquidos ou formado por sólido com líquido depende da SOLUBILIDADE. Uma substância é solúvel em outra quando houver uma ATRAÇÃO entre elas, isto é, houver uma certa afinidade.
Diferenças entre substância pura e mistura
A constância das propriedades de uma substância pura e a variabilidade dessas mesmas propriedades nas misturas são consequências das suas próprias constituições. Isso pode ser analisado em dois níveis: macroscópico e microscópico.
1. Escala macroscópica
Curva de aquecimento da água
T o(C)
100
0
–20tempo
S
S e L
L
L e GG
Observa-se que tanto durante a fusão como durante a ebulição a temperatura permaneceu constante. Isto só pode ser consequência do fato de que nessa amostra existe apenas uma substância, ou seja, essa amostra só pode ser de uma substância pura.
Imagine agora que uma outra experiência análoga forneceu o resultado a seguir:
Curvas de misturas comuns
T
t t
T
Aquecimento Resfriamento
Como a temperatura não permaneceu constante em nenhuma situação, isso é sinal de que existe mais de um componente nessa amostra, isto é, trata-se de uma mistura.
Aula 01
7Química 1E
Há dois casos especiais:
Curvas de mIsturas eutéticas
T
t t
T
Aquecimento Resfriamento
PF PS
Como a temperatura não permaneceu constante nas duas mudanças de estado, essa amostra não pode ser uma substância pura; portanto, tem que ser uma mistura. No entanto, não é uma mistura qualquer, pois durante a fusão a temperatura permaneceu constante. Trata-se de uma mistura eutética. Um exemplo típico é a solda (usada nas oficinas e nas indústrias).
Curvas de mIsturas azeotrópicas
T
t t
T
Aquecimento Resfriamento
PE PL
Nesse caso, a análise do gráfico revela que também se trata de uma mistura. No entanto, agora a tempera-tura permaneceu constante durante a ebulição. É uma mistura azeotrópica. Um exemplo típico é o sistema com 96% (em volume) de álcool etílico com 4% de água.
2. Escala microscópicaInicialmente é bom lembrar que qualquer substân-
cia é formada por pequeníssimas unidades, sendo que existem vários tipos de unidades, como, por exemplo:
• moléculas: compostos moleculares (como água, ácidos, gás carbônico, glicose)
• íons (aglomerados iônicos): compostos iônicos (sais, óxido de cálcio)
• átomos: gases nobresUm sistema formado apenas por um componente
(uma única substância: C = 1), obviamente possui todas essas unidades iguais: é uma substância pura. Exemplo: em um recipiente que contenha apenas água, todas as moléculas são iguais; dessa forma é preciso apenas uma fórmula para representar esse sistema (H2O).
Se um sistema for constituído por unidades diferen-tes, é sinal de que nesse sistema existe mais que uma substância (C > 1) e, portanto, trata-se de uma mistura. Exemplo: água com sal; para representá-lo é necessário mais que uma fórmula (H2O + NaCℓ).
Se uma substância química estiver “sozinha”, isto é, não estiver misturada com outra substância, ela é con-siderada uma substância pura. Uma substância pura é chamada simplesmente de substância.
Exemplos de substâncias puras:
Água puraH2O
Açúcar puroC12H22O11
Ozônio puroO3
As substâncias químicas podem se apresentar junto com outras. Esse tipo de sistema é chamado de mistura.
Exemplos de misturas:
Ar atmosféricoN2 + O2
Água com açúcarH2O + C12H22O11
Conclusões:• Sistema com um único tipo de “molécula”
Substância pura.• Sistema com mais que um tipo de “molécula”
Mistura.
Observa-se que uma mistura não pode ser represen-tada por uma única fórmula química.
Transformações ou processos É muito comum que os sistemas sofram transforma-
ções. Essas podem ser de 3 tipos:
1. PROCESSO FÍSICO: as moléculas permanecem as mesmas.As substâncias continuam as mesmas; ocorre apenas
a alteração de alguma propriedade física como a posição em relação a um referencial, a quantidade de energia, a distância entre as partículas. Nesse caso as unidades que constituem a matéria (como as moléculas) continuam as mesmas. Exemplos de fenômenos físicos:
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• o movimento de um automóvel; • o aquecimento de uma substância; • todas as mudanças de estado físico; • a dissolução de um soluto em um solvente.
2. PROCESSO QUÍMICO (reação): as moléculas se transformam, mas os átomos permanecem.Ocorre a transformação de substâncias (chamadas
reagentes) em outras (chamadas produtos). Nesse caso há a quebra das moléculas dos reagentes e a formação das moléculas dos produtos; no entanto, os átomos con-tinuam os mesmos (e, por isso, sempre é necessário que seja feito o balanceamento de uma equação química). Exemplos de fenômenos químicos:
• ácido + base sal + água; • queima de um combustível; • digestão dos alimentos; • oxidação de um metal.
3. PROCESSO NUCLEAR: até os átomos se transformam.Ocorre a transformação dos próprios elementos
químicos em outros, conseguida pela alteração do número de prótons existentes nos núcleos. Justamente por alterar o núcleo do átomo, essas transformações geralmente envolvem uma grande quantidade de energia. Esses processos serão estudados no assunto “Radioatividade”.
Testes
Assimilação01.01. (UFPR) –
Boiar no mar Morto: luxo sem igualÉ no ponto mais baixo da Terra que a Jordânia guarda seu maior segredo: o mar Morto. Boiar nas águas salgadas do lago formado numa depressão, a 400 metros abaixo do nível do mar, é a experiência mais inusitada e neces-sária dessa jornada, mas pode estar com os anos contados. A superfície do mar Morto tem encolhido cerca de 1 metro por ano e pode sumir completamente até 2050.
Camila Anauate. O Estado de São Paulo. Disponível em http://www.estadao.com.br/ noticias/suplementos.boiar-no-mar-morto-luxo-sem-igual,175377,0.htm. Acessado em 08/08/2011.
A alta concentração salina altera uma propriedade da água pura, tornando fácil boiar no mar Morto. Assinale a alternativa correspondente a essa alteração.a) Aumento da tensão superficial.c) Aumento da pressão de vapor.e) Aumento da viscosidade.
b) Aumento da densidade. d) Aumento da temperatura de ebulição.
Exemplos de fenômenos nucleares: • a fissão nuclear que ocorre na bomba atômica e em
uma usina nuclear; • a fusão entre os átomos que ocorre no Sol; • o decaimento radioativo espontâneo de um núcleo
atômico instável; • a produção artificial de novos elementos químicos.
Propriedades das substânciasCada substância é caracterizada por suas propriedades.
• Propriedades físicas: relacionam-se diretamente com as medidas físicas (que não mudam a composi-ção) e com os fenômenos físicos da substância.
Exemplos: ponto de fusão, ponto de ebulição, densida-de, dureza, calor específico, volatilidade, solubilidade.
• Propriedades químicas: relacionam-se diretamente com as reações químicas da substância.
Exemplos: reatividade, inflamabilidade, caráter (áci-do, básico ou neutro), capacidade de sofrer oxidação ou redução.
• Propriedades organolépticas: são aquelas captadas pelos sentidos de um organismo vivo.
Exemplos: sabor, odor, cor.
Aula 01
9Química 1E
Aperfeiçoamento01.05. (ENEM) – A gasolina é vendida por litro, mas em sua utilização como combustível, a massa é o que importa. Um aumento da temperatura do ambiente leva a um aumento no volume da gasolina. Para diminuir os efeitos práticos dessa variação, os tanques dos postos de gasolina são subterrâneos. Se os tanques não fossem subterrâneos:
I. Você levaria vantagem ao abastecer o carro na hora mais quente do dia pois estaria comprando mais massa por litro de combustível.
II. Abastecendo com a temperatura mais baixa, você estaria comprando mais massa de combustível para cada litro.
III. Se a gasolina fosse vendida por kg em vez de por litro, o problema comercial decorrente da dilatação da gasolina estaria resolvido.
Destas considerações, somentea) I é correta.b) II é correta. c) III é correta.d) I e II são corretas. e) II e III são corretas.
01.06. (ULBRA – RS) – Os sólidos e os gases, em nível microscópico, podem ser caracterizados pelas seguintes propriedades:
Sólido Gás
a) ter volume próprio; ocupar o volume do reci-piente que o contém;
b) não apresentar cheiro; apresentar cheiro carac-terístico;
c) elevado ponto de fusão; baixo ponto de liquefação;
d) moléculas ordenadas; desordem molecular;
e) elevada energia cinética. baixa energia cinética.
01.02. Para cada um dos sistemas a seguir, indique o número de fases (F) e o número de componentes (C):a) água + sal de cozinha dissolvido F = ____ C = ____b) óleo + água: F = ____ C = ____c) água + óleo + 2 pregos de ferro + 3 cubos de gelo F = ____ C = ____d) água + gelo + vapor-d’água F = ____ C = ____e) água + açúcar dissolvido + açúcar sólido F = ____ C = ____
01.03. (UFPR) – Numa proveta de 100 mL, foram colocados 25 mL de CCℓ4, 25 mL de água destilada e 25 mL de tolueno (C7H8). A seguir, foi adicionada uma pequena quantidade de iodo sólido (I2) ao sistema. O aspecto final pode ser visto na figura a seguir:
C7H8 + I2
água destilada
CCℓ4 + I2
Pode-se dizer que o número de fases, o número de com-ponentes e o número de elementos químicos presentes no sistema esquematizado acima é de:a) 3, 4 e 5b) 3, 4 e 6c) 1, 3 e 5d) 1, 5 e 6e) 2, 3 e 5
01.04. (CESGRANRIO – RJ) – Dentre as transformações abaixo, assinale a alternativa que apresenta um fenômeno químico:a) obtenção da amônia a partir de hidrogênio e nitrogêniob) obtenção de gelo a partir da água purac) obtenção de oxigênio líquido a partir do ar atmosféricod) solidificação da parafinae) sublimação da naftalina
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01.07. Nos sistemas abaixo, as esferas estão representando átomos.
SISTEMA 1
SISTEMA 2
SISTEMA 3
Assinale a alternativa falsa:a) O sistema 1 contém apenas uma substância.b) O sistema 1 é formado por uma substância composta.c) O sistema 3 representa uma mistura.d) O sistema 3 contém duas substâncias simples e uma
composta.e) O sistema 2 apresenta uma única substância.
01.08. No sistema: [3 O2; H2O; O3; 2 NH3], estão contidos, res-pectivamente, os seguintes números de elementos químicos (I), átomos (II), moléculas (III) e substâncias compostas (IV).
I II III IVa) 3 12 4 3b) 3 20 2 2c) 3 20 7 2d) 4 12 2 3e) 4 20 7 2
01.09. (ENEM) – Pelas normas vigentes o litro do álcool hidratado que abastece os veículos deve ser constituído de 96% de álcool puro e 4% de água (em volume). As densida-des desses componentes são dadas na tabela.
Substâncias Densidade (g/L)
Água 1000
Álcool 800
Um técnico de um órgão de defesa do consumidor inspe-cionou cinco postos suspeitos de venderem álcool hidratado fora das normas. Colheu uma amostra do produto em cada posto, mediu a densidade de cada uma, obtendo:
Posto Densidade do combustível (g/L)
I 822
II 820
III 815
IV 808
V 805
A partir desses dados, o técnico pôde concluir que estavam com o combustível adequado somente os postos.a) I e II b) I e III c) II e IVd) III e Ve) IV e V
Aula 01
11Química 1E
01.10. (PUCMG) – Considere as seguintes proposições:I. Não existe sistema polifásico formado de vários gases
ou vapores.II. A água é uma mistura de hidrogênio e oxigênio.III. Todo sistema homogêneo é uma mistura homogênea.IV. Existe sistema monofásico formado por vários sólidos.V. Todo sistema polifásico é uma mistura heterogênea.
São VERDADEIRAS as afirmações:a) I, II e IIIb) I e IV apenasc) I e II apenasd) III, IV e Ve) II e III apenas
01.11. (PUCMG) – Observe os sistemas abaixo, onde as esferas representam átomos:
I II III
Sobre esses sistemas, a afirmação incorreta é:a) II contém uma substância pura.b) III contém uma mistura.c) I contém duas substâncias simples.d) II contém uma mistura.e) I contém uma mistura.
01.12. Considere os processos enunciados abaixo. Classifi-que cada um deles em transformação física (F) ou transfor-mação química (Q):a) ( ) formação da neveb) ( ) combustão do gás de cozinhac) ( ) dissolver açúcar na águad) ( ) enferrujamento de um metale) ( ) secagem de roupa no varalf ) ( ) fabricação caseira de pãesg) ( ) filtração da água pela vela do filtroh) ( ) avermelhamento da palha de açoi) ( ) ferver água na chaleiraj) ( ) acender um fósforok) ( ) fazer gelo no congeladorl) ( ) queimar açúcar para fazer caramelom) ( ) atração do ferro por um ímãn) ( ) obtenção de iogurte a partir do leiteo) ( ) sublimação do gelo-secop) ( ) explosão da dinamiteq) ( ) misturar areia com terrar) ( ) digestão dos alimentoss) ( ) destilação feita nos alambiquest) ( ) mistura de um ácido com uma base
01.13. (UFPI) – A reação de X com Y é representada abaixo. Indique qual das equações melhor representa a equação química balanceada.
= átomo Y
= átomo X
a) 2 X + Y2 2 XYb) 6 X + 8 Y 6 XY + 2 Yc) 3 X + Y2 3 XY + Yd) X + Y XY e) 3 X + 2 Y2 3 XY + Y2
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01.14. (UFG – GO) – São características das reações químicas: 01) formarem novo(s) material(is) ou substância(s); 02) serem reconhecidas pelas diferenças entre proprieda-
des físicas e/ou químicas dos reagentes e produtos; 04) ocorrerem com conservação de massas (em sistemas
fechados) e segundo proporções fixas entre reagentes e produtos;
08) serem representadas por equações químicas; 16) ocorrerem com rearranjos de átomos; 32) ocorrerem absorvendo ou liberando energia.
Aprofundamento01.15. (UFMG) – Observe as figuras:
I II III
etanol puro
mistura II mistura III
Essas figuras representam densímetros como aqueles utiliza-dos em postos de gasolina. O primeiro contém etanol puro (d = 0,8 g/cm3). Dos dois restantes, um contém etanol e água (d = 1,0 g/cm3) e outro, etanol e gasolina (densidade aproximada da gasolina = 0,7g/cm3). Com base nessas informações, é possível afirmar que:a) a densidade da bola preta é maior que 1,0 g/cm3
b) no densímetro II, a mistura tem densidade menor que 0,8 g/cm3
c) no densímetro II, a mistura contém gasolinad) a densidade da bola branca é menor que 0,8 g/cm3
e) no densímetro III, a mistura contém água
01.16. (FUVEST – SP) – A tabela a seguir contém dados sobre alguns ácidos carboxílicos.
Nome FórmulaPonto de
ebulição a 1 atm (°C)
Densidade a 20°C (g/mL)
Ácido etanoico H3CCO2H 118 1,04
Ácido n-butanoico H3C(CH2)2CO2H 164 0,96
Ácido n-pentanoico H3C(CH2)3CO2H 186 0,94
Ácido n-hexanoico H3C(CH2)4CO2H 205 0,93
Assinale a alternativa que apresenta uma afirmação coerente com as informações fornecidas na tabela.a) A 20°C, 1 mL de ácido etanoico tem massa maior do que
1 mL de ácido n-pentanoico.b) O ácido propanoico (H3CCH2CO2H) deve ter ponto de
ebulição (a 1 atm) acima de 200°C.c) O acréscimo de um grupo – CH2 – à cadeia carbônica
provoca o aumento da densidade dos ácidos carboxílicos.d) O aumento da massa molar dos ácidos carboxílicos facilita
a passagem de suas moléculas do estado líquido para o gasoso.
e) O ácido n-butanoico deve ser menos volátil que o ácido n-hexanoico, a uma mesma temperatura.
01.17. (UFCE) – A água (H2O) sofre decomposição pela ação da corrente elétrica, produzindo hidrogênio (H2) e oxigênio (O2), segundo a reação equacionada abaixo:
H2O(ℓ) H2(g) + 1/2 O2(g)
Baseado nestas informações, assinale a alternativa correta:a) A água é uma substância pura simples e se decompõe
em duas outras substâncias puras compostas: H2 e O2.b) A água e o hidrogênio são substâncias puras compostas,
e o oxigênio é uma substância pura simples.c) A água é uma mistura composta das substâncias H2 e
O2, e o hidrogênio e o oxigênio são substâncias simples.d) A água, o hidrogênio e o oxigênio são classificados como
substâncias compostas.e) O hidrogênio e o oxigênio são substâncias simples. O
hidrogênio não pode fornecer, por processos químicos, nenhuma substância simples.
Aula 01
13Química 1E
01.18. (FPT – PR) – Leia atentamente as afirmações abaixo, relacionadas com as propriedades gerais da matéria, e assi-nale a soma das verdadeiras:01) Quando você passa álcool (C2H5OH) na pele sente
uma sensação de frio. Isto ocorre pois o álcool é uma substância composta volátil, ou seja, fácil de vaporizar. Como a passagem do estado líquido para o gasoso é endotérmica, o álcool retira energia da pele.
02) A densidade de um material homogêneo não depen-de do seu volume. Assim, por exemplo, se 1 L de água na temperature ambiente apresenta uma densidade de 1 g/cm3, 10 L de água a 25°C também possui uma densidade de 1kg/L.
04) Na língua portuguesa utilizamos apenas 26 letras e, com elas, podemos escrever milhares de palavras di-ferentes. Assim também é na Química: com relativa-mente poucos elementos químicos (perto de 100) a Natureza forma milhões de substâncias diferentes.
08) Cada substância molecular pode ser representada pela fórmula da sua molécula, assim como cada elemento químico (que consta na Tabela Periódica) é caracteriza-do por um tipo de átomo e pode ser representado pelo seu símbolo.
16) As duas substâncias mais encontradas no ar são do tipo simples: o N2 e o O2. O gás nitrogênio é inerte (di-fícil de reagir) e o gás oxigênio é fundamental para a nossa respiração.
32) As principais formas alotrópicas do carbono são: o gra-fite, o diamante e os fulerenos. A diferença entre essas substâncias simples está nos seus arranjos atômicos, isto é, na forma como os átomos de carbono se estru-turam. Desses 3 alótropos o mais estável é o grafite e, portanto, ele é o mais encontrado na natureza.
01.19. (FTI – MG) – As substâncias químicas podem ser re-presentadas por nomes, símbolos ou fórmulas. Considerando as seguintes fórmulas e símbolos: O2; H2O; H2S; NaHCO3; Fe; O3; H – O – O – H; H2O2, é correto afirmar:01) H2O e H2O2 representam duas substâncias compostas
diferentes.02) O2 e O3 são formas alotrópicas do elemento oxigênio. 04) A fórmula H2S indica uma substância formada por dois
elementos (substância binária); em cada molécula des-sa substância há 3 átomos.
08) A representação H – O – O – H indica as ligações entre os átomos na molécula do H2O2, sendo que essa última é chamada de fórmula molecular.
16) Fe pode representar o elemento ferro (símbolo) e a substância metálica ferro (fórmula).
32) O gás oxigênio e o gás ozônio são substâncias simples.
01.20. (UEM – PR) – Assinale a(s) alternativa(s) correta(s).01) Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento
químico forma duas ou mais substâncias simples dife-rentes.
02) Substâncias alotrópicas apresentam propriedades quí-micas e físicas idênticas.
04) As moléculas de CO e CO2 e o íon CO32– são considera-
das substâncias alotrópicas entre si.08) O nanotubo de carbono não pode ser considerado um
alótropo do carbono, pois apresenta somente carbo-nos do tipo sp2, enquanto o diamante apresenta car-bonos do tipo sp3.
16) O alótropo O2 é mais estável que o ozônio, e a conver-são do primeiro para o segundo pode ser conseguida através de descargas elétricas, como relâmpagos.
01.21. (MCQ – CE) – A amostra de uma espécie química foi analisada em um laboratório e, como resultado, obteve-se o seguinte gráfico:
t(ºC)
Tempo (s)3020100-40
+20
0
Dentre as seguintes alternativas, assinale aquela que não está correta em relação ao gráfico:a) O gráfico representa a mudança de fase de uma espécie
química pura.b) A temperatura de fusão da espécie é menor que a da
água pura.c) O tempo gasto para fundir a espécie química é aproxima-
damente o mesmo gasto na ebulição.d) Abaixo de 0°C, a espécie química está totalmente na
fase líquida.e) A fusão desta espécie química ocorre aproximadamente
a –20°C.
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01.22. (FT – MG) – Some as afirmações verdadeiras:01) Em uma substância pura, todas as moléculas são iguais
(há apenas uma única substância).02) Em uma substância simples, todos os átomos são de um
mesmo elemento químico.04) Qualquer mistura homogênea é uma solução. As soluções
podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.08) As propriedades de uma substância pura são bem defini-
das, mas as propriedades de uma mistura dependem da concentração dos seus componentes.
16) O petróleo, o leite, o vinagre, a água mineral e o ar são exemplos de misturas.
32) Sistema heterogêneo é sinônimo de sistema polifásico. Os sistemas formados por sólidos geralmente são hete-rogêneos.
01.23. Com relação às propriedades da matéria e às trans-formações das substâncias puras e das misturas, é correto afirmar:01) Todas as mudanças de estado são processos físicos, isto
é, as substâncias continuam sendo as mesmas.02) A vaporização é um exemplo de processo físico endo-
térmico. A combustão é um exemplo de processo quí-mico exotérmico.
04) Inflamabilidade, capacidade de sofrer oxidação e reati-vidade são exemplos de propriedades químicas.
08) Densidade absoluta, solubilidade, ponto de ebulição e ponto de fusão são propriedades físicas que podem ser usadas na identificação de uma substância pura.
16) As substâncias puras, durante as mudanças de estado de agregação realizadas a uma determinada pressão, mantêm a temperatura constante.
32) O ponto de ebulição de uma substância depende da pressão.
01.24. (UEPG – PR) – Assinale o que for correto sobre a figura abaixo, que representa a reação química que ocorre em um reator.
01) A reação ocorre entre uma substância simples e uma substância composta.
02) Ambos os sistemas indicados constituem misturas.04) A estequiometria da reação é de 1:1.08) O reagente limitante da reação é monoatômico.16) A reação representada é de condensação.
Aula 01
15Química 1E
Discursivos01.25. (UNICAMP – SP) – A figura a seguir mostra o esquema de um processo usado para a obtenção de água potável a partir de água salobra (que contém alta concentração de sais). Este “aparelho” improvisado é usado em regiões desérticas da Austrália.
SolPlástico transparente Pedras
Água potável
Água salobra
Solo
a) Que mudanças de estado ocorrem com a água, dentro do “aparelho”?
b) Onde, dentro do “aparelho”, ocorrem estas mudanças?
c) Qual destas mudanças absorve energia e de onde esta energia provém?
01.26. Observe atentamente os sistemas abaixo, nos quais as “bolinhas” representam átomos, e responda ao que foi pedido:
elemento x elemento y elemento z
A B C D E
a) A quantidade de substâncias em cada sistema.
b) Em quais sistemas só é encontrada uma substância.
c) Em quais sistemas há mais que uma substância (são misturas).
d) Quais sistemas são constituídos apenas por substâncias simples.
e) A quantidade de elementos químicos em cada sistema.
16
Gabarito01.01. b01.02. a) 1 – 2
b) 2 – 2 c) 4 – 3 d) 3 – 1e) 2 – 2
01.03. a01.04. a01.05. e01.06. d01.07. e01.08. c01.09. e01.10. b01.11. d
01.12. F; Q; F; Q; F; Q; F; Q; F; Q; F; Q; F; Q; F; Q; F; Q; F; Q;
01.13. a01.14. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)01.15. d01.16. a01.17. e01.18. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)01.19. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)01.20. 17 (01, 16)01.21. d01.22. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)01.23. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)01.24. 10 (02, 08)
Todos nós temos condições físicas e técnicas para a escalada do Everest, mas o que vai nos levar lá para cima é a força interior de cada um. Pode ser difícil superar o vento, o frio e a falta de oxi-gênio, mas é muito mais difícil superar-se a si mesmo.
W. Niclevicz
f ) A fórmula da substância do sistema B.
g) As possíveis fórmulas da substância encontrada em A.
h) As fórmulas das substâncias do sistema D.
01.25. a) Evaporação e condensação.b) A evaporação ocorre na superfície da
água salobra, enquanto que a con-densação ocorre na superfície inferior do plástico.
c) A evaporação. A energia provém do Sol (energia solar).
01.26. a) A – 1; B – 1; C – 3; D – 3; E – 3b) A e Bc) C, D e Ed) B e De) A – 2; B – 1; C – 2; D – 2; E – 3 f ) X2 g) YZ ou ZYh) X2, X3 e Z2
17Química 1E
Processos físicos de separação
Química1EAula 02
Na natureza é muito raro encontrarmos substâncias puras: geralmente são encontradas misturas com vários componentes. Portanto, ao necessitarmos de alguma substância, é preciso separá-la de outras. Ou seja: os processos de separação (assunto também chamado de ANÁLISE IMEDIATA ou DESDOBRAMENTO DE MIS-TURAS) são bem mais comuns e importantes do que aparentam.
Vale ressaltar que os processos aqui estudados são transformações físicas, isto é, as substâncias presentes continuam as mesmas; apenas ficarão com maior grau de pureza, característica importante para futuras apli-cações.
Antes de estudar esses processos, convém chamar a atenção para um aspecto fundamental, não apenas neste assunto, mas sempre: a importância de se fazer o melhor possível! A decisão por um processo não pode ser feita de maneira superficial ou apressada, mas exige análises mais rigorosas. Não se trata de escolher qualquer processo, mas deve-se sempre procurar qual é o melhor; a isso se chama OTIMIZAÇÃO. A fim de otimizar a escolha de um processo de separação de misturas, após saber qual o produto de maior interesse, os seguintes aspectos devem ser levados em conta:
• eficácia do processo • simplicidade • custo • tempo necessário para a operação
Exemplo: uma mistura de água com sal (água do mar):
1. Se o produto de interesse for o sal, o mais simples e barato é esperar a água evaporar (apesar do tempo gasto). É o que se faz nas salinas e é por isso que o sal é um produto barato.
2. Se o produto de interesse for a água, a evaporação não serve, pois esse produto será perdido. Nesse caso deve-se recorrer a uma destilação, na qual os dois componentes podem ser aproveitados.Para sistematizar melhor o estudo de análise imedia-
ta, cada tipo de mistura (homogênea ou heterogênea) será classificada de acordo com o estado físico dos componentes a serem separados. Vale a pena observar que cada processo de separação utiliza pelo menos uma
propriedade que permita separar os componentes: é a chamada “propriedade diferencial”.
Misturas heterogêneas
Sólido/Líquido1. O mais simples é esperar o sólido insolúvel “afundar”
no líquido, pela atuação da gravidade: é a SEDIMEN-TAÇÃO ou DECANTAÇÃO. Ex.: água com areia. É um processo barato, mas lento. O líquido sobrenadante pode ser retirado através de uma SIFONAÇÃO: aspi-ração (como ao se retirar a gasolina de um tanque de automóvel com a utilização de uma mangueirinha). Lembrete: os fluidos – líquidos e gases – sempre se movimentam para onde a pressão for menor.Sedimentação de sólido em líquido:
béquer
REPOUSO
água barrenta barro água
líquido
bagueta
sólido
Se for necessária uma maior velocidade na operação, pode ser feita uma CENTRIFUGAÇÃO, na qual a acelera-ção da gravidade é substituída por uma aceleração bem maior, consequência de um movimento de rotação. Ex.: tirar a nata do leite, fazer um exame de sangue.
Centrifugação:
Ilust
raçõ
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ack
Arte
. 201
6. D
igita
l.
18
2. Também é possível fazer uma FILTRAÇÃO, lembrando que um filtro retém apenas os sólidos. Ex.: coar o pó ao se fazer café. A filtração é mais eficaz que a sedi-mentação (retém maior porcentagem de sólidos).Filtração:
Mistura sólida + líquido
Bastão de vidro (baqueta)
Líquido separado (filtrado) Béquer
Sólido separado (retido)
Funil com papel de filtro
Se, em um laboratório de química, for necessária essa separação mais rápida, é feita a FILTRAÇÃO A VÁCUO.
Filtração a vácuo:
Funil de Buchner (porcelana) Papel de
filtro Frasco de kitassato
(vidro)
Fundo perfurado
Rolha de borracha
Pressão Atmosférica
Ar
Trompa d’ água
Filtrado
A filtração também pode ser utilizada para separar uma mistura heterogênea do tipo sólido/gasoso.
Ex.: filtro de ar de um automóvel.
Ilust
raçõ
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ivan
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adilh
a. 2
004.
Dig
ital.
Líquido/LíquidoAqui é o caso de líquidos imiscíveis, que apresentem
densidades diferentes. Basta fazer uma DECANTAÇÃO. Ex.: água com óleo. Nos laboratórios de química esse procedimento costuma ser feito no funil de separação:
Decantação(separação de líquidos imiscíveis
de densidades diferentes)
Funil de bromo ou funil de separação
Torneira
Líquido mais
denso
Líquido menos denso
Observação:A separação de dois líquidos imiscíveis (líqui-
dos que não se misturam, constituindo, portanto, uma mistura heterogênea) também pode ser fei-ta por sifonação.
Exemplos de líquidos insolúveis na água: óleo, gaso-lina, tetracloreto de carbono (CCℓ4), mercúrio.
Sólido/Sólido1. Se, visualmente, os sólidos forem diferentes, pode
ser usada a CATAÇÃO. Ex.: “escolher feijão”.
2. Se os sólidos tiverem granulometrias diferentes pode ser usado o PENEIRAMENTO. Ex.: separar a farinha de trigo das “pedrinhas” eventualmente presentes.
3. Se um dos sólidos for atraído por um ímã e o outro não for, pode ser usada a SEPARAÇÃO MAGNÉTICA (imantação). Ex.: ferro com argila.
4. Se os sólidos tiverem densidades diferentes e forem insolúveis em um líquido com densidade intermediária a eles, pode ser usada a FLUTUAÇÃO. Ex.: terra com serragem adicionar água (pois a serragem flutua, mas a terra sedimenta). Às vezes, a flutuação é, erradamente, chamada de flotação.
5. Se um dos sólidos tiver um baixo ponto de SUBLI-MAÇÃO, pode ser usada essa mudança de estado para a separação. Ex.: iodo com impurezas.
6. Se os sólidos possuírem solubilidades diferentes em um solvente, pode ser usada a DISSOLUÇÃO FRACIO-
Aula 02
19Química 1E
NADA (ou EXTRAÇÃO POR SOLVENTE). Ex.: sal com areia adicionar água; na sequência deve ser feita uma filtração, que retém a areia úmida e deixa passar a água com sal.Dissolução fracionada (extração):
Ilust
raçõ
es: D
ivan
zir P
adilh
a. 2
004.
Dig
ital. Adicionando água
Sal + Areia
Solução de água
e sal
Filtração
Areia
Solução de água
e sal
SalÁgua
destilada
Destilação
7. Se os sólidos tiverem pontos de fusão diferentes, pode ser usada a FUSÃO FRACIONADA. Ex.: enxofre com areia.Fusão fracionada:
Enxofre +
areia
Aquecimento Enxofre líquido
(fundido)
Areia (Sólida)
Entornando o frasco
Areia (sólida)
Enxofre
8. Se os sólidos possuírem velocidades de arraste dife-rentes em um fluido, pode ser usada a LEVIGAÇÃO (se o fluido for um líquido; ex.: separar o ouro da terra por um fluxo de água, que arrasta a terra e deixa o ouro) ou a VENTILAÇÃO (se o fluido for o ar; ex.: separar a casquinha do amendoim).De maneira geral, os processos de separação de
misturas têm uma enorme importância nas indústrias químicas, onde eles são utilizados em larga escala. Normalmente o objetivo não é alcançado em uma única etapa, mas é necessária uma sequência de vários estágios de separação, o que caracteriza um processo.
Agora será estudado o fracionamento de uma solu-ção. Continua válida a observação que é sempre preciso otimizar, ou seja, escolher o melhor processo.
Misturas homogêneas
Sólido/Líquido1. Um componente sólido pode ser retirado do líquido
no qual ele está dissolvido por meio da CRISTALIZA-ÇÃO; a ideia é fazer com que o sólido precipite para facilitar a sua posterior retirada. Ex.: obtenção do sal a partir da água do mar nas salinas (por evaporação do solvente).
2. Outra possibilidade que, geralmente, provoca maior gasto de energia, porém é bem mais rápida que a evaporação, é fazer uma DESTILAÇÃO SIMPLES, aproveitando a grande diferença entre as volatilida-des de um sólido e de um líquido. Um exemplo típico feito em um laboratório de química:Destilação simples:
Saída da água de refrigeração
Condensador
Água pura
Água salgada
Entrada de água fria
Frasco de destilação
Ange
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iseli.
200
8. D
igita
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20
Líquido/LíquidoDois líquidos miscíveis que possuam diferença de
volatilidade podem ser separados ao serem aquecidos até a ebulição; no entanto, como os componentes são líquidos, a diferença entre os seus pontos de ebulição é menor do que no caso anterior (sólido/líquido). Assim, essa destilação deve ser feita com mais cuidado, em uma coluna de fracionamento, monitorada com termômetro. Trata-se de uma DESTILAÇÃO FRACIONADA. Um exem-plo importante ocorre nas refinarias de petróleo:
Destilação fracionada:
Ange
la G
iseli.
200
8. D
igita
l.
Gasolina
Fornalha
Gás
Petróleo cru
Óleos pesados
Vapo
res q
ue so
bem
Óleo
Querosene
Gás/Gás1. O caso mais importante é a obtenção de nitrogênio
e oxigênio, tendo o ar atmosférico como matéria- -prima. Geralmente isso é feito em duas etapas:1.a) LIQUEFAÇÃO do ar (pelo abaixamento da tempe-
ratura e aumento da pressão);2.a) DESTILAÇÃO FRACIONADA dessa mistura líquida.O mesmo resultado seria obtido por uma LIQUEFA-
ÇÃO FRACIONADA.
2. Em alguns casos, pode ser usada uma ADSORÇÃO: um dos gases fica adsorvido em um sólido poroso (como o carvão ativado) e o outro não. Ex.: másca-ras contra gases usadas em algumas situações de emergência.
Testes
Assimilação02.01. Complete a frase: “A dissolução fracionada (extração) utiliza a diferença de
ça deee . O princípio usado pela
flutuação é que os sólidos sejam insolúveis e tenham dife-rença de
ç ja deee . O peneiramento pode ser utilizado
se os sólidos tiverem remmm diferentes.”a) solubilidade – densidade – densidadesb) densidade – solubilidade – granulometriasc) volatilidade – densidade – solubilidaded) solubilidade – volatilidade – densidadee) solubilidade – densidade – granulometrias
02.02. (FMCA – SP) – A unidade de sangue total, obtida de um doador, pode ser fracionada por centrifugação, dando origem até a 4 componentes: concentrado de hemácias, concentrado de plaquetas, plasma fresco congelado e crio-precipitado. Estes produtos, submetidos a rígidos controles de qualidade para assegurar sua máxima eficácia, são, então, rotulados e acondicionados conforme o tempo permitido e as condições de estocagem.A técnica da centrifugação é utilizada para:a) separar misturas miscíveis do tipo sólido-líquido;b) separar misturas homogêneas;c) acelerar o processo de sedimentação;d) acelerar a filtração a vácuo;e) separar substâncias gasosas que se encontram dissolvidas
em líquidos.
02.03. (UFPE) – Associe as atividades diárias contidas na primeira coluna com as operações básicas de laboratório e fenômenos contidos na segunda coluna.1) preparar um refresco de cajá a partir do suco concentrado2) adoçar o leite3) preparar chá de canela4) usar naftalina na gaveta5) coar a nata do leite( ) sublimação( ) diluição( ) filtração( ) extração( ) dissoluçãoOs números da segunda coluna, lidos de cima para baixo, são:a) 3, 2, 5, 4, 1 b) 1, 3, 4, 5, 2 c) 4, 3, 2, 1, 5d) 3, 2, 4, 5, 1 e) 4, 1, 5, 3, 2
Aula 02
21Química 1E
02.04. (FUVEST – SP) – Para separar da melhor maneira possível os três componentes de uma mistura de areia com solução aquosa de sal, devemos:a) filtrar e destilarb) destilar e filtrarc) decantar e filtrard) filtrar e decantare) destilar e decantar
02.05. (PUCCAMP – SP) – A obtenção do álcool etílico hi-dratado, a partir da cana-de-açúcar, pode ser representada pelo esquema a seguir. Em I e IV, que envolvem processos de fracionamento, são realizadas, respectivamente,
cana-de-açúcar
garapa
melaço
mosto
I.
II.
III.
IV.Separação dos componentes mais voláteis
Moagem
Aquecimento
Fermentação
e separação do bagaço álcool
hidratado vinhoto
para concentrar o açúcar
transformação do açúcar em álcool
a) filtração e destilação.b) destilação e decantação.c) filtração e decantação.d) destilação e filtração.e) decantação e decantação.
02.06. (F. ZONA LESTE – SP) – Numere a segunda coluna de acordo com a primeira, escolhendo, em seguida, a opção correspondente à numeração correta de cima para baixo.
1) oxigênio e nitrogênio2) óleo e água3) álcool e água4) ferro e enxofre5) ar e poeira
( ) destilação( ) filtração( ) separação magnética( ) decantação( ) liquefação
a) 1 – 4 – 5 – 2 – 3b) 1 – 5 – 4 – 3 – 2c) 3 – 2 – 4 – 5 – 1d) 3 – 5 – 4 – 2 – 1e) 5 – 1 – 3 – 4 – 2
Aperfeiçoamento02.07. (UFBA) – O diagrama abaixo representa a preparação de 250 mL de café pelo processo tradicional.
Café (pó)
Água (ℓ)(quente)
Sistema C (ℓ) 250 mL
Sistema B (ℓ)
Operação (ℓ)
Sistema A (s)
Açúcar
Adicionar
Adicionar
300 mL
10 g
Com base no diagrama e nos conhecimentos sobre as subs-tâncias envolvidas, pode-se afirmar: 01) O café é uma substância pura. 02) Durante a adição de água quente ao café em pó, ocorre
uma extração. 04) A operação I é de filtração. 08) A operação I é classificada como um processo químico. 16) O sistema C é uma solução.
02.08. (UFPR) – Assinale as afirmativas corretas:01) A água pura é uma substância simples.02) A dissolução do açúcar em água representa uma trans-
formação física.04) O enegrecimento de um objeto de prata exposto ao ar
representa uma transformação química.08) Um sistema formado por gases pode ser homogêneo
ou heterogêneo, dependendo da natureza dos gases.16) O funil de decantação pode ser usado na separação de
dois líquidos imiscíveis.32) A separação dos componentes de uma mistura homogê-
nea sólido-líquido pode ser efetuada por filtração comum.64) Uma substância pura sempre apresenta pontos de fu-
são e ebulição constantes.
22
02.09. (PUCRJ) – Dentro de um frasco, estão misturados pó de ferro, areia e sal de cozinha, todos finamente divididos. Baseado nas operações de:
I. FiltraçãoII. CentrifugaçãoIII. Solubilização em águaIV. Separação magnéticaV. Decantação
Indique a ordem de procedimentos que separará os três componentes desta mistura:a) I, II, III b) I, III, IIc) IV, III, I d) IV, III, IIe) III, I, V
02.10. (FTI – SP) – Dadas as informações:a) o clorofórmio é um líquido insolúvel na água;b) o álcool é solúvel no éter;c) o líquido sulfeto de carbono dissolve o enxofre e não
dissolve o carvão;d) os gases metano e butano têm pontos de liquefação
diferentes.Faça a associação seguinte, relativa à separação das respec-tivas misturas.1) água + clorofórmio2) álcool + éter3) enxofre + sulfeto de carbono4) enxofre + água5) metano + butano6) enxofre + carvão 7) ferro + carvão( ) Destilação simples( ) Dissolução fracionada( ) Liquefação fracionada( ) Separação magnética( ) Separação pelo funil de decantação( ) Filtração( ) Destilação fracionadaA sequência correta está na alternativa:a) 3 – 6 – 5 – 7 – 1 – 4 – 2b) 1 – 2 – 3 – 4 – 5 – 6 – 7c) 7 – 6 – 5 – 4 – 3 – 2 – 1d) 3 – 6 – 5 – 1 – 2 – 4 – 7e) 5 – 6 – 3 – 7 – 4 – 1 – 2
02.11. (FESP – SP) – Em relação às substâncias puras e misturas, é correto afirmar:a) As substâncias puras apresentam composição química
constante. b) As misturas azeotrópicas comportam-se como substân-
cias puras em relação à fusão.c) Quando uma substância pura muda de estado físico,
a temperatura permanece constante apenas no início do processo.
d) Os constituintes de uma mistura homogênea podem ser separados apenas por decantação, seguida de uma centrifugação.
e) As substâncias puras são sempre homogêneas, apre-sentam composição química constante e propriedades físicas peculiares.
02.12. (FEI – SP) – Associar os métodos (indicados na coluna A) que devem ser utilizados para separar as misturas (indicadas na coluna B):
COLUNA A COLUNA B
(1) filtração (I) solução aquosa de NaCℓ
(2) decantação (II) solução aquosa de acetona
(3) separação magnética (III) água e areia em suspensão
(4) destilação simples (IV) óleo e água
(5) destilação fracionada (V) ferro e enxofre
a) 1 – IV; 2 – III; 3 – V; 4 – II; 5 – I b) 1 – III; 2 – IV; 3 – V; 4 – I; 5 – II c) 1 – I; 2 – V; 3 – III; 4 – II; 5 – IVd) 1 – Il; 2 – IV; 3 – III; 4 – V; 5 – Ie) 1 – Ill; 2 – IV; 3 – V; 4 – II; 5 – I
02.13. Um aluno encontrou em um laboratório três frascos contendo três misturas binárias, conforme descrito a seguir. 1.a Mistura: heterogênea, formada por um sólido e um líquido.2.a Mistura: heterogênea, formada por dois líquidos.3.a Mistura: homogênea, formada por dois líquidos cujos pontos de ebulição diferem em 20°C. Marque a alternativa que indica os processos de separação mais adequados para recuperar as substâncias originais na 1.a, 2.a e 3.a misturas, respectivamente.a) filtração, decantação e destilação fracionada.b) evaporação, destilação simples e decantação.c) decantação, destilação simples e destilação fracionada.d) sublimação, decantação e destilação fracionada.e) decantação, filtração e decantação.
Aula 02
23Química 1E
Aprofundamento02.14. (UFPR) – A observação dos fenômenos naturais leva--nos à percepção de que as coisas não permanecem as mes-mas, estando em constante transformação. Tal concepção já era defendida por Heráclito, um filósofo grego do século V a.C., para quem tudo estaria em perpétua mudança. Essa concep-ção continua válida nos nossos dias, embora nem sempre seja fácil perceber as modificações que ocorrem em alguns sistemas; aprendemos, contudo, a representar os sistemas e as suas transformações. As figuras abaixo representam o mesmo sistema em momentos diferentes, não necessaria-mente na sequência cronológica. As esferas alaranjadas e azuis representam moléculas de duas substâncias diferentes. A fração B da figura II representa um líquido, e a C, um sólido.
A B
C
D
Figura I Figura II
Figura III Figura IV
Com base no texto e nas figuras, é correto afirmar:01) A figura II representa uma mistura heterogênea, na
qual as frações B e C representam substâncias puras.02) A fração A da figura I e a fração D da figura IV representam
misturas de mesma concentração.04) A fase gasosa só não está representada na figura II.08) A figura III representa um sistema constituído das fases
sólida, líquida e gasosa.16) A sequência cronológica das figuras é II I IV III,
representando processos de dissolução e de evaporação.
02.15. (ENEM) – Seguem a seguir alguns trechos de uma matéria da revista “Superinteressante”, que descreve hábitos de um morador de Barcelona (Espanha), relacionando-os com o consumo de energia e efeitos sobre o ambiente.
I. Apenas no banho matinal, por exemplo, um cidadão utiliza cerca de 50 litros de água, que depois terá que ser tratada. Além disso, a água é aquecida, consumindo 1,5 quilowatt-hora (cerca de 1,3 milhão de calorias), e para gerar essa energia foi preciso perturbar o ambiente de alguma maneira...
II. Na hora de ir para o trabalho, o percurso médio dos moradores de Barcelona mostra que o carro libera 90 gramas do venenoso monóxido de carbono e 25 gramas de óxidos de nitrogênio... Ao mesmo tempo, o carro consome combustível equivalente a 8,9 kWh.
III. Na hora de recolher o lixo doméstico... quase 1 kg por dia. Em cada quilo há aproximadamente 240 gramas de papel, papelão e embalagens; 80 gramas de plástico; 55 gramas de metal, 40 gramas de material biodegradável e 80 gramas de vidro.
No trecho I, a matéria faz referência ao tratamento necessário à água resultante de um banho. As afirmações a seguir dizem respeito a tratamentos e destinos dessa água. Entre elas, a mais plausível é a de que a água:a) passa por peneiração, cloração, floculação, filtração e
pós-cloração, e é canalizada para os rios.b) passa por cloração e destilação, sendo devolvida aos
consumidores em condições adequadas para ser ingerida. c) é fervida e clorada em reservatórios, onde fica armazenada
por algum tempo antes de retornar aos consumidores. d) passa por decantação, filtração, cloração e, em alguns
casos, por fluoretação, retornando aos consumidores.e) não pode ser tratada devido à presença do sabão, por isso
é canalizada e despejada em rios.
02.16. (MED. GB – RJ) – Tem-se uma mistura de cloreto de sódio e dióxido de silício. Pesou-se 5 g da mistura, adicionou-se 200 mL de água, agitou-se bem e filtrou-se. Em seguida lavou-se bem o recipiente que continha a mistura transferindo todo o seu conteúdo para o funil de filtração. Após lavagem e secagem, o resíduo, que ficou no papel de filtro, pesou 2,32 g. Qual a porcentagem de cloreto de sódio na mistura? a) 46,4% b) 53,6% c) 2,32% d) 2,68% e) 0,54%
24
02.17. Qual a soma das afirmações verdadeiras?01) A liquefação é um processo físico e pode ser obtido
pelo aumento da pressão sobre o sistema.02) Na filtração, o que fica retido no filtro é chamado de
retido, e o que atravessa o filtro é chamado de filtrado.04) A água pode ser separada do petróleo por decantação.08) O peneiramento é um bom processo para separar sóli-
dos com granulometrias diferentes.16) Um sistema monofásico é uma mistura homogênea.32) A dissolução fracionada baseia-se na diferença de den-
sidade entre os componentes da mistura.64) A separação dos componentes de uma mistura homo-
gênea líquido-líquido pode ser feita por decantação.
02.18. (UNIOESTE – PR) – A utilização de métodos de separação de misturas e de purificação de substâncias é de grande valia científica e tecnológica em vários campos da química e da engenharia. Em relação às misturas e aos seus métodos de separação, podemos afirmar que:01) uma solução salina fisiológica é um exemplo de mistura
homogênea.02) o sal pode ser retirado da água do mar pela filtração
simples.04) uma mistura entre serragem e areia pode ser separada
por flutuação.08) a recristalização é o método mais adequado para a pu-
rificação de gases.16) as misturas podem ser classificadas em simples e com-
postas.32) uma mistura monofásica também é chamada de ho-
mogênea.64) o alumínio pode ser retirado de uma mistura com o uso
de um ímã.
02.19. (COVEST – PE) – Um laboratório recebeu para análise uma amostra contendo uma mistura complexa. A amostra contém dois líquidos imiscíveis. Um dos líquidos é muito volátil e contém um sal dissolvido nele. O outro líquido, muito pouco volátil, também contém um sólido dissolvido. Este sólido é uma molécula diatômica homonuclear. Com base nestas informações podemos afirmar que:01) os dois líquidos podem ser separados um do outro
por simples decantação.02) o líquido volátil pode ser separado do sal solúvel por
destilação. 04) a amostra é um sistema heterogêneo com quatro
fases.08) o líquido volátil com o sal dissolvido constitui um sis-
tema homogêneo16) o sólido molecular é uma substância simples.
02.20. O diagrama a seguir ilustra as etapas de separação de uma mistura.
ferveu entre 100°C e
101°C
fundiu entre 30°C e 45°C
Filtrado CSólido B
fusão
Fundiu a 70°C
destilação
filtração
Material A
Sólido D Líquido E
fusão ebulição
Pela análise do diagrama, todas as afirmativas estão corretas, exceto: a) O sólido B é uma substância pura. b) O filtrado C foi separado por destilação simples. c) O material A pode ser uma solução aquosa de cloreto de
sódio. d) O líquido E é uma substância pura. e) O sólido D é uma mistura.
Aula 02
25Química 1E
02.21. (UFPR) – Na solução de problemas, aplica-se uma série de procedimentos com o objetivo de se chegar a um resultado, de acordo com o esquema:
Dados Processamento ResultadosConsidere o seguinte problema: “Separar os componentes de uma mistura constituída de areia, sal de cozinha e limalha de ferro”.Considere também os possíveis procedimentos que podem ser utilizados no processamento da mistura (dados):
A = Adicionar água à mistura I = Utilizar um ímã
F = Filtrar E = Evaporar
D = Destilar S = Secar
Que conjunto(s) de procedimentos indicados a seguir conduz(em) ao resultado desejado?
01) Mistura I Areia e sal A F Areia úmida S Areia Ferro Solução de sal E Sal
02) Mistura A F Sal e ferro úmidos S I Sal Solução de areia E Areia Ferro
04) Mistura A D Areia e ferro I Areia Solução de sal E Sal Ferro
08) Mistura A D I F Areia Ferro Sal
16) Mistura A F Areia e ferro úmidos S I Areia Solução de sal E Sal Ferro
26
“Só peço a Deus que a morte não me encontre vazio e sem ter feito o suficiente.”León Gieco
Discursivos02.22. (UNICAMP – SP) – Uma mistura sólida é constituída de cloreto de prata (AgCℓ), cloreto de sódio (NaCℓ) e cloreto de chumbo (PbCℓ2). A solubilidade desses sais em água está resumida na tabela abaixo. Baseando-se nestes dados de solubili-dade, esquematize uma separação desses três sais que constituem a mistura.
SAL ÁGUA FRIA ÁGUA QUENTE
AgCℓ Insolúvel Insolúvel
NaCℓ Solúvel Solúvel
PbCℓ2 Insolúvel Solúvel
02.23. (UFPR) – Considere a mistura de areia fina, sal e limalha de ferro. Como você faria para separar as substâncias desta mistura? Descreva a sequência de etapas do processo de separação, as operações de separação e o material empregado.
Gabarito02.01. e02.02. c02.03. e02.04. a02.05. a02.06. d02.07. 22 (02, 04, 16)02.08. 86 (02, 04, 16, 64)02.09. c02.10. a02.11. a02.12. b02.13. a02.14. 29 (01, 04, 08, 16)02.15. d02.16. b02.17. 15 (01, 02, 04, 08)02.18. 37 (01, 04, 32)02.19. 27 (01, 02, 08, 16)02.20. c02.21. 17 (01, 16)
02.22. 1) Adicionar água fria: solubiliza o NaCℓ 2) Filtrar. Separa o NaCℓ(aq) da mistura sólida AgCℓ(s)+PbCℓ2(s) 3) Vaporizar a água: obtém-se o NaCℓ(s) 4) Adicionar água quente na mistura sólida: solubiliza o PbCℓ2 5) Filtrar. Separa o PbCℓ2(aq) do AgCℓ(s) 6) Vaporizar a água: obtém-se o PbCℓ2(s).
02.23.
Água
areia+
sal+Fe
Imantação
Sal + Areia
Fe
Filtração
Areia úmida Areia seca
Água+
Sal
Dissolução fracionada
Água
Sal
Destilação
Secagem
Explicações: o ferro é atraído pelo ímã, mas a areia e o sal não (sepa-ração magnética); o sal é hidrossolúvel, mas a areia não (extração); a água é bem mais volátil que o sal (destilação).
1
Aula 03 2E
Química
Radioatividade: princípios gerais
IntroduçãoO conjunto de prótons e nêutrons do núcleo de um
átomo pode ser genericamente denominado de núcleons.É importante uma comparação entre as massas e as
cargas relativas das principais partículas do átomo:
p+n
e–
partícula carga relativa
massa relativa (aproximada) representação
próton +1 1 11p
nêutron 0 1 10n
elétron –11
18360≅ –1
0e
Representação genérica de um elemento químico X:AZ X
Onde: Z = número atômico A = número de massa
Histórico da radioatividadeAo final do século XIX e no início do século XX,
grandes descobertas ajudaram não só a entendermos a estrutura atômica, como também os fenômenos ra-dioativos, relativos ao núcleo dos átomos. As principais descobertas relativas à radioatividade são:
1896Henry Becquerel observa que o sulfato duplo de
potássio e uranila K2 (UO2) (SO4)2 provoca o aparecimen-to de manchas em uma chapa fotográfica que estava envolta em papel preto.
1898Marie Skladowska Curie e Pierre Curie descobrem os
elementos polônio e rádio, 400 e 900 vezes mais radioa-tivos que o urânio, respectivamente.
1898Ernest Rutherford realiza experiências que carac-
terizam a natureza das emissões provenientes de um material radioativo. Observe:
Cilindro de chumbo
Campo elétrico
Chapa fotográfica
Polônio (radioativo)
Jack
Art
. 200
8. D
igita
l.
Observamos também que: • partícula alfa ( ) = sofre pequeno desvio para o
lado do polo negativo, logo possui grande massa. • partícula beta ( ) = sofre grande desvio para o lado
do polo positivo, logo possui pequena massa. • radiação gama ( ) = não sofre desvio ao atravessar o
campo elétrico, logo não possui carga.
1932James Chadwick descobre a existência da partícula
nêutron no núcleo do átomo.
2
Conceito de radioatividadeA radioatividade é um fenômeno relacionado exclusivamente com o núcleo do átomo.Alguns núcleos são estáveis, mas outros são instáveis e espontaneamente emitem partículas e/ou radiações,
procurando atingir maior estabilidade. Quando um núcleo possui excesso de prótons ou de nêutrons este núcleo é instável e, portanto, é radioativo (também chamado de radionuclídeo ou radioisótopo). Existe uma relação ótima entre o número de nêutrons e o número de prótons para que um núcleo seja estável; os átomos que obedecem a essa relação estão na chamada “faixa de estabilidade” e não são naturalmente radioativos. Os núcleos que estão fora desta faixa são radioativos, isto é, vão emitir radiações para se transformar em espécies mais estáveis.
