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Julio Marques Priscila F. Pesarini da Veiga

Ensino Médio Componente curricular

Química Ensino Médio Componente Química curricular

Manual do Professor

Química

Química

Manual do Professor

ISBN 978-85-8392-072-4

9

788583 920724

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Manual do Professor

Química Ensino Médio Componente curricular Química

Julio Alves Marques Licenciado em Química pela Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Arapongas (FAFICLA-PR). Atuou como professor da rede particular no Ensino Médio no estado do Paraná. Realiza palestras e assessorias para professores em escolas particulares e públicas. Autor de materiais didáticos para o Ensino Fundamental.

Priscila Fialho Pesarini da Veiga Bacharel e Licenciada em Química pela Universidade Estadual de Londrina (UEL-PR). Mestre em Ciências pela Universidade Federal do Rio de Janeiro (UFRJ-RJ). Doutora em Ciências pela Universidade Federal do Rio de Janeiro (UFRJ-RJ). Atuou como professora da rede pública no Ensino Médio nos estados do Paraná e Rio de Janeiro.

1a. edição

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São Paulo

2016

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Copyright © Julio Alves Marques, Priscila Fialho Pesarini da Veiga, 2016

Diretor editorial Gerente editorial Editora Assessoria Gerente de produção editorial Coordenador de produção editorial Coordenadora de arte Coordenadora de preparação e revisão Supervisora de preparação e revisão Revisão Coordenador de iconografia e licenciamento de textos Supervisora de licenciamento de textos Iconografia Coordenadora de ilustrações e cartografia Diretor de operações e produção gráfica

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Lauri Cericato Flávia Renata P. A. Fugita Valquiria Baddini Tronolone Renata Rosenthal, Luiz Guilherme Basílio de Novais Mariana Milani Marcelo Henrique Ferreira Fontes Daniela Máximo Lilian Semenichin Izabel Rodrigues Regina Barrozo Expedito Arantes Elaine Bueno Gabriela Araújo, Rosely Ladeira Marcia Berne Reginaldo Soares Damasceno Scriba Projetos Editoriais Rafael Aguiar da Silva, Juliana Marciotto Jacob, Ícaro Batistão Vendrameto Laís Garbelini e Hatadani Marcela Pialarissi Sspopov/Shutterstock.com Ingridhi Borges Laryssa Dias Almeron José Vitor Elorza Costa A7 Estudio, Angelo Shuman, Camila Ferreira, Farrell, Poliana Garcia, Rafael Luís Gaion, Renan Fonseca, Somma Studio, Tamires Azevedo Ana Lúcia Pereira Ana Paula Felippe Sabrina V. Mioto, Daiana Melo e Tamires Azevedo Erick L. Almeida Alaíde França Luiz Roberto L. Correa (Beto)

Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) (Câmara Brasileira do Livro, SP, Brasil) Marques, Julio Alves #Contato química, 2o ano / Julio Alves Marques, Priscila Fialho Pesarini da Veiga. – 1. ed. – São Paulo : Quinteto Editorial, 2016. – (Coleção #contato química) Componente curricular: química. ISBN 978-85-8392-071-7 (aluno) ISBN 978-85-8392-072-4 (professor) 1. Química (Ensino médio) I. Veiga, Priscila Fialho Pesarini da. II. Título. III. Série.

16-03616    

CDD-540.7

Índices para catálogo sistemático: 1. Química : Ensino médio

Reprodução proibida: Art. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998. Todos os direitos reservados à QUINTETO EDITORIAL LTDA. Rua Rui Barbosa, 156 – Bela Vista – São Paulo-SP CEP 01326-010 – Tel. (11) 3598-6000 Caixa Postal 65149 – CEP da Caixa Postal 01390-970

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540.7

Em respeito ao meio ambiente, as folhas deste livro foram produzidas com fibras obtidas de árvores de florestas plantadas, com origem certificada.

Impresso no Parque Gráfico da Editora FTD S.A. CNPJ 61.186.490/0016-33 Avenida Antonio Bardella, 300 Guarulhos-SP – CEP 07220-020 Tel. (11) 3545-8600 e Fax (11) 2412-5375

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Para conhecer seu livro Você já se deu conta que diariamente ouvimos falar sobre desenvolvimento de substâncias que podem prevenir e até curar doenças? Quantas vezes você deixou de expressar sua opinião sobre assuntos relacionados à Química por não compreender sobre a estrutura dos materiais envolvidos? Qual a importância do conhecimento de Química para a sua vida prática? Nesta coleção, por meio de linguagem simples e ilustrações selecionadas, você encontrará reflexões para essas e outras questões envolvendo aspectos químicos presentes nos seres vivos e não vivos e sobre temas relevantes em nossa sociedade. O estudo da Química possibilitará que você compreenda ainda mais o mundo em que vive e, em particular, o funcionamento de seu corpo. Para isso, a sua participação é fundamental. Não tenha receio de errar. Com a ajuda desse livro e ao conversar com o professor e os colegas sobre assuntos de Química, você aprimorará ainda mais seus conhecimentos. Aprenderá que a Química, como qualquer Ciência, evolui e está relacionada à cultura e à sociedade. Desejamos que você goste dos livros que compõem esta coleção e que o conhecimento construído possibilite que você atue na sociedade de maneira cidadã. Enfim, que a Química se incorpore à sua vida. Abertura de unidade Fotomontagem formada pelas imagens diogoppr e Agorohov/ Shutterstock.com

Cada unidade inicia-se com uma fotografia e um texto sobre assuntos relacionados aos temas que você estudará nos capítulos seguintes, bem como questões para levantamento de seus conhecimentos. Não se preocupe caso não saiba responder a algumas delas, o assunto será desenvolvido ao longo dos capítulos.

Um prato típico brasileiro, com arroz, feijão, salada, carne ou ovo, não fornece apenas sabor, mas também uma importante combinação nutricional.

capítulo

Abertura de capítulo

A quantidade de calorias dos alimentos

Fotomontagem formada pelas imagens diogoppr e Agorohov/ Shutterstock.com

Assim como os foguetes e os automóveis, nós também precisamos de energia tanto para desenvolver as atividades cotidianas quanto para manter sempre o nosso corpo em funcionamento. Mesmo quando estamos parados ou dormindo, gastamos energia para manter as funções vitais, como a respiração e os batimentos cardíacos. Para isso, os alimentos são a nossa principal fonte de energia. A propriedade energética dos alimentos é proveniente dos processos metabólicos que apresentam diversas etapas, entre elas, a absorção e a oxidação. Esses processos ocorrem na digestão, na absorção dos alimentos, na oxidação biológica dos nutrientes e por oxirredução, da qual se obtém a energia necessária. Se o corpo estiver com excesso de alimentos, ele armazena energia de diversas formas, uma delas é a gordura. Em muitos casos, para manter a massa corpórea ideal, as pessoas praticam atividades físicas e desenvolvem a educação alimentar. No entanto, não são recomendadas atitudes radicais em nenhum dos procedimentos a fim de se adaptar aos padrões estéticos impostos pela mídia, pois a tendência é associar beleza e bem-estar ao corpo extremamente magro.

capítulo

Um prato típico brasileiro, com arroz, feijão, salada, carne ou ovo, não fornece apenas sabor, mas também uma importante combinação nutricional.

A quantidade de calorias dos alimentos

A

Como saber a quantidade certa de energia que cada pessoa necessita O capítulo possui umadiariaabertura mente?

B

Em geral, qual tipo de atividade é considerada a principal para gastar energia?

Assim como os foguetes e os automóveis, nós também precisamos de energia tanto para desenvolver as atividades cotidianas quanto para manter sempre o nosso corpo em funcionamento. Mesmo quando estamos parados ou dormindo, gastamos energia para manter as funções vitais, como a respiração e os batimentos cardíacos. Para isso, os alimentos são a nossa principal fonte de energia. A propriedade energética dos alimentos é proveniente dos processos metabólicos que apresentam diversas etapas, entre elas, a absorção e a oxidação. Esses processos ocorrem na digestão, na absorção dos alimentos, na oxidação biológica dos nutrientes e por oxirredução, da qual se obtém a energia necessária. Se o corpo estiver com excesso de alimentos, ele armazena energia de diversas formas, uma delas é a gordura. Em muitos casos, para manter a massa corpórea ideal, as pessoas praticam atividades físicas e desenvolvem a educação alimentar. No entanto, não são recomendadas atitudes radicais em nenhum dos procedimentos a fim de se adaptar aos padrões estéticos impostos pela mídia, pois a tendência é associar beleza e bem-estar ao corpo extremamente magro.

C

160

A

Como saber a quantidade certa de energia que cada pessoa necessita diariamente?

B

Em geral, qual tipo de atividade é considerada a principal para gastar energia?

C

Você costuma comer alimentos que constituem um prato típico brasileiro? Você sabe quais desses alimentos fornecem mais energia e quais fornecem menos?

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para contextualizar o assunto que será abordado. Com uma imagem, Você costuma comer alimentos que constituem um prato típico brasileiro? Você algumas é sabe quais desses alimentos fornecem um mais texto energia eequais fornecem questões, menos? possível que você se familiarize e explore o assunto, verificando o que já sabe sobre ele.

6/10/16 7:31 PM


Unida

A concentração de solução expressa em % m / m é adimensional, ou seja, sem uniOficina de Química dades de grandezas.

H2

m

.co

tock

ters

ut

Sh

o/

tomb

Nico

m

.co

ck

rs to

A

Em um dos copos, adicione água até a metade de sua capacidade. Com cuidado, acrescente uma colher (praticamente cheia) com hidróxido de sódio, e mexa até dissolver completamente.

len

He

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Ro

m

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4

H3 – H1

5

H4 – H1

188

Unidade 2

CC

3

4

H2O

pressão atmosférica

600

400

Título em massa (τ)

Rafael Luís Gaion

200

Quanto maior a temperatura de uma substância, maior a sua pressão de vapor.

0 20

40

60

80

100 Temperatura (ºC)

H2O2

(mol / L)

Tempo (min)

1,000

0

CH4+2 O2

CO2+2 H2O

75

Progresso da reação

0,625

10

0,375

20

0,200

30

b ) a entalpia de ativação é –1140 kJ/mol.

0,120

40

c ) a variação de entalpia é –1140 kJ/mol, e portanto é endotérmico.

Sobre este processo químico, podemos afirmar que: a ) a variação de entalpia é –890 kJ/mol, e portanto é exotérmico.

d ) a entalpia de ativação é 890 kJ/mol. e ) a entalpia de ativação é –890 kJ/mol.

A seção Atividades traz atividades diversificadas, com questões contextualizadas e desafiadoras que o ajudarão a organizar os conceitos estudados e relacioná-los a outras áreas do conhecimento. Além de trazer questões de vestibulares e do Enem, você vai encontrar atividades enriquecidas com Preparo da solução de diferentes água e hidróxido de sódio. recursos.

Pressão de vapor (mmHg)

CHC

C H 4 ( g) + 2 O 2 ( g) → C O 2 ( g) + 2 H 2 O ( g)

1 215 965

De acordo com os dados do quadro responda às questões a seguir.

uma dada temperatura, a pressão de vapor de um líquido não depende do voluAmeAseção Química em foco aborda Na seção Oficina de Química, você desse líquido nem do formato do recipiente que o contém. atividades quais a à mesma terá a oportunidade de colocar em o valor da pressão de vapornas de diferentes substâncias 6 Em sua opinião,profissionais temperatura é o mesmo? Químicasendo está presente que estão prática atividades sobre os assuntos Veja esse exemplo resolvido epor regra de três. Na representação gráfica ao lado Variação da pressão de vapor de algumas substâncias hidróxido relacionadas aos conteúdos queem que você estudou. O roteiro de temos as medidas de pressão de varelação à temperatura soluto por de diferentes substâncias solvente solução em disódio você estudou em alguns capítulos. procedimentos de tem o objetivo ferentes temperaturas. 25 5 g de NaOH 20 g de solvente  g de solução Observando a representação dos Com essa seção você fará a de levá-lo a desenvolver as dados no gráfico podemos concluir que: aproximação conteúdos atividades com autonomia e 100 g de solução ma1 pressão de vapor dedos um líqui• químicos aoo cotidiano de muitos do aumenta com aumento da segurança. No final, as questões temperatura; m 1 = 20 g de NaOH profissionais. o ajudarão a refletir sobre os • à mesma temperatura, líquidos diferentes apresentam pressões %m / m = 20% resultados encontrados. de vapor diferentes. 800

5. (UFPE) O metano é um poluente atmosférico e sua combustão completa é descrita pela equação química balanceada e pode ser esquematizada pelo diagrama seguinte.

Entalpia (kJ/mol)

λ 2 H 2O 2 ⎯ → 2 H 2O + O 2

222

1000

d) B + C → A e) A + C → B Tempo

Combustão completa do metano

O quadro ao lado apresenta os dados relativos às variações das concentrações da água oxigenada em função do tempo, a uma dada temperatura.

tte

rs to

H2 – H1

tubo com água

hu

/S ov

op

_P ey

dr

An

3

C

c ) A3 – B4 – C5 – D2 – E1

Assim, a porcentagem em massa de soluto nessa solução é % m / m = 20%. Isso As medidas de pressão de vapor mostram que quanto maior é a temperatura de um líquido, maior é sua pressãog de de vapor. solução há 20 g de soluto. significa que em cada 100 53

H2

d ) A2 – B5 – C4 – D1 – E3

Adição de NaOH em um copo com água.

Estudo das dispersões

2

3. Durante a fotólise da água oxigenada ( H 2 O 2 ), a reação de decomposição ocorre pela ação da luz, representada pela seguinte equação química:

Lave o funil, os copos, a garrafa plástica e as colheres com um pouco de vinagre. Depois lave novamente com água e sabão. Os resíduos líquidos dessa oficina podem ser descartados no sistema de esgoto. Após a lavagem, a garrafa plástica pode ser descartada em lixo reciclável.

Médica entregando uma prescrição médica.

Energia de ativação da reação catalisada.

b ) A2 – B4 – C5 – D1 – E3

m1 5g % m / m = 100 ⋅ ― ⇒ % m / m = 100 ⋅ ―― ∴ % m / m = 20% m1 + m2 5 g + 20 g Ao prescrever alguns medicamentos para o tratamento de seus pacientes, um médico pode indicar medicamentos que apresentam dispersões. Colírio e soro fisiológico são exemplos de dispersões que, em geral, são soluções; pomadas e cremes são coloides; antibióticos, leite de magnésia e contrastes de radiografia são exemplos de suspensões.

B

Energia dos reagentes.

c) C → A + B

B

H1

E

b) B → A + C

A

1

a ) A3 – B4 – C5 – D1 – E2

Portanto, substituindo na expressão da porcentagem em massa de soluto, tem-se: Dentista realizando tratamento odontológico em uma paciente.

a) A → B + C

Concentração (mol/L)

Energia liberada pela reação.

C

em algumas farmácias)

Grafiteiro utilizando tinta aerossol.

Qual a equação que melhor representa a reação ocorrida em função do tempo? Variação das concentrações de substâncias

A

Energia de ativação da reação não catalisada. D Energia dos produtos.

Reação com formação de produto menos solúvel.

Jacek/Kino.com.br

2

Em tratamentos odontológicos de seus pacientes, o dentista pode prescrever o uso de algumas dispersões coloidais, como: cremes dentais e flúor-gel para reforçar a estrutura do esmalte dos dentes, reduzindo significativamente a incidência de cáries dentárias. O amálgama de prata utilizado em obturações é uma mistura que apresenta principalmente prata e mercúrio. Em clareamento dentário, é comum o profissional utilizar o gel de peróxido de carbamida (CH 6N 2O 3).

c ) Como armazenar água oxigenada, evitando sua decomposição?

Relacione a primeira coluna de acordo com a segunda coluna e, a seguir, identifique a sequência CORRETA obtida.

= 5 g;

• 3 colheres pequenas • água 1 • hidróxido de sódio (NaOH) • xarope de glucose de milho ou dextrose • solução de azul de metileno a 1% (vendida

b ) A taxa de desenvolvimento dessa reação é constante? Justifique sua resposta.

Caminho da reação

Mãos à obra

tte

Entalpia (kJ)

H1

com tampa

Um grafiteiro para produzir a sua arte, o graffiti, pode utilizar coloides, como a tinta e o aerossol. Na tinta, os pigmentos (sólidos) estão dispersos em dispersantes (líquidos). No aerossol, os pigmentos líquidos (tinta) estão dispersos em propelentes que, geralmente, apresentam pressões mais altas e são líquidos com baixos pontos de ebulição. Ao ser pressionado, o aerossol libera um spray, coloide formado por líquido (tinta) disperso em gás (propelente).

4. Há situações em que é necessário diminuir ou aumentar a taxa de desenvolvimento da reação. Para isso, os químicos podem, por exemplo, controlar a variação da quantidade de um participante (reagente ou produto) num dado intervalo de tempo. O gráfico a seguir representa a variação das concentrações das substâncias A, B e C em um intervalo de tempo.

H4 H3

• 1 funil • 2 copos de vidro (200 mL) • 1 garrafa plástica transparente de 500 mL,

Ingredientes sendo misturados no preparo de uma receita.

2. (PUC-MG/Modificada) A figura ilustra a cinética de uma reação química com e sem a presença de catalisador. Cinética de uma reação química

Materiais

• soluto é o hidróxido de sódio em quantidade de 5 g, assim m • solvente é a água, assim m = 20 g; • logo m = 25 g. hu

Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

Já vimos que os reagentes interagem entre si para formarem novas substâncias, os produtos. Agora vamos conhecer um pouco mais sobre as reações químicas.

a ) Qual a taxa média de desenvolvimento do reagente H 2O 2 da reação, no intervalo de 10 a 20 minutos?

Unidade 2

Fo

od

pic

ture

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Sh

ut

ters

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.co

m

• Cite alguns exemplos de reações químicas.

Um cozinheiro pode utilizar vários tipos de dispersões na preparação de suas receitas. Ingredientes, como: maionese, leite, chantili, margarina, mel, requeijão, creme de leite, gelatina, amido, sorvete, queijo etc. são aguns exemplos de coloides.

Resolva as atividades no caderno.

1. Explique os fenômenos a seguir. a ) Frutas refrigeradas amadurecem mais devagar. b ) Uma pastilha efervescente triturada em água se decompõe mais rápido do que uma pastilha inteira. c ) Os alimentos cozinham mais rápido em uma panela de pressão.

Rafael Luís Gaion

Unidade 2

A Química é a ciência que estuda as transformações da matéria. Nela, quando ocorre uma reação durante as experimentações, pode haver mudança de coloração no sistema, formação de produto instável, liberação de gás ou formação de um produto menos solúvel. Essas alterações são típicas de uma reação química.

Muitos profissionais utilizam dispersões específicas ao realizar algumas de suas atividades de rotina. Veja alguns deles:

/S

Atividades

Ponto zero

Podemos calcular a porcentagem em massa de soluto de uma dada solução. Por exemplo, uma solução é preparada pela dissolução de 5 g de hidróxido de sódio (NaOH) em 20 g de água. Qual a porcentagem em massa de soluto nessa solução? Sabemos que:

O valor da porcentagem em massa de soluto é maior do que zero e inferior a 100%. Assim, o intervalo a ser considerado é: 0 % < % m/m < 100 %.

Garrafa azul

Muitas vezes utilizamos dispersões em ações cotidianas sem nos darmos conta. Alguns exemplos de materiais que constituem dispersões são: ar, água tratada, neblina, fumaça, alimentos, bebidas, produtos de higiene pessoal, materiais de limpeza, medicamentos, pedras preciosas e, inclusive, constituintes de nossas células e sangue.

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Química em foco

O uso de dispersões nas profissões

Gráfico elaborado com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. M. et al. Química geral 1: e reações químicas. 5. ed. São Paulo: Thomson Learning, 2006. p. 485.

A relação entre a massa do soluto e a massa da solução, conforme abordado na Sublimação Esse boxe apresenta sólidos, como o gelo-seco, a naftalina e o iodo molecular, sofrem sublimação. porcentagem emAlgunsmassa do soluto, é o título τ em massa da solução. Essa relação o significado de fase sólida fase gasosa termos expressões expressa a massa de soluto m 1deem 1 g de solução, que podee ser dada por: Assim, nesses casos, as velocidades sublimação nos sentido direto e inverso são iguais. equilíbrio dinâmico

Como a massa do soluto é menor que a massa da solução, então 0 < τ < 1. O título da solução é adimensional.

Andrew Lambert Photography/SPL/Latinstock

Vinod K Pillai/Shutterstock.com

phloen/Shutterstock.com

destacados no texto.

m1 m1 τ = ―――― ∴ τ = ― , mUltramicroscópio: m1 + m2

instrumento óptico que usa fenômenos de Gelo-seco. Naftalina. Iodo. espalhamento de luz a m 1 é a massa do soluto; m 2 é a massa do solvente; fim de observar corpos 3 Considere a seguinte situação: despejam-se 10 c m (10 mL) de álcool etílico em um de dimensões 3 pires, despejam-se 10 c m de éter m comum (éter dietílico) em outro. pires e em um term é a massa da solução = m + m 3 1 à temperatura 2 ceiro pires despejam-se 10 c m de água. Em seguida, ambiente, esses minúsculas, não vistos três pires são colocados sobre uma mesa. em microscópios comuns. Num dado momento, os três pires de acordo Isso com o quesignifica vimos Por causa No soro fisiológico, o título é ficaram igualvazios, a pois 0,009. quedapara cada unidade de iluminação, anteriormente os boxe, líquidos sofrem o processo de evaporação. Fazendo uma relação Nesse você terá observados com a pressão de0,009 vapor, podemos prever qual dosde três pires ficará vazio de primeiro, ou os corpos massa da solução há unidade massa cloreto de sódio e 0,991 unidade são vistos como pontos que totalmente antes dos outros dois. seja,informações qual dos três líquidos irá evaporar brilhantes sobre um 7 Em sua opinião, qual dos três pires ficará vazio primeiro? de massa de solvente. complementam o assunto 8 Qual a possível relação entre a evaporação e a pressão de vapor de um líquido? fundo escuro.

em que:

• •

(

)

abordado no capítulo, Estudo das dispersões aprofundando-o com de hidróxido de sódio dissolvidos em 20 g de água, calcule o título em massa curiosidades e novidades. Estudo das dispersões 43 dessa solução.

Boxe com informações que complementam e ajudam você a compreender o conteúdo que está estudando.

Atividades complementares

2 N O 2 ( g)

Atividades resolvidas

2 NO( g) + O 2( g) (reações I)

2 NO( g) + O 2( g)

R6. Na figura a seguir, há um esquema de eletrólise, em que se deseja dourar um anel feito em alumínio. fluxo de elétrons

2 NO 2( g) (reações II)

Experimento

unidade

3. Alternativa: c.

cátodo

anel de alumínio (A ℓ ) para ser revestido de ouro

3+

– NO 3

3+

Au

N 2 ( g) + O 2 ( g)

Esquema de eletrólise para dourar um anel de alumínio.

Ao passar corrente elétrica pelo sistema:

• no ânodo: ocorre oxidação do ouro e a placa desse metal é consumida. 3+

(aq) + 3 e−

cátodo: Au

Durante o estudo do capítulo, você encontrará a seção Atividades resolvidas, que apresenta atividades e dicas de como você pode resolvê-las.

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(aq) + 3 e

⎯→ Au(s)

A 2 ( g) + 3 B 2 ( g)

R7. A corrosão dos metais, particularmente a do metal ferro, resulta em grandes prejuízos econômicos para a sociedade. Assim, para protegê-los, pode-se utilizar a técnica da proteção catódica. Já vimos que a ferrugem se inicia com a oxidação do ferro (Fe(s)

Fe

2+

(aq) + 2 e−) em contato com o ar úmido. Na técnica da proteção catódi-

a ) Aumentando a pressão, o equilíbrio se desloca para a direita. b ) Aumentando a quantidade de B 2(g), o equilíbrio se desloca para a direita.

d ) Diminuindo a quantidade de AB 3(g), o equilíbrio se desloca para a direita.

Potencial padrão de redução (volt)

2+

Fe (aq) + 2 e − ⎯→ Fe(s) 2+

Mg (aq) + 2 e − ⎯→ Mg(s) 2+

(aq)] = 4 mol / L .

9.

− 0, 23

− 0, 44

+ Ag

1+

. O agente oxidante é o

3+

2+

A (aq) + 2 e − ⎯→ A( s ). 2+

3+

b ) 2 B( s ) + 3 A (aq) ⎯→ 2 B (aq) + 3 A( s ) 3+

||

2+

c ) B ( s ) | B (aq) A (aq) | A ( s ) d ) Espontâneo.