A seguir estão os isótopos estáveis de alguns elementos químicos, com destaque para a faixa de estabilidade dos átomos:
Número de nêutrons (N) Número de nêutrons (N)
Número de prótons (Z) Número de prótons (Z)
A = 220A = 200A = 180A = 160A = 140A = 120A = 100A = 80A = 60A = 40
N = Z
150
140
130
120
110
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
00 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
140
120
100
80
60
40
20
U
RaPb
HgAu
Hf
Cs
Nb
Fe
AlC
Reta onde N = Z
1,5
1,4
1,25
A = 20
9040 Zr
14460 Nd
20080 Hg
Por exemplo: o mercúrio tem número atômico igual a 80 (Z = 80); pelo gráfico anterior, nesta região, a faixa de estabilidade ocorre para a relação entre o número de nêutrons e o número de prótons (N/Z) aproximadamente igual a 1,5. Isto significa que o Hg estável deve ter aproximadamente 120 nêutrons.
As emissões radioativas ocorrem, portanto, de forma que os núcleos instáveis se convertam em núcleos mais estáveis.
Núcleos instáveis
Núcleos estáveis
emissões
emis
sões
desintegração ou decaimento
Radioatividade é a desintegração espontânea ou provocada da matéria, com emissão de radiações, como consequência de uma instabilidade nuclear.
Uma reação química comum envolve apenas a eletrosfera dos átomos. Uma reação nuclear envolve e altera os núcleos dos átomos envolvidos.
ConclusãoOs processos nucleares provocam uma variação de energia muito maior que os processos químicos comuns.
Aula 03
3Química 2E
Principais emissões
Emissões alfa ( )Ernest Rutherford observou que as emissões são
partículas formadas por:
= 2 prótons + 2 nêutrons
Representação:
4
2
nº de massa
carga
Observação:A partícula corresponde ao núcleo do áto-
mo de hélio (24He).
As partículas alfa são emitidas por núcleos instáveis e, dependendo do átomo emissor, possuem:
• velocidade de 3 000 a 30 000 km/s; • pequeno poder de penetração.
Em seu trajeto, as partículas “arrancam” elétrons das moléculas do ar, possuindo alto poder ionizante.
Em consequência da emissão da partícula , Frederich Soddy (1911) enunciou a 1a. Lei da Radioatividade:
Quando um núcleo emite uma partícula , seu nú-mero atômico diminui de duas unidades e seu número de massa diminui de quatro unidades.
Exemplo:
átomo-pai átomo-filho
4
2+U238
92 Th234
90
Emissões beta ( )As partículas beta são na realidade elétrons “atira-
dos” em altíssima velocidade, para fora de núcleos instá-veis. São partículas de massa extremamente pequena, grande poder de penetração na matéria e pequeno poder ionizante.
Representação:
0
–1
nº de massa
carga
Na realidade, o elétron não existe no núcleo; ele se forma a partir da desintegração de um nêutron.
nêutron próton elétron neutrino(partícula beta)
nêutron próton + elétron + neutrino
O próton permanece no núcleo, devido à sua grande massa. O elétron é “atirado” para fora do núcleo e recebe a denominação de partícula beta ( ). O neutrino é uma partícula de carga nula e massa cerca de 20 vezes menor do que a massa do elétron.
Representação do neutrino:
0
0
Como consequência da emissão da partícula beta ( ), Soddy-Fajans-Russel enunciaram a 2a. Lei da Radio-atividade:
Quando um núcleo emite uma partícula ( ), seu nú-mero atômico aumenta de uma unidade e seu número de massa não se altera.
Exemplo:
Isóbaros
átomo-pai átomo-filho
Th Pa234
90
0
–1+234
91
A emissão de partícula beta dá origem a isóbaros.
Emissões gama ( )As emissões gama ( ) não são partículas; são ondas
eletromagnéticas, com alta frequência (1020 a 1021 Hz) e pequeno comprimento de onda ( = 0,01 a 0,001 Å), portanto com alta energia.
Sua energia é maior que a da luz visível e maior que dos raios X.
A emissão de radiação gama por parte de núcleos instáveis diminui sua carga energética, tornando-os mais estáveis.
Representação:
0
0
nº de massa
carga
4
Embora dependam do átomo emissor, as radiações gama possuem velocidade igual à velocidade da luz no vácuo (3 x 108 m/s) e têm grande poder de penetração na matéria.
Normalmente uma emissão gama atravessa 20 cm de aço ou 5 cm de placas de chumbo. Por esses mo-tivos, representam as emissões de maior perigo sob o aspecto fisiológico para os seres humanos e para o meio ambiente.
As emissões de radiações gama não alteram o número atômico, nem tampouco o número de massa do elemento. Por esse motivo, não são normalmente representadas nas equações nucleares, apesar de sem-pre acompanharem as emissões de partículas e/ou .
Exemplo:
Cs Ba0 0 137137– 1 5655 0
+ +
Conclusões1. A radioatividade é um fenômeno em que núcle-
os atômicos instáveis emitem partículas e ener-gia, transformando-se em núcleos mais estáveis.
2. Características das emissões:partícula alfa: 2
4
partícula beta: –10
radiação gama: 003. Poder de penetração na matéria
> >
4. Velocidade de propagação nos meios > >
5. Poder ionizanteCapacidade de arrancar elétrons das molécu-las, transformando-as em íons.
> >
Desintegrações naturaisOs átomos que possuem núcleo instável são naturalmente instáveis. Dessa forma emitem partículas (exemplos:
e ) e radiações (exemplo: raios ) para se transformar em átomos mais estáveis.É comum que um átomo-pai A se desintegre de forma natural, transformando-se em um átomo-filho B; este, por
sua vez através de uma nova desintegração, transforma-se em um átomo C, e assim sucessivamente, até chegar a um átomo X, estável, que não mais irá emitir radiação.
Série ou família radioativa
átomo-pai átomo-filho átomo estável
emissõesBA C... X
emissões
Série ou família radioativa é um conjunto de átomos que estão relacionados entre si por sucessivas desintegrações.
Na natureza, aparecem três séries importantes:
Famílias radioativas naturais
Série do: Inicia com Termina com
Urânio: 23892 U
8 e 6 206
82 Pb
Actínio: 23592 U
7 e 4 207
82Pb
Tório: 23290 Th
6 e 4 20882 Pb
Aula 03
5Química 2E
Para que tenhamos uma ideia aproximada do tempo necessário para ocorrerem estas desintegrações, obser-ve o gráfico representativo da série radioativa natural do urânio.
número de massa
FAMÍLIA DO URÂNIO
conversões
emissão
emissão
240
238
236
234
232
228
226
224
222
220
218
216
214
212
210
208
206
204
230
80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Th Pa U
número atômico
U
4,6 x 109 anos
Th Pa U24,5 dias
6,7 horas 2,7 x 105 anos
Th
8,3 x 104 anos
Ra
1590 anos
Rn
3,8 dias
Po
3 min
Tl
Bi Po
18,2 min 1.5 x 104 segundos26,8 min
Pb Bi Po
5 dias140 dias
Pb
22,3 anos1,3 min
Pb
Transmutações artificiaisTransmutações são as transformações nucleares nas
quais um elemento químico é transformado em outro quando bombardeado por uma partícula.
As transformações obedecem à conservação do número de massa e da carga elétrica nuclear:
A – 4
Z – 2
massa = A massa = A
carga = Z carga = Z
1o. membro 2o. membro
A
Z X4
2+ Y
Exemplos históricos:
1o. ) Em 1919, Rutherford colocou uma amostra de polônio, elemento emissor de partícula , num recipiente contendo nitrogênio. Após algumas se-manas, observou a presença do elemento oxigênio no interior desse recipiente. Foi a primeira vez que
o homem conseguiu transformar, de modo artificial, um elemento em outro.
Núcleo intermediário
excitado (instável)
Núcleo deoxigênio
produzido
Próton
Núcleo de nitrogênio
(alvo)
Partícula (projétil)
Polônio (emissor)
próton
147N + 42 17
8O + 11p
Observe a conservação das massas e das cargas elétricas nucleares:
• Conservação do número de massa: 14 + 4 = 17 + 1
• Conservação da carga elétrica nuclear: 7 + 2 = 8 + 1
2o. ) Descoberta do nêutron por Chadwick em 1932:
nêutron
94Be + 42a 12
6C + 10n
Observe a conservação das massas e das cargas elétricas nucleares:
• Conservação do número de massa: 9 + 4 = 12 + 1
• Conservação da carga elétrica nuclear: 4 + 2 = 6 + 0
3o. ) Em 1933, Frederic Joliot Curie e Irène Joliot Curie produziram o 1.o elemento radioativo artificial 13N:
nêutron
105 B + 42 13
7N + 10n
10 min
pósitronnitrogênio radioativo
137 N 13
6C + 0+1
Observe a conservação das massas e das cargas elétricas nucleares:
• Conservação do número de massa: 10 + 4 = 13 + 1
• Conservação da carga elétrica nuclear: 5 + 2 = 7 + 0
6
Atualmente, são conhecidos muitos tipos de reação de transmutação artificial, originando mais de 15 000 radioisótopos. Os elementos artificiais são divididos em:
• cisurânicos: possuem número atômico inferior a 92 (urânio); são 4: Tc, At, Fr e Pm. • transurânicos: possuem número atômico superior a 92.
Na tabela abaixo estão as principais emissões envolvidas nestes processos:
próton 11p pósitron
(antielétron) +10
elétron –10e neutrino 0
0
nêutron 10n dêuteron
(núcleo do deutério)21d
alfa 42
tríteron (núcleo do trítio)
31t
beta 0–1 raios gama 0
0
Testes
Assimilação03.01. Complete o quadro abaixo com informações sobre as principais emissões radioativas:
Emissão Constituição Carga elétrica Número de massa
Partícula alfa +2
Partícula beta
Raios gama
Próton p+
Nêutron n
Aula 03
7Química 2E
03.02. (ENEM) – Os núcleos dos átomos são constituídos de prótons e nêutrons, sendo ambos os principais responsáveis pela sua massa. Nota-se que, na maioria dos núcleos, essas partículas não estão presentes na mesma proporção. O gráfi-co mostra a quantidade de nêutrons (N) em função da quan-tidade de prótons (Z) para os núcleos estáveis conhecidos.
KAPLAN, Física Nuclear. Rio de Janeiro: Guanabara Dois. 1978 (adaptado)
O antimônio é um elemento químico que possui 50 prótons e possui vários isótopos – átomos que só se diferem pelo número de nêutrons. De acordo com o gráfico, os isótopos estáveis do antimônio possuema) entre 12 e 24 nêutrons a menos que o número de prótons.b) exatamente o mesmo número de prótons e nêutrons.c) entre 0 e 12 nêutrons a mais que o número de prótons.d) entre 12 e 24 nêutrons a mais que o número de prótons.e) entre 0 e 12 nêutrons a menos que o número de prótons.
03.03. (VUNESP – SP) – Em 2011 comemoramos o Ano Inter-nacional da Química (AIQ). Com o tema “Química: nossa vida, nosso futuro”, o AIQ-2011 tem como objetivos aumentar o conhecimento do público sobre a química, despertar o inte-resse entre os jovens e realçar as contribuições das mulheres para a ciência. Daí a justa homenagem à cientista polonesa Marie Curie (1867-1934), que há 100 anos conquistava o Prêmio Nobel da Química com a descoberta dos elementos polônio e rádio. O polônio resulta do decaimento radiativo do bismuto, quando este núcleo emite uma partícula ; em seguida, o polônio emite uma partícula α, resultando em um núcleo de chumbo, como mostra a reação.
83210
82Bi Po PbXY Mβ α⎯→⎯ ⎯→⎯
O número atômico X, o número de massa Y e o número de massa M, respectivamente, são:a) 82, 207, 210.c) 83, 210, 210.e) 84, 207, 208.
b) 83, 206, 206. d) 84, 210, 206.
03.04. (FATEC – SP) – Considere que 21082Pb sofra a seguinte
sequência de decaimento radioativo:210
82Pb 21083Bi 210
84Po
Considere também o gráfico que relaciona massa do nuclí-deo x tempo.
massa do nuclídeo A
B
C
tempo
As curvas A, B, C correspondem, respectivamente, a:
Curva A Curva B Curva C
a) 21082Pb 210
83Bi 21084Po
b) 21084Po 210
82Pb 21083Bi
c) 21083Bi 210
82Pb 21084Po
d) 21084Po 210
83Bi 21082Pb
e) 21082Pb 210
84Po 21083Bi
8
Aperfeiçoamento
03.05. (UFPR) – Das radiações emitidas por substâncias radioativas chamadas , e , pode-se afirmar que:01) e são corpusculares;02) e são eletromagnéticas;04) e são corpusculares e eletromagnética;08) e são eletromagnéticas e corpuscular;16) e são eletromagnéticas.
03.06. (UNESP – SP) – Quando um átomo do isótopo 228 do tório libera uma partícula alfa, transforma-se em um átomo de rádio, de acordo com a equação a seguir:
xTh228 88Ray + alfa
Os valores de x e y são, respectivamente:a) 90 e 224c) 89 e 226e) 92 e 230
b) 88 e 228d) 91 e 227
03.07. (UNESP – SP) – Detectores de incêndio são dispo-sitivos que disparam um alarme no início de um incêndio. Um tipo de detector contém uma quantidade mínima do elemento radioativo amerício-241. A radiação emitida ioniza o ar dentro e ao redor do detector, tornando-o condutor de eletricidade. Quando a fumaça entra no detector, o fluxo de corrente elétrica é bloqueado, disparando o alarme. Este elemento se desintegra de acordo com a equação a seguir:
95241
93237Am Np Z→ +
Nessa equação, é correto afirmar que Z corresponde a:a) uma partícula alfa. c) radiação gama.e) dois prótons.
b) uma partícula beta. d) raios X.
03.08. (UNIFESP) – O isótopo 131 do iodo (número atômico 53) é usado no diagnóstico de disfunções da tireoide, assim como no tratamento de tumores dessa glândula. Por emissão de radiações β e , esse isótopo se transforma em um outro elemento químico E. Qual deve ser a notação desse elemento?
a) 52E130
d) 54E130
b) 52E131
e) 54E131
c) 53E130
03.09. (VUNESP – SP) – Uma amostra radioativa de potássio (Z = 19 e A = 40) foi colocada em um bloco de chumbo com uma abertura. O feixe de radiações produzido pela amostra atravessou perpendicularmente um campo elétrico gerado entre duas placas metálicas. Observou-se que houve sepa-ração do feixe sendo que parte do mesmo foi atraído para a placa carregada positivamente e parte não sofreu desvio. Baseando-se nesses resultados, os produtos dessa desinte-gração radioativa são:a) Ar (Z = 18; A = 36) + + b) Ar (Z = 18; A = 40) + + c) Cl (Z = 17; A = 36) + + d) Ca (Z = 20; A = 40) + + e) Ca (Z = 20; A = 44) + +
03.10. (UNEAL) –
17Cℓ35 + 0n1 15P32 + xO isótopo 32 do fósforo, utilizado na agricultura, pode ser obtido pela reação nuclear representada pela equação.Assim, considerando a reação representada e as propriedades dos radionuclídeos e das emissões , alfa, , beta, e gama,
, é correto concluir:01) A reação nuclear de obtenção do fósforo exemplifica um
processo espontâneo.02) O átomo de fósforo identificado por 15P32 apresenta 15
nêutrons no núcleo.04) A partícula x na equação nuclear tem carga −1 e massa
zero.08) O isótopo 35 do cloro tem o número de nêutrons igual
ao número de prótons.16) A emissão representada por x é a partícula alfa, 2
4.
Aula 03
9Química 2E
03.11. (UEL – PR) – Na transformação radioativa do 92239 U a
94239 Pu há emissão de:a) 2 partículas alfab) 2 partículas betac) 2 partículas alfa e 1 partícula betad) 1 partícula alfa e 2 partículas betae) 1 partícula alfa e 1 partícula beta
03.12. (UFMG) – Dos elementos que participam das reações nucleares sucessivas
92 1238
2 24E E→ + α
E E2 3→ +β
E E3 4→ +β
a) E1 e E2 são isótopos e E2, E3 e E4 são isóbaros.b) E1 e E3 são isótopos e E2, E3 e E4 são isóbaros.c) E1 e E4 são isótopos e E1, E3 e E4 são isóbaros.d) E1 e E4 são isótopos e E2, E3 e E4 são isóbaros.e) E1 e E4 são isótopos e E1, E2 e E3 são isóbaros.
03.13. (UEM – PR) – Considere as reações de transmutação (ou nucleares).01) 7
1424
817N O E+ → +α
02) 49
24
612B C Ge+ → +α
03) 49
11
36N p Li R+ → +
A respeito dos produtos E, G e R, é correto afirmar que:01) E e G possuem massas idênticas.02) E e R possuem cargas idênticas.04) E é uma partícula gama e R é uma partícula alfa.08) G é uma partícula beta e R é uma partícula gama.16) E é um próton, e G é um nêutron.
03.14. (EMESCAM – ES) – Um determinado elemento radio-ativo resultou, após dois decaimentos e três decaimentos
, no 82206 Pb . Portanto, o elemento inicial era:
a) 86218 Rn
d) 83214 Bi
b) 88218 Ra
e) 89214 Ac
c) 90219 Th
10
Aprofundamento03.15. (UEM – PR) – É correto afirmar:01) as espécies 16
8O, 178O e 18
8O são isóbaros.02) ao emitir uma partícula , um núcleo diminui duas uni-
dades de seu número atômico e diminui quatro unidades de seu número de massa.
04) na desintegração do nêutron de um núcleo instável não há formação de prótons.
08) ao emitir uma partícula , um núcleo aumenta seu nú-mero atômico, mas seu número de massa permanece inalterado.
16) a partícula é desviada para o polo positivo de um campo elétrico.
32) emissões são partículas carregadas negativamente.
03.16. (ACAFE – SC) – Logo após o tsunami ocorrido em março de 2011 no Japão, houve vazamento de radiação em um reator nuclear localizado no complexo nuclear de Fukushima, ao norte de Tóquio. O porta-voz da agência nuclear do governo japonês informou que havia prioridade em conter problemas nos reservatórios dos reatores 3 e 4, já que o reator 3 utilizava uma mistura combustível de plutônio e urânio.
(Adaptado de http://br.noticias.yahoo.com/s/reuters. Acesso: 14 mar. 2011).
Sobre o tópico radioatividade e considerando o enunciado, analise as afirmações a seguir.
I. Partículas beta possuem carga elétrica positiva.II. Os elementos químicos plutônio e urânio estão situados
no sétimo período da Tabela Periódica.III. A radioatividade envolve liberação de radiação de alta
frequência, emitida por núcleos atômicos.IV. Radiações gama possuem baixo poder de penetração
nos materiais.V. Partículas alfa apresentam alto poder de ionização.
Todas as afirmações corretas estão em:a) I – II – III b) II – IV c) III – Vd) II – III – V
03.17. (UECE) – De acordo com a publicação Química Nova na Escola, vol. 33, de maio de 2011, no limiar do século XX, o conhecimento ainda incipiente sobre a radioatividade e seus efeitos atribuiu ao rádio poderes extraordinários, como a capacidade de ser responsável pela vida, pela cura de do-enças tidas como irreversíveis e, ainda, pelo embelezamento da pele. A partir dessas concepções, foram criados cremes, xampus, compressas e sais de banho, com presença de rádio. Sobre os efeitos e aplicações da radiação, assinale a única afirmação FALSA.a) A energia cinética das partículas (alfa) oriundas da
desintegração do rádio pode ser convertida em energia térmica após as colisões.
b) A radioatividade está presente em todos os seres huma-nos, como por exemplo, o isótopo radioativo carbono-14.
c) Os raios gama e os nêutrons não apresentam efeitos graves nos seres humanos, por conta de sua pequena capacidade de penetração.
d) As radiações nucleares podem provocar ionização com alterações moleculares, formando espécies químicas que causam danos às células.
03.18. Some as afirmações verdadeiras:01) Becquerel, Madame Curie e Rutherford foram alguns dos
cientistas que estudaram a radioatividade.02) A massa da partícula alfa é muitíssimo maior que a massa
da partícula beta. Assim, a velocidade da alfa é menor que a da beta.
04) A desintegração de um nêutron em um núcleo instável forma um próton (que fica no núcleo), um elétron (que sai do núcleo e é chamado de beta) e um neutrino.
08) A ordem decrescente do poder de ionização das emissões radioativas é: alfa > beta > gama. A ordem decrescente do poder de penetração é: gama > beta > alfa.
16) Os isótopos apresentam densidades diferentes (têm núcleos diferentes), mas propriedades químicas seme-lhantes (têm eletrosferas iguais).
32) Um isótopo que possua núcleo instável é chamado de radioisótopo.
Aula 03
11Química 2E
03.19. (UEPG – PR) – Uma série radioativa consiste em um conjunto de radioisótopos que são formados a partir de um radioisótopo inicial, pela sucessiva emissão de partículas alfa e beta. Na série radioativa que se inicia com o 237
93Np e termina com o 209
83Bi, o número de partículas e emitidas é de, respectivamente:a) 3 e 5d) 5 e 2
b) 7 e 4e) 8 e 6
c) 6 e 3
03.20. (ITA – SP) – Considere as seguintes afirmações:I. A radioatividade foi descoberta por Marie Curie.II. A perda de uma partícula beta de um átomo de 75
33As forma um átomo de número atômico maior.
III. A emissão de radiação gama a partir do núcleo de um átomo não altera o número atômico e o número de massa do átomo.
IV. A desintegração de 88226 Ra a 83
214 Bi envolve a perda de 3 partículas alfa e de duas partículas beta.
Das afirmações, estão corretas:a) apenas I e IIb) apenas I e IIIc) apenas I e IVd) apenas II e IIIe) apenas II e IV
03.21. Leia atentamente as afirmações abaixo e some as verdadeiras:01) As propriedades químicas dos isótopos são semelhantes.02) Os processos nucleares geralmente são acompanhados
de uma grande variação de energia. 04) A partícula pode ser emitida quando um átomo tem
excesso de nêutrons: nesse caso, um nêutron se desinte-gra, formando um próton, um elétron (que é a partícula
) e um neutrino.08) Quando um átomo emite uma partícula , ele se trans-
forma em um átomo que é seu isóbaro.16) Se um átomo, espontaneamente, emitir uma partícula
e duas partículas , ocorre a formação de um isótopo mais estável.
32) O pósitron (também chamado de antielétron) possui carga elétrica igual a +1 e número de massa igual a zero.
12
03.22. (UFPR) – A teoria do Big-Bang é um modelo proposto para explicar a origem e a evolução do Universo. Conforme essa teoria, o Universo teria se originado de uma “explosão” inicial há cerca de 15 bilhões de anos e desde então está em processo de expansão. No início sua temperatura era elevadíssima e foi diminuindo à medida que se expandia, o que possibilitou um processo de evolução, isto é, de modificações e transformações. Entre as partículas que compunham o Universo nos primeiros instantes estão algumas importantes para a Química: prótons, elétrons, nêutrons. Nas condições existentes após um minuto do início do Universo as seguintes reações nucleares seriam possíveis:
11
01
12H n H+ →
12
01
13H n H+ →
13
11
24H H He+ →
12
11
23H H He+ →
23
01
24He n He+ →
Aos três minutos do seu início, a temperatura do Universo já tinha caído para valores que impediam o prosseguimento das reações descritas acima. Então a massa do Universo era constituída basicamente por 1
1H e 24 He , nas porcentagens respectivas
de 75% e 25%.Contudo, embora os elétrons estivessem presentes, as temperaturas eram muito elevadas para permitir associações núcleos--elétrons.No contexto acima, é correto afirmar que:
01) As notações 11H , 1
2 H , 13 H , 2
3 He e 24 He das equações descritas se referem a átomos de hidrogênio e hélio.
02) Para a radioatividade, a notação 11H representa um próton.
04) 23 He e 2
4 He são núcleos de isótopos de hélio.
08) 13 H e 2
3 He representam núcleos isotópicos.
16) 24 He tem um nêutron a mais do que 1
3 H .
32) Aos três minutos da “explosão” inicial, a proporção entre o número de prótons e o número de núcleos de hélio no Universo era de 12 para 1.
Aula 03
13Química 2E
Discursivos03.23. Para cada um dos radionuclídeos mostrados a seguir, escreva a equação que representa a emissão radioativa. Consulte a tabela periódica.
a) 22286Rn, um -emissor presente no ar.
c) 23090Th outro -emissor presente em alguns minerais.
e) 146C, um -emissor presente no ar e em todos os seres
vivos.
b) 23592U, um -emissor presente em alguns minerais.
d) 4019K um -emissor presente na água mineral e também em nosso organismo.
03.24. (UFG – GO) – Em junho de 2013, autoridades japonesas relataram a presença de níveis de trítio acima dos limites tolerados nas águas subterrâneas acumuladas próximo à central nuclear de Fukushima. O trítio, assim como o deutério, é um isótopo do hidrogênio e emite partículas beta ( ).Ante o exposto,a) escreva a equação química que representa a fusão nuclear entre um átomo de deutério e um átomo de trítio com liberação
de um nêutron (n);
b) identifique o isótopo do elemento químico formado após o trítio emitir uma partícula beta.
O prazer pode apoiar-se na ilusão; a felicidade, porém, repousa sobre a realidade.(N. Chamford)
14
Gabarito03.16. d03.17. c03.18. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)03.19. b03.20. d03.21. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)03.22. 07 (01,02,04)03.23. a) 222
86 Rn 42 + 21884 Po
b) 23592 U 42 + 231
90 Th
c) 23090 Th 42 + 226
88 Ra
d) 4019 K 0–1 + 40
20 Ca
e) 146 C 0–1 + 14
7 N
03.24. a) 12
13
24
01H H He n+ → +
b) 13
23
10H He→ + − β
É o He-3.
03.01.
Emissão Constituição Carga elétrica
Número de massa
Partícula alfa 2 p+ + 2 n +2 4
Partícula beta e– –1 0
Raios gama onda eletromagnética
0 0
Próton p+ +1 1
Nêutron n 0 103.02. d
03.03. d
03.04. b03.05. 0403.06. a03.07. a03.08. e03.09. d03.10. 1603.11. b03.12. d03.13. 17 (01, 16)03.14. d03.15. 26 (02, 08, 16)
15Química 2E
Cinética radioativa
Química2EAula 04
A Cinética Radioativa vai mostrar que alguns átomos radioativos se desintegram rapidamente, enquanto outros se desintegram mais lentamente.
Na verdade, não é possível prever com exatidão a duração de um núcleo radioativo. Podemos, através de cálculos estatísticos, fornecer uma expectativa do tempo de vida de um núcleo radioativo.
Velocidade média de desintegração (v)
Sendo: No número inicial de átomos radioativos
N número de átomos radioativos após o intervalo de tempo t.
Logo:
N = N – No
número de átomos que se desintegram no intervalo de tempo t.
Assim sendo, definimos velocidade média de desin-tegração:
vNt
N Nt
o= − = −ΔΔ Δ
Como N é negativo, inclui-se o sinal negativo na expressão da velocidade média, para termos uma velo-cidade positiva.
Assim, pode-se falar de velocidade de desintegração na forma de “desintegrações por segundo”.
A velocidade de desintegração é proporcional ao número de átomos radioativos ainda existentes na amostra (átomos não desintegrados):
v = C · N
onde C é a constante radioativa (valor característico de cada radioisótopo).
A desintegração radioativa, portanto, é um processo com cinética de primeira ordem.
Vida média Para um conjunto de átomos radioativos iguais, é im-
possível prever o instante em que haverá desintegração de um dos átomos.
A vida média dos isótopos radioativos é um valor estatístico, como a vida média de uma população.
Vm = vida média = C1
Vida média de um isótopo radioativo é a média dos tempos de vida de todos os átomos do isótopo.
Exemplos:220
86Rn Vm = 79 segundos234
90Th Vm = 35 dias 226
88Ra Vm = 2 300 anos
ConclusãoQuanto maior a constante radioativa, menor a
vida média do átomo.
O último exemplo indica que um átomo de 22688Ra
demorará, em média, 2 300 anos para se desintegrar.
Meia-vida ou período de semidesintegração (P ou T1/2)
A meia-vida (P ou t1/2) é o tempo necessário para desintegrar a metade dos átomos radioativos de uma amostra.
Considere uma amostra contendo No átomos de um isótopo radioativo.
16
No No
No
2
21
No
No
4
22
No
No
8
23
No
2x
Cesa
r Sta
ti. 2
008.
Dig
ital.
Foi chamada de “x” a quantidade de períodos de meia-vida. Logo, podemos observar que, a cada período de meia-vida que transcorre, o número de átomos radio-ativos da amostra diminui pela metade.
Exemplos:
Isótopo Meia-vida (t1/2 )
21484Po 1 . 10–3 segundos
13153I 8 dias
21084Po 138 dias
146C 5 600 anos
23592U 7 x 108 anos
Pode ser deduzida matematicamente a relação entre o tempo de meia-vida (t1/2) e a vida média de um radioisótopo:
t1/2 0,7 vida média
É possível representar, graficamente, o processo de decaimento radioativo. Se fizermos um gráfico relacionando a massa (m) de um isótopo radioativo que se desintegra a cada período de semidesintegração (P), iremos obter a seguinte curva:
massa
tempo
100% = mo
12,5% = mo
8 0 1P 2P 3P
50% =mo
225% =
mo
4
Vale a pena ser destacado que a massa não está desaparecendo: a massa do isótopo que sofre desin-tegração está diminuindo porque ele se transforma em outro átomo (como o reagente de uma reação química comum que se transforma em produto).
Conclusão
No
2xN =
No
N = 2x
No = número inicial de átomos radioativos da amostra.
N = número final de átomos ainda não desin-tegrados da amostra.
x = quantidade de períodos de meia-vida.
Sabendo-se que a massa é proporcional ao número de átomos da amostra, podemos escrever:
mo = massa inicial da amostram = massa que resta sem se
desintegrar da amostra.
mo
m = 2x
O tempo (t) gasto para a amostra radioativa desinte-grar desde mo até m pode ser calculado por
t = x . t1/2
Observação:O tempo de meia-vida é uma característica de
cada isótopo radioativo e não depende da massa inicial da amostra e nem de fatores físicos como temperatura e pressão.
Além disso, como a radioatividade é um fe-nômeno nuclear e as ligações químicas são feitas pelos elétrons, o tempo de meia-vida de um ra-dioisótopo é sempre o mesmo, tanto no átomo isolado como em todos os seus compostos.
Observe uma grande vantagem da utilização de reatores nucleares na produção de energia elétrica.
• A combustão de 1 g de carvão produz energia su-ficiente para manter acesa uma lâmpada de 200 W durante 1 minuto.
• A fissão de 1 g de urânio produz energia suficiente para iluminar uma cidade de 500 mil habitantes durante1 hora.
Fusão nuclear
O processo de fusão nuclear consiste na união de núcleos de átomos pequenos dando origem a um núcleo maior, com liberação de enorme quan-tidade de energia.
São necessárias altas temperaturas para que o fenô-meno ocorra.
Exemplo: Bomba de hidrogênio
21H + 31H alta T 42He + 10n + Energia
deutério trítio hélio
Essas reações ocorrem nas estrelas e no Sol, o que justifica a grande quantidade de energia liberada por esses astros.
Observação:A fusão de 1 g de H corresponde à mesma
energia liberada pela explosão de 210 toneladas de TNT (trinitro-tolueno).
Na verdade, dentro de uma bomba de hidro-gênio, explode uma bomba atômica, que produz a temperatura necessária para ocorrer o processo de fusão nuclear.
Aplicações da radioatividade
Produção de energia elétricaA energia nuclear é uma das importantes fontes usa-
das para produzir energia elétrica (usina nucleoelétrica).É também utilizada, como combustível, para movi-
mentar navios e submarinos nucleares, que adquirem grande autonomia, pois o reabastecimento é feito somente muito tempo após o início da operação.
Aula 04
17Química 2E
Fissão nuclearA partir de 1935, com as experiências de Enrico
Fermi, Otto Hahn e Niels Bohr, em que átomos de urânio foram bombardeados por nêutrons, obtendo-se material radioativo e grande quantidade de energia, o homem descobriu o fenômeno da fissão nuclear.
Fissão nuclear é o processo em que um núcleo grande é bombardeado com uma partícula acelera-da, que o divide em núcleos menores (mais leves) e mais estáveis com a liberação de uma grande quantidade de energia (energia nuclear).
Exemplo:Fissão do
23592U (Enrico Fermi – 1935)
Nêutron 23592U
(236U)instável
14256Ba
9136Kr
3 nêutrons
A equação do processo é representada:
23592U + 10n 142
56Ba + 9136Kr + 31
0n + 4,6 × 109 kcal
Energia liberada
Durante a fissão, são produzidos nêutrons. Os nêu-trons emitidos podem causar a fissão de outros núcleos de 235
92 U, ocorrendo uma reação em cadeia, que prosse-gue espontaneamente.
Nêutron 23592U
9136Kr
14256Ba
9136Kr
14256Ba
23592U
9136Kr
9136Kr
23592U
23592U
14256Ba
14256Ba
Esse é o princípio de funcionamento das bombas atômicas e dos reatores nucleares usados atualmente.
18
Enriquecimento do urânioNormalmente são encontrados dois isótopos prin-
cipais do urânio: o U-235 (é físsil, ou seja, pode sofrer a fissão) e o U-238 (não é físsil). Na natureza, de todo o urânio encontrado nas minas, apenas 0,7% é do U-235. Esse teor é muito baixo, o que obriga a ser feito um processo de enriquecimento: para que o urânio seja uti-lizado como combustível nuclear (nas usinas nucleares), sua concentração deve ser da ordem de 4%; o seu uso na bomba atômica exige uma concentração bem maior (da ordem de 80%).
O início do processo são as etapas de mineração, que tem como objetivo descobrir uma jazida (pros-pecção) e fazer sua avaliação econômica. O Brasil está, hoje, entre os países que possuem grandes reservas de
PROCESSO DE ENRIQUECIMENTO
11
3
2
4
Consiste em incrementar o percentual de U-235,separando-o do U-238 com o uso de centrífugas
Entrada dourânio gasosona centrifuga
O U-235 seconcentra elogo sobe
Descida doU-238
O gásenriquecidocom U-235passa paraoutracentrífuga
Rotor
O processose repeteem uma“cascata” decentrífugas
Motor
urânio. Na usina de beneficiamento o urânio é extraído do minério, purificado e concentrado, sob a forma de um sal de cor amarela, conhecido como “yellow cake”. Depois disso o urânio, na forma de yellow cake, é dis-solvido, purificado e convertido para o estado gasoso, sendo obtido o hexafluoreto de urânio (UF6).
O produto gasoso, UF6, é, então, enriquecido em U-235. A maioria dessas etapas é realizada através do processo de ultracentrifugação.
Após ser enriquecido, é realizada a reconversão do UF6 em UO2.
As pastilhas de urânio, depois de prontas, são sub-metidas à última etapa do ciclo do combustível nuclear, que é a montagem do elemento combustível.
Esquema de uma usina nuclear:
Vapor--d'águaVapor- -d'águamecanismo
de controle
Gerador de vapor
Água líquidaBarras
de controle
Barras de "com-
bustível" nuclear
Água circulante a alta pressão
(resfria o núcleo do reator e
transfere esse calor para o gerador de
vapor)
Água de rio, lago ou oceano, utilizada para resfriar o vapor
Condensador
Água condensadaVapor-d’água
Linha de força
Geradorelétrico
Turbina gerada
pelo vaporNúcleo do reator
Água líquida
Datação pelo carbono-14Esse método é usado na determinação da idade dos fósseis de plantas, de animais, de múmias, etc.O carbono-14 (único isótopo radioativo do carbono) forma-se por meio de uma reação de transmutação nuclear na
alta atmosfera, devido à colisão de nêutrons cósmicos com o nitrogênio do ar, segundo a equação:14
7N + 10n 146C + 11p
Na atmosfera, o carbono-14 é incorporado na forma de CO2, que é absorvido pelos vegetais por meio da fotossín-tese e que passa aos animais através das cadeias alimentares.
O teor de carbono–14 na atmosfera é constanteOs cientistas perceberam que a velocidade com que o carbono-14 se forma na atmosfera é a mesma com que se
desintegra (emissão ).14
7N + 10n 146C + 11p (velocidade de formação)
146C –1
0 + 147N (velocidade de desintegração)
Aula 04
19Química 2E
símbolo indicativo de material radioativo
Observação:A detecção de radiação radioativa costuma ser feita com
um aparelho chamado contador Geiger-Muller. A medida baseia-se na ionização provocada pelas emissões radioativas em um gás contido no aparelho.
Assim, a porcentagem de carbono-14 na atmosfera permanece constante, tanto em animais quanto em vegetais, enquanto vivos (10 ppb). Porém, quando animais ou vegetais morrem, cessa a absorção do carbono-14, ocorrendo o seu decaimento radioativo. Como o tempo de meia-vida do 14C é conhecido, medindo a radioatividade restante no fóssil orgânico, é possível calcular sua idade.
Aplicações na MedicinaVários isótopos radioativos possuem aplicações no diagnóstico ou no tratamento de doenças. As emissões desses
radionuclídeos, ao serem introduzidos no organismo, podem ser detectadas fornecendo informações sobre o funcio-namento dos órgãos.
Exemplos:
Isótopo radioativo
Radiações emitidas t1/2 Aplicações
131I –10β e 00γ 8 dias glândula tireoide
99Tc –10β 2,1 . 105 anos diagnóstico de tumores pulmonares e cintilografia
60Co –10β e 00γ 5,3 anos tratamento externo do câncer
198Au –10β e 00γ 7 dias tratamento interno do câncer
59Fe –10β e 00γ 45 dias estudos da formação e duração das células vermelhas do sangue
Outras aplicações da radioatividade • Esterilização de alimentos. • Análise de chapas metálicas e de tubulações. • Estudo do mecanismo de reações químicas.
20
Testes
Assimilação04.01. (FEI – SP) – Efetua-se um experimento sobre radio-atividade utilizando um isótopo radioativo de um determi-nado elemento que possui tempo de meia-vida de 15 dias. Sabendo-se que o experimento é iniciado com 240 g do isótopo e que no final essa massa é reduzida para 15 g, qual o tempo decorrido no teste?a) 225 diasb) 30 diasc) 60 diasd) 15 diase) 45 dias
04.02. (UERN) – “O Brasil possui uma das maiores reser-vas mundiais de urânio, o que permite o suprimento das necessidades domésticas a longo prazo e uma possível disponibilização do excedente para o mercado externo. O urânio é garantia de futuro com energia, de desenvolvimento planejado e se encontra inserido nas necessidades do século 21.”
(Disponível em: http://www.inb.gov.br/pt-br/webformas/Interna2.aspx?secao_id=47.)
Sabendo-se que o tempo de meia-vida do isótopo radioativo do 238
92U é 4,5 bilhões de anos, qual seria o tempo necessário (em bilhões de anos) para que ele perdesse 87,5% de sua atividade?a) 1,5.b) 3,9.c) 9.d) 13,5.
04.03. (UEPG – PR) – Sobre as equações abaixo, assinale o que for correto.
1) 23592 U + 10 n 94
38 Sr + AZ X + 3 10 n
2) 23592 U 42 + 231
90 Th
01) O número atômico do elemento X (equação 1) é 141.02) A equação 2 representa o decaimento radioativo do
urânio-235 com a emissão de partículas alfa.04) O número de nêutrons do elemento X (equação 1) é 85.08) A equação 1 representa uma reação de fissão nuclear.
04.04. (FUVEST – SP) – Mediu-se a radioatividade de uma amostra arqueológica de madeira, verificando-se que o nível de sua radioatividade devida ao carbono 14 era 1/16 do apre-sentado por uma amostra de madeira recente. Sabendo-se que a meia-vida do isótopo 6
14 C é 5,73 · 103 anos, a idade, em anos, dessa amostra é:a) 3,58 · 102
d) 2,29 · 104b) 1,43 · 103
e) 9,17 · 104c) 5,73 · 103
Aula 04
21Química 2E
Aperfeiçoamento04.05. (ITA – SP) – Em relação ao tempo de meia-vida do césio 137, livre ou combinado, são feitas as afirmações seguintes. Ia) Ele decresce com o aumento da temperatura. Ib) Ele independe da temperatura. Ic) Ele cresce com o aumento da temperatura. IIa) Ele decresce com o aumento da pressão. IIb) Ele independe da pressão. IIc) Ele cresce com o aumento da pressão. IIIa) Ele é o mesmo tanto no césio elementar como em todos
os compostos de césio. IIIb) Ele varia se são mudados os outros átomos ligados ao
átomo de césio.Dessas afirmações são corretas:a) Ia; IIc; IIIad) Ic; IIc; IIIb
b) Ic; IIa; IIIae) Ib; IIb; IIIa
c) Ia; IIb; IIIb
04.06. (UFPR) – O elemento radioativo 55Cs137, responsável pelo acidente que ocorreu em Goiânia, é um emissor de par-tículas beta negativo e sua meia-vida é de aproximadamente 30 anos. Assinale as afirmativas corretas:01) As partículas beta negativa são mais pesadas do que as
partículas alfa.02) O 55Cs137 é radioativo porque tem 137 nêutrons.04) O 55Cs137 se transforma em átomo de Ba, após emitir uma
partícula beta negativa.08) Após 30 anos, todos os átomos de 55Cs137 de uma deter-
minada amostra terão se desintegrado.16) A emissão de uma partícula beta negativa, transforma o
55Cs137 em um de seus isótopos.32) Dada uma amostra de 55Cs137, após 30 anos, a metade
dos átomos dessa amostra terá se desintegrado.
04.07. (PUCPR) – As desintegrações radioativas podem ser consideradas como exemplos de reações de primeira ordem. O número de desintegrações por segundo, no início da contagem do tempo de um decaimento radioativo, é igual a 4 . 1010 dps. Decorridos 10 min, esse número cai a 2 . 1010 dps. O tempo necessário para que o número de desintegrações por segundo caia a 2,5 . 109 dps é igual a:a) 150 minb) 100 minc) 18,75 mind) 40 mine) 50 min
22
04.08. (UNESP – SP) – A natureza das radiações emitidas pela desintegração espontânea do urânio-234 é represen-tada na figura abaixo. A radiação emitida pelo urânio-234 é direcionada pela abertura do bloco de chumbo e passa entre duas placas eletricamente carregadas, o feixe se divide em três outros feixes que atingem o detector nos pontos 1, 2 e 3. O tempo de meia vida do urânio-234 é 245.000 anos. Sobre a radioatividade, assinale o que for correto.
+
1
234
92U
Detector
Bloco de chumbo
2 3
-
01) A radiação que atinge o ponto 1 é a radiação (beta), que são elétrons emitidos por um núcleo de um átomo instável.
02) A radiação (gama) é composta por ondas eletromag-néticas que não sofrem desvios pelo campo elétrico e, por isso, elas atingem o detector no ponto 2.
04) A massa de 100 g de urânio-234 leva 490.000 anos para reduzir a 25 g.
08) A radiação α (alfa) é composta de núcleos do átomo de hélio (2 prótons e 2 nêutrons).
16) O decaimento radioativo do urânio-234 através da emis-são de uma partícula (alfa) produz átomos de tório-230 (Z = 90).
04.09. (UFPR) – O elemento carbono existe na natureza em três tipos de isótopos, a saber: 6C12, 6C13, 6C14. A espécie 6C14 reage com o oxigênio atmosférico, formando dióxido de carbono marcado (14CO2), que é absorvido durante o pro-cesso de fotossíntese, pela qual se opera a sua incorporação à cadeia alimentar. Quando ocorre a morte do organismo fotossintetizador, cessa a incorporação de 14CO2(gás). A partir deste instante, o teor de 6C14 passa a decrescer devido à reação de desintegração radioativa mostrada a seguir.
6C14 –10 + 7N14
t1/2 = 5 600 anos
O tempo de meia-vida é representado por t1/2, e a simbologia ZXA corresponde a: Z = número atômico, A = número de massa e X = símbolo do elemento químico.A técnica de datação com carbono radioativo (6C14) é basea- da no conhecimento acima e tem sido muito utilizada para determinar a idade de plantas fossilizadas.Considerando essas informações, é correto afirmar:01) Após 5 600 anos, não mais existirá o isótopo 6C14 na Terra.02) O 7N14 apresenta igual número de prótons, elétrons e
nêutrons.04) As espécies 6C12, 6C13 e 6C14 apresentam-se com diferen-
tes números de prótons.08) Uma partícula –1
0 tem características de massa e carga semelhantes às do próton.
16) A reação acima está incompleta, pois o carbono apre-sentado como reagente não aparece como produto.
32) A amostra de uma planta fossilizada que apresenta teor de 6C14 igual a 25% daquele encontrado em um vegetal vivo apresenta a idade de 11 200 anos.
Aula 04
23Química 2E
04.10. (UNCISAL) – A energia nuclear tornou-se conhecida durante a segunda guerra mundial devido às explosões das bombas atômicas em Hiroshima e Nagasaki no Japão. Apesar de sua utilização para fins não pacíficos, a energia nuclear vem sendo utilizada em benefício do homem, sendo aplicada na medicina, agricultura, geologia, paleontologia etc. As principais emissões radioativas são a alfa ( ), a beta ( ) e a gama ( ).Quanto à radioatividade, infere-se quea) quanto maior a meia-vida de um radioisótopo, mais lento
será seu decaimento.b) fusão nuclear é a união de pequenos núcleos atômicos
para formar um núcleo maior e mais instável.c) quando um átomo emite uma partícula beta, ele se trans-
forma em um novo elemento com o mesmo número de massa, mas o seu número atômico diminui de uma unidade.
d) a bomba de hidrogênio é um exemplo de fissão nuclear.e) a emissão de uma partícula alfa por parte do núcleo de um
átomo diminui seu número atômico de quatro unidades e seu número de massa de duas unidades.
04.11. (ENEM) – A energia térmica liberada em processos de fissão nuclear pode ser utilizada na geração de vapor para produzir energia mecânica que, por sua vez, será convertida em energia elétrica. Abaixo está representado um esquema básico de uma usina de energia nuclear.
Vapor
Água
Pilhasnucleares
Bomba--d’água Bomba-
-d’água
Condensador
Rio
Turbina
Gerador
A partir do esquema são feitas as seguintes afirmações:I. a energia liberada na reação é usada para ferver a água
que, como vapor a alta pressão, aciona a turbina.II. a turbina, que adquire uma energia cinética de rotação,
é acoplada mecanicamente ao gerador para produção de energia elétrica.
III. a água depois de passar pela turbina é preaquecida no condensador e bombeada de volta ao reator.
Dentre as afirmações acima, somente está(ão) correta(s):a) Ic) IIIe) II e III
b) IId) I e II
04.12. (PUCCAMP – SP)– O gás carbônico da atmosfera apresenta uma quantidade pequena de 6
14 C e que permane-ce constante; na assimilação do carbono pelos seres vivos a relação 6
14 C 612 C é mantida. Contudo, após cessar a vida, o 6
14 C começa a diminuir enquanto o 6
12 C permanece inalterado, o que possibilita o cálculo da data em que isso ocorreu. Con-sidere que numa peça arqueológica encontrou-se a relação
614 C 6
12 C igual à metade do seu valor na atmosfera. A idade aproximada dessa amostra, em anos, é igual a: Dado: meia-vida do 6
14 C = 5 730 anos.a) 2865c) 8595e) 14325
b) 5730d) 11460
04.13. (UFPR) – Nas reações químicas, ligações químicas são quebradas e novas ligações são formadas, mas, apesar de todas as modificações que podem ocorrer nas estruturas das moléculas e dos íons, os núcleos atômicos permanecem intactos. Nas reações nucleares, por outro lado, os núcleos sofrem alterações que envolvem energias muito maiores do que as energias das reações químicas. Esse fato justifica o interesse pelas reações nucleares como fonte de energia.As equações representam dois tipos importantes de reações nucleares:
1. 21H + 31H 42He + X
2. 23592U + 10n 147
59Pr + Y + 3 10n
Em relação às equações acima, é correto afirmar:01) A equação química 1 representa uma fusão nuclear.02) A equação 2 representa uma fissão nuclear.04) O número de massa de Y é 86.08) Na equação 1, estão representados dois isótopos do
hidrogênio.16) O núcleo de urânio representado na equação 2 tem
235 nêutrons.32) Na equação 1, X representa um próton.
24
Aprofundamento04.14. (UFPR) – Em 2011 celebramos o Ano Internacional da Química. Além disso, 2011 é também o ano do centenário do recebimento do Prêmio Nobel de Química por Marie Curie, que foi a primeira cientista a receber dois Prêmios Nobel, o primeiro em 1903, em Física, devido às suas contribuições para as pesquisas em radioatividade, e o segundo em 1911, pela descoberta dos elementos rádio e polônio. O polônio não possui isótopos estáveis, todos são radioativos, dos quais apenas o 210Po ocorre naturalmente, sendo gerado por meio da série de decaimento do rádio. A seguir são ilustrados dois trechos da série de decaimento do rádio:
t1/2 = 138,38 dias
88226
86222
84218
82214Ra Rn Po Pbα α α⎯→⎯ ⎯→⎯ ⎯→⎯
82210
83210
84210
82206Pb Bi Po Pbβ β β− − −
⎯ →⎯ ⎯ →⎯ ⎯ →⎯
Com base nas informações fornecidas, considere as seguintes afirmativas: 1. A partícula α possui número de massa igual a 4. 2. Para converter 214Pb em 210Pb, conectando os dois tre-
chos da série, basta a emissão de uma partícula . 3. Uma amostra de 210Po será totalmente convertida em
206Pb após 276,76 dias. 4. No decaimento –, o número de massa é conservado,
pois um nêutron é convertido em um próton.Assinale a alternativa correta.a) Somente a afirmativa 3 é verdadeira.b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 1, 2 e 4 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras.e) Somente as afirmativas 1 e 4 são verdadeiras.
04.15. (UNIT – TO) –
U
U
anos238236234232230228226224222220218216214212210208206204
24,5 diasTh
Th
Ra
Rn
Po
Pb19,7 min
Númeroatômico
Pb Bi PoTI
Pb
Bi Po
6,7 h 2,7 anos
Emissão q
Emissão p
No gráfico, as setasindicam a naturezadas emissões.
Pa
1094,6
núm
ero
de m
assa
105
8,3
3,8 dias
26,8 min18,2 min
1,3 min22,3 anos
5 dias140 dias
3 min
1.590 anos
anos104
1,5 s10-4
80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Th Pa U
Espontaneamente na natureza um radionuclídeo se trans-forma em um outro átomo, ao emitir radiação alfa, 2
4 , ou beta, −1
0β . Este, por sua vez, ao se desintegrar, é transformado em um novo átomo e assim sucessivamente até a sequência de desintegrações chegar a um elemento químico estável. A série de decaimento radioativo do urânio 238, mostrada no gráfico, envolve uma sequência de transformações nu-cleares que vão até o átomo estável do elemento químico chumbo 206.Uma análise das informações desse gráfico, com base nos conhecimentos sobre radioatividade, permite corretamente afirmar:a) As emissões representadas no destaque do gráfico por
p e q correspondem, respectivamente, às emissões de partículas alfa e beta.
b) Ao emitir uma partícula alfa, um átomo conserva o nú-mero de massa e aumenta o número atômico.
c) O tálio 210, ao ser transformado em chumbo 206, emite apenas três partículas alfa e duas partículas beta.
d) A amostra de 10 g de urânio 238 leva 6,9 ∙ 109 anos para perder 75% da atividade radioativa.
e) A emissão de uma partícula alfa por um radionuclídeo gera um novo elemento químico que se localiza duas posições à esquerda, na tabela periódica em relação à desse radionuclídeo.
Aula 04
25Química 2E
04.16. (UFPR) – Considere as reações nucleares e a tabela periódica a seguir:a) A fusão nuclear do deutério com o trítio (isótopos 2 e 3 do
hidrogênio, respectivamente) produz “x” mais um nêutron.b) O bismuto, isótopo 214, emite uma partícula , transfor-
mando-se em “y”.c) O radônio, isótopo 222, emite uma partícula , produzindo “z”.
H
Bi Rn
Em função das informações, é correto afirmar:01) O deutério e o trítio têm o mesmo número atômico.02) O número de massa de “x” é 5, e “x” pertence ao mesmo
grupo do radônio.04) “y” é um halogênio.08) “z” é um metal alcalinoterroso.16) “y” e “z” são isótopos do mesmo elemento químico e
seus números de massa diferem em 4 unidades.32) “y” pertence ao mesmo grupo do oxigênio (Z = 8).
04.17. (PUCSC) – Em alguns casos, a idade de determinados materiais pode ser encontrada baseada no decaimento ra-dioativo de isótopos radioativos. O mais conhecido processo de datação é a utilização de carbono-14, que apresenta uma meia-vida de 5 730 anos. A grande parte do carbono existente no planeta é composta pelo isótopo de carbono-12, cerca de 98,9%, porém existem traços de carbono-14 detectáveis por métodos modernos. O carbono-14 é formado na atmosfera superior a partir da colisão de um nêutron com um dos isótopos do nitrogênio, conforme a reação:
147N + 10 n 14
6C + AZ X
Um fóssil teve sua idade determinada pelo método des-crito e a análise revelou uma atividade do carbono-14 de aproximadamente 1,75 dpm · g–1. A atividade radioativa do carbono-14 no fóssil vivo é 14 dpm · g–1, que é a mesma da atmosfera. De acordo com os dados do problema, analise as proposições a seguir.
I. A partícula X possui número de massa 1 e carga 1; por-tanto, trata-se de um próton.
II. Meia-vida é o tempo necessário para que metade da amostra radioativa decaia a seus produtos.
III. O carbono-14, ao emitir uma partícula , produz um elemento que apresenta número atômico com uma unidade maior.
IV. O número de meias vidas é igual a três; portanto, a idade aproximada da amostra é 17 190 anos.
V. O poder de penetração de uma partícula é maior do que de uma radiação gama.
Assinale a alternativa CORRETA.a) I, II e V são verdadeiras.b) I, III, IV e V são verdadeiras.c) II, III e IV são verdadeiras.d) I, II e III são verdadeiras.e) I, II, III e IV são verdadeiras.
26
04.18. (FPT – PR) – Depois de ler atentamente, marque V para as verdadeiras e F para as falsas:( ) As desintegrações radioativas sempre apresentam
uma cinética de 1a. ordem. A consequência prática deste fato é que o tempo de meia-vida permanece constante.
( ) Nas usinas termonucleares, a energia contida no nú-cleo dos átomos é convertida em calor (pela fissão), depois em energia mecânica e, finalmente, em ener-gia elétrica.
( ) Para ser utilizado como combustível nuclear, o urânio deve passar por um enriquecimento (que inclui pro-cessos de separação), isto é, deve haver um aumento do teor do seu isótopo físsil.
( ) Deve ser dada uma destinação segura ao chamado “lixo atômico” (resíduo das usinas nucleares). Se isso for corretamente feito, não costuma dar problemas práticos.
( ) A fusão nuclear atualmente ainda não é utilizada para produzir energia comercialmente.
( ) Apesar da sua má fama (devida aos horrores da bom-ba atômica), a radioatividade também pode ter aplica-ções muito úteis, como o tratamento do câncer, vários exames médicos, a produção de energia elétrica, a pesquisa de reações químicas e a datação de fósseis.
Indique a quantidade de afirmações verdadeiras:a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6
04.19. (UFRGS) – A usina nuclear de Fukushima continua apresentando problemas de vazamento de materiais radioa-tivos. Estima-se que grandes quantidades de césio e estrôncio radioativos teriam chegado ao oceano Pacífico, através da água subterrânea acumulada no subsolo da usina. Os isóto-pos radioativos mais significativos nesses vazamentos seriam césio-134, césio-137 e estrôncio-90.Sobre os átomos de césio e estrôncio, considere as afirma-ções abaixo.
I. Césio é o mais eletropositivo e o de menor potencial de ionização entre todos os elementos químicos, à exceção do frâncio que tecnicamente tem sua abundância con-siderada como zero em termos práticos.
II. O isótopo radioativo estrôncio-90 representa um sério risco, tendo em vista que pode substituir com facilidade o cálcio dos ossos, pois ambos formam cátions com carga 2+ e apresentam raios iônicos com valores relativamente próximos.
III. Os átomos dos isótopos de césio-134, de césio-137 e de estrôncio-90 emitem radiações altamente ionizantes devido à grande eletronegatividade desses isótopos.
Quais estão corretas?a) Apenas I.c) Apenas I e II.e) I, II e III.
b) Apenas III.d) Apenas II e III.
Aula 04
27Química 2E
Discursivos04.20. (UFLA – MG) – Alguns átomos possuem núcleos instáveis e, para alcançarem a estabilidade, emitem radiações (sofrem decaimento radioativo). As partículas mais comuns emitidas nas reações de decaimento radioativo são 2
4, −10 e 0
0. Uma série radioativa diz respeito aos vários decaimentos que um átomo instável sofre até atingir a estabilidade. Parte da série radioativa de 92U238 é mostrada no esquema:
21885226 222 218 210
88 86 84 82 (estável)21482
AtRa Rn Po Pb
Pb→ →
a) Escreva a equação de decaimento radioativo do 88Ra226 para 86Rn222, indicando qual(is) partícula(s) é(são) emitida(s).
b) Escreva a equação da Lei da Velocidade de Decaimento do 88Ra226, sabendo-se que é uma reação elementar.
c) Conhecendo-se o tempo de meia-vida do 88Ra226 (1620 anos), qual seria o tempo necessário para que esse perdesse 75% de sua atividade?
04.21. (FUVEST – SP) – A proporção do isótopo radioativo do carbono (14C), com meia-vida de, aproximadamente, 5 700 anos, é constante na atmosfera. Todos os organismos vivos absorvem tal isótopo por meio de fotossíntese e alimentação. Após a morte desses organismos, a quantidade incorporada do 14C começa a diminuir exponencialmente, por não haver mais absorção.a) Balanceie a equação química da fotossíntese e destaque nela o composto em que o 14C foi incorporado ao organismo.
b) Por que um pedaço de carvão que contenha 25% da quantidade original de 14C não pode ser proveniente de uma árvore do início da era cristã?
c) Por que não é possível fazer a datação de objetos de bronze a partir da avaliação da quantidade de 14C?
“O sucesso resulta de cem pequenas coisas feitas de forma um pouco melhor. O insucesso, de cem pequenas coisas feitas de forma um pouco pior.”
Henry Kissinger
28
Gabarito04.20. a) 88
22686
22224Ra Rn→ + α
Partícula
b) v = C ∙ N 1 1a. ordem C = constante radioativa N = número de átomos de 226Rac) 100% 50 25%
dois períodos de meia vida t = 2 x 1620 = 3240 anos
04.21. a) 6 CO2 + 12 H2O C6H12O6 + 6 H2O + 6 O2 Por meio da glicose (C6H12O6) o carbono-14 foi incorporado ao organismo.
b) Como a quantidade de carbono-14 no carvão é 25% da quanti-dade original, passaram-se 2 meias-vidas: Sendo assim, a árvore que originou esse carvão morreu há 11 400 anos, ou seja, bem antes do início da Era Cristã (aproximadamente 2000 anos atrás).
c) Porque o bronze não contém carbono. Ele é uma liga metálica constituída de cobre e estanho.
04.01. c04.02. d04.03. 14 (02, 04, 08)04.04. d04.05. e04.06. 36 (04, 32)04.07. d04.08. 31 (01, 02, 04, 08, 16)04.09. 34 (02, 32)04.10. a04.11. d04.12. b04.13. 15 (01, 02, 04, 08)04.14. e04.15. e04.16. 49 (01, 16, 32)04.17. e04.18. e04.19 c
1
05Aula Química
3E
Eletrólitos – BasesSabe-se que a água pura prati-
camente não conduz corrente elé-trica. Por outro lado, uma solução aquosa de sal de cozinha (cloreto de sódio) conduz corrente elétrica.
Essa diferença deve-se ao fato de o sal, quando dissolvido na água, liberar partículas carregadas eletrica-mente. Essas partículas são chamadas de íons. Há dois tipos de íons:
+ cátion
– ânion
Observa-se que o cloreto de sódio sólido, apesar de possuir íons (Na+Cℓ–), não conduz corrente elétrica. Nota-se também que o cloreto de sódio líquido conduz corrente elétrica.
Pode-se concluir que não basta haver íons para ocorrer a condução de corrente elétrica. É necessário que os íons tenham a devida mo-bilidade, o que não acontece no estado sólido.
A solução aquosa de sacarose não conduz corrente elétrica e desse fato conclui-se que nessa solução não há íons. Portanto, para uma solução conduzir corrente elétrica, é preciso que ela possua íons.
O movimento dos íons pela solução permite a condução de corrente elétrica.
As substâncias que provocam o aparecimento de íons são chama-das de eletrólitos.
Eletrólitos são substâncias que, quando se dissolvem, li-beram íons em solução.
Uma solução que conduz cor-rente elétrica é chamada de solução eletrolítica.
O caso do sal de cozinha em água pode ser observado a seguir:
Cloreto de sódiosólido
Íon Cℓ– Íon Na+
Água
Solução de cloreto de sódio
O processo pode ser represen-tado pela equação abaixo; o cloreto de sódio é um composto formado por íons (composto iônico) e, quando se dissolve na água, esses íons se separam:
Na+Cℓ–(s)
H2O Na+
(aq) + Cℓ–(aq)
A esse processo de separação dos íons dá-se o nome de dissocia-ção iônica.
Ilust
raçõ
es: L
ivan
zir P
adilh
a. 2
008.
Dig
ital.
Água pura
H2O(Lâmpada não acende)
Na+Cℓ– aquoso
NaCℓ(aq)(Lâmpada acende)
Na+Cℓ– sólido
NaCℓ(s)(Lâmpada não acende)
Na+Cℓ– líquido
NaCℓ(ℓ)(Lâmpada acende)
Solução aquosade sacarose (açúcar)
C12H22O11(aq)(Lâmpada não acende)
2
A dissociação iônica pode ser explicada da seguinte maneira: a água é uma substância polar, pois uma parte da sua molécula possui carga positiva (os hidro-gênios) e outra parte da molécula possui carga negativa (o oxigênio). Ocorre assim uma atração elétrica entre os íons liberados pelo eletrólito e as moléculas de água. Genericamente, esse fato é chamado de solvatação e, quando o solvente é a água, é conhecido por hidratação.
Outro exemplo de eletrólito é o cloreto de hidrogê-nio.
O cloreto de hidrogênio é um gás à temperatura am-biente e solúvel em água. Quando cloreto de hidrogênio e água são misturados, a água age sobre as moléculas de cloreto de hidrogênio, acontecendo a formação de íons na solução.
Molécula de cloreto de hidrogênio
São dissolvidas moléculas
Em solução resultam íons
O processo pode ser representado pela equação abaixo; o cloreto de hidrogênio não é formado por íons, ou seja, é um composto molecular:
HCℓ(g) H2O
H+(aq) + Cℓ–
(aq)
Somente quando ele se dissolve na água é que suas moléculas são rompidas e aparecem os íons: os cátions H+ e os ânions Cℓ–.
A esse processo de formação de íons dá-se o nome de ionização.
Deve-se ressaltar que nem todos os compostos molecu-lares sofrem ionização: a sacarose (açúcar) é um composto molecular e, como foi visto, sua solução aquosa não possui íons (não é uma solução eletrolítica: não conduz corrente elétrica). O açúcar não é um eletrólito porque suas molé-culas não se rompem, continuam eletricamente neutras e, assim, não são atraídas pelo campo elétrico.
Quanto mais íons um eletrólito liberar, mais forte ele será (conduzirá mais corrente elétrica).
Os eletrólitos que serão estudados são os ácidos, as bases e os sais. Cada uma dessas classes é uma função da Química Inorgânica.
Função química é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes.
Bases
Função baseSe forem estudadas algumas soluções aquosas (por
exemplo soda cáustica, leite de magnésia, água com cinza ou água com sabão), pode-se perceber que elas possuem propriedades semelhantes: conduzem a cor-rente elétrica, quando gotas do indicador fenolftaleína são adicionadas a essas soluções ocorre alteração na cor (ficam róseas) e algumas apresentam sabor adstringente (“amarram” a boca). Pode-se concluir que essas soluções contêm substâncias que apresentam propriedades químicas semelhantes, ou seja, essas substâncias per-tencem à mesma função química. Verifica-se também que essas propriedades são diferentes daquelas apre-sentadas pelos ácidos. A essa nova função os químicos deram o nome de função base (ou hidróxido).
Os conhecimentos adquiridos a respeito da função base restringem-se à escala macroscópica. Vamos agora considerar a escala microscópica e formular uma teoria que justifique o motivo de substâncias diferentes apresentarem, experimentalmente, o mesmo compor-tamento químico.
Embora sejam substâncias diferentes, o que as bases têm em comum para apresentarem as mesmas proprie-dades químicas?
Base(aq): libera (OH)–
Todas as bases apresentam em comum a presença do íon hidróxido, (OH)–, também chamado de hidroxila ou oxidrila.
Aula 05
3Química 3E
Arrhenius comprovou que as propriedades das subs-tâncias pertencentes à função base são uma consequên-cia de todas originarem o mesmo íon negativo (OH–), ao serem dissolvidas em água. Assim surgiu o conceito de base proposto por Arrhenius:
Base é qualquer composto que, dissolvido em água, dá origem ao íon OH– como único ânion. O cátion pode variar de base para base.
Com isso, podemos justificar em escala microscópica o que foi observado em escala macroscópica: o respon-sável pelo sabor adstringente de algumas bases, por provocar alteração na cor da fenolftaleína e por tornar a pele lisa e escorregadia é o íon OH– liberado pelas bases, quando dissolvidas em água.
Nomenclatura e formulaçãoPara a formulação e nomenclatura das bases, é
necessário conhecer alguns cátions metálicos.
Observação:Ao montar a fórmula de uma base, deve-se
fazer com que o total de cargas positivas prove-nientes do cátion seja igual ao total de cargas negativas provenientes do íon hidróxido (OH–).
Cátions metálicos com carga fixa
Elemento metálico Carga e Símbolo
Alcalinos (1A) 1+ Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Fr+
Alcalinoterrosos (2A) 2+ Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ra2+
Prata 1+ Ag+
Zinco 2+ Zn2+
Alumínio 3+ Aℓ3+
Esses metais formarão somente uma base. A nomen-clatura segue a regra:
“Hidróxido de” nome do elemento
Exemplos:
Na1+ OH1– NaOH: hidróxido de sódio
Ca2+ OH1– Ca(OH)2: hidróxido de cálcio
Aℓ3+ OH1– Aℓ(OH)3: hidróxido de alumínio
Cátions metálicos com carga variável
Elemento metálico
Carga
1+ 2+ 3+ 4+
Cobre Cu+ Cu2+
Mercúrio (Hg2)2+ Hg2+
Ouro Au+ Au3+
Ferro Fe2+ Fe3+
Cobalto Co2+ Co3+
Níquel Ni2+ Ni3+
Cromo Cr2+ Cr3+
Estanho Sn2+ Sn4+
Chumbo Pb2+ Pb4+
Manganês Mn2+ Mn4+
Esses metais formarão mais de uma base. A nomen-clatura das bases, nesse caso, pode ser feita de duas maneiras, como veremos a seguir.
1a. ) “Hidróxido de” nome do elemento + carga do cátion em algarismos romanos
Exemplos:
Cu1+ OH1– CuOH: hidróxido de cobre I
Cu2+ OH1– Cu(OH)2: hidróxido de cobre II
Fe2+ OH1– Fe(OH)2: hidróxido de ferro II
Fe3+ OH1– Fe(OH)3: hidróxido de ferro III
4
2a. ) Se o cátion apresentar apenas duas cargas:
“Hidróxido de” nome do elemento + oso (carga menor)
“Hidróxido de” nome do elemento + ico (carga maior)
Exemplos:
Cu1+ OH1– CuOH: hidróxido cuproso
Cu2+ OH1– Cu(OH)2: hidróxido cúprico
Fe2+ OH1– Fe(OH)2: hidróxido ferroso
Fe3+ OH1– Fe(OH)3: hidróxido férrico
Dissociação iônicaAo serem adicionados em água, os hidróxidos geral-
mente sofrem dissociação iônica, liberando como íon negativo a hidroxila (OH–):
NaOH H2O
Na+ + (OH)–
Ca(OH)2 H2O
Ca2+ + 2(OH)–
Al(OH)3 H2O
Aℓ3+ + 3(OH)–
Hidróxido de amônio (amoníaco)NH3: amônia
(NH4)+: cátion amônio (não é formado por metal)
O gás amônia é um composto molecular que, ao ser dissolvido em água, sofre ionização, produzindo (OH)– como único ânion:
NH3 + H2O NH4OH (NH4)+ + (OH)–
NH4OH: hidróxido de amônio
(existe apenas em solução aquosa)
Pode-se dizer, portanto, que a amônia é uma subs-tância com caráter básico.
As bases mais importantes geralmente são compostos iônicos e, em solução aquosa, sofrem dissociação iônica.
SolubilidadeSolubilidade em água (a 20°C) de algumas bases (em
gramas por litro de água):KOH – 1120
NaOH – 1090
Ba(OH)2 – 39
Sr(OH)2 – 4
Ca(OH)2 – 1,7
Mg(OH)2 – 0,009
Aℓ(OH)3 – 0,008
Fe(OH)2 – 0,001
Amônia e água são miscíveis em qualquer proporção.
Quanto à solubilidade em água, as bases são classi-ficadas em:
Solúveis: bases de metais alcalinos e NH4OH
Pouco solúveis: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
Insolúveis: as demais
ForçaBases fortes: bases de metais alcalinos, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2
Bases fracas: as demais
Geralmente as bases fortes são iônicas e as bases fracas são moleculares.
Vale observar que o NH4OH (composto molecular) é uma base solúvel, porém é fraca.
Nomes particularesNaOH: soda cáustica
KOH: potassa
Ca(OH)2: cal extinta ou apagada ou hidratada
Mg(OH)2: a suspensão aquosa é chamada leite de magnésia
NH4OH: amoníaco
Testes
Assimilação05.01. (UFRGS) – Os sistemas:
I. Fio de cobre metálico: Cu(s);II. Solução aquosa de sulfato de cobre: CuSO4(aq);III. Cloreto de sódio fundido: NaCℓ(ℓ);são condutores de eletricidade. As partículas responsáveis pela condução da corrente elétrica, em cada sistema, são, respectivamente,
a) elétrons, íons e íons.b) elétrons, elétrons e elétrons.c) átomos, íons e moléculas.d) cátions, ânions e elétrons.e) átomos, cátions e ânions.
Aula 05
5Química 3E
05.02. (UP – PR) – Antes de chegar às nossas casas, a água passa por um tratamento. O objetivo é deixá-la própria ao nosso consumo. Assim, a água da torneira não é água pura. Ao contrário, ela contém várias substâncias dissolvidas, além dos produtos utilizados no seu tratamento municipal. Por esse motivo, deve-se tomar muito cuidado para que esse líquido não entre em contato com fios elétricos desencapados, pois:a) o risco de levar um choque elétrico é grande, devido
à presença de moléculas que facilitam a condução de corrente elétrica.
b) sendo uma solução não eletrolítica, a condutividade elétrica é grande.
c) a presença de substâncias dissolvidas faz com que o sistema seja eletricamente neutro e não conduza corrente elétrica.
d) há várias substâncias iônicas dissolvidas que têm seus íons dissociados. A presença dessas cargas em movimento torna a água da torneira condutora de corrente elétrica.
e) por ser uma solução molecular, conduz corrente elétrica.
05.03. (UFCE) – Analise as afirmações a seguir:I. O processo KBr K+ + Br– representa uma ionização.II. Uma solução composta de H2O e NaCℓ pode ser chamada
de solução eletrolítica.III. Ácidos fortes pertencem à classe de compostos denomi-
nados genericamente de eletrólitos fortes.Está(ão) CORRETA(s) a(s) afirmativa(s):a) Ib) IIc) IIId) II, IIIe) I, II, III
05.04. (UFAM) – O hidróxido de sódio (NaOH), muito co-nhecido como soda cáustica, é produzido pela eletrólise da salmoura bruta obtida por dissolução de sal marinho ou de jazidas subterrâneas (sal-gema) em água. É amplamente empregado na fabricação de sabões e detergentes, de fibras e de plásticos, de vidros, de substâncias petroquímicas, de polpa de madeira e papel, de fertilizantes, explosivos e sol-ventes, dentre outras. Sua classificação química como base forte é responsável pelas suas diversas aplicações porque:a) não se dissolve na água.b) reage para formar cristais de sal em água.c) não conduz corrente elétrica.d) não reage com ácidos.e) facilmente libera íons hidróxido.
Aperfeiçoamento05.05. (UFMG) – Uma colher de chá contendo sal de cozinha foi adicionada a um copo com 250 mL de água a 25°C. O sistema foi agitado até a completa dissolução do sal.Com relação à solução resultante, todas as alternativas estão corretas, exceto:a) Ela é eletricamente neutra.c) Ela é homogênea.e) Ela é saturada.
b) Ela é eletrolítica.d) Ela é incolor.
05.06. (UCS – RS) – Assinale a soma das afirmativas corretas relacionadas à dissolução do cloreto de hidrogênio à água:01) Ocorre uma ionização: a ligação entre o H e o Cℓ é que-
brada e os elétrons ficam com o Cℓ.02) Na solução existem cátions H+ e ânions Cℓ–.04) Obtém-se uma solução eletrolítica.08) Cada molécula de cloreto de hidrogênio pode liberar
um H+.16) Forma-se uma solução que conduz corrente elétrica.32) Este processo não pode ocorrer, pois o cloreto de hidro-
gênio não se dissolve na água.
05.07. (CESGRANRIO – RJ) – Com base na tabela de graus de ionização apresentada a seguir,
Ácido Grau de ionização ( )
HF 8%
HCℓ 92%
HCN 0,008%
H2SO4 61%
H3PO4 27%
podemos concluir que o ácido mais forte é:a) HF b) HCℓ c) HCN d) H2SO4 e) H3PO4
6
05.08. (UFPR) – Se forem misturados cloreto de sódio, água, gasolina e n-hexano, é correto afirmar:01) A mistura terá duas fases, sendo uma delas constituída
pela gasolina e o n-hexano.02) O n-hexano, um composto apolar, não se dissolverá na
água por ser este um composto polar.04) O cloreto de sódio, ao dissolver-se na água, formará
uma solução iônica.08) Será formada uma mistura homogênea.16) A gasolina não irá se misturar aos demais compostos.
05.09. (FGV – SP) – Alguns compostos, quando solubilizados em água, geram uma solução aquosa que conduz eletrici-dade. Dos compostos abaixo: I. Na2SO4;
III. C12H22O11;
V. CH3COOH;
II. O2;
IV. KNO3;
VI. NaCℓ.formam solução aquosa que conduz eletricidade:a) apenas I, IV e VI.c) todos.e) apenas VI.
b) apenas I, IV, V e VI.d) apenas I e VI.
05.10. (MACK – SP) – Na reação entre os gases N2 e H2, obtém-se unicamente gás amônia. A solução aquosa de amônia recebe o nome de amoníaco (hidróxido de amônio), que é o componente ativo de produtos de limpeza usados para remoção de gorduras. A partir dessas informações, considere as seguintes afirmações:
I. O hidróxido de amônio tem fórmula NH3.II. Na formação do gás amônia, a reação é N2 + 3 H2 → 2 NH3.
III. O amoníaco tem fórmula NH4OH.IV. A amônia tem fórmula NH4OH.V. O cheiro irritante e forte que se sente quando se usa
amoníaco é proveniente do gás nitrogênio. Estão corretas somente:a) I e IV b) II e V c) II e IIId) I e IIe) III e V
Aprofundamento05.11. (CESCEM – SP) – Cite a característica mais importante que um solvente deveria apresentar para provocar ionização dos compostos nele dissolvidos:a) existir como líquido em condições ambiente;b) possuir moléculas polares;c) ser um bom condutor de eletricidade;d) possuir densidade elevada;e) ser orgânico.
05.12. (UNESP – SP) – Estudos comprovam que o mar Morto vem perdendo água há milhares de anos e que esse processo pode ser acelerado com o aquecimento global, podendo, inclusive, secar em algumas décadas. Com relação a esse processo de perda de água, foram feitas as seguintes afirmações:
I. a concentração de NaCℓ irá diminuir na mesma proporção da perda de água;
II. a condutividade da água aumentará gradativamente ao longo do processo;
III. a densidade da água, que hoje é bastante alta, irá diminuir com o tempo;
IV. o ponto de ebulição da água irá aumentar gradativamente.Está correto o contido apenas ema) I. b) III. c) I e III. d) II e III. e) II e IV.
05.13. (UEL – PR) – Qual das alternativas abaixo representa o eletrólito mais forte?a) O que possui grau de dissociação ( ) igual a 40 %.b) Aquele que possui = 0,85 %.c) O que tem 40 moléculas dissociadas em cada 200 mo-
léculas dissolvidas.d) Aquele no qual ¾ das moléculas estão dissociadas.e) O eletrólito que apresenta metade das moléculas dis-
sociadas.
Aula 05
7Química 3E
05.14. (UDESC) – A condutividade elétrica de um material depende muito do tipo de ligação química da qual o material é formado e do estado físico em que este se encontra. Sendo assim, materiais como prata, açúcar de cana (sacarose) e sal de cozinha (cloreto de sódio) apresentam comportamentos distintos quanto à condutividade elétrica. Em relação à con-dutividade elétrica assinale a alternativa correta.a) O açúcar é uma substância iônica que não conduz bem
a eletricidade.b) O açúcar é um bom condutor de corrente elétrica porque
possui cargas livres em seu retículo cristalino molecular.c) O cloreto de sódio fundido não conduz corrente elétrica.d) Um objeto de prata é bom condutor de corrente elétrica
porque apresenta elétrons livres em seu retículo cristalino metálico.
e) O cloreto de sódio é um bom condutor de corrente elé-trica em temperaturas inferiores ao seu ponto de fusão.
05.15. (UCC – BR) – Leia com atenção as afirmações abaixo e some as verdadeiras:01) Água pura não é boa condutora de corrente elétrica,
pois praticamente não tem íons.02) Eletrólitos são substâncias que, quando se dissolvem,
liberam íons.04) Uma solução que conduz corrente elétrica é chamada
solução eletrolítica.08) O cloreto de sódio na condição ambiente (sólido) não
conduz corrente elétrica, mas o NaCℓ fundido (derreti-do) conduz.
16) A solução aquosa de um sal conduz corrente elétrica: os cátions movimentam-se no sentido do polo negati-vo enquanto que os ânions movimentam-se no senti-do do polo positivo.
32) Glicose em solução aquosa não conduz corrente elé-trica pois suas moléculas não se “quebram” e, portanto, continuam eletricamente neutras.
05.16. Analise as afirmações abaixo e assinale a quantidade de falsas:
I. Numa solução eletrolítica o composto dissolvido pode ser iônico ou molecular.
II. Numa solução não eletrolítica (também chamada de molecular) o composto dissolvido é sempre molecular.
III. Um ácido puro não conduz corrente elétrica pois é um composto molecular, mas um ácido dissolvido na água forma uma solução que conduz a corrente elétrica.
IV. Um composto iônico puro, na temperatura ambiente, não conduz corrente elétrica, pois está no estado sólido.
V. Quanto mais íons houver em uma solução, mais forte é o eletrólito.
VI. A interação (afinidade) entre partículas de soluto e de solvente é conhecida como solvatação. Quando o solven-te é a água, a solvatação é conhecida como hidratação.
a) 4 b) 3 c) 2 d) 1 e) zero
05.17. (VUNESP – SP) – Uma dona de casa fez a seguinte sequência de operações:1o. ) colocou em água folhas de repolho roxo picado;2o. ) depois de algum tempo, o repolho ficou na parte de baixo
do recipiente e o líquido ficou sobre ele;3o. ) despejou o líquido, que apresentava cor roxa, em dois
copos;4o. ) adicionou vinagre em um copo e a cor não se modificou;5o. ) adicionou leite de magnésia no outro copo e a cor
tornou-se verde.Os nomes dos processos de separação empregados nas operações 1o. e 2o., e o nome da substância que dá a coloração ao repolho e à água são, respectivamente:a) filtração, catação e corante.b) evaporação, decantação e titulante.c) solubilização, filtração e indicador ácido-base.d) extração, decantação e indicador ácido-base.e) destilação, decantação e corante.
8
05.18. (OSEC – SP) – Uma base forte deve ter ligado ao grupo (OH)–:a) um elemento muito eletronegativob) um ametalc) um metal que dê 3 elétronsd) um metal de transiçãoe) um elemento muito eletropositivo
05.19. Analise as afirmações a seguir e some as verdadeiras:01) Muitos elementos químicos que formam cátions com
carga variável são metais de transição. 02) De maneira geral, as bases mais solúveis na água são
fortes. 04) A amônia apresenta caráter básico, pois sua dissolução
em água provoca a liberação de OH–. 08) Os cátions geralmente são constituídos por metais. 16) A tendência geral de um metal é perder elétron.32) A carga elétrica total de qualquer substância vale zero.
Discursivos05.20. (UNICAMP – SP) – Indique nas afirmações a seguir, o que é correto ou incorreto, justificando sua resposta em poucas palavras:"Uma solução aquosa de cloreto de hidrogênio apresenta o número de cátions H+ igual ao de ânions Cℓ–. Portanto é eletri-camente neutra e não conduz a eletricidade."
05.21. Escreva o nome ou a fórmula das seguintes bases e classifique-as segundo os critérios solicitados:
Base Nome No. de (OH)– Força Hidrosso-lubilidade
KOH
Hidróxido de cálcio
Aℓ(OH)3
Hidróxido de ouro I (auroso)
Hidróxido de ouro III (áurico)
CuOH
Cu(OH)2
Hidróxido de amônio
Aula 05
9Química 3E
05.22. (PUCMG) – Gás tóxico vaza de vagão e assusta moradores de bairro“Defeito em válvula causou escape de amônia; área num raio de 800 metros ficou interditada.”
Correio Popular, Campinas, 30 junho de 1996
Em relação ao texto, responda às perguntas:a) Qual a fórmula molecular da substância mencionada?
b) Qual o estado físico dessa substância nas condições ambientes?
c) Que se pode afirmar sobre ela quando dissolvida em água: é ácido, base ou nenhum dos dois?
d) Justifique sua resposta do item anterior com auxílio de uma equação química.
e) A substância mencionada é tóxica, porque em contato com a água que existe dentro do nariz e dos pulmões, reage pro-duzindo um íon negativo que é perigoso. Que íon é esse?
f ) Como se chama o cátion derivado da substância mencionada no texto? Qual sua fórmula molecular?
Homens fracos acreditam na sorte. Homens fortes acreditam em esforço para alcançar seus feitos.(Ralph Emerson)
05.01. a05.02. d05.03. d05.04. e05.05. e05.06. 31 (01, 02, 04, 08, 16)05.07. b05.08. 07 (01, 02, 04)05.09. b05.10. c05.11. b05.12. e05.13. d05.14. d05.15. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)05.16. e05.17. d05.18. e05.19. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)05.20. Há 3 afirmações:
1. “número de cátion H+ igual ao ânions Cℓ–“ correta. Na ioniza-ção do HCℓ, para cada cátion de H+ formado, forma-se também um ânion Cℓ–, de acordo com a equação:
HCℓ(g) H2O 1H+
(aq) + 1Cℓ–(aq)
2. “eletricamente neutra” correta.É consequência imediata da afirmação anterior.
3. “não conduz a eletricidade” incorreta.A presença de íons faz com que a solução conduza corrente elé-trica (solução eletrolítica).
Gabarito05.21.
Base NomeNo. de (OH)– Força
Hidrosso- lubilidade
KOHHidróxido de
potássio1 Forte Solúvel
Ca(OH)2Hidróxido de
cálcio2 Forte
Pouco solúvel
Aℓ(OH)3Hidróxido de
alumínio3 Fraca Insolúvel
AuOHHidróxido de
ouro I (auroso)1 Fraca Insolúvel
Au(OH)3Hidróxido de
ouro III (áurico)3 Fraca Insolúvel
CuOHHidróxido de co-bre I (cuproso)
1 Fraca Insolúvel
Cu(OH)2Hidróxido de co-
bre II (cúprico)2 Fraca Insolúvel
NH4OHHidróxido de
amônio1 Fraca Solúvel
05.22. a) NH3
b) Gasosoc) Based) NH3 + H2O NH4OHe) (OH)–
f ) Cátion amônio: (NH4)+
Ácidos
3EAula 06Química
Com o mesmo critério utilizado para organizar os elementos na tabela periódica (semelhança nas propriedades químicas), é possível classificar algumas substâncias químicas conhecidas.
Os químicos chamam de função química o con-junto de substâncias que apresentam semelhança em suas propriedades químicas.
As principais funções que serão estudadas aqui são: ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS.
Função ácidoSe forem estudadas algumas soluções aquosas
(refrigerante, vinagre, ácido muriático e suco de limão), pode-se perceber que todas elas possuem propriedades semelhantes: apresentam sabor azedo, conduzem a corrente elétrica, quando colocadas sobre o calcário produzem efervescência (liberação de gás) e quando gotas do indicador fenolftaleína são adicionadas a essas soluções não ocorre alteração na cor (permanecem incolores). Pode-se concluir que essas soluções contêm substâncias que apresentam as mesmas propriedades químicas, ou seja, essas substâncias pertencem à mes-ma função química. A essa função os químicos deram o nome de função ácido.
Os conhecimentos adquiridos a respeito da função ácido restringem-se ao nível macroscópico. Agora vamos considerar o nível microscópico e formular uma teoria que justifique o motivo de substâncias diferentes apresentarem, experimentalmente, o mesmo compor-tamento químico, ou seja, as mesmas propriedades químicas.
Embora sejam substâncias diferentes, o que os compostos pertencentes à função ácido têm em comum para apresentarem as mesmas propriedades químicas?
Ácido(aq): libera H+
Todos os ácidos dissolvidos apresentam em comum a presença do íon H+, ou seja, um átomo de hidrogê-nio que perdeu um elétron.
O cientista sueco Arrhenius mostrou, em 1887, que as propriedades ácidas são consequências do fato de to-dos os ácidos, ao serem dissolvidos em água, originarem o mesmo íon positivo (H+). Assim surgiu o conceito de ácido de Arrhenius:
Ácido é qualquer composto molecular que, em solução aquosa, libera o íon H+ como único cátion. O ânion pode variar de ácido para ácido.
Com isso, podemos justificar em escala microscópica o que foi observado em escala macroscópica: o respon-sável pelo sabor azedo dos ácidos, pela inalterabilidade da cor da fenolftaleína e pelo ataque ao mármore é o íon H+ liberado pelas substâncias ácidas, quando dissolvidas em água. Estruturalmente o H+ é apenas um próton.
Observação:Sabe-se atualmente que a definição de
Arrhenius deveria ser corrigida, pois o cátion H+ liberado une-se a uma molécula de água, for-mando o cátion H3O+, denominado hidrônio ou hidroxônio. Por razões práticas, continuaremos a representá-lo simplesmente por H+.
H+ + H2O H3O+
IonizaçãoOs ácidos são compostos moleculares (apresentam
apenas ligações covalentes) e, em solução aquosa, sofrem ionização.
Ao adicionarmos HCℓ em água, observa-se a ioniza-ção do ácido, que pode ser representada pela equação abaixo:
HCℓ H2O
H+ + Cℓ–
ou
HCℓ + H2O H3O+ + Cℓ–
10
Aula 06
11Química 3E
O mesmo ocorre quando se adiciona HNO3 em água:
HNO3 H2O
H+ + NO3–
ou
HNO3 + H2O H3O+ + NO3–
Portanto, o processo de ionização de um ácido gené-rico HA pode ser escrito da seguinte maneira:
HA H2O
H+ + A–
ácido cátion ânion
O átomo de hidrogênio que se converte no cátion H+ chama-se hidrogênio ionizável. Um hidrogênio é ionizável quando estiver ligado a um elemento muito eletronegativo. Para a maioria dos ácidos, o número de hidrogênios ionizáveis é igual ao número de átomos de hidrogênio presentes na molécula do ácido.
Exemplos:
Ácido No. de H+
Ácido clorídrico (HCℓ) 1
Ácido nítrico (HNO3) 1
Ácido sulfúrico (H2SO4) 2
Ácido fosfórico (H3PO4) 3
Ácido carbônico (H2CO3) 2
Principais exceções:
Ácido No. de H+
Ácido fosforoso (H3PO3)(ou ácido fosfônico)
2
Ácido hipofosforoso (H3PO2)(ou ácido fosfínico)
1
Quando um ácido possui mais de um hidrogênio ionizável, a ionização se processa em etapas. Têm-se tantas etapas quantos forem os hidrogênios ionizáveis presentes na molécula do ácido. Em cada etapa, ocorrerá formação de um íon H+.
Exemplo:
Ionização do ácido sulfúrico
H2SO4 H2O
H+ + HSO–4
HSO–4
H2O H+ + SO2–
4-----------------------------------------------H2SO4 2H+ + SO2–
4
Classificação dos ácidos
I. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
• Monoácidos ou ácidos monopróticos: possuem um hidrogênio ionizável (1H+).
Exemplos: HCℓ, HNO3, H3PO2
• Diácidos ou ácidos dipróticos: possuem dois hidro-gênios ionizáveis (2H+).
Exemplos: H2SO4, H2S, H3PO3
• Triácidos ou ácidos tripróticos: possuem três hidro-gênios ionizáveis (3H+).
Exemplos: H3PO4, H3BO3
II. Quanto à presença ou ausência de oxigênio
• Hidrácidos: não possuem oxigênio na molécula.
Exemplos: HCℓ, HCN
• Oxiácidos: possuem oxigênio na molécula.
Exemplos: HNO3, H2SO4
III. Quanto à presença ou ausência de carboxila (–COOH)
• Ácidos inorgânicos: não possuem carboxila na molécula.
Exemplos: HCN, H2CO3
• Ácidos orgânicos: possuem carboxila na molécula.
Exemplos: o único exemplo de interesse no momen-to é o ácido acético, CH3COOH.
Observação:Na molécula de um ácido orgânico, somente o
hidrogênio da carboxila é ionizável. Assim, o ácido acético apresenta somente um hidrogênio ionizável.
CH3COOH H+ + CH3COO–
ácido monoprótico
IV. Quanto à volatilidade • Ácidos fixos: são sólidos ou líquidos pouco voláteis.
Exemplos:
– H2SO4 (P.E. = 330°C): é o mais fixo dos ácidos comuns
– H3PO4
12
• Ácidos voláteis: são gases ou líquidos voláteis.
Exemplos:
– Hidrácidos
– H3CCOOH
V. Quanto à forçaOs conceitos que seguem nesta aula só são válidos
para ácidos suficientemente diluídos.
Analise a figura a seguir, na qual são representadas soluções aquosas de ácido clorídrico (HCℓ) e de ácido carbônico (H2CO3):
Ilust
raçõ
es: L
ivan
zir P
adilh
a. 2
008.
Dig
ital.
HCℓ(aq)
Brilho muito intenso (ácido forte)
H2CO3(aq)
Brilho pouco intenso (ácido fraco)
São os íons livres, presentes na solução, os responsá-veis pela condução da corrente elétrica. Quanto maior o número de íons livres presentes, maior será a condu-tividade elétrica da solução (mais intenso é o brilho da lâmpada) e mais forte é o ácido.
Ácido forte é aquele que se ioniza totalmente em solução aquosa suficientemente diluída.
Em solução, estes ácidos existem exclusivamente sob a forma de íons.
Será tomado como exemplo um ácido qualquer HX. Este ácido será considerado forte quando em solução aquosa se ionizar totalmente em íons H+ e X– segundo a equação
HX H+ + X–
Portanto, neste caso, praticamente 100% das molé-culas sofreram ionização.
Ácido fraco é aquele que se ioniza parcialmente em solução aquosa suficientemente diluída.
Em solução, estes ácidos existem sob a forma de uma mistura de íons e moléculas não ionizadas.
Será tomado como exemplo um ácido qualquer HY. Quando HY e água são misturados, algumas moléculas sofrem ionização segundo a equação:
HY H+ + Y–
No entanto, a maioria das moléculas de HY permane-cem sem se ionizarem. É por isso que o HY, neste caso, é considerado um ácido fraco.
A força pode ser expressa por uma grandeza de-nominada grau de ionização ( ), que indica a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas.
Exemplos:
HCℓ = 92%
Interpretação: de cada 1 000 moléculas de HCℓ dissolvidas, 920 sofrem ionização.
H2CO3 = 0,2%
Interpretação: de cada 1 000 moléculas de H2CO3 dissolvidas, 2 sofrem ionização.
Em função do grau de ionização, os ácidos são classi-ficados em fracos, moderados ou fortes.
Ácidos fracos: < 5%.
Exemplos:
H2CO3, HCN
Ácidos moderados: entre 5% e 50%.
Exemplos:
H3PO4, HF
Ácidos fortes: > 50%.
Exemplos:
H2SO4, HNO3, HCℓO4, HCℓ
Regras práticas para previsão da força de ácidos inorgânicos
1a.) Para hidrácidos:
Fortes: HCℓ, HBr, HI
Moderado: HF
Fracos: os demais
2a.) Para oxiácidos do tipo Hb EOa:Chamaremos de a o número de oxigênios presentes
no ácido e de b o número de H ionizáveis. Assim:
Aula 06
13Química 3E
• Se (a – b) = 3 ou 2 ácido forte.
Exemplos:
HCℓO4 (a – b) = 3
HNO3 (a – b) = 2
H2SO4 (a – b) = 2
• Se (a – b) = 1 ácido moderado.
Exemplos:
H3PO4 (a – b) = 1
HNO2 (a – b) = 1
• Se (a – b) = 0 ácido fraco.
Exemplo:
H3BO3 (a – b) = 0
Observações:1. Essas verificações são válidas para soluções di-
luídas.
2. Ácidos orgânicos são fracos.
3. Ácido carbônico (H2CO3), ao contrário do que prevê a regra (a – b = 1), não é um ácido mo-derado. É um ácido fraco e instável, já que se decompõe segundo a equação:
H2CO3 H2O + CO2
SolubilidadeOs ácidos inorgânicos comuns são solúveis em água.
Fórmulas e nomenclatura dos ácidosHidrácidos (ácidos não oxigenados) são denomi-
nados a partir do nome do elemento que os constitui, seguido pela terminação ídrico.
Ácido ídrico(elemento)
Exemplos:HF: ácido fluorídricoHCℓ: ácido clorídricoH2S: ácido sulfídricoHBr: ácido bromídricoHI: ácido iodídricoHCN: ácido cianídrico
Para dar nomes aos oxiácidos (ácidos oxigenados), é necessário conhecer alguns oxiácidos importantes, que recebem a terminação ico:
HCℓO3: ácido clórico
H2SO4: ácido sulfúrico
HNO3: ácido nítrico
H3PO4: ácido fosfórico
H2CO3: ácido carbônico
H3CCOOH: ácido acético
A partir dos oxiácidos terminados em ico, poderemos entender as fórmulas e a nomenclatura de outros ácidos. Observe o esquema a seguir:
aum
ento
do
no . de
Oper ico(elemento)
ico(elemento)
oso(elemento)
hipo oso(elemento)
Assim, com base no esquema, é possível determinar a fórmula e a nomenclatura de vários outros ácidos:
HCℓO4ácido
perclórico– – –
+ O
– O
– O
HCℓO3ácido
clórico
H2SO4ácido
sulfúrico
HNO3ácido
nítrico
H3PO4ácido
fosfórico
HCℓO2ácido
cloroso
H2SO3ácido
sulfuroso
HNO2ácido
nitroso
H3PO3ácido
fosforoso
HCℓOácido
hipoclo-roso
– –
H3PO2ácido
hipofosfo-roso
Os traços foram colocados no lugar dos ácidos que não existem.
O ácido fosforoso (H3PO3) também pode ser chama-do de ácido fosfônico. O ácido hipofosforoso (H3PO2) também pode ser chamado de ácido fosfínico.
14
Observação:Geralmente, elementos pertencentes à mesma
família da tabela periódica apresentam proprie-dades semelhantes e, consequentemente, darão origem a ácidos com nomes e fórmulas seme-lhantes. Vejamos alguns exemplos:
H2SO4: ácido sulfúrico
H2SeO4: ácido selênico
H3PO4: ácido fosfórico
H3AsO4: ácido arsênico
HCℓO: ácido hipocloroso
HIO: ácido hipoiodoso
ÂnionsEm cada etapa da ionização de um ácido, além da
formação do cátion H+, ocorre a formação de um ânion.
Os nomes dos ânions acompanham os nomes dos ácidos correspondentes, obedecendo às seguintes regras:
Terminação do ácido Terminação do ânion
ídrico eto
ico ato
oso ito
Exemplos:
HCℓ H2O
H+ + Cℓ–
HNO3 H2O
H+ + NO–3
HCℓO H2O
H+ + CℓO–
Para os ácidos que possuem mais que uma etapa de ionização (2 ou mais H+), os ânions, contendo ainda um ou mais hidrogênios ionizáveis, recebem o termo hidrogeno.
Exemplo:
H3PO4 H2O
H+ + H2PO–4
H2PO–4
H2O H+ + HPO4
2–
ácido clorídrico
cloreto
ácido nítrico
nitrato
ácido hipocloroso
hipoclorito
ácido fosfórico
di-hidrogeno fosfato
di-hidrogeno
fosfato
mono-hidrogeno fosfato (o prefixo mono
pode ser omitido)
HPO2–4 H2O H+ + PO3–
4
Caso o ânion contenha um hidrogênio ionizável e seja derivado de um ácido com dois hidrogênios ionizáveis, ele recebe tradicionalmente o prefixo “bi”.
Exemplo:
H2CO3 H2O
H+ + HCO–3
HCO–3
H2O H+ + CO3
2–
Desidratação de oxiácidosAlguns ácidos formados pelo mesmo elemento
central diferem entre si pelo grau de hidratação. Para distingui-los são usados os prefixos orto, piro e meta:
orto aumento do
piro grau de
meta hidratação
• O prefixo “orto” (que geralmente é omitido) apenas indica que o ácido pode gerar outros ácidos por desidratação (perda de água). Os ácidos “orto” são os ácidos comuns, como H2SO4, H3PO4.
• O prefixo “piro” indica que o ácido é obtido a partir de duas moléculas do orto, com a perda de uma molécula de água, ou seja:
• piro = 2 orto – H2O
• O prefixo “meta” indica que o ácido é obtido a partir de uma molécula do orto, com a perda de uma mo-lécula de água, ou seja:
• meta = orto – H2O
Exemplo:
• ácido (orto) fosfórico: H3PO4
• ácido pirofosfórico:
2 orto
– H2O
H6P2O8
H4P2O7
– H2 O
• ácido metafosfórico:
orto
– H2O
H3PO4
HPO3
– H2 O
hidrogeno
fosfato
fosfato
ácido carbônico
hidrogeno carbonato ou bicarbonato
bicarbonato carbonato
Aula 06
15Química 3E
Indicadores ácido-baseUma das maneiras mais utilizadas, na prática, para a
identificação do caráter ácido ou básico de uma subs-tância é pelo uso de indicadores: são substâncias que mudam de cor na presença de um ácido ou de uma base.
Os indicadores mais usados com suas respectivas cores são:
meio ácido meio básico
fenolftaleína incolor vermelha
tornassol vermelho azul
Testes
Assimilação06.01. Complete os quadros a seguir, relativos à força dos ácidos:a) Hidrácidos: Fortes Moderado Fracos b) Oxiácidos: HbEOa
a = número de b = número de
ou (a – b)
c) O ácido carbônico (H2CO3) é d) Os ácidos orgânicos são
06.02. (ENEM) – O processo de industrialização tem gerado sérios problemas de ordem ambiental, econômica e social, entre os quais se pode citar a chuva ácida. Os ácidos usual-mente presentes em maiores proporções na água da chuva são o H2CO3, formado pela reação do CO2 atmosférico com a água, o HNO3, o HNO2, o H2SO4 e o H2SO3. Esses quatro últimos são formados principalmente a partir da reação da água com os óxidos de nitrogênio e de enxofre gerados pela queima de combustíveis fósseis.A formação de chuva mais ou menos ácida depende não só da concentração do ácido formado, como também do tipo de ácido. Essa pode ser uma informação útil na elaboração de estratégias para minimizar esse problema ambiental. Se consideradas concentrações idênticas, quais dos ácidos citados no texto conferem maior acidez às águas das chuvas?a) HNO3 e HNO2.c) H2SO3 e HNO2.e) H2CO3 e H2SO3.
b) H2SO4 e H2SO3.d) H2SO4 e HNO3.
06.03. (UNIVALI – SC) – A respeito da substância HCℓ observa-se, experimentalmente, que:• é um gás incolor, de odor forte e irritante.• está presente no suco gástrico do estômago humano.• aparece no comércio com o nome de ácido muriático,
sendo utilizada na limpeza de pisos.• a maioria de suas moléculas sofre ionização em solução
aquosa.Desse modo, pode-se concluir que:a) o HCℓ é uma substância iônica.b) o HCℓ é um ácido fraco.c) o HCℓ é um gás não tóxico.d) a ionização pode ser resumida pela equação:
HCℓ H2O
H+(aq) + Cℓ–
(aq)
e) o suco gástrico não é ácido.
06.04. Complete o quadro abaixo:
Ácido FórmulaNº de H
ionizáveisForça
ác. bromídrico
ác. iodídrico
ác. clórico
ác. sulfúrico
ác. fosfórico
ác. hipofosforoso
ác. nitroso
ác. fosforoso
ác. fluorídrico
ác. nítrico
ác. hipocloroso
ác. cloroso
ác. perclórico
ác. sulfídrico
ác. carbônico
ác. sulfuroso
ác. acético
16
06.05. (UEPI) – O sangue do diabo é um líquido vermelho que logo se descora ao ser aspergido sobre um tecido bran-co. Para prepará-lo, adiciona-se NH4OH em água, contendo algumas gotas de fenolftaleína. A cor desaparece porque:a) O tecido branco reage com a solução formando ácido
amoníaco.b) A fenolftaleína evapora.c) A fenolftaleína reage rapidamente com o NH4OH.d) O NH3 logo evapora.e) A solução é assim denominada devida à sua alta viscosidade.
Aperfeiçoamento06.06. (UNOPAR – PR) – A concentração superficial do gás carbônico, CO2, na água do mar, é controlada através de reações químicas nas quais este composto se dissolve, produzindo ácido carbônico, H2CO3, que, por sua vez, sofre o processo de ionização. Ao sofrer este processo, os íons formados ficam responsáveis pela manutenção do pH e da pressão parcial do CO2 nos oceanos. A equação que identifica a segunda etapa de ionização deste ácido é:a) HCO3
– + H2O H3O+ + HCO3–
b) H2CO3 + 2H2O 2H3O+ + HCO32–
c) HCO3– + H2O H3O+ + CO3
–
d) H2CO3 + 3H2O 2H3O+ + CO32–
e) HCO3– + H2O H3O+ + CO3
2–
06.07. (UEPG – PR) – Sobre os ácidos apresentados abaixo, assinale o que for correto.
ÁcidoGrau de
ionização ( )Ácido
Grau de ionização ( )
HCℓ 92% H3PO4 27%
H2SO4 61% H2CO3 0,18%
01) Quando ionizada, cada molécula de HCℓ produz como cátion, apenas um íon H+, sendo classificado como mo-noácido.
02) Todos os ácidos apresentados são oxiácidos.04) Os ácidos HCℓ e H2SO4 são considerados fortes e o áci-
do H3PO4 é considerado fraco.08) O ácido H2CO3 é considerado fraco.
06.08. (UECE) – Considere os seguintes ácidos, com seus respectivos graus de ionização, a 18°C, e seus usos: I. H3PO4 (27%), usado na preparação de fertilizantes e como
acidulante em bebidas e refrigerantes. II. H2S (7,6 x 10–2 %), usado como redutor. III. HCℓO4 (97%), usado na medicina, em análises químicas
e como catalisador em explosivos. IV. HCN (8,0 x 10– 3 %), usado na fabricação de plásticos,
corantes e fumigantes para orquídeas e poda de árvores. Podemos afirmar que é correto:a) HCℓO4 e HCN são triácidos.b) H3PO4 e H2S são hidrácidos.c) H3PO4 é considerado um ácido semiforte ou moderado.d) H2S é um ácido ternário.e) O HCN é o mais forte de todos os ácidos citados.
06.09. (UFSC) – Considerando-se exclusivamente a diferen-ça entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios ionizáveis, em cada ácido, indique o(s) par(es) a seguir em que o ácido à esquerda é mais forte que o ácido à direita.01) H3BO3 e HNO302) HCℓO4 e H2SO404) HCℓO4 e HCℓO08) H3PO4 e HNO316) H3PO2 e HBrO432) H2SO4 e HCℓO
Aula 06
17Química 3E
06.10. (FDV – MG) – Sobre o ácido fosfórico, são feitas as afirmações seguintes.
I. Tem fórmula molecular H3PO4 e fórmula estrutural
HO – P – OH
O
OH
II. É um ácido triprótico, ou seja, sua molécula libera três íons H+ em água.
III. Os três hidrogênios estão ligados a elemento muito eletronegativo.
IV. Pode formar os ânions fosfato, hidrogeno fosfato e di--hidrogeno fosfato.
Dessas afirmações, estão corretas: a) I e II, somente; b) II, III e IV, somente; c) I e V, somente; d) III, somente; e) I, II, III e IV.
06.11. (IFC – SC) – O ácido sulfúrico é um ácido forte e sua produção pode servir como indicador do desenvolvimento industrial e econômico de um país já que apresenta inúme-ras aplicações industriais, sendo que seu maior consumo se dá na fabricação de fertilizantes. Sobre o ácido sulfúrico é CORRETO afirmar que:a) É um composto iônico de fórmula H2SO4.b) Apresenta duas ligações duplas entre o enxofre e o
oxigênio.c) Apresenta grau de ionização inferior ao HF.d) Não conduz corrente elétrica em meio aquoso.e) Seu produto de ionização total é: H+ e SO4
2–.
06.12. Analise as afirmações abaixo e some as verdadeiras:01) A ionização do ácido perclórico (HCℓO4) forma o ânion
perclorato (CℓO4)–.02) O ânion (HSO4)– é chamado de hidrogeno-sulfato ou
bissulfato.04) O H+ é um próton. Quando ele se liga a uma molécula
de água forma o cátion hidrônio ou hidroxônio.08) O ânion nitrato apresenta fórmula (NO3)–, enquanto
que o hipoclorito é representado por (CℓO)–.16) (HSO3)– é chamado de hidrogeno-sulfito e (H3CCOO)– é
denominado acetato.32) O ânion (CℓO3)– chama-se clorato e o ânion (BrO3)– é o
bromato.
06.13. (CEFET – MG) – A excreção do nitrogênio nos peixes ocorre principalmente na forma de amônia. No ambiente aquático, essa base pode ser transformada em monóxido de dinitrogênio e nos íons amônio, nitrito e nitrato. As res-pectivas fórmulas dos produtos de transformação da amônia estão, corretamente, representadas ema) N2O, NH2
–, NO–, NO2–,
b) NO2, NH3, NO–, NO3–
c) N2O3, NH4+, NO3
–, N3O2–
d) N2O5, NH3, NO2–, NO3
–2
e) N2O, NH4+, NO2
–, NO3–
06.14. (COVEST – PE) – Uma solução aquosa de um soluto desconhecido é testada com papel indicador de tornassol que revelou ser esta uma solução ácida. Além disso, a solu-ção é fracamente condutora quando comparada com uma solução de NaCl de mesma concentração. A substância desconhecida poderia ser:01) NaOH02) NH3
04) CH3COOH08) HNO3
16) HCℓO
18
06.15. (O.D. – SP) – Em que alternativa, as substâncias dadas a seguir estão colocadas em ordem decrescente de força ácida?
I. H2SO3 II. HI III. NH3 IV. HCℓO a) II > I > IV > IIIb) I > IV > III > IIc) III > I > IV > IId) I > IV > II > IIIe) II > I > III > IV
Aprofundamento06.16. (UNESP – SP) – Sobre os compostos HCℓ, H2SO4, H3BO3 e H2CO3 são feitas as afirmações:
I. Todos sofrem ionização quando em meio aquoso, origi-nando íons livres.
II. Segundo Arrhenius, todos são ácidos porque, quando em meio aquoso, originam como cátions íons H+.
III. Todos são compostos moleculares.IV. De acordo com o grau de ionização, HCℓ e H2SO4 são
ácidos fortes.V. Os compostos H3BO3 e H2CO3 formam soluções aquosas
com alta condutividade elétrica.Estão corretas as afirmativas:a) I, II, III, IV e V.c) I e II, apenas.e) I, II, III e IV, apenas.
b) I, apenas.d) I, II e III, apenas.
06.17. (UFPR) – Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, não importando seu estado físico. Quando algum dos componentes da solução encontra-se dissolvido além de seu limite de dissolução, diz-se que a solução está supersaturada em relação àquele componente. Uma garrafa de um refrigerante contém uma solução que geralmente é constituída por: água, sacarose, acidulante (o mais utilizado é o ácido fosfórico), um corante, um aromati-zante (que pode funcionar também como corante) e dióxido de carbono dissolvido sob pressão.