9. a ) O zinco possui potencial padrão de redução menor que o do ferro. Logo, o ferro atuará como cátodo, enquatno o zinco atuará como ânodo. b ) n ≅ 0,047 mol de zinco.

Experimento Alternativa: c.

10.frasco Alternativa: d. II

6. Considere uma solução aquosa de um ácido moOxirredução noprótico cuja concentração em quantidade de A coloração marrom em uma das partes dessa maçã é matéria seja 0,02 mol ⁄ L e de1. grau de ionização do processo 15%, a 25 °C. Determine o valorresultado da constante de de oxidação que algumas substâncias presentes nela sofreram ao entrarem em contato ionização do ácido K a na referida temperatura. com o gás oxigênio presente no ar atmosférico. A outra parte da maçã não oxidou, pois, provavelmente não

7. (Enem/MEC) Às vezes, ao abrirentrou um refrigerante, em contato com o gás oxigênio do ar e deve ter percebe-se que uma parte do produto vaza rapisido embebida em algum ácido, como o suco concentrado de limão ou vinagre, por exemplo, pois estes auxidamente pela extremidade do recipiente. A explic a ç ã o p a r a e s s e f a to e s t áliam r e na l a cdiminuição i o n a d a do à processo de oxidação. perturbação do equilíbrio químico existente entre alguns dos ingredientes270 do produto, de acordo com a equação: CO 2( g) + H 2O(ℓ) ⇌ H 2CO 3( aq ) A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento do refrigerante nas condições descritas, tem como consequência a

1+

7. CuSO 4.

8. Alternativa: b.

frasco I

0

+ Ag ⎯→ C u

8. a ) Oxidação: B(s) ⎯→ B (aq) + 3 e −. Redução:

rápido que em panela comum, pois, na panela de pressão, como os alimentos são submetidos à maior pressão, o ponto de ebulição da água aumenta, cozinhando os alimentos em tempo menor que aquele gasto em panelas comuns, as quais estão submetidas à pressão ambiente.

Estudo das dispersões

c ) Aumentando ou diminuindo as quantidades das espécies químicas dessa equação, não há deslocamento do equilíbrio.

Com base nisso, responda: qual dos metais do quadro a seguir pode ser usado como metal de sacrifício? Justifique sua resposta. Ni (aq) + 2 e − ⎯→ Ni(s)

2 A B 3 ( g)

Para esse sistema, assinale a alternativa incorreta:

ca, para reverter a oxidação, pode ser usado um eletrodo de sacrifício ou “metal de sacrifício”. Para isso, coloca-se em contato com o objeto de ferro outro metal que possa oxidar no lugar dele (ou liga de ferro, como o aço), daí o termo “metal de sacrifício”.

1−

5. Alternativa: e. 6. Alternativa: e.

−31

4. Le Chatelier foi um cientista que estudou as possíveis maneiras de produzir deslocamentos nos equilíbrios químicos. Considere o sistema em equilíbrio químico a seguir:

cátodo: ocorre redução do cátion ouro III, havendo deposição sobre o anel de alumínio (condutor). 3+

é 1 : 1 : 2, logo: [ C a 2+(aq)] = 2 mol / L e [Cℓ

2+

2+

Cu . sa, há formação de gás hidrogênio no cátodo e gás cloro no ânodo e de hidróxido de potássio na cuba eletrolítica, aumentando o pH. b ) Em meio básico, a fenolftaleína apresenta coloração rósea. Assim, à medida que ocorre a eletrólise, ocorre um aumento do pH da solução que passa de incolor para cor-de-rosa.

7. O cozimento de alimentos em panela de pressão é mais

b ) O que se verifica com o equilíbrio e a constante de equilíbrio, quando a temperatura do sistema é aumentada? Justifique.

Resolução

b ) A prata metálica Ag( s ). c ) Cu

6. a ) Na eletrólise do cloreto de potássio em solução aquo-

4. A proporção estequiométrica dos participantes da reação

de equilíbrio Kc, a 25 ° C é igual a 4,5 ⋅ 10 , calcule a concentração em mol ⁄ L de NO no equilíbrio, nessa temperatura?

nitrato de ouro III (Au(NO 3) (aq )). 3 Represente as semirreações que ocorrem nesses eletrodos ao passar corrente elétrica pelo sistema.

ânodo: Au(s) ⎯→ Au

b ) O elmo que emperra mais é o do suserano, já que o potencial padrão de redução do ouro é de + 1,50 V, fazendo que o ferro se oxide preferencialmente. No caso do vassalo que apresenta zinco em seu elmo, o potencial de redução do zinco é de − 0,76 V, dessa forma ele se oxidará, preferencialmente, em relação ao fero, atuando como metal de sacrifício e protegendo o ferro da oxidação. 1− 1+ λ 5. a ) Cℓ + Ag ⎯ → Ag + Cℓ

a ) Neste sistema em equilíbrio, a 25 °C, num recipiente de capacidade igual a 10 L, há 0,10 mol de N 2 e 0,02 mol de O 2. Se a constante

O anel é ligado ao polo negativo da bateria (cátodo da eletrólise) e uma barra feita de ouro é ligada ao polo positivo da bateria (ânodo da eletrólise). Em seguida, os metais são parcialmente imersos em um banho eletrolítico composto por uma solução de

• no

é utilizar filtros nas chaminés de fábricas, bem como a diminuir as queimadas.

c ) A massa de 1 L dessa solução é 1 510 g ou 1,51 kg.

2 NO( g) ΔH° = +180 kJ

Existem casos em que a quantidade de soluto é muito pequena, para a qual geralmente é usada a unidade partes por milhão (ppm) ou partes por bilhão (ppb). Essas formas de concentrações de soluções são utilizadas para indicar concentrações de poluentes ambientais.

umidade do ar. Uma possível equação pode ser dada por: 4Fe( s ) + 3 O 2(g) → 2 Fe 2O 3( s )

unidade

ouro III, (Au(NO 3) ) 3

Au

4. a ) Devido a oxidação do ferro na presença de oxigênio e

7. Muitas vezes, essas suspensões são causadas por cha-

Rafael Luís Gaion

Unidade 3

Rafael Luís Gaion

bateria

ânodo placa de ouro (Au)

solução de nitrato de

6. Alternativa: d.

2+

d ) A massa de soluto (ácido nítrico) presente em 1 litro dessa solução é 220 g ou 0,22 kg.

Já vimos que para determinar a concentração de soluções, em termos de massa do soluto por massa da solução m1 /m, utilizamos o título em massa.

0

5. Alternativa: d.

C u (aq) que se deposita como Cu ( s ) no eletrodo A é reposto pela oxidação do cobre metálico no eletrodo B.

Foram preparadas duas soluções aquosas de Estudo das dispersões dois ácidos diferentes com a mesma concentra1. CS ≅ 42,86 g NaCℓAo / 100 g H 2O (T) ção em mol/L, a uma mesma temperatura. 2. Alternativa: elétrica, e. se utilizar um medidor de condutividade conforme a ilustração a seguir, observar 3. apode-se ) Pelos dados citados é possível concluir que a solução que diferentes intensidades no brilho da estálâmpada no frasco éem uma mistura de HNO 3 e água. De acordo comExa representação, para essa solução o cada uma das soluções ácidasb )preparadas. solvente é a água e o soluto é o HNO 3. plique o resultado experimental.

3. (UFSCar-SP) O óxido nítrico, NO, é um importante intermediário na fabricação do ácido nítrico pelo processo Ostwald. É produzido na atmosfera por fenômenos naturais, como relâmpagos, sendo também liberado em decorrência de atividades humanas, tornando-se um dos responsáveis pela formação da chuva ácida. A reação de formação de NO é representada pela equação:

+5

0

e ) Diminuindo a quantidade deminés A 2(g),de o fábricas equilíbrio ou por diversos tipos de queimadas se desloca para a esquerda. no meio ambiente. Uma das formas de tentar amenizar

5.

2 F e 2 O 3 ( s ) + 4 S O 2 ( g)

2

d ) Na I O 3

elétrons, são reduzidos para Cu ( s ). b ) A intensidade da cor permanecerá a mesma, pois o

unidade

4 FeS( s) + 7 O 2( g)

2. Para uma mesma temperatura, determine a equação que expressa a relação entre as constantes de equilíbrio em função das concentrações em quantidade de matéria das reações I e II a seguir:

0

c ) Br

+3

b ) Cℓ 2O 3

3. a ) No eletrodo A, porque os íons C u 2+(aq) ao receberem

4. O gás passará a ocupar um volume de 60 litros.

Resolva as atividades no caderno.

1. Escreva em seu caderno a equação para a constante de equilíbrio da reação a seguir, em função da concentração.

Concentração em partes por milhão (ppm) e em partes por bilhão (ppb)

−1

2. a ) N F 3

Estudo dos gases ideais 1. Alternativa: b. 2. Alternativa: e.

unidade

5 Explique o que significa o valor obtido na questão 4.

Respostas das atividades complementares

91 que apresenta 5 g 4 Considerando-se o exemplo anterior, em que há uma solução

61

Termoquímica e cinética química 1. Alternativa: a. 3 O 2(g) ⎯→ 1CO 2(g) + 2 H 2O(g) 2. a ) 1CH 3OH(ℓ) + ― 2

b ) ΔH combustão = − 638,1 kJ / mol c ) 352 g de CO 2(g)

3. a ) ΔH f

NH 3

= − 44 kJ / mol

b ) Exotérmica, pois, sua variação de entalpia é menor que zero.

260

− 2, 36

Resolução Ao observar o quadro de potenciais padrões de redução, tem-se a seguinte relação de tendência de redução: níquel > ferro > magnésio. Assim, se colocarmos níquel em contato com o objeto de ferro, ele será reduzido e fará que o ferro se oxide, pois apresenta maior potencial padrão de redução. Entretanto, se colocarmos magnésio em contato com o objeto de ferro, ele se oxidará porque apresenta menor potencial padrão de redução. Assim, ao ligar uma peça de ferro ao metal magnésio, tem-se uma célula galvânica (pilha), em que o ferro é o cátodo (reduz) e o magnésio é o ânodo (oxida). Logo, em contato com o ar úmido, o magnésio pode ser usado como metal de sacrifício para um objeto de ferro. Oxirredução

145

Ao final de cada unidade você encontrará a seção Atividades complementares, que traz diversas atividades de revisão e de complementação dos conteúdos que você estudou na unidade. Você encontra as respostas dessas atividades no final do volume.

10/6/16 10:26 PM


Aqui tem química

No final de alguns capítulos há a seção Aqui tem Química. Nela são apresentadas situações do cotidiano que envolvem os conteúdos estudados no capítulo. Você conhecerá, estudará e conversará sobre a situação apresentada e o conteúdo químico presente.

Explorando o tema

Você encontrará no final de cada unidade a seção Explorando o tema, com textos informativos relacionados a temas atuais, em conjunto com diversos recursos, como ilustrações, fotografias, infográficos, entre outros. As questões o ajudarão a interpretar o texto, levantar pontos de discussão e trocar ideias com seus colegas.

Com uma linguagem simples, esse livro aborda os principais conceitos de Química, facilitando a compreensão dos fenômenos científicos por parte, inclusive, daqueles que têm dificuldade.

• Curie

e a radioatividade em 90 minutos, de Paul Strathern. São Paulo: Zahar, 2000. Esse livro, da série ‘em 90 minutos’, retrata a vida de Marie Curie, ganhadora de 2 prêmios Nobel, e que padeceu devido à sua própria pesquisa. Curie teve câncer, provavelmente, em virtude da exposição à radiação proveniente do Polônio e do Rádio, elementos radioativos descobertos por ela.

• Becquerel e a descoberta da radioatividade: uma análise crítica, de Roberto de Andrade Martins. São Paulo: Livraria da Física, 2012.

Nesse livro, são apresentados os eventos que culminaram na descoberta da radioatividade pelo cientista Henri Becquerel. Apresenta uma análise crítica dessa descoberta, uma vez que ela é questionada por ter sido originada, essencialmente, ao acaso e não prevista por teorias.

Editora Zahar

• Uma história sentimental das ciências, de Nicolas Witkowski. São Paulo: Zahar, 2004.

Esse livro retrata o ponto de inspiração de alguns cientistas, conhecidos ou não, que se baseavam em itens como pião, pipa ou bolhas de sabão, para desenvolver teorias e experimentos que revolucionaram sua época e o futuro. O autor visa mostrar o caráter humano desses cientistas, ou seja, seu lado sentimental por trás da imagem de heróis, relacionada às suas descobertas.

• Ciência de A a X, de Pierre Barthélémy. São Paulo: Blucher, 2015.

Esse ícone indica que as imagens apresentadas na página não possuem proporção de tamanho entre si.

Ampliando seus conhecimentos

Nesse livro, são apresentadas as possíveis atuações dos químicos, que incluem laboratórios industriais até na própria natureza. Nele, é abordada a importância da Química e, consequentemente, do profissional da Química e também suas responsabilidades sociais e ambientais.

D. Williams. Rio de Janeiro: Alta Books, 2013.

Editora Blucher

Editora Zahar

• Como se faz Química: uma reflexão sobre a Química e a atividade do químico, de Aécio Pereira Chagas. Campinas: Unicamp, 2001.

Livraria da Física

Editora Alta Books

• Química sem mistério: é mais fácil do que você imagina, de Linda

Esse livro busca fundamentar a química presente em nosso organismo, na medicina, nos alimentos, nos materiais que constituem os brinquedos e as lâmpadas, e em tantas outras áreas com as quais temos contato no cotidiano. Escrito com linguagem acessível, ele explica a ciência e os fenômenos científicos aos que procuram por respostas para os eventos do dia a dia.

neiro: Zahar, 2009.

Editora Scipione

Esse ícone indica que as cores das ilustrações não correspondem às reais.

Para ler

• Barbies, bambolês e bolas de bilhar, de Joe Schwarcz. Rio de Ja-

Esse ícone indica que você realizará uma atividade na qual analisará um experimento, levantando hipóteses, observando resultados e formulando conclusões.

De forma humorada, esse livro mostra um modo de compreender os acontecimentos cotidianos aliados à ciência e à tecnologia. Nele, são abordados aspectos como a geração dos diferentes tipos de energia e suas aplicações, alimentos transgênicos, aquecimento global, entre outros, sempre estabelecendo relação com a ciência.

• O que Einstein disse ao seu cozinheiro, de Robert L. Wolke. São Paulo: Zahar, 2002.

A ciência observada na cozinha é o tema desse livro, que aborda desde o fenômeno da evaporação do álcool do vinho até o fato de nada grudar em uma frigideira antiaderente. O autor apresenta receitas que auxiliam na compreensão de princípios científicos, e ajuda a interpretar rótulos e propagandas de alimentos.

Editora Zahar

Editora Zahar

Ampliando seus conhecimentos

• Marie Curie e a radioatividade, de Steve Parker. São Paulo: Scipione, Esse livro contém uma biografia ilustrada da vida de Marie Curie, pioneira no desenvolvimento de pesquisas na área de radioatividade. Por meio de suas pesquisas, Curie abriu caminhos para novas tecnologias na área da Física e da Química, incluindo o desenvolvimento da energia de origem nuclear.

• Corrosão, de Vicente Gentil. São Paulo: LTC, 2011.

Os princípios de Corrosão são abordados nesse livro, que é uma referência para estudantes e profissionais da área. O livro aborda o fenômeno de oxidação de materiais, técnicas eletroquímicas de proteção de superfícies, entre outros.

Paulo: Senac, 2013.

Nesse livro, a autora explora a relação entre a Química e o meio ambiente, a partir de uma abordagem que relaciona substâncias químicas e os impactos ambientais causados.

• Descobertas acidentais em Ciências, de Royston M. Roberts. São Paulo: Papirus, 1993.

Nesse livro, o autor retrata situações comuns que passaram despercebidas, ou mesmo erros experimentais, que levaram a invenções e descobertas, e hoje fazem parte do nosso cotidiano.

266

Presente no final do livro, a seção Ampliando seus conhecimentos traz sugestões de leitura para que você possa se aprofundar nos assuntos abordados no volume. Além disso, também são sugeridos filmes que abordam temáticas de Química em diferentes contextos. Tanto a literatura quanto o cinema podem contribuir para que sua aprendizagem de Química se torne mais prazerosa e dinâmica.

g18_ftd_lt_2noq_2conheca_003a005.indd 5

Esse ícone indica que você realizará uma atividade que envolve pesquisa em livros, revistas, artigos, na internet ou em outras fontes de pesquisa.

• Meio Ambiente & Química, de Pérola de Castro Vasconcellos. São Editora Senac

Editora LTC

1996.

267

!

Esse ícone indica os cuidados necessários para que você realize as atividades práticas de forma segura, evitando acidentes. Esse ícone indica algumas orientações sobre como descartar os materiais que você utilizou nas atividades práticas. Alguns materiais você poderá reaproveitar para outras atividades.

6/10/16 7:31 PM


unidade

Sumário Estudo dos gases ideais 10 .......

Capítulo 1

Gases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12 Teoria cinética dos gases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13 Gases ideais e gases reais . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15

m

Transformações gasosas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15 st

oc

k.

co

Transformação isotérmica. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 hu

tt

er

Transformação isobárica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18 St

oc

ke

r/ S

Transformação isocórica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19 Li

tt

le

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 22 Equação geral dos gases perfeitos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23 Equação de estado dos gases. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23

Misturas gasosas. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 24 Pressão parcial (Lei de Dalton) . . . . . . . . . . . . . . . . . . 25 Volume parcial (Lei de Amagat) . . . . . . . . . . . . . . . . . 26

Densidade dos gases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28 Densidade absoluta dos gases . . . . . . . . . . . . . . . . . 28 Densidade relativa dos gases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 28

Difusão e efusão dos gases . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30 Velocidade de difusão e efusão de um gás . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 30

unidade

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 34

Estudo das dispersões

Denys Kurbatov/Shutterstock.com

• Gases industriais

Atividades complementares. . . . . . . . . . . . 37 Explorando o tema . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38

• O efeito estufa

..........................................................................................................

Capítulo 2

g18_ftd_lt_2noq_2sumario_006a009.indd 6

Aqui tem Química . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36

Dispersões . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42 Classificação das dispersões. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 43 Dispersões coloidais. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44 Estudo das soluções . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 45

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 46

40

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 54 Oficina de Química. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55

• Efeito Tyndall

Aqui tem Química . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 56

• Radiografia de contraste

6/10/16 7:31 PM


LittleStocker/ Shutterstock.com

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 80

Capítulo 3

Aspectos quantitativos das soluções . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 57

Oficina de Química. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 82

Concentração de soluções . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 58

Aqui tem Química . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 84

Concentração em massa (C). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 59 Porcentagem em massa de soluto (%m/m) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 60 Título em massa (τ) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61 Concentração em partes por milhão (ppm) e em partes por bilhão (ppb) . . . . . . . . . . 61 Concentração em quantidade de matéria ( ) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 62

• Diabetes e concentração de glicose no sangue

Capítulo 4

Propriedades coligativas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 86 Estudando as propriedades coligativas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87

Concentração em mol/kg ( ). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63

Pressão de vapor . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 89

Concentração de íons em mol/L . . . . . . . . . . . . 64

Diagrama de fases de uma substância . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 93

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66 Fração em quantidade de matéria . . . . . . . . 67 Relações entre algumas das concentrações de soluções . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 68 Outras relações envolvendo concentrações de soluções e densidade de solução. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 68

Diluição e concentração de soluções . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 69 Mistura de soluções . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 71 Mistura de soluções que não reagem entre si . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 71 Mistura de soluções que reagem entre si . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 74 Titulação . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 76

unidade

• Titulação ácido-base

Oxirredução

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 94 Tonoscopia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 96 Ebulioscopia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 97 Crioscopia . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 98 Osmose e pressão osmótica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 100

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 105 Oficina de Química. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106

• O ovo incha?

Atividades complementares. . . . . . . . . 108 Explorando o tema . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 110

• Dessalinização da água

...............................................................................................................................................

Capítulo 5

112

Pilha de Daniell. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 127

Reação de oxirredução. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114

Convenção usada em pilhas. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 128

Oxidação e redução. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 115

Força eletromotriz. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 130

Número de oxidação (NOX) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 116 NOX e compostos iônicos. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 116 NOX e compostos covalentes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 116 Regras para determinação de números de oxidação . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 117 Agente oxidante e agente redutor . . . . . . . . . . 120

O eletrodo de hidrogênio e o potencial padrão. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 131 A ddp padrão de uma pilha . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 131 Tabela de potenciais de redução de alguns eletrodos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 133

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 134 Pilha comum ou pilha seca ácida . . . . . . . . . . . . 135

Balanceamento de equações das reações de oxirredução . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 120

Pilha seca alcalina . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 136

Eletroquímica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 125

Baterias ou acumuladores . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 137

Outros tipos de pilhas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 137

Pilhas e baterias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 126

g18_ftd_lt_2noq_2sumario_006a009.indd 7

6/10/16 7:31 PM


Células de combustível . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 139

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 148

Eletrólise . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 140

Oficina de Química. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 150

Eletrólise ígnea . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 140 Eletrólise em solução aquosa . . . . . . . . . . . . . . . . . . 142 Eletrólise com eletrodos ativos: galvanoplastia ou eletrodeposição metálica. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 144 Aspectos quantitativos de eletroquímica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 146

• Pilha cítrica

Aqui tem Química . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 152

• Metalização do plástico

Atividades complementares. . . . . . . . . 154 Explorando o tema . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 156

unidade

• Os perigos do lixo eletrônico

Termoquímica e cinética química

.................

158

Capítulo 6

A quantidade de calorias dos alimentos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 160 O poder calórico dos alimentos . . . . . . . . . . . . . 161 Termoquímica . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 164 Processos endotérmico e exotérmico. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 164 Entalpia padrão H° e estado padrão . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 167 Energia de ligação . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 171 Lei de Hess. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 173

Atividades . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 175 Aqui tem Química . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 177

• Alimentos: a principal fonte de energia

Capítulo 7

NASA

Estudo da rapidez das reações químicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 179 Taxa de desenvolvimento de reações químicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 180 Rapidez de reação química . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 180 Condições para a ocorrência de reações . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 183 Fatores que influenciam a rapidez de reação . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 186

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Atividades.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 188

Aqui tem Química. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 199

••Conversor catalítico

Lei de ação das massas. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 189

Atividades.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 196 Oficina de Química.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 197

unidade

••Rapidez das reações químicas

Atividades complementares.. . . . . . . . . 201

Explorando o tema. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 204

••Biodiesel

Equilíbrio químico

........................................................................................................................

Capítulo 8

Processos reversíveis. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 208

Capítulo 10

Processos reversíveis e processos irreversíveis. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 209

Sais de ácidos fortes e de bases fracas.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 242 Sais de ácidos fracos e de bases fortes. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 243

Grau de equilíbrio ​α.​ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 212

Atividades.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 220

Sais de ácidos fracos e de bases fracas.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 243

Oficina de Química.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 222

••Garrafa azul

Sais de ácidos fortes e de bases fortes. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 244

Aqui tem Química. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 224

Atividades.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 246

••Lentes fotocromáticas

Produto de solubilidade. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 247

Capítulo 9

Efeito do íon comum e solubilidade.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 249

Equilíbrios iônicos em meio aquoso.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 225

Solução-tampão. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 250

Atividades.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 254

Constantes de ionização e de dissociação. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 226

Oficina de Química.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 256

Lei da diluição de Ostwald. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 229

••Testando variações de pH em soluções

Efeito do íon comum.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 230

Aqui tem Química. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 258

Equilíbrio iônico da água. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 231

••Cálculos renais

Equilíbrio iônico da água em soluções ácidas, básicas e neutras. . . . . . . . 232 pH e pOH. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 233

Atividades.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 237 Aqui tem Química. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 240

••Acidez estomacal

Hidrólise salina e produto de solubilidade.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 241 Hidrólise salina. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 242

Estudo gráfico e constante de equilíbrio dos participantes de uma reação reversível.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 210

206

Atividades complementares.. . . . . . . . 260

Explorando o tema. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 264

••Corais

Ampliando seus conhecimentos.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 266 Bibliografia.. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 269 Respostas das atividades complementares. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 270 Tabela periódica dos elementos. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 272

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unidade

Estudo dos gases ideais

Segundo estudos recentes, em São Paulo a contaminação e a poluição do ar matam mais do que acidentes de trânsito na cidade.