Considerando as informações acima e o seu conhecimento sobre o assunto, é correto afirmar: 01) No refrigerante, o componente mais abundante é o
solvente, ou seja, a água. 02) O refrigerante apresenta pH menor que 7. 04) A agitação do refrigerante provoca a saída do compo-
nente que se encontra dissolvido além do seu limite de dissolução.
08) Ao final do processo de evaporação do refrigerante não há resíduos sólidos.
16) A elevação da temperatura geralmente provoca a dimi-nuição da solubilidade dos solutos gasosos.
06.18. Analise as afirmativas a seguir e some as que esti-verem corretas:01) O H+ é apenas um próton.02) Quando o H+ se liga a uma molécula de água, forma o
cátion hidrônio ou hidroxônio (H3O+).04) Um ácido puro não conduz corrente elétrica, pois é um
composto molecular. Um ácido só conduz corrente em solução aquosa.
08) Na ionização do HCℓ o hidrogênio transforma-se em cátion e o cloro em ânion porque o cloro é mais eletro-negativo que o hidrogênio.
16) Um cátion é um íon no qual o número total de prótons é maior que o número total de elétrons.
32) O ácido sulfúrico (H2SO4) é um ácido fixo (não volátil) e todos os hidrácidos são gasosos na temperatura am-biente.
06.19. Indique a soma das afirmações verdadeiras:01) Nas dissociações (e ionizações) a carga elétrica total
permanece constante.02) Os ácidos geralmente são formados por ametais.04) Quando, em um ânion, houver ainda um hidrogênio
ionizável e ele vier de um ácido com dois hidrogênios io-nizáveis, o nome do ânion pode começar pelo prefixo “bi”.
08) Os ácidos fortes, em solução aquosa diluída, apresentam--se predominantemente na forma de íons.
16) Nos ácidos orgânicos apenas o hidrogênio da carboxila é ionizável e eles são sempre fracos.
32) A ionização de um ácido ocorre pela quebra da ligação que envolve o hidrogênio, na qual ele perde elétron, por estar li-gado covalentemente a um elemento muito eletronegativo.
Aula 06
19Química 3E
06.20. (UFSM – RS) – X, Y e Z representam genericamente três ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume de água, à temperatura constante, comportam-se de acordo com a tabela.
Número de molsdissolvidos
Número de molsionizados
X 20 2
Y 10 7
Z 5 1
Analise as afirmações, considerando os três ácidos:I. X representa o mais forte.II. Z representa o mais fraco.III. Y apresenta o maior grau de ionização.Está(ão) correta(s):a) apenas I;c) apenas III;e) I, II e III.
b) apenas II;d) apenas I e II;
06.21. (UTC – SP) – O gráfico a seguir mostra a variação da condutibilidade elétrica em função da concentração de soluções aquosas de HCℓ e de HF.
HCl
HF
0,05 0,10
Condutibilidade elétrica
Concentração (mol/L)
Na análise do gráfico, as seguintes afirmações foram feitas:I. A dissociação iônica do HF é maior que a do HCℓ, nas
concentrações apresentadas;II. Ácido clorídrico é um ácido mais forte que o ácido fluorídrico;
III. Soluções de mesma concentração dos dois ácidos devem apresentar o mesmo valor de pH.
Dentre essas afirmações está(ão) correta(s) apenas:a) I b) II c) I e II d) II e III e) I, II e III
06.22. (FPN – RJ) – Sobre os ácidos H2CO3, HNO3, H2SO4 e HCℓO, julgue os itens abaixo:01) Todos são compostos moleculares, mas se ionizam
quando dissolvidos em água.02) O ácido carbônico é bastante instável, decompondo-se
em gás carbônico e água.04) O ácido sulfúrico apresenta ligação covalente coordenada
(ou dativa) em sua estrutura.08) No átomo de N do ácido nítrico não existe um par ele-
trônico livre.16) Na estrutura do ácido hipocloroso, o oxigênio é o átomo
central.32) O ácido nítrico e o ácido sulfúrico são fortes; o carbônico
e o hipocloroso são ácidos fracos.
06.23. (UEPG – PR) – Sobre os compostos abaixo, assinale o que for correto com relação às suas características.
I. NaOH II. O2
III. KCℓIV. CH3COOH V. NH4OH
01) O composto IV é um ácido orgânico, fraco, pouco ioni-zável em meio aquoso.
02) Quando dissolvido em água, o composto II forma uma solução aquosa com ótima capacidade em conduzir corrente elétrica.
04) O composto III é um sal de metal alcalino que dissolvido em água dá origem a uma solução eletrolítica.
08) O composto V corresponde à dissolução de amônia (NH3) em meio aquoso.
16) O composto I é uma base de Arrhenius, no qual a hidroxila está ligada a um elemento altamente eletronegativo.
20
Discursivos06.24. (UFU – MG) – Sabendo-se que uma solução aquosa de ácido fosforoso (H3PO3) é boa condutora de eletricidade, e que o ácido fosforoso é classificado como um diácido, pede-se: a) As etapas do processo de ionização do ácido, indicando as equações de suas etapas e a equação global. b) A fórmula estrutural do ácido fosforoso. Indique, por meio de círculos, quais são os hidrogênios ionizáveis neste ácido.
06.25. Complete o quadro:
Nome do ânion Nome do ácido Fórmula do ácido No. de H+ do ácido Fórmula do ânion
cloreto
sulfato
sulfito
sulfeto
hidrogeno sulfeto*
cianeto
carbonato
bicarbonato*
hipoclorito
perclorato
nitrato
nitrito
fosfato
hidrogeno fosfato*
di-hidrogeno fosfato*
fosfito
hipofosfito
acetato
Os ânions assinalados com * são obtidos por ionização do ácido, enquanto os outros são obtidos por ionização .
Quando buscamos o sucesso, o prazer e os transformamos em ídolos, podemos experimentar um falso sentimento de satisfação, mas no final nos tornamos escravos, sentimos a necessidade de buscar cada vez mais e nunca ficamos verdadeiramente felizes com esses falsos ídolos.
(Papa Francisco)
Aula 06
21Química 3E
Gabarito06.01. a) HCℓ; HBr; HI
HF os demaisb) oxigênios hidrogênios ionizáveis 3 2 forte 1 moderado 0 fracoc) fracod) fracos
06.02. d06.03. d06.04.
Ácido FórmulaNo. de H
ionizáveisForça
ác. bromídrico HBr 1 forte
ác. iodídrico Hl 1 forte
ác. clórico HCℓO3 1 forte
ác. sulfúrico H2SO4 2 forte
ác. fosfórico H3PO4 3 moderado
ác. hipofosforoso H3PO2 1 moderado
ác. nitroso HNO2 1 moderado
ác. fosforoso H3PO3 2 moderado
ác. fluorídrico HF 1 moderado
ác. nítrico HNO3 1 forte
ác. hipocloroso HCℓO 1 fraco
ác. cloroso HCℓO2 1 moderado
ác. perclórico HCℓO4 1 forte
ác. sulfídrico H2S 2 fraco
ác. carbônico H2CO3 2 fraco
ác. sulfuroso H2SO3 2 moderado
ác. acético H3CCOOH 1 fraco
06.05. d06.06. e06.07. 09 (01, 08)06.08. c06.09. 38 (02, 04, 32)06.10. e06.11. e06.12. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)06.13. e06.14 20 (04, 16)06.15. a06.16. e06.17. 23 (01, 02, 04, 16)06.18. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)06.19. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)06.20. c06.21. b06.22. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)06.23. 13 (01, 04, 08)
06.24. a) H PO H H PO
H PO H HPO
H PO H HP
H O
H O
H O
3 32
2 3
2 32
32
3 32 2
⎯ →⎯ +
⎯ →⎯ +
⎯ →⎯ +
+ −
− + −
+ OO 32−
b) PH – O O
H – O H
06.25.
Nome do ânion
Nome do ácido
Fórmula do ácido
No. de H+ do ácido
Fórmula do ânion
cloreto clorídrico HCℓ 1 Cℓ–
sulfato sulfúrico H2SO4 2 SO2–4
sulfito sulfuroso H2SO3 2 SO2–3
sulfeto sulfídrico H2S 2 S2–
hidrogenosulfeto*
sulfídrico H2S 2 HS–
cianeto cianídrico HCN 1 CN–
carbonato carbônico H2CO3 2 CO2–3
bicarbonato* carbônico H2CO3 2 HCO–3
hipoclorito hipocloroso HCℓO 1 CℓO–
perclorato perclórico HCℓO4 1 CℓO–4
nitrato nítrico HNO3 1 NO–3
nitrito nitroso HNO2 1 NO–2
fosfato fosfórico H3PO4 3 PO3–4
hidrogenofosfato*
fosfórico H3PO4 3 HPO2–4
di-hidrogenofosfato*
fosfórico H3PO4 3 H2PO–4
fosfito fosforoso H3PO3 2 HPO2–3
hipofosfito hipofosforoso H3PO2 1 H2PO–2
acetato acético H3CCOOH 1 H3CCOO–
parcial – total
22
Anotações
1
Sais
4EQuímica
07Aula
Segundo a Teoria de Arrhenius, substâncias perten-centes à função ácido são aquelas que, na presença de água (meio aquoso), liberam íons H+; e as pertencentes à função base são aquelas que, em meio aquoso, liberam íons OH–.
Obtendo uma nova função químicaFoi visto que os íons OH– caracterizam um meio bá-
sico e que, na presença do indicador fenolftaleína, dão ao meio uma coloração rósea. Já os íons H+ caracterizam um meio ácido e, na presença da fenolftaleína, tornam o meio incolor. Assim, ao misturarmos uma solução ácida com uma outra básica, estamos provocando no interior do frasco a união de íons H+ (provenientes do ácido) com íons OH– (provenientes da base). A consequência disso é a formação da água por meio da seguinte reação:
H+ + OH– H2O
Quando todos os H+ e OH– presentes no meio se unirem para formar água, o meio deixará de ser ácido ou básico; ou seja, surge um meio neutro. A reação é denominada reação de neutralização.
Ao misturarmos ácido clorídrico (HCℓ) com hidróxido de sódio (NaOH), por exemplo, a substância que resta no fundo do frasco, após o aquecimento, é formada pela união do cátion Na+ e do ânion Cℓ–. Podemos represen-tar a nova substância que surge nessa reação por NaCℓ, e a equação química que representa essa reação pode ser expressa da seguinte maneira:
HCℓ(aq) + NaOH(aq) NaCℓ(aq) + H2O(ℓ)
ácido + base sal + água
Observação:NaCℓ não é ácido nem base, já que não tem H+
nem OH–.
Nas reações de neutralização (ácido + base), portanto, formam-se substâncias que não per-tencem à função ácido nem à função base. Tais substâncias contêm como cátion o cátion de uma base e como ânion o ânion de um ácido. A esse novo grupo de substâncias os químicos de-ram o nome de sal.
Sal é uma substância gerada da reação entre um ácido e uma base, tendo como cátion o cátion da base e como ânion o ânion do ácido.
Formulação dos saisA reação mais tradicional de toda a Química é justa-
mente a que forma um sal:
ácido + base sal + água
Como exemplo clássico, temos:
HCℓ + NaOH NaCℓ + H2O
Portanto, um sal é um composto iônico (possui liga-ção iônica), formado por cátion (com origem na base) e por ânion (com origem no ácido).
Unindo-se o cátion proveniente da base com o ânion proveniente do ácido chega-se à fórmula do sal. Ao montar a fórmula do sal deve-se fazer com que a quan-tidade total de cargas positivas seja igual à quantidade total de cargas negativas, ou seja:
2
A carga elétrica total de qualquer substância deve ser zero.
Em outras palavras:
A QUANTIDADE DE ELÉTRONS CEDIDOS PELOS CÁTIONS DEVE SER IGUAL À QUANTIDADE DE ELÉTRONS RECEBIDOS PELOS ÂNIONS.
Esse ajuste deve ser feito pelos índices do cátion e do ânion.
Exemplos:Na+
NaCℓCℓ–
K+ K 1+ SO 2–4
(SO4)2– K2SO4
Nomenclatura dos saisDá-se o nome do ânion seguido do nome do cátion.
Nome do ânion + “de” + nome do cátion
Para dar nomes aos ânions, deve-se trocar a termina-ção do nome do ácido. Assim:
Ácido Ânion
...ídrico ...eto
...ico ...ato
...oso ...ito
Exemplos:
HCℓ + NaOH NaCℓ + H2O
ácido clorídrico cloreto de sódio
HCℓO + NaOH NaCℓO + H2O
ácido hipocloroso hipoclorito de sódio
HCℓO2 + NaOH NaCℓO2 + H2O
ácido cloroso clorito de sódio
HCℓO3 + NaOH NaCℓO3 + H2O
ácido clórico clorato de sódio
HCℓO4 + NaOH NaCℓO4 + H2O
ácido perclórico perclorato de sódio
Exemplos reunindo fórmula e nome de sais
Cátion: Na+ Sal: NaCℓ
Ânion: Cℓ– Cloreto de sódio
Cátion: K+ Sal: K2CO3
Ânion: CO2–3 Carbonato de potássio
Cátion: Ca2+ Sal: CaCℓ2
Ânion: Cℓ– Cloreto de cálcio
Cátion: Aℓ3+ Sal: Aℓ2(SO4)3
Ânion: SO2–4 Sulfato de alumínio
Cátion: Ca2+ Sal: CaCO3
Ânion: CO2–3 Carbonato de cálcio
Cátion: Na+ Sal: NaHCO3
Ânion: HCO–3 Hidrogeno carbonato de sódio
ou bicarbonato de sódio
Cátion: Na+ Sal: NaCℓO
Ânion: CℓO– Hipoclorito de sódio
Cátion: Mg2+ Sal: MgBr2
Ânion: Br– Brometo de magnésio
Observação:A substituição de um átomo de oxigênio por
enxofre é identificada pelo prefixo tio.
Exemplos:
H2SO4 H2S2O3
ácido sulfúrico ácido tiossulfúrico
SO2–4 S2O2–
3
sulfato tiossulfato
Dissociação iônicaSais são compostos iônicos. Assim, quando um sal é
dissolvido em água ocorre dissociação iônica.
Exemplos:
NaCℓ H2O
Na+ + Cℓ–
CaBr2 H2O
Ca2+ + 2 Br–
Força dos saisOs sais solúveis, quando em solução aquosa,
encontram-se totalmente dissociados. Assim, pode-se dizer que os sais são eletrólitos fortes.
Aula 07
3Química 4E
Solubilidade dos saisAs regras a seguir permitem prever a solubilidade
em água de alguns importantes sais.
Regra geral
Sais contendo como cátion o íon amônio (NH+4)
ou metais alcalinos (1A) são solúveis em água.
Regras particularesSais solúveis Exceções
NO–3
CℓO–3
Nitratos
Cloratos
CH3COO– Acetatos Ag+
Cℓ–
Br–
I–
Cloretos
Brometos
Iodetos
Ag+, Pb2+, (Hg2)2+
SO2–4 Sulfatos Ca2+, Ba2+, Sr2+, Pb2+
Sais insolúveis Exceções
S2– Sulfetos 1A, 2A, NH+4
CO2–3 Carbonatos
1A, NH+4PO3–
4 Fosfatos
SO2–3 Sulfitos
Sais hidratadosSão sais que apresentam moléculas de água em sua
estrutura, denominada água de hidratação.
Exemplos:
CaSO4 2 H2O sulfato de cálcio di-hidratado (gesso)
CuSO4 5 H2O sulfato de cobre II penta-hidratado
Observação:A água de hidratação pode ser eliminada por
aquecimento.
Exemplo:
CuSO4 5 H2O CuSO4 + 5 H2O
Sais anidrosNão apresentam água de hidratação.
Exemplos:
NaCℓ cloreto de sódio
KNO3 nitrato de potássio
Caráter e pHAssim como as pessoas, as substâncias químicas
possuem um determinado caráter, isto é, uma certa característica que indica o seu comportamento e espe-cialmente as suas reações. Dessa forma, é costume falar em caráter ácido, caráter básico (ou alcalino) e caráter neutro.
Na prática, para se medir a acidez ou a basicidade (alcali-nidade) de uma substância, é usada a escala de pH:
Evidentemente todos os ácidos apresentam pH < 7 (caráter ácido) e todas as bases apresentam pH > 7 (caráter básico). E os sais? Depende do sal: alguns possuem caráter ácido, outros caráter básico e outros caráter neutro.
Caráter de um salUma maneira simples para se conhecer o caráter de
um sal é lembrar a tradicional reação de neutralização ou salificação:
ácido + base sal + água
Dessa forma, pode-se descobrir o caráter de um sal, pela análise do ácido e da base que devem reagir para formar o sal. A comparação entre a força do ácido e a força da base determina qual caráter irá prevalecer no sal.
Exemplos:
• Cloreto de amônio:
NH4CℓNH4OH base fraca
HCℓ ácido fortesal com caráter ácido (pH < 7)
• Hipoclorito de sódio:
NaCℓONaOH base forte
HCℓO ácido fracosal com caráter básico (pH > 7)
4
• Cloreto de potássio:
KCℓKOH base forte
HCℓ ácido forte sal com caráter
neutro (pH 7)
• Se o sal for formado a partir de uma base fraca e um ácido fraco, por enquanto nenhuma conclusão pode ser tirada a respeito do caráter do sal. Este caso será estudado posteriormente em Química D (Hidrólise salina).
Exemplo: cianeto de amônio
NH4CN NH4OH base fraca
HCN ácido fraco caráter ?
Observações:É interessante recordar agora a força de ácidos
e bases:
Ácidos
• Hidrácidos: Fortes: HCℓ, HBr e HIModerado: HF
Fracos: os demais
• Oxiácidos: Hb E Oa
3 ou 2 Forte1 Moderado0 Fraco
(a – b)
(b = no. de H+)
Exceções: ácidos orgânicos e H2CO3 são fracos.
BasesFortes: 1A, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Fracas: as demais
Indicadores ácido – baseComo já foi citado na aula sobre “Bases”, os indicadores são substâncias muito utilizadas para se identificar o caráter
de uma solução. Vale recordar os principais:
meio ácido meio básico
fenolftaleína incolor vermelha
tornassol vermelho azul
Reação de neutralização ou salificaçãoácido + base água + sal
H+ + OH– H2O
Neutralização totalOcorre quando todos os H+ provenientes da ionização do ácido reagem com todos os OH– liberados na dissociação da base.
Forma-se um sal normal.
Exemplo 1:
Seja a reação entre 1 mol de H2SO4(aq) e 2 mols de NaOH(aq)
1 H2SO4(aq)
1 mol
Supondoionização total,
libera 2 molsde H+
+ 2 NaOH(aq)
2 mols
Supondodissociação total,
libera 2 molsde OH–
2 H2O(ℓ)
2 mols
Formados pelaunião de 2 mols
de H+ com 2 molsde OH–
+ 1 Na2SO4(aq) 1 mol
Sal normal
Aula 07
5Química 4E
Exemplo 2:
Seja a reação entre 2 mols de HCℓ(aq) e 1 mol de Ca(OH)2(aq)
2 HCℓ(aq)
2 mols
Supondoionização total,
libera 2 molsde H+
+ 1 Ca(OH)2(aq)
1 mol
Supondodissociação total,
libera 2 molsde OH–
2 H2O(ℓ)
2 mols
Formados pelaunião de 2 mols
de H+ com 2 molsde OH–
+ 1 CaCℓ2(aq) 1 mol
Sal normal
Tanto no exemplo 1 quanto no 2, todos os H+ provenientes do ácido e todos os OH– provenientes da base foram neutralizados, produzindo água. Numa neutralização total, forma-se um sal normal e água.
Balanceamento das reações de neutralização totalPara efetuar o balanceamento das reações de neutralização total, utilizam-se como coeficientes os menores núme-
ros inteiros, de tal forma que o número de cátions H+ seja igual ao número de ânions OH–.
Exemplo:
2 H3PO4(aq)2 · 3 H+
6 H+
+ 3 Ca(OH)2(aq)3 · 2 OH–
6 OH–
6 H2O(l)
6 H2O(l)
+ 1 Ca3(PO4)2(aq)
Neutralização parcial do ácidoOcorre quando nem todos os H+ provenientes da io-
nização do ácido são neutralizados pelos OH– liberados na dissociação da base.
Forma-se um hidrogeno-sal.
Exemplo:
Seja a reação entre 1 mol de H2SO4(aq) e 1 mol de NaOH(aq):
Observações:Em hidrogeno-sais originados dos diácidos, costuma-se substituir o prefixo mono-hidrogeno por bi.NaHSO4 – bissulfato de sódio.
NaHCO3 – bicarbonato de sódio.
Nomenclatura dos hidrogeno-saisA diferença em relação à nomenclatura dos sais normais é que a quantidade de H+ presente é indicada:
• Por meio dos prefixos mono-hidrogeno, di-hidrogeno, tri-hidrogeno, etc.
NaHSO4 – (mono-)hidrogeno-sulfato de sódio ou apenas hidrogeno-sulfato de sódio.
NaHCO3 – (mono-)hidrogeno-carbonato de sódio ou apenas hidrogeno-carbonato de sódio.
NaH2PO4 – di-hidrogeno-fosfato de sódio.
• Por meio dos termos monoácido, diácido, triácido, etc.
NaHSO4 – sulfato (mono)ácido de sódio ou apenas sulfato ácido de sódio.
NaHCO3 – carbonato (mono)ácido de sódio ou ape-nas carbonato ácido de sódio.
NaH2PO4 – fosfato diácido de sódio.
1 H2SO4(aq) + 1 NaOH(aq) 1 H2O( ℓ ) + 1 NaHSO4(aq)
1 mol 1 mol 1mol 1 molHidrogeno-sal
O sal formado, além do cátion da base, apresenta o ânion originado da ionização parcial do ácido.
6
Nomenclatura dos hidróxi-saisA diferença em relação à nomenclatura dos sais normais é que a quantidade de OH– presente é indicada:
• Por meio dos prefixos mono-hidróxi, di-hidróxi, tri-hidróxi, etc.
Ca(OH)NO2 – (mono-)hidróxi-nitrito de cálcio.
Aℓ(OH)2NO3 – di-hidróxi-nitrato de alumínio.
• Por meio dos termos monobásico, dibásico, tribásico, etc.
Ca(OH)NO2 – nitrito (mono)básico de cálcio.
Aℓ(OH)2NO3 – nitrato dibásico de alumínio.
Neutralização parcial da baseOcorre quando nem todos os OH– provenientes da
dissociação da base são neutralizados pelos H+ liberados na ionização do ácido.
Forma-se um hidróxi-sal.
Exemplo:
Seja a reação entre 1 mol de HCℓ(aq) e 1 mol de Ca(OH)2(aq):
1 HCℓ(aq) + 1 Ca(OH)2(aq) 1 H2O( ℓ ) + 1 Ca(OH)Cℓ(aq)
1 mol 1 mol 1mol 1 molHidróxi-sal
O sal formado, além do ânion do ácido, apresenta o cátion originado da dissociação parcial da base.
Testes
Assimilação07.01. Complete:Os sais são formados por íons, ou seja, são compostos ____ (possuem ligação iônica). Portanto, na temperatura ambien-te, eles estão no estado ________. Em solução aquosa eles sofrem ____________, liberando muitos íons, pois são eletrólitos ___________. Os sais formados por cátion da fa-mília 1 A (chamados de metais __________) ou pelo cátion amônio (___________) são sempre __________ na água.
07.02. (UPN – BA) – Entre os nutrientes inorgânicos indis-pensáveis aos vegetais, estão o nitrogênio (para o cresci-mento das folhas), o fósforo (para o desenvolvimento das raízes) e o potássio (para a floração). Por isso, na fabricação de fertilizantes para o solo, são empregados, entre outros, os compostos nitrato de potássio, fosfato de cálcio e cloreto de amônio, que são representados, respectivamente, pelas fórmulas: Dados: K+1, NO3
–1, PO4–3, NH4
+1, Ca+2, Cℓ–1, CℓO–1 a) KNO3, Ca2(PO4)3 e NH4CℓOb) KNO2, CaPO4 e NH4Cℓ2
c) KN, Ca3(PO4)2 e ( NH4)2Cℓd) KNO3, Ca3(PO4)2 e NH4Cℓe) KNO3, Ca2(PO4)3 e NH4Cℓ2
Aula 07
7Química 4E
07.03. (CEFET – MG) – Um professor de Química propôs a manipulação de um indicador ácido-base que se compor-tasse da seguinte maneira:
pH Cor da solução< 7 amarela
= 7 alaranjada> 7 vermelha
As cores das soluções aquosas de NaCN, NaCℓ e NH4Cℓ, na presença desse indicador, são, respectivamentea) amarela, alaranjada e vermelha.b) amarela, vermelha e alaranjada.c) vermelha, alaranjada e amarela.d) alaranjada, amarela e vermelha.e) alaranjada, amarela e alaranjada.
07.04. (UPE – PE) – Em um aquário onde a água apresen-tava pH igual a 6,0, foram colocados peixes ornamentais procedentes de um rio cuja água tinha pH um pouco acima de 7,0. Em razão disso, foi necessário realizar uma correção do pH dessa água. Entre as substâncias a seguir, qual é a mais indicada para tornar o pH da água desse aquário mais próximo do existente em seu ambiente natural?a) KBrd) Na2CO3
b) NaCℓe) Aℓ2(SO4)3
c) NH4Cℓ
Aperfeiçoamento07.05. Complete a tabela abaixo, relativa à nomenclatura e formulação dos sais:
NOME FÓRMULA
Brometo de magnésio
Sulfito ferroso
NaNO3
Sulfato de alumínio
NH4Cℓ
Acetato de chumbo (II)
NaHCO3
Hipoclorito de cálcio
Tiossulfato de potássio
07.06. (VUNESP – SP) – Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. A água é um solvente muito eficaz para solubilizar compostos iônicos. Quando um composto iônico se dissolve em água, a solução resultante é composta de íons dispersos pela solução.
2+ 2+
2+2+
Distribuição esquemática de íons de um sal dissolvido em água
O composto que representa melhor a solução esquematizada na figura é:a) MgCℓ2.d) Fe2O3.
b) KCℓ.e) MgCO3.
c) K2SO4.
07.07. (UFSE) – Tem-se uma mistura de 3 sais: NaNO3, PbCℓ2 e CaCO3 que foi submetida às operações descritas no esquema a seguir:
NaNO3
PbCℓ2
CaCO3
adição de água quente
Filtração a quente
resfriamento do filtrado
retido no filtro
CaCO3 PbCℓ2
retido no filtro
NaNO3
Filtração à temperatura amabiente
aquecimento prolongado do filtrado
Partindo-se de massas iguais desses sais, a ordem crescente de solubilidade em água, à temperatura ambiente, é:a) PbCℓ2, CaCO3, NaNO3
b) NaNO3, CaCO3, PbCℓ2
c) NaNO3, PbCℓ2, CaCO3
d) CaCO3, PbCℓ2, NaNO3
e) CaCO3, NaNO3, PbCℓ2
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07.08. (UERJ) – Uma das substâncias responsáveis pelo odor desagradável em banheiros de muita frequência é o gás amoníaco (NH3), resultante da de-gradação da ureia. Entre as substâncias a seguir, aquela que poderia ser usada para neutralização do NH3 é:a) H2Oc) KOHe) NaOH
b) HCℓd) NaCℓ
07.09. (UCPEL – RS) – Assinale a alternativa que representa a fórmula de carbonatos, brometos e nitratos de um metal que forma um fosfato de fórmula X3(PO4)2.a) X2(CO3); XBr3; X(NO3)2
b) X(CO3)3; XBr3; X(NO3)3
c) XCO3; XBr2; X(NO3)2
d) X2(CO3)3; XBr2; X(NO3)2
e) XCO3; XBr3; X(NO3)3
07.10. (UPN – BA) – É feita uma neu-tralização total entre o ácido sulfídrico e o hidróxido de potássio. Assinale a fórmula e o nome do sal formado:a) K2SO4 e sulfato de potássio.b) K2SO3 e sulfito de potássio.c) KS e sulfato de potássio.d) K2S e sulfato de potássio.e) K2S e sulfeto de potássio.
07.11. (UFPR) – A nomenclatura de um sal inorgânico pode ser derivada formal-mente da reação entre um ácido e uma base. Assinale a coluna da direita (que contém as fórmulas dos sais produzidos) de acordo com sua correspondência com a da esquerda (que contém os pares ácido e base).1. Ácido nítrico com hidróxido ferroso ( ) NaNO32. Ácido nítrico com hidróxido férrico ( ) Fe(NO3)33. Ácido nítrico com hidróxido de sódio ( ) Fe(NO2)34. Ácido nitroso com hidróxido de sódio ( ) Fe(NO3)25. Ácido nitroso com hidróxido férrico ( ) NaNO2
Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta da coluna da direita, de cima para baixo.a) 3 – 2 – 5 – 1 – 4d) 4 – 5 – 2 – 1 – 3
b) 3 – 1 – 2 – 5 – 4e) 4 – 3 – 1 – 5 – 2
c) 5 – 4 – 1 – 2 – 3
07.12. (UERN) – A neutralização parcial do ácido sulfúrico com o hidróxido de potássio forma um sal e água. O sal originado a partir dessa reação éa) sulfito de potássio.d) bissulfato de potássio.
b) sulfato de potássio.e) sulfurato de potássio.
c) bissulfito de potássio.
07.13. A amônia (NH3) pode ser biologicamente produzida, sendo encontrada em excrementos de seres humanos e de outros animais. Esta substância apresenta cará-ter alcalino, podendo reagir com outros gases presentes na atmosfera, responsáveis pela chuva ácida. As reações de neutralização desta base com os ácidos sulfúrico (H2SO4) e nítrico (HNO3) produzem, respectivamente, os sais:a) NH3HSO4 e NH3NO3
b) NH3HSO3 e (NH3)2NO2 c) (NH4)2SO3 e NH4NO3
d) (NH4)2SO4 e NH4(NO2)2 e) (NH4)2SO4 e NH4NO3
Aula 07
9Química 4E
Aprofundamento07.14. (PUCPR ) – Uma solução aquosa de um eletrólito forte consiste de íons hidratados que estão livres para mover-se em um solvente. Os solutos em soluções não eletrolíticas estão presentes como moléculas. Somente uma fração pequena de moléculas do soluto em so-luções eletrolíticas fracas estão presentes como íons.Retirado de ATKINS, Jones. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o
meio ambiente. 2001.
Quanto a eletrólitos podemos afirmar:I. As soluções aquosas do cloreto de sódio e do nitrato de
sódio são exemplos de soluções que conduzem bem corrente elétrica, ou seja, são eletrólitos fortes.
II. Os íons não são formados quando um sólido iônico se dissolve. Eles existem como íons separados no sólido, mas tornam-se livres e podem mover-se na presença de água.
III. As soluções aquosas do hidróxido de magnésio e hidró-xido de cálcio são exemplos de soluções que conduzem bem a corrente elétrica, ou seja, são eletrólitos fortes.
IV. Soluções não eletrolíticas só contêm íons.V. Não existem compostos moleculares que sejam eletró-
litos fortes.a) Apenas as assertivas I e II estão corretas.b) Apenas as assertivas I, II e III estão corretas.c) Apenas a assertiva I está correta.d) Todas as assertivas estão corretas.e) Apenas a assertiva II está correta.
07.15. (UNOPAR – PR) – Brasilianita é um raro mineral que foi descoberto em 1945, em Conselheiro Pena (MG). Em sua composição, aparecem os cátions sódio e alumínio e os ânions fosfato (PO3–
4 ) e hidroxila. Sua fórmula é NaAℓ3(PO4)2(OH)x, em que podemos afirmar que o valor de x é:a) 1d) 4
b) 2e) 5
c) 3
07.16. (UnB – DF) – O elemento químico iodo foi desco-berto em 1812 pela análise química de algas marinhas. Esse elemento é encontrado naturalmente na composição de sais de iodeto e de sais de iodato. Ele é parte essencial dos hormônios tireoidianos, que desempenham um papel vital na produção de energia nos seres humanos. No mundo, a deficiência de iodo ainda é a principal causa de hipotireoidis-mo, enfermidade que retarda o metabolismo humano. Entre outros problemas associados a essa deficiência, está o au-mento da glândula tireoide (bócio, popularmente chamado de papo). O diagnóstico das doenças relacionadas à tireoide pode ser feito por meio do uso de radioisótopos de iodo.Recentemente, a imprensa noticiou que a maioria das marcas de sal comercializadas no Brasil contém uma quantidade de iodo aquém daquela recomendada pela legislação, que é de 40 mg de iodo por quilograma de sal. Átomos desse ele-mento químico podem ser fornecidos à dieta alimentar, por exemplo, pela adição de iodato de potássio (KIO3) ao sal de cozinha. Com relação ao sal de cozinha e à sua composição, julgue os itens a seguir.01) O sal de cozinha é geralmente obtido nas salinas por
meio de reações em tanques de ácidos e bases.02) O sal de cozinha é uma mistura que contém diversos sais.04) Soluções aquosas de sal de cozinha não conduzem ele-
tricidade.08) O iodo adicionado ao sal de cozinha, conforme men-
cionado no texto, o é na forma de substância simples.
07.17. (UFOP – MG) – Numa solução aquosa de cianeto de potássio, as principais espécies químicas que constituirão o sistema serão:a) H+, CN–, H2O, H30+, OH– e HCNb) K+, CN–, H2O e KCNc) K+, CN–, e H2Od) K+, CN–, H2O, H+ e OH–
e) KCN e H2O
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07.18. (UFPR) – Considere as informações a seguir sobre a com-posição de algumas espécies químicas presentes na água do mar.Número de Avogadro: 6,0 · 1023
Massa molar: O = 16,0 g
Elemento Massa molar/g EspécieMol/kg de
água do mar
Cloro 35,5 Cℓ–(aq) 0,535
Sódio 23,0 Na+(aq) 0,460
Magnésio 24,3 Mg2+(aq) 0,052
Enxofre 32,1 SO2–4(aq) 0,028
Cálcio 40,1 Ca2+(aq) 0,010
Potássio 39,1 K+(aq) 0,010
Bromo 79,9 Br–(aq) 0,008
Com base nas informações, é correto afirmar:01) A espécie química de menor massa por quilograma de
água do mar é o íon Br–(aq).
02) De um quilograma de água do mar pode ser extraído no máximo 0,010 mol de sulfato de cálcio.
04) A evaporação de 1000 g de água do mar produz um re-síduo sólido que contém 0,535 mol de cloreto de sódio.
08) O único sal presente na água do mar é o cloreto de sódio.16) 100 g de água do mar contêm 6,0 · 1020 íons K+.
07.19. (UFJF – MG) – Com o intuito de ilustrar uma aula de reações químicas e soluções, foi solicitado aos alunos identi-ficar, a partir de cinco frascos, conforme representado abaixo, dois que, se misturados em volumes iguais, permitam a formação de uma nova solução completamente neutralizada.
CH3COOH0,2 mol/L
“Vinagre”
NaClO0,5 mol/L
“Água sanitária”
NaCl0,2 mol/L
“Sal de cozinha”
NaOH0,5 mol/L
“Soda caústica”
HCl0,5 mol/L
“Ácido muriático”
A opção que representa a solicitação acima é:a) CH3COOH e NaOHc) CH3COOH e NaCℓ
b) HCℓ e NaOHd) HCℓ e NaCℓO
07.20. (CEFET – PR) – Em uma aula prática, um béquer com uma solução concentrada de ácido nítrico foi deixado próximo a outro contendo hidróxido de amônio. Entre os béqueres, foi observada a formação de uma fumaça branca que se depositou sobre a bancada. Sobre o sólido branco obtido, afirma-se, corretamente, quea) é insolúvel em água.b) possui caráter básico.c) apresenta N com número de oxidação -3 e +5.d) tem temperatura de ebulição menor que o HNO3.e) resulta da condensação do NH4OH e evaporação do HNO3.
07.21. (UFSC) – Acidente na rodovia Castello Branco causa vazamento de ácido clorídricoUm acidente entre dois caminhões ocorrido em feve-reiro deste ano bloqueou totalmente os dois sentidos da rodovia Castello Branco durante cerca de quatro horas na região de Itapevi (a 40 km de São Paulo). Uma pessoa morreu e outra ficou ferida. Um caminhão bateu na traseira de outro, que transportava ácido clo-rídrico. Segundo a concessionária, o compartimento que carregava o produto se rompeu, o que provocou vazamento do ácido e liberação de fumaça tóxica.O ácido clorídrico é tóxico e deve ser manuseado com cuidado. A fumaça liberada por esse produto químico é sufocante e corrosiva. Esse ácido é usado na produ-ção de tintas e corantes, na indústria alimentícia e na extração de petróleo.Disponível em: <http://noticias.uol.com.br/cotidiano/ultimas-noticias/2014/02/18/
acidente-com-carreta-que-transportava-acido-bloqueia-a-castello-bran-co.htm> [Adaptado] Acesso em: 31 ago. 2014.
Sobre o assunto tratado acima, é CORRETO afirmar que:01) o ácido clorídrico, em contato com água, ioniza-se para
formar íons cloreto.02) a fórmula molecular do ácido clorídrico é HCℓO4.04) para neutralizar o ácido clorídrico derramado na pista,
o Corpo de Bombeiros poderia recorrer ao uso de vina-gre em grande quantidade.
08) o ácido clorídrico poderia ser neutralizado com solução de bicarbonato de sódio (NaHCO3).
16) se 40,0 L de ácido clorídrico tivessem se misturado a um certo volume de água neutra de um córrego próxi-mo, o pH do córrego se elevaria naquele local.
32) por se tratar de uma molécula com ligação covalente, o ácido clorídrico é polar e insolúvel em água.
Aula 07
11Química 4E
07.22. Assinale a soma das afirmações verdadeiras:01) O bicarbonato de sódio tem fórmula NaHCO3 , também pode ser chamado de hidrogeno-carbonato de sódio ou ainda
carbonato ácido de sódio, e é um sal de caráter básico.02) Os sais são compostos iônicos e portanto são sólidos na temperatura ambiente. Eles são sempre fortes, isto é, em solução
aquosa diluída apresentam-se predominantemente na forma de íons.04) A solução aquosa de cloreto de amônio conduz corrente elétrica e apresenta maior quantidade de íons H+ do que íons
(OH)–.08) O sal de fórmula Mg(OH)NO2 é chamado de hidróxi-nitrito de magnésio e é obtido pela neutralização parcial de uma
base.16) Para se saber o caráter de um sal formado por ácido fraco com base fraca deve-se fazer uma análise numérica (compa-
ração entre as constantes de acidez e basicidade) ou então calcular o valor do pH. 32) A fenolftaleína em meio ácido fica incolor e em meio alcalino fica avermelhada. O tornassol é vermelho em meio ácido
e azul em meio básico.
Discursivos07.23. (UFPR) – No quadro a seguir escreva a fórmula e o nome da espécie química neutra formada pela combinação do cátion com o ânion, conforme exemplo a seguir:
Cátion Ânion Fórmula Nome da espécie química
H+ OH–
H+ SO2–4
Na+ Cℓ– NaCℓ Cloreto de sódio
Na+ PO3–4
Mg2+ OH–
Mg2+ SO2–4
Mg2+ PO3–4
NH+4 Cℓ–
Aℓ3+ SO2–4
Pb2+ NO–3
Pb2+ CH3COO–
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07.24. (FUVEST – SP) – Um estudante, ao testar a condutividade elétrica de uma solução aquosa de amônia e outra de ácido acético, verificou que a lâmpada acendia fracamente nos dois casos. No entanto, quando juntava as duas soluções, o brilho da lâmpada se tornava muito mais intenso. Como você explica esses fatos?
07.25. Escreva, respectivamente, os menores coeficientes inteiros para que as neutralizações abaixo sejam totais. Escreva também a fórmula, o nome e a classificação de acordo com o caráter (ácido, básico ou neutro), para cada um dos sais formados:a) ácido bromídrico com hidróxido de magnésio
b) ácido sulfuroso com hidróxido de lítio
c) ácido fosfórico com hidróxido de cálcio
d) ácido perclórico com hidróxido de alumínio
e) ácido hipocloroso com hidróxido de cobre II
f ) ácido cianídrico com hidróxido de zinco
g) ácido clórico com hidróxido de prata
O que é terrível não é morrer nem sofrer, mas morrer em vão.(Jean Paul Sartre)
Aula 07
13Química 4E
Gabarito07.01. iônicos – sólido – dissociação iônica – fortes – alcalinos – (NH4)+ –
solúveis.07.02. d07.03. c07.04. d07.05
NOME FÓRMULA
brometo de magnésio MgBr2
sulfito ferroso FeSO3
nitrato de sódio NaNO3
sulfato de alumínio Aℓ2(SO4)3
cloreto de amônio NH4Cℓ
acetato de chumbo (II) Pb(CH3COO)2
bicarbonato de sódio NaHCO3
hipoclorito de cálcio Ca(CℓO)2
tiossulfato de potássio K2S2O3
07.06. a07.07. d07.08. b07.09. c07.10. e07.11. a07.12. d07.13. e07.14. a07.15. d07.16. 0207.17. c07.18. 18 (02,16)07.19. b07.20. c07.21. 09 (01, 08)07.22. 63 (01,02,04,08,16,32)
07.23
Cátion Ânion Fórmula Nome da espécie química
H+ OH– H2O Água
H+ SO2–4 H2SO4 Ácido sulfúrico
Na+ Cℓ– NaCℓ Cloreto de sódio
Na+ PO3–4 Na3PO4 Fosfato de sódio
Mg2+ OH– Mg(OH)2 Hidróxido de magnésio
Mg2+ SO2–4 MgSO4 Sulfato de magnésio
Mg2+ PO3–4 Mg3(PO4)2 Fosfato de magnésio
NH+4 Cℓ– NH4Cℓ Cloreto de amônio
Aℓ3+ SO2–4 Aℓ2(SO4)3 Sulfato de alumínio
Pb2+ NO–3 Pb(NO3)2 Nitrato de chumbo II
Pb2+ CH3COO– Pb(CH3COO)2 Acetato de chumbo II
07.24. NH H O NH OH3 2 4+ → Base fraca
H CCOOH3 : ácido fraco
H CCOOH NH OH H CCOONH H O3 4 3 4 2+ → + Sal
ForteOs ácidos e as bases podem ser fracos, mas os sais sempre são for-tes, isto é, em solução aquosa existem preferencialmente na forma de íons.
07.25. a) 2 : 1 – MgBr2 — brometo de magnésio — caráter ácidob) 1 : 2 – Li2SO3 — sulfito de lítio — caráter básicoc) 2 : 3 – Ca3(PO4)2 — fosfato de cálcio — caráter básicod) 3 : 1 – Aℓ(CℓO4)3 — perclorato de alumínio — caráter ácidoe) 2 : 1 – Cu(CℓO)2 — hipoclorito de cobre II — caráter indeterminadof ) 2 : 1 – Zn(CN)2 — cianeto de zinco — caráter indeterminadog) 1 : 1 – AgCℓO3 — clorato de prata — caráter ácido
14
Óxidos
4EQuímica
Aula 08
DefiniçãoÓxidos são compostos binários (formados ape-
nas por dois elementos) oxigenados, sendo o oxigê-nio o elemento mais eletronegativo.
O composto OF2 (fluoreto de oxigênio) possui propriedades diferentes daquelas apresentadas pelos óxidos (lembrete: o flúor é o único elemento mais ele-tronegativo que o oxigênio).
O oxigênio tem uma grande facilidade de se combinar com os elementos químicos, ou seja, ele consegue fazer ligações com metais, com ametais, com semimetais, com o hidrogênio e até mesmo com alguns gases nobres (como no composto XeO3). Dessa forma, existem muitos óxidos diferentes (H2O, SiO2, CO2, CaO, Na2O, SO2, SO3, Fe2O3) e, assim, convém que eles sejam divididos em alguns tipos de óxidos, para facilitar o seu estudo.
Classificação dos óxidos
Critério 1 – quanto às propriedades ácido-básicas do óxido1) Óxidos básicos
São formados por metais com carga menor que 4 (1+, 2+ ou 3+), como, por exemplo, os metais alcalinos, alcalinoterrosos e alguns metais de transição. São compostos iônicos e por essa razão apresentam pontos de fusão elevados, sendo sólidos em condições ambientes (25°C e 1 atm).
Esses óxidos podem ser obtidos pela retirada de água (desidratação) dos respectivos hidróxidos:
Ca(OH)2 2 KOH = K2 H2 O2
– H2O – H2 O
CaO K2O
NomenclaturaA nomenclatura dos óxidos básicos acompanha a
nomenclatura das bases correspondentes:
Na2O óxido de sódio.
MgO óxido de magnésio.
FeO óxido de ferro II ou óxido ferroso.
Reações dos óxidos básicos
Óxido básico + água base
CaO + H2Oóxido de cálcio
(cal viva)
Ca(OH)2hidróxido de cálcio
(cal hidratada)
K2O + H2O 2 KOH(hidróxido de potássio)
MgO + H2O Mg(OH)2(hidróxido de magnésio)
Óxido básico + ácido sal + água
O sal formado nessa reação contém o ânion do ácido e o cátion da base correspondente ao óxido básico.
Exemplos:
K2O + 2 HCℓ 2 KCℓ + H2O
Na2O + H2SO4 Na2SO4 + H2O
2) Óxidos ácidosSão formados por ametais (mais comum) ou por
metais com carga maior que 4, como, por exemplo, Cr6+, Mn6+ e Mn7+. São moleculares e geralmente gasosos em condições ambientes (25°C e 1 atm).
Esses óxidos podem ser obtidos pela retirada de água (desidratação) de um ácido:
H2CO3 H2SO4 H2SO3
– H2 O – H2 O – H2 O CO2 SO3 SO2
2 H3PO4 = H6P2O8
– 3 H2O –H6 O3
P2O5
Observações:Um óxido ácido pode ser considerado como
sendo um ácido que “perdeu água” (anidro = sem água), razão pela qual pode também ser chama-do de anidrido de ácido.
Aula 08
15Química 4E
Nomenclatura
CO2dióxido de carbono
(gás carbônico ou anidrido carbônico)
SiO2 dióxido de silício (sílica)
SO3 trióxido de enxofre (anidrido sulfúrico)
SO2dióxido de enxofre
(gás sulfuroso ou anidrido sulfuroso)
P2O5pentóxido de di-fósforo
(anidrido fosfórico)
N2O5pentóxido de di-nitrogênio
(anidrido nítrico)
Cℓ2O7heptóxido de dicloro (anidrido perclórico)
Reações dos óxidos ácidos
Óxido ácido + água ácido
CO2 + H2O H2CO3(ácido carbônico)
SO3 + H2O H2SO4(ácido sulfúrico)
SO2 + H2O H2SO3(ácido sulfuroso)
N2O5 + H2O 2 HNO3
(ácido nítrico)
P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4(ácido fosfórico)
Óxido ácido + base sal + água
O sal formado nessa reação contém o cátion da base e o ânion do ácido correspondente ao óxido ácido.
Pode-se conceber que essa reação ocorre em duas eta-pas. Na primeira, o óxido ácido reage com água formando um ácido; na segunda, o ácido formado neutraliza a base. A equação final é obtida somando-se as duas etapas.
Exemplo:
O que acontece quando gás carbônico é borbulhado numa solução de hidróxido de cálcio?
CO2(g) + Ca(OH)2(aq):
1a. etapa: CO2 + H2O H2CO3
2a. etapa: H2CO3 + Ca(OH)2 CaCO3 + 2H2O
Equação final: CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O
Critério 2 – quanto ao tipo de ligação1) Óxidos moleculares
O oxigênio está combinado com um ametal LIGAÇÃO COVALENTE.
Ametal + oxigênio = óxido molecular
Formulação e nomenclatura:no. de
átomos de
oxigênio
+ “óxido de” +
no. de átomos
do elemento
+ nome do elemento
NO monóxido de mononitrogênio ou monóxido de nitrogênio.
N2O monóxido de dinitrogênio.
NO2 dióxido de mononitrogênio ou dióxido de nitrogênio.
N2O3 trióxido de dinitrogênio.
CO2 dióxido de carbono ou gás carbônico.
SiO2 dióxido de silício ou sílica.
2) Óxidos iônicosO oxigênio está combinado com um metal LIGA-
ÇÃO IÔNICA.
Metal + oxigênio = óxido iônico
Formulação:Ao montar a fórmula do óxido iônico, fazer com que
o número total de cargas positivas seja igual ao número total de cargas negativas. Esse ajuste pode ser feito colocando-se índices no cátion e no oxigênio (ânion).
Oxigênio: O2–
Exemplos:
Cátion: K+
Ânion: O2– Óxido: K2O
Cátion: Ca2+
Ânion: O2– Óxido: CaO
Cátion: Aℓ3+
Ânion: O2– Óxido: Aℓ2O3
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Nomenclatura:
“Óxido de” + nome do elemento + carga do cá-tion em algarismos romanos (quando o metal forma cátions com carga variada).
Na2O óxido de sódio (carga fixa).
Aℓ2O3 óxido de alumínio (carga fixa).FeO óxido de ferro II ou óxido ferroso.
Fe2O3 óxido de ferro III ou óxido férrico.
Óxidos anfóterosSão óxidos formados por elementos de eletronegati-
vidade média, podendo ser metais ou semimetais. Neste caso, tanto as propriedades ácidas como as básicas são pouco pronunciadas, ou seja, eles podem apresentar comportamento, ora como óxido ácido, ora como óxido básico.
Quem vai determinar o comportamento que terão esses óxidos em uma reação química é a substância com a qual eles vão reagir. Caso sejam misturados com ácido forte, apresentarão caráter básico. Caso reajam com base forte, apresentarão caráter ácido.
Exemplos:ZnO + 2 HCℓ ZnCℓ2 + H2O
ZnO + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2O
Óxidos anfóteros não reagem com água.
Exemplos de óxidos anfóteros:
• a) formados por metais:
ZnO, Aℓ2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2
• b) formados por semimetais:
As2O3, As2O5, Sb2O3.
Observação:Quando um metal formar vários óxidos, o cará-
ter ácido do óxido formado irá aumentar à medi-da que o nox do metal for aumentando.
Exemplo:
CrO Cr2O3 CrO3 +2 +3 +6
óxido óxido óxido básico anfótero ácido
sal
base forte
ácido forte
sal
Óxidos neutros ou indiferentesSão aqueles que não possuem caráter ácido nem
básico. Não reagem com a água nem com os ácidos e nem com as bases. Os mais comuns são:
CO: monóxido de carbono;
NO: óxido nítrico – óxido de nitrogênio;
N2O: óxido nitroso – óxido de dinitrogênio.
Observação:O fato de esses óxidos serem neutros não sig-
nifica que eles não possam participar de outras reações, como, por exemplo:
2 CO + O2 2 CO2
2 NO + O2 2 NO2
O monóxido de carbono (CO) é um gás inodo-ro e incolor, que pode ser formado em uma com-bustão incompleta. Ele é extremamente tóxico, podendo até provocar morte por asfixia.
Óxidos duplosSão óxidos que se comportam como se fossem
formados por dois outros óxidos. Nesses casos, o metal aparece com dois números de oxidação diferentes.
Exemplos:
Fe3O4 = FeO + Fe2O3 +2 +3
Co3O4 = CoO + Co2O3 +2 +3
Pb3O4 = 2 PbO + PbO2 +2 +4
PeróxidosSão compostos binários (formados por dois elemen-
tos) que apresentam o grupo peróxido.
• Estrutura do grupo peróxido:
[ O O ]2– ou O22–
–1 –1
Peróxidos não metálicos São moleculares, pois são formados por não metais
(ligações covalentes).
O mais famoso: peróxido de hidrogênio (H2O2).
Fórmula estrutural:
H O O H
Aula 08
17Química 4E
Quando puro, é um líquido viscoso. Sua solução aquosa é vendida no comércio com o nome de água oxigenada.
O peróxido de hidrogênio se decompõe com facili-dade, mas lentamente, de acordo com a equação:
H2O2 H2O + 1/2 O2
Observa-se que a decomposição do H2O2 libera gás oxigênio.
Certos fatores provocam a decomposição do H2O2, como luz, calor e meio básico. Para evitar essa decom-posição, deve-se protegê-lo da luz (guardar em frascos escuros) e do calor.
O peróxido de hidrogênio é aplicado como branquea-dor e como desinfetante, quando em solução aquosa.
Peróxidos metálicos São compostos iônicos em que o grupo peróxido (O2
2–) está ligado a metal alcalino, metal alcalinoterroso ou Ag.
Exemplos:
Peróxido de sódio: Na2O2
Peróxido de cálcio: CaO2
Peróxido de prata: Ag2O2
Os peróxidos metálicos reagem com a água, forman-do H2O2:
Na2O2 + 2 H2O 2 NaOH + H2O2
A solução resultante é básica, pois apresenta o ânion OH–. Assim:
peróxido metálico
+ ácido sal + H2O2
Exemplo comparativo:
CaO2 + H2SO4 CaSO4 + H2O2peróxido metálico
ácido sal peróxido de hidrogênio
CaO + H2SO4 CaSO4 + H2Oóxido básico
ácido sal óxido de hidrogênio
HidretosHidretos são compostos binários, sendo o hidro-
gênio um dos elementos.
Exemplos de hidretos:
H2O, H2S, NH3, HCℓ, CH4, NaH, CaH2, etc.
Hidretos metálicos São compostos iônicos. Apresentam o ânion hidreto
(H–) ligado a um metal alcalino ou a um metal alcalino-terroso.
Exemplos:
Hidreto de sódio: Na+H– ou NaH
Hidreto de bário: Ba2+H–2 ou BaH2
Reação de hidreto metálico com água (reação violenta com liberação de calor):
H– + H2O OH – + H2
NaH + H2O NaOH + H2
CaH2 + 2 H2O Ca(OH)2 + 2 H2
A solução resultante tem caráter básico e ocorre a liberação do gás hidrogênio.
Observação:Os hidretos metálicos, isto é, os que apresen-
tam o ânion hidreto (H–), são considerados os ver-dadeiros hidretos.
Hidretos não metálicos São compostos moleculares com hidrogênio ligado
a não metal.