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Em geral, considera-se que a poluição seja uma alteração no ambiente causada pelo ser humano por meio da emissão de substâncias tóxicas no ar, na água e no solo, as quais podem afetar de forma negativa os seres vivos e o ambiente em que vivem. Podemos citar como exemplos a diminuição na concentração de gás oxigênio utilizado na respiração, a morte de seres vivos que fazem parte da cadeia alimentar, entre outros prejuízos. Por outro lado, considera-se contaminado o ambiente que apresenta seres patogênicos ou substâncias cuja concentração seja nociva ao ser humano e a outros animais. Dessa forma, tanto as partículas em suspensão no ar quanto os gases tóxicos acabam gerando consequências diretas sobre o nosso bem-estar, classificando tais condições como poluição. Contudo, parte considerável dos cientistas acreditam que o aumento da quantidade de dióxido de carbono na atmosfera não pode ser considerado contaminação, pois esse gás não é potencialmente tóxico ao ser humano. A Em sua opinião, a que se deve grande par te da poluição do ar nas grandes cidades, como a apresentada na fotografia? B O que poderia ser feito para minimizar o impacto apontado na resposta anterior? C Em geral, que materiais compõem a poluição? D A poluição e a contaminação do ar podem causar diversos danos à saúde humana e, inclusive, causar mortes, como visto na legenda da fotografia da página 10. Que consequências no organismo humano podem ocorrer pela presença de gases que poluem e contaminam o ar?

Delfim Martins/Pulsar

Veja as respostas destas questões nas Orientações para o professor.

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Vlada Z/Shutterstock.com

capítulo

Balão de ar aquecido no céu.

Gases

A. Com aproximadamente 0,9% em volume do ar, o gás argônio ​​(Ar) ​​ é o gás nobre presente em maior quantidade no ar atmosférico. B. Em termos gerais, o ar é incolor, insípido e inodoro, tem massa, exerce pressão sobre os corpos, ocupa lugar no espaço, apresenta volume variável (alta compressibilidade e expansibilidade) etc.

Autor desconhecido. Coleção particular. Foto: Istock/Getty Images

Entre os séculos XVII e XVIII o ser humano já conhecia diversas técnicas de manipulação de materiais, mas pouco sabia ainda de sua composição ou natureza. A natureza do ar estava sendo estudada a partir da química pneumática e, em 1776, o cientista inglês Henry Cavendish (1731-1810) notou que o gás hidrogênio era menos denso que o ar atmosférico. A partir dessa constatação, foram criados os balões de hidrogênio e, mais tarde, os balões de ar quente e os aviões. Isso foi possível graças aos conhecimentos científicos desenvolvidos no decorrer dos tempos. Atualmente, estudos revelam que o ar atmosférico seco é resultado de uma mistura de gases, vapor de água, poeira e microrganismos. Em média, apresenta em sua composição 78% em volume de gás nitrogênio (​​​N​  2​​), ​​ 21% em volume de gás oxigênio​​ (​O​  2)​​  ​​e 1% em volume de outros gases, entre eles, os gases argônio (​​Ar) ​​e dióxido de carbono ​​(C​O​  2)​​  ​​. Gravura de Henry Cavendish.

A Dos gases citados, qual deles você classificaria como gás nobre? B Cite algumas propriedades do ar atmosférico. C Qual é a importância do conhecimento acerca da composição, natureza e propriedade do ar atmosférico?

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Com o “domínio do ar”, o ser humano pôde avançar em seu desenvolvimento, com relação ao deslocamento, às pesquisas espaciais etc.

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Unidade 1

Teoria cinética dos gases Na página anterior, vimos a composição, em porcentagem, de alguns gases presentes no ar atmosférico. Além de gases, o ar que respiramos apresenta vapor de água, poeira e microrganismos. Em termos gerais, o ar é incolor, insípido e inodoro, tem massa, exerce pressão sobre os corpos, ocupa lugar no espaço, apresenta volume variável, entre outras características. A uma dada pressão, um determinado material pode se apresentar nos estados físicos sólido, líquido e gasoso. Nas imagens ao lado, são representados os três principais estados físicos da matéria.

sólido

líquido

gasoso

Vamos considerar três recipientes com água nos diferentes estados físicos: um recipiente com metade de sua capacidade com gelo, outro com metade de sua capacidade com água no estado líquido e um recipiente com água no estado gasoso. 1 Se inserirmos uma espécie de tampa em cada um desses recipientes e exercermos uma pressão, em qual deles conseguiremos comprimir o material com mais facilidade? Por quê?

Em geral, as partículas dos gases são constituídas por moléculas e os gases nobres são formados por átomos. No entanto, suas partículas se encontram muito afastadas umas das outras.

Estados físicos básicos da matéria.

Em relação aos estados sólido e líquido, as moléculas (ou átomos) dos gases apresentam maior movimentação (maior energia cinética). A distância entre suas partículas e a energia cinética (média) explicam sua compressibilidade e expansibilidade. Dessa forma, os gases ocupam totalmente o volume (a capacidade) do recipiente em que estão confinados.

As partículas ilustradas são representações de modelos. As cores são ilustrativas e as proporções não correspondem às reais.

1. No recipiente com água no estado gasoso. Quando estouramos um balão de festa, o ar presente em seu interior se espalha para o ambiente. Entre outros fatores, No esquema a seguir, é representado um sistema com dois balões interligados por isso ocorre devido ao entre suas uma válvula, cada um deles contém gases diferentes. Para representar essa diferença, afastamento partículas constituintes. Assim, a uma mesma as esferas estão com cores diferentes. pressão, o afastamento das partículas no estado Após a abertura da válvula, ocorre uma difusão gasosa. gasoso é maior que no estado líquido.

2 O que acontece com o ar presente em um balão de festa quando o estouramos?

difusão gasosa

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

válvula aberta

válvula fechada

Esquema que representa a difusão gasosa.

As partículas gasosas difundem-se entre si em quaisquer proporções, formando sistemas homogêneos. Quando estão em um recipiente fechado, a quantidade de partículas do gás é constante. 3 Em um ambiente aberto, o que acontece com o volume de um gás ao alterar sua temperatura? E em um recipiente fechado? Em um ambiente aberto, o volume do gás aumenta. Num recipiente fechado, o volume do gás permanece o mesmo.

4 Em sua opinião, qual é a relação entre a velocidade das moléculas de dois gases com massas moleculares diferentes, ambos na mesma temperatura?

Este esquema é uma representação, e as esferas com os vetores representam a movimentação dos gases em cada balão. As cores utilizadas têm como objetivo diferenciar os gases de cada balão.

Resposta pessoal. Espera-se que os alunos compreendam que, na mesma temperatura, o gás de maior massa molecular terá a menor velocidade. Estudo dos gases ideais

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As partículas dos gases estão em contínuo movimento aleatório, apresentando vibração, rotação e translação. Assim, possuem energia cinética. O cálculo físico da energia cinética Ec pode ser dado por: 2

m⋅v Ec = ―――― 2 em que m representa a massa da partícula e v, sua velocidade. No sistema internacional, a energia cinética é medida em Joules (J), no qual a massa é representada em quilogramas (kg) e a velocidade, em metros por segundo (m/s).

Os esquemas são representações e as esferas com os vetores representam a movimentação dos gases no recipiente. As cores utilizadas não correspondem às reais.

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Os gases estão em contínuo movimento aleatório (caótico) e ocupam todo o volume do recipiente.

Ao aumentar a temperatura de um sistema gasoso, maior será a velocidade das partículas gasosas que o constituem, e maior será a energia cinética. Assim, num recipiente de volume variável, ele tenderá a se expandir, ocupando maior volume.

Esquema que representa o aumento de velocidade das partículas gasosas ao aumentar a temperatura do sistema gasoso.

As partículas gasosas, dotadas de alta energia cinética, colidem umas com as outras e também com as paredes do recipiente que as contêm. Dessa forma, forças são aplicadas sobre as paredes (superfície), gerando, assim, a pressão gasosa.

Temperatura absoluta: temperatura que não depende de medida nem da substância ou da propriedade utilizada para medi-la. De forma geral, a escala de medida utilizada é a Kelvin.

Estudos físicos sobre a teoria das colisões consideram que os choques das partículas dos gases (ideais) são perfeitamente elásticos, não havendo, assim, variação da abordagem sobre gases ideais será feita energia cinética do sistema. A com mais detalhe nos próximos tópicos. Quanto maior a temperatura de um sistema, maior a velocidade das partículas que o constituem e maior a energia cinética delas. Portanto, considera-se que a energia cinética média de um gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta (temperatura termodinâmica), e não depende das massas moleculares. Assim, de acordo com a cinemática dos gases temos: 3 Ec = ――― RT 2 em que: R é a constante dos gases ideais; T é a temperatura (em kelvin). Sendo a temperatura proporcional à energia cinética (média) das partículas gasosas, considera-se que, a uma dada temperatura, diferentes gases apresentam energia cinética média igual. No entanto, não se deve confundir energia cinética média igual e velocidade igual. Há partículas de gases que apresentam maior massa que outras, e consequentemente, a uma mesma temperatura, suas velocidades serão menores. Considere, por exemplo, o gás carbônico e o hidrogênio a uma mesma temperatura. Assim: Gás carbônico (CO 2)

Gás hidrogênio (H 2)

Massa molecular: 44 u

Massa molecular: 2 u

Massa molecular: CO 2 > H 2 Velocidade (média): CO 2 < H 2 Energia cinética (média): CO 2 = H 2 Temperatura: CO 2 = H 2

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Unidade 1

Por meio das informações apresentadas no quadro, podemos concluir que a massa molar do gás carbônico é maior que a do gás hidrogênio e, com isso, sua velocidade de difusão ou efusão é menor. De forma geral, quanto menor a massa molar de um gás, mais fácil é para ele realizar a difusão ou a efusão. Por exemplo, se tivermos dois recipientes fechados, em mesma temperatura, dos quais um contenha gás carbônico e o outro, gás hidrogênio, e ambos forem abertos ao mesmo tempo, a difusão do gás hidrogênio ocorrerá mais rapidamente.

Gases ideais e gases reais

Rafael Luís Gaion

Tanto a distância entre as partículas quanto o movimento aleatório contínuo, a expansibilidade e compressibilidade, a temperatura, a energia cinética e a pressão gasosa são grandezas físicas importantes para a construção do modelo explicativo do comportamento dos gases. Recipiente contendo gás carbônico.

Recipiente contendo gás hidrogênio.

5 Como um gás real submetido à alta temperatura pode exercer baixa pressão? A denominação gás real pode ser utilizada para qualquer gás que esteja presente em nosso cotidiano (sistema prático). Em determinadas condições, um gás real pode sofrer transformações isotérmicas, isocóricas, isobáricas e adiabáticas. Para fins de estudo (sistema teórico) o modelo do comportamento de um gás ideal o descreve como um gás de alta temperatura (↑T) e baixa pressão (↓P), em que as partículas (átomos ou moléculas) estão espaçadas e com alta velocidade média, possibilitando a interação elástica entre elas e impedindo a perda de energia cinética. De forma geral, um gás ideal apresenta características particulares. Veja algumas delas:

5. As partículas gasosas submetidas a altas temperaturas apresentam alto grau de agitação. Assim, para haver baixa pressão, é necessário que a quantidade de partículas do gás presentes no sistema seja pequena.

• É composto por partículas de tamanho desprezível. • Possui força de interação nula, pois as partículas estão bem afastadas. • Nele ocorre interação apenas nas colisões, que são perfeitamente elásticas. • Após as colisões entre as partículas, não há perda de energia na forma de calor.

Para que um gás real se torne próximo de um gás ideal, sua pressão deve ser reduzida e sua temperatura aumentada. Quando um gás real rarefeito (apresenta pequena quantidade de partículas gasosas) é submetido à alta temperatura e baixa pressão, seu comportamento se aproxima do modelo de comportamento de um gás ideal. ↑T gás real ⎯→ gás ideal (perfeito) ↓P

Transformações gasosas Como já vimos, os gases são altamente compressíveis e expansíveis, assim, ocupam toda a capacidade do recipiente (volume total). Ao estudar um sistema gasoso, em geral, medimos a temperatura, a pressão, o volume e a quantidade de matéria (número de mol). A temperatura, a pressão e o volume definem o estado de um gás. Se houver variação de qualquer uma dessas três grandezas, considera-se que houve transformação de estado do gás. Essas transformações são estudadas em recipientes fechados e, nesses casos, o número de partículas gasosas se mantém constante. É bastante comum, durante o estudo das transformações gasosas, os pesquisadores manterem constante uma das grandezas que definem o estado do gás e observarem as variações das demais. O estudo aprofundado do comportamento dos gases possibilitou o estabelecimento de algumas leis dos gases. Assim, as transformações gasosas envolvendo mudanças de estado do gás podem ser isotérmicas, isobáricas ou isocóricas.

Os gases reais consideram os valores das pressões dos gases devido ao efeito das forças intermoleculares, e também o volume do gás devido ao efeito dos volumes moleculares. A equação de van der Waals considera esses efeitos para cálculo através de constantes que devem ser determinadas experimentalmente para cada gás.

Estudo dos gases ideais

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A IUPAC adota o kelvin K como unidade de temperatura termodinâmica, também denominada temperatura absoluta. Essa também é a unidade adotada pelo Sistema Internacional de Unidades (SI).

Transformação isotérmica Do grego iso = igual e thermo = calor, a palavra isotérmica indica que a temperatura é constante. Nas transformações isotérmicas, a temperatura do gás é mantida constante e a pressão e o volume são variáveis. 6 O que deve ocorrer com a pressão de um sistema gasoso, ou seja, um recipiente vedado cheio de ar, mantido a uma temperatura constante, ao ter seu volume diminuído? A pressão deve aumentar. Pressão e volume são grandezas inversamente proporcionais.

Por exemplo, se pegarmos uma seringa, tirarmos a sua agulha, afastarmos o êmbolo até o zero, vedarmos a saída de ar e aplicarmos diferentes forças sobre o êmbolo, produziremos diferentes pressões. Esquematicamente, é possível representar essa situação da seguinte maneira: A uma temperatura constante, com a saída de ar devidamente vedada (quantidade de partículas constante), comprova-se que, quanto mais se aperta o êmbolo (maior pressão externa), maior é a pressão e menor é o volume ocupado pelas partículas do gás dentro da seringa. P

2P

4P

8P

8V

situação 1

4V

situação 2

2V

situação 3

V

situação 4

Esquema que representa diferentes pressões aplicadas em uma seringa (devidamente vedada).

Ao lançar num gráfico os dados da pressão P do volume V em cada uma das quatro situações, obtém-se uma curva (uma hipérbole) denominada isoterma, pois trata-se de uma transformação isotérmica. Os valores relativos aos produtos (P ⋅ V) de cada situação são iguais entre si.

Situação

Pressão

Volume

1

P

8V

2

2P

4V

3

4P

2V

4

8P

V

Variação do volume de um gás no interior da seringa Volume 8V

4V 2V V 0

P

2P

4P

8P

Pressão

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

A cor azul no gráfico representa o gás no interior da seringa. Usou-se esse recurso para melhor visualização do volume do gás.

Os dados relativos às quatro situações desse experimento podem ser representados em um quadro e também em um gráfico. Veja a seguir.

Fonte: gráfico desenvolvido pelos autores.

Nas quatro situações do experimento, o produto entre os valores da pressão e do volume é constante. Assim:

• situação 1: P ⋅ 8 V = 8 P ⋅ V • situação 2: 2 P ⋅ 4 V = 8 P ⋅ V

• situação 3: 4 P ⋅ 2 V = 8 P ⋅ V • situação 4: 8 P ⋅ V = 8 P ⋅ V

Observa-se que quando uma das grandezas aumenta a outra diminui proporcionalmente, assim, comportam-se como grandezas inversamente proporcionais. De acordo com a Matemática, quando duas grandezas variam de forma inversamente proporcional, o produto entre elas é uma constante. Dessa forma, o produto (P ⋅ V ) corresponde a uma constante de proporcionalidade k que, nas quatro situações apresentadas, é igual a (8 P ⋅ V ). Logo, (P ⋅ V ) = k.

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Johannes Kerseboom. Séc. XVII. Óleo sobre tela. Galeria Nacional de Retratos. Londres (Inglaterra). Foto:Stock Montage/Getty Images

Unidade 1

O estudo das transformações isotérmicas foi iniciado pelo químico inglês Robert Boyle (1627-1691), que, em 1662, ao fazer experimentos com sistemas gasosos fechados à temperatura constante, estabeleceu a relação entre pressão e volume. Alguns anos mais tarde, em 1676, o físico francês Edme Mariotte (1620-1684) refez os experimentos de Boyle e os divulgou, o que rendeu créditos aos dois. Esses estudos possibilitaram elaborar a lei das transformações isotérmicas, também conhecida como lei de Boyle-Mariotte. Veja o que diz um enunciado dessa lei. Em um sistema fechado à temperatura constante, o volume ocupado por uma determinada quantidade de um gás (número de mols) é inversamente proporcional à sua pressão. Para uma transformação isotérmica que ocorra em um sistema gasoso fechado, tem-se que (P ⋅ V ) = k. Se aplicarmos essa relação entre duas situações 1 e 2, teremos:

Gravura de Robert Boyle.

Autor desconhecido. Séc. XIX. Litografia. Coleção particular. Foto: akg-images/Latinstock

7. Sim, pois ao diminuir o volume, mantendo-se a temperatura constante, as partículas gasosas terão a mesma energia cinética e haverá P1 ⋅ V1 = P2 ⋅ V2 maior número de choques contra as paredes desse recipiente, aumentando a pressão.

7 Segundo a lei de Boyle-Mariotte, para transformações isotérmicas em recipientes fechados, ao aumentar a pressão sobre um sistema gasoso, o seu volume diminui. Essa lei também é válida para a ação oposta? Ou seja, em recipientes fechados, ao diminuir o volume, a pressão sobre o sistema gasoso aumenta?

Variação da pressão de um gás com o aumento do volume Pressão

isotermas

Gravura de Edme Mariotte.

Os pontos que compõem cada isoterma apresentam produto (P ⋅ V ) = k e indicam temperaturas iguais. Cada curva isoterma apresenta constante de proporcionalidade diferente. A relação entre essas constantes pode ser dada por k 1 < k 2 < k 3. Então, nessas isotermas, a relação entre as temperaturas é T 1 < T 2 < T 3.

T1 < T2 < T3

Isoterma: substância que mantém sua temperatura constante, mesmo quando há variação de pressão e volume.

P1

T3 T2 P2

Rafael Luís Gaion

No gráfico ao lado, são apresentadas três isotermas distintas, nas quais aumentou-se o volume do gás. Podemos notar que, ao aumentar o volume, a pressão diminui.

T1 Volume

0 V1

V2

Atividade resolvida 3

R1. Considere que, na temperatura de 300 K, uma bolha de ar de volume igual a 4 cm foi 2

formada no fundo do mar, em uma profundidade onde a pressão é igual a 5 ⋅ 10 kPa. Se a temperatura permanecer constante, qual será o volume final dessa bolha ao 2 atingir a superfície do mar, local em que a pressão é 1 ⋅ 10 kPa?

Resolução

• P 1 é a pressão no fundo do mar; • P 2 é a pressão quando a bolha atingir a superfície; • V 1 é o volume inicial da bolha; • V 2 é o volume final, quando a bolha atingir a superfície.

Para a resolução desta atividade, faremos a mudança de unidade de kPa para Pa. 3

1 kPa corresponde a 1 000 Pa, ou seja, 1 kPa é o mesmo que 10 Pa. 5

5

3

P 1 = 5 ⋅ 10 Pa; V 1 = 4 c m ; P 2 = 1 ⋅ 10 Pa; V 2 = ? 5

5

P 1 ⋅ V 1 = P 2 ⋅ V 2 ∴ 5 ⋅ 10 ⋅ 4 = 1 ⋅ 10 ⋅ V 2 5

20 ⋅ 10 3 V 2 = ―――― ∴ V 2 = 20 c m 5 1 ⋅ 10 Estudo dos gases ideais

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Transformação isobárica Do grego iso = igual e baros = pressão, a transformação isobárica significa que a pressão se mantém constante. Nas transformações isobáricas, a pressão do gás é mantida constante e a temperatura (termodinâmica) e o volume são variáveis. Em geral, sistemas abertos estão sujeitos à pressão atmosférica local. Considere um balão elástico e vazio, fixado na boca de uma garrafa PET. Primeiramente, essa garrafa será parcialmente imersa em água quente. Depois, deverá ser retirada da água quente e colocada parcialmente imersa em água fria com gelo.

água fria com gelo

Jacek/Kino.com.br

água quente

Sob a supervisão de um adulto, você pode desenvolver esse experimento e notar os resultados obtidos. Para isso, providencie os materiais necessários.

Garrafa PET com balão preso à sua boca.

8 O que você acha que acontecerá com o balão quando a garrafa for parcialmente imersa em água aquecida? Nesse caso, o balão inflará.

9 E quando a garrafa for parcialmente imersa em água fria com gelo? Nesse caso, o balão murchará.

Os dados relativos às duas situações do experimento apresentado acima podem ser representados em um quadro e também em um gráfico. Veja a seguir. Situação

Temperatura (K)

Volume

Imerso em água e gelo

​​T​  1​​​

​​V​  1​​​

Variação do volume de um gás com aumento da temperatura Volume

V2

Os valores relativos V aos quocientes ( ​​ ―― ​   ​      ​​ T) de cada situação são iguais entre si.

Imerso em água aquecida

​​T​  2​​​ = 2 ​​T​  1​​​

​​V​  2​​​ = 2 ​​V​  1​​​

Ao dobrar a temperatura, o volume do gás também dobra.

V1

Temperatura (K)

0 T1

T2

Rafael Luís Gaion

Ao lançar num gráfico os dados da temperatura termodinâmica ​T ​e do volume V ​  ​relativos às situações propostas, obtém-se uma reta denominada isóbara, pois trata-se de uma transformação isobárica.

Nas situações do experimento, o quociente entre os valores do volume e da temperatura termodinâmica é constante. Assim: ​V​  2​​ ​2V​  1​​ ​V​  2​​ Situação 1 (água quente): ― ​ ​  ​    ∴ ​ ― ​    = ​ ― ​      =  k​ ​T​  2​​ ​2T​  1​​ ​T​  2​​ ​V​  1​​ Situação 2 (água fria com gelo): ― ​ ​  ​    = k​ ​T​  1​​ A letra k, que aparece nas expressões acima, representa a constante de proporcionalidade obtida sempre que se dividir o volume do gás pela sua temperatura termodinâmica.

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Unidade 1

Autor desconhecido. 1819. Gravura. Biblioteca do Congresso, Washington (Estados Unidos)

Observa-se que, quando uma das grandezas aumenta, a outra também aumenta proporcionalmente, assim, elas comportam-se como grandezas diretamente proporcionais. Na Matemática, quando duas grandezas variam de forma diretamente proporcional, o quociente entre elas é uma constante. V Dessa forma, o quociente ​​(​ ――  ​ ) ​​ corresponde a uma constante de proporcionaT V ​​    ​  =  k​. lidade ​​(k) ​​que, nas situações apresentadas, é igual a k. Logo, ―― T Experimentalmente, essa constatação foi determinada pelo físico francês César Charles (1746-1823) e pelo químico francês Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), e ficou conhecida como primeira lei de Charles e Gay-Lussac. O seu enunciado diz o seguinte: Gravura de César Charles.

Francois Seraphin Delpech. Séc. XIX. Litografia. Coleção particular. Foto: Print Collector/Getty Images

Em um sistema submetido à pressão constante, o volume do gás é diretamente proporcional à temperatura termodinâmica à qual está submetido. Assim, como já visto, para uma transformação isobárica, tem-se que: V ​​ ――  ​  =  k​. T Se aplicarmos essa relação entre duas situações inicial e final, teremos: ​V​  1​​

​V​  2​​

​T​  1​​

​T​  2​​

――    ​​   ​   =  ​ ―― ​​,

em que a temperatura está em kelvin, pois é a temperatura absoluta (termodinâmica).

Gravura de Joseph Louis Gay-Lussac.

Atividade resolvida

R2. Um volume igual a 3 ​ 0 d​m ​ ​ de gás ozônio (​ ​O​ 3​)​  a ​25 °C​é aquecido a 6 ​ 21 °C​, à pressão 3

3

de 900 mmHg. Determine o novo volume desse gás em m ​ ​ ​ submetido à mesma pressão.