Exemplos:
CH4: metano
NH3: amônia
H2S: sulfidreto, sulfeto de hidrogênio ou ácido sulfídrico
HCℓ: cloridreto, cloreto de hidrogênio ou ácido clorídrico
PH3: hidreto de fósforo ou fosfina
18
Testes
Assimilação08.01. (FUVEST – SP) – “A água da chuva em ambientes não poluídos, na ausência de raios e relâmpagos, é ácida devido à dissolução do ........, que dá origem ao ácido........” Assinale a alternativa que completa essa frase.a) CO2, carbônicoc) P2O5, fosfóricoe) N2O5, nítrico
b) SO2, sulfurosod) N2O3, nitroso
08.02. (UFRGS) – Dentre as reações abaixo, a única que não produz um sal é:a) óxido ácido + óxido básicoc) óxido ácido + águae) óxido ácido + hidróxido
08.03. Classifique os compostos abaixo em óxido ácido (A), óxido básico (B), óxido anfótero (ANF), óxido neutro (N) ou peróxido (P):CO2 ( )
CO ( )
K2O ( )
K2O2 ( )
BaO ( )
SiO2 ( )
H2O2 ( )
N2O5 ( )
SO2 ( )
NO ( )
SO3 ( )
Aℓ2O3 ( )
Ag2O ( )
CrO3 ( )
N2O ( )
CrO ( )
ZnO ( )
P2O5 ( )
08.04. (UNESP – SP) – Considere as seguintes afirmações a respeitos dos óxidos:
I. Óxidos de metais alcalinos são tipicamente iônicos. II. Óxidos de ametais são tipicamente covalentes. III. Óxidos básicos são capazes de neutralizar um ácido
formando sal mais água. IV. Óxidos anfóteros não reagem com ácidos ou com base. Estão corretas as afirmativas: a) I, II e III, apenas. c) I, II e IV, apenas. e) I e III, apenas.
b) II e III, apenas. d) II, III e IV, apenas.
b) ácido + hidróxidod) óxido básico + ácido
08.05. (PUCPR) – Considere as seguintes afirmações : 1. Os óxidos K2O, BaO e CuO são básicos. 2. Os ácidos H2CO3, H3PO3 e H2S são diácidos. 3. As bases NaOH, Ca(OH)2 e Fe(OH)3 são solúveis. 4. CaO é chamado de cal viva e NaOH é chamada de po-
tassa cáustica. 5. SO2, NO2 e N2O5 são óxidos ácidos. Dessas afirmações, estão corretas :a) 1, 2 e 5d) 3, 4 e 5
b) 1, 2 e 3 e) 2, 4 e 5
c) 2, 3 e 5
Aperfeiçoamento08.06. (UDESC) – Assinale a alternativa que indica qual é o produto formado pela reação química entre o óxido de enxofre VI e água.a) Hidróxido de enxofreb) Ácido sulfurosoc) Ácido sulfídricod) Não ocorre reação química entre essas espéciese) Ácido sulfúrico
08.07. (UFSM – RS) – Analise as seguintes equações:I. SO2 + H2O H2SO3
II. SiO2 + 2 NaOH Na2SiO3 + H2OIII. CaO + 2 HNO3 Ca(NO3)2 + H2ODas espécies sublinhadas, pode-se afirmar que atua(m) como óxido(s) ácido(s):a) I apenas;c) I e II apenas;e) I, II e III.
b) II apenas;d) II e III apenas;
Aula 08
19Química 4E
08.08. (MACK – SP) – De modo bem simples e visível, mostrou-se para crianças que, na respiração, o ar que inspi-ramos e o ar que expiramos são “coisas” diferentes.Assim foi pedido que observassem o que ocorria quando:
I. O ar borbulhava em um aquário.II. O ar era soprado através de canudo em um copo
contendo uma solução aquosa de hidróxido de cálcio, previamente preparada.
A equação que explica a turvação ocorrida na situação II é:a) Ca(OH)2 + H2 Ca + 2H2Ob) Ca(OH)2 + N2 + O3 Ca(NO2)2 + H2Oc) Ca(OH)2 + CO CaO2 + CH2Od) Ca(OH)2 + O2 CaO2 + H2O2
e) Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O
08.09. (UPE – PE) – Um aluno preparou uma solução, co-locando em um erlenmeyer 20,0 mL de álcool etílico, cinco gotas de azul de bromotimol e uma gota de solução de hi-dróxido de sódio 1,0 mol/L. A solução resultante apresentou uma coloração azulada. O aluno, invocando poderes mágicos, solicitou a um colega de turma que pronunciasse perto da boca do erlenmeyer que continha a solução a seguinte frase: “Muda de cor solução”. Após pronunciar várias vezes essa frase, a solução mudou sua coloração de azul para verde, para a glória do aluno mágico.Assinale a alternativa verdadeira.a) Não podemos duvidar dos poderes sobrenaturais que
certas pessoas exercem sobre as soluções.b) Essa solução, de algum modo inexplicável, obedeceu ao
comando do aluno.c) A reação química entre o álcool etílico e o azul de bromo-
timol é a responsável pela mudança de coloração.d) A neutralização do hidróxido de sódio pelo ácido carbôni-
co, que se forma na solução, é a responsável pela mudança de coloração da solução.
e) O ar exalado pelo aluno, que é rico em oxigênio atômico, oxida o álcool etílico, produzindo um ácido que neutraliza o hidróxido de sódio, ocasionando a mudança de colo-ração da solução.
08.10. (UFPR) – Muitas das pedras preciosas ou semiprecio-sas são consideradas “quimicamente impuras”. Tais impurezas podem ser quantidades mínimas de metais de transição, os quais são os responsáveis pelas cores brilhantes dessas pe-dras. O rubi é uma pedra de coloração avermelhada, sendo constituída principalmente por óxido de alumínio (Aℓ2O3) e cerca de 1% de óxido de cromo (Cr2O3). Com base no exemplo acima e nas propriedades do cromo (número atômico = 24), do alumínio (número atômico = 13) e de seus respectivos óxidos, é correto afirmar: 01) O cromo é um metal de transição. 02) O íon Aℓ3+ possui 10 prótons e 13 elétrons. 04) A retirada de três elétrons de um átomo de cromo ori-
gina o íon Cr3+. 08) Os números de oxidação do alumínio e do oxigênio em
Aℓ2O3 são +2 e –3, respectivamente. 16) O alumínio, por ser um metal, apresenta maior facilidade
de perder elétrons do que o oxigênio, que é um não me-tal ou ametal.
32) O óxido de alumínio Aℓ2O3 é um óxido anfótero porque reage com ácidos ou bases inorgânicas formando sal e água.
08.11. (UFPR) – Cada afirmativa desta questão está obede-cendo à sequência de substâncias: ácido sulfúrico, hidróxido de amônio, nitrato de sódio e óxido de zinco. Assinale o que for correto: 01) As fórmulas correspondentes são: H2SO4, NH4OH,
NaNO3 e ZnO. 02) Trata-se de: ácido forte, base forte, sal solúvel e óxido
ácido. 04) Trata-se de: ácido diprotônico ou diácido, base fraca, sal
de baixa solubilidade e óxido anfótero. 08) Quanto à solubilidade: solúvel, solúvel, insolúvel, inso-
lúvel. 16) Trata-se de: eletrólito forte, base molecular, sal neutro e
óxido básico. 32) Trata-se de: ácido forte, base fraca, sal solúvel e óxido
anfótero.
20
08.12. Faça a associação seguinte, relacionada com óxidos:1. Gelo seco (sofre sublimação). 2. Pedra ímã natural (magnetita).3. Usado pelos pedreiros (cal viva ou cal virgem). 4. Óxido mais abundante da Terra e no corpo humano. 5. Óxido mais abundante na crosta terrestre (sílica).6. Minério de ferro encontrado no Brasil (hematita).( ) H2O ( ) SiO2( ) CO2( ) Fe3O4( ) CaO( ) Fe2O3
Assinale a alternativa com a associação correta: a) 4 – 5 – 1 – 2 – 3 – 6 c) 6 – 1 – 2 – 3 – 4 – 5 e) 3 – 1 – 5 – 2 – 6 – 4
b) 5 – 4 – 2 – 6 – 1 – 3 d) 2 – 6 – 3 – 4 – 5 – 1
Aprofundamento08.13. (FAVIP – PE) – O trióxido de enxofre (SO3) é um óxido que pode ser industrialmente obtido a partir da queima do enxofre. A respeito desta substância, assinale a alternativa incorreta.a) Forma H2SO4 ao reagir com água, sendo um dos poluentes
responsáveis pelo fenômeno da chuva ácida.b) O enxofre é o átomo central, com número de oxidação
igual a +6.c) É um exemplo de substância cujo átomo central possui
mais de oito elétrons na camada de valência.d) Sendo uma substância iônica, é um sólido à temperatura
ambiente.e) Sendo um óxido ácido, pode reagir com soluções alcalinas.
08.14. (FEPAR – PR) – Tempos atrás, entrou em erupção o Soufriére, que pertence a uma categoria de vulcões que não derrama grandes volumes de lava. Esta é for-mada por silício, magnésio e ferro derretidos a uma temperatura de 1200°C. O Soufriere é do tipo que ejeta colunas pesadas de cinzas, poeira, vapor e gases de enxofre que são tóxicos.
Superinteressante, ano 12, n 1, p. 56.
Sobre os elementos químicos citados e alguns de seus compostos, podemos afirmar:a) O átomo de ferro (número atômico 26) ao originar o íon
Fe2+ apresenta a seguinte distribuição electronica: 1s2 2s2 2p2 3s2 3p2 4s2 3d4.
b) O silício é um elemento raro na natureza, pois provém das lavas dos vulcões, quase todos extintos atualmente.
c) O metal magnésio, ao sofrer combustão, origina óxido de magnésio, que é ácido.
d) O enxofre, através da combustão, pode formar dióxido de enxofre e trióxido de enxofre, que são óxidos ácidos.
e) O gás SO2 apresenta propriedades de composto iônico, pois, ao reagir com água, origina um ácido.
08.15. (PUCPR) – Os óxidos metálicos e não metálicos rea-gem com água, ácidos e bases. Quando da reação com água fornecem ácidos ou bases, de acordo com sua classificação.Assim, qual dos óxidos abaixo, quando em reação com este solvente, fornece o ácido mais forte?a) SiO2
d) P2O5
b) CO2
e) MgOc) Na2O
Aula 08
21Química 4E
08.16. (MACK – SP) – Na combustão de uma fita de magné-sio é produzido um sólido branco A. Este reage com a água, formando uma substância B, que possui caráter alcalino. As substâncias A e Ba) têm fórmula MgO2 e MgOH, respectivamente.b) são dois óxidos.c) são um hidróxido e um ácido respectivamente.d) têm fórmula MgO e Mg(OH)2, respectivamente.e) são um hidróxido e um sal, respectivamente.
08.17. (UFG – GO) – Observe as equações químicas a seguir:2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)
SO3 (g) + H2O (ℓ) H2SO4 (aq)
Sobre essas equações é correto afirmar:01) não é possível ocorrer reações químicas entre substân-
cias no estado gasoso e substâncias no estado líquido;02) na molécula de ácido sulfúrico, os átomos de hidrogê-
nio estão ligados aos de oxigênio por ligações iônicas;04) o número de oxidação do enxofre no dióxido e no trió-
xido de enxofre é +4 e +6, respectivamente;08) a poluição atmosférica pelo gás SO2 pode provocar
chuvas ácidas;16) o SO3 é chamado anidrido sulfúrico.
08.18. (ENEM) – O gráfico abaixo refere-se às variações das concentrações de poluentes na atmosfera, no decorrer de um dia útil, em um grande centro urbano.
Concentração de poluentes
0 3 6 9 12 15 18 21 24 (horário)
NOCO
O3
NO2
Adaptado de NOVAIS, Vera. Ozônio: aliado ou inimigo. São Paulo: Scipione,1998
As seguintes explicações foram dadas para essas variações:I. A concentração de NO diminui, e a de NO2 aumenta em
razão da conversão de NO em NO2.II. A concentração de monóxido de carbono no ar está
ligada à maior ou à menor intensidade de tráfego.III. Os veículos emitem óxidos de nitrogênio apenas nos
horários de pico de tráfego do período da manhã.IV. Nos horários de maior insolação, parte do ozônio da estra-
tosfera difunde-se para camadas mais baixas da atmosfera.Dessas explicações, são plausíveis somente:a) I e IId) II e IV
b) I e IIIe) III e IV
c) II e III
08.19. (UFPR) – A tabela periódica dos elementos está organizada em grupos e períodos. Cada grupo possui uma característica, que tem pequena variação nos períodos. Tendo posse da informação sobre o número de prótons e nêutrons de um átomo, é possível associá-lo a um grupo e a um período e assim prever seu comportamento.Um átomo de um elemento X possui 16 prótons e 16 nêutrons.
A partir dessa informação, considere as seguintes afirmativas:1. A substância pura de X é sólida à temperatura ambiente.2. O íon mais estável de X possui carga 2–.3. O hidreto desse composto possui massa molar igual a
34 g . mol–1.4. O produto da reação de combustão de X é um óxido
covalente.Assinale a alternativa correta.a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira.b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
22
08.20. (UEPG – PR) – A respeito da reação química repre-sentada pela equação abaixo, assinale o que for correto:
CO(g) + ½ O2(g) CO2(g)01) Para que a reação ocorra é necessário que as quanti-
dades de monóxido de carbono e de oxigênio sejam exatamente de 1 mol e 0,5 mol, respectivamente.
02) A equação indica que uma molécula de monóxido de carbono reage com ½ molécula de oxigênio, para pro-duzir uma molécula de gás carbônico.
04) As substâncias reagentes são representadas por CO e O2.
08) A reação poderia ser representada, sem perda do signi-ficado, por CO(g) + O(g) CO2(g).
16) A equação indica que 1 mol de monóxido de carbono consome 0,5 mol de oxigênio.
08.21. (CESGRANRIO – RJ) – A combustão do carbono e do enxofre produz substâncias que vêm sendo amplamente discutidas pela sociedade. O CO2(g) e o SO3(g) são responsáveis por fenômenos como o efeito estufa e a chuva ácida. A esse respeito, observe as reações abaixo.C(s) + O2(g) CO2(g)
CO2(g) + Ba(OH)2(aq) substância-I
S + 3/2 O2 SO3(g)
SO3(g) + H2O substância-II
Substância-I + substância-II substância-III
Assinale a opção que completa respectivamente os espaços relativos às substâncias I, II e III. Considere que as reações ocorram com 100% de rendimento.a) BaCO3 H2SO4 BaSO4
b) BaCO3 H2SO3 BaSO3
c) Ba2CO3 H2SO4 BaSO4
d) Ba2CO3 H2SO3 BaSO3
e) BaCO3 H2S BaS
08.22. Leia com atenção as seguintes afirmações. Depois, some as verdadeiras:01) Óxidos são compostos binários (formados por apenas
dois elementos químicos), nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. O nox do oxigênio nos óxidos vale –2, mas nos peróxidos ele vale -1.
02) Óxidos de metais alcalinos e de alcalinoterrosos geral-mente apresentam caráter básico. Dióxido de carbono e óxidos de enxofre têm caráter ácido. ZnO e Aℓ2O3 são exemplos de óxidos anfóteros, enquanto que CO, NO e N2O são óxidos neutros.
04) As fórmulas do anidrido sulfúrico e do anidrido sulfuro-so são SO3 e SO2 respectivamente.
08) O Fe3O4 (magnetita) é um exemplo de óxido duplo (for-mado pelos óxidos ferroso e férrico).
16) Como o solo brasileiro geralmente é ácido, pode-se adi-cionar cal (óxido de cálcio) ou calcário (contém CaCO3) a ele para diminuir a acidez (corretivo do pH do solo).
32) Em presença de luz (fotólise) o peróxido de hidrogênio se decompõe em água e gás oxigênio.
08.23. Depois de ler cuidadosamente, faça a somatória das afirmações verdadeiras:01) Os peróxidos são caracterizados por possuírem dois
átomos de oxigênio ligados entre si, ou seja, eles apre-sentam o grupo (O2)2–, chamado de grupo peróxido.
02) Os óxidos metálicos (exemplos: Na2O e CaO) e os peró-xidos metálicos (exemplos: Na2O2 e CaO2) são sólidos na temperatura ambiente, pois são compostos iônicos.
04) O H2O2 é um peróxido molecular, enquanto que o K2O2 e o MgO2 são exemplos de peróxidos iônicos com cará-ter básico.
08) A reação do óxido de cálcio (CaO) com um ácido pro-duz sal e H2O (óxido de hidrogênio). Analogamente, a reação do peróxido de cálcio (CaO2) com um ácido, produz sal e H2O2 (peróxido de hidrogênio).
16) Hidretos metálicos são compostos formados por metal e hidrogênio. Neles o nox do H vale –1.
32) A adição de um hidreto metálico na água forma uma solução com caráter alcalino.
Aula 08
23Química 4E
Discursivos08.24. (VUNESP – SP) – a) Escreva as equações das reações de óxido de potássio com água e de trióxido de enxofre com água.b) Classificar os óxidos.c) Escrever a equação da reação entre os produtos formados nessas duas reações anteriores.
08.25. (UFPR) – Óxidos metálicos podem ter caráter ácido, básico ou anfótero. O caráter do óxido depende da sua posição na tabela periódica e do estado de oxidação do íon metálico. Sobre esse assunto, responda:a) O que é caráter anfótero?
b) O óxido de cálcio, CaO, é um óxido ácido, básico ou anfótero? Escreva reação(ões) que demonstre(m) o caráter do CaO.
Ninguém tem a felicidade garantida. A vida simplesmente dá a cada pessoa tempo e espaço. Depende de você enchê-los de alegria.
Gabarito08.01. a08.02. c08.03.
CO2 ( A ) H2O2 ( P ) Ag2O ( B )
CO ( N ) N2O5 ( A ) CrO3 ( A )
K2O ( B ) SO2 ( A ) N2O ( N )
K2O2 ( P ) NO ( N ) CrO ( B )
BaO ( B ) SO3 ( A ) ZnO ( ANF )
SiO2 ( A ) Aℓ2O3 ( ANF ) P2O5 ( A )08.04. a08.05. a08.06. e08.07. c08.08. e08.09. d08.10. 53 (01, 04, 16, 32)08.11. 33 (01, 32)08.12. a08.13. d08.14. d
08.15. d08.16. d08.17. 28 (04, 08, 16)08.18. a08.19. e08.20. 20 (04, 16)08.21. a08.22. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)08.23. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)08.24. a) K2O + H2O 2 KOH
SO3 + H2O H2SO4
b) K2O = óxido básico SO3 = óxido ácido
c) 2 KOH + H2SO4 K2SO4 + 2 H2O08.25. a) É a capacidade de atuar como ácido e como base (reage com
bases e com ácidos fortes).b) Óxido básico CaO + H2O Ca(OH)2
CaO + 2 H+ Ca2+ + H2O
24
Anotações
09Aula Química
5E
Tipos de reações inorgânicas
1
Uma introdução às reações químicas já foi estudada na aula 4. Agora as reações inorgânicas serão classifica-das quanto à variação da complexidade das substânicas envolvidas.
1. Reação de síntese ou adição ou combinaçãoÉ aquela em que dois ou mais reagentes se unem
para formar um único produto.C + O2 CO2
vários reagentes 1 produto
1N2 + 3 H2 2 NH3
vários reagentes 1 produto
Exemplo:A fabricação do ácido sulfúrico ocorre em três etapas,
sendo as três classificadas como reações de síntese:1a.) S + O2 SO2
(síntese do SO2)
2a.) SO2 + 1/2 O2 SO3(síntese do SO3)
3a.) SO3 + H2O H2SO4(síntese do H2SO4)
2. Reação de análise ou decomposição
É aquela em que um único reagente transforma-se em dois ou mais produtos.
H2CO3 CO2 + H2O1 reagente Vários produtos
NH4OH NH3 + H2O1 reagente Vários produtos
2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2
1 reagente Vários produtos
Algumas reações de análise recebem nomes especiais:
• Pirólise – Decomposição pelo calor.Exemplos:
– Obtenção da cal virgem pela pirólise do calcário:
CaCO3 CaO + CO2
– Obtenção do oxigênio em laboratório pela pirólise do clorato de potássio:
KCℓO3 KCℓ + 3/2 O2
– Obtenção do nitrogênio em laboratório pela piróli-se do nitrito de amônio:
NH4NO2 N2 + 2 H2O • Fotólise – Decomposição pela luz.
Exemplo:H2O2 luz H2O + 1/2 O2
Observação: É por isso que recipientes contendo H2O2 são feitos de material escuro.
• Eletrólise – Decomposição pela passagem de cor-rente elétrica.Exemplo:
2 NaCℓfundido 2 Na + Cℓ2
3. Reação de deslocamento ou simples troca
Ocorre quando uma substância simples, ao reagir com uma substância composta, desloca desta uma nova substância simples.
Uma característica desse tipo de reação é que nos reagentes há sempre uma substância simples e uma composta. O mesmo se repete nos produtos.
As reações de simples troca incluem basicamen-te dois casos: quando o reagente simples for um metal ou quando for um ametal:
2
a) Deslocamento envolvendo metaisExperiência no. 1Uma lâmina de zinco (Zn(s)) foi mergulhada numa so-
lução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)). A reação ocorrida é representada pela seguinte equação:
Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s)
ConclusãoA reação ocorreu porque o metal zinco é mais
reativo que o metal cobre. O zinco deslocou o cobre.
Experiência no. 2Uma lâmina de cobre (Cu(s)) foi mergulhada numa
solução de sulfato de zinco (ZnSO4(aq)). Não se observou nenhuma reação.
Cu(s) + ZnSO4(aq) nada se observa
ConclusãoA reação não ocorreu porque o metal co-
bre é menos reativo que o metal zinco. O co-bre não deslocou o zinco.
Experiência no. 3Uma lâmina de cobre (Cu(s)) foi mergulhada numa
solução de nitrato de prata (AgNO3(aq)). A reação ocorri-da é representada pela seguinte equação:
Cu(s) + 2 AgNO3(aq) Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s)
ConclusãoA reação ocorreu porque o metal cobre é
mais reativo que o metal prata. O cobre des-locou a prata.
Experiência no. 4
Uma lâmina de prata (Ag(s)) foi mergulhada numa solução de nitrato de cobre II (Cu(NO3)2(aq)). Não se observou nenhuma reação.
Ag(s) + Cu(NO3)2 (aq) nada se observa
ConclusãoA reação não ocorreu porque o metal prata
é menos reativo que o metal cobre. A prata não deslocou o cobre.
Assim, por meio de várias experiências, como as descritas anteriormente, os químicos montaram uma fila de reatividade química dos metais:
K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au
Aumenta a nobreza
Aumenta a reatividade
Interpretação: O metal situado à esquerda na fila (mais reativo) desloca o da direita (mais nobre).
Exemplos:Metais com ácidos:Na + HCℓ NaCℓ + 1/2 H2
Ca + 2 HBr CaBr2 + H2
Ag + H2SO4 não ocorreMetais com água:Os metais alcalinos e alcalinoterrosos reagem violen-
tamente com a água a frio, exceto o magnésio que só reage com aquecimento.
Na + H2O NaOH + 1/2 H2
Mg + 2 H2O Mg(OH)2 + H2
b) Deslocamento envolvendo não metaisExperiência no. 5Adiciona-se gás cloro (Cℓ2(g)) a uma solução de
brometo de sódio (NaBr(aq)). A reação ocorrida é repre-sentada pela seguinte equação:
Cℓ2(g) + 2 NaBr(aq) 2 NaCℓ(aq) + Br2(ℓ)
ConclusãoA reação ocorreu porque o não metal cloro
é mais reativo que o não metal bromo. O cloro deslocou o bromo.
Experiência no. 6Adiciona-se bromo líquido (Br2(ℓ)) a uma solução de clo-
reto de sódio (NaCℓ(aq)). Não se observou nenhuma reação.Br2(l) + NaCℓ(aq) nada se observa
ConclusãoA reação não ocorreu porque o não metal
bromo é menos reativo que o não metal clo-ro. O bromo não deslocou o cloro.
Aula 09
3Química 5E
Assim, por meio de várias experiências, como as descritas anteriormente, os químicos montaram uma fila de reatividade química dos não metais:
Aumenta a reatividade
F O Cℓ Br I S C
Interpretação: O não metal situado à esquerda na fila (mais reativo) desloca o da direita (menos reativo).Exemplos:Cℓ2 + 2 KI 2 KCℓ + I2
F2 + 2 NaCℓ 2 NaF + Cℓ2
Nos casos acima, houve deslocamento devido à maior reatividade do não metal (o cloro é mais reativo que o iodo, e o flúor é mais reativo que o cloro).
OxidorreduçãoRevendo a experiência no. 1 e calculando o nox (número de oxidação) dos metais envolvidos, observa-se o seguinte:
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
0
+2
oxidação
redução
+2
0
Nota-se que o zinco sofre uma oxidação (perde elétron) enquanto que o cobre sofre redução (ganha elétron). Portanto há uma transferência de elétrons.
O mesmo pode ser feito com os ametais da experiência no. 5:redução
oxidação
0 –1
–1 0
Cℓ2 + NaBr NaCℓ + Br2
Uma reação na qual ocorre variação do nox de pelo menos um elemento químico é considerada uma reação de oxidorredução.
Todas as reações de simples troca são reações de oxidorredução.
4. Reação de dupla-trocaOcorre quando dois compostos, ao reagirem, trocam entre si seus cátions e seus ânions, dando origem a dois
novos compostos. Podem ser representadas da seguinte maneira:A+ B– + C+ D– A+ D– + C+ B–
Exemplos:
NaCℓ + AgNO3 AgCℓ + NaNO3
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
HCℓ + NaOH NaCℓ + HOHAs reações de dupla-troca serão mais estudadas nas próximas aulas.Nenhuma reação de dupla-troca é reação de oxidorredução (não há variação do nox).
4
Testes
Assimilação09.01. (PUCPR) – Dadas as reações:
I. Cℓ2O5 + H2O 2 HCℓO3II. Cℓ2 + 2 KBr 2 KCℓ + Br2III. BaCℓ2+ 2 KOH 2 KCℓ + Ba(OH)2IV. 2 KBrO3 2 KBr + 3 O2
Representam, respectivamente, reações de:a) deslocamento, dupla-troca, análise e síntese.b) síntese, deslocamento, dupla-troca e análise.c) dupla-troca, simples troca, análise e síntese.d) simples troca, análise, síntese e dupla-troca.e) síntese, simples troca, análise e dupla-troca.
09.02. (UDESC) – Dadas as reações:
I. H O H Og g g2 2 21 2( ) ( ) ( )/+ ⎯→⎯
II. NH HCO NH H O COg g g g3 3 3 2 2( ) ( ) ( ) ( )⎯→⎯ + +
III. HC NaOH NaC H ON N+ ⎯→⎯ + 2
pode-se classificá-las como reações de:a) (I) síntese ou adição; (II) análise ou decomposição;
(III) simples troca.b) (I) síntese ou adição; (II) análise ou decomposição;
(III) síntese ou adição.c) (I) análise ou decomposição; (II) análise ou decomposição;
(III) dupla-troca.d) (I) simples troca; (II) análise ou decomposição; (III) dupla-
-troca.e) (I) síntese ou adição; (II) análise ou decomposição;
(III) dupla-troca.
09.03. (FUVEST–SP) – Hidrogênio reage com nitrogênio formando amônia. A equação não balanceada que representa essa transformação é:
H N NHg g g2 2 3( ) ( ) ( )+ ⎯→⎯
Outra maneira de escrever essa equação química, mas agora balanceando-a e representando as moléculas dos três gases, é:a)
b)
c)
d)
e) Observação: e representam átomos.
09.04. (MACK – SP) – Na reação entre os gases N2 e H2, obtém-se unicamente gás amônia. A solução aquosa de amônia recebe o nome de amoníaco (hidróxido de amônio), que é o componente ativo de produtos de limpeza usados para remoção de gorduras. A partir dessas informações, considere as seguintes afirmações:
I. O hidróxido de amônio tem fórmula NH3.II. Na formação do gás amônia, a reação é N2 + 3 H2 2 NH3.
III. O amoníaco tem fórmula NH4OH.IV. A amônia tem fórmula NH4OH.V. O cheiro irritante e forte que se sente quando se usa
amoníaco é proveniente do gás nitrogênio. Estão corretas somente:a) I e IVd) I e II
b) II e Ve) III e V
c) II e III
Aula 09
5Química 5E
09.05. (FUVEST – SP) – Em seu livro de contos “O sistema periódico”, o escritor italiano Primo Levi descreve característi-cas de elementos químicos e as relaciona a fatos de sua vida. Dois trechos desse livro são destacados a seguir.
I. [Este metal] é mole como a cera...; reage com a água onde flutua (um metal que flutua!), dançando freneticamente e produzindo hidrogênio.
II. [Este outro] é um elemento singular: é o único capaz de ligar-se a si mesmo em longas cadeias estáveis, sem grande desperdício de energia, e para a vida sobre a Terra (a única que conhecemos até o momento) são necessárias exatamente as longas cadeias. Por isso, ...é o elemento-chave da substância viva.
O metal e o elemento referidos nos trechos (I) e (II) são, respectivamente: a) mercúrio e oxigênio. c) alumínio e silício. e) potássio e oxigênio.
b) cobre e carbono. d) sódio e carbono.
Aperfeiçoamento09.06. (UFG – GO) – São características das reações químicas: 01) formarem novo(s) material(is) ou substância(s); 02) serem reconhecidas pelas diferenças entre proprieda-
des físicas e/ou químicas dos reagentes e produtos; 04) ocorrerem com conservação de massas (em sistemas
fechados) e segundo proporções fixas entre reagentes e produtos;
08) serem representadas por equações químicas; 16) ocorrerem com rearranjos de átomos; 32) ocorrerem absorvendo ou liberando energia.
09.07. (UFES) – Considere as afirmativas: I. O cálcio metálico, sólido, reage com água para produzir
hidróxido de cálcio e hidrogênio gasoso. II. O magnésio reage com bromo e produz brometo de
magnésio. III. Quando se aquece o hidrogenossulfito de sódio, forma-
-se o sulfito de sódio e há desprendimento de dióxido de enxofre, gasoso, e de vapor de água.
As reações descritas em I, II e III são classificadas, respecti-vamente, como a) deslocamento, combinação (ou síntese) e decomposição. b) deslocamento, combinação (ou síntese) e combustão. c) dupla-troca, combinação (ou síntese) e decomposição. d) dupla-troca, combinação (ou síntese) e combustão. e) combinação (ou síntese), deslocamento e decomposição.
09.08. (FEFISA – SP) – Considere as seguintes característi cas de certa substância simples: • é branca;
• conduz bem a eletricidade no estado sólido;
• possui brilho metálico;
• reage com HCℓ diluído produzindo H2. Essas características correspondem às da substância: a) cobre; d) prata;
b) magnésio; e) ouro.
c) platina;
6
09.09. (SCCP – SP) – A cal virgem é um produto obtido pelo aquecimento do carbonato de cálcio (encontrado no calcário) a temperaturas entre 900 e 1200°C, de acordo com a equação:A) CaCO CaO CO3 2⎯→⎯ +A cal é muito utilizada nas construções e em muitos proces-sos industriais, tais como: na fabricação de papel, de tijolos refratários, de vidros e também no tratamento de efluentes. Na agricultura, é utilizada como corretivo da acidez do solo; para isso, ela é dissolvida na água, ocorrendo a seguinte reação:B) CaO H O Ca OH+ ⎯→⎯2 2( )De posse dessas informações, indique a soma das afirmações corretas:01) A reação A é de decomposição (também chamada de
aná lise), enquanto a reação B é de síntese. 02) O carbonato de cálcio é um sal que pode ser formado a
partir do ânion carbonato, que vem do ácido carbônico. 04) No óxido de cálcio, há ligação iônica entre o Ca e o O. 08) O dióxido de carbono apresenta caráter ácido, e o óxido
de cálcio é um óxido básico. 16) O volume de gás carbônico liberado na reação A não
de pende da sua temperatura.
09.10. (FRB – BA) –
X HC XC H+ ⎯→⎯ +2 2 2N N
Na reação acima, X pode ser:01) zinco02) sódio04) cobre08) prata16) magnésio32) cálcio
09.11. (CESGRANRIO – RJ) – Verifique as equações abaixo e assinale a alternativa que indica somente aquelas que repre-sentam reações que realmente ocorrem espontaneamente:
I. 2 Ag + 2 HCℓ 2 AgCℓ + H2II. Mg + 2 HCℓ MgCℓ2 + H2III. 2 AI + 6 HCℓ 2 AℓCℓ3 + 3 H2IV. Aℓ + 3 KCℓ AℓCℓ3 + 3 KV. Cu + MgCℓ2 2 CuCℓ2 + Mg
a) somente I e IVd) II, IV e V
b) somente II e IIIe) I, II, IV e V
c) I, II e V
09.12. (UNIMONTES – MG) – A equação química e o gráfico abaixo representam a decomposição, sob aquecimento, do MgCℓ2. 6 NH3, sólido, de massa molar 197 g, em cloreto de magnésio e amônia.
MgCℓ2. 6 NH3(s) MgCℓ2(s) + 6 NH3(g)
A decomposição do MgCℓ2. 6 NH3 ocorre em 3 etapas, I, II e III, com perda gradativa de massa, correspondente à amônia gasosa. Assim, pode-se afirmar que em cada etapa há perda de, aproximadamente:a) 4 mols de amônia.c) 1 mol de amônia.e) 2 mols de amônia.
b) 2 mols de água.d) 5 mols de amônia.
Aula 09
7Química 5E
Aprofundamento09.13. (UEPG – PR) – O cloro é largamente usado como antisséptico na purificação da água para consumo, ou nas piscinas, onde habitualmente é aplicado na forma de hipoclorito de sódio. Podemos testar a presença de cloro na água utilizando o iodeto de potássio. Sobre esta reação, é correto afirmar: a) Trata-se de uma reação de síntese, na qual o produto
obtido é o cloreto de potássio. b) A ação do cloro sobre o KI indica que o cloro apresenta
maior reatividade que o iodo, e tem a capacidade de substituí-lo em seus compostos.
c) O cloreto de potássio formado é um sal insolúvel em água, e portanto precipita.
d) Haverá formação da substância simples I2, comprovando ser uma reação de análise ou decomposição.
e) É uma reação de dupla-troca.
09.14. (UNIMONTES – MG) – Os elementos químicos também apresentam periodicidade nas suas propriedades químicas. O esquema abaixo mostra algumas características de uma determinada família de elementos denominada, genericamente, de Y ao reagir com H2O, Cℓ2 e O2.
Formação de óxido, na proporção elemento: oxigênio (O) igual a
2:1.
Formação de hidróxido e gás
Produção de sal, na proporção elemento: cloro (Cℓ) igual a 1:1.
Y
O2 H2O
Cℓ2
Baseando-se nas informações apresentadas, pode-se afirmar que Y corresponde à família dosa) alcalinoterrosos.b) alcalinos.c) halogênios.d) calcogênios.e) metais nobres.
09.15. (UFPR) – Um elemento químico possui massa atômica A = 39,098 u.m.a. e número atômico Z = 19. Acerca desse elemento, considere as seguintes afirmativas:1. A substância pura desse elemento apresenta-se na for-
ma de um metal em condições normais.2. O íon mais estável desse elemento apresenta carga 2+.3. Esse elemento formará compostos iônicos com os
elementos do grupo XVII.4. A substância pura desse elemento deve ser inerte (não
reage) com água.Assinale a alternativa correta.a) Somente a afirmativa 3 é verdadeira.b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 2 e 4 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 1 e 3 são verdadeiras.e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
09.16. Some as afirmações verdadeiras:01) A combustão do magnésio é uma reação de síntese
que libera energia.02) A decomposição do hidróxido de amônio forma
amônia e água. Esta é uma reação que ocorre espontaneamente, ou seja, o hidróxido de amônio é uma substância instável.
04) Eletrólise, pirólise e fotólise são exemplos de reações de decomposição (também chamadas de reações de análise).
08) Os metais alcalinos, os alcalinoterrosos e os chamados “metais comuns” (Aℓ, Zn, Fe) reagem com ácidos, produzindo sal e liberando gás hidrogênio.
16) Os metais das famílias 1 A e 2 A (exceto Mg) conseguem reagir com água. Essa reação costuma ser violenta, exotérmica e deixa a solução com pH maior que 7, além de liberar H2.
32) Toda reação de simples troca é uma oxidorredução e nenhuma reação de dupla-troca é uma oxidorredução.
8
09.17. (FUVEST – SP) – A aparelhagem esquematizada na figura abaixo pode ser utilizada para identificar gases ou vapores produzidos em transformações químicas. No frasco1, cristais azuis de CoCℓ2 anidro adquirem coloração rosa em contato com vapor d’água. No frasco 2, a solução aquosa saturada de Ca(OH)2 turva-se em contato com CO2(g).
Aparelhagem com soluções (Foto: Reprodução/Fuvest)
Utilizando essa aparelhagem em três experimentos distintos, um estudante de Química investigou os produtos obtidos em três diferentes processos:
I. aquecimento de CaCO3 puro.II. combustão de uma vela.III. reação de raspas de Mg(s) com HCℓ(aq).O aparecimento de coloração rosa nos cristais de CoCℓ2 anidro e a turvação da solução aquosa de Ca(OH)2 foram observados, simultaneamente, ema) I, apenas.b) II, apenas.c) III, apenas.d) I e III, apenas.e) I, II e III.
09.18. (FUVEST – SP) – Sabe-se que os metais ferro (Fe0), magnésio (Mg0) e estanho (Sn0) reagem com soluções de ácidos minerais, liberando gás hidrogênio e formando íons divalentes em solução.Foram feitos três experimentos em que três amostras metálicas de mesma massa reagiram, separada e completamente, com uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCℓ(aq)) de concentração 0,1 mol/L. Os resultados obtidos foram:
Experimento Massa de amostra metálica (g)
Composição da amostra metálica
Volume da solução de HCℓ(aq)(0,1 mol/L) gasto
na reação completa
1 5,6 Fe0 puro V1
2 5,6 Fe0 contendo Mg0 como impureza V2
3 5,6 Fe0 contendo Sn0 como impureza V3
Colocando-se os valores de V1, V2 e V3 em ordem decrescente, obtém-sea) V2 > V3 > V1 b) V3 > V1 > V2c) V1 > V3 > V2d) V2 > V1 > V3e) V1 > V2 > V3
Note e adote:Massa molar (g/mol): Mg ............ 24
Fe ............ 56Sn .......... 119
Aula 09
9Química 5E
Mas
sa
A
BC
D E
Temperatura
Não podemos mudar a direção do vento, mas podemos ajustar as velas do barco.
Gabarito09.01. b09.02. e09.03. b09.04. c09.05. d09.06. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)09.07. a09.08. b09.09. 15 (01, 02, 04, 08)09.10. 49 (01, 16, 32)09.11. b09.12. e09.13. b09.14. b
Discursivos09.19. (VUNESP–SP) – Um jornal divulgou a notícia da descoberta de duas jazidas minerais no Brasil: a) uma jazida de sódio metálico puro e b) uma jazida de óxido de ouro. Com base em seus conhecimentos de Química, justifique se você acredita nessas duas informações.
09.20. (FUVEST – SP) – Uma certa massa de CaCO3, úmida, colocada em um cadinho inerte e estável à temperatura, foi submetida a um aquecimento contínuo e uniforme em um forno aberto. O gráfico da variação da massa total do cadinho em função da temperatura do forno apresentou o aspecto ao lado:a) Que processos ocorreram nos trechos AB e CD?
b) Que substância restou no cadinho na situação correspondente ao ponto E? Dê uma característica química dessa substância.
09.15. d09.16. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)09.17. b09.18. d09.19. As duas informações são falsas:
a) O sódio é um metal muito reativo, e, portanto, não é encontrado na natureza na forma de sódio metálico (Na0), mas sim na forma combinada (exemplos: NaCℓ, NaNO3).
b) O ouro é um metal nobre e, portanto, não é encontrado na na-tureza na forma combinada (como, por exemplo, óxido de ouro), mas é encontrado na forma de ouro metálico (Au0).
09.20. a) AB: perda da umidade.CD: decomposição do CaCO3, produzindo CaO e liberando CO2.
b) CaO (sólido). Óxido básico e iônico.
10
Química5E
Reações de dupla-troca
Aula 10
As reações de dupla-troca são reações iônicas, ou seja, acontecem entre íons; sendo assim, é necessário que os reagentes sejam eletrólitos em solução aquosa. Portanto, geralmente, os reagentes dessas reações são: ácidos, bases ou sais.
Os casos mais comuns de reações de dupla-troca são:
ácido + base sal + água
sal1 + sal2 sal3 + sal4
sal1 + ácido1 sal2 + ácido2
sal1 + base1 sal2 + base2
Uma reação de dupla-troca apresenta o seguinte comportamento:
AB + CD AD + CBNa verdade, ao misturarmos os compostos AB e
CD em solução aquosa, teremos a seguinte mistura de íons:
A+B– + C+D–
Uma reação é uma transformação química. Se a mistura continuar da mesma maneira é sinal de que não houve reação. As possíveis mudanças podem ser:
• se AD ou CB for insolúvel, os respectivos íons não ficarão mais na solução aquosa, pois formarão um precipitado;
• se algum dos produtos for gasoso ele sairá da solu-ção, indicando que houve uma modificação;
• se AD ou CB for fraco, não ficará na forma de íons, sinal que houve uma transformação.
Portanto, a CONDIÇÃO para ocorrer uma rea-ção de dupla-troca é a formação de produto:
• menos solúvel que os reagentes; na prática, isso significa a formação de um produto insolúvel, isto é, a formação de um PRECIPITADO;
• mais volátil que os reagentes; na prática, isso indica a formação de um produto GASOSO;
• menos ionizado que os reagentes; na prática, isso significa a formação de um produto FRACO.
Vale ressaltar que basta ocorrer uma dessas con-dições para que a reação de dupla-troca aconteça. Por outro lado, se nenhuma delas ocorrer, a reação também não acontecerá.
Detalhando melhor as condições acima, pode-se recordar:
• SOLUBILIDADE:– Ácidos: os inorgânicos geralmente são solúveis– Bases: SOLÚVEIS família 1 A, NH4
+
POUCO SOLÚVEIS Ca2+, Sr2+, Ba2+
INSOLÚVEIS as demais
– Sais: • família 1 A e NH4+ são sempre solúveis
• exemplos de insolúveis: AgCℓ, CaCO3,CaSO4, BaSO4, PbS
• VOLATILIDADE:– Hidrácidos são gasosos na temperatura am-
biente– Exemplos de decomposições espontâneas que
formam produtos gasosos:• H2CO3 CO2 (g) + H2O • NH4OH NH3 (g) + H2O• H2SO3 SO2 (g) + H2O
• FORÇA:– Ácidos:
Hidrácidos FORTES: HCℓ, HBr, HIModerado: HFFracos: os demais
Oxiácidos Hb E Oa (a – b) 3 ou 2 FORTE1 Moderado0 Fraco
b = número de hidrogênios ionizáveisExceções: H2CO3 e ácidos orgânicos são fracos.
– Bases: FORTES: 1A, Ca2+, Sr2+, Ba2+
Fracas: as demais– Sais: são sempre fortes
O exemplo mais comum de produto fraco é a água.
Aula 10
11Química 5E
Exemplo 1:Num recipiente, são misturadas uma solução de
nitrato de prata (AgNO3(aq)) com uma solução de cloreto de sódio (NaCℓ(aq)).
Ag+(aq)
NO–3(aq)
Na+(aq)
Cℓ –(aq)
Ag+(aq)
NO –3(aq)
Na+(aq)
Cℓ –(aq)
Essa reação só é possível porque os íons Ag+(aq) e Cℓ–
(aq) reagem para formar o sal insolúvel AgCℓ(s). (Consulte a tabela de solubilidade dos sais.)
O íons Na+(aq) e NO –3 (aq) permanecem em solução, pois
o sal correspondente (NaNO3(aq)) é solúvel em água. O sistema resultante apresenta duas fases: uma é o
resíduo sólido (AgCℓ(s)) depositado no fundo do frasco, denominado precipitado; a outra fase é constituída por uma solução aquosa, contendo os íons Na+
(aq) e NO –3 (aq) e denominada sobrenadante.
Na+
NO–3
Solução aquosa
Precipitado de AgCℓ
A reação descrita pode ser representada por meio de equações:
Equação completa:AgNO3(aq) + NaCℓ(aq) AgCℓ(s) + NaNO3(aq)
Equação iônica completa:Ag+
(aq) + NO–3(aq) + Na+
(aq) + Cℓ–(aq) AgCℓ(s) + Na+
(aq) + NO–3(aq)
Equação iônica simplificada:Ag+
(aq) + Cℓ–(aq) AgCℓ(s)
Exemplo 2:Num recipiente, são misturadas uma solução de
cloreto de amônio (NH4Cℓ(aq)) com uma solução de hidróxido de sódio (NaOH(aq)).
NH+4(aq)
Cℓ–(aq)
Na+(aq)
OH–(aq)
NH+(aq)
Cℓ –(aq)
Na+(aq)
OH–(aq)
NH4OH NH3(g) + H2O(l)
Essa reação só é possível porque os íons NH+4 (aq) e
OH–(aq) reagem para formar NH3(g) e H2O(l). O gás borbu-
lha para fora da solução à medida que se forma. Os íons Na+
(aq) e Cℓ–(aq) permanecem em solução,
pois o sal correspondente (NaCℓ(aq)) é solúvel em água.
NH+4
Cℓ–
Na+
OH–
Na+(aq)
H2O
Cℓ –(aq)
Solução NH+4Cℓ – Solução Na+OH – Bolhas de NH3 (g)
A reação descrita pode ser representada por meio de equações:
Equação completa:NH4Cℓ(aq) + NaOH(aq) NH3(g) + H2O(l) + NaCℓ(aq)
Equação iônica completa:NH+
4(aq) + Cℓ–(aq) + Na+
(aq) + OH–(aq)
NH3(g) + H2O(ℓ) + Na+(aq) + Cℓ–
(aq)
Equação iônica simplificada:NH+
4(aq) + OH–(aq) NH3(g) + H2O(ℓ)
Exemplo 3:Num recipiente, são misturadas uma solução de
ácido clorídrico (HCℓ(aq)) com uma solução de acetato de sódio (CH3COONa(aq)).
H+(aq)
Cℓ–(aq)
Na+(aq)
CH3COO–(aq)
H+(aq)
Cℓ –(aq)
Na+(aq)
CH3COO–(aq)
Essa reação só é possível porque os íons H+(aq)
e CH3COO–(aq) reagem para formar o ácido fraco
H3CCOOH(aq).
Na+(aq) Cℓ–
(aq)
CH3COOH
Os íons Na+(aq) e Cℓ–
(aq) permanecem em solução, pois o sal correspondente (NaCℓ) é solúvel em água.Ilu
stra
ções
: Div
anzi
r Pad
ilha.
12
O sistema resultante é constituído por íons H+(aq) (poucos), CH3COO–
(aq) (poucos), Na+(aq), Cℓ–
(aq) e moléculas H3CCOOH.
A reação descrita pode ser representada por meio de equações:Equação completa:HCℓ(aq) + CH3COONa(aq) NaCℓ(aq) + H3CCOOH(aq)
Equação iônica completa:H+
(aq) + Cℓ–(aq) + Na+
(aq) + CH3COO–(aq) Na+
(aq) + Cℓ–(aq) + H3CCOOH(aq)
Equação iônica simplificada:H+
(aq) + CH3COO–(aq) H3CCOOH(aq)
Testes
Assimilação10.01. (CEDERJ) – A precipitação (reação de precipitação) é a formação de um sólido durante a reação química, o qual é chamado de precipitado. Isso pode ocorrer quando a substância “insolúvel”, o precipitado, é formada na solução devido à reação química (mudança química) ou quando a solução foi supersaturada por um composto. Essa reação é útil em muitas aplicações industriais e científicas, tendo em vista que ela pode produzir um sólido que será coletado da solução por filtração, decantação ou centrifugação. Considere a seguinte reação:
AgNO3(aq) + KCℓ(aq) AgCℓ(s) + KNO3(aq)
Assinale a alternativa correta:a) O precipitado é o cloreto de prata.b) Os produtos são o nitrito de sódio e o cloreto de prata.c) Os reagentes são o percloreto de potássio e nitrato de prata.d) O precipitado é o nitrato de sódio.e) Esta reação é de simples troca.
É importante saberAs reações de neutralização total e parcial (apostila 6, aula 16) podem ser consideradas como um tipo
importante de reação de dupla-troca em que um dos produtos é menos ionizado que os reagentes. Ao serem misturados, os íons H+ provenientes do ácido reagem com os íons OH– provenientes da base, formando H2O, um produto muito pouco ionizado (a água é um produto fraco).
H+(aq) + OH–
(aq) H2O
Exemplos:
2 NaOH(aq) + 1 H2SO4(aq) 2 H2O(ℓ) + Na2SO4(aq)(neutralização total)
1 NaOH(aq) + 1 H2SO4(aq) 1 H2O(ℓ) + NaHSO4(aq)(neutralização parcial do ácido)
1 Ca(OH)2(aq) + 2 HCℓ(aq) 2 H2O(ℓ) + CaCℓ2(aq)(neutralização total)
1Ca(OH)2(aq) + 1HCℓ(aq) 1H2O(l) + Ca(OH)Cℓ(aq)(neutralização parcial da base)
Aula 10
13Química 5E
10.02. (UDESC) – Assinale a alternativa correta, conside-rando a reação química incompleta em que XX indica uma substância desconhecida.
Aℓ2O3(s) + 6 HCℓ(aq) 2 AℓCℓ3(aq) + XX(ℓ)
a) A substância XX é uma hidroxila; a reação é uma reação de neutralização; Aℓ2O3 é um óxido; HCℓ é um ácido e AℓCℓ3 é um sal.
b) A substância XX é um óxido de hidrogênio; a reação é uma reação de neutralização; Aℓ2O3 é um óxido; HCℓ é um ácido e AℓCℓ3 é um sal.
c) A substância XX é um óxido de hidrogênio; a reação é uma reação de oxirredução; Aℓ2O3 é uma base; HCℓ é um ácido e AℓCℓ3 é um sal.
d) A substância XX é um óxido de hidrogênio; a reação é uma reação de precipitação; Aℓ2O3 é um óxido; HCℓ é um ácido e AℓCℓ3 é um sal.
e) A substância XX é um óxido de hidrogênio; a reação é uma reação de neutralização; Aℓ2O3 é um hidróxido; HCℓ é um ácido e AℓCℓ3 é um sal.
10.03. (UDESC) – O uso de água com altos teores de íons Ca2+, HCO3
– e CO32– em caldeiras, nas indústrias, pode
gerar incrustações nas tubulações, devido à formação do carbonato de cálcio, CaCO3. A remoção das incrustações é realizada com ácido clorídrico, HCℓ. Os produtos resultantes dessa reação são:a) CaCℓ2, CO2 e H2Oc) CaCℓ2 e CO2e) CaO, CO2 e H2O
b) CaHCO3, CO2 e H2Od) NaCℓ2, CO2 e H2O
10.04. (FESP – SP) – Os compostos H2SO4, SO3, CaO, NaCℓ e NaOH podem ser misturados dois a dois para reagirem. Não reagem: a) H2SO4 + CaO c) NaOH + H2SO4e) NaOH + SO3
b) CaO + NaOHd) NaCℓ + H2SO4
10.05. (UNIOESTE – PR) – O gás carbônico (CO2) é um com-posto inorgânico produzido na queima indiscriminada de derivados de petróleo, sendo responsável pelo efeito estufa. Em relação aos compostos inorgânicos, podemos afirmar que01) os carbonatos reagem com ácidos, produzindo eferves-
cência, ou seja, gás carbônico.02) o gás carbônico é um óxido ácido, porque reage com
água produzindo H2CO3.04) os carbonatos de cálcio, bário e estrôncio são exemplos
de sais solúveis em água.08) o grau de ionização dos ácidos em água é usado para
classificá-los em fortes ou fracos.16) NaHCO3 + HCℓ NaCℓ + H2O + CO2
H2O
32) segundo o conceito de Arhenius, a amônia é um exem-plo de ácido forte.
10.06. (UEM – PR) – Considere as reações abaixo e assinale a(s) alternativa(s) correta(s). I. SO3 + H2O H2SO4 II. H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + H2CO3 III. CaSO4 + NaOH Ca(OH)2 + Na2SO401) A reação I é uma reação de adição (ou síntese).02) A reação III é uma reação de neutralização.04) Todas as reações apresentadas acima estão balanceadas.08) Carbonato de cálcio é um exemplo de sal insolúvel em
água.16) O ácido carbônico formado na reação II é um ácido fra-
co, instável e se decompõe formando água e dióxido de carbono.
Aperfeiçoamento10.07. (UERN) – O ácido sulfúrico, comumente encontrado nas baterias de carro, pode reagir com o hidróxido de sódio, conhecido como soda cáustica, na proporção de 1:1. O principal produto formado será oa) sulfito de sódio.c) sulfeto de sódio.e) bissulfito de sódio.
b) sulfato de sódio.d) hidrogenossulfato de sódio.
14
10.08. (UNIFAL – MG) Pode-se classificar uma solução aquo-sa de ácido sulfúrico 1,0 molar como sendo boa condutora de corrente elétrica. Porém, ao se adicionar gradativamente a essa solução, uma solução aquosa de hidróxido de bário, Ba(OH)2, a condutividade elétrica vai diminuindo, tornando--se praticamente zero quando todo ácido é neutralizado pela base adicionada. Sobre o descrito, é correto afirmar que:a) a reação entre o ácido e a base leva a um sal solúvel em
água;b) a condutividade diminui porque a base usada é muito
fraca e não tende a se dissociar em água;c) o sal insolúvel formado é o sulfeto de bário;d) a condutividade diminui porque há poucos íons livres na
solução, o que indica que o sal formado é pouco solúvel em água;
e) a reação que ocorre entre o ácido e a base é um exemplo de reação de neutralização parcial.
10.09. (UEPG – PR) – Complete as equações químicas abaixo com os produtos obtidos nas reações, fazendo o balanceamento e assinale o que for correto. I. NaOH + H2SO4 II. NH4OH + HCℓ III. CaO + H2O 01) Na reação II, há obtenção de cloreto de amônio.02) As reações II e III são classificadas como reações de sín-
tese.04) Na reação III, forma-se uma base de Arrhenius.08) Nas reações I e II, há formação de sal inorgânico.16) Na reação I, para cada mol de hidróxido de sódio rea-
gente formam-se 2 mols de sulfato de sódio.
10.10. (PUCPR) – As reações de dupla-troca podem ocorrer, segundo o princípio de Berthollet, quando pelo menos um dos produtos formados for menos solúvel, volátil ou um eletrólito mais fraco que os reagentes. A seguir, são apresen-tadas três reações de dupla-troca entre bases, sais e ácidos: I. Fe2(SO4)3(aq) + NaOH(aq) ocorre com formação de um
precipitado castanho-avermelhado. II. H2SO4(aq) + KCN(aq) ocorre com formação de um pro-
duto volátil. III. NH4OH(aq) + NaCℓ(aq) não ocorre.É correto afirmar que:a) A reação I não ocorre, pois forma-se uma base solúvel, o
hidróxido de ferro III, e um sal solúvel, o Na2SO4.b) A reação I ocorre, pois há a formação do hidróxido férrico,
uma base insolúvel e fraca.c) A reação II não ocorre, pois os produtos formados são:
HCN (um hidrácido forte) e K2SO4 (um sal solúvel).d) A reação III ocorre, pois forma um sal insolúvel e uma
base forte.e) A reação II ocorre, pois o sal formado é insolúvel.