Resolução

• •​V​  1​​​ é o volume inicial do gás; • •​T​  1​​​ é a temperatura inicial do sistema; • •​T​  2​​​ é a temperatura final, após o aquecimento; • •​V​  2​​​ é o volume final do gás, após o aquecimento. Para resolver a situação, precisamos converter a escala Celsius para a kelvin. K ​   = C +  273. ​A ssim, ​25  °C​corresponde a K ​  = 25 + 273 ∴ K =  298  K​

​621  °C​corresponde a ​K = 621 + 273 ∴ K = 894 K​

3

​V ​ ​  1​​  =  30  d​m ​​ ​; ​​T​  1​​  = 298 K​; ​​T​  2​​  = 894 K​; ​​V​  2​​  = ?​ ​V​  ​​

​V​  ​​

1

2

​V​  ​​

30 1 2 2 = ​ ――― ​ ​​   ​   = ​ ―― ​   ⇒ ​ ――   ​     ​  • •―― 298 894 ​T​  ​​ ​T​  ​​

−2

3 26 820    ​   = 90 ∴ ​V​  2​​  =  90  d​m​​ ​ ou ​​V​  2​​  = 9 ⋅ ​10​​     ••​V​ ​  2​​  = ​―――― 298

3

​ ​m​​ ​

Transformação isocórica Do grego iso = igual e khora = lugar, volume, a transformação isocórica ou isovolumétrica, ou isométrica, indica que o volume se mantém constante. Nas transformações isocóricas, o volume do gás é mantido constante e a temperatura (termodinâmica) e a pressão são variáveis. Nessa transformação, o sistema é fechado, permitindo troca de energia, mas não de matéria, entre o meio e o sistema. 10 Por que nas latas de aerossóis há a indicação para não serem colocadas em in-

A IUPAC adota o 3 metro cúbico (​​ m ​ ​​ ​) ​​ como unidade de volume. 3 

3

​1 ​m​​ ​= 1  000  d​m​​ ​ =  3

=  1 ⋅ ​10​​ ​  L 1 L  =  1 000 mL  =  3 =  1 ⋅ ​10​​ ​  c​m3​​ ​

cineradores cujas temperaturas sejam próximas a ​700 °C​? Porque, ao aumentar a temperatura, o volume da lata praticamente não varia, assim, a pressão interna aumenta e, num dado momento, ela explodirá. Estudo dos gases ideais

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Considere um cilindro de volume fixo, hermeticamente fechado, no qual está acoplado um manômetro (um tipo de medidor de pressão) e um termômetro.

As partículas ilustradas são representações de modelos. As cores são ilustrativas e as proporções não correspondem às reais.

Inicialmente, são medidas a temperatura absoluta T 1 e a pressão P 1 e, a seguir, esse sistema é submetido ao aquecimento. Ao final, são novamente medidas a temperatura e a pressão, conforme mostram as ilustrações abaixo.

pistão fixo

pistão fixo

cilindro

cilindro aquecimento

termômetro

termômetro

P2

T2

T1

P1

manômetro estado inicial

Esquema que representa um cilindro de volume fixo, hermeticamente fechado, submetido a aquecimento.

T2 = 2 T1 P2 = 2 P1

manômetro estado final

Os dados relativos às duas situações apresentadas no esquema acima podem ser representados em um quadro e também em um gráfico. Veja a seguir.

Estado

Temperatura (K)

Pressão

Variação da pressão de um gás com aumento da temperatura Pressão

T1

P1

T2 = 2 T1

P2 = 2 P1

P1

À volume constante, ao se dobrar a temperatura, a pressão do gás também dobra.

0

Final

Nesta obra, as constantes de proporcionalidade serão sempre representadas pela letra k.

Os valores relativos P aos quocientes (――) T de cada situação são iguais entre si.

Temperatura (K) T1

T2

Nas situações do esquema, o quociente entre os valores da pressão e da temperatura termodinâmica é constante. Assim: P1 estado inicial: ―― = k A letra k que aparece nas expressões ao lado T1 P2

2 P1

P2

T2

2 T1

T2

estado final: ―― = ――― ∴ ―― = k Ao lançar num gráfico os dados da temperatura termodinâmica T e da pressão P relativos aos estados inicial e final, obtém-se uma reta denominada isócora, pois trata-se de uma transformação isocórica.

P2 Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Inicial

representa a constante de proporcionalidade obtida sempre que dividir a pressão do gás pela sua temperatura termodinâmica.

Observa-se que, quando uma das grandezas aumenta, a outra também aumenta proporcionalmente, ou seja, elas, comportam-se como grandezas diretamente proporcionais. Na Matemática, quando duas grandezas variam de forma diretamente proporcional, o quociente entre elas é uma constante. P Dessa forma, o quociente (――) corresponde a uma constante de proporcionalidade k. T P Logo, ―― = k. T Experimentalmente, essa constatação foi feita levando em consideração resultados de experimentos, e ficou conhecida como a segunda lei de Charles e Gay-Lussac e seu enunciado ficou assim definido: Em um sistema submetido a volume constante, a pressão do gás é diretamente proporcional à temperatura termodinâmica à qual está submetido.

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​P​  1​​

​P​  2​​

​T​  1​​

​T​  2​​

Unidade 1

Assim, para uma transformação isocórica, tem-se que: P ―― ​​   ​   =  k​. T Se aplicarmos essa relação entre duas situações inicial e final, teremos: ―― ​​   ​    =  ​ ―― ​​  

em que a temperatura está em kelvin, pois é a temperatura absoluta (termodinâmica). 11 Descreva o que ocorre com o valor da pressão no interior de um cilindro de volume fixo com gás, ao nível do mar e cuja pressão inicial é ​2 0 atm​, ao ter aberta totalmente a sua válvula. Ao final, a pressão no interior do cilindro será igual a ​1  atm​? O valor da pressão decresce de ​20 atm​ até o valor da pressão atmosférica local, no caso, ​1 atm​. Ao

Aferindo a

final, tem-se a pressão de ​1 atm​, pois o recipiente está aberto. Logo, na referida temperatura, as pressões interna e externa se igualam. pressão arterial

Durante a aferição, com o manguito inflado, a circulação sanguínea é momentaneamente interrompida. Com o auxílio do estetoscópio, o médico escuta os sons dos vasos sanguíneos, decorrentes do bombeamento do sangue pelo coração. Nesse momento, ele verifica a pressão indicada no manômetro. Médico aferindo a pressão arterial de um paciente.

bulbo de insuflação

manguito insuflável

aferidor

estetoscópio

bikeriderlondon/Shutterstock.com

A pressão arterial é aferida por meio de um esfigmomanômetro. Esse equipamento é composto por um manguito insuflável, um bulbo de insuflação e um aferidor (manômetro).

Atividade resolvida R3. (Unicamp-SP) Uma garrafa de 1,5 litro, indeformável e seca, foi fechada por uma tampa plástica. A pressão ambiente era de 1 atmosfera e a temperatura de 2 ​ 7 °C​. Em seguida, essa garrafa foi colocada ao Sol e, após certo tempo, a temperatura em seu interior subiu para 5 ​ 7 °C​e a tampa foi arremessada pelo efeito da pressão interna. a ) Qual era a pressão no interior da garrafa no instante imediatamente anterior à expulsão da tampa plástica? b ) Qual é a pressão no interior da garrafa após a saída da tampa? Justifique.

Resolução: a ) P ​ ​  1​​​ é a pressão externa (ambiente); ​ ​  1​​​ é a temperatura inicial (ambiente); T

​T​  2​​​ é a temperatura após o aquecimento ao Sol;

P ​ ​  2​​​ é a pressão final após o aquecimento ao Sol.

Para resolver a situação, precisamos converter a escala Celsius para a kelvin. ​​P​  1​​  = 1 atm​; ​T ​ ​  1​​  = 300 K​; ​T ​ ​  2​​  = 330 K​; ​P ​ ​  2​​  = ?​ ​P​ 1​​

​P​  2​​

​T​ 1​​

​T​  2​​

1 300

​P​  2​​

―― ​​   ​    = ​ ―― ​   ⇒  ​ ―― = ​ ――  ​​    ​     

330

330  ​ = 1,1 ∴ ​P​  2​​  = 1,1 atm​ ​​P​  2​​  = ​ ――  300 b ) Após a saída da tampa, as pressões interna e externa se igualam. Assim, como a pressão ambiente é igual a 1 atm, a pressão final no interior da garrafa passará a ser igual a 1 atm.

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

1. O ar atmosférico é uma substância ou uma mistura? Justifique sua resposta explicando qual é a composição do ar atmosférico.

2. Os gases são formados por substâncias moleculares ou atômicas que sofrem grandes variações de volume ao serem submetidos a diferentes pressões, e tendem a ocupar toda a capacidade do espaço em que estão. a ) Cite o nome das duas propriedades características dos gases que justificam os fatos relatados no enunciado. b ) O estado do gás é caracterizado pelos valores relativos de três grandezas. Esse conjunto de grandezas é denominado variáveis de estado do gás. Quais são essas grandezas? Cite as suas unidades no SI.

3.

Pesquisa Pesquise sobre o funcionamento dos motores dos automóveis, como o motor de combustão de quatro tempos (motor 4T). Explique a relação entre propriedades de compressibilidade e expansibilidade dos gases e o funcionamento do motor de combustão.

4.

I ) Ele pegou um tubo de vidro, com as duas extremidades abertas, devidamente limpo e seco (com comprimento aproximado de 60 cm) e fixou-o horizontalmente em um suporte universal (veja a ilustração). I I) Simultaneamente, colocou em uma de suas extremidades um chumaço de algodão umedecido com cloreto de hidrogênio (HCℓ ( g)) e, na outra extremidade, um chumaço de algodão com gás amônia (N H 3( g)) e vedou as extremidades do tubo com rolhas. III ) Após determinado tempo, notou a formação de um anel branco no tubo de vidro. Com base no experimento, responda às questões: a ) Qual deve ser a substância formada no anel branco descrito no texto? Justifique sua resposta. Sugestão: monte a equação química da reação ocorrida. b ) O que ocorre com as moléculas dessas substâncias no interior do tubo de vidro? c ) Por que o anel branco tende a se formar na região mais próxima da molécula do chumaço com cloreto de hidrogênio?

5. A ilustração a seguir apresenta dois gráficos que Experimento Um professor, devidamente equipado com óculos de proteção, luvas, jaleco de mangas compridas e sapatos fechados, realizou o seguinte experimento em uma capela do laboratório de Química:

expressam o comportamento de uma massa fixa de um gás ideal ao sofrer transformações gasosas. 1 V 1 1 2 1 3 1 4

0

N H 3(g)

20

30

40

kPa

100

200

300

400

K

2 V 1

rolha

formação de anel branco

3 4 1 2 1 4

0

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

HCℓ (g)

10

Com base nos dados dessa ilustração, responda às questões: a ) Quais são as transformações gasosas envolvidas nas representações dos experimentos 1 e 2?

!

Importante: não tente reproduzir esse experimento sem o acompanhamento de um profissional habilitado, e sem os equipamentos de proteção e em ambiente não ventilado, pois são manipuladas substâncias perigosas. Em hipótese alguma tente reproduzi-lo em sua residência.

b ) Estudos das propriedades e dos comportamentos dos gases permitiram estabelecer leis. Quais são as interpretações acerca das grandezas variáveis e da grandeza constante em cada um dos experimentos?

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Unidade 1

Equação geral dos gases perfeitos Em inúmeras transformações gasosas, há variação simultânea de temperatura, pressão e volume. Assim, tem-se uma transformação genérica e, nesse caso, para fins de cálculos, utilizamos a equação geral dos gases perfeitos. As leis de transformações gasosas isotérmicas, isobáricas e isocóricas mostram que, para uma massa fixa de gás: • •as grandezas pressão e volume são inversamente proporcionais, logo, P​  ⋅ V  =  k​; • •as grandezas volume e temperatura absoluta são diretamente proporcionais, V logo, ​​ ――  ​   =  k​; T • •as grandezas pressão e temperatura absoluta são diretamente proporcionais, P logo, ​​ ―― ​    =  k​. T P ⋅ V  ​   Juntando-se as relações obtidas, tem-se, genericamente, ​​ ―――  =  k​. Essa relação T geral guarda as relações direta e inversamente proporcionais entre as grandezas temperatura, pressão e volume. Assim, para os estados inicial e final de uma massa fixa de gás, genericamente, tem-se: ​P​  1​​  ⋅ ​V​  1​​ ​P​  2​​  ⋅ ​V​  2​​ estado inicial: ―――― ​​   ​   =  k​ estado final: ―――― ​​   ​   =  k​     ​T​  1​​ ​T​  2​​ Logo, para uma massa fixa de gás, obtém-se a equação geral dos gases: ​P​  1​​  ⋅ ​V​  1​​

​P​ 2​​  ⋅ ​V​  2​​

​T​  1​​

​T​  2​​

―――― ​​   ​    ​​,  =  ​ ――――    

em que a temperatura está em kelvin.

Equação de estado dos gases Durante o nosso estudo sobre os gases, vimos que as transformações sofridas por uma quantidade constante de partículas gasosas (massa fixa de gás) apresentam a P ⋅ V relação ​​ ―――  ​    =  k​, e que essa constante de proporcionalidade k depende da quantidaT de de matéria do gás, ou seja, o seu número de mol. A constante de proporcionalidade será representada por R, quando a quantidade de matéria for igual a 1 mol. Dessa forma, nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), tem-se:

Mol

5

P ​   =  1  atm​ ou ​760  mmHg​ ou ​1,  01325  ⋅ ​10​​ ​  Pa​ T ​   =  273  K ​ ou 0 ​   °C​

O volume de 1 mol de gás nas (CNTP) é 2 ​ 2, 4 L /mo​l​​ ​​ P ⋅ V  ​    = k​ em que: ――― ​​  T Assim, ficamos com:

(​1 atm) ​  ⋅ ​(22,  4  L/mo​l​)​​  ​  

••quantidade​: ​1 mol corresponde a ​6, 02 ⋅ ​10​​

23

P ⋅ V ―――  ​   ​   ​​  = R ∴  R  = ――――――――――――        ​​  T 273 K −1

O mol, que traduzido do latim significa mole e/ou quantidade, foi utilizado inicialmente pelo químico Wilhem Ostwald (1853-1932), em 1896. Ele refere-se à quantidade de moléculas; à massa molecular, em gramas de um elemento; e ao volume ocupado por um gás nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP). Ficou estabelecido que: ​​molé-

culas;

••volume​: ​1 mol corresponde a 22,4 L nas CNTP.

−1

Logo, ​R  =  0, 082 atm ⋅ L ⋅  mo ​l​​ ​  ⋅ ​K​​ ​​

• •Se, nas CNTP, a unidade−1de −1pressão estiver em mmHg, obtém-se: ​R  =  62, 3 mmHg ⋅ L ⋅  mo ​l ​​ ​  ⋅ ​K​​ ​​

pascal P ​ a​, obtém-se: • •Se, nas CNTP,3 a pressão−1estiver −1 R ​   =  8, 31 ⋅ ​10​​ ​  Pa  ⋅ L ⋅  mo ​l​​ ​  ⋅ ​K​​ ​​

Assim, genericamente, para n mol de gás, obtém-se a equação geral da Lei dos gases ideais, dada por: ​P  ⋅ V  = n ⋅ R ⋅ T​

equação geral dos gases

Estudo dos gases ideais

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Atividade resolvida 3 R4. À qual temperatura deve ser aquecido um balão de vidro aberto de maneira que ―― do 4

gás nele contido, a 27 °C, seja expulso?

Resolução

1 T 1 = 300 K; n 1 = n; n 2 = ―― n; T 2 = ? 4 Como o balão de vidro está aberto, a pressão do sistema é a pressão atmosférica local P e o volume é (praticamente) o mesmo do balão V . Assim, considera-se que houve uma variação do número de mol contido no balão ao se variar a temperatura. Dessa forma, devemos comparar as duas situações: antes do aquecimento 1 e depois do aquecimento 2.

Ilustrações: Camila Ferreira

aquecimento

n1

T1 n1 P1 V1

= = = =

300 K n P V

n2

Situação 1: P 1 ⋅ V 1 = n 1 ⋅ R ⋅ T 1

T2 = ? 1 n 2 = ―― n 4 P2 = P V2 = V

Situação 2: P 2 ⋅ V 2 = n 2 ⋅ R ⋅ T 2

Observe que P e V são constantes e o valor de R é fixo e igual a 0, 082 atm ⋅ L ⋅ mo l Logo: n 1 ⋅ T 1 = n 2 ⋅ T 2.

−1

−1

⋅K .

Substituindo-se os valores na relação obtida, tem-se: n1 ⋅ T1 = n2 ⋅ T2 1 1 n ⋅ 300 = ―― ⋅ n ⋅ T 2 ⇒ 300 = ―― ⋅ T 2 ⇒ T 2 = 4 ⋅ 300 = 1 200 ∴ T 2 = 1 200 K ou T 2 = 927 °C 4 4

Misturas gasosas

O gás nitrogênio (N 2(g)) é fundamental para a vida na Terra, pois faz parte da composição das proteínas e moléculas presentes em organismos vivos.

Composição do ar

% em mol na mistura gasosa (ar)

Gás nitrogênio (N 2)

78

Gás oxigênio (O 2)

21

Gás argônio (Ar)

1

Nossa respiração Geralmente, a cada 24 horas, mais de 10 mil litros de ar entram e saem de nossos pulmões. Nesse período, os pulmões absorvem entre 450 e 500 L de gás oxigênio e expelem de 400 a 450 L de gás carbônico. Pessoa respirando.

Image Point Fr/ Shutterstock.com

O gás oxigênio (O 2(g)) é fundamental para alguns processos vitais, entre eles a respiração da maioria dos seres vivos. Por meio da fotossíntese, as plantas e algas liberam gás oxigênio, possibilitando sua renovação.

As misturas de gases são monofásicas e o ar que respiramos é um exemplo disso. Formado apenas por gases, o ar seco e filtrado é um sistema homogêneo e, em geral, apresenta a seguinte composição média:

24

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Unidade 1

Pressão parcial (Lei de Dalton) Se considerarmos que, ao nível do mar, a pressão atmosférica é igual a 1 atm, podemos estimar que, ao nível do mar:

• •a pressão parcial do gás nitrogênio (​​​N​  2​​) ​​ é de 0,78 atm; • •a pressão parcial do gás oxigênio (​​​O​  2​​) ​​ é 0,21 atm; • •a pressão parcial do gás argônio (​​Ar) ​​ é 0,01 atm.

Dessa forma, a pressão total de uma mistura gasosa, que, nesse caso, é o ar atco

m

t hu

te

rs

to

c

k.

mosférico, ao nível do mar, corresponde à soma das pressões parciais de seus componentes.

idas

2

/S

Assim, para o ar atmosférico, tem-se:​​ P​ T​​  = ​P​ ​N​  ​​ ​​ + ​P​ ​O​  ​​ ​​ + ​P​  Ar​​​. 2

Foto: G e or gios

Kol l

Em 1801, o químico e físico inglês John Dalton (1766-1844) estabeleceu a re-

r av ur a.

lação entre a pressão total e as pressões parciais dos gases, que é conhecida como lei das pressões parciais ou lei de Dalton para as pressões parciais. n

6 0. G

​​P​  T​​  = ​ ∑   ​​P ​  ​  i​​ assim, ​​P​  T​​  = ​P​  1​​  + ​P​  2​​  + . .  .  + ​P​  n​​​

ook

. 18

i=1

C .C

Essa lei pode ser enunciada da seguinte maneira: Em uma mistura gasosa, a pressão de cada componente ​​P​  i​​​ é independente da pressão dos demais. Logo, a pressão total P ​​ ​  T​​​ é igual à soma das pressões parciais dos componentes dessa mistura.

Gravura de John Dalton.

Observe que, se aplicarmos a equação de estado para cada um dos gases que compõem a mistura gasosa, teremos: R ⋅ T ​P  ⋅ V  = n ⋅ R ⋅  T​ ou ​P  = n ⋅ ​ ―――  ​​    V R ⋅ T Assim, para o gás 1, a pressão parcial é P​  ​​ 1​​  = ​n​  1​​  ⋅ ​ ―――  ​​ ; para o gás 2, a pressão   V R ⋅ T  ​​  parcial é ​​P​  2​​  = ​n​  2​​  ⋅ ​ ―――  etc. V A pressão parcial de um componente gasoso corresponde à pressão que ele exerceria se estivesse sozinho, ocupando o volume da mistura (volume total) e na mesma temperatura que ela. A pressão parcial exercida por um gás numa mistura gasosa é diretamente proporcional ao seu número de mol. O número de mol total dos gases de uma mistura n ​​ ​  T​​​ é dado por ​​n​  T​​  = ​n​  1​​  + ​n​  2​​  +  . .  .   + ​n​  n​​​. Logo: R ⋅ T  ​​  ​​P​  T​​  = ​n​  T​​  ⋅ ​ ―――   V

​ ​  i​​​ e o número de mol A razão entre o número de mol de um componente gasoso ​n total da mistura n ​​ ​  T​​​ é conhecida como fração molar desse componente ou fração em mol desse componente F ​ ​M​  i​​​ . Essa fração molar pode ser dada por: ​n​  i​​  ​​   ​  ​M ​  i​​  = ​ ――  F ​n​  T​​ Assim, considerando-se a fração molar de um componente gasoso em uma mistura​

F​M​  i​​​, sua pressão parcial ​​P​  i​​​ e sua pressão total ​​P​  T​​​ é possível estabelecer a seguinte ​P​ i​​  ​​. Logo: ​​P​  i​​  =  F ​M​  i​​  ⋅ ​P​  T​​​ relação F ​  ​M ​  i​​  = ​ ――  ​P​ T​​

A soma das frações molares dos componentes de uma mistura gasosa é igual à unidade.

Estudo dos gases ideais

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Pressão parcial e nossa respiração Na mistura gasosa (ar atmosférico), as pressões parciais de cada gás determinam o movimento do gás oxigênio e do gás carbônico entre a atmosfera, os pulmões, o sangue e as células corporais. Os gases se propagam de uma região de maior pressão parcial para outra de menor pressão parcial. Pressões parciais (em mmHg) de alguns gases à pressão barométrica de 760 mmHg ​​P​O​  ​  ​​​​​

​​PC​​  O​  ​​​​​

​​P​N​  ​  ​​​​​

​​P​H​  ​  ​​O​​​

Ar seco

159

0,3

601

0

Ar inspirado

149

0,3

564

47

Ar alveolar

104

40

569

47

Ar expirado

120

27

566

47

2

2

2

2

Volume parcial (Lei de Amagat) Da mesma forma que fizemos no estudo da pressão parcial, se considerarmos que 3 um sistema gasoso apresenta volume total igual a ​100 d ​m​​ ​​ de ar atmosférico, é possível estimar que:

••o volume parcial do gás nitrogênio (​​​N​  2​​) ​​ é ​78  d​m3​​ ​​; ••o volume parcial do gás oxigênio (​​​O​  2​​) ​​ é ​21  d​m3​​ ​​; ••o volume parcial do gás argônio (​​Ar) ​​ é ​1  d​m3​​ ​​.

Dessa forma, o volume total de uma mistura gasosa, que nesse caso é o ar atmosférico, é a soma dos volumes parciais de seus componentes. Autor desconhecido. Coleção particular Foto: Royal Society, Academia de Ciências, Londres (Inglaterra)

Assim, para o ar atmosférico, tem-se: V​  ​​ T​​  = ​V​ ​N​  ​​ ​​ + ​V​ ​O​  ​​ ​​ + ​V​  Ar​​​. 2

2

A relação entre o volume total e os volumes parciais dos gases, que é conhecida como lei dos volumes parciais ou lei de Amagat para os volumes parciais foi estabelecida pelo físico francês Émile-Hilaire Amagat (1841-1915). n

​​V​  T​​  = ​ ∑   ​​V ​  ​  i​​ assim, ​​V​  T​​  = ​V​  1​​  + ​V​  2​​  + . . .  + ​V​  n​​​ i=1

Essa lei pode ser enunciada da seguinte maneira: Em uma mistura gasosa, o volume total ​​V​  T​​​é igual à soma dos volumes parciais dos componentes dessa mistura. Émile-Hilaire Amagat.