10.11. (UEPG – PR) – Ao se expirar, com o auxílio de um canudinho, dentro de uma solução aquosa de hidróxido de cálcio chamada “água de cal”, contida em um tubo de ensaio, observa-se o aparecimento de uma turvação branca. Sobre esse experimento, é incorreto afirmar: a) O processo ocorrido no interior do tubo de ensaio, visua-
lizado através da turvação, constitui uma transformação química.
b) A turvação observada deve-se à formação de carbonato de cálcio como um dos produtos da reação ocorrida.
c) CO2 expirado através do canudinho é um óxido ácido e, portanto, ao reagir com a base, forma sal e água.
d) Equacionando-se a reação ocorrida, verifica-se que os reagentes combinam-se na proporção 1 : 1.
e) O hidróxido de cálcio é oxidado ao reagir com o CO2, que é um óxido ácido.
Aula 10
15Química 5E
10.12. (UFRN) – Nas estações de tratamento de água potável das companhias de águas e esgotos, para facilitar a sedimen-tação das partículas de impurezas em suspensão, realiza-se uma reação de formação de um precipitado gelatinoso de hidróxido de alumínio [Aℓ(OH)3], que absorve essas partículas suspensas. Sabendo-se que um dos reagentes utilizados é a cal hidratada [Ca(OH)2], pode-se concluir que as outras substâncias são, respectivamente (reagente e produto): a) sulfato de alumínio e sulfato de cálcio; b) sulfito de alumínio e sulfeto de cálcio; c) sulfato de alumínio e sulfito de cálcio; d) sulfeto de alumínio e sulfato de cálcio; e) bissulfato de cálcio e sulfeto de alumínio.
10.13. (UNIOESTE – PR) – Analisando as equações químicas apresentadas abaixo, assinale a(s) alternativa(s) correta(s). I. 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 II. Zn(s) + CuSO4(aq) ZnSO4(aq) + Cu(s) III. NaCℓ(aq) + AgNO3(aq) AgCℓ(s) + NaNO3(aq) IV. HCℓ + NaOH NaCℓ + H2O01) A equação (I) é um exemplo de reação de metal alcali-
no com a água.02) A equação (II) mostra que o zinco é menos reativo que
o cobre.04) A reação descrita pela equação (III) não ocorre esponta-
neamente.08) A equação (IV) é um exemplo de reação de neutralização.16) A equação (II) descreve uma reação de dupla-troca.32) Na reação descrita pela equação (II), o número de oxi-
dação do cobre varia de +2 a 0.
10.14. (UEL – PR) – Diminui-se a acidez estomacal ingerindo uma suspensão de Mg(OH)2 em água. A reação que ocorre no estômago pode ser representada por:
Mg(OH)2 + 2H+ produtosOs produtos são:a) Mg + 2 OH– + H2c) Mg+ + 2 H2Oe) Mg2+ + 2 OH–
b) Mg + 2 H2Od) Mg2+ + 2 H2O
10.15. (UEL – PR) – Alguns produtos de uso doméstico contêm substâncias que, se ingeridas, podem levar uma pessoa à morte. É o caso de um produto utilizado para tirar “ferrugem” de roupas, que contém solução aquosa de ácido oxálico (ácido etanodioico), altamente tóxico. Se ingerido, “remove” íons cálcio do sangue, precipitando-se sob forma de oxalato de cálcio. A equação iônica que representa essa precipitação é:a) 2 2 4
22 2 4Ca C O Ca C Oaq aq s( ) ( ) ( )
+ −+ ⎯→⎯
b) Ca C O CaC Oaq aq s( ) ( ) ( )+ −+ ⎯→⎯2 4 2 4
c) Ca C H O Ca C H Oaq aq s( ) ( ) ( )( )22 3 2 2 3 2 22+ −+ ⎯→⎯
d) Ca C H O CaC H Oaq aq s( ) ( ) ( )2
2 3 22
2 3 2+ −+ ⎯→⎯
e) Ca C O CaC Oaq aq s( ) ( ) ( )2
2 42
2 4+ −+ ⎯→⎯
Aprofundamento
10.16. (UEPG – PR) – Da reação entre o ácido sulfúrico e o carbonato de sódio, ambos em solução aquosa, pode-se afir mar: 01) O sal resultante é classificado como monohidrogeno
sal, em consequência da reação de neutralização ocor-rer de forma parcial.
02) Trata-se de uma reação de dupla-troca com a liberação de CO2.
04) Como toda reação que ocorre entre um ácido e uma base, os produtos resultantes são sal e água.
08) Os reagentes combinam entre si na proporção estequio métrica de 1:1.
16) O ácido sulfúrico possui dois hidrogênios ionizáveis, sen do classificado, por essa razão, como diácido.
16
10.17. (PUCSP) – Considere o aparelho a seguir: adicionando--se ácido clorídrico ao balão, há uma reação com desprendi-mento de um gás (x), que ao borbulhar na solução contida no erlenmeyer reage, produzindo um precipitado preto (z).
O gás (x), a substância (y) e o precipitado (z) são respecti-vamente:a) SO2, Pb(NO3)2, PbSO3.b) SO2, NaNO3, Na2SO3.c) H2S, Pb(NO3)2, PbS.d) H2S, NaNO3, Na2S.e) H2S, Pb(NO3)2, Pb(OH)2.
10.18. (FUVEST – SP) – Uma jovem estudante quis demons-trar para sua mãe o que é uma reação química. Para tanto, preparou, em cinco copos, as seguintes soluções:
Copo Solução
1 vinagre
2 sal de cozinha + água
3 fermento químico (NaHCO3) + água
4 açúcar + água
5 suco de limão
Em seguida, começou a fazer misturas aleatórias das amos-tras das soluções obtidas nos copos, juntando duas amostras diferentes de cada vez. Qual a probabilidade de que ocorra uma reação química ao misturar amostras dos conteúdos dos 5 copos?a) 1/10c) 1/5e) 1/2
b) 1/8d) 1/3
10.19. (FEPAR – PR) – Considere os sistemas I e II como soluções concentradas em quantidades estequiométricas de iodeto de potássio e nitrato de prata.Ao se misturarem os dois sistemas, obtém-se um terceiro (III), contendo um composto totalmente insolúvel. Para separar os dois sais obtidos nesse processo, deve-se aplicar a seguinte sequência:
Sistema I Sistema II Sistema III
+K+
I–
Ag+
NO–3
a) filtrar para se obter nitrato de potássio; destilar para se obter o iodeto de prata.
b) destilar para se obter o nitrato de potássio; filtrar para se obter o iodeto de prata.
c) aplicar apenas a filtração, que permitirá a separação automática dos sais.
d) filtrar para se obter iodeto de prata; destilar para se obter o nitrato de potássio.
e) filtrar para se obter nitrato de prata; destilar para se obter o iodeto de potássio.
10.20. (CEETESP) – Alguns comprimidos efervescentes são constituídos por hidrogenocarbonato de sódio em mistura com ácido cítrico, ambos sólidos. Essas substâncias não re-agem, quando no estado sólido. Porém, quando dissolvidas em água, ocorre reação com forte efervescência. Deve-se o fato à liberação do gás dióxido de carbono, CO2. Conside-rando a fórmula estrutural do ácido cítrico abaixo pode-se afirmar que, para completa neutralização de um mol desse ácido, deve-se utilizar:
H
H
H – C – C
H – C – C
HO – C – C
OHO
OHO
OHO
a) 3 mols de NaHCO3b) 4 mols de NaHCO3c) 2 mols de NaHCO3d) 6 mols de NaHCO3e) 1 mol de NaHCO3
Aula 10
17Química 5E
10.21. (SCCP – SP) – A substância X é um sólido solúvel em água e sua solução aquosa é alcalina. A reação da solução aquosa de X com ácido clorídrico libera um gás inodoro. A adição de solução aquosa de hidróxido de cálcio (água de cal) à solução aquosa de X resulta na formação de um precipitado branco.A substância Y também é solúvel em água e sua solução aquosa conduz corrente elétrica. A solução aquosa de Y reage com solução aquosa de hidróxido de sódio, formando um gás irritante das mucosas e que modifica a cor do papel de tornassol umedecido de vermelho para azul.A substância Z é líquida à temperatura ambiente. Sua dissolução na água é exotérmica e gera uma solução condu-tora de corrente elétrica. A solução aquosa de Z reage com solução aquosa de hidróxido de sódio gerando uma solução incolor, mas também reage com água de cal, formando um sólido insolúvel.As substâncias X, Y e Z podem ser, respectivamente,a) NaHC NaC e H SO3 2O , N 4. b) Ba OH HC e HNO( ) ,2 3N .c) NaOH NH C e HC4, N N.d) Na CO NH S e H S2 3 2 4 2 4, ( )4 O O .
e) K S Ca(OH e C H2 2, ) 2 5OH.
10.22. Some as afirmações verdadeiras: 01) Quando o óxido de cálcio reage com oxiácidos, há pro-
dução de água e sal. 02) A mistura de soluções de NaOH com NH4Br libera o gás
amônia. 04) O iodo pode ser obtido a partir dos iodetos naturais,
tais como NaI, ao se tratar soluções aquosas do iodeto com cloro.
08) Os metais alcalinos e alcalinoterrosos (exceto o Mg) re-agem com água fria.
16) A reação do sódio metálico com água é violenta, e o hidrogênio libertado pode se inflamar com o calor da reação.
32) Na reação do potássio elementar com água, o potássio apresenta um aumento em seu número de oxidação.
64) A reação de dióxido de enxofre e solução de hidróxido de potássio em excesso forma sulfato de potássio.
Discursivos10.23. (UFPR) – Conhecido como Sal de Fruta, o medicamento para combater a acidez estomacal contém bicarbonato de sódio. Porém, alguns médicos não indicam o uso recorrente desse medicamento, por estimular o arroto e poder gerar o refluxo. Esses efeitos indesejáveis são decorrentes dos produto da reação entre o bicarbonato de sódio e o ácido clorídrico presente no estômago. Outros antiácidos baseados em hidróxido de alumínio não provocam tais efeitos.a) Escreva a equação química balanceada da reação entre bicarbonato de sódio e ácido clorídrico.
b) Identifique qual é o produto responsável pelos efeitos indesejáveis citados. Por que os antiácidos baseados em hidróxido de alumínio não provocam tais efeitos?
18
10.24. (FUVEST – SP) – Considere soluções aquosas de nitrato de sódio (NaNO3), nitrato de chumbo II (Pb(NO3)2) e cloreto de potássio (KCℓ). Misturando-se essas soluções duas a duas, obtém-se os seguintes resultados:
I. NaNO3 + Pb(NO3)2 não há ppto. II. NaNO3 + KCℓ não há ppto. III. Pb(NO3)2 + KCℓ forma-se ppto. a) Escreva a reação de precipitação. b) Qual substância constitui o precipitado? Justifique a sua resposta escrevendo a equação iônica, baseando-se somente
nas informações dadas.
Gabarito10.01. a10.02. b10.03. a10.04. b10.05. 27 (01, 02, 08,16)10.06. 25 (01, 08,16)10.07. d10.08. d10.09. 13 (01, 04, 08)10.10. b10.11. e10.12. a10.13. 41 (01, 08, 32)10.14. d10.15. e10.16. 26 (02, 08, 16)10.17. c10.18. c10.19. d
10.20. a10.21. d10.22. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)10.23. a) NaHCO3(aq) + HCℓ(aq) NaCℓ(aq) + CO2(g) + H2O(ℓ)
b) O produto responsável pelos efeitos indesejáveis é o gás carbônico (CO2). Os antiácidos baseados no Aℓ(OH)3 não produzem CO2 e, por-tanto, não provocam tais efeitos, como pode ser comprovado pela equação da reação representada a seguir:3 HCℓ(aq) + 1 Aℓ(OH)3(s) 3 H2O(ℓ) + 1 AℓCℓ3(aq)
10.24. a) NaNO3 + KCn não há precipitação. Conclusão: NaCn e KNO3 são solúveis Pb(NO3)2 + KCn há precipitação Como, pela conclusão anterior, foi visto que o KNO3 é solúvel, conclui-se que o PbCn2 é insolúvel, isto é, forma um precipitado. Com isso ficamos com: Pb(NO3)2 (aq) + 2 KCn(aq) PbCn2(s) + 2 KNO3(aq)
precipitadob) O precipitado é o cloreto de chumbo II. Pb2+
(aq) + 2 Cn–(aq) PbCn2(s)
Eu não tenho medo do fracasso. Tenho medo de ter sucesso em coisas que não importam.
Willian Carey
1
11Aula
6EQuímica
Fontes de compostos orgânicos
PetróleoO petróleo é a principal fonte de compostos orgânicos e apresenta um
enorme interesse tecnológico e econômico.
A palavra petróleo é de origem latina (petra, pedra + oleum, óleo). O petróleo é extraído das rochas e se apresenta como um líquido oleoso e viscoso, geralmente de coloração escura. É insolúvel na água, e encontrado no subsolo de algumas regiões.
As jazidas de petróleo apresentam idade entre 10 e 400 milhões de anos e constituem uma fonte não renovável de energia.
Formação do petróleoA explicação mais provável é
a decomposição anaeróbica (em ausência de oxigênio) ao longo de milhões de anos, de pequenos animais e vegetais marinhos. A decomposição da matéria orgânica é resultado da ação do tempo, de micro-organismos, do calor e das altas pressões.
A densidade do petróleo é menor que a da água e, assim, os lençóis pe-trolíferos geralmente estão localizados entre um depósito de água salgada e uma camada constituída de gases.
Constituição química do petróleoO petróleo é constituído de uma variedade muito grande de compostos,
principalmente orgânicos, com grande predominância de HIDROCARBONE-TOS. Entre os hidrocarbonetos, merecem destaque os alcanos que possuem de 1 a 30 átomos de carbono.
A composição química do petróleo depende da sua procedência, isto é, varia de acordo com a região de onde o petróleo é extraído. Exemplos: o petróleo das Américas é constituído principalmente por parafinas (al-canos), ao passo que o da região do Cáucaso (Rússia) apresenta de 80 a
Gases
Água salgada
(Petr)óleo
100% de cicloparafinas, também chamadas de naftenos. O petróleo de Bornéo caracteriza-se pelo teor relativamente alto (de 25 a 30%) de hidrocarbonetos aromáticos.
Além de ser a principal fonte na-tural de alcanos, o petróleo também contém outros hidrocarbonetos (como ciclanos e aromáticos), com-postos oxigenados (principalmente fenol e cresol), alguns compostos nitrogenados e também COMPOS-TOS SULFURADOS (como tiofeno, tiofenol e ácido sulfídrico), respon-sáveis pelo mau cheiro, pela polui-ção do ar após a combustão (chuva ácida) e pelo caráter corrosivo dos derivados do petróleo. Portanto, o teor de enxofre dos combustíveis é sempre uma preocupação para os técnicos e para os ambientalistas.
Refino do petróleoDepois de extraído, o petróleo
é transportado em navios ou oleo-dutos até a refinaria, onde ocorre a separação e a purificação dos seus componentes. Entre os vários pro-cessos utilizados em uma refinaria, pode-se dizer que o principal é a destilação fracionada: a separação dos componentes do petróleo baseia-se nas diferenças entre os seus pontos de ebulição.
2
Forno deaquecimento do petróleo
Aum
ento
do
tam
anho
das
mol
écul
as e
do
pont
o de
ebu
lição
.
Petróleo cru
Gases leves
G.L.P.
Gasolina
Querosene
Óleo diesel
Óleos lubrificantes
Asfalto
gasosolíquido
Destilação do petróleo:
O petróleo cru, uma mistura complexa, é aquecido e alimentado a uma coluna de fracionamento, onde é des-dobrado em outras misturas mais simples, chamadas frações. Os produtos oriundos dessa coluna são submetidos a outros processos de destilação e purificação, até serem obtidos os chamados derivados diretos do petróleo. Entre eles, podem-se citar o gás liquefeito de petróleo (GLP), a gasolina, o querosene, o óleo diesel, os óleos combustíveis e outros produtos de grande importância.
Fração Número de átomos de carbono Ebulição (°C) Aplicação
Gás C1, C2 < 20Usados como combustíveis para aquecimento.
Gás engarrafado (GLP) C3, C4 < 30Éter de petróleo C5, C6 20 – 60
Usados como solventes orgânicos e na fabricação de tintas e anilina.Nafta leve C6, C7 60 – 100
Benzina C5 a C7 40 – 105
Gasolina natural C5 a C10 40 – 170 Fração importante, utilizada como combustível em motores a explosão.
Querosene C12 a C18 180 – 320Usados como combustível para iluminação ou em aviões a jato, o que é mais comum; submetido ao craqueamento, transforma-se em gasolina.
Óleo diesel C12 a C20 180 – 350 Usado em motores a diesel.Óleo lubrificante C20 a C34 líquido não volátil Utilizado na lubrificação de máquinas.
Resíduos: parafina, piche, asfalto – sólidos não
voláteisConforme o tipo, o petróleo pode ser: de base asfáltica – asfal-to (resíduo); de base parafínica – parafina (resíduo).
No quadro acima, pode-se observar que o gás engarrafado (GLP) é constituído por propano e butano (C3 e C4).A fração constituída por, aproximadamente, compostos de C5 a C11, é chamada de NAFTA, sendo usada geralmente
como matéria-prima da indústria petroquímica.
Aula 11
3Química 6E
“Cracking” ou craqueamento catalítico do petróleoA fração gasolina representa apenas de 7 a 15%
do petróleo bruto, e somente alguns tipos de petróleo chegam a produzir 20% de gasolina. Como essa é uma fração de grande consumo, procurou-se descobrir um processo que permitisse obter maior teor de gasolina. Esse processo é o cracking, que consiste em aquecer as frações mais pesadas (com grandes moléculas) a alta temperatura [500°C], na presença de catalisadores, provocando ruptura da cadeia carbônica dos hidrocar-bonetos e produzindo outros de cadeia menor.
alcanogrande
catalisador alcanospequenos
+ alcenos + H2 ...
A ruptura da cadeia carbônica pode ocorrer em qualquer ligação C – C; por isso o cracking produz uma mistura de vários hidrocarbonetos com menor cadeia carbônica. Não se pode equacionar o craqueamento de um hidrocarboneto numa única equação, porque várias reações ocorrem simultaneamente. Exemplos de algumas das rupturas que podem ocorrer no cracking de um hexadecano (componente do querosene):
C16H34
hexadecano
500°C
catalisador
C8H18 + C8H16
octano octeno
C9H20 + C7H14
nonano hepteno
C9H18 + C7H16
noneno heptano
C10H22 + C6H12
decano hexeno
etc. etc. etc.
No craqueamento, formam-se grandes quantidades de hidrocarbonetos gasosos (com cadeia pequena) a partir dos quais, por um processo inverso, consegue-se obter os hidrocarbonetos médios (C5 a C8) constituintes da gasolina. Obtém-se uma gasolina de ótima qualidade chamada gasolina de polimerização. Ela é fabricada também com gases obtidos diretamente da destilação fracionada do petróleo.
Motor de combustão internaO motor de um veículo realiza a queima do
combustível (reação exotérmica) e transforma essa energia térmica em movimento (energia cinética). Isso acontece no motor em ciclos de 4 tempos: 1. admissão do combustível com ar; 2. compressão; 3. explosão (combustão, que produz gases a alta temperatura, provocando a expansão); 4. exaustão (saída dos gases).
Válvula de admissão
Válvula de escape
Vela
Pistão
Virabrequim
Por exemplo: um carro com motor 1.0 significa que o volume total dos cilindros é, aproximadamente, um litro. Quanto maior o volume (cilindrada), mais potente é o motor, maior é o consumo de combustível.
GasolinaOs componentes principais da fração gasolina são
alcanos normais e alcanos ramificados que possuem de 5 a 10 átomos de carbono por molécula.
Nos cilindros dos motores de combustão interna, pode acontecer a detonação prematura: é a combustão da gasolina durante a compressão exercida pelo pistão, e, portanto, não é desejada.
Foi estabelecida uma escala para medir a resistência à compressão de um combustível.
4
Nessa escala, atribui-se ao iso-octano (2,2,4-trimetil-pentano), que detona apenas a compressões elevadas, o índice 100; ao n-heptano, que detona a compressões muito baixas, foi atribuído o índice zero.
O ÍNDICE DE OCTANO (ou octanagem) de uma gasolina é a porcentagem de iso-octano numa mistura de iso-octano e n-heptano que tem as mesmas carac-terísticas de detonação que a gasolina. Assim, uma gasolina com índice de octano 80 possui as mesmas características de detonação que uma mistura de 80% de iso-octano e 20% de n-heptano.
Quanto maior é o índice de octanagem, maior é a compressão que a mistura gasolina-ar suporta no motor, sem detonação prematura, portanto melhor é a qualidade da gasolina. Dentre os aditivos que aumentam a octanagem da gasolina, um deles é o chumbo tetra-etila ou tetra-etil-chumbo [Pb(C2H5)4], mas ele causa sério impacto ambiental e, por isso, não é mais utilizado.
Com relação à octanagem, sabe-se que:
• alcanos ramificados têm índice de octano maior que alcanos normais;
• ciclanos têm índice de octano maior que alcanos normais;
• alcenos têm índice de octano maior que os alcanos correspondentes;
• hidrocarbonetos aromáticos têm índice de octano muito alto.
Melhoria da qualidade da gasolinaPara aumentar o índice de octano na fração gasolina,
submetem-se os alcanos dessa fração a alguns processos:
• no processo de isomerização, alcanos normais são transformados em alcanos isômeros ramificados, o que aumenta a octanagem;
• no processo de aromatização, alcanos normais são transformados em hidrocarbonetos aromáticos de elevado índice de octano;
• a dimerização consiste, nesse caso, na adição de duas moléculas de alceno.
Esses processos aumentam a octanagem da gasoli-na, aumentando assim sua resistência à compressão e melhoram o aproveitamento do combustível.
Indústria petroquímicaÉ o ramo da indústria química que utiliza como
matéria-prima algumas frações originárias do petróleo,
especialmente a nafta. A partir dela são obtidos muitís-simos produtos importantes, tais como:
• plásticos (polímeros)
• borracha sintética
• tecidos
• colas
• tintas
• solventes
• explosivos
• corantes
• detergentes
• fibras sintéticas
• etc.
Além do petróleo, existem outras importantes fontes das quais podem ser obtidos compostos orgânicos.
Gás naturalSua formação é a mesma que a do petróleo e pode
ser encontrado junto com ele.Geralmente, é encontrado em jazidas subterrâ-
neas, donde pode ser retirado.Consiste em uma mistura gasosa, formada por me-
tano (de 70 a 95%), etano (de 1 a 5%), H2S, CO2, N2 e, eventualmente, outros gases.
É utilizado principalmente como combustível, visan-do à produção de energia. Além do seu alto poder calorí-fico, o gás natural é MENOS POLUENTE que os derivados do petróleo (geralmente contém menos enxofre). Pode também ser utilizado na fabricação de outros produtos, como os da indústria petroquímica.
O gás natural pode ser utilizado inclusive como combustível em automóveis (GNV: gás natural veicular).
BiogásA decomposição anaeróbica de matéria orgânica
(apodrecimento) é feita por micro-organismos e envolve muitas reações químicas, como, por exemplo, a fermen-tação da celulose:
(C6H10O5)n + n H2O 3n CH4 + 3n CO2
Quando restos de matéria orgânica são colocados em local fechado, sem contato com o ar ambiente (bio-digestor), ocorre a decomposição anaeróbica, com a formação de uma mistura gasosa chamada biogás. O biogás é constituído principalmente de metano, CO2
Aula 11
5Química 6E
e H2S. Desses gases, só o CO2 não sofre combustão e, assim, essa mistura gasosa pode ser utilizada como combustível.
A matéria-prima para a fabricação do biogás (bio-massa) pode ser lixo, restos de comida, etc. Os resíduos da decomposição podem ser aproveitados como adubo.
BIODIGESTOR:
Lixo
orgânico
Biogás
Processos parecidos com o do biogás podem ocorrer nos aterros sanitários.
Observações:Além de ser o principal constituinte do gás
natural e do biogás, o metano também pode ser encontrado de outras maneiras:• como produto do apodrecimento de seres vivos
(“gás dos pântanos”);• nas minas de carvão, misturado com o ar, forman-
do uma mistura explosiva conhecida por grisu.
Xisto betuminosoÉ constituído por folhelhos (rochas sedimentares)
impregnadas de óleo (de 4 a 12%). As rochas devem ser moídas e aquecidas para a retirada do óleo que, depois de purificado, sofre o mesmo processo de refino que o petróleo.
Devido a esse processamento complexo (caro), o xisto ainda não é utilizado em larga escala.
O Brasil possui a 2a. maior reserva de xisto do mundo.
Carvão mineralO carvão tem origem na decomposição anaeróbica
de resíduos vegetais (árvores soterradas) que, em au-sência de oxigênio e ao longo de milhões de anos, forma um material com alta concentração de carbono grafíti-co. Esse processo chama-se carbonização e o produto
obtido, portanto, é um combustível de origem fóssil.De acordo com a idade dessa matéria orgânica,
considera-se que há 4 tipos de carvão mineral encontra-dos na natureza:
Turfa Linhito Hulha Antracito
aumento da idade, do teor de carbono e do poder calorífico
A aplicação mais direta do carvão mineral é como fonte de energia, por sua combustão.
Além disso, o carvão é uma importante fonte de produtos orgânicos. Para isso, é feita a destilação seca ou pirólise da hulha (aquecimento na ausência de oxigênio) em fornos próprios, chamados de coquerias.
Os produtos obtidos da hulha são os seguintes:
• GÁS – constituído de H2, CH4, CO e outros gases; utilizado como combustível;
• LÍQUIDO – duas frações:
• águas amoniacais – solução aquosa com elevada quantidade de COMPOSTOS NITROGENADOS; são convertidos em sais de amônio, utilizados na fabricação de fertilizantes;
• alcatrão – principal fonte natural de COMPOS-TOS AROMÁTICOS; sua destilação fracionada permite obter muitos produtos, como benzeno, tolueno, xilenos e seus derivados, utilizados em várias indústrias (de plásticos, corantes, solventes, medicamentos, inseticidas, explosivos, perfumes, etc.).
• SÓLIDO – chamado de COQUE, contém elevadíssimo teor de carbono: sua principal utilidade é no proces-so de produção de ferro e de aço, nas SIDERÚRGICAS.
Observações:Carvão vegetal é o material obtido pela quei-
ma da madeira, que retira os compostos mais vo-láteis e deixa um sólido que pode ser usado como combustível. Este processo é feito nas carvoarias, geralmente com a utilização da vegetação nati-va e em precárias condições de trabalho. Além de combustível, o carvão vegetal também pode ter uso industrial e medicinal, graças à sua gran-de porosidade e grande capacidade de absorver substâncias.
6
Testes
Assimilação11.01. (UFMS) – Indique a alternativa que apresenta os termos corretos que preenchem, na sequência I, II, III, IV, V e VI, as lacunas da seguinte afirmativa:“Os gases de cozinha, propano e butano (I), os líquidos combustíveis de carros, hexano e octano (II), os líquidos combustíveis de motores a diesel, hexadecano e octadecano (III) e o asfalto (IV), são obtidos industrialmente por meio da ..(V).. fracionada de ..(VI)..”.
(I) (II) (III) (IV) (V) (VI)
a) CH3H3C
eCH3H3C e
CH3H3C
CH3H3C CH3(CH2)14CH3
eCH3(CH2)16CH3
mistura de hidrocarbonetos
parafínicos e aromáticos
destilação petróleo
b) CH3(CH2)3CH3
eCH3(CH2)2CH3
CH3(CH2)3CH3e
CH3(CH2)2CH3
CH3H3C
eCH3(CH2)16CH3
líquido de baixo ponto de ebulição cristalização
lixo de aterros
sanitários
c) e
CH3H3C
CH3H3C
eCH3
H3C
CH3H3C CH3(CH2)14CH3
eCH3(CH2)16CH3
mistura de hidrocarbonetos
parafínicos e aromáticos
destilação petróleo
d) CH3(CH2)3CH3
eCH3(CH2)2CH3
CH3(CH2)3CH3e
CH3(CH2)2CH3
CH3(CH2)14CH3e
CH3(CH2)16CH3
líquido de baixo ponto de ebulição sublimação petróleo
e) e
CH3H3C
CH3H3C
CH3(CH2)3CH3e
CH3(CH2)2CH3
CH3H3C
eCH3(CH2)16CH3
mistura de hidrocarbonetos
parafínicos e aromáticos
destilação hulha
11.02. (UFTM – MG) – Considere as etapas de um dos ciclos do carbono realizado pela natureza.I. A chuva remove o dióxido de carbono da atmosfera e o transforma em ácido carbônico.II. O ácido reage com silicato e calcário existentes no solo, liberando cálcio e carbono, que são levados até lagos, mares e
oceanos.III. Seres aquáticos constroem células e conchas com o carbono e o cálcio. Quando esses seres vivos morrem, seus restos se
acumulam no fundo de lagos, mares ou oceanos.IV. Após milhões de anos, esse material se modifica e as células podem se transformar em fontes carboníferas como o petróleo.V. Quando se queima petróleo, devolve-se à atmosfera o carbono retirado há milhões de anos.
Com base nessas informações, a única etapa que pode ser representada por uma reação simples do tipo síntese é:a) I. b) II. c) III. d) IV. e) V.
Aula 11
7Química 6E
11.03. (UFPR) – A operação de craqueamento, normalmente observada na indústria de petróleo, tem por finalidade: a) refinar e separar as diversas frações do petróleo; b) diminuir o índice de octano da gasolina; c) retirar hidrocarbonetos de baixo peso molecular para
serem usados como gasolina; d) tornar hidrocarbonetos muito ramificados em moléculas
lineares que são mais eficientes como combustíveis; e) romper as ligações entre carbonos em hidrocarbonetos de
alto peso molecular, gerando radicais e, posteriormente, formação de hidrocarbonetos de menor cadeia.
11.04. (UFRGS) – A combustão de uma substância ocorre: a) porque existe um fluido presente em todos os materiais
combustíveis que é liberado quando ela queima. b) pelo simples contato dela com o oxigênio, que é um
material comburente. c) na reação com o oxigênio, num processo exotérmico,
originando moléculas mais simples. d) sempre que houver grande absorção de calor durante
a reação. e) sempre que o gás carbônico reage com ela, reduzindo-a
a cinza com a produção de luz ou calor.
11.05. (ENEM) – A biodigestão anaeróbica, que se processa na ausência de ar, permite a obtenção de energia e materiais que podem ser utilizados não só como fertilizante e combus-tível de veículos, mas também para acionar motores elétricos e aquecer recintos.
geradorenergia elétrica
aquecedor
veículo
fertilizante
biodigestoranaeróbicolixo orgânico
substratos
dejetos animais
matériaorgânicadescartada
O material produzido pelo processo esquematizado acima e utilizado para geração de energia é oa) biodiesel, obtido a partir da decomposição de matéria
orgânica e (ou) por fermentação na presença de oxigênio.
b) metano (CH4), biocombustível utilizado em diferentes máquinas.
c) etanol, que, além de ser empregado na geração de energia elétrica, é utilizado como fertilizante.
d) hidrogênio, combustível economicamente mais viável, produzido sem necessidade de oxigênio.
e) metanol, que, além das aplicações mostradas no esque-ma, é matéria-prima na indústria de bebidas.
11.06. (UDESC) – Diversos tipos de combustível têm em sua formação compostos orgânicos; entre eles, o gás na-tural, a gasolina, o álcool e o gás liquefeito de petróleo. Os compostos orgânicos presentes majoritariamente nesses combustíveis são, respectivamente:a) propano, iso-octano, metanol e mistura de hidrocarbo-
netos C7 e C8.b) butano, hidrocarbonetos saturados, álcool isopropílico
e metano.c) metano, hidrocarbonetos de cadeia curta, metanol e
mistura de butano e propano.d) butano, hidrocarbonetos aromáticos, etanol e metano.e) metano, hidrocarbonetos saturados, etanol e mistura de
butano e propano.
Aperfeiçoamento11.07. (UFSC) – Considere as afirmações sobre o petróleo e seus derivados e identifique a(s) correta(s): 01) O petróleo formou-se há milhões de anos, quando ani-
mais e vegetais marinhos foram soterrados e submeti-dos à ação de micro-organismos, de calor e de pressões elevadas.
02) O craqueamento do petróleo consiste na quebra das frações mais pesadas (moléculas maiores), transfor-mando-as em frações mais leves (moléculas menores).
04) Os alcanos, além de combustíveis, são matéria-prima para milhares de compostos orgânicos, por intermédio da indústria petroquímica.
08) Gasolina, óleo diesel, querosene, óleo lubrificante e ál-cool etílico são substâncias obtidas por destilação do petróleo cru.
16) Há muitos anos o Brasil é autossuficiente em todas as frações do petróleo e exporta seu excedente.
8
11.08. (FMU – SP) – Considere a tabela a seguir:
Substância Fórmula molecular
Ponto de fusão (°C)
Ponto de ebulição (°C)
metano CH4 – 183 – 162
etano C2H6 – 182 – 88,5
propano C3H8 – 187 – 42
n-butano C4H10 – 138 0
n-pentano C5H12 – 130 36
n-hexano C6H14 – 95 não determinado
Com relação aos dados tabelados (à pressão normal):a) com certeza, n-hexano será líquido à temperatura ambiente.b) com certeza, n-hexano será sólido à temperatura ambiente.c) com certeza, n-hexano será gás à temperatura ambiente.d) faltam dados experimentais para concluir.e) não é possível avaliar o estado físico do n-hexano, pois
falta o seu ponto de ebulição.
11.09. (UFSCAR – SP) – Dentre os constituintes do petróleo, há aqueles conhecidos, que são usados como combustíveis, como gasolina, querosene e diesel, mas há muitos outros que são empregados como matéria-prima para produção indus-trial de diversos materiais, para as mais variadas aplicações. Após sua extração, o petróleo é transportado para refinarias, onde passa por diversos processos. Assinale a alternativa correta relacionada com o processamento do petróleo.a) Boa parte do petróleo brasileiro vem de regiões de águas
profundas, mas isso não eleva o custo da exploração.b) A primeira etapa consiste numa destilação simples,
para separar o composto de menor ponto de ebulição, a gasolina.
c) Uma etapa envolve a destilação fracionada do petróleo, na qual vários compostos presentes têm suas estruturas reduzidas, para serem posteriormente separados por ordem de ponto de fusão.
d) Numa etapa chamada de craqueamento, frações sólidas de petróleo são trituradas para serem utilizadas como fertilizante.
e) Uma fração constituída por hidrocarbonetos de cadeias longas sofre reação química catalisada, para gerar hidro-carbonetos de cadeias menores.
11.10. (FUVEST – SP) – O craqueamento catalítico é um processo utilizado na indústria petroquímica para converter algumas frações do petróleo que são mais pesadas (isto é, constituídas por compostos de massa molar elevada) em frações mais leves, como a gasolina e o GLP, por exemplo. Nesse processo, algumas ligações químicas nas moléculas de grande massa molecular são rompidas, sendo geradas moléculas menores.A respeito desse processo, foram feitas as seguintes afir-mações:
I. O craqueamento é importante economicamente, pois converte frações mais pesadas de petróleo em compostos de grande demanda.
II. O craqueamento libera grande quantidade de energia, proveniente da ruptura de ligações químicas nas molé-culas de grande massa molecular.
III. A presença de catalisador permite que as transformações químicas envolvidas no craqueamento ocorram mais rapidamente.
Está correto o que se afirma em a) I, apenas. b) II, apenas. c) I e III, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III.
11.11. (UEM – PR) – Uma fonte de energia primária, forne-cida diretamente pela natureza, é o gás natural. É correto afirmar que o gás natural 01) tem como seu principal constituinte o metano (CH4),
podendo apresentar outros componentes, como o eta-no (C2H6) e o propano (C3H8).
02) apresenta um consumo mundial decrescente de ma-neira acelerada nas últimas décadas, devido à deman-da de outras fontes de energia primária.
04) é utilizado no Brasil, nos últimos anos, para substituir o óleo combustível na indústria, o óleo diesel e a gasolina nos transportes e para a geração de termeletricidade, como na usina de Araucária, no Paraná.
08) emite, na combustão, mais partículas de CO e SO2 do que outras fontes de energia primária, como o carvão mineral ou os derivados de petróleo.
16) é um combustível fóssil encontrado em estruturas geo-lógicas sedimentares, sendo, portanto, esgotável.
Aula 11
9Química 6E
11.12. (ENEM) – Nos últimos anos, o gás natural (GNV: gás natural veicular) vem sendo utilizado pela frota de veículos nacional, por ser viável economicamente e menos agressivo do ponto de vista ambiental. O quadro compara algumas características do gás natural e da gasolina em condições ambiente.
Densidade (kg/m3) Poder calorífico (kJ/kg)
GNV 0,8 50.000
Gasolina 750 47.000
Apesar das vantagens no uso do GNV, sua utilização implica algumas adaptações técnicas, pois, em condições ambiente, o volume de combustível necessário, em relação ao de gasolina, para produzir a mesma energia, seriaa) muito maior, o que requer um motor muito mais potente.b) muito maior, o que requer que ele seja armazenado a
alta pressão.c) igual, mas sua potência será muito menor.d) muito menor, o que o torna o veículo menos eficiente.e) muito menor, o que facilita sua dispersão para a atmosfera.
11.13. (FEPAR – PR) – Apesar do aumento no número de veículos nas ruas, Curitiba é a 2a. cidade do mundo que mais reduziu a poluição do ar na última década. Isso é resultado de uma soma de fatores: o aumento da quantidade de veículos flex, a utilização de biocombustíveis no transporte coletivo e a fiscalização de potenciais poluentes, como as indústrias. Admitindo que os combustíveis usados nos veículos flex sejam formados unicamente por moléculas de álcool etílico (álcool comum) e de octano (gasolina), avalie as afirmativas sobre o assunto. (Dados: calor de combustão: álcool etílico H= –1400 kJ/moloctano H= –5400 kJ/mol) ( ) Na combustão do octano são liberados 5.400 kJ para
cada mol de CO2 produzido. ( ) Na combustão total de quantidades iguais de molé-
culas de álcool e gasolina, o volume de gás oxigênio gasto é menor na queima da gasolina.
( ) Dos combustíveis usados nos veículos flex, o álcool é o que libera mais energia para uma mesma quantidade de CO2 produzida, considerando-se a combustão com-pleta desses combustíveis.
( ) A combustão do gás natural é uma reação exotérmica.( ) O metano, CH4, é o principal componente do biogás.
11.14. (FUVEST – SP) – O biogás pode substituir a gasolina na geração de energia. Sabe-se que 60%, em volume do bio-gás, são constituídos de metano, cuja combustão completa libera cerca de 900 kJ/mol.Uma usina produtora gera 2.000 litros de biogás por dia. Para produzir a mesma quantidade de energia liberada pela queima de todo o metano contido nesse volume de biogás, será necessária a seguinte quantidade aproximada (em litros) de gasolina: a) 0,7 b) 1,0 c) 1,7 d) 3,3 e) 4,5
Note e adote: Volume molar nas condições de produção do biogás: 24 L/mol; energia liberada na combustão completa da gasolina: 4,5 × 104 kJ/L.
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Aprofundamento11.15. (UP – PR) – Os atentados terroristas contra os E.U.A. em 11 de setembro de 2001 (com a morte de aproximada-mente 3 000 pessoas) podem ser resumidos aos choques de três aviões contra o WTC e contra o Pentágono. O combustível utilizado por aqueles aviões é o querosene e o volume total deste combustível queimado nos três atentados foi da ordem de 2 ∙ 105 L. Por outro lado, a bomba atômica lançada pelos E.U.A. em 6 de agosto de 1945 sobre a cidade japonesa de Hiroxima (com a morte imediata de aproximadamente 80 000 pessoas), liberou uma energia de cerca de 6 ∙ 1013 J. Dados sobre o querosene: densidade = 0,8 kg/L poder calorífico = 4 ∙ 107 J/kg constituição química aproximada: C12 a C18 Com estas informações, julgue as afirmações a seguir e indique as corretas: 1. O querosene é uma substância pura, insolúvel na água e
é obtido a partir do petróleo. 2. A queima do querosene nos três atentados liberou uma
energia aproximada de 6,4 · 1012 J, ou seja, perto de dez vezes menos que a liberada pela bomba de Hiroxima.
3. Admitindo que o composto C15H32 faça parte do quero-sene, este composto possui cadeia aberta, só apresenta ligações sigma e tem vários isômeros.
4. O craqueamento do querosene consiste na adição de várias moléculas para a obtenção de polímeros, de ma-neira semelhante à que ocorre com gás natural.
5. Considerando que o consumo de energia de uma casa seja de aproximadamente 6,4 · 108 J/mês, a energia libe-rada nos três atentados seria suficiente para abastecer 10 000 casas durante um mês.
a) 1 – 2 – 3 b) 2 – 4 – 5 c) 2 – 3 – 5 d) 1 – 3 – 5 e) 2 – 3 – 4
11.16. (ENEM) – Diesel é uma mistura de hidrocarbo-netos que também apresenta enxofre em sua com-posição. Esse enxofre é um componente indesejável, pois o trióxido de enxofre gerado é um dos grandes causadores da chuva ácida. Nos anos 1980, não ha-
via regulamentação e era utilizado óleo diesel com 13 000 ppm de enxofre. Em 2009, o diesel passou a ter 1 800 ppm de enxofre (S 1800) e, em seguida, foi inserido no mercado o diesel S 500 (500 ppm). Em 2012, foi difundido o diesel S 50, com 50 ppm de enxofre em sua composição. Atualmente é produzido um diesel com teores de enxofre ainda menores.
Os impactos da má qualidade do óleo diesel brasileiro. Disponivel em www.cnt.org.br. Acesso em 20 dez. 2012 (adaptado)
A substituição do diesel usado nos anos 1980 por aquele difundido em 2012 permitiu uma redução percentual de emissão de SO3 dea) 86,2%.d) 99,6%.
b) 96,2%.e) 99,9%.
c) 97,2%.
11.17. Leia atentamente as afirmações abaixo e faça a soma das verdadeiras:01) As etapas da indústria do petróleo são: prospecção
(pesquisa dos poços), perfuração, extração, transporte até as refinarias e refino. O principal processo de sepa-ração feito nas refinarias é a destilação fracionada.
02) O petróleo é uma mistura, principalmente de hidro-carbonetos e, no caso do petróleo brasileiro, especial-mente de alcanos. Mas também contém compostos sulfurados (com enxofre), principais responsáveis pela chuva ácida.
04) O gás de cozinha (GLP) está liquefeito dentro do boti-jão, pois está sob pressão. Além disso, nas condições ambiente de pressão e temperatura, a mistura de pro-pano e butano, é menos densa que a gasolina.
08) Nos motores a explosão dos veículos (motores de com-bustão interna, que utilizam gasolina, diesel, álcool ou GNV como combustível) ocorre principalmente a trans-formação de energia química (entalpia) em energia mecânica (cinética).
16) Além da enorme importância dos combustíveis, a nafta do petróleo é uma importantíssima matéria-prima para a indústria petroquímica, onde são produzidos muitís-simos produtos de uso comum.
32) Entre os produtos da indústria petroquímica podem ser citados: plásticos (numerosos e com usos muito variados), borrachas sintéticas, explosivos, detergentes, inseticidas, fertilizantes, corantes, etc.
Aula 11
11Química 6E
11.18. Some as afirmações verdadeiras:01) Uma característica na exploração de petróleo é a pre-
sença de gases nos depósitos, em geral sob alta pres-são. O gás encontrado em maior quantidade associado a depósitos de petróleo é o metano.
02) O gás natural é uma mistura gasosa formada por me-tano (70% a 98%), etano (1% a 7%), outros alcanos e substâncias como ácido sulfídrico, gás carbônico, ni-trogênio, etc. O gás natural é um ótimo combustível, não só pelo alto poder calorífico, mas também por ser menos poluente que os derivados do petróleo.
04) O principal componente, tanto do gás natural como do biogás é o metano. Na molécula deste hidrocarboneto há 4 ligações do tipo sigma.
08) Geralmente a combustão total de uma substância or-gânica produz gás carbônico e vapor-d’água. A com-bustão fuliginosa é devido a uma reação de combustão incompleta.
16) A combustão de compostos orgânicos libera gases de efeito estufa (especialmente CO2), causadores do aque-cimento global. Esta é uma das desvantagens do uso de usinas termoelétricas.
32) Uma das razões que torna o uso de biocombustíveis (etanol, biodiesel) ecologicamente vantajoso, em com-paração com os combustíveis fósseis (petróleo, gás na-tural, carvão), é porque o carbono liberado na queima do biocombustível provém do carbono (na forma de CO2) preexistente no ecossistema pouco tempo atrás.
11.19. (UESC – BA) – Gás natural é uma mistura gasosa que contém hidrocarbonetos, como o metano, CH4(g), e o etano C2 H6(g), ao lado de sulfeto de hidrogênio H2S(g) e de outros gases, ocorrendo em bolsões, no subsolo de algumas regiões, geralmente junto com petróleo e água salgada. É utilizado como combustível pela indústria em razão de ser facilmente transportado por gasodutos e não deixar resíduos nos fornos e caldeiras durante a combustão. Considerando-se essas informações sobre o gás natural e seus componentes, é correto afirmar: 01) O gás natural nos bolsões ocupa a fase intermediária
entre a de petróleo e a de água salgada. 02) O metano e o etano são difundidos com a mesma velo-
cidade no meio ambiente. 04) O gás natural, ao ser transportado nos gasodutos, com-
porta-se como fluido incompressível. 08) O gás natural não deixa resíduo nos fornos industriais
porque consome quantidades insuficientes de oxigê-nio durante a combustão.
16) O sulfeto de hidrogênio é um gás inflamável que, ao queimar na presença de oxigênio, produz dióxido de enxofre e vapor-d’água.
11.20. (UESC – BA) – Ao perfurar superficialmente o solo úmido em seu sítio, na zona rural da cidade de Belmonte-BA, um agricultor notou a emissão de um gás inflamável desconhecido. [...]. O local onde ocorre o fenômeno é uma área de brejo, nas margens do rio Jequitinhonha.[...] Para o IBAMA, o fenômeno é conhe-cido como gás do pântano, provocado pelo metano, CH4, que emana de solos pantanosos e é produzido pela decomposição de matéria orgânica do lixo doméstico nos aterros sanitários.
(TORALLES, A Tarde, 2007, p.13)
A partir da observação do agricultor sobre esse fenômeno e a informação do IBAMA, pode-se afirmar que o metano01) absorve energia, ao produzir vapor-d’água e dióxido de
carbono.02) produzido a partir da fermentação de matéria orgâni-
ca nos pântanos e nos aterros sanitários é considerado combustível fóssil proveniente de fonte não renovável de energia.
04) apresenta menor coeficiente estequiométrico inteiro igual a 3 n, na equação química não balanceada
( C6H10O5 )n + 3 n H2O(n) CH4(g), + CO2(g), que repre-senta uma das reações de fermentação de matéria or-gânica.
08) tem estrutura tetraédrica, que é responsável pela infla-mabilidade à temperatura ambiente.
16) é isômero funcional do etano.
11.21. (FUVEST – SP) – Tanto o gás natural quanto o óleo diesel são utilizados como combustíveis em transportes urbanos. A combustão completa do gás natural e do óleo diesel liberam, respectivamente, 9 × 102 e 9 × 103 kJ por mol de hidrocarboneto. A queima desses combustíveis contribui para o efeito estufa. Para igual energia liberada, quantas vezes a contribuição do óleo diesel é maior que a do gás natural? Considere: gás natural = CH4 óleo diesel = C14H30
a) 1,1 b) 1,2c) 1,4d) 1,6e) 1,8
12
Sobre a combustão do metano, foram feitas as seguintes afirmações:
I. A combustão completa do gás metano libera mais ener-gia do que a sua combustão incompleta.
II. A análise do diagrama de energia indica que a combustão total de 1,0 g de monóxido de carbono libera 10 kJ.
III. O dióxido de carbono apresenta uma toxicidade mais elevada do que o monóxido de carbono.
Pode-se afirmar que:a) apenas as afirmativas I e III estão corretas.b) todas as afirmativas estão corretas.c) apenas a afirmativa I está correta.d) apenas a afirmativa II está correta.e) apenas as afirmativas I e II estão corretas.
11.22. (CESUMAR – PR) – O metano é o principal com-ponente do gás natural, combustível utilizado em larga escala na indústria, nas residências e, mais recentemente, em automóveis.O diagrama de entalpia, a seguir, representa a energia envol-vida na combustão completa e na combustão incompleta do metano.
H (kJ)
CH4(g) + 2 O2(g)
CO(g) + 2 H2O(ℓ) + 1/2 O2(g)
CO2(g) + 2 H2O(ℓ)
H = – 890 kJ H = – 610 kJ
Discursivos11.23. (UFPR) – O que é a operação de craqueamento (“cracking”) realizada nas refinarias de petróleo? Qual é o objetivo desta operação?
11.24. (ITA – SP) – Escreva a equação química balanceada da combustão completa do iso-octano com o ar atmosférico. Considere que o ar é seco e composto por 21% de oxigênio gasoso e 79% de nitrogênio gasoso.
Aula 11
13Química 6E
11.25. (EEM – SP) – O biogás, combustível obtido pela fermentação anaeróbica de dejetos orgânicos, é uma mistura de gases que contêm, principalmente, dióxido de carbono (CO2), sulfeto de hidrogênio (H2S) e metano (CH4). a) Equacione a combustão de dois desses gases. b) Qual dos gases da mistura é indesejável? Por quê?
Gabarito11.01. c11.02. a11.03. e11.04. c11.05. b11.06. e11.07. 07 (01, 02, 04)11.08. a11.09. e11.10. c11.11 21 (01, 04, 16)11.12. b11.13. F – F – V – V – V11.14. b11.15. c11.16. d11.17. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)11.18. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)
12,5 mols O2 21% nar 100%
nar = 59,5 mols nN2
= 47 mols
Logo:
C8H18 + 59,5 ar 8 CO2 + 9 H2O +
47 N2
11.25. a) CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O H2S + 3/2 O2 SO2 + H2O CO2 + O2 X b) H2S: – odor desagradável – poluente (SO2 e SO3 chuva ácida)
11.19. 1611.20. 0411.21. c11.22. e11.23. Craqueamento (ou “cracking”) é uma sé-
rie de processos químicos que consiste na quebra das moléculas grandes en-contradas nas frações mais pesadas do petróleo, com a finalidade de aumentar a quantidade das frações mais leves, pois essas apresentam grande interesse econômico e tecnológico.
11.24. A equação de reação de combustão completa do iso-octano é dada por:
C H O CO H O8 18 2 2 2252
8 9+ → +
Mas o que se pede é a reação com o ar (uma mistura de N2 e O2).
Faça, a cada dia, um pouco mais do que você acha que pode fazer.(L. Tomas)
14
Carbo-hidratos – Aminoácidos – Proteínas
Aula 12 6EQuímica
BioquímicaAgora serão estudadas as biomoléculas: compostos
orgânicos naturais encontrados nos seres vivos ("Química da vida").
Carbo-hidratosSão compostos muito abundantes na natureza,
sintetizados pelos vegetais e animais. A maioria dos carbo-hidratos obedecem à fórmula geral Cx(H2O)y, o que induz à ideia de carbono “hidratado”. Sinônimos de carbo-hidratos: glicídios, glúcides, açúcares, hidratos de carbono e sacarídeos.
Os glicídios são compostos de função mista poliálcoois-aldeídos ou poliálcoois-cetonas, sendo os mais simples o aldeído glicérico e a di-hidroxiacetona, de fórmulas:
H2C – CH – C
OHO
OHe H2C – C – CH2
OOH OH
Hrespectivamente, e o mais comum é a glicose (C6H12O6), cuja fórmula estrutural é a seguinte:
ou
COH
H – C – OH
HO – C – H
H – C – OH
H – C – OH
CH2OH H2COH
CHOOH
OH
OH
HO
H
H
H
H
ClassificaçãoOs carbo-hidratos são classificados de acordo com o
número de “unidades sacarídicas” que os constituem.MONOSSACARÍDEOS (também chamados de oses):
são os carbo-hidratos constituídos por uma única unida-de sacarídica. Eles não sofrem hidrólise.
De acordo com o número de átomos de carbono, um monossacarídeo pode ser uma tetrose, pentose, hexose, etc. As aldoses são os monossacarídeos que apresentam o grupo aldeído, enquanto que as cetoses apresentam o grupo cetona.Exemplos:
• a glicose é uma aldo-hexose: monossacarídeo com 6 átomos de carbono e um grupo aldeído (C6H12O6), de fórmula estrutural
H H OH H | | | | O
H2C – C – C – C – C – C | | | | | H OH OH OH H OH
• a frutose é uma ceto-hexose: monossacarídeo com 6 átomos de carbono e um grupo cetona (C6H12O6), de fórmula estrutural
H H OH O | | | ||H2C – C – C – C – C – CH2
| | | | | OH OH OH H OH
Os OSÍDIOS são carbo-hidratos que sofrem hidróli-se. Dividem-se em holosídios (hidrolisam-se, produzindo apenas monossacarídeos) e heterosídios (hidrolisam-se, produzindo monossacarídeos e outros compostos). Aqui serão considerados apenas os holosídios.
Os holosídios subdividem-se em: • OLIGOSSACARÍDEOS: na hidrólise, produzem de
duas a dez moléculas de monossacarídeos. Exemplos: sacarose + H2O
H+
glicose + frutose (dissacarídeo)
lactose + H2O H+
glicose + galactose (dissacarídeo)
maltose + H2O H+
glicose + glicose (dissacarídeo)
15Química 6E
Aula 12
• POLISSACARÍDEOS: na hidrólise, produzem mais de dez moléculas de monossacarídeos. Os polissacarí-deos são polímeros naturais.
Exemplos:
(C6H10O5)n + n H2O H+
n C6H12O6 amido ou glicose celulose (monossacarídeo) (polissacarídeo)
O amido e a celulose são formados pela condensação de muitas glicoses.
RESUMIDAMENTE:
• oses (monossacarídeos)Exemplos: glicose, frutose
• osídios: – dissacarídeos:
Exemplos: sacarose + água gli + fru maltose + água gli + gli
– trissacarídeos ...