Observe que, se aplicarmos a equação de estado para cada um dos gases que compõem a mistura gasosa, teremos: R ⋅ T ​P  ⋅ V  = n ⋅ R ⋅  T​ ou ​V  = n ⋅ ​ ―――  ​​    P R ⋅ T Assim, para o gás 1, o volume parcial é V​  ​​ 1​​  = ​n​  1​​  ⋅ ​ ―――  ​​ ; para o gás 2, o volume     P R ⋅ T  ​​  parcial é ​​V​  2​​  = ​n​  2​​  ⋅ ​ ―――  etc. P O volume parcial de um componente gasoso corresponde ao volume que ele exerceria se estivesse sozinho, ocupando a pressão da mistura (pressão total) e na mesma temperatura que ela. O volume parcial ocupado por um gás em uma mistura gasosa é diretamente proporcional ao seu número de mol. Logo: R ⋅ T  ​​  ​​V​  T​​  = ​n​  T​​  ⋅ ​ ―――   P Se considerarmos a fração molar de um componente gasoso em uma mistura F ​ ​M​  i​​​, seu volume parcial ​V ​ ​  i​​​ e o seu volume total ​V ​ ​  T​​​ é possível estabelecer a seguinte relação ​V​  i​​  ​​. Logo: ​​V​  i​​  =  F ​M​  i​​  ⋅ ​V​  T​​​ ​F ​M​  i​​  = ​ ――  ​V​  T​​

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Unidade 1

Atividade resolvida R5. Um balão fechado contém 320 g de dióxido de enxofre ​(S​O​ 2​)​,  96 g de gás oxigênio ​(​O​ 2​)​  e 48 g de gás hélio ​(He)​​. 

Considere as seguintes massas atômicas: S = 32 u; O = 16 u; He = 4 u. a ) Determine as frações molares de cada componente dessa mistura gasosa. b ) Determine as pressões parciais de cada um dos gases que compõem a mistura gasosa, sabendo-se que a pressão total é igual a 5 ​  000​ mmHg.

Resolução a ) Inicialmente, determinam-se as massas molares M ​  ​ de cada componente. ​​M​  S​O​  ​​ ​​ = 32 + 2 ⋅ 16 = 64 ∴ ​M​  S​O​  ​​​​ = 64  g / mol​ 2

2

​​M​  ​O​  ​​ ​​ = 2 ⋅ 16 = 32 ∴ ​M​ ​O​  ​​​​ = 32  g / mol​ 2

2

​​M​  He​​  =  4  g / mol​

m A seguir, determinam-se os números de mol de cada componente. Sendo que n =​―― ​    ​. ​   M 320  ​    = 5 ∴ ​n​  S​O​  ​​​​ = 5  mol​ ​​n​  S​O​  ​​ ​​ = ​ ―― 2 2 64 96 ​​n​ ​O​  ​​ ​​ = ​ ―― ​   = 3 ∴ ​n​ ​O​  ​​​​ = 3 mol​ 2 2 32 48  ​   = 12 ∴ ​n​  He​​  = 12 mol​ ​​n​  He​​  = ​ ―― 4 Assim, o número de mol total da mistura gasosa é: ​​n​  T​​  = ​n​  S​O​  ​​ ​​ + ​n​  ​O​  ​​ ​​ + ​n​  He​​  ∴ ​n​  T​​  =  20  mol​ 2

2

Agora, é possível definir as frações em mol de cada um dos componentes. 5 mol ​ ​M​  S​O​  ​​ ​​ = ​ ―――― F  ​   = 0,  25​   2 20 mol 3 mol = 0, 15​  ​    F ​ ​M ​ ​O​  ​​ ​​ = ​ ―――― 2 20 mol 12 mol  ​    = 0, 60​ ​F​M​  He​​  = ​ ――――   20 mol A soma das frações molares dos componentes da mistura gasosa é igual a uma unidade. Assim, no presente exercício: ​​∑​​F ​M​  i​​  =  0, 25 + 0, 15 + 0, 60​​

​​∑​​F ​M​  i​​  =  1, 00​​

b ) A pressão parcial de cada componente gasoso pode ser dada por P​  ​​ i​​  =  F ​M ​  i​​  ⋅ ​P​  T​​​. Assim, os cálculos das pressões parciais podem ser representados por: ​​P​  S​O​  ​​ ​​ =  F ​M​  S​O​  ​​ ​​ ⋅ ​P​  T​​​, assim ​​P​  S​O​  ​​ ​​ =  0, 25  ⋅  5 000  ∴ ​P​  S​O​  ​​ ​​ =  1 250 mmHg​ 2

2

2

2

​​P​ ​O​  ​​ ​​ =  F ​M​ ​O​  ​​ ​​ ⋅ ​P​  T​​​, assim ​​P​ ​O​  ​​ ​​ =  0, 15  ⋅ 5  000  ∴ ​P​ ​O​  ​​ ​​ =  750 mmHg​ 2

2

2

2

​​P​  He​​  =  F ​M​  He​​  ⋅ ​P​  T​​​, assim ​​P​  He​​  =  0, 60  ⋅ 5  000  ∴ ​P​  He​​  =  3  000 mmHg​ A soma das pressões parciais dos componentes é igual à pressão total da mistura. Assim, no presente exercício: ​​∑​​​P​  i​​  =  1 250 + 750 + 3 000​​

​​∑​​​P​  i​​  =  5 000 mmHg​​

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Densidade dos gases

12. Ao aumentar a temperatura, há diminuição da densidade do ar contido no balão.

12 O que acontece com a densidade do ar contido no interior de um balão se a sua temperatura aumentar?

Em conformidade com a equação de estado de um gás, a densidade é inversamente proporcional à temperatura e, dessa forma, quanto maior a temperatura do gás, menor a sua densidade.

Dietmar Temps/Shutterstock.com

Um gás menos denso tem a propriedade de expandir e se espalhar no ambiente com maior facilidade. Considere um balão de ar aquecido, a densidade de um gás ou mistura gasosa pode explicar seus movimentos de subida e de descida. Ao aumentar a temperatura do sistema interno do balão, o gás se expande diminuindo a sua densidade e fazendo o balão subir. A densidade dos gases pode ser classificada em densidade absoluta e densidade relativa.

Momento em que estão aquecendo o ar do interior de um balão para iniciar o voo.

Densidade absoluta dos gases m O cálculo da densidade ​d ​pode ser feito por meio da relação ​d  = ​ ―― ​​,    em que ​m​ é V a massa (do gás) e V ​ ​ é o seu volume. A equação de estado do gás é: ​P  ⋅ V  = n ⋅ R ⋅  T​ m ​   = ​ ――  ​​,  sendo M a massa molar em que n é o número de mol e pode ser dado por n M do gás. Ao se substituir o número de mol na equação de estado do gás, tem-se: m ​P  ⋅ V  = ​ ――  ​  ⋅ R ⋅ T​ M m P ⋅ M P ⋅ M m ∴ d = ​ ―――― ​​    obtém-se: ​​ ―― ​    = ​ ―――― ​        . A unidade de densidade Isolando ​​ ―― ​​, V V R ⋅ T R ⋅ T absoluta pode ser dada por: −1

atm ⋅ g ⋅  mo ​ l​​ ​ −1  ​​ , portanto ​d  =​ ​g ⋅ ​L​​ ​ ​​​ ​d  = ​ ――――――――――――        −1 −1 atm ⋅ L ⋅  mo ​l​​ ​  ⋅ K ⋅ ​K​​ ​ A densidade absoluta de um gás é inversamente proporcional à sua temperatura.

Densidade relativa dos gases A densidade relativa entre dois gases X e Y é a razão entre as suas densidades absolutas, nas mesmas condições de temperatura e de pressão. Assim, se as densidades absolutas dos gases X e Y são, respectivamente: P ⋅ ​M​ X​​ P ⋅ ​M​  Y​​ ​​d​  X​​  = ​ ――――  ​​    e  ​​d​  Y​​  = ​ ――――  ​​    ,     R ⋅ T R ⋅ T a densidade relativa entre os gases X e Y pode ser obtida da seguinte maneira:

Adimensional: refere-se a algo sem unidade de medida, sem grandeza física, sem unidade de comparação, ou seja, livre de dimensão.

P ⋅ ​M​  X​​ ―――― ​   ​     ​d​  X​​ R ⋅ T ―― , então ​​   ​   = ​ ――――― ​​    P ⋅ ​M​  Y​​ ​d​  Y​​ ――――  ​ ​      R ⋅ T

​d​  X​​

​M​  X​​

​d​  Y​​

​M​  Y​​

―― ​​   ​   = ​ ―― ​​  

​M​  X​​ ​d​  X​​    é adimensional. O valor de ―― ​​   ​   = ​ ―― ​​ ​d​  Y​​ ​M​  Y​​

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Unidade 1

Química em foco O voo dos balões Conhecimentos sobre o comportamento dos gases são imprescindíveis para o balonista, que é o profissional que pilota balões.

painéis

Para que durante a flutuação do balão haja segurança, um balonista deve ter conhecimentos técnicos de navegasaia ção aérea. Assim, ao pilotar o balão, o profissional balonista desencadeia uma queimadores série de ações como, por exemplo, aquecer ou deixar esfriar o ar no interior do balão, acompanhar o sentido do vento em cada altura, para que possa fazer o percurso desejado e atingir o seu objetivo. Além disso, para pilotar, o tanques de propano (internos) conhecimento acerca do comporta- Estrutura de um balão de ar quente. mento dos gases é imprescindível. Para subir, o balonista aquece o ar presente no envelope, diminuindo a sua densidade. No entanto, há limite de altitude para operações com balão, pois quanto maior a altitude, maior é a rarefação do ar, o que dificulta a flutuação do balão.

corda da válvula do paraquedas

cesto de vime

Somma Studio

E como será que o balonista controla a subida e a descida do balão? Como ele regula o limite de altura que o balão pode subir? Como ele controla para onde o balão deve ir?

envelope

De maneira geral, para que um balão consiga flutuar, ele deve apresentar seu envelope cheio de ar. Esse envelope é inflado ainda sobre o solo, por intermédio de potentes ventiladores. Em seguida, é ligado o queimador, válvula do paraquedas o qual faz a combustão de gases que, em geral, contêm propano (combustível armazenado em cilindros no cesto gomos do balão). Dessa forma, o ar presente do balão no envelope é aquecido, causando a diminuição de sua densidade até torná-lo menos denso que o ar atmosférico. Dessa forma, o balão subirá quando a sua densidade for menor que a do ar atmosférico.

O balonista controla o percurso do balão de acordo com as correntes de vento. Na medida em que aumenta a altitude, é comum se deparar com ventos em diferentes direções. Dessa forma, o balonista regula a direção horizontal desse trajeto, subindo ou descendo, ou seja, com movimentos verticais, até encontrar a altitude em que a direção do vento é a desejada. Em geral, os balões de ar quente têm dispositivos que controlam a abertura da válvula do paraquedas contido no topo do envelope (o ar quente é menos denso e tende a subir). Quando o balonista puxa adequadamente a corda que controla o dispositivo de abertura da válvula, há saída de ar quente do envelope, diminuindo a pressão interna do balão, o que permite a entrada de ar (mais frio), diminuindo a temperatura do ar interno, aumentado a sua densidade. Assim, o balão é controlado e pode pousar com segurança. Estudo dos gases ideais

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Difusão e efusão dos gases 13 Você já deve ter sentido o cheiro de um café que acabou de ser preparado ou violetkaipa/Shutterstock.com

de uma pessoa perfumada que entra em um ambiente. Em sua opinião, por que isso é possível? Resposta pessoal. Espera-se que os alunos respondam que é devido à difusão dos gases.

Fenômenos como os apresentados na questão acima, estão relacionados à movimentação espontânea das partículas de um gás em outro(s) gás (gases). Essa movimentação espontânea entre gases denomina-se difusão gasosa. 14 O que tende a ocorrer com um balão de aniversário cheio de gás com o passar

exopixel/ Shutterstock.com

O cheiro de café quente em uma xícara se espalha pelo ambiente por difusão gasosa.

do tempo? Por que isso acontece? Com o passar do tempo um balão de aniversário cheio de gás murcha. Isso ocorre porque as partículas gasosas tendem a passar pelos pequenos orifícios Difusão é o termo dado à passagem espontânea de uma substância atrapresentes na borracha do vés de outra, enquanto efusão é a passagem de um gás através de um balão pequeno buraco ou orifício. (efusão).

Fenômenos como o apresentado na fotografia ao lado, em que o gás passa por pequenos orifícios da borracha do balão fazendo-o murchar, estão relacionados com a efusão gasosa.

Com o passar do tempo, o balão murcha por causa da efusão gasosa.

A movimentação das partículas de um gás é diretamente proporcional às suas energias cinéticas. Logo, quanto maior a temperatura do sistema gasoso, maiores serão as velocidades de difusão e de efusão. 15 Comparando dois gases, um com menor massa molar e outro com maior massa molar, qual deles apresentará maior velocidade de difusão? O gás de maior massa molar deve apresentar menor velocidade de difusão.

Cheiros dos perfumes

notas de saída

notas de coração

notas de fundo

Rafael Luís Gaion

Diálise: separação de partículas dissolvidas (coloides) em determinado meio quando entram em contato com membranas semipermeáveis. Nessas situações, as partículas de maior diâmetro médio (coloides) sofrem retenção ou se separam com velocidade menor.

Há cheiros que nos trazem recordações de momentos agradáveis de nossas vidas entre tantos outros que podem nos causar boas ou más sensações. Os bons perfumes, geralmente, apresentam composição de aromas distribuída em um modelo conhecido como pirâmide olfativa, dividida horizontalmente em três partes e caracterizada pelo termo nota. As notas de saída, formadas por substâncias de baixo ponto de ebulição (muito voláteis), nos dão a primeira impressão do perfume. As notas de coração demoram um pouco mais para serem sentidas. Entretanto, são as notas de fundo que realmente marcam a nossa percepção, pois permanecem mais tempo na pele.

Modelo de pirâmide olfativa usada em perfumes.

C.Cook. 1860. Gravura. Foto: Georgios Kollidas/Shutterstock.com

Velocidade de difusão e efusão de um gás O químico escocês Thomas Graham (1805-1869) ficou conhecido por suas pesquisas sobre difusão de gases e líquidos, química dos coloides e pela descoberta da diálise. Em 1829, ele demonstrou que a velocidade de difusão e de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade (lei de Graham). ____

​v​  X​​ ​d​  Y​​ ―― ​​   ​   = ​ ――  ​   ​​​    ​v​  Y​​ ​d​  X​​ Gravura de Thomas Graham.

Nessa equação, ​v​ ​  X​​​ e ​v​ ​  Y​​​ são as velocidades de difusão e de efusão dos gases X e Y, respectivamente e ​d ​ ​  X​​​ e ​d ​ ​  Y​​​ são as densidades dos gases X e Y, respectivamente.

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Unidade 1

Por meio da relação estabelecida por Graham, é possível afirmar que, quando dois gases estão submetidos a uma mesma temperatura e pressão, a razão entre suas densidades (densidade relativa) é igual à razão entre suas massas molares. Isso ocorre pelo fato de a temperatura dos gases ser a mesma e a energia cinética E também ser igual, ou seja, para os gases X e Y, ​​E​  X​​  = ​E​  Y​​​.  2

​v​​ ​  ​​, Sabendo que ​E  = m ⋅ ​ ――    temos que: 2  2

 2

 2

​v​X​  ​ ​v​Y​  ​ ​v​X​   ​ ​m​  Y​​  2  2 ​​m​  X​​  ⋅  ​ ――  ​    = ​m​  Y​​  ⋅  ​ ――  ​    ⇒ ​m​  X​​  ⋅ ​v​X​   ​  = ​m​  Y​​  ⋅ ​v​Y​   ​  ⇒ ​ ――   ​  =   ​ ―― ​​    2 ​ m ​  X​​ 2 2 ​v​Y​   ​ Considerando que m corresponde ao valor da massa molar M de cada gás, podemos reescrever a expressão de Graham, da seguinte maneira: ____

​v​  X​​ ​M​  Y​​ ―― ​​   ​   = ​  ――  ​​​   ​  ​v​  Y​​ ​M​  X​​ em que ​​M​  X​​​ e ​​M​  Y​​​representam as massas molares dos gases X e Y, respectivamente.

Atividades resolvidas R6. Um recipiente contém uma mistura gasosa formada por 25,6 g de gás oxigênio (​ ​O​ 2​)​​  e​ 23 ​  atm​ a 2 ​ 73 °C​. 7, 2 ⋅ ​10​​ ​ moléculas de gás hidrogênio ​(​H ​ 2​)​  e exerce pressão de 4 23 −1 −1 ​   =  0, 082 atm ⋅ L ⋅  mol ​ ​​ ​  ⋅  ​​K​  ​​ ​ ​ Dados: número de Avogadro 6 ​  ⋅ ​10​​ ​​; R a ) Calcule o valor do volume desse recipiente. b ) Calcule os volumes parciais dos gases oxigênio e hidrogênio.

Resolução a ) Cálculo dos números de mol de cada um dos componentes gasosos: 25, 6 m  ​    ​   = ​ ―――  = 0,8 ∴ ​n​ ​O​  ​​​​  =  0,  8  mol​ ••gás oxigênio: n​   = ​ ―― 2 32 M 23

••gás hidrogênio: ​7, 2 ⋅ ​10​​ ​  ​  ​  ​  ​​​​​

​  moléculas​ 23

​1 mol de moléculas  ​H​ 2​​

6, 0 ⋅ ​10​​ ​  moléculas

​​n​  ​H​  ​​​​

7, 2 ⋅ ​10​​ ​  moléculas​

​​n​  ​H​  ​​ ​​ =  1, 2 mol​

2

23

2

Cálculo do número de mol total ​​n​  T​​​  :

Dessa forma, tem-se:

​​n​  T​​  = ​n​  ​O​  ​​ ​​ + ​n​ ​H​  ​​​​ =  2, 0 ∴ ​n​  T​​  =  2,  0  mol​

​​n​  T​​  =  2  mol​; ​P  =  4  atm​; ​T  =  546  K​

2

2

Logo, partindo-se da equação de estado dos gases e isolando-se o volume total da mistura gasosa ​V ​ ​  T​ ​​ , obtém-se: ​n​  T​​  ⋅ R ⋅ T  ​​    ​​V​  T​​  = ​ ――――― ​P​  T​​ Substituindo-se os valores, 2 ⋅  0, 082  ⋅ 546 ​​V​  T​​  = ​  ―――――――  ​​  ​=  22, 386​​​ ​∴​ ​​V​  T​​  =  22, 386 L​    4 Assim, o volume total do recipiente é de aproximadamente 22,4 L. b ) Como já vimos, o volume parcial de um componente gasoso em uma mistura é proporcional ao seu número de mol e à sua fração molar. Vamos, então, determinar as frações molares dos componentes da mistura gasosa.

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0, 8 mol  ​  =  0,  4​ ​F ​M ​ ​O​  ​​ ​​ = ​ ――――   2 2 mol

1, 2 mol ​F ​M ​ ​H​  ​​ ​​ = ​ ――――  ​  =  0, 6​   2 2 mol

Observe que ∑​​ ​​ FM​  =  F ​M​ ​O​  ​​ ​​ +  F ​M ​ ​H​  ​​​​ ⇒ ​∑ ​​FM​  = 0, 4 + 0, 6 = 1, 0​ 2

2

Agora, vamos calcular os volumes parciais: ​​V​  ​O​  ​​ ​​ =  F ​M ​  ​O​  ​​  ​​ ⋅  ​V​  T​​  ⇒ ​V​  ​O​  ​​ ​​ =  0, 4 ⋅ 22, 4 = 8,96 ∴ ​V​  ​O​  ​​ ​​ =  8,  96  L​ 2

2

2

2

2

2

2

​​V​  ​H​  ​​ ​​ =  F ​M ​  ​H​  ​​  ​​ ⋅  ​V​  T​​  ⇒ ​V​  ​H​  ​​ ​​ =  0, 6 ⋅ 22, 4 = 13,44  ∴ ​V​  ​H​  ​​ ​​ =  13, 44 L​ 2

∑ ​​V​  =  8, 96 + 13, 44 = 22,4  ∴ ​ ∑​​V ​  =  22, 4 L​ Observe que ∑​​ ​​ V​  = ​V​ ​O​  ​​ ​​ + ​V​ ​H​  ​​ ​​ ⇒ ​ 2

2

Assim, os volumes parciais dos componentes são V​  ​​ ​O​  ​​ ​​ =  8,  96  L​ e ​​V​ ​H​  ​​ ​​ =  13,  44  L​. 2

R7. Considere que o ar atmosférico apresente a composição de gases ao lado. Determine. a ) A massa molecular média ou aparente dessa mistura. b ) A massa molar aparente do ar atmosférico. c ) A densidade absoluta do ar atmosférico nas CNTP.

2

Substância Componente

% volume na mistura

​​N​  2​​​(g) ​​

78

​​O​  2​​​(g) ​​

21

​Ar​(g) ​​

1

d ) A densidade absoluta do ar atmosférico a 2 ​ 7 °C​ e 1 atm.

e ) A densidade relativa do gás ozônio ​(​O ​ 3​)​ em relação ao ar, nas mesmas condições de temperatura e pressão.

Resolução: a ) A Lei de Amagat expressa que o volume parcial de um componente gasoso em uma mistura é diretamente proporcional ao seu número de mol. Assim, se considerarmos um mol dessa mistura, teremos:

em 1 mol de ar atmosférico

​​N​  2​​​(g) ​​

0,78 mol

​​O​  2​​​(g) ​​

0,21 mol

​Ar​(g) ​​

0,01 mol

Dessa maneira, podemos calcular a massa molecular aparente do ar atmosférico. Massa molecular de cada componente em um mol da mistura

Substâncias

Número de mol

Massa molecular MM, em u

​​N​  2​​​(g) ​​

0,78 mol

28 u

0 ​ ,  78  ⋅ 28  =  21,  84  u​

​​O​  2​​​(g) ​​

0,21 mol

32 u

​0,  21  ⋅ 32  =  6, 72 u​

​Ar​(g) ​​

0,01 mol

40 u

0 ​ ,  01  ⋅ 40  =  0, 40 u​

Massa molecular aparente da mistura

​M ​M ​  aparente​​  =  28,  96  u​

b ) Se a massa molecular aparente é 28,96 u, a sua massa molar aparente é 28,96 g/mol. c ) Considerando-se que nas CNTP o volume molar (volume de 1 mol) de qualquer gás é 22,4 L, o cálculo da densidade pode ser feito pela razão da massa molar e o volume molar. 28, 96 g massa molar  ​​  ​  ≅ 1,29 ∴ ​​​d​  ​(CNTP) ​​​  ≅  1,  29  g  /  L​       ​   =  ​ ――――   ​​d​  ​(CNTP) ​​​  = ​  ――――――― volume molar 22, 4 L

32

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Unidade 1

−1

d ) ​T = 27 °C  ∴ T = 300  K​; ​P = 1  atm​; ​​M​  ar​​ = 28, 96 g  ⋅  mo​l​​ ​​ Considerando-se que o valor da constante universal dos gases perfeitos seja​ −1

−1

0, 082 atm  ⋅ L ⋅  mo​l​​ ​  ⋅ ​K​​ ​​, o cálculo da densidade absoluta pode ser feito da seguinte maneira: ​(1 atm) ​  ⋅ ​(28, 96 g  ⋅  mo​l​​ ​) ​ P ⋅ ​M​  ar​​ ​​d​  ar​​  = ​ ――――    ​    = ​ ――――――――――――――――            ​   ≅ 1,18 ∴ ​d​  ar​​  ≅  1, 18  g / L​ −1 −1 R ⋅ T ​(0, 082 atm  ⋅ L ⋅  mo​l​​ ​  ⋅ ​K​​ ​) ​  ⋅ ​(300 K) ​ −1

e ) Considerando-se que as massas molares dos gases envolvidos sejam ​ −1

−1

​M​  ar​​  =  28, 96 g ⋅  mo​l​​ ​​ e ​​M​  ​O​  ​​ ​​ =  48, 00 g ⋅  mo​l ​​ ​​ e que a densidade relativa do gás 3 ​M​ ​O​  ​​​​ ​d​ ​O​  ​​​​ 3 3 ozônio em relação ao ar ​​(​d​ ​O​  ​​, ar​​) ​​ seja dada por ――  ​   = ​ ―― ​​, ​​     tem-se a densidade 3 ​d​  ar​​ ​M​  ar​​ relativa, a qual pode ser dada por: −1

​d​ ​O​  ​​​​

48, 00 g  ⋅  mo​l​​ ​

ar

28, 96 g  ⋅  mo​l​​ ​

―― ​​   ​   = ​ ―――――――       ​  ≅ 1,66 ∴ (​ ​d​ ​O​  ​​, ar​​) ​  ≅  1, 66​ −1 3 ​d​  ​​ 3

Observe que a densidade relativa é uma grandeza adimensional, ou seja, sem unidades.

R8. Nas mesmas condições de temperatura e pressão, um balão elástico cheio de determinado gás X murcha na metade do tempo, quando comparado com outro preenchido com gás metano (​ C​H​ 4​)​.​  Determine: a ) a massa molar do gás X. b ) a velocidade com a qual o gás X atravessa um pequeno orifício, sabendo-se que o anidrido sulfuroso (​​ S​O​ 2​(g)​)  , ​​ nas mesmas condições, atravessa o mesmo orifício com a velocidade de 70 L/min.

Resolução a ) Os dados permitem concluir que ​​v​ X​​  = 2 ⋅ ​v​  C​H​  ​​​.​​ Substituindo-se na relação de velo_____

4

​M​  C​H​  ​​​​ ​v​ X​​ 4 cidade relativa, ――― ​​   ​​​,  ​    = ​  ―――   ​     tem-se: ​v​ C​H​  ​​​​ ​ M ​  ​​ X 4 ____

2 ⋅ ​v​ C​H​  ​​​​

16 ​M​  X​​

____

√ ​M16​  ​​

―――― ​​   ​​    ⇒  2  = ​  ――  ​​​    ​    = ​  ――   ​    ​    4

​v​ C​H​  ​​​​

4

X

Elevando-se os dois termos dessa equação ao quadrado, tem-se: ____

2

16 16 16  ​​   ​​​ ​  ⇒ 4 = ​ ――   ​   ⇒ ​M​  X​​  = ​ ――  ​  = 4  ∴ ​M​  X​​  =  4  g /  m ol​ ​    (​​​ 2) ​​​ ​  = ​​ ​  ―― ( ​M​  X​​ ) 4 ​M​  X​​

2

_____

​M​  S​O​  ​​​​ ​v​  X​​ 2  ​​​. = ​  ――― b ) A velocidade relativa entre os gases X e ​S​O​  2​​​(g) ​​ é dada por ―― ​​    ​    ​     Logo, ​v​  S​O​  ​​​​ ​ M ​  ​​ X 2 substituindo-se os valores nessa equação, tem-se: ​v​  X​​

____

​v​  ​​

__

64 X √  16​    ⇒ ​v​  ​​  = 70 ⋅ 4 = 280  ∴ ​v​  ​​  =  280  L  /   m in​ ――  ​  = ​  ​ ――  ​​    ⇒ ​ ――   ​  = ​ ​​    X X 70 4 70

Estudo dos gases ideais

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

Alexandre Beck

6. Observe a tirinha a seguir.

BECK, Alexandre. [Armandinho]. Armandinho Três. Florianópolis: A.C. Beck, 2014. p.18.

a ) De acordo com a tirinha, qual é a função da árvore no meio ambiente? b ) É permitido a qualquer pessoa podar, cortar e remover árvores? Justifique sua resposta. c ) Considere a equação simplificada do processo de fotossíntese: CO 2( g) + H 2O(ℓ) → C 6H 12O 6( s) + O 2( g) Em seu caderno, copie essa reação e, em seguida, faça o seu balanceamento. d ) Em conformidade com a equação simplificada da fotossíntese, determine o volume de gás carbônico ocupado quando 1 mol desse gás reage à pressão de 1 atm e à temperatura de 0 °C. e ) Considere uma amostra que contenha o gás que é o produto da equação simplificada da fotossíntese ocupando 22,4 L a 0 °C e 1 atm. Calcule o volume ocupado por essa massa de gás quando for submetido à pressão de 0,5 atm e temperatura de 25 °C.

7. Considere o texto a seguir. [...] O que todo o mundo viu no ar como consequência do acidente no terminal de cargas do Guarujá foi uma mistura de produtos queimados pelo fogo com o resultado de reações químicas. Os especialistas dizem que a causa mais provável do acidente foi uma infiltração de água dentro do contêiner que estava carregado de dicloroisocianurato de sódio, um composto químico usado na fabricação de produtos para limpeza da água de piscinas. Segundo os especialistas, a água em contato com as pastilhas do composto químico provocou uma reação que liberou cloro e calor de baixa intensidade. O gás se expandiu dentro do contêiner. Como era um local fechado, a pressão aumentou até que explodiu. [...] MÁSCARA cirúrgica não serve contra gases tóxicos, avisa especialista. G1. Jornal Nacional. 15 jan. 2016. Disponível em: <http://g1.globo.com/jornal-nacional/noticia/2016/01/mascara-cirurgica-nao-serve-contra-gases-toxicos-avisa-especialista.html>. Acesso em: 18 jan. 2016.

De acordo com o texto, responda às questões. a ) Nesse caso, seria aconselhável apagar o fogo com água? Justifique sua resposta. b)

Pesquisa Faça uma pesquisa sobre esse episódio lamentável ocorrido recentemente no Guarujá, em São Paulo, e responda: que material os bombeiros utilizaram para apagar o fogo nesse tipo de incêndio?

c ) Você ou algum familiar já vivenciou uma situação parecida com essa? Descreva-a sucintamente. d ) O que deve ter ocorrido com a energia cinética desse gás dentro do contêiner? O que isso desencadeou?

8. (UFPI) Sabemos que o gás etileno, (C 2H 4), emitido pelas próprias frutas é responsável por seu amadu-

recimento. Assinale a resposta que explica por que uma penca de bananas amadurece mais rápido quando “abafada” (fechada em um saco plástico), do que em uma fruteira: a ) menor grau de umidade.

d ) ausência de luz.

b ) maior pressão parcial do gás etileno.

e ) menor concentração do gás etileno.

c ) menor temperatura ambiente.

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tamento terapêutico com gás oxigênio, é indicada para pacientes que apresentam falta de oxigênio no sangue, tais como portadores de doenças pulmonares. O gás oxigênio usado nesse tratamento pode ser comercializado em cilindros à elevada pressão, nas condições mostradas na figura.

fechado, contém 1 mol de um gás ideal, sob uma certa pressão P. A temperatura absoluta do gás é T e a constante universal dos gases perfeitos é R = 0,082 atm ⋅ L/mol ⋅ K . Se esse gás é submetido a uma trans- P (atm) formação isotérmica, cujo gráfico está representado a seguir, 4,0 podemos afirmar que a pre ssão, no instante em que ele 47 ºC 0 V (L) ocupa o volume de 32,8 32,8 litros, é:

1 atm 3m

3

No cilindro, está indicado que o conteúdo cor3 responde a um volume de 3 m de oxigênio nas condições ambientes de pressão e temperatura, que podem ser consideradas como sendo 1 atm e 300 K, respectivamente. Dado R = 0,082 atm ⋅ L/mol ⋅ K , a massa de oxigênio, em kg, armazenada no cilindro de gás representado na figura é, aproximadamente, a ) 0,98

b ) 1,56

c ) 1,95

d ) 2,92

e ) 3,90

10. (UEG-GO/Modificada) Analise as figuras I e II e responda ao que se pede. I

a ) 0,1175 atm

c ) 0,80 atm

b ) 0,5875 atm

d ) 1,175 atm

Unidade 1

12. (Mack-SP) Um recipiente de volume V, totalmente

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

9. (Unifesp-SP) A oxigenoterapia, tra-

e ) 1,33 atm

13. Uma mistura gasosa, contendo 4 g de cada um dos seguintes gases: gás oxigênio ( O 2 ) e gás metano (CH 4 ), é confinada em um recipiente de

10 L a 0 °C.

a ) Quais as frações molares dos dois gases? b ) Calcule a pressão parcial de cada um dos gases na mistura.

II

Miramiska/Shutterstock.com

LittleStocker/Shutterstock.com

c ) Calcule a pressão total da mistura no recipiente.

Balão a gás.

Bexigas.

a ) No caso da figura I, explique por que o balão sobe. b ) Suponha que as bexigas da figura II contenham gás hélio. Caso a criança solte-as, elas subirão indefinidamente? Justifique.

11. (UFPE) Uma cabine está cheia de ar em condições ambiente ao nível do mar. No interior da cabine encontram-se cinco balões, cada um contendo, nas mesmas condições de temperatura e pressão, um dos seguintes gases: hidrogênio, oxigênio, neônio, argônio e gás carbônico. O balão que sobe para o topo da cabine é aquele contendo: a ) hidrogênio

d ) argônio

b ) oxigênio

e ) gás carbônico

c ) neônio

14. (UEM-PR) Uma mistura gasosa contendo 0,3 mol de oxigênio, 0,4 mol de nitrogênio e 0,3 mol de argônio exerce uma pressão de 1,12 atmosferas, quando encerrada num recipiente a 273 K. Admitindo compor tamento ideal, qual o volume aproximado, em litros, do recipiente? (Dados: R = 0,082 atm ⋅ L /K ⋅ mol; N = 14; O = 16; Ar = 40).

15. Determine a densidade do gás oxigênio ( O 2 ) quando submetido a 7 ° C e a 0,41 atm.

16. Determine a densidade do gás oxigênio (O 2) em

relação ao gás hélio ( He) quando ambos estão submetidos a 400 K e 2 500 mmHg. Dados: massas molares O = 16 g/mol e He = 4 g/mol.

17. O gás hidrogênio atravessa um pequeno orifício com velocidade igual a 5,0 L/min, em uma determinada pressão P e temperatura T. Qual é a velocidade em que o gás oxigênio atravessa o mesmo orifício, na mesma P e T, em L/h? (Massas atômicas: H = 1 e O = 16). a ) 0,02

b ) 1,25

c ) 3,2

d ) 75

e ) 192

Estudo dos gases ideais

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Aqui tem Química

Gases industriais

Conhecendo

Monkey Business Images/ Shutterstock.com

Alguns gases desempenham funções essenciais em diversos ramos da indústria, pois atuam como matéria-prima na fabricação de novos produtos em indústrias químicas e petroquímicas, de alimentos, na criogenia (técnica para produzir temperaturas muito baixas com diferentes aplicações), fabricação de medicamentos e de semicondutores.

Estudando Nitrogênio: pode ser usado para soldar tubos de aço inoxidável e em revestimentos de tanques de armazenamento.

Stephen Barnes Photography/Alamy Stock Photo/Latisntock

Nitrogênio líquido utilizado na criogenia serve para preservar amostras de sangue, tecidos e outros materiais biológicos.

O nitrogênio líquido pode ser usado para controlar a temperatura em aplicações de resfriamento de reatores e para preservar amostras biológicas. Também é usado para congelar e preservar sangue, tecidos e outros materiais biológicos, e no congelamento e destruição de tecidos doentes por meio de criocirurgia. O nitrogênio ainda desempenha um papel fundamental na redução da deterioração, descoloração e perda de sabor, garantindo resistência à embalagem de varejo. É também um importante componente de segurança em airbags. Hidrogênio: é utilizado como matéria-prima na fabricação de alguns fertilizantes, no processo de fabricação de plásticos, na conversão de óleos vegetais em margarinas, resfriamento de geradores e motores etc. Esse gás também pode atuar como um excelente gás de têmpera industrial em razão de sua alta capacidade de transferência de calor. Quando usado como combustível alternativo, o gás hidrogênio desempenha um papel importante na redução de emissões de gases poluentes.

Hidrogênio utilizado como combustível alternativo.

Dióxido de carbono: usado na indústria de papel e celulose

para controlar os níveis de pH. É um ingrediente essencial em bebidas carbonatadas e ainda em alguns tipos de extintores de incêndio. Se inalado em grande quantidade, pode provocar irritações nas vias aéreas, vômitos, náuseas e até mesmo morte por asfixia (o que pode ocorrer em incêndios).

tock .com

É um agente criogênico fundamental para processos de resfriamento, refrigeração e de congelamento, pois protege o sabor e a textura dos alimentos, mantendo o controle de temperatura apropriada. Também reduz a necessidade de conservantes em produtos embalados.

Mr.Z ach/

Shut ters

Conversando

Extintor de incêndio à base de dióxido de carbono.

2. Resposta pessoal. Nitrogênio líquido usado para resfriamento de reatores. O gás é comprimido até passar para o estado líquido, diminuindo seu volume, perdendo calor para o meio e consequentemente sua temperatura. Hélio usado em balões – um gás de baixa densidade, possuindo alta velocidade de difusão.

1. Com seus colegas, indiquem alguns tipos de indústrias que utilizam gases em seus processos produtivos. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos mencionem, por exemplo, as

indústrias alimentícias, químicas, petroquímicas, metalúrgicas, entre outras.

2. Com base no que estudamos neste capítulo, converse com seus colegas para explicar alguns fenômenos sobre o uso dos gases na indústria.

3. Converse com seus colegas sobre outras possíveis aplicações de gases na indústria,

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apontando outros gases que podem ser usados e que não foram citados no texto.

Resposta pessoal. Outros gases utilizados na indústria podem ser argônio, xenônio, gás natural, acetileno, entre outros.

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Resolva as atividades no caderno.

1. Considere um sistema, contendo um gás ideal sob pressão constante. Verifica-se que o volume ocupado por determinada massa desse gás é diretamente proporcional à sua temperatura termodiP VP V nâmica. Identifique e escreva, em seu caderno, a letra que indica qual dos gráficos abaixo representa esse sistema.T Justifique sua resposta. T T

A

PP

D

VVP

TT P

B

PP PV

P

V VP

TV TT

T

C

V

TPT

E

Unidade 1

Atividades  complementares

P TV

c ) ​H ​ 2​ , C​H ​ 4​ , ​N ​ 2​ , ​O ​ 2​ , C​O ​ 2​ d ) C ​ ​O ​ 2​ , ​O ​ 2​ , ​N ​ 2​ , ​H ​ 2​ , C​H ​ 4​ e ) C ​ ​H ​ 4​ , C​O ​ 2​ , ​N ​ 2​ , ​O ​ 2​ , ​H ​ 2​ Justifique sua resposta.

4. Considere um recipiente com êmbolo móvel, capaz de deslizar sem atrito, contendo 30 litros de gás nitrogênio (​ ​N ​ 2​)​ sob pressão de 8 atm a 2 ​ 5 °C​. Qual é o volume que o gás passará a ocupar se a pressão for reduzida para 4 atm na mesma temperatura?

T

P 5. (Covest-PE) No diagrama P x T a seguir, uma

certa quantidade de gás ideal evolui do estado inicial A para um estado final B, conforme indicado na figura. Qual a razão, ​V ​ B​ ⁄  ​V ​ A​, entre os volumes final e inicial do gás? P

P PV

V

A

B

TA

2TA

V TP

T P

P

P

2. Considerando-se a compressão isotérmica de um

T

0

gás ideal, identifique a afirmação correta e esVcreva-a em seu caderno. V

a ) A densidade do gás aumenta e a energia cinética de suas moléculas também aumenta. b ) A densidade do gás permanece constante e a energia cinética das moléculas aumenta. c ) A densidade do gás e a energia cinética das moléculas do gás permanecem constantes.

1  ​  ​   a ) ―― 3

3. (UEL-PR) Os gases do estômago, responsáveis pelo arroto, apresentam composição semelhante à do ar que respiramos: nitrogênio, oxigênio, hidrogênio e dióxido de carbono. Nos gases intestinais, produzidos no intestino grosso pela decomposição dos alimentos, encontra-se também o gás metano. Considerando cada gás individualmente, qual seria a ordem esperada de liberação destes para o ambiente, em termos de suas velocidades médias de difusão no ar? a ) ​N ​ 2​ ,  ​O ​ 2​ ,  C​O ​ 2​ ,  ​H ​ 2​ ,  C​H ​ 4​ b ) ​H ​ 2​ , ​N ​ 2​ , ​O ​ 2​ , C​H ​ 4​ , C​O ​ 2​

c ) 1

d ) 2

e ) 3

6. (Unicentro-PR) Um profissional da área ambiental recebeu uma amostra de gás, sem identificação, para análise. Após algumas medidas, ele obteve os seguintes dados:

d ) A densidade do gás aumenta e a energia cinética das moléculas diminui. e ) A densidade do gás aumenta e a energia cinética das moléculas permanece constante.

1 b ) ―  ​  ​   2

Amostra

Massa (g)

Volume (mL)

Pressão (atm)

Temperatura​​ (°C) ​​

1,28

600

0,82

27

Com base nos valores obtidos, entre os gases indicados nas alternativas, conclui-se que a amostra era de: a ) O ​ ​ 2​

c ) ​N ​ 2​

b ) ​O ​ 3​

d ) ​S​O ​ 2​

e ) ​H ​ 2​

7. Muitas vezes, o excesso de poluição no ar faz vários materiais, como a fuligem, ficarem dispersos na atmosfera, prejudicando a população e causando problemas de saúde. Com base no que foi estudado, explique como algumas dessas suspensões são formadas e proponha possíveis maneiras de amenizar esse problema. Estudo dos gases ideais

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Ilustrações: Rafael Luís Gaion

PA

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Explorando o tema

O efeito estufa

Infográfico

Alguns gases na atmosfera têm a capacidade de reter o calor proveniente do Sol que chega à superfície da Terra. Esses gases produzem o chamado efeito estufa, um tema bastante polêmico porque muitos acreditam que ele seja a principal causa do aquecimento global. Sua reputação de vilão, no entanto, deve ser esclarecida, pois, contrariando o que muitos pensam, o efeito estufa ocorre de forma natural em nosso planeta. Esse efeito é responsável por manter a Terra com uma temperatura agradável para a nossa sobrevivência. Se não fosse a sua ação, a Terra seria gélida e sem vida.

Uma cobertura natural de gás Uma parte da radiação que a Terra recebe do Sol é absorvida pela superfície, a outra parte é refletida e retorna para o espaço. No entanto, os gases do efeito estufa atuam como uma espécie de armadilha que aprisiona uma parte desse calor refletido, fazendo-o retornar à Terra e impedindo, assim, que vá para o espaço. Esses gases ajudam a aquecer a superfície e a camada mais baixa da atmosfera, a troposfera. 1

A temperatura média da Terra seria −18 °C se não existisse o efeito estufa.

1

2

2

O Sol emite radiação infravermelha que atravessa a atmosfera e chega à superfície da Terra. Cerca de 30% da radiação solar que atinge a Terra é refletida automaticamente para o espaço. A razão entre a radiação refletida e a radiação incidente é chamada de albedo.

3

Água, solo e nuvens absorvem parte da radiação e são aquecidos. A outra parte dessa radiação é refletida para o espaço na forma de calor.

4

A maior parte da radiação refletida é irradiada de volta para a superfície da Terra pelos gases do efeito estufa. Esse processo aquece o planeta e a atmosfera.

5

Quanto maior a concentração de gases poluentes na atmosfera, maior é a reflexão dessa radiação. Isso ocasiona maior aquecimento da Terra, provocando o aquecimento global.

4

3

Alexey Yuzhakov/Shutterstock.com

5

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Unidade 1

O texto a seguir traz outras infromações sobre o efeito estufa. Leia-o.

Gases do efeito estufa alcançam novo recorde mundial [...] Cientistas do governo dos Estados Unidos indicaram nesta quarta-feira que as concentrações globais de dióxido de carbono atingiram um recorde de média global de 400 partes por milhão em março.

“Pela primeira vez desde que medimos a concentração de dióxido de carbono na atmosfera global, a concentração mensal deste gás de efeito estufa ultrapassou as 400 partes por milhão (ppm) em março de 2015”, informou a Agência Nacional Oceânica e Atmosférica (NOAA) . [...] O dióxido de carbono é uma parte natural da atmosfera da Terra, mas a queima de combustíveis fósseis emite quantidades excessivas no ar e cria um cobertor que retém o calor ainda mais. [...].

FloridaStock/Shutterstock.com

Em grandes quantidades, o dióxido de carbono é um poderoso e perigoso gás de efeito estufa, produto das atividades humanas, entre as quais a combustão de combustíveis fósseis, como o carvão e o petróleo, e o desmatamento.

O urso-polar, que vive no Polo Norte, é um dos animais afetados pela intensificação do efeito estufa.

Ser vivo adulto Urso-polar (Ursus maritimus): pode atingir de 2,1 a 3,4 metros de comprimento.

GASES do efeito estufa alcançam novo recorde mundial. Uol, 6 maio 2015. Disponível em: <http://noticias.uol.com.br/ciencia/ultimas-noticias/afp/2015/05/06/gases-do-efeito-estufaalcancam-novo-recorde-mundial.htm>. Acesso em: 12 fev. 2016.

O aquecimento resulta nas mudanças climáticas e no derretimento das calotas polares, o qual, por sua vez, ocasiona a elevação do nível dos oceanos e as ondas de calor, aumentando consideravelmente a incidência de ciclones, tufões e furacões. Ou seja, é gerada uma reação em cadeia que culmina na destruição de alguns ecossistemas e, consequentemente, na extinção de algumas espécies animais e vegetais. Veja as respostas das questões desta seção nas Orientações para o professor.

a ) De acordo com o texto, o efeito estufa natural é benéfico ou maléfico para os seres vivos? Justifique sua resposta. b ) Converse com seu professor e colegas sobre quais seriam as principais consequências do aumento da temperatura na Terra. Em seguida, elabore um parágrafo com suas opiniões. c ) Discuta com seus colegas de classe o que os seres humanos podem fazer para prevenir o aquecimento global. Em seguida, escreva, em seu caderno, um pequeno texto com suas conclusões acerca desse tema.

Gases do efeito estufa Composição em porcentagem das substâncias que compõem os gases do efeito estufa na atmosfera.

6% 12% 12%

53%

17%

dióxido de carbono ​​(C ​O​  2​​) ​​ metano ​​(C ​H​  4​​) ​​ clorofluorcarbonos ​​(CFCs) ​​ demais gases monóxido de dinitrogênio ​​(​N​  2​​  O) ​​ Laboratório de química ambiental. USP. Disponível em: <www.usp.br/qambiental/ tefeitoestufa.htm>. Acesso em: 26 fev. 2016.

Estudo dos gases ideais

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Ilustrações: Tamires Azevedo

O desmatamento, a queima de combustíveis fósseis (petróleo, carvão mineral e gás natural) e a poluição proveniente de indústrias são responsáveis pelo aumento considerável da quantidade de gases de efeito estufa (GEE), presentes na atmosfera terrestre. Devido a esse excesso, parte dos raios que deveriam ser refletidos para o espaço fica retida na atmosfera terrestre, ocasionando o aumento da temperatura do planeta.

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unidade

Estudo das dispersĂľes

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O Esquadrão de Demonstração Aérea (EDA), mais conhecido como Esquadrilha da Fumaça, apresenta um dos trabalhos da Força Aérea Brasileira (FAB). Esse tipo de exibição tem a finalidade de aproximar as forças aeronáuticas civis e militares, contribuindo não só com a integração delas, mas também garantindo a presença da FAB em eventos no Brasil e no exterior. Outro fator positivo é que tais apresentações despertam o interesse de novas vocações pelas atividades aeronáuticas, pois muitas pessoas se emocionam ao verem as manobras espetaculares executadas pelos pilotos talentosos nesses shows acrobáticos. Além da Esquadrilha da Fumaça, no Brasil existe outro grupo de acrobacias aéreas, sem contar vários outros espalhados pelo mundo. Quanto à fotografia, se observarmos todos os elementos que ela mostra notamos misturas sólidas, líquidas e gasosas. Observe, por exemplo, as misturas sólidas que compõem a carenagem dos aviões, a mistura líquida que forma a água do mar, os componentes da areia e da espuma formada pela água do mar e, por fim, a fumaça liberada pelos aviões. Veja as respostas destas questões nas Orientações para o professor.

A Em geral, de que materiais você acha que são feitas as carenagens dos aviões? B Por que as carenagens são feitas desse material? C Em sua opinião, quais materiais estão na composição da fumaça?

Fotografia da Esquadrilha da Fumaça obtida de uma aeronave da Força Aérea Brasileira, sobrevoando a Praia da Reserva, na Barra da Tijuca, em 2014, no Rio de Janeiro.

Sgt. Batista/Força Aérea Brasileira

D Como você explicaria a formação da espuma líquida produzida pelas ondas do mar?

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Subbotina Anna/ Shutterstock.com

Bolhas de sabão.

capítulo

Dispersões

Com base na fotografia acima, tem-se o objetivo de introduzir o conteúdo que será abordado no capítulo. No texto a seguir, essa imagem será contextualizada.

Os materiais que estão ao nosso redor são formados por misturas. As misturas ocorrem quando duas ou mais substâncias estão juntas em um sistema em quaisquer proporções. Se elas estiverem juntas em um sistema, mas não se dissolverem integral e uniformemente entre si, formam uma mistura heterogênea. Mas, se algum componente se dissolver integral e uniformemente em outro componente, forma-se então uma mistura homogênea.

questão, por isso analise os exemplos citados pelos alunos. Exemplo de mistura homogênea: sal dissolvido em água. Exemplo de mistura heterogênea: sistema com sal e areia.