– polissacarídeos: Exemplos: amido, celulose
Propriedades físicas • Atividade óptica: Os glicídios (com exceção da di-
-hidroxiacetona) possuem vários carbonos quirais e, con-sequentemente, apresentam muitos isômeros ópticos.
• Solubilidade: Pelo fato de possuírem vários grupos OH, os carbo-hidratos podem fazer ponte de hi-drogênio com a água, sendo assim hidrossolúveis. Exceções importantes a essa regra são o amido e a celulose (polissacarídeos), pois possuem grandes cadeias carbônicas.
• Ciclização: Carbo-hidratos como a glicose, a frutose, a sacarose, entre muitos outros, têm a propriedade de, em solução, sofrerem um rearranjo interno, transformando-se numa cadeia cíclica; vejamos como exemplo a glicose:
CH2OH
C O HH
C C
C C
H OH
OH H H
H
HO
O
CH2OH
C OH
C C
C C
H OH
OH H
H
HO
OH
H
Propriedades Químicas • Hidrólise
Os holosídios sofrem hidrólise, produzindo monossacarídeos. Exemplo: HIDRÓLISE DA SACAROSE (açúcar invertido).
C12H22O11 + H2O H+
C6H12O6 + C6H12O6
sacarose glicose frutose
+66,5º +52,7º –92,3º
–39,6º
Como a sacarose é dextrogira e a mistura de glicose e frutose apresenta comportamento levogiro, essa reação é chamada de inversão da sacarose, pois o plano de vibração da luz polarizada sofre um desvio da direita para a esquerda.
Hidrólise da sacarose:H
CH2OH
HHO
HO
HOH
HH
OHOCH2
64
5
6
5
4 3
2
123
HO
O
H
OH H
CH2OHH
H
CH2COH O
HHO
HO
HOH
HH
OH
OHHOCH2
HO
O
H
OH H
CH2OHH+
H+ ou enzima
invertase
H2O
O
Sacarose Glicose Frutose
16
Os monossacarídeos não sofrem hidrólise. A hidróli-se de um polissacarídeo (como, por exemplo, o amido) é mais difícil que a hidrólise de um dissacarídeo (como a sacarose).
A reação inversa da hidólise é uma condensação.
• FermentaçãoA glicose pode sofrer uma importante reação cata-
lisada por enzimas produzidas por micro-organismos (fermentação), com a obtenção de álcool etílico:
C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 glicose álcool etílico
• Oxidação e reduçãoDe maneira geral, observa-se o seguinte:
álcool primário oxi
red aldeído
oxi
red ácido carboxílico
álcool secundário oxi
red cetona
oxi X
álcool terciário oxi
X
Sabe-se também que o grupo aldeído é mais facil-mente oxidável que o grupo alcoólico.
Pode-se, assim, concluir que as aldoses são facilmen-te oxidáveis.
Recordando:
oxidante provoca oxidação (sofre redução)redutor provoca redução (sofre oxidação)
Ou seja: como as aldoses oxidam-se com facilida-de, elas são consideradas açúcares redutores.
Por outro lado, as aldoses, sob certas condições, podem sofrer redução.
• TautomeriaOs monossacarídeos, em solução aquosa, sofrem
tautomeria. Isso torna possível que um deles se converta em outro. Exemplo: a frutose pode transformar-se na glicose e vice-versa.
Principais glicídios Glicose – C6H12O6 (monossacarídeo)
Aldose encontrada em alguns frutos sob a forma dextrogira (dextrose). Pode ser obtida pela hidrólise
ácida do amido e é utilizada na fabricação de doces. Sua fermentação produz álcool etílico.
• Frutose – C6H12O6 (monossacarídeo)
Cetose encontrada no mel e em vários frutos. Pode ser obtida pela hidrólise ácida a quente da inulina (um polissacarídeo).
• Sacarose – C12H22O11 (açúcar comum)DISSACARÍDEO formado por glicose e frutose, en-
contrado na cana-de-açúcar. É um açúcar não redutor, utilizado na alimentação.
Estrutura da sacarose:
HOCH2
HOCH2
OH
HOHO
HO HOCH2OH
O
OO
• Amido – (C6H10O5)n
POLISSACARÍDEO muito comum como carbo-hidra-to de reserva nutritiva dos vegetais. É um polímero na-tural constituído por unidades de glicose. Em presença de iodo, adquire uma cor azul característica. Além de ser utilizado como alimento, o amido apresenta também muitas aplicações industriais.
Estrutura do amido:
... gli gli gli gli gli ...
• Celulose – (C6H10O5)n
POLISSACARÍDEO muito abundante nos vegetais, formado por unidades de glicose e constituindo um polímero fibroso e rígido, ideal como material da parede celular das plantas. É o principal componente da madei-ra e, consequentemente, do papel.
Apresenta derivados muito utilizados pela indústria, como os nitratos de celulose (explosivos) e os acetatos de celulose (filmes). A celulose não é digerível pelo ser humano.
Estrutura da celulose:
... gli gli gli gli gli ...
Aula 12
17Química 6E
Aminoácidos
DefiniçãoSão compostos que apresentam as funções ácido
carboxílico (carboxila = – COOH) e amina (amino = – NH2).Exemplos:
H – C – COOH
NH2
H
glicina
H3C – C – COOH
NH2
H
alanina
– CH2 – C – COOH
NH2
H
fenil-alanina
ImportânciaOs aminoácidos têm grande importância porque são
formadores de proteínas, compostos indispensáveis aos seres vivos.
Existem poucos aminoácidos diferentes (cerca de 20), porém o número de proteínas animais e vegetais formadas por eles é muito grande. As proteínas são constituídas de –aminoácidos, isto é, há grupo amino no carbono alfa (carbono número 2). A diferença entre os aminoácidos está no grupo R ligado ao carbono :
OH
OR – C – C
NH2
H
no radical R pode haver C, H, O, N, S.
Os organismos vivos podem obter aminoácidos de duas maneiras: por alimentação ou por “fabricação pró-pria”. Porém, nem todos os aminoácidos necessários à vida são sintetizados pelo organismo. Os aminoácidos que o ser humano não consegue fabricar são chamados de ami-noácidos essenciais e, portanto, devem ser obtidos por meio da alimentação. São 8: valina, leucina, isoleucina, lisina, treonina, metionina, fenilalanina e triptofano.
Propriedades físicas dos aminoácidos
Todos os aminoácidos, com exceção da glicina, pos-suem carbono quiral e, portanto, apresentam atividade óptica. Na natureza, predominam os isômeros levogiros. Os aminoácidos, à temperatura ambiente, são sólidos, geralmente solúveis em água (além da polaridade, ocor-rem muitas pontes de hidrogênio entre as moléculas).
Propriedades químicas dos aminoácidos
Os aminoácidos possuem o grupo carboxila (caráter áci-do) e também o grupo amina (caráter básico): pode-se dizer que os aminoácidos apresentam CARÁTER ANFÓTERO.
Em meio ácido, comportam-se como base:
OH
OR – C – C
H
+ H+
OH
OR – C – C
NHH2
H
cátion
NH2
Em meio básico, comportam-se como ácido:
OH
OR – C – C
NH2
H
+ (OH)–
O
OR – C – C
NH2
H
+ HOH
ânion
Em solução aquosa, o aminoácido forma um íon dipolar (chamado Zwitterion).
OH
OR – C – C
H
O
OR – C – C
NHH2
HH2O
NH2
Pode-se concluir que a forma predominante de um aminoácido depende do pH do meio e da na tureza do aminoácido. Em soluções muito ácidas, os aminoácidos estarão presentes como cátions; em soluções fortemen-te alcalinas estarão presentes como ânions.
Dessa forma, variando o pH do meio, o aminoácido pode se comportar como base ou como ácido. Há, portan-to, um certo pH intermediário em que o aminoácido fica neutro; este valor de pH é chamado de ponto isoelétrico (pHi). Cada aminoácido possui seu próprio valor de pHi e, nesse ponto, o aminoácido é menos solúvel na água, podendo ocorrer sua precipitação.
Como os aminoácidos podem formar cátions ou ânions, quando forem colocados em um campo elétrico eles se movimentarão como qualquer carga elétrica. Essa migração é chamada de eletroforese: é o movimento de solutos ou partículas carregadas em um meio, sob a influência de um campo elétrico. As cargas negativas migram para o polo positivo, enquanto que as cargas positivas migram para o polo negativo. A velocidade desses movimentos depende principalmente da carga e da massa da partícula que se movimenta. A eletroforese é um processo analítico de separação que possui muitas e importantes aplicações práticas, principalmente no estudo das proteínas.
18
PeptídiosPeptídios são amidas resultantes da reação entre os grupos amino e carboxila de aminoácidos.Conforme o número de aminoácidos por molécula, os peptídios são denominados dipeptídios, tripeptídios, ...
polipeptídios.Reação de condensação:
H – N – C – C – OH
H
RH
O
H – N – C – C – OH
H
R’H
O+
-aminoácido -aminoácido
H – N – C – C – N – C – C – OH + HOH
H
RH
O H
R’H
O
PEPTÍDIO
ligação peptídica (grupo amida)
A ligação peptídica tem enorme importância, pois é ela que torna possível a formação das proteínas.Ela corresponde ao grupo amida (ligação amídica)
ProteínasSão polipeptídios, isto é, macromoléculas formadas pela condensação de muitos -aminoácidos, unidos através de
ligações peptídicas. Quimicamente, são classificadas como poliamidas (polímeros naturais).
n -aminoácidos (n – 1) H2O + proteína.
Exemplos de proteínas: albumina (ovo), mioglobina (tecido muscular), hemoglobina (sangue), caseína (leite), enzimas.As diferenças entre as proteínas estão nos aminoácidos participantes e na sequência com a qual eles se ligam entre si.
Hidrólise de proteínasQuando aquecidas com solução de ácidos ou bases fortes, ou sob a ação de enzimas, as proteínas sofrem hidrólise, dan-
do origem a aminoácidos (é a reação inversa da formação de peptídios). Na hidrólise, ocorre a ruptura da ligação peptídica:proteína + H2O aminoácidos
H – N – C – C
H
HN – C – C
O
OH
O
R
H
H R’
+ HOH H – N – C – C
H
HOH
O
R
H – N – C – C
H
HOH
O
R’
+
As proteínas, juntamente com os carbo-hidratos, lipídios, vitaminas, sais minerais e água, constituem nossos principais alimentos. A hidrólise das proteínas é fundamental no seu processo de digestão.
Aula 12
19Química 6E
Testes
Assimilação12.01. (FPT – PR) – Complete corretamente: a sacarose é um ...(I)... e sua hidrólise produz ...(II)...; o amido é um ...(III)... e sua hidrólise completa produz ...(IV)... .
I II III IV
a) dissacarídeo glicose e frutose monossacarídeo maltose
b) monossacarídeo lactose dissacarídeo glicose e frutose
c) dissacarídeo glicose monossacarídeo maltose
d) polissacarídeo celulose polissacarídeo sacarose
e) dissacarídeo glicose e frutose polissacarídeo glicose
12.02. (UFMG) – Qual das afirmações abaixo é falsa?a) A sacarose é um dissacarídeo. Sua solução aquosa não
conduz corrente elétrica.b) A glicose, a frutose e a galactose (monossacarídeos) são
hidrossolúveis.c) Os polissacarídeos geralmente são pouco solúveis na
água.d) A hidrólise completa do amido produz glicose.e) Os monossacarídeos sofrem hidrólise.
12.03. (FPN – BA) – Relacione as duas colunas e indique a associação correta:1. Diluição2. Dissolução
3. Hidrólise4. Condensação
( ) A adição de água a um suco concentrado.( ) Processo físico de dissolver uma substância em outra;
exemplo: solubilizar um pouco de açúcar no cafezinho.( ) A quebra da sacarose com a produção de glicose e
frutose.( ) Formação de um dissacarídeo pela união de dois mo-
nossacarídeos.( ) Degradação do amido ou da celulose, produzindo gli-
cose e consumindo água.a) 1 – 2 – 3 – 3 – 4c) 1 – 2 – 3 – 4 – 3e) 4 – 3 – 2 – 1 – 2
b) 2 – 1 – 3 – 4 – 3d) 3 – 2 – 1 – 2 – 4
12.04. (UFPel – RS) – A proteína do leite apresenta uma composição variada de aminoácidos essenciais, isto é, aminoácidos que o organismo necessita na sua dieta, por não ter capacidade de sintetizar a partir de outras estrutu-ras orgânicas. A tabela a seguir apresenta a composição de aminoácidos essenciais no leite de vaca.
Conteúdo de aminoácidos essenciais no leite da vaca
AMINOÁCIDOS g/g DE PROTEÍNA
Lisina 8,22
Treonina 3,97
Valina 5,29
Isoleucina 4,50
Leucina 8,84
Tirosina 4,44
Fenilalanina 4,25
* Quantidades menores dos aminoácidos triptofano cistina e metionina foram detectadas no leite.
Os aminoácidos constituintes das proteínas apresentam características estruturais semelhantes, diferindo quanto à es-trutura do substituinte (R), conforme exemplificado a seguir:Estrutura geral de um aminoácido:
R – C – COOH
NH2
H
Dos aminoácidos essenciais, presentes na proteína do leite, podemos citar as seguintes estruturas:Leucina:
CH3 – CH – CH2 – CH – COOH
CH3 NH2
Isoleucina:CH3 – CH2 – CH – CH – COOH
CH3 NH2
Valina:CH3 – CH – CH – COOH
CH3 NH2
Sobre os aminoácidos representados pelas fórmulas estrutu-rais é correto afirmar que leucina, isoleucina e valina diferem, respectivamente, nos substituintes (–R). a) Isobutil, sec-butil e isopropil.b) Isopropil, etil e metil. c) Sec-butil, propil e etil. d) Isobutil, metil e n-butil.e) Metil, etil e n-propil.
20
12.05. (SV – RJ) – Um aminoácido possui o radical amino, que é básico, e o radical carboxila, que é ácido. Podemos dizer que um aminoácido tem caráter anfótero. A alanina e a acetamida contêm o esqueleto comum:
H3C– C – NH2
O primeiro composto é um aminoácido e o segundo, uma amida. Quais as fórmulas estruturais dos dois compostos?
a) H3C – C– C
H
NH2
O
NH2
Alanina
H3C – CO
H
Acetamida
b) H3C – C– C
H
NH2
O
H
Alanina
H3C – CO
NH2
Acetamida
c) H3C – C– C
H
NH2
O
OH
Alanina
H3C – CO
NH2
Acetamida
d) H3C – C– C
H
NH2
O
NH2
Alanina
H2C – CO
H
Acetamida
Aperfeiçoamento12.06. (UFPR) – A hidrólise ácida da sacarose origina dois compostos. Com relação a eles, pode-se afirmar que: 01) constituem oses por não serem hidrolisáveis. 02) um deles é uma aldose, sendo o outro uma cetose. 04) ambos possuem ação redutora. 08) são glicose e frutose. 16) recebem a denominação de polissacarídeos por possuí-
rem cinco hidroxilas em sua estrutura.
12.07. (PUCRS) – Responder à questão com base nas infor-mações abaixo. Durante o processo da fotossíntese realizada por plantas verdes, a energia luminosa do sol força a formação de glicose a partir do dióxido de carbono e água. Com relação a essa transformação, afirma-se que:
I. há formação de um glicídio e um gás combustível. II. ocorre com absorção de calor, portanto trata-se de um
processo endotérmico. III. ocorre transformação de energia luminosa e calorífica
em energia química. IV. a equação que representa essa transformação é:
C6H12O6 + 6 O2 6 CO2 + 6 H2O + calor A alternativa que contém as afirmativas corretas é: a) III e IVb) II e IV c) II e IIId) I e III e) I e II
12.08. (ITA – SP) – Em relação à sacarose são feitas as se-guintes afirmações:
I. É uma substância apolar. II. É muito solúvel em benzeno. III. Por hidrólise, um mol de sacarose fornece dois mols de
dextrose.IV. Suas soluções aquosas não apresentam condutividade
elétrica apreciável. V. Suas soluções aquosas podem girar o plano de polari-
zação da luz. Das afirmações anteriores, estão corretas: a) todas b) apenas I, III e Vc) apenas I, II e III d) apenas II e IVe) apenas IV e V
Aula 12
21Química 6E
12.09. (CESCEM – SP) – Os açúcares apresentam, em geral, as seguintes propriedades:
I. são razoavelmente solúveis em água; II. oxidam-se facilmente.
As propriedades I e II devem-se, respectivamente, à presença de: a) grupos aldeídos e pontes de hidrogênio; b) grupos hidroxila e pontes de hidrogênio; c) pontes de hidrogênio e grupos hidroxila; d) pontes de hidrogênio e grupos aldeído; e) grupos hidroxila e grupos carboxila.
12.10. (UFRJ) – Um estudante recebeu um quebra-cabeça que contém peças numeradas de 1 a 6, representando partes de moléculas.
Para montar a estrutura de uma unidade fundamental de uma proteína ele deverá juntar três peças de jogo na seguinte sequência:a) 1, 5 e 3b) 1, 5 e 6c) 4, 2 e 3d) (1ou 4), 2 e 6e) 4, (2 ou 5) e 6
12.11. (UnB – DF) – Terminado o período letivo, Pedrinho de-cide passar suas férias em uma praia. Mas uma frase que seu professor disse em sala de aula não sai de seu pensamento:“A ciência está presente em todos os momentos de nossa vida”.
Como está muito quente, Pedrinho pensa que um sorvete nutritivo e refrescante seria bem-vindo. No pote de 1 L do sorvete cremoso de morango, ele lê as seguintes informa-ções: uma bola de 100 g de sorvete (208 kcal) fornece: 20 g de glicídios, 5 g de proteínas, 12 g de lipídios, 160 mg de cálcio, 120 mg de fósforo, 0,40 mg de ferro e, em maior parte, água.
A partir do texto, julgue os itens a seguir.01) O sorvete referido no texto não apresenta açúcares em
sua composição.02) As calorias presentes no sorvete provêm, principalmen-
te, dos lipídios e glicídios.04) Na pressão normal o sorvete deve sofrer ebulição a 100 °C.08) Se o sorvete de um pote tem menos de 1 kg, sua den-
sidade é maior que 1 g/mL.16) Após digeridos e absorvidos, os lipídios e as proteínas do
sorvete poderão fazer parte de membranas celulares.32) O tipo de composto orgânico mais abundante no sorvete
pode ser acumulado em células animais como glicogênio.
12.12. (UNESP – SP) – Considere a equação química a seguir, que apresenta a reação entre dois aminoácidos produzindo um dipeptídeo:
–OOC – C – NH3+ + –OOC – C – NH3
+
H H
CH2
C
NH2 O
CH2
OH
–OOC – C – NH – C – C – NH3+ + H2O
H H
CH2
C
NH2 O
CH2
OH
O
As reações direta e inversa na equação química apresentada são classificadas, respectivamente, como de: a) condensação e hidrólise; b) adição e hidrólise; c) hidrólise e adição; d) eliminação e condensação; e) substituição e eliminação.
22
12.13. (UEM – PR) – A substituição de um hidrogênio alfa do ácido acético por um grupo amina (–NH2) gera o aminoácido glicina. Uma outra substituição de um hidrogênio alfa da gli-cina pelo radical –CH2SH gera o aminoácido cisteína. A partir dessas informações e outras características dos aminoácidos é correto afirmar que01) a formação de um peptídeo a partir de dois aminoáci-
dos envolve uma reação de desidratação e o estabele-cimento de uma função amida.
02) todos os alfa aminoácidos existentes podem ser gera-dos a partir da substituição de um hidrogênio alfa da glicina por um grupamento R específico.
04) exceto a glicina, todos os alfa aminoácidos são substân-cias quirais.
08) diferentes proteínas apresentam sequências e quanti-dades diferentes de alfa aminoácidos, e isso determina a sua função biológica.
16) o processo de desnaturação de uma proteína ocorre somente quando há a quebra de todas as suas ligações peptídicas.
Aprofundamento12.14. Classifique cada uma das afirmações abaixo e some as verdadeiras: 01) Os carbo-hidratos podem ser chamados de glicídios,
de glúcides, de hidratos de carbono, de sacarídeos ou de açúcares. Eles são aldeídos poli-hidroxilados ou ce-tonas poli-hidroxiladas. São encontrados, por exemplo, nos doces e massas.
02) Os monossacarídeos (também chamados de oses) não sofrem hidrólise. Exemplos: glicose (aldo-hexose) e frutose (ceto-hexose), ambas com fórmula molecular C6H12O6 (são isômeros de função). A fermentação ana-eróbica da glicose produz etanol e gás carbônico.
04) A sacarose (açúcar comum) é um dissacarídeo encon-trado na cana. Pode ser hidrolisada, produzindo glicose e frutose. Esta reação é denominada “inversão de saca-rose” e o produto obtido é o “açúcar invertido”.
08) O amido (substância de reserva nutritiva dos vegetais), a celulose (importante na sustentação vegetal) e o gli-cogênio (substância de reserva dos animais) são polí-meros naturais produzidos por seres vivos. Eles são po-lissacarídeos, formados por muitas unidades de glicose.
16) Os monossacarídeos e os dissacarídeos são hidrossolú-veis (são polares e formam pontes de hidrogênio com a água), mas o amido e a celulose são praticamente in-solúveis na água. As soluções aquosas dos glicídios não conduzem corrente elétrica, pois não apresentam íons.
32) Os carbo-hidratos que possuem o grupo aldeído po-dem sofrer oxidação, isto é, são açúcares redutores, mas os que possuem o grupo cetona não sofrem oxidação (são açúcares não redutores).
12.15. (IFSC) – “Os carboidratos simples, geralmente solúveis em água, e de sabor adocicado, como a sacarose, a glicose e a frutose, segundo a versão on-line do Dicionário Aurélio é a definição química para o açúcar. Os alimentos que inge-rimos apresentam esses açúcares que, no nosso organismo, são decompostos ou digeridos fornecendo energia para o crescimento e realização das demais funções vitais. Uma equação química que representa, de modo geral, esse pro-cesso complexo é a reação de degradação da glicose (C6H12O6) em dióxido de carbono (CO2) e água (H2O): C6H12O6 + 6 O2 ⎯→⎯ 6 CO2 + 6 H2O.”Com relação ao que foi apresentado no texto, é correto afirmar que:a) o átomo de carbono apresenta 4 elétrons em sua camada
de valência, podendo ser localizado no segundo período da família dos halogênicos da tabela periódica.
b) as substâncias presentes na reação de degradação da glicose apresentam ligações iônicas e covalentes.
c) as moléculas de H2O e CO2 formadas na reação de degra-dação da glicose são polares.
d) a falta de glicose no organismo humano provoca uma moléstia conhecida como diabetes, cuja síndrome é caracterizada pela eliminação exagerada e permanente de urina.
e) os produtos gerados na reação de degradação da glicose apresentam, respectivamente geometria linear e angular.
12.16. (UNICAMP – SP) – Podemos obter energia no or-ganismo pela oxidação de diferentes fontes. Entre essas fontes destacam-se a gordura e o açúcar. A gordura pode ser representada por uma fórmula mínima (CH2)n enquanto um açúcar pode ser representado por (CH2O)n. Considerando essas duas fontes de energia, podemos afirmar corretamente que na oxidação total de 1 grama de ambas as fontes em nosso organismo, os produtos formados sãoa) os mesmos, mas as quantidades de energia são diferentes.b) diferentes, mas as quantidades de energia são iguais.c) os mesmos, assim como as quantidades de energia. d) diferentes, assim como as quantidades de energia.
Aula 12
23Química 6E
12.17. (IFSC) – Um dos aminoácidos presentes nas proteínas que ingerimos é a fenilalanina. Após inge-rido, o fígado transforma parte da fenilalanina em tirosina, outro aminoácido. Este último é necessário para a produção de melanina (pigmento que dá cor escura à pele e aos cabelos) e de hormônios como adrenalina, noradrenalina e tiroxina. Nos portadores de uma doença genética denominada fenilcetonúria, o fígado apresenta uma deficiência que não permite a conversão de fenilalanina em tirosina. Isso eleva os níveis de fenilalanina presente no sangue, provocando outras desordens no organismo.[...] O teste do pezinho permite diagnosticar precocemente a fenilcetonúria e evitar sérios problemas de saúde para a criança.
Fonte: Peruzzo, F. M.; Canto, E. L. Química na abordagem do cotidiano. 3 ed. São Paulo: 2003.
CH2
N – C – CH
H
H O
OH
fenilalanina
Leia e analise as seguintes proposições e assinale a soma da(s) CORRETA(S).01) Um aminoácido obrigatoriamente possui um grupo
amina e um grupo álcool carboxílico, podendo ou não estar protonados.
02) A molécula de fenilalanina possui um carbono assimé-trico, portanto apresenta isomeria óptica.
04) O nome IUPAC dessa molécula apresentada é ácido 2-amino-3-fenil-propanoico.
08) Pode-se identificar nessa molécula as funções orgâni-cas amina, fenol e ácido carboxílico.
16) A fórmula química da fenilalanina é C9H11NO2.
12.18. (UNIFOR – CE) – Considere as afirmações abaixo relativas a enzimas:
I. Geralmente são proteínas com função catalisadora.II. Cada enzima pode atuar quimicamente em diferentes
substratos.III. Continuam quimicamente intactas após a reação.IV. Não se alteram com as modificações da temperatura e
do pH do meio.São verdadeiras:a) I e III apenas;d) II, III e IV apenas;
b) II e IV apenas;e) I, II, III e IV.
c) I, III e IV apenas;
12.19. (UFF – RJ) – Maria quer obter uma refeição com contribuições específicas de carboidratos e proteínas, com-binando os alimentos M e N.Cada porção de 100 gramas do alimento M contém 35 gramas de carboidratos e 15 gramas de proteínas e cada porção de 100 gramas do alimento N contém 15 gramas de proteínas e 75 gramas de carboidratos. Se Maria deseja obter, em uma refeição, 295 gramas de carboidratos e 75 gramas de proteínas, combinando os alimentos M e N, ela deverá consumir:a) 200 gramas do alimento M e 300 gramas do alimento N.b) 250 gramas do alimento M e 300 gramas do alimento N.c) 200 gramas do alimento M e 350 gramas do alimento N.d) 250 gramas do alimento M e 350 gramas do alimento N.e) 300 gramas do alimento M e 200 gramas do alimento N.
12.20. (VUNESP – SP) – As seguintes afirmações foram feitas com relação aos aminoácidos:
I. Os -aminoácidos são moléculas que têm um grupo funcional amina que se encontra no carbono vizinho à carboxila.
II. Quando um aminoácido está em solução aquosa, ocorre uma reação ácido-base entre os grupos ácido carboxílico e amina, dando origem sempre a um íon exclusivamente positivo.
III. A ligação peptídica forma-se entre o grupo amino de uma molécula e o grupo carboxila de uma outra molécula de aminoácido, com eliminação de uma molécula de água.
IV. Em um aminoácido coexistem ambas as espécies, ácido e base. O grupo carboxílico apresenta caráter ácido e o grupo amina, caráter básico.
Está correto, apenas, o contido nas afirmações:a) I e IIb) I e IIIc) II e III d) I, III e IVe) II, III e IV
24
12.21. (UFPR) – Em 1953, Stanley Miller realizou um expe-rimento, esquematizado abaixo, que objetivava simular a origem da atmosfera primitiva da Terra. Nesse experimento, uma mistura gasosa, constituída por metano, amônia, hidro-gênio e vapor-d’água, foi submetida a descargas elétricas. Após um determinado tempo, verificou-se que os gases CO, CO2 e N2 também passaram a constituir a mistura gasosa. A partir da condensação dessa mistura, quantidades significa-tivas de aminoácidos (biomoléculas) foram encontradas na fase líquida contida no balão.
Saída de excesso de vapor
(II)
Aquecimento
Vapor-d’água
(I)
CH4, NH3, H2 e H2O gasosos submetidos a descargas elétricas
Saída de águaEntrada de água fria
Condensador
Local onde se acumulam as substâncias orgânicas
Esquema da experiência realizada por Stanley Miller
Com base nas informações acima, é correto afirmar:01) Os aminoácidos formados pelo processo acima só
apresentam os elementos químicos carbono, oxigênio e hidrogênio.
02) Na região (I) do esquema acima, a descarga elétrica fornece a energia necessária para quebrar as ligações químicas nos gases constituintes da mistura.
04) Nesse experimento, a ocorrência tanto da ebulição quanto da condensação só foi possível porque o siste-ma recebeu energia do meio externo.
08) A fase líquida, presente na região (II) do esquema aci-ma, passa para o estado gasoso a uma temperatura constante.
16) O gás N2 é proveniente do processo de oxidação de NH3(gás).
32) Os produtos gasosos CO e CO2 são provenientes de processos de redução do metano.
Discursivos12.22. (FPT – PR) – São fornecidas abaixo as estruturas em cadeia aberta da glicose e da frutose:
OH | b) HO – CH2 – CH – CH – CH – C – CH2 – OH frutose
| | || OH OH O
OH | Oa) HO – CH2 – CH – CH – CH – CH – C glicose
| | | H OH OH OH
Para cada uma delas, responda:a) Funções orgânicas encontradas.c) Fórmula molecular.e) Hidrossolubilidade.
b) Classificação quanto ao número de unidades sacarídicas. d) Número de carbonos quirais diferentes.
Aula 12
25Química 6E
12.23. (UFPR) – Mais de 2 mil crianças e adolescentes sofreram intoxicação por agrotóxicos no Brasil nos últimos sete anos.
Cancerígeno, o glifosato não é detectado por testes da Anvisa em alimentos.Em março passado, a Agência Internacional de Pesquisa sobre o Câncer (IARC), vinculada à Organização Mun-dial da Saúde (OMS), classificou o glifosato como provável cancerígeno para seres humanos. O método rápido, utilizado em outros países, analisa simultaneamente diferentes ingredientes ativos de agrotóxicos em uma mesma amostra. Porém esse método não se aplica à análise de alguns ingredientes ativos, como o glifosato, o 24D e o etefon, entre outros, que demandam metodologias específicas e onerosas.
(Disponível em <http://operamundi.uol.com.br/>. Acessado em 09/09/2015. Adaptado.)
O glifosato (estrutura mostrada abaixo) é um aminofosfonato análogo à glicina. Como herbicida, é comercializado em solução 360 g ⋅L–1, recomendando-se diluição de 2 mL do produto para 1 L de água.
HO OH
HN
O O
OH
P
glifosato
a) Com base na informação do texto, a molécula de glifosato é similar a qual classe de biomoléculas? b) A concentração letal média do glifosato para peixes é de 22 mg ⋅L–1. Em um tanque de 360 L, um agricultor despejou o
conteúdo de uma bomba de 20 L, na qual o herbicida foi preparado seguindo a recomendação do fornecedor. A concen-tração de glifosato no tanque excedeu a concentração letal? Mostre o cálculo.
12.24. (UNICAMP – SP) – Os α-aminoácidos são moléculas que têm um grupo amino e um grupo carboxila a um mesmo átomo de carbono. Um dos vinte -aminoácidos encontrados em proteínas naturais é a alanina. Essa molécula possui tam-bém um átomo de hidrogênio e um grupo metila ligados ao carbono . Na formação de proteínas, que são polímeros de aminoácidos, estes se ligam entre si através de ligações chamadas peptídicas. A ligação peptídica forma-se entre o grupo amino de uma molécula e o grupo carboxila de uma outra molécula de aminoácido, com a eliminação de uma molécula de água.Com base nessas informações, pede-se:a) a fórmula estrutural da alanina;b) a equação química que representa a reação entre duas moléculas de alanina formando uma ligação peptídica.
O que a vida quer da gente é coragem. Ser capaz de ficar alegre e mais alegre no meio da alegria, e ainda mais alegre no meio da tristeza...
(Guimarães Rosa)
26
Gabarito12.01. e12.02. e12.03. c12.04. a12.05. c12.06. 11 (01, 02, 08)12.07. c12.08. e12.09. d12.10. d12.11 50 (02, 16, 32)12.12. a12.13. 15 (01, 02, 04, 08)12.14. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)12.15. e12.16. a12.17. 22 (02, 04, 16)12.18. a12.19. a12.20. d12.21. 18 (02, 16)12.22.
Glicose Frutose
a) Aldeído e álcool Cetona e álcool
b) Monossacarídeo Monossacarídeo
c) C6H12O6 C6H12O6
d) 4 3
e) Solúvel Solúvel
12.23. a) Aminoácido.
b)
360g · L–1
C · V = C' · V'360 · 2 = C' · 1000
720mg · L–1
Ci Vi = Cf · Vf
720 · 20 = Cf · 360
Cf = 40mg · L–1
Com essa concentração utrapassa a dose letal, que é de 22 mg · L–1.
Para adicionar no tanque
C' = 720 mg · L–1
2 mL 1000 mLC'
1LH2O
20 L 360 L
12.24. a) H2N – C – C OH
OH
CH3
b) Formação de um dipeptídeo pela condensação de duas molé-culas de alanina:
H – N – C – C – OH H – N – C – C – OH
CH3H
H O H O
CH3H
+
H – N – C – C – N – C – C – OH + HOH
CH3H
H O H O
CH3H
ligação peptídica (grupo amida)
1
13Aula
7EQuímica
LipídiosGenericamente, os lipídios são as substâncias natu-
rais gordurosas encontradas em vegetais e animais. Os exemplos mais comuns são os óleos, as gorduras e as ceras.
Os lipídios são compostos apolares, insolúveis na água, mas solúveis em solventes orgânicos, como éter, hexano, benzeno, etc.
Quimicamente, a maioria dos lipídios são ésteres com cadeia grande.
EsterificaçãoÉ a reação na qual ocorre produção de éster. A
esterificação mais comum pode ser representada e exemplificada da seguinte maneira:
ácido carboxílico + álcool éster + água
+ HO – CH3 H3C – CO
O – CH3
+ HOH
ácido etanoico (ácido acético)
metanol etanoato de metila (acetato de metila)
água
vem do ácido
vem do álcool
H3C – CO
OH
HidróliseA esterificação é uma reação reversível e a sua reação
inversa é denominada de hidrólise do éster.
• HIDRÓLISE ÁCIDA: Geralmente, a hidrólise do éster é feita em meio ácido:
éster + água ácido carboxílico + álcoolH+
H3C – C
O
O – CH3
+ H OH H3C – CO
OH+ HO – CH3
H+
Ácidos graxosSão ácidos monocarboxílicos naturais de cadeia
normal e longa (mais que 10 carbonos); podem ser saturados ou insaturados.
Exemplos de ácidos graxos:
Saturados
Ácido palmítico: C15H31 – C – OH
O
Ácido esteárico: C17H35 – C – OH
O
Insaturados
Ácido oleico: C17H33 – C – OH
Ácido linoleico: C17H31 – C – OH
(uma dupla)
(duas duplas)
Genericamente: R – CO
OH
O
O
Na fórmula genérica de um ácido graxo (acima), “R” é uma cadeia carbônica com as seguintes características:
- longa (mais que 10 carbonos)
- normal (ou linear, isto é, não tem ramificações)
GlicerídeosSão ésteres de ácidos graxos com glicerol.
H2C – OH
HC – OH
H2C – OHglicerol
O glicerol também é chamado de glicerina ou propanotriol. Os óleos e gorduras são exemplos de glicerídeos.
Como o glicerol é um triálcool, cada molécula reage com 3 moléculas de ácido graxo para formar um triéster (que é o triglicerídeo, também chamado de triacilglicerol).
2
3 ácidos glicerol (tri)glicerídeo 3 água(s) graxos (triálcool) triéster
R1 – CO
OHHO – CH2
R2 – CO
OH+ HO – CH
R3 – CO
OHHO – CH2
R1 – CO
O – CH2HOH
R2 – CO
O – CH+ HOH
R3 – CO
O – CH2
HOH
lipídio
Exemplo de triglicerídeo (lipídio):
C17H35 – CO
O – CH2
C17H35 – CO
O – CH
C17H35 – CO
O – CH2
triestearato de glicerila ou triestearina
A diferença estrutural entre os óleos e as gorduras está nos radicais R1, R2 e R3:
• nos óleos, predominam radicais insaturados;
• nas gorduras, predominam radicais saturados.
Em termos práticos, geralmente os óleos são líquidos à temperatura ambiente, enquanto que as gorduras são sólidas ou semissólidas. Na linguagem usual (inclusive comercial e nos rótulos de alimentos) o triacilglicerol (isto é, um óleo ou uma gordura) é chamado geralmente de gordura.
Exemplos de óleos: de soja, de algodão, de oliva (vegetais); de baleia, de fígado de bacalhau (animais).
Exemplos de gorduras: manteiga de cacau, gordura de coco (vegetais); banha, sebo (animais).
A transformação de cadeia insaturada (óleo) em cadeia saturada (gordura) pode ser feita por uma reação de hidrogenação catalítica (é uma reação de redução):
C = C + H2 Ni
C – C
H H
óleo + H2 Ni
gordura
Portanto, um óleo hidrogenado produz uma gordura.
Essa reação de adição é o principal processo de ob-tenção de margarinas e cremes vegetais a partir de óleos.
+ + Os ácidos graxos insaturados apresentam isomeria geométrica e na natureza predominam os isômeros cis. Durante o processo de hidrogenação parcial de óleos vegetais, pode ocorrer a formação de ácidos graxos trans (que formarão as chamadas gorduras trans). O consumo de alimentos com grande quantidade de gordura trans provoca o aumento do “mau colesterol” no organismo (o LDL), acarretando assim prejuízos à saúde. Sabe-se também que a gordura saturada pode ocasionar doenças cardiovasculares.
SaponificaçãoComo os glicerídeos são ésteres, eles podem sofrer
uma hidrólise alcalina.
HIDRÓLISE ALCALINA DE ÉSTER: Se for utilizada uma base (como, por exemplo, uma solução aquosa de NaOH), a hidrólise do éster ocorre em duas etapas:
éster base sal álcool+ +acetato
de metilahidróxido de sódio
acetato de sódio
álcool metílico
H2O
H3C – CO
OH+ NaOH H3C – C
O
O–Na++ HOH
H3C – CO
O – CH3
+ NaOH H3C – CO
O–Na++ HO – CH3
H3C – CO
O – CH3
+ HOH H3C – CO
OH+ HO – CH3
Resumidamente:
éster + base H2O
sal orgânico + álcool
+ +lipídio base sal de ácido graxo glicerol
H2O
óleo ou gordura sabão
R1 – C NaOH R1 – CO
O–Na+
R2 – C
R2 – C R2 – C
R3 – CO
O–Na+NaOH
O
O–Na++ NaOHO
O – CH
O
O – CH2
O
O – CH2 HO – CH2
+ HO – CH
HO – CH2
H2O
Aula 13
3Química 7E
Portanto, os sabões são sais de ácidos graxos.
As bases mais utilizadas para reagir com os óleos ou gorduras e produzir sabões são:
• NaOH – (soda cáustica): obtida pela eletrólise do NaCℓ aquoso;
• KOH – pode ser obtido pela hidrólise do K2CO3 (potassa).
Como os sabões são sais de ácido carboxílico (são carboxilatos) formados por base forte e ácido fraco, eles geralmente apresentam caráter alcalino (pH > 7).
Índice de iodoÉ a massa (em gramas) de I2 necessária para reagir
com 100 g de glicerídeo (reação de adição):
C = C + I2 C – C
I I
Quanto maior for o índice de iodo, maior será o número de duplas ligações (insaturações) no glicerídeo.
RancificaçãoÉ o conjunto de reações de glicerídeos com o oxi-
gênio do ar, provocadas por micro-organismos e que levam à formação de produtos com odor desagradável.
Exemplo: rancificação da manteiga.
Cerídeos (ceras)São ésteres de ácidos graxos com álcoois superiores,
isto é, com álcoois de cadeia longa.
Exemplos: cera de carnaúba, cera de abelha.
FosfatídeosSão lipídios com estrutura complexa formados por:
glicerol + ácido graxo + ácido fosfórico + aminoálcool
Exemplos: lecitinas, cefalinas.
CerebrosídeosSão lipídios bem complexos formados por: glicose
(ou galactose) + ácido graxo superior + aminoálcool
Esses compostos são encontrados nos tecidos nervo-sos e no cérebro.
FosfolipídiosSão geralmente constituídos por uma molécula de gli-
cerol, duas cadeias de ácidos graxos e um grupo fosfato, que, por sua vez, pode estar ligado a um outro grupo.
Os fosfolipídios são constituintes das membranas biológicas.
Aplicações dos lipídiosSabõesObtenção dos sabões
Sabões são obtidos por meio da hidrólise alcalina de um tri-acil-glicerol (óleo ou gordura). O processo é denomi-nado saponificação.
O IIH2C – O – C – R
HC – O – C – R’ + 3 NaOH(aq)
R – C – O–Na+ H2C – OH
R’ – C – O–Na+ + HC – OH
R” – C – O– Na+ H2C – OH
OII
OII
OII
OII
OII
H2C – O – C – R”
glicerídeo + base sabão + glicerina
R, R’ e R” são radicais alquilas de cadeias normais longas (saturadas ou insaturadas)
sabão(mistura de sais de
ácidos graxos)
glicerina
Ou seja: os sabões são sais de ácidos carboxílicos, isto é, são carboxilatos.
Como o sabão é um sal formado por ácido orgânico (fraco) e base inorgânica (possivelmente), geralmente ele possui caráter básico.
As bases mais frequentemente utilizadas na fabricação do sabão são o NaOH e o KOH (produzem os sabões mais comuns). Se for utilizado um hidróxido de amônio quaternário (R4N+OH–) será obtido um sabão mais suave, de menor alcalinidade.
4
Ação dos sabõesOcorre uma limpeza quando houver a solubilização
(dissolução) da sujeira.
Um sabão pode ser representado genericamente por
O
O–Na+R – C onde R = radical alquila de
cadeia normal longa
Um sabão possui uma extremidade polar (– COO–Na+) e uma longa cadeia apolar (R).
Representação simplificada de um sabão:
Extremidade polar
Solúvel em óleos e gorduras(LIPOSSOLÚVEL)
hidrofóbico
Solúvel na água(HIDROSSOLÚVEL)
hidrofílico
apolar
A parte polar é solúvel na água.
A parte apolar é solúvel em óleo ou gordura.
Emulsão estável de gotículas de óleo em água
R – COO–Na+
Óleo
Água
+Na–OOCCOO–Na+
+Na–OOC
+Na–OOCCOO–Na+
+Na–OOC+Na–OOC
COO–Na+
COO–Na+
R
R
R
R
R
R
R
R
R
Quando a gotícula de óleo fica envolvida por molé-culas de sabão, forma-se uma micela, que se dissolve na água. Diz-se que o sabão é EMULSIFICANTE ou surfac-tante.
O sabão limpa ao emulsionar o óleo (ou a gordura) que constitui a sujeira.
O poder de emulsão do sabão é prejudicado pela chamada “água dura”. “Água dura” contém cátions Ca2+ e Mg2+, que reagem com o sabão, formando carboxilato de cálcio e carboxilato de magnésio inso-lúveis em água (é a “crosta” que se forma em tanques, pias e banheiras).
R – COO–
R – COO–
Ca2+
insolúvel
O sabão é produzido a partir de óleos e gorduras, isto é, de compostos naturais. Dessa maneira, há micro--organismos capazes de provocar a decomposição dos sabões, ou seja: o sabão é biodegradável.
DetergentesDetergentes são produtos sintéticos utilizados para
limpeza, fabricados a partir de derivados de petróleo.
Os mais comuns são os sais de sódio de ácidos sulfô-nicos ou sais de sódio de sulfatos de alquila, ambos de cadeia longa. Ou seja: os detergentes são sais de ácidos não carboxílicos.
Exemplos:
C12H25 — — SO–3Na+
para-dodecil-benzeno-sulfonato de sódio
CH3 – (CH2)11 – OSO3–
Na+
lauril-sulfato de sódio
Pode-se notar que os detergentes são parecidos com os sabões: possuem uma longa cadeia apolar e uma ex-tremidade polar. A ação dos detergentes é semelhante à dos sabões: formam micelas solúveis na água.
ConclusõesOs sabões e detergentes são constituídos
por partículas ANFIFÍLICAS (também chamadas de anfipáticas), isto é, que contêm uma parte hidrofóbica (a longa cadeia carbônica) e uma parte hidrofílica (na qual está a ligação iônica). Isto facilita a interação entre a fase aquosa e a fase lipídica, aumentando a solubilidade e, consequentemente, facilitando a limpeza.
Os detergentes possuem uma vantagem em relação aos sabões: mantêm-se eficazes mesmo em “água dura”, pois os sais correspondentes são solúveis em água.
Os detergentes podem ser biodegradáveis ou não, dependendo da cadeia carbônica:
• cadeia normal biodegradável • cadeia ramificada não biodegradável
Os detergentes podem ser aniônicos ou catiônicos, dependendo da carga da parte apolar:
Exemplos:
SO–3Na+
Detergente aniônico
NH+3Cℓ–
Detergente catiônico
Aula 13
5Química 7E
Tensão superficialA água possui elevada tensão superficial, isto é, sua superfície apresenta
uma grande resistência a ser atravessada, pois suas moléculas são fortemente atraídas por pontes de hidrogênio. Os sabões e detergentes são TENSOATIVOS (surfactantes): diminuem a tensão superficial da água, facilitando assim a formação de emulsão e, consequentemente, a ação de limpeza. Uma conse-quência prática da diminuição da tensão superficial é a formação de espuma.
BiodieselOs óleos e gorduras podem ser utilizados na obtenção do biodiesel, um
combustível renovável cada vez mais usado.
O processo pode ser resumido pela reação entre o lipídio e um álcool (metanol ou etanol):
+
lipídio(éster)
álcool biodiesel(éster)
R – CO
O – CH2
R – CO
O – CH
R – CO
O – CH2
H2C – CH3
OH
3 R – CO
O – C – CH3 +
H2
glicerol
HO – CH
HO – CH2
HO – CH2
Como ocorre a transformação de um éster em outro éster, a reação pode ser considerada uma transesterificação. Portanto, o biodiesel é uma mistura formada principalmente por ésteres de ácidos graxos.
No Brasil, o lipídio mais utiliza-do para a fabricação do biodiesel é o óleo de soja, mas também podem ser usados outros óleos vegetais (babaçu, dendê, mamo-na, canola) e até mesmo óleos já utilizados em frituras de alimen-tos. Também está sendo estudado o uso de lipídios provenientes de microalgas, muito abundantes na natureza.
Uma das vantagens do biodiesel é o fato de poder ser misturado com o óleo diesel tradicional e ser usado nos mesmos MOTORES de veículos fabricados para utilizarem o petrodiesel.
Testes
Assimilação13.01. (UFC – CE) – Sobre as substâncias que compõem os seres vivos, é correto afirmar que:01) Os carboidratos, os lipídios e as vitaminas são fontes de
energia para os seres vivos.02) A água é a substância encontrada em maior quantida-
de nos seres vivos.04) Além de sua função energética, os carboidratos estão
presentes na formação de algumas estruturas dos seres vivos.
08) As gorduras constituem o principal componente estru-tural dos seres vivos.
16) Os seres vivos apresentam uma composição quími-ca mais complexa do que a matéria bruta, sendo for-mados por substâncias orgânicas, como as proteínas, os lipídios, os carboidratos, as vitaminas e os ácidos nucleicos.
13.02. (UECE) – Óleos de milho, soja e outros podem ser convertidos em margarina através da hidrogenação catalítica, cuja equação esquemática pode ser representada por:
a) – C – C – H2 – C = C – + H2
H Hcatalisador
b) H – C C – H H2 H – C C – H
H Hcatalisador
c) – C – C – H2 – C C – + 2 H2
H Hcatalisador
d) – C C – H2 – C – C –
H Hcatalisador
6
13.03. (UFSE) – Aquecendo uma mistura de gordura com solução de soda cáustica ocorre saponificação, na qual formam-se, como produtosa) sais de ácidos graxos e proteínas.b) ácidos graxos e etanol.c) ácidos graxos e propanol.d) proteínas e glicerol.e) sais de ácidos graxos e glicerol.
13.04. (UNIOESTE – PR) – Os sabões apresentam em sua estrutura os seguintes grupos:a) éster conjugado com uma amida.b) sal derivado de um ácido carboxílico de cadeia carbônica
longa.c) cetona ramificada associada a um constituinte benzênico.d) acetato ligado a uma cadeia carbônica com grupos diol.e) cadeia carbônica com grupo tiol.
13.05. (UFPR) – Uma pessoa com as mãos sujas de doce lava-as com água, enquanto outra, que se sujou com graxa, limpa-as com gasolina. Sobre essa afirmação, assinale a alternativa incorreta.a) A limpeza acontece porque há interação (solubilização)
da sujeira com o líquido de lavagem.b) Tanto a graxa como a gasolina são consideradas apolares. c) Supondo que o doce seja constituído principalmente pela
sacarose, a solubilização se dá por pontes de hidrogênio com a água.
d) Tanto o doce quanto a água são polares, por isso se mis-turam, possibilitando a limpeza.
e) A limpeza deveria ser feita ao contrário, isto é, a mão de doce com gasolina e a de graxa com água.
Aperfeiçoamento13.06. (FUVEST – SP) – Fórmula de alguns constituintes nutricionais:
B = – N – C – C – N – C – C –
O O
R1 H R2 nR1, R2 = H ou substituintes
A = (C6H10O5)n
H H H
C = HC – O – COR
H2C – O – COR
H2C – O – COR
R = radical aquila de cadeia longa
A, B e C são os constituintes nutricionais principais, respec-tivamente, dos alimentos: a) batata, óleo de cozinha e farinha de trigo; b) farinha de trigo, gelatina e manteiga; c) farinha de trigo, batata e manteiga; d) óleo de cozinha, manteiga e gelatina; e) óleo de cozinha, gelatina e batata.
13.07. (FUVEST – SP) – Na reação CH3COOCH2CH2CH3 + NaOH X + Y
os produtos X e Y são:a) álcool etílico e propionato de sódio;b) ácido acético e propóxido de sódio;c) acetato de sódio e álcool propílico;d) etóxido de sódio e ácido propanoico;e) ácido acético e álcool propiônico.
Aula 13
7Química 7E
13.08. (FATEC – PR) – Ácidos graxos são ácidos carboxílicos com cadeias carbônicas lineares relativamente longas. Essas cadeias podem ser saturadas (não apresentam duplas liga-ções entre átomos de carbono) ou insaturadas (apresentam duplas ligações entre átomos de carbono). Sabe-se que o ponto de fusão de um ácido graxo é tanto maior quanto maior sua massa molar e menor o seu grau de insaturação. Considere os seguintes ácidos graxos:
H3C – CH2 – C O
OH16
Ácido esteárico (18 C)
H3C – CH2 – C O
OHH3C – CH2 – C
O
OH10 14
Ácido láurico (12 C) Ácido palmítico (16 C)
H3C – CH2 – CH = CH – CH2 – C O
OH77Ácido oleico (18 C)
H3C – CH2 – CH = CH – CH = CH – CH2 – C O
OH75Ácido linoleico (18 C)
Dentre esses, o ácido que apresenta o maior ponto de fusão é o:a) ácido láurico. d) oleico.
b) palmítico. e) linoleico.
c) esteárico.
13.09. (UFPR) – Sobre os lipídios, é correto afirmar: 01) O óleo de linhaça é sólido porque a cadeia é insaturada. 02) Estruturalmente, as gorduras possuem radicais ácidos
saturados e os óleos radicais ácidos insaturados. 04) A equação: glicerídios + base sabão + glicerina é
verdadeira. 08) Sabões são ácidos graxos superiores, como, por exem-
plo, o ácido palmítico. 16) Rancificação é o resultado da reação dos lipídios com
o oxigênio do ar, cujo produto final é dotado de odor desagradável.
32) Quanto maior for o grau de insaturação, menor será o índice de iodo.
13.10. (UNICAMP – SP) – Em seu livro Como se faz Química, o Professor Aécio Chagas afirma que “quem transforma a ma-téria, sem pensar sobre ela, não é, e jamais será um químico”.Considere alguns produtos que um cozinheiro reconhece nas linhas1 – 4 do quadro a seguir:
LINHA COZINHEIRO LINHA QUÍMICO
1 carne 5 extração
2 açúcar 6 carboidrato
3 chá 7 hidrocarbonetoaromático
4 óleo 8 proteína
Um químico, familiarizado com as atividades culinárias, relacionaria as linhas a) 1 e 7, porque o aroma da carne se deve, principalmente,
aos hidrocarbonetos aromáticos. b) 3 e 5, porque a infusão facilita a extração de componentes
importantes do chá. c) 4 e 6, porque os carboidratos são constituintes importan-
tes do óleo comestível. d) 2 e 8, porque a proteína é um tipo especial de açúcar.
13.11. (UNIOESTE – PR) – Sobre a solubilidade é correto afirmar:01) Quando se dissolve gás carbônico em bebidas refrigerantes,
a solubilidade do gás aumenta com o aumento da pressão.02) Uma substância polar, em geral, dissolve-se em solvente
apolar.04) As substâncias que se dissolvem com liberação de calor
tendem a ser menos solúveis a quente.08) Quando o soluto se dissolve com absorção de calor, a
solubilidade aumenta com o aumento da temperatura.16) O benzeno se dissolve bastante na água.32) Soluções diluídas contêm pouco soluto em relação à
quantidade de solvente.
8
13.12. (UFMT) – A reação química fundamental na produção de sabão pode ser expressa como saponificação:
3 317 35 3 3 5 17 35 3 5 3NaOH C H COO C H C H COONa C H OH+ ⎯→⎯ +( ) ( )
O procedimento consiste em hidrolisar a gordura e, depois da separação da glice-rina, em reagir os ácidos graxos com a solução de soda cáustica.
( ) ( )C H COO C H H O C H COOH C H OH17 35 3 3 5 2 17 35 3 5 33 3+ ⎯→⎯ +
( )C H COOH NaOH C H COONa H O17 35 17 35 2+ ⎯→⎯ +
De acordo com o exposto, julgue os itens:01) na reação final ocorre uma neutralização de um ácido por uma base. 02) o C17H35COONa é um sal sódico.04) na reação de hidrólise (reação com água), ocorre a formação de um ácido e
de uma base.08) o C17H35COOH e o NaOH exercem respectivamente as funções de ácido e base.16) o produto orgânico da última reação é um carboxilato (sal de ácido carboxílico)
13.13. (UFPR) – O biodiesel pode ser obtido através da mistura de óleo (de origem animal ou vegetal) com metanol, na presença de um catalisador. Com relação à química do biodiesel, assinale a alternativa incorreta.a) As funções químicas presentes nas substâncias que participam da transformação
descrita são éster e álcool.b) As gorduras animais e vegetais podem conter em sua estrutura química ácidos
graxos de longa cadeia carbônica com várias ligações duplas, caracterizando-as como poli-insaturadas.
c) A reação acima pode ser representada pela seguinte equação: triglicerídeo + metanol glicerol + éster.
d) O catalisador não é consumido durante a transformação química.e) Transformações de combustão absorvem grande quantidade de energia térmica
do meio onde ocorrem.