A Cite um exemplo de mistura homogênea e um exemplo de mistura heterogênea.

Da

sh

aP

etr

en

ko

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hu

t te

rst

oc

k .c

om

Muitas misturas se espalham dentro do próprio sistema ou para fora dele, formando dispersões. Um exemplo disso são as bolhas de sabão, que você provavelmente já viu durante o banho ou ao lavar louças, roupas ou em brincadeiras, como a apresentada ao lado. A. Resposta pessoal. Existem diferentes respostas para essa

Mulher fazendo bolhas de sabão.

B Um material pode ter aparência homogênea a olho nu e aparência heterogênea Sim. Há materiais quando visto com auxílio de um instrumento óptico? Justifique. que, a olho nu, têm

aparência homogênea, mas, ao observá-los em um microscópio, detecta-se que são heterogêneos.

C As bolhas de sabão são exemplos de misturas? Justifique sua resposta. Substância: qualquer espécie de matéria constituída por átomos de certos elementos.

Sim. As bolhas de sabão são exemplos de misturas de gases e líquidos.

D As bolhas de sabão são exemplos de dispersão? Justifique sua resposta. Sim. Como são misturas e se espalham pelo ambiente, são um exemplo de dispersão.

E O ar atmosférico é uma dispersão? Justifique.

Sim. O ar atmosférico apresenta vários gases em sua constituição, logo é uma dispersão.

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Classificação das dispersões

Aaron Amat/Shutterstock.com

Andre y_Kuzmin/ Shuttersto

ck.com

totalmente dissolvido.

Mistura de água e açúcar.

Unidade 2

Como vimos na página anterior, as dispersões referem-se às misturas. Tanto uma mistura homogênea de água e açúcar quanto uma mistura heterogênea de água e terra são dispersões.

Mistura de água e terra.

A substância que se dissemina em outra, como o açúcar ou a terra das misturas acima, é denominada disperso. Já a água é o componente disseminador da mistura e recebe o nome de dispersante.

Baseando-se na visualidade e na característica do disperso, as dispersões podem ser classificadas em três tipos: soluções, dispersões coloidais (coloides) ou suspensões (agregados).

Este esquema representa a classificação das dispersões. Foram feitas ampliações para as partículas serem visualizadas. As cores utilizadas são representativas.

Em geral, os diâmetros médios das partículas são medidos em nanômetro (nm). −9

​1  nm  = ​10​​ ​  m​

O esquema ao lado apresenta, em proporção, o diâmetro médio de cada tipo de dispersão e sua classificação. Nas dispersões, além do diâmetro médio das partículas presentes, observam-se outras características. Veja-as no quadro abaixo.

soluções < 1 nm

Tipo de dispersão

Visualização das partículas dispersas

Características e natureza das partículas dispersas

Soluções

Em geral, não podem ser visualizadas a olho nu, ao microscópio óptico nem em ultramicroscópio.

Misturas homogêneas. Podem ser formadas por átomos, moléculas e/ou íons.

Podem ser visualizadas ao ultramicroscópio.

Misturas heterogêneas. Podem ser formadas por aglomerados de moléculas ou íons (de tamanhos médios entre 1 a 1 ​  000 nm​).

Podem ser visualizadas a olho nu.

Misturas heterogêneas. Podem ser formados por grandes aglomerados de moléculas ou íons (de tamanhos médios maiores que ​1  000  nm​).

Dispersões coloidais

Suspensões ou agregados

coloides

suspensões 1 000 nm

1 nm

diâmetro médio das partículas

Classificação das dispersões.

Exemplos dissolvido em ••sal água ••ouro 18 quilates atmosférico ••ar(formado apenas por gases)

••leite, gelatina,

geleia, queijo, maionese, margarina, manteiga, espuma de sabão, chantilly, isopor, neblina, fumaça

••granito (quartzo + feldspato + mica) ••água e argila ••água e areia

Ultramicroscópio: instrumento óptico que usa fenômenos de espalhamento de luz a fim de observar corpos de dimensões minúsculas, não vistos em microscópios comuns. Por causa da iluminação, os corpos observados são vistos como pontos brilhantes sobre um fundo escuro.

Estudo das dispersões

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Rafael Luís Gaion

Uma das principais diferenças entre as dispersões de água e açúcar e de água e terra, por exemplo, é o tamanho das partículas do disperso. Assim, as partículas de açúcar não são vistas facilmente a olho nu, enquanto as de terra são.

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Dispersões coloidais

1. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos respondam que não conseguiram visualizar separadamente as substâncias que compõem o leite.

1 Você já observou uma dispersão coloidal, como o leite desnatado? Conseguiu dio5050/Shutterstock.com

visualizar separadamente as substâncias que o compõem?

Copo com leite desnatado.

O termo coloide foi introduzido pelo cientista escocês Thomas Graham para indicar as características entre as soluções e as suspensões. Essa palavra tem origem grega e significa “forma de cola”. Ao observar o leite a olho nu, não é possível visualizar separadamente as substâncias que o compõem, o que constitui o aspecto de “cola” entre elas. Os coloides são misturas heterogêneas cujas partículas não podem ser vistas a olho nu e não se sedimentam com a ação da gravidade, somente com processo de ultracentrifugação.

Alain Pol, ISM/SPL/Latinstock

Por causa do tamanho, as partículas das dispersões coloidais passam através de um filtro, mas, em geral, não passam por uma membrana semipermeável. Quando observadas pelo ultramicroscópio, as partículas refletem e dispersam a luz, apresentando diversos pontos de luz com movimentos de zigue-zague.

Partículas de gordura e proteína que compõem o leite. Imagem ampliada cerca de 2 800 vezes.

Nos coloides, tanto a fase dispersa quanto a fase dispersante podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. Dependendo das fases do disperso e do dispersante, os coloides podem ser classificados em aerossol, espuma, emulsão, sol e gel. Veja no quadro objetivo deste quadro é apresentar exemplos de coloides e sua abaixo. O classificação, para conhecimento dos alunos. Portanto, não exija que eles memorizem nem as classificações nem as características.

Coloide

Disperso

Dispersante

Exemplos

aerossol sólido

sólido

gás

poeira, fumaça, desodorante

aerossol líquido

líquido

gás

neblina

espuma sólida

gás

sólido

poliuretano, isopor

espuma líquida

gás

líquido

espuma de sabão (detergente)

emulsão

líquido

líquido

maionese, manteiga, leite

sol

sólido

líquido

creme dental, tinta, pó de gelatina dissolvido

sol sólido

sólido

sólido

rubi, safira

gel

líquido

sólido

gelatina pronta, geleia

Efeito Tyndall

Dark Moon Pictures/Shutterstock.com

O efeito Tyndall foi descrito pelo químico e físico inglês Michael Faraday (1791-1867) e explicado pelo físico britânico John Tyndall (1820-1893). Esse fenômeno ocorre quando há dispersão da luz pelas partículas coloidais, o que possibilita visualizar o trajeto da luz pela qual essas partículas dispersam os raios luminosos. Por isso, em algumas estradas, encontra-se a indicação para baixar a luz do farol quando houver neblina, pois, nessas condições, a luz do farol é dispersa, de maneira que podemos observar as gotículas de água em suspensão no ar, prejudicando assim a visibilidade da estrada. Fenômeno de dispersão da luz ao passar por um meio com partículas coloidais.

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Estudo das soluções

Unidade 2

Em Química, considera-se que solução é um tipo de dispersão, uma mistura homogênea. Dessa forma, é constituída por duas ou mais substâncias em que há pelo menos uma substância dissolvida (dispersa) em outra (dispersante/dispergente). Outra característica a respeito das soluções é que elas não podem ser separadas por processos de filtração. Em soluções, o disperso é denominado soluto e o dispersante, solvente. O solvente refere-se à substância disseminadora, assim, apresenta a maior proporção de partículas nessa mistura homogênea. As soluções podem ser encontradas nos estados de agregação sólido, líquido e gasoso.

Alfonso de Tomas/Shutterstock.com

Soro fisiológico é uma mistura homogênea contendo 0,9% de cloreto de sódio em água. Trata-se de uma solução líquida.

Balão com ar atmosférico. Toda mistura que contenha apenas gases é uma solução. Fabio Colombini

DomDew_Studio/Shutterstock.com

Dabarti CGI/Shutterstock.com

Tubos de aço inoxidável são misturas homogêneas cujos componentes principais são ferro, carbono e crômio. Trata-se de uma solução sólida.

A solução gasosa mais comum é o ar atmosférico (seco e filtrado), cujos principais componentes apresentam, aproximadamente, 78% em volume de gás nitrogênio (N2), 21% em volume de gás oxigênio (O2) e 0,9% de gás argônio (Ar).

Em geral, as soluções de maior aplicação em nosso cotidiano têm como solvente a água. Nelas, as partículas do soluto estão uniformemente distribuídas no solvente, e não podem ser visualizadas nem mesmo pelo ultramicroscópio. Dependendo da proporção da substância dispersa, é possível ocorrer precipitação de parte dela no recipiente, formando um corpo de fundo, com saturação da solução. Isso ocorre, por exemplo, ao misturarmos 20 colheres (de sopa) cheias de sal em 200 mL de água a temperatura ambiente.

Mistura de água e sal.

2 Toda solução é uma dispersão ou toda dispersão é uma solução? Justifique sua resposta. Toda solução é uma dispersão, pois as dispersões são misturas, tanto

homogêneas quanto heterogêneas. As soluções são misturas homogêneas.

Quando se adiciona gradativamente cloreto de sódio à água, em temperatura e pressão constantes, e se agita continuamente, em dado momento observa-se que não ocorrerá mais a dissolução do sal. Exemplo: é possível dissolver, no máximo, até 36 g de cloreto de sódio em 100 g de água, a ​20  °C​. Tem-se, nesse caso, uma solução saturada de cloreto de sódio. A relação entre a quantidade máxima de soluto dissolvida e a quantidade de solvente é denominada coeficiente de solubilidade CS. Por exemplo, o coeficiente de solubilidade do cloreto de sódio em água é: C ​ ​S​  NaCℓ​​  = 36 g  NaCℓ / 100 g  ​H ​ 2​​O (​ 20 °C) ​​ Assim, uma solução que apresenta quantidade de soluto inferior ao valor do coeficiente de solubilidade é denominada solução insaturada.

Solução saturada: solução que contém a quantidade máxima de soluto dissolvido, em uma quantidade padrão de solvente, a uma dada temperatura e pressão.

Estudo das dispersões

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

1. (Fuvest-SP) Entre as figuras a seguir, a que melhor representa a distribuição das partículas de soluto e de solvente, numa solução aquosa diluída de cloreto de sódio, é: a )

d )

b )

e )

IV ) Após 10 minutos em repouso, incidiu sobre os béqueres o feixe de luz do apontador laser, conforme as fotografias a seguir. A

Béquer com 5 mL de álcool etílico.

Ilustrações: Fuvest

c )

2. (Fuvest-SP) Azeite e vinagre, quando misturados, separam-se logo em duas camadas. Porém, adicionando-se gema de ovo e agitando-se a mistura, obtém-se a maionese, que é uma dispersão coloidal. Nesse caso, a gema de ovo atua como um agente: a ) emulsificador.

d ) redutor.

b ) hidrolisante.

e ) catalisador.

c ) oxidante.

3.

Experimento Um professor, devidamente equipado com óculos de proteção, luvas, jaleco de mangas compridas e sapatos fechados, realizou o seguinte experimento para investigar com os alunos o que acontece com a luz ao atravessar materiais com partículas dispersas. Importante: não realize esse experimento sem o acompanhamento de um profissional habilitado e sem os equipamentos de proteção.

I ) Adicionou 50 mL de água destilada em dois recipientes de vidro (béquer), devidamente limpos e secos.

Fotos: Jacek/Kino.com.br

B

Béquer com 5 mL de xampu.

Com base no experimento, explique as diferenças observadas na passagem da luz nos béqueres A e B.

4. (UEL-PR) A força e a exuberância das cores douradas do amanhecer desempenham um papel fundamental na produção de diversos significados culturais e científicos. Enquanto as atenções se voltam para as cores, um coadjuvante exerce um papel fundamental nesse espetáculo. Trata-se de um sistema coloidal formado por partículas presentes na atmosfera terrestre, que atuam no fenômeno de espalhamento da luz do Sol. Com base no enunciado e nos conhecimentos acerca de coloides, considere as afirmativas a seguir. I ) São uma mistura com partículas que variam de 1 a ​1 000​nm. II ) Trata-se de um sistema emulsificante. I II ) Consistem em um sistema do tipo aerossol sólido. I V ) Formam uma mistura homogênea monodispersa. Identifique a alternativa correta.

II ) No béquer A, colocou 5 mL de álcool etílico absoluto para microscopia 99,5% e agitou bem.

a ) Somente as afirmativas I e II são corretas.

III ) No béquer B, adicionou 5 mL de xampu comum e agitou bem.

d ) Somente as afirmativas I, II e IV são corretas.

b ) Somente as afirmativas I e III são corretas. c ) Somente as afirmativas III e IV são corretas. e ) Somente as afirmativas II, III e IV são corretas.

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5. (Enem/MEC) O efeito Tyndall é um efeito óptico

b ) à interferência do feixe de luz neste meio.

de turbidez provocado pelas partículas de uma dispersão coloidal. Foi observado pela primeira vez por Michael Faraday em 1857 e, posteriormente, investigado pelo físico inglês John Tyndall. Este efeito é o que torna possível, por exemplo, observar as partículas de poeiras suspensas no ar por meio de uma réstia de luz, observar gotículas de água que formam a neblina por meio do farol do carro ou, ainda, observar o feixe luminoso de uma lanterna por meio de um recipiente contendo gelatina.

c ) à transmissão do feixe de luz neste meio.

REIS, M. Completamente Química: Físico-Química. São Paulo: FTD, 2001 (adaptado).

Ao passar por um meio contendo par tículas dispersas, um feixe de luz sofre o efeito Tyndall devido: a ) à absorção do feixe de luz por este meio.

e ) ao espalhamento do feixe de luz neste meio.

6.

Pesquisa

Unidade 2

d ) à polarização do feixe de luz por este meio.

O soro caseiro é um exemplo de solução. Pesquise como se prepara um soro caseiro, apontando os seguintes elementos:

• •componentes da mistura; • •solvente; • •solutos; • •representação da dissolução; • •função do soro caseiro no organismo humano.

Solubilidade de gases em líquidos As moléculas de um gás estão em constante movimento. Com isso, o contato de um gás ou mistura gasosa com um líquido faz que as moléculas se choquem com as do líquido, possibilitando a dissolução de parte desse gás. Em nosso planeta, com exceção de algumas situações de vácuo, os líquidos estão em contato com uma atmosfera gasosa, por isso apresentam gases dissolvidos em sua composição. 3 O que acontece quando abrimos um recipiente com alguma bebida gaseificada? Parte do gás é liberada.

4 Esse fenômeno ocorre sempre da mesma maneira para qualquer recipiente com bebida gaseificada e em qualquer lugar que estivermos? Não. O fenômeno também depende da solubilidade do gás, da temperatura e da pressão exercida sobre o gás.

A reatividade influencia na solubilidade de gases em líquidos. Os gases que reagem com líquidos tendem a apresentar maior solubilidade que aqueles que não reagem. No quadro abaixo, são destacados alguns gases e sua solubilidade em líquido, de acordo com a reatividade. Solubilidade em litros do gás por 1,0 L de água, nas CNTP ​​(0 °C  e  1 atm) ​​.

Gás

Reatividade

Nitrogênio ​​(​N​  2​​) ​​

Não reage

​2,0  ⋅ ​10​​ ​​

Oxigênio ​​(​O​  2​​) ​​

Não reage

​3,9  ⋅ ​10​​ ​​

Andreas Rentz/Getty Images

A solubilidade do gás em líquidos depende da reatividade do gás, da temperatura e da pressão exercida sobre ele.

Garrafa de água gaseificada sendo aberta.

−2

−2

Quando há aumento da temperatura da água de um lago, a solubilidade dos gases presentes nela diminui, ficando menos disponíveis para plantas e animais aquáticos.

−5

Argônio ​​(Ar) ​​​​

Não reage

​2,5  ⋅ ​10​​ ​​

Amoníaco ​​(​N H​  3​​) ​​

​ ​N​H​  3​​​(g) ​  + ​H​  2​​O​(ℓ) ​ ⎯ ​  ⎯   ​N​      H​  4​​OH​(aq) ​​ ↽  ⇀ ​

​1,1  ⋅ ​10​​ ​​

Cloro ​​(C​ℓ​  2​​) ​​

​ ​C​ℓ​  2​​​(g) ​  + ​H​  2​​O​(ℓ) ​ ⎯ ​  ⎯   ​HCℓ​      ↽  ⇀ (aq) ​  + HCℓO​(aq) ​​ ​

​8,1​

3

5 Você já notou diferença ao abrir bebidas gaseificadas geladas e em temperatura ambiente? Qual é a diferença? Resposta pessoal. Sim, em temperatura ambiente, a eliminação de gás tende a ser maior do que quando a bebida está gelada.

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A temperatura influencia a solubilidade de gases em líquidos. Logo, quanto maior a temperatura, menor a solubilidade. Além disso, a agitação das moléculas de um líquido também aumenta conforme a temperatura, o que dificulta a solubilidade de um gás em seu interior. Por isso, bebidas em temperatura ambiente costumam liberar mais gás do que quando estão geladas.

Solubilidade de gases com o aumento da temperatura Solubilidade (mol/L) CH4

O gráfico ao lado representa, de forma geral, a solubilidade de diferentes gases com o aumento de temperatura.

2.0 O2

CO 1.0

He 0

10

20

30

40

50 Temperatura (ºC)

Gráfico elaborado com base em: BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2007. p. 457.

A pressão influencia na solubilidade dos gases no líquido. De acordo com a lei de solubilidade estabelecida pelo químico britânico William Henry (1775-1836), a solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional à pressão do gás sobre o líquido. Para a segurança do mergulhador, cada tipo de mergulho, com profundidade e tempo de mergulho determinados, exige o uso de misturas específicas enriquecidas com gás oxigênio e/ou outros gases, especialmente o gás hélio. A utilização da mistura adequada possibilita a ampliação do tempo e da profundidade de mergulho e, ainda, pode diminuir o período de descompressão ao voltar à superfície.

Rostislav Ageev/Shutterstock.com

Em geral considera-se que a cada 10 m de profundidade em água salgada, a pressão tende a aumentar 1 atm. Se um mergulhador, por exemplo, está a uma profundidade de 200 m, ele estará submetido a uma pressão de 21 atm. Assim, a pressão parcial dos gases será aumentada em 21 vezes. Mergulhador realizando um mergulho com o auxílio de equipamentos de segurança e cilindro de gás.

Quanto maior a pressão sobre o gás, maior também será a sua solubilidade na amostra líquida.

Solubilidade de gases com o aumento da pressão

O gráfico ao lado representa, de forma geral, a solubilidade de dois gases com o aumento de pressão.

Solubilidade molar (mol/L) 1,5 ∙ 10-3

À medida que se aumenta a pressão sobre o gás, maior é o número de partículas gasosas dissolvidas no líquido. O esquema a seguir representa esse fato.

O2 1,0 ∙ 10-3

Note que conforme o êmbolo é empurrado para baixo, as partículas representadas por esferas vermelhas misturam-se ao líquido. Com isso, a quantidade de gases dissolvidos passa a ser maior.

N2 0,5 ∙ 10-3

Gráfico elaborado com base em: ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. p. 395.

0

Exemplos:

0,5

1 Pressão parcial (atm)

P1

• gases dissolvidos no tanque de mergulhadores; • CO 2 dissolvido em água gaseificada. P2

A solubilidade de um gás em líquido aumenta com o aumento da pressão.

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

P 2 > P1

Neste esquema foram utilizadas esferas para representar os movimentos das partículas dos gases que se dissolvem no líquido. As cores utilizadas não correspondem às reais.

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Solubilidade de soluções

Jacek/Kino.com.br

O sistema água e gasolina é uma mistura heterogênea. Nesse caso, têm-se líquidos imiscíveis, pois não se dissolvem entre si, apesar de se misturarem.

Jacek/Kino.com.br

Gabor Nemes/Kino.com.br

O álcool hidratado comercial é uma combinação de álcool e água. Trata-se de uma mistura homogênea, logo uma solução líquida. Água e álcool etílico são líquidos miscíveis, pois se dissolvem entre si em quaisquer proporções.

Unidade 2

Em geral, diferentes solutos dissolvem-se em quantidades diferentes, em uma mesma quantidade de solvente, na mesma temperatura e pressão.

O sistema querosene e gasolina é uma mistura homogênea.

Como já vimos, as soluções saturadas são aquelas que, em determinada temperatura e pressão, atingiram o valor do coeficiente de solubilidade e são estáveis. Considerando-se o coeficiente de solubilidade do cloreto de sódio (NaCℓ) igual a CS NaCℓ = 36 g/100 g de água a 20 °C, se, sob agitação contínua, adicionarmos gradativamente 36 g de cloreto de sódio em 100 g de água a 20 °C, obteremos uma solução saturada sem corpo de fundo. Nesse caso, a solução apresenta a quantidade de soluto dissolvida igual ao valor do coeficiente de solubilidade. 100 g de água a 20 °C

solução saturada SEM corpo de fundo

36 g de NaCℓ

Solução saturada de cloreto de sódio sem corpo de fundo.

Se adicionarmos 60 g de cloreto de sódio (NaCℓ) em 100 g de água, a 20 °C, e agitarmos, ocorrerá a dissolução de 36 g do soluto e, em um primeiro momento, haverá 24 g desse sal não dissolvido na solução. Em seguida, esses 24 g de sal se precipitarão, pois o NaCℓ é mais denso que a referida solução saturada, formando o corpo de fundo. Ao final, se o sistema for colocado em repouso, teremos uma solução saturada com corpo de fundo (solução estável). 100 g de água a 20 °C solução saturada COM corpo de fundo contendo 24 g de NaCℓ (precipitado)

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

60 g de NaCℓ

Solução saturada de cloreto de sódio com corpo de fundo.

6 O que poderia ser feito para retirar os 24 g de cloreto de sódio (NaCℓ) não dis-

solvidos? Como se trata de uma mistura heterogênea (sólido + líquido) em que há solução saturada com corpo de fundo poderia ser feita uma filtração simples. Dessa forma, haveria separação do precipitado e o filtrado seria uma solução saturada sem corpo de fundo.

Agora, considere os dados experimentais relativos aos coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio (KN O 3 ) nas temperaturas 20 °C e 100 °C, à pressão de 1 atmosfera, como apresentado no quadro ao lado.

Temperatura (°C) Coeficiente de solubilidade (g KNO3/ 100 g H2O)

20

100

31,6

246

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Se, em um béquer com 100 g de água a 20 °C, adicionarmos 25 g de nitrato de potássio (KN O 3) e agitarmos adequadamente, poderemos observar que a massa de soluto adicionada se dissolverá totalmente, em razão do coeficiente de solubilidade a essa temperatura. Nesse caso, teríamos uma solução insaturada. Se, nessa mesma solução, sob agitação e na temperatura de 20 °C, fosse adicionado mais 15 g de KNO 3, obteríamos uma mistura com corpo de fundo. Isso ocorreria porque a quantidade desse sal apresenta massa total de 40 g na mistura, com excesso de 8,4 g. Esse excesso de sal começaria a se precipitar, até que, em dado momento, todo o excesso (8,4 g do sal), agora no fundo do béquer, formaria o corpo de fundo. Nesse caso, teríamos uma solução saturada com corpo de fundo.

7. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos digam que a solução seria insaturada em nitrato de potássio, pois nessa temperatura a massa de sal dissolvida (40 g) é menor que o CS (246 g nitrato de potássio/100 g de água).

Os valores dos coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio, nas duas temperaturas indicadas no quadro da página anterior, permitem concluir que, para esse sal, ao se aumentar a temperatura, aumenta-se também o coeficiente de solubilidade. Desse modo, tem-se uma dissolução endotérmica, ou seja, quanto mais o sistema absorve energia, mais altas serão as suas temperatura e solubilidade. 7 A 100 °C essa solução de nitrato de potássio seria saturada ou insaturada? Justifique sua resposta.

No esquema a seguir, observe como pode ser dissolvido o corpo de fundo da solução saturada de nitrato de potássio e água. Nesse experimento, todos os sistemas apresentam 100 g de água.

solução saturada com corpo de fundo (20 °C)

aquecimento Δ

Momento em que deixa de existir corpo de fundo. Solução saturada sem corpo de fundo.