13.14. (UEM – PR) – A respeito do petróleo, dos produtos obtidos a partir dele, e de fontes alternativas de ener-gia, assinale o que for correto.01) O biodiesel é um éster de cadeia
alquílica longa, como, por exem-plo, o etanoato de octadecila.
02) O gás natural veicular (GNV) recebe esse nome pois vem de fontes renováveis e não emite CO2 quan-do utilizado em motores de carros.
04) O GNV é composto principalmente de metano, enquanto o GLP (gás liquefeito de petróleo) é compos-to principalmente de propano e butano.
08) Uma das vantagens da substituição do diesel pelo biodiesel é a elimi-nação de emissão de dióxido de enxofre causada pelos motores a diesel.
16) O biogás é obtido em biodigesto-res a partir de resíduos agrícolas, como madeira, bagaço de cana--de-açúcar. Esse gás é composto principalmente de metano.
Aula 13
9Química 7E
Aprofundamento13.15. (UFPR) – No esclarecimento de um furto, várias análises químicas foram realizadas. Após os testes, o seguinte laudo foi apresentado:a) O móvel que continha o objeto furtado estava manchado
com azeite.b) Comprovou-se a presença da mesma substância prove-
niente do azeite nas roupas do suspeito A.c) Na roupa do suspeito B, foi encontrada uma substância
presente na margarina.
O
O
O
O
O
O(substância presente no azeite)
O
O
O
O
O
O(substância presente na margarina)
Sabendo-se que as substâncias presentes no azeite e na margarina apresentam a mesma estrutura molecular, dife-rindo em algumas duplas ligações carbono-carbono, como ilustrado acima, é correto afirmar:01) Através de uma reação de bromação de alcenos é
possível diferenciar a substância presente no azeite da substância presente na margarina.
02) A substância presente no azeite apresenta a função és-ter que, por hidrólise, pode levar à obtenção de álcool e ácido carboxílico.
04) A hidrólise dos compostos mostrados acima resultaria em um mesmo produto.
08) Uma simples hidrogenação da amostra encontrada no suspeito A teria como produto final a mesma substân-cia da amostra encontrada no suspeito B.
16) Na reação da substância presente no azeite com Br2, cada molécula representada acima daria origem a uma outra molécula contendo cinco átomos de bromo em sua fórmula molecular.
13.16. (UFRJ) – “Um modo de prevenir doenças cardio-vasculares, câncer e obesidade é não ingerir gordura do tipo errado. A gordura pode se transformar em uma fábrica de radicais livres no corpo, alterando o bom funcionamento das células.As consideradas boas para a saúde são as insaturadas de origem vegetal, bem como a maioria dos óleos.Quimicamente os óleos e as gorduras são conhecidos como glicerídeos, que correspondem a ésteres da gli-cerina, com radicais graxos.”
(Adaptado do Jornal do Brasil, 23/08/98).
A alternativa que representa a fórmula molecular de um ácido graxo de cadeia carbônica insaturada é:a) C12H24O2 b) C14H30O2 c) C16H32O2 d) C18H34O2
13.17. (UEM – PR) – É correto afirmar que: 01) A ligação peptídica está presente nas proteínas e cor-
responde ao grupo amida. 02) Um composto com fórmula molecular C2H5NO2 pode
ser um aminoácido. 04) Óleo e gordura (tri-acil-glicerol) apresentam a função
éster e são solúveis no hexano.08) Ácidos graxos são ácidos carboxílicos naturais, de ca-
deia longa e sem ramificações.16) A hidrólise ácida de um mol de triglicerídeo (óleo ou gor-
dura) produz 3 mols de ácidos graxos e um mol de glicerol.32) O amido é um polímero orgânico natural e sua unidade
estrutural básica é a glicose.
10
13.18. (UFPR) – Os principais componentes dos óleos e gorduras são os triacilgliceróis, moléculas formadas a partir do glicerol e dos ácidos graxos, que podem ser saturados ou insaturados. Uma simbologia usual que representa os ácidos graxos se baseia em um sistema alfanumérico iniciado pela letra C, seguido pelo número de átomos de carbono na molécula e o número de ligações duplas entre átomos de carbono. As posições das insaturações na cadeia carbônica são indicadas em seguida após o símbolo . Ácidos graxos podem ser sólidos ou líquidos em temperatura ambiente e sua temperatura de fusão depende da estrutura e composi-ção da cadeia carbônica. Numere a 2a. coluna (em que são indicadas temperaturas de fusão) de acordo com sua correspondência com a 1a. coluna.1. Ácido oleico = C18:1– 9.2. Ácido linoleico = C18:2– 9,12.3. Ácido linolênico = C18:3– 9,12,15.4. Ácido araquidônico = C20:4– 5, 8,11,14.5. Ácido láurico = C12:0.( ) + 44oC.( ) – 50oC.( ) +14oC.( ) – 11oC.( ) – 5oC.Assinale alternativa que apresenta a numeração correta na 2a. coluna, de cima para baixo.a) 2 – 4 – 3 – 5 – 1c) 3 – 1 – 2 – 5 – 4e) 5 – 4 – 1 – 3 – 2
b) 4 – 2 – 5 – 1 – 3d) 3 – 4 – 5 – 1 – 2
13.19. (UEM – PR) – Tendo em vista que o consumo ex-cessivo de alimentos gordurosos é prejudicial à saúde, um vestibulando, quando foi ao mercado, leu a seguinte inscrição no rótulo de uma determinada margarina: “Fabricada com óleos vegetais hidrogenados”. Sobre esse assunto, é correto afirmar que01) são chamados de ácidos graxos de cadeia saturada aque-
les que apresentarem dupla ligação entre um ou mais pa-res de carbonos da cadeia, sendo considerados um óleo.
02) uma dieta saudável deve conter certa quantidade de gorduras e óleos, pois são necessários para o organis-mo absorver as vitaminas lipossolúveis (A, D, E, K).
04) glicerídeos são constituídos por moléculas do álcool glicerol, ligadas a uma, a duas, ou a três moléculas de ácidos graxos.
08) óleos e gorduras são glicerídeos e diferem quanto ao ponto de fusão: óleos são líquidos à temperatura am-biente e gorduras são sólidas.
16) através de uma reação química, por adição de hidrogê-nio às moléculas de óleos vegetais, obtêm-se produtos de consistência pastosa à temperatura ambiente.
13.20. (UNIFESP) – A figura mostra um diagrama com reações orgânicas X, Y e Z, produtos I, II e III e o ácido oleico como reagente de partida, sob condições experimentais adequadas.
H2
ácido oleico
I
X
glicerina
H2O II
III
CH2(OH)CH(OH)CH2OH
NaOH Z
Yglicerina
A reação de saponificação e o éster formado são, respecti-vamente.a) X e IIb) Y e Ic) Y e IIId) Z e Ie) Z e II
Aula 13
11Química 7E
13.21. (UFPR) – A utilização de sabões para limpeza data de mais de 4 000 anos. Os sabões são constituídos de molé-culas anfifílicas, que contêm uma porção hidrofóbica e uma hidrofílica, e consequentemente atuam como tensoativos. Além da ação física do sabão no processo de remoção de sujeiras, há também a ação química, em que ocorre reação entre as moléculas anfifílicas e a sujeira, principalmente gor-duras. Mesmo sem conhecimento científico, muitas pessoas constatam que a lavagem com sabão utilizando água quente é mais eficiente que com água fria. Com relação à ação dos sabões, considere as seguintes afirmativas: 1. A velocidade de remoção de sujeiras (à base de gordu-
ras) de uma roupa é aumentada em altas temperaturas, pois nessa condição há maior frequência de choques entre as moléculas.
2. O processo de solubilização da sujeira envolve interação entre a parte hidrofóbica do tensoativo e a gordura, dei-xando a parte hidrofílica exposta na superfície que inte-rage com o solvente.
3. A maior eficiência de lavagem em temperaturas mais al-tas implica que a reação entre o tensoativo e a sujeira é um processo endotérmico.
4. Em temperaturas superiores à temperatura de fusão de gorduras da sujeira, a velocidade de remoção é aumen-tada, em função da maior superfície de contato.
Assinale a alternativa correta.a) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.b) Somente as afirmativas 1 e 3 são verdadeiras.c) Somente as afirmativas 1, 2 e 4 são verdadeiras.d) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras.e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
13.22. (ACAFE – SC) – No jornal Folha de S. Paulo, de 23 de junho de 2015, foi publicada uma reportagem sobre a formação de espuma branca no rio Tietê “[...] a formação de espuma está associada à baixa vazão da água e a presença de esgoto doméstico não tratado. A falta de oxigênio na água dificulta a degradação de detergente doméstico […]”. Baseado nas informações fornecidas e nos conceitos químicos analise as afirmações a seguir.
I. O detergente é uma substância anfipática. II. O complexo formado entre detergente, óleo e água pode
ser chamado de micela. III. O oxigênio é uma molécula apolar formada por uma
ligação covalente do tipo sigma (σ) e outra do tipo pi (π). IV. A espuma branca formada pode ser classificada de
coloide. Assinale a alternativa correta. a) Apenas I, II e III estão corretas. b) Apenas II, III e IV estão corretas. c) Todas as afirmações estão corretas. d) Apenas a afirmação IV está correta
12
Discursivos13.23. (FUVEST – SP) – A composição de óleos comestíveis é, usualmente, dada pela porcentagem em massa dos ácidos graxos obtidos na hidrólise total dos triglicerídeos que constituem tais óleos. Seguem-se esta composição para os óleos de oliva e milho.
TIPO DE ÓLEO
PORCENTAGEM EM MASSA DE ÁCIDOS GRAXOS
Palmítico C15H31CO2H
M = 256
Oleico C17H33CO2H
M = 282
Linoleico C17H31CO2H
M = 280
OLIVA 10 85 05
MILHO 10 30 60
M = massa molar em g/molUm comerciante comprou óleo de oliva mas, ao receber a mercadoria, suspeitou tratar-se de óleo de milho. Um químico lhe explicou que a suspeita poderia ser esclarecida, determinando-se o índice de iodo, que é a quantidade de iodo, em gramas, consumida por 100 g de óleo.a) Os ácidos graxos insaturados da tabela têm cadeia aberta e consomem iodo. Quais são esses ácidos? Justifique.b) Analisando-se apenas os dados da tabela, qual dos dois óleos apresentará maior índice de iodo? Justifique.
13.24. (UNICAMP – SP) – Xampus e condicionadores utilizam as propriedades químicas de surfatantes para aumentar a molhabilidade do cabelo. Um xampu típico utiliza um surfatante aniônico, como o lauril éter sulfato de sódio (A), que ajuda a remover a sujeira e os materiais oleosos dos cabelos. Um condicionador, por sua vez, utiliza um surfatante catiônico, como o cloreto de lauril trimetil amônio (B), que é depositado no cabelo e ajuda a diminuir a repulsão entre os fios limpos dos cabelos, facilitando o pentear.
Na+ –O OS
OO
On A
N+ Cℓ–
B
a) Considerando a estrutura do xampu típico apresentado, explique como ele funciona, do ponto de vista das interações intermoleculares, na remoção dos materiais oleosos.
b) Considerando-se as informações dadas e levando-se em conta a estrutura química desses dois surfatantes, a simples mistura dessas duas substâncias levaria a um “produto final ineficiente, que não limparia nem condicionaria”. Justifique essa afirmação.
Aula 13
13Química 7E
13.25. (UFPR) – O ácido esteárico, cuja fórmula é CH3(CH2)16COOH, é uma molécula anfifílica, isto é, possui uma porção hi-drofóbica e uma porção hidrofílica. Ao dispersar cuidadosamente uma solução (em solvente orgânico) de ácido esteárico sobre água pura, uma mancha irá se formar na superfície, que corresponde a um filme de ácido esteárico sobre a superfície, como esquematizado. Nesse filme, de composição de uma única camada molecular, as moléculas anfifílicas irão se organizar se dispondo perpendicularmente à superfície, onde a parte hidrofílica irá se voltar para o líquido e a porção hidrofóbica para o ar. A espessura do filme (t) corresponde à dimensão de uma única molécula. No experimento, uma gota de volume 0,1 mL de uma solução: 2 x 1 g mL30 1 de ácido esteárico foi disperso sobre água formando o filme esquematizado. A mancha circular (base do filme) possui raio (r) de 20 cm. A densidade do filme é a mesma do ácido esteárico ( , )d g mL= −0 85 1 . O volume do filme é calculado pela ex-pressão V A x t.Dado: π = = −3 14 1 10 7, ; nm cm .a) Qual grupo do composto no filme irá se voltar para a água?
b) Calcule a dimensão de uma molécula desse composto em nanômetros (nm).
Se uma coisa merece ser feita, ela merece ser bem feita.
14
Gabarito13.01. 22 (02, 04, 16)13.02. d13.03. e13.04. b13.05. e13.06. b13.07. c13.08. c13.09. 22 (02, 04, 16)13.10. b13.11. 45 (01, 04, 08, 32)13.12. 27 (01, 02, 08, 16)13.13. e13.14. 28 (04, 08, 16)13.15. 11 (01, 02, 08)13.16. d13.17. 63 (63, 01, 02, 04, 08, 16, 32)13.18. e13.19. 30 (02, 04, 08, 16)13.20. e13.21. c13.22. c13.23. a) Comparando-se proporção entre o número de átomos de H e de
C nas cadeias dos ácidos graxos e lembrando que o H faz apenas uma ligação, conclui-se que:
ácido palmítico: C15H31 – = CnH2n + 2 saturado ácido oleico: C17H33 – = CnH2n insaturado (uma ligação dupla) ácido linoleico: C17H31 – = CnH2n – 2 insaturado (duas duplas) Portanto, os ácidos graxos que consomem iodo são os insatura-
dos: o oleico e o linoleico.b) O iodo é consumido pelos ácidos graxos insaturados em uma
reação de adição:
C = C C – C + I2
I I
Como as massas molares do ácido oleico e do ácido linoleico são aproximadamente iguais, quanto mais insaturada for a cadeia, maior o consumo de iodo e, portanto, maior o índice de iodo. Como o linoleico tem duas duplas e o oleico apenas uma e o óleo de milho tem uma porcentagem de ácido linoleico maior que a do óleo de oliva, pode-se concluir que o óleo que apre-sentará o maior índice de iodo é o óleo de milho.
13.24. a) Na estrutura do xampu há uma longa cadeia carbônica (apolar), que tem afinidade com os materiais oleosos (lipídios); na extre-midade da cadeia há uma ligação iônica, que interage com a água.
b) Afirmação verdadeira, pois a mistura formaria sais não anfifílicos (não seriam surfactantes).
13.25. a) –COOH (grupo carboxila)b) Concentração do Ácido:
2 10–3 g/mL
m = 2 10–4 g ácido
1 mL solução ––––––– 2 10–3 g ácido0,1 mL solução ––––––– m
dácido = 0,85 g/mL
V = 2,35 10–4 mL (cm3)
1 mL Ácido ––––––– 0,85 g ácidoV ––––––– 2 10–4 g ácido
V = R2 t
2,35 10–4 cm3 = 3,14 (20 cm)2 t
portantot = 1,87 10–7 cm t = 1,87 nm
= 3,14R = 20 cm
15Química 7E
Química7EAula 14
Álcoois
EtanolO álcool etílico (C2H5OH) ou álcool comum é um dos
compostos orgânicos conhecidos há mais tempo. Tem grande importância na indústria e também no consumo direto (uso farmacêutico e hospitalar, como combus-tível, como solvente e como parte indispensável às bebidas alcoólicas).
No Brasil, o álcool combustível tem uma enorme importância por se tratar de uma fonte renovável de energia. O etanol usado diretamente como combustível é o álcool hidratado, enquanto que álcool acrescentado à gasolina é o anidro.
O etanol pode ser produzido:
1. pela hidratação do etileno:
H2C = CH2 + H2O H2SO4 H2C – CH2
H OH
(processo utilizado em países com petroquímica avançada)
2. pela fermentação de carbo-hidratos: é o processo mais utilizado no Brasil e será agora detalhado.
Fermentação
ConcentraçãoCristalização
Trituração
Destilação
Garapa
Cana-de-açúcar
(açúcar comum)Sacarose
Melaço (líquido que possui 30% a 40% de sacarose)
Etanol hidratado
Solução de etanol
Vinhaça
A obtenção de etanol a partir da cana-de-açúcar começa com a moagem. O caldo de cana (garapa) é deixado em tanques onde ocorre a adição de micro--organismos chamados Saccharomyces cerevisiae.
A primeira reação que ocorre é a chamada inversão do açúcar (hidrólise da sacarose):
C12H22O11 + H2O invertase C6H12O6 + C6H12O6sacarose glicose frutose
A etapa seguinte consiste na fermentação dos monossacarídeos. Fermentação é a reação catalisada por enzimas produzidas por micro-organismos (reação bioquímica).
Essa etapa pode ser representada pela equação:
C6H12O6 fermentação 2 C2H5OH + 2 CO2glicose etanol
As enzimas envolvidas (invertase na 1a. etapa e zimase na 2a. etapa) são produzidas pelo Saccharomyces cerevisiae. A fermentação alcoólica é anaeróbica, isto é, não requer a presença de oxigênio.
O produto dessas reações é o chamado mosto fer-mentado, que consiste em uma mistura de álcool com água e muitas outras substâncias (teor de etanol: 10 a 15% em volume). O mosto fermentado é a seguir des-tilado em colunas de fracionamento, obtendo-se assim o álcool comum (solução contendo 96% de etanol e 4% de água, em volume) e o chamado óleo fúsel (mistura de éteres, aldeídos, cetonas e álcoois de elevados pesos moleculares). O resíduo que sobra após a destilação é conhecido como vinhoto ou vinhaça.
Em valores médios, uma tonelada de cana-de--açúcar produz 70 litros de álcool, 910 litros de vinhoto e 200 kg de bagaço.
A cana-de-açúcar (sacarose: um dissacarídeo) não é a única fonte possível para a obtenção de glicose. Ela pode vir da beterraba (sacarose), de materiais amiláceos (contêm amido: um polissacarídeo) ou da celulose existente na madeira. A primeira etapa do processo é a hidrólise:
Álcoois – Polímeros
16
(C6H10O5)n + n H2O H+ n C6H12O6amido ou celulose
(polissacarídeo)glicose
(monossacarídeo)
Daí em diante, a glicose é fermentada e o processo continua como visto para a cana-de-açúcar.
Observações:A celulose pode também sofrer fermentação.
É uma hidrólise catalisada por enzimas produzi-das por bactérias:
(C6H10O5)n + n H2O enzimas 3n CO2 + 3n CH4 celulose metano
Essa reação ocorre na produção do biogás a partir de vegetais e no processo de apodrecimen-to de plantas.
Alguns conceitos importantesGraduação alcoólica – É o teor de etanol em uma
solução aquosa e é determinada com o auxílio de densímetros. Tradicionalmente a escala mais usada é em “graus Gay-Lussac” (°GL), que indica a porcentagem em volume de álcool (título em volume). Atualmente o Instituto Nacional de Pesos e Medidas (INPM) reco-menda que a concentração de álcool seja expressa pela porcentagem em massa (título em massa), chamada °INPM.
Exemplo em valores aproximados:
96°GL = 94°INPM
Densidades à temperatura ambiente:
água – 1 g/mL
etanol – 0,79 g/mL
Álcool 96°GL – Solução de etanol em água que não pode ser separada por destilação, pois é uma mistura azeotrópica, com ponto de ebulição constante e ligei-ramente inferior ao do etanol puro (78,3°C). O álcool combustível é, na verdade, o álcool hidratado com, no mínimo, 93,8°INPM.
Álcool absoluto – É o etanol anidro, isto é, isento de água (100°GL). Para se obter o álcool anidro, o etanol 96°GL é tratado com cal virgem (CaO) e a seguir desti-lado. Outro processo possível é adicionar benzeno ao álcool 96°GL e destilar a mistura formada.
Álcool desnaturado – É o álcool comum (96°GL) ao qual se adicionam substâncias com cheiro e sabor desagradáveis, como metanol, piridina e outras. Esse álcool está sujeito a impostos mais baixos e não pode ser utilizado para a fabricação de bebidas alcoólicas.
Bebidas alcoólicasApós a fermentação, o teor máximo de álcool na
solução é de 15°GL. Dessa forma, as bebidas não desti-ladas apresentam uma concentração de etanol menor que esta.
Exemplos de bebidas não destiladas:
Teor alcoólico (°GL) Matéria-prima
cerveja 3 a 6 lúpulo, cevada, cereais
vinho 4 a 13 uva
A destilação provoca um aumento da concentração de etanol.
Exemplos de bebidas destiladas:
Teor alcoólico (°GL) Matéria-prima
cachaça (pinga) 33 a 52 cana-de-açúcar
vodca 38 a 50 batata, cereais
uísque 42 a 54cereais envelhecidos ou
milho
tequila 38 a 50 Agave tequilana
MetanolO álcool metílico (CH3OH) é utilizado como solvente,
reagente, combustível, como desnaturante do etanol e na produção do formaldeído. É bastante tóxico (pode causar cegueira e até a morte). A sua dose letal é de apenas 0,07 g por kg de massa corpórea da pessoa.
Pode ser obtido:
1. pela redução do monóxido de carbono (processo carboquímico): o aquecimento de carvão com água produz o chamado “gás-d’água”:
C + H2O CO + H2
O gás-d’água enriquecido com hidrogênio provoca a síntese do metanol:
CO + 2 H2 cat.
CH3OH
2. pela oxidação controlada do metano (processo petroquímico):
CH4 + 1/2 O2 CH3OH
3. Atualmente, a maior parte do metanol é produzido usando como matéria-prima metano originário do gás natural (portanto, uma fonte fóssil).
Aula 14
17Química 7E
GlicerolO propanotriol ou glicerina é um líquido incolor, viscoso, solúvel em água e de sabor adocicado.
H2C – CH – CH2
OH OH OH
O glicerol é utilizado como umectante (agente de retenção de água) e aplicado na manufatura do fumo, de cosméticos, de loções para a pele, de tintas e de produtos farmacêuticos. É usado também na produção do gliptal (resina do tipo poliés-ter) e da trinitroglicerina (ou mais corretamente trinitrato de glicerila, usado na fabricação da dinamite).
O processo mais tradicional para a obtenção do glicerol é por intermédio da hidrólise alcalina de óleos e gorduras (vegetais e animais), sendo assim um subproduto das fábricas de sabão (reação de saponificação).
Oxidação de álcoois
oxi
redálcool secundário
oxicetona não reage
álcool terciário oxi não reage
álcool primáriooxi
redaldeído ácido carboxílico
oxi
red
PolímerosUma reação de grande importância no mundo con-
temporâneo é a polimerização. Ela consiste na reunião de várias moléculas para formar uma molécula maior.
Uma macromolécula possui uma elevadíssima massa molecular. Geralmente, as macromoléculas são formadas por unidades estruturais que se repetem.
Exemplo:
H2 H2H2 H2 n
n C = C – C – C –
etileno polietileno
A substância inicial (no caso acima, o etileno) é cha-mada de monômero, enquanto que o produto formado (no caso, o polietileno) é chamado de polímero (“poli” = muitas, “meros” = partes).
Polímeros naturaisHá polímeros naturais, como os seguintes exemplos
já estudados:
• proteína (poliamida formada pela condensação de muitos aminoácidos);
• polissacarídeos (como o amido e a celulose).
Há também um outro polímero natural: a borracha natural (obtida da seringueira):
Borracha naturalA borracha natural é um polímero do alcadieno
conjugado 2-metil-1,3-butadieno, denominado isopreno.
H2C = C – CH = CH2
CH3
I
isopreno
Polimerização do isopreno (adição 1,4)
H H2 H H2
... H2C – C = CH – CH2 – CH2 – C = CH – CH2 – ... I I CH3 CH3
n C = C – C = CH2 H2I
CH3CH3
– C – C = C – C –I
n
Existe na cadeia do polímero isomeria cis-trans.
Borracha natural é 100% poli-isopreno cis.
... – H2C
H3CC = C
CH2 – CH2
H HH3CC = C
CH2 – ...
Borracha natural (cis)
18
Borracha vulcanizada
A vulcanização é um processo para melhorar as propriedades físicas da borracha natural. Consiste na adição de enxofre à borracha natural aquecida.
Goodyear – 1839
Enxofre é introduzido entre as moléculas de poli--isopreno pela quebra de duplas ligações e a formação de pontes de enxofre.
... – H2C
... – H2C
S SI I
I IC – C
C – C C – C
C – CH3C
H3C H3C
H3CHS
S S
SCH2 – CH2
CH2 – CH2
H H
H
CH2 – ...
CH2 – ...
Borracha vulcanizada
Polímeros sintéticosOs polímeros sintéticos são aqueles obtidos artifi-
cialmente. Na maior parte dos casos os monômeros têm sua origem no nafta do petróleo. Portanto, geralmente os polímeros sintéticos são produzidos na indústria petroquímica.
Classificação • polímero de adição;
• polímero de condensação.
Polímeros de adiçãoO polímero é obtido pela adição de moléculas do mo-
nômero. Para possibilitar a reação de adição, o monômero deve ser insaturado (algum derivado do radical vinil):
H2C = CHvinil
Exemplo: polimerização do etileno (eteno)
H H H H H H H H
I I I I I I I I
n C = C ... ... – C – C – C – C – C – C –...
I I I I I I I I
H H H H H H H Hpolietilenoetileno
Ou, mais simplificadamente:
n H2C = CH2 catalisador (– CH2 – CH2 –)n
No caso do polietileno (PE), o valor de “n” pode variar de 1 000 a 60 000.
Há, basicamente, dois tipos de polietilenos: o de baixa densidade (PEBD) e o de alta densidade (PEAD).
Dependendo das condições da polimerização, a ca-deia de um polímero pode assumir estruturas diferentes. O tamanho da cadeia do polímero (e, consequentemen-te, sua massa molar média) vai influir decisivamente nas suas propriedades.
A reação de adição ocorre pela quebra da ligação π e o mecanismo da polimerização é por radical livre. Esse radical livre reage por adição com a molécula do alceno e dá origem a outro radical livre; este reage por adição com outra molécula de alceno com produção de novo radical livre maior e assim sucessivamente.
Exemplificando para o etileno (eteno):
H HI I
H HI I
H HI I
H HI I
R + C – C R C – C
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
R – C – C + C – C R – C – C C – C
Principais polímeros de adição
PRINCIPAIS POLÍMEROS DE ADIÇÃO
MONÔMERO POLÍMERO USOS
etileno (eteno) polietileno (PE)saquinhos, garrafas,
cortinas, isolante elétrico.
cloreto de vinila (VC)
PVC (policloreto de vinila)
tubos, sapatos, revestimentos, filmes
propileno (propeno)
polipropileno (PP)
fibras, tapetes, peças
estireno (vinil- -benzeno)
poliestireno (PS) (isopor)
embalagens, boias, isolante térmico
TFE (tetra- -fluoretileno)
PTFE (Teflon)peças industriais, revestimentos de
paredes, veda-rosca
Aula 14
19Química 7E
acrilonitrilo poliacrilonitrilo fibras têxteis
metacrilato de metila
acrílicoluminárias, janelas,
lentes
eritreno (1,3-butadieno)
polibutadieno correias, solas
cloropreno neoprenoroupas de mergulho,
revestimentos
CopolímerosO polímero é obtido pela reação de duas ou mais
moléculas diferentes (mais que um tipo de monômero). Exemplo: polimerização do 1,3-butadieno com
estireno.
HI
HI
HI
HI
HI
HI
H H HI I IC = C − C = C + C = C
1, 3-butadieno estireno
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
HI
... – C – C = C – C – C – C – ...
Buna-S(borracha sintética resistente ao atrito)
Exemplos de copolímeros
1. Monômeros: estireno e 1,3-butadieno
Polímero: Buna-S (borracha sintética)
Uso: pneus.
2. Monômeros: acrilo-nitrilo e 1,3-butadieno
Polímero: Buna-N (borracha sintética)
Uso: mangueiras para óleos, vedações.
Polímeros de condensaçãoO polímero é obtido pela união dos monômeros,
com eliminação de moléculas pequenas (geralmente de água): reação de condensação.
Exemplo: polimerização da hexametilenodiamina com ácido adípico (hexanodioico).
hexametilenodiaminaácido adípico
(ácido dicarboxílico)
poliamida(fibra têxtil: nylon)
H – N – (CH2)6 – N – H + HO – C – (CH2)4 – C – OHII IIO O
IIO
IIO
I
I I
IH
H H
H
H2O + ... – N – (CH2)6 – N – C – (CH2)4 – C – ...
Ou então, utilizando outra representação:
n H2N – (CH2)4 – NH2 + n HOOC – (CH2)4 – COOH
– N – C – (CH2)4 – C – N – (CH2)4 – N – + 2n H2O
H H H
O O
n
Portanto, esse nylon é um copolímero de condensação.
Principais polímeros de condensação
MONÔMERO POLÍMERO USOS
hexametileno- diamina e ácido
adípicopoliamida (nylon) fios, tecidos,
engrenagens
parabenzeno- diamina e ácido
tereftálicopoliamida (kevlar)
coletes à prova de bala, chassis, chuteiras, peças
difenolpropano e fosgênio
policarbonato (PC)
placas trans-parentes, CD,
escudos
fenol e formal-deído
baquelite materiais elé-tricos
ácido tereftálico e etilenoglicol
poliéster (tergal, PET, etc.)
fibra têxtil, garrafas, emba-
lagens
A unidade repetitiva de um polímero é chamada de “mero”.
Polímeros especiais3. Monômeros: di-isocianato de parafenileno e etileno-
glicol.
Polímero: poliuretano (PU)
Usos: espumas, isolante térmico.
20
4. Monômero: dimetil-siloxana: HO – Si – OHI
I
CH3
CH3
Polímero: silicone
Usos: vedante, colas, prótese cirúrgica, impermea- bilizante.
Observação:Os polímeros sintéticos
geralmente são produtos recicláveis.
Exemplo:6
PS (poliestireno)
Testes
Assimilação14.01. (UFRGS) – O esquema ilustra o processo de obtenção do álcool etílico a partir da cana-de-açúcar.
Açúcar escuro
Bagaço (250 kg)
Concentração e cristalização
Garapa
Cana-de-açúcar (1 tonelada)
Melaço (250 kg)
Trituração
Refinação
Fermentação
Mosto fermentado
Vinhoto (910 litros)
Açúcar comum (sacarose)
Destilação
Etanol (70 litros)
Óleo fúsel e resíduo
Em 1996, foram produzidos no Brasil 12 bilhões de litros de álcool. A quantidade de cana-de-açúcar, em toneladas, que teve de ser colhida para esse fim, foi aproximadamente:a) 1,7 x 108 b) 1,2 x 109 c) 1,7 x 109 d) 1,2 x 1010 e) 7,0 x 1010
14.02. (UEPB) – Os combustíveis são propulsores energéticos usados nos mais diversos setores, sobretudo no setor auto-motivo. Faça a associação correta.( ) Gasolina( ) Hidrogênio( ) Petróleo( ) Hulha( ) Metanol1. Combustível que, durante a queima, não libera substâncias nocivas à saúde do homem.2. Variedade de carvão natural ou mineral, resultante da fossilização da madeira em ausência de ar.3. Líquido viscoso e escuro, constituído por uma mistura extremamente complexa de milhares de compostos orgânicos.4. Combustível de alta toxicidade, cuja combustão produz chama incolor, tornando-se muito perigoso.5. Fração muito importante do petróleo; não é possível representar sua fórmula molecular.Marque a alternativa que corresponde a sequência de números correta:a) 5, 4, 1, 2, 4 b) 1, 5, 4, 2, 3 c) 4, 3, 1, 5, 2 d) 1, 2, 3, 4, 5 e) 5, 1, 3, 2, 4
Aula 14
21Química 7E
14.03. (FUVEST – SP) – Quando começaram a ser produzi-dos em larga escala, em meados do século XX, objetos de plástico eram considerados substitutos de qualidade inferior para objetos feitos de outros materiais. Com o tempo, essa concepção mudou bastante. Por exemplo, canecas eram feitas de folha de flandres, uma liga metálica, mas, hoje, também são feitas de louça ou de plástico. Esses materiais podem apresentar vantagens e desvantagens para sua uti-lização em canecas, como as listadas a seguir:
I. ter boa resistência a impactos, mas não poder ser levado diretamente ao fogo;
II. poder ser levado diretamente ao fogo, mas estar sujeito a corrosão;
III. apresentar pouca reatividade química, mas ter pouca resistência a impactos.
Os materiais utilizados na confecção de canecas os quais apresentam as propriedades I, II e III são, respectivamente,a) metal, plástico, louça. b) metal, louça, plástico.c) louça, metal, plástico. d) plástico, louça, metal.e) plástico, metal, louça.
Aperfeiçoamento14.04. (UEPG – PR) – Veículos com motores flexíveis, chama-dos de bicombustíveis, funcionam com álcool, gasolina, ou a mistura de ambos. Com relação a esses dois combustíveis, assinale o que for correto.01) O etanol é uma substância simples e pura, enquanto
que a gasolina é uma mistura.02) Na combustão completa de 1 mol de etanol são neces-
sários 3 mols de oxigênio.04) O etanol é um combustível renovável que pode ser ob-
tido por fermentação de açúcares, como representado na equação: C6H12O6 2 C2H6O + 2 CO2
08) A fuligem é devida ao monóxido de carbono formado durante a combustão incompleta da gasolina.
16) Em mistura, o etanol reage com os hidrocarbonetos da gasolina formando éteres voláteis.
14.05. (PUCCAMP – SP) – Instruções: Considere o seguinte esquema de produção de bioenergia para responder às duas próximas questões:
(Adaptado de Folha de S. Paulo. 12/08/2008)
As etapas que representam uma transformação química e uma mudança de estado físico são, respectivamente, a) 1 e 2 d) 3 e 5
b) 2 e 4e) 4 e 5
c) 3 e 4
14.06. (PUCCAMP – SP) – A queima da palha e do bagaço de cana produz bioenergia, sendo considerado um processo sustentável. Isto porque, esse processo
I. libera CO2 que foi consumido na fotossíntese da cana--de-açúcar.
II. acrescenta ao ambiente, a energia do sol absorvida na fotossíntese, além da liberada na queima.
III. interfere no ciclo do carbono, intensificando o efeito estufa.
Está correto o que se afirma SOMENTE em: a) I. b) II. c) III. d) I e II. e) I e III.
22
14.07. (ENEM) – As pressões ambientais pela redução na emissão de gás estufa, somadas ao anseio pela diminuição da dependência do petróleo, fizeram os olhos do mundo se voltarem para os combustíveis renováveis, principalmente para o etanol. Líderes na produção e no consumo de etanol, Brasil e Estados Unidos da América (EUA) produziram, juntos, cerca de 35 bilhões de litros do produto em 2006. Os EUA utilizam o milho como matéria-prima para a produção desse álcool, ao passo que o Brasil utiliza a cana-de-açúcar. O qua-dro abaixo apresenta alguns índices relativos ao processo de obtenção de álcool nesses dois países.
Cana Milho
Produção de etanol 8 mil litros/ha 3 mil litros/ha
Gasto de energia fóssil para produzir
1 litro de álcool1.600 kcal 6. 600 kcal
Balanço energético
Positivo: gasta-se 1 caloria de combustível fóssil para a produção
de 3,24 calorias de etanol
Negativo: gasta-se 1 caloria de
combustível fóssil para a produção de
0,77 caloria de etanol
Custo de produção/litro US$ 0,28 US$ 0,45
Preço de venda/litro US$ 0,42 US$ 0,92
Globo Rural, jun./2007 (com adaptações)
Se comparado com o uso do milho como matéria-prima na obtenção do etanol, o uso da cana-de-açúcar éa) mais eficiente, pois a produtividade do canavial é maior
que a do milharal, superando-a em mais do dobro de litros de álcool produzido por hectare.
b) mais eficiente, pois gasta-se menos energia fóssil para se produzir 1 litro de álcool a partir do milho do que para produzi-lo a partir da cana.
c) igualmente eficiente, pois, nas duas situações, as diferen-ças entre o preço de venda do litro do álcool e o custo de sua produção se equiparam.
d) menos eficiente, pois o balanço energético para se pro-duzir o etanol a partir da cana é menor que o balanço energético para produzi-lo a partir do milho.
e) menos eficiente, pois o custo de produção do litro de álcool a partir da cana é menor que o custo de produção a partir do milho.
14.08. Analise atentamente as afirmações seguintes a faça a somatória das verdadeiras:01) A vantagem da utilização de etanol, em relação aos
derivados de petróleo ou ao carvão mineral, é que aquele combustível é proveniente de biomassa, fonte renovável de energia, enquanto estes são combustíveis fósseis.
02) A molécula de etanol é polar, mas também possui uma pequena cadeia carbônica, o que faz com que ele te-nha certa afinidade com a gasolina.
04) As matérias-primas mais utilizadas na fermentação para a produção de álcool etílico são a sacarose (da cana ou da beterraba) e o amido (por exemplo, do mi-lho, da batata ou da mandioca). A hidrólise da sacarose (um dissacarídeo) é mais fácil que a hidrólise do amido (um polissacarídeo).
08) As bebidas destiladas contêm um maior teor de etanol que as apenas fermentadas.
16) O metanol é extremamente tóxico e, eventualmente, pode ser formado na fermentação de carbo-hidrato.
32) O glicerol é o nome comercial do propanotriol. Sua mo-lécula consegue reter água, graças às atrações intermo-leculares do tipo ligações de hidrogênio.
14.09. Leia e some as afirmações verdadeiras:01) Monômero é a substância que pode ser polimerizada.
“Mero” é a unidade que se repete no polímero.02) A borracha natural (hidrocarboneto) é um polímero ob-
tido da seringueira. Suas propriedades são melhoradas depois que ela reage com enxofre a quente (borracha vulcanizada).
04) O amido e a celulose são polissacarídeos (polímeros naturais) e o monômero nestes dois casos é o mesmo: a glicose. As proteínas (poliamidas) também são polímeros naturais.
08) O polipropileno e o poliestireno são polímeros de adição. Seus monômeros possuem cadeia insaturada (são deri-vados do radical vinil), mas esses polímeros apresentam apenas ligações simples.
16) A associação de moléculas orgânicas pequenas para formar moléculas maiores, com liberação, geralmente, de moléculas d’água (ou de outras moléculas simples), é uma conceituação da reação de condensação.
32) A reação que ocorre entre mais de um tipo de monô-mero denomina-se copolimerização. Exemplos: nylon (poliamida) e PET (poliéster).
64) Os polímeros sintéticos são biodegradáveis.
Aula 14
23Química 7E
14.10. (FUVEST – SP) – Os poliésteres são polímeros fa-bricados por condensação de dois monômeros diferentes, em sucessivas reações de esterificação. Entre os pares de monômeros abaixo:
I.
– C – OH
OII
e HO – CH2 – CH3
II. HO – C – – C – OHII IIO O
e HO – CH2 – CH3
III. – C – OH
OII
e HO – CH2 – CH2 – OH
IV. HO – C – – C – OH
OII
OII
e HO – CH2 – CH2 – OH
Poliésteres podem ser formados:a) por todos os paresb) apenas pelos pares II, III e IVc) apenas pelos pares II e IIId) apenas pelos pares I e IVe) apenas pelo par IV
14.11. (FGV – SP) –
POLÍMERO ESTRUTURA QUÍMICA USOS
X ( )CH CH n2 2
Isolante elétrico, fabricação de copos, sacos plásticos, em-
balagens de garrafas.
Y
CH CH
CH n
2
3
−⎡
⎣
⎢⎢⎢
⎤
⎦
⎥⎥⎥
Fibras, fabricação de cordas e de assentos
de cadeiras.
Z
CH CH
n
2 −⎡
⎣
⎢⎢⎢
⎤
⎦
⎥⎥⎥
Embalagens descar-táveis de alimentos, fabricação de pratos, matéria-prima para
fabricação de isopor.
W
CH CH
C n
2 −⎡
⎣
⎢⎢⎢
⎤
⎦
⎥⎥⎥n
Acessórios de tubu-lações, filmes para
embalagens
Na tabela são apresentadas algumas características de quatro importantes polímeros. Polipropileno, poliestireno e polietileno são, respectivamente, os polímeros:a) X, Y e Zb) X, Z e Wc) Y, W e Zd) Y, Z e Xe) Z, Y e X
24
14.12. (FUVEST – SP) – Um funcionário de uma empresa ficou encarregado de remover resíduos de diferentes polímeros que estavam aderidos a diversas peças. Após alguma investigação, o funcionário classificou as peças em três grupos, conforme o polímero aderido a cada uma. As fórmulas estruturais de cada um desses polímeros são as seguintes:
O
COOH
HO
OHHO O CH2
O
OH
HO OOH CH2
O
OH
HO OCH2
OHO
HO OCH2
O
OH
HO OOH
CH2
O
OHO
HO O
OH
HO O OOH
O
COOH
HO
OHHO O CH2
n
Polímero I
Polímero II
CH2 C
CH3
CH CH2 n
Polímero III
OH OH OH OH OH OH OH nPara remover os resíduos de polímero das peças, o funcionário dispunha de apenas dois solventes: água e n-hexano. O funcionário analisou as fórmulas estruturais dos três polímeros e procurou fazer a correspondência entre cada polímero e o solvente mais adequado para solubilizá-lo. A alternativa que representa corretamente essa correspondência é:
POLÍMERO I POLÍMERO II POLÍMERO III
a) água n-hexano água
b) n-hexano água n-hexano
c) n-hexano água água
d) água água n-hexano
e) água n-hexano n-hexano
14.13. (FEPAR – PR) – Associe o se-gundo grupo ao primeiro. Primeiro grupo:
I. Macromoléculas resultantes da condensação de aminoácidos.
II. Compostos de função mista do tipo poliálcool-aldeído ou poliálcool--cetona.
III. Macromoléculas complexas que agem como catalisadores dos processos biológicos.
IV. Ésteres de ácidos graxos com glicerol.
V. Macromoléculas constituídas pela repetição de unidades moleculares pequenas.
Segundo grupo: ( ) Polímeros ( ) Lipídios ( ) Proteínas ( ) Enzimas ( ) Glicídios Selecione a alternativa que contém a correta sequência referente à asso-ciação: a) V – IV – I – II – III b) I – IV – V – III – II c) V – I – II – IV – III d) I – IV – V – II – III e) V – IV – I – III – II
Aula 14
25Química 7E
Aprofundamento14.14. (UFPR) – Com o objetivo de reduzir a emissão de poluentes pelos veículos automotivos, foi definido, por Medida Provisória do Governo Federal, um aumento de 22% para 24% de álcool anidro na gasolina. Para determinar o teor de álcool em uma amostra de gaso-lina, utiliza-se o seguinte procedimento: a) misturam-se 50 mL de gasolina com 50 mL de água; b) agita-se a mistura; c) após a formação de duas fases, mede-se o volume da
fase aquosa. Considere que a adição de um volume V1 de água a um volume V2 de etanol produz uma mistura de volume total Vt = V1 + V2. Com base nas informações acima e em conhecimentos sobre o álcool e a água, é correto afirmar: 01) Se o volume final da fase aquosa for 60 mL, significa
que o aumento de 10 mL corresponde ao álcool, con-cluindo-se que a gasolina contém 20% de álcool.
02) O álcool é um solvente orgânico, porém dissolve-se na água devido às fortes interações intermoleculares co-nhecidas como efeito do íon comum.
04) A fórmula molecular de um álcool alifático saturado é CnH(2n + 1)OH.
08) Para que a amostra de gasolina apresente o teor alcoó-lico de acordo com o previsto pela Medida Provisória, o volume da fase aquosa deve ser de 74 mL.
16) Na análise, o álcool presente na gasolina transfere-se preferencialmente para a fase aquosa por ser mais so-lúvel nesta.
14.15. (UFPR) – Os combustíveis mais utilizados no Brasil são gasolina, etanol, óleo diesel, querosene e gases. Destes, o único que não é um combustível fóssil é o etanol. Os demais podem ser obtidos a partir da destilação fracionada do petróleo. Gases: os hidrocarbonetos desta fração do petróleo têm entre um e quatro átomos de carbono. Gasolina: os hidrocarbonetos da gasolina têm entre cinco e dez átomos de carbono. Querosene e óleo diesel: os hidrocarbonetos desta fração têm entre dez e dezesseis átomos de carbono.Etanol: obtido a partir da cana-de-açúcar, possui ponto de ebulição de 78°C. Considerando as informações acima, é correto afirmar: 01) Nos gases obtidos do petróleo, é possível a ocorrência
de hidrocarboneto ramificado. 02) É possível a obtenção de ácido acético (componente
do vinagre) a partir da oxidação do etanol. Nesta reação ocorre uma mudança de hibridização: um dos carbo-nos do etanol passa de sp3 para sp2 no ácido acético.
04) Na fração do petróleo chamada de gasolina existem hidrocarbonetos com oito átomos de carbono. Se con-siderarmos dois hidrocarbonetos, um cíclico e outro acíclico, contendo somente oito carbonos sp3 e hidro-gênios, o hidrocarboneto cíclico terá dois átomos de hidrogênio a menos que o acíclico.
08) O etanol apresenta ponto de ebulição maior que o do butano (–0,6°C), gás de uso doméstico, devido à exis-tência de interações intermoleculares do tipo pontes de hidrogênio.
16) Na gasolina, o maior hidrocarboneto não ramificado é o octano.
32) Na reação de etanol com ácido sulfúrico obtém-se éter etílico, que durante muito tempo foi utilizado como anestésico. O ponto de ebulição do éter etílico é maior que o ponto de ebulição do etanol, nas CNTP, devido à ausência de interações intermoleculares do tipo pontes de hidrogênio.
26
14.16. (UFRGS) – A crise energética mundial impulsionou a procura por combustíveis alternativos e renováveis.Considere os dados contidos no quadro abaixo.
Combustível Poder calorífero(kJ/g)
Densidade(g/mL)
Hidrogênio 140 8,2 x 10–5
Propano 50 1,8 x 10–3
Gasolina 45 0,750
Etanol 30 0,790
Com base nesses dados, é correto afirmar que a) o hidrogênio é o combustível mais eficaz entre os rela-
cionados, considerando iguais volumes de combustível. b) o propano é o combustível mais eficaz entre os relaciona-
dos, considerando massas iguais de combustível. c) todos os combustíveis do quadro acima geram CO2 na
sua combustão total. d) por sua maior densidade, o poder calorífico do etanol,
medido em kJ por litro, é o maior entre todos. e) por causa de sua baixa densidade, o poder calorífico do
hidrogênio, medido em kJ por litro, é muito baixo.
14.17. (UnB – DF) – Considere o seguinte equilíbrio químico, cujo valor de K a 25°C é aproximadamente 4.
etanol + ácido acético éster + águaJulgue os itens: 01) As fórmulas do etanol e ácido acético são, respectiva-
mente: HOCH2CH2OH e HOCH2COOH 02) O nome do éster formado é acetato de etila. 04) Partindo-se de concentrações iguais dos reagentes,
no equilíbrio, as concentrações de éster e água serão maiores que as de etanol e ácido acético.
08) A fórmula molecular do acetato de etila é C4H8O2. 16) Se adicionarmos 1 L de água ao sistema em equilíbrio,
o valor de K variará, tendo em vista que a água é um dos produtos da reação.
14.18. (UP – PR) – A maior parte do etino produzido co-mercialmente é utilizado como material de partida para a síntese de polímeros que encontramos diariamente, como pisos de vinil, tubos de plástico, teflon e acrílicos. O polí-mero conhecido como PVC pode ser obtido no processo equacionado abaixo.
− ≡ − + ⎯⎯→ ⎯⎯⎯⎯⎯→polimerização1H C C H 1HC A P.V.Cn
Sobre essa reação, assinale a opção correta:a) O etino é também denominado de etileno, um gás utili-
zado no amadurecimento de frutas.b) O produto (A) da reação acima é o cloroetano um mono-
-haleto orgânico saturado.c) PVC significa pentacloreto de vanádio, resultado final
dessa reação.d) O composto (A) da reação acima é o cloreto de vinila, com
átomos de carbono hibridizados em sp2.e) O produto (A) é o 1,2-dicloroetano.
14.19. (UEM – PR) – Assinale a(s) alternativa(s) correta(s): 01) O formaldeído é um aldeído que pode ser usado na
fabricação de polímeros e seu nome oficial é metanal. 02) O silicone é um polímero que contém silício. O silício é
um elemento químico do mesmo período do carbono, na classificação periódica.
04) Vários monômeros do etileno ligados dão origem ao polímero poliestireno.
08) Copolímeros são polímeros formados a partir de mais de um tipo de monômero.
16) O politetrafluoretileno (teflon) pode ser representado pela fórmula geral (– CF2 – CF2 –)n.
32) Ao sofrer hidrólise total, o amido fornece moléculas do monossacarídeo glicose.
Aula 14
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14.20. (UFSC) – Alguns tipos de plásticos permanecem no ambiente por mais de 500 anos e quando são descartados inter-ferem no ambiente de várias formas. Mais recentemente tem-se pesquisado e começam a ser produzidos plásticos chamados de biodegradáveis, cuja finalidade é serem menos agressivos ao ambiente.Podemos citar como exemplo de polímeros, o polietileno que é utilizado na fabricação de recipientes para alimentos, sacos plásticos, entre outros. Já com o PVC fazem-se toalhas de mesa, cortinas para box, couro artificial, encanamentos, juntas, válvulas, telhas, etc. Dado adicional:reciclagem mecânica de plásticos: é a conversão de materiais plásticos em grânulos para produção de novos produtos.Assinale a(s) proposição(ões) correta(s).01) A equação a seguir é um exemplo da reação de síntese do polímero polietileno.
n CH2 = CH2 catalisador
pressão e temperatura elevada
(– CH2 – CH2 )–n
02) Para dar origem a um polímero de adição é necessário que o monômero possua ligações .04) A fórmula do PVC pode ser assim representada:
(– CH2 – CH2 )–n
OH08) O monômero que dá origem ao polietileno tem fórmula molecular H2C = CH2 e chama-se etino.16) Um produto é considerado biodegradável quando micro-organismos naturais podem decompô-lo, transformando-o em
substâncias simples presentes no ambiente.32) A reciclagem mecânica do PVC é um fenômeno químico, pois ocorre a transformação de um material plástico em um
novo produto.
14.21. (UEL – PR) – O ácido tereflálico é utilizado em grande quantidade na fabricação de poliéster. O poliéster denominado dácron é utilizado como matéria-prima para a confecção de roupas e tapetes. A equação química de obtenção do dácron é representada a seguir.
... – OOC COO – CH2CH2 – OOC COO – CH2CH2 – ... + n H2OHOOC COOH + HO – CH2CH2 – OH
Com base nos conhecimentos sobre o tema, considere as afirmativas a seguir. I. O dácron é um polímero resultante da reação de condensação entre moléculas orgânicas. II. O ácido tereftálico recebe o nome oficial de ácido 1,4-benzenodioico. III. O etanodiol apresenta cadeia carbônica heterogênea. IV. A fórmula mínima do dácron é [C10H8O4]n. Assinale a alternativa correta. a) somente as afirmativas I e II são corretas. b) somente as afirmativas I e III são corretas. c) somente as afirmativas III e IV são corretas. d) somente as afirmativas I, II e IV são corretas. e) somente as afirmativas II, III e IV são corretas
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14.22. (UnB – DF) 1998 – O álcool de uso doméstico, utilizado em limpeza de modo geral, é uma mistura contendo etanol e água, comumente comercializado em frascos de polietileno. Examinando o rótulo de um frasco de álcool, lê-se a seguinte informação: “Álcool refinado, de baixo teor de acidez e de aldeídos”. Com o auxílio dessas informações, julgue os itens que se seguem.01) A referida acidez pode ser ocasionada pela presença do ácido propanoico, resultante de redução catalítica do etanol. 02) Um dos aldeídos presentes pode ser o acetaldeído (etanal), proveniente da oxidação do etanol. 04) No Brasil, devido ao monopólio, a PETROBRAS é a principal empresa produtora de etanol, obtido a partir do petróleo. 08) O polietileno é derivado da polimerização do etanol.16) A desidratação intramolecular do etanol produz o monômero do polietileno. Esta pode ser uma possível rota para a
obtenção de um polímero com origem renovável (“polímero verde”).
Discursivos14.23. (FUVEST – SP) – Cianeto de vinila pode ser produzido como equacionado a seguir:
HC CH + HCNcatalisador H
H
CN
HC C
Analogamente, o ácido acético pode-se adicionar ao acetileno, produzindo um composto insaturado. A polimerização deste último produz o polímero poli(acetato de vinila). a) Escreva a fórmula estrutural do produto de adição do ácido acético ao acetileno.b) Dê a fórmula estrutural da unidade que se repete na cadeia do poliacetato de vinila.
Aula 14
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14.24. (VUNESP – SP) – Os monômeros de fórmulas estruturais esquematizadas a seguir são utilizados na obtenção de importantes polímeros sintéticos:
HO – C – C – OHH2 H2
H2N – (CH2)6 – NH2 HO – C – – C – OH
O O
Escreva a unidade de repetição dos polímeros formados por reações de condensação (com eliminação de água) entre:a) ácido dicarboxílico e diol;b) ácido dicarboxílico e diamina.
Embora ninguém possa voltar atrás e fazer um novo começo, qualquer um pode começar agora e fazer um novo fim.
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Gabarito14.01. a14.02. e14.03. e14.04. 06 (02, 04)14.05. b14.06. a
14.07. a14.08. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)14.09. 63 (01, 02, 04, 08, 16, 32)14.10. e14.11. d14.12. a
14.13. e14.14. 21 (01, 04, 16)14.15. 15 (01, 02, 04, 08)14.16. e14.17. 14 (02, 04, 08)14.18. d
14.19. 57 (01, 08, 16, 32)14.20. 19 (01, 02, 16)14.21. d14.22. 18 (02, 16)
14.23.
a) HC CH +
HO
O
C CH3
H
H
O
H
C C
C CH3
O
acetato de vinila
b)
C
C
C
H
H H
O
OCH3
n
14.24.
a) HOn C
O
C
O
OH + n HO C C OHH2 H2
n
C
O
C
O
O C C O + 2n H2O
polímero poliéster
H2 H2
b) HOn C
O
C
O
OH + n H N (CH2)4
H
N
H
H
n
C
O
C
O
N
H
(CH2)4 N
H
+ 2n H2O
polímero poliamida
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