Em seguida, aquecendo a mistura, observa-se que a quantidade de corpo de fundo diminui, pois se trata de uma dissolução endotérmica.

31,6 g KNO3 dissolvidos em 100 g de H2O 8,4 g KNO3(s) precipitado

numa dada temperatura > 20 °C

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Partindo-se da solução saturada com corpo de fundo, citada anteriormente, a qual apresenta 31,6 g de KNO 3 dissolvido e 8,4 g desse sal não dissolvido (corpo de fundo) em 100 g de água, a 20 °C.

decorrido algum tempo

solução estável solução saturada com corpo de fundo a 20 °C

aquecimento

Δ

resfriamento

Durante o aquecimento, em uma determinada temperatura T, o precipitado desaparece, formando-se uma solução saturada sem corpo de fundo na temperatura T.

Se o aquecimento continuar, a solução de água e nitrato de potássio se tornará insaturada.

solução insaturada (100 °C)

solução instável solução supersaturada a 20 oC solução em repouso

Como essa solução, em repouso, é bastante instável, caso seja agitada ou a ela seja adicionado um pequeno cristal de (KNO 3(s)), deverá ocorrer a precipitação de todo o excesso dissolvido (8,4 g de nitrato de potássio). Assim, a tendência é que essa solução supersaturada se torne saturada com corpo de fundo, a 20 °C.

Se essa solução insaturada a 100 °C for colocada posteriormente em repouso para que a temperatura volte a ser 20 °C, inicialmente, os 40 g de KNO 3 tendem a continuar dissolvidos. Nesse momento, tem-se um sistema em que há mais soluto dissolvido (40 g) que o valor do coeficiente de solubilidade CS KNO = 31,6 g KNO 3/ 100 g H 2O a 20 °C. Portanto, 3 nesse caso, será formada uma solução supersaturada.

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Curvas de solubilidade

Unidade 2

Conhecendo os valores do coeficiente de solubilidade de determinada substância a diferentes temperaturas, pode-se montar um gráfico denominado curva de solubilidade dessa substância. Assim, as curvas de solubilidade são os gráficos que mostram a variação dos coeficientes de solubilidade em função da temperatura. Para o caso do nitrato de potássio, os coeficientes de solubilidade, de acordo com a temperatura, podem ser representados em um quadro e em uma curva de solubilidade. Veja a seguir. Temperatura (°C)

CS g KN O / ( 3 100 g H 2O)

0

13,3

260

10

20,9

240

20

31,6

30

45,8

Curva de solubilidade do nitrato de potássio (g KNO3 / 100 g H2O)

220 200 180 160

40

63,9

50

85,5

120

60

110

100

70

138

60

80

169

40

90

202

0

100

246

pontos de saturação

região das soluções supersaturáveis (instáveis)

O ponto de saturação representa um limite de estabilidade da solução.

140

80 região das soluções insaturáveis (estáveis)

20 40

60

80

100 Temperatura (ºC)

Observa-se que a curva de solubilidade do nitrato de potássio é ascendente. Logo, trata-se de uma dissolução que é favorecida pelo aquecimento, ou seja, uma dissolução endotérmica.

Curva de solubilidade de dissoluções endotérmicas e exotérmicas Solubilidade

Grande parte das substâncias apresenta esse comportamento, entretanto, há substâncias em que o aumento da temperatura desfavorece a sua dissolução. Nessas situações, tem-se uma dissolução exotérmica (curva descendente). Assim, quanto mais calor o sistema ganha, maior é a temperatura e menor é a solubilidade. Na dissolução exotérmica, para aumentar a solubilidade, é necessário resfriar o sistema, diminuindo sua temperatura.

A

50 40

B 30 20

Graficamente, esses comportamentos podem ser representados como mostra o gráfico ao lado.

10

As curvas A e B representam dissoluções endotérmicas. A curva C representa uma dissolução exotérmica.

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

20

C

0 10

20

30 40 Temperatura (ºC)

Atividades resolvidas R1. (Fuvest-SP) Quatro tubos contêm 20 mL de água cada um. Coloca-se nesses tubos dicromato de potássio (K 2Cr 2O 7), nas seguintes quantidades: Tubo A: 1,0 g

Tubo B: 3,0 g

Tubo C: 5,0 g

Tubo D: 7,0 g

A solubilidade do sal, a 20 °C, é igual a 12,5 g/100 mL de água. Após agitação, em quais tubos coexistem, nessa temperatura, solução saturada e fase sólida? a) Em nenhum.

c) Apenas em C e D.

b) Apenas em D.

d ) Apenas em B, C e D.

e ) Em todos.

Estudo das dispersões

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Resolução O coeficiente de solubilidade é: ​C​S​  ​K​ 

​​  = 12,5 g / 100 mL ​H ​ 2​​O ​(20 °C) ​​

​​C​r​  2​​​O​  7​​

2

Assim, ​12,5  g ​K​  2​​C​r​  2​​​O​  7​​​ ​ ​ X

​100  mL ​H​  2​​O​ ​20  mL ​H​  2​​O​

12,5 ⋅ 20 ​X  = ​  ――  ​  = 12,5 ∴ X =  2,5  g ​K​  2​​C​r​  2​​​O​  7​​​     100 Dessa forma, só o tubo A apresentará o dicromato de potássio (​​​K​  2​​C​r​  2​​​O​  7​​) ​​ totalmente dissolvido. Nos demais tubos, as soluções deverão estar saturadas e apresentar corpo de fundo, ou seja, dicromato não dissolvido. Assim, a resposta correta é a letra d.

R2. O gráfico ao lado representa as curvas de solubilidade de algumas substâncias.

Curva de solubilidade

Com base nesse gráfico, responda.

Solubilidade (g soluto/100 g H2O)

b ) Qual é a máxima quantidade de cloreto de potássio ​(KCℓ)​ que conseguimos dissolver em 100 g de água a ​50 °C​ de forma que se obtenha uma solução estável?

KNO3

240 220 200

NaNO3

180 160 140

NaBr

120 100

c ) Qual das substâncias tem a sua solubilidade diminuída com o aumento de temperatura?

80

d ) Qual é a massa mínima de ​KCℓ​ que satura 800 g de água a 5 ​ 0 °C​? Qual é a massa mínima da solução saturada obtida nessas condições?

20

KBr KC

60 40 0

Ce2(SO4)3 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura (ºC)

Rafael Luís Gaion

a ) Qual é a substância mais solúvel em água a​ 40 °C​?

Resolução a ) Na temperatura de ​4 0  °C​, a substância mais solúvel é o brometo de sódio (​​NaBr) ​​. b ) Observando o gráfico, na temperatura de ​5 0 °C​ para a substância ​KCℓ​, teremos o valor 40 (ponto sobre a curva, logo solução saturada e estável) no eixo das ordenadas. Assim, concluímos que é possível dissolver até 40 g de ​KCℓ​ em 100 g de água a 5 ​ 0 °C​, sendo esse o valor de seu coeficiente de solubilidade, ou seja: ​C​S​  KCℓ​​  = 40 g /  100 g ​H ​ 2​​O ​(50 °C) ​​.

c ) Sulfato de cério ​C​e​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​​. 3

d ) O coeficiente de solubilidade é: ​C​S​  KCℓ​​  = 40 g /  100 mL ​H ​ 2​​O ​(50 °C) ​​ Assim, ​4 0 g KCℓ​

​100  mL ​H​  2​​O​

​X​

​8 00  mL ​H​  2​​O​

40 ⋅ 800  ​   = 320  ∴ X = 320 g KCℓ​ ​X  = ​  ――   100 Para saturar 800 g de água na referida temperatura, são necessários, pelo menos, 320 g de K ​ Cℓ​(solução saturada estável). Dessa forma, a massa mínima da solução saturada (estável) obtida apresenta 320 g de soluto e 800 g de solvente, totalizando 1 120 ​​g de solução.

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Química em foco Unidade 2

O uso de dispersões nas profissões Muitas vezes utilizamos dispersões em ações cotidianas sem nos darmos conta. Alguns exemplos de materiais que constituem dispersões são: ar, água tratada, neblina, fumaça, alimentos, bebidas, produtos de higiene pessoal, materiais de limpeza, medicamentos, pedras preciosas e, inclusive, constituintes de nossas células e sangue.

Fo

od

pic

t ur

es

/S

hu

t te

rst

oc

k .c

om

Muitos profissionais utilizam dispersões específicas ao realizar algumas de suas atividades de rotina. Veja alguns deles:

Um cozinheiro pode utilizar vários tipos de dispersões na preparação de suas receitas. Ingredientes, como: maionese, leite, chantili, margarina, mel, requeijão, creme de leite, gelatina, amido, sorvete, queijo etc. são aguns exemplos de coloides.

Ro

ss

He

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/S

hu

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rst

oc

k .c

om

.co ck s to t er ut Sh o/ mb oto Nic

Um grafiteiro para produzir a sua arte, o grafite, pode utilizar coloides, como a tinta e o aerossol. Na tinta, os pigmentos (sólidos) estão dispersos em dispersantes (líquidos). No aerossol, os pigmentos líquidos (tinta) estão dispersos em propelentes que, geralmente, apresentam pressões mais altas e são líquidos com baixos pontos de ebulição. Ao ser pressionado, o aerossol libera um spray, coloide formado por líquido (tinta) disperso em gás (propelente).

m

Ingredientes sendo misturados no preparo de uma receita.

Grafiteiro utilizando tinta aerossol.

Em tratamentos odontológicos de seus pacientes, o dentista pode prescrever o uso de algumas dispersões coloidais, como: cremes dentais e flúor-gel para reforçar a estrutura do esmalte dos dentes, reduzindo significativamente a incidência de cáries dentárias. O amálgama de prata utilizado em obturações é uma mistura que apresenta principalmente prata e mercúrio. Em clareamento dentário, é comum o profissional utilizar o gel de peróxido de carbamida (​​ C​H​  6​​​N​  2​​​O​  3)​​  ​​.

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dr

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po

S v/

hu

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Ao prescrever alguns medicamentos para o tratamento de seus pacientes, um médico pode indicar medicamentos que apresentam dispersões. Colírio e soro fisiológico são exemplos de dispersões que, em geral, são soluções; pomadas e cremes são coloides; antibióticos, leite de magnésia e contrastes de radiografia são exemplos de suspensões.

m

Dentista realizando tratamento odontológico em uma paciente.

Médica entregando uma prescrição médica.

Estudo das dispersões

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

7. Considere as fotografias a seguir e responda ao

solubilidade para diversos sais inorgânicos. A análise do gráfico permite concluir que a quantidade mínima de água, em gramas, a 10 °C , necessária para dissolver 16 g do sal A é igual a:

que se pede.

lo

dy

m

Kr

as

y

Sh

ut

te

r

ck

.co

m

Curva de solubilidade de sais inorgânico Gyvafoto/Shutterstock.com

Vo

yr

/ uk

o st

9. (UEG-GO) O gráfico a seguir mostra a curva de

Creme dental.

100

Gramas de soluto para saturar 100 g H2O sal A

90 sal B

80

sal C

70 60 50

sal D

40

Leite sendo despejado no copo.

30

a ) Como poderiam ser classificados estes dois materiais coloidais? b ) Qual é a fase dispersa e o meio dispersante em cada caso?

Rafael Luís Gaion

20 sal E

10 0

10

20

a ) 12

8.

Pesquisa

30

40

b ) 20

50

60

70

80

90 100 Temperatura (ºC)

c ) 36

d ) 48

10. O quadro a seguir fornece o coeficiente de solu-

(Enem/MEC) Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer até a obtenção de uma só fase, prepara-se uma solução. O mesmo acontece ao se adicionar um pouquinho de sal à água e misturar bem. Uma substância capaz de dissolver o soluto é denominada solvente; por exemplo, a água é um solvente para o açúcar, para o sal e para várias outras substâncias. A figura a seguir ilustra essa citação.

solvente

solução

Somma Studio

sacarose

Suponha que uma pessoa, para adoçar seu cafezinho, tenha utilizado 3,42 g de sacarose (massa molar igual a 342 g/mol) para uma xícara de 50 mL do líquido. Qual é a concentração final em mol/L de sacarose nesse cafezinho? a ) 0,02

c) 2

b ) 0,2

d ) 200

e ) 2 000

bilidade CS do cloreto de sódio em g de NaCℓ por 100 g de água, em diferentes temperaturas. Coeficiente de solubilidade

Temperatura (°C)

(g de NaCℓ ⁄ 100 g de H 2O)

0

35,7

10

35,8

20

36

30

36,3

40

36,6

50

37

60

37,3

70

37,8

a ) Calcule a quantidade máxima de NaCℓ que se dissolve totalmente em 200 g de água a 40 °C. b ) Calcule a quantidade de massa de NaCℓ, que ainda é possível dissolver totalmente, se aumentarmos para 70 °C a temperatura de uma solução aquosa saturada de massa 205 g a 10 °C. c ) Construa uma curva de solubilidade usando os dados fornecidos no quadro.

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Oficina de Química

*A neblina é uma dispersão coloidal (grupamento de partículas de água dispersas no ar) e, por isso, está sujeita ao efeito Tyndall. Se o motorista utilizar farol alto, o feixe de luz emitido tenderá a se dispersar na frente do veículo, dificultando, dessa forma, sua visibilidade e aumentando o risco de acidentes.

Unidade 2

Ponto zero

Efeito Tyndall

Os diâmetros médios das partículas de uma dispersão podem influenciar no trajeto luminoso de um feixe de luz.

• •“Sob neblina, use luz baixa.”, placas com este tipo de aviso são frequentemente vistas nas estradas. Você sabe o motivo dessa recomendação? *

Nesta oficina estudaremos a classificação das dispersões, de acordo com o comportamento adquirido por um feixe de luz ao incidir sobre suas partículas.

Materiais

• •6 béqueres ou copos de vidro transparentes de mesmo tamanho • •5 colheres • •xampu • •sal de cozinha (​NaCℓ​- cloreto de sódio) • •álcool • •leite • •amido de milho • •água filtrada ou destilada

Mãos à obra

••1 cartolina preta ••1 “apontador” a

laser (pode ser utilizada uma lanterna comum, porém será necessário adaptá-la da seguinte maneira: corte um pedaço de cartolina preta, faça um pequeno orifício no centro dele com a ponta do lápis e fixe-o na frente da lanterna (posição central) de forma que, ao ligá-la, o feixe de luz passe somente por esse orifício).

1. Substância pura e solução (béqueres 1, 3 e 4): permitem a passagem de luz. Coloide (béqueres 2 e 5): por causa do diâmetro médio das partículas dispersas, é possível observar o efeito Tyndall, o qual dispersa a luz de forma regular. Suspensão (béquer 6): dispersa a luz, não produzindo um feixe regular.

2. As

A Enumere os béqueres de 1 a 6, e adicione água destilada até metade do volume de partículas dispersas cada um. que

constituem

B Em cada béquer, adicione uma colher das substâncias indicadas a seguir, misturando-as os sistemas coloidais são à água. maiores

-- béquer 2: xampu; -- béquer 3: sal de cozinha (cloreto de sódio);

-- béquer 4: álcool; -- béquer 5: leite; -- béquer 6: amido de milho.

C Observe os béqueres de 2 a 6, comparando-os com o béquer 1, que contém apenas água. Anote em seu caderno as suas observações. D Durante o experimento, posicione cada um dos béqueres a serem analisados entre a cartolina e o apontador a laser e, em seguida, incida o feixe de luz. Em cada um dos béqueres, procure observar a trajetória da luz na mistura e a marca produzida na cartolina. Anote os resultados em seu caderno.

Para pensar

que as partículas dispersas nas soluções, o que pode dispersar a luz. Assim, também é possível observar o feixe de luz atravessando o béquer.

3. O béquer 6 apresenta uma dispersão do tipo suspensão, em que as partículas presentes possuem diâmetro médio superior às dos sistemas coloidais. Assim, após certo tempo em repouso, as partículas que constituem as suspensões, pela ação da gravidade, tendem a se depositar no fundo do béquer. Isso não tende a ocorrer nos demais béqueres.

1. Com base no resultado da trajetória da luz, classifique as dispersões dos béqueres (1 a 6) em solução, coloide ou suspensão.

2. Por que é possível observar a trajetória da luz nos coloides e não nas soluções? 3. Após certo tempo em repouso, o que acontece com a dispersão contida no béquer 6? O mesmo acontece com os outros béqueres?

4. Em quais situações do dia a dia você já verificou fenômenos semelhantes a esse? Explique. Ao incidir o farol de um automóvel sobre uma neblina e ao entrar um feixe de luz em um ambiente mais escuro, em que é possível ver as partículas de poeira no feixe de luz.

!

Não direcione a luz do apontador a laser para o rosto das pessoas, pois ele pode causar danos aos olhos.

Ao final do experimento, dilua cada uma das dispersões e, em seguida, elas podem ser descartadas na pia. A cartolina pode ser reciclada.

Estudo das dispersões

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Aqui tem Química

Radiografia de contraste

Conhecendo Os raios X passam facilmente pelos tecidos moles, como músculos e órgãos internos, mas são parcialmente retidos por tecidos mais densos, como ossos e dentes. Estes retêm os raios X, por isso a gravação na chapa fica clara, enquanto os tecidos menos densos aparecem com uma tonalidade mais escura. Nas chapas de raios X, é possível localizar desde fraturas ósseas até cáries dentárias. Dessa forma, para radiografar as regiões de baixa densidade, é necessário o emprego de contrastes, os quais apresentam em sua composição substâncias que contêm átomos de elementos de alto número atômico. Como exemplos podemos citar o bário e o iodo, pois são substâncias que atenuam a ação dos raios X, assim, a imagem de regiões de menor densidade torna-se mais clara. Javier Rosano/Shutterstock.com

Para obter imagens de ressonância magnética, os contrastes geralmente podem apresentar o elemento gadolínio como principal constituinte, o qual possui propriedades paramagnéticas. Assim como há inúmeros tipos de contrastes também existem diversas vias de administração. Dessa forma, eles podem ser aplicados via oral, via intravenosa, entre outras maneiras. Radiografia do tórax de uma pessoa. As regiões de maiores densidades apresentam coloração mais clara.

Estudando Para radiografar o estômago ou os intestinos, o paciente pode ingerir uma suspensão de sulfato de bário (​​BaS​O​  4​​) ​​, pois geralmente cobre as paredes desses órgãos “barrando” a passagem dos raios X. Assim, a imagem formada na chapa torna-se mais clara, podendo visualizar inclusive lesões nos tecidos do aparelho digestivo. Um tumor nessa região costuma aparecer na imagem como uma mancha mais escura.

thailoei92/Shutterstock.com

2+

Radiografia do abdome de uma pessoa. Após a administração do contraste, o órgão de interesse apresenta uma coloração mais clara na imagem do exame radiográfico.

​a ​ ​​ ​​ no Contudo, a presença da massa de 1 grama de íons B organismo humano pode levar o indivíduo a óbito. A solubilidade do sulfato de bário em água é pequena: em 1 litro de uma solução −3 2+ saturada dessa substância há apenas ​5 ⋅ ​10​​ ​ g de íons ​B​a​​ ​​, o que é muito inferior à quantidade letal. Dessa forma, pode-se dizer que os contrastes de bário não tendem a ser absorvidos pelo organismo, e são eliminados juntamente com as fezes, deixando-as esbranquiçadas por alguns dias. Além disso, dificilmente causam efeitos colaterais. Segundo a literatura médica, a hipersensibilidade (reação alérgica) ao sulfato de bário é muito rara.

Conversando 1. Levando em consideração o fenômeno da dispersão, qual a função dos contrastes na radio-

Os contrastes “forram” as paredes dos órgãos e, assim, “barram” a passagem de raios X, formando a

grafia? imagem mais clara na chapa. Como citado no texto, é possível verificar lesões nos tecidos do aparelho digestivo. Um tumor, por exemplo, costuma aparecer na imagem como uma mancha mais escura.

2. Você já foi submetido a alguma radiografia? Foi necessário usar algum contraste? Converse com os seus colegas sobre a experiência.

Resposta pessoal. Espera-se que os alunos conversem compartilhando suas experiências.

3. A qual função inorgânica pertence o sulfato de bário? Quais os reagentes que poderiam ser utilizados para a sua produção? Sulfato de bário é um sal, podendo ser obtido pela reação de

56

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neutralização das soluções aquosas de hidróxido de bário ​​(Ba​​(OH) ​​  2​​) ​​ e ácido sulfúrico ​​(​H​  2​​S​O​  4​​) ​​.

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irisphoto1/Shutterstock.com

Montes de sal formados ao redor do mar Morto.

capítulo

Legenda Legenda Legenda Legenda Legenda Legenda Legenda Legenda Legenda Legenda Legenda Legenda

Aspectos quantitativos das soluções

Em praticamente sua totalidade, os sistemas químicos encontrados na natureza são formados por misturas e são denominados materiais. Parte considerável dos materiais de nosso cotidiano está na forma de soluções. As proporções estabelecidas entre as quantidades de soluto e de solvente são denominadas aspectos quantitativos das soluções. Essas quantidades podem, por exemplo, envolver os seguintes aspectos (grandezas): massas do soluto, do solvente e da solução; números de mol do soluto, do solvente e da solução; volumes do soluto, do solvente e da solução.

B. Soluto: Sais (principalmente cloreto de sódio ​​(NaCℓ) ​​, sulfato de cálcio ​​(CaS​O​  4​​)​​,  sulfato de magnésio ​​ Os mares são um exemplo de materiais. Em geral apresentam uma concentração (MgS​O​ 4​​) ​​ e cloreto de salina de 5% em massa, ou seja, possuem 5 g de sal dissolvidos em 100 g de água. magnésio ​​(MgC​ℓ​ 2​​) ​​; Um exemplo que foge totalmente a esses padrões é o mar Morto, localizado entre Solvente: água. C. Resposta pessoal. Israel e Jordânia, ele apresenta uma concentração salina de aproximadamente 30% Espera-se que os 3 (30 g de sal a cada 100 g de água) e densidade próxima a ​1, 7 g / c​m ​​ ​​. O intenso calor alunos cheguem à conclusão de que em da região faz com que a evaporação das águas seja mais rápida que a sua reposição. razão da alta salinidade Mesmo recebendo milhares de toneladas de água dos rios, principalmento do rio Jordão, de sais, o mar Morto apresenta uma alta esta quantidade não é o suficiente para diminuir a salinidade deste mar. densidade, aproximadamente 3 A Qual o significado do termo concentração citado no texto acima? Esse termo ​1,  7  g  /  c​m​​ ​​, maior que a representa que há determinada quantidade (muita ou pouca) de uma substância em uma mistura. densidade média do B A água do mar filtrada sendo um exemplo de solução, qual é o seu soluto e qual corpo humano que é de ​ 3 0,  98  g  /  c​m​​ ​​. Logo, as é o seu solvente? pessoas flutuam, pois uma C O mar Morto é muito famoso pelo fato de as pessoas não afundarem em suas águas, apresentam densidade inferior à da água do mar. boiando com muita facilidade. Tente explicar por que esse fenômeno acontece? Estudo das dispersões

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Concentrações de soluções

Rob Stark/Shutterstock.com

bitt24/ Shutterstock.com

1. O café mais concentrado é o mais escuro, pois ele apresenta As duas fotos a seguir mostram dois cafés preparados com diferentes concentramais disperso (neste caso o café) do que o outro. ções, mas ambos contêm a mesma quantidade de dispersante, o mesmo tipo de pó 2. Poderia acrescentar de café e foram feitos à mesma temperatura. água ao café mais concentrado para diluí-lo até atingir a concentração do outro café. Também é possível aquecer o café A B menos concentrado a fim de fazê-lo perder solvente para aumentar sua concentração, até atingir a concentração do café mais concentrado. Outra possibilidade é misturar os dois cafés em um recipiente e depois recolocá-los nas xícaras. Neste caso, ambos terão a mesma concentração. No entanto, a nova concentração será maior que a concentração inicial do café menos concentrado e menor Xícaras com café. que a concentração inicial do café mais concentrado.

1 Qual dos dois cafés é o mais concentrado? Justifique sua resposta.

2 O que pode ser feito para igualar as concentrações desses dois cafés? As balanças analíticas são utilizadas quando é necessário alcançar alta precisão nos resultados de massas, pois, em geral, elas possibilitam obter com exatidão até 0,1 micrograma. Quanto às balanças semianalíticas, é possível obter com precisão até 0,001 g.

Em laboratório, a preparação de uma solução com um sólido é feita pela dissolução de determinada massa desse sólido em um certo volume de solvente apropriado. A massa do sólido a ser usada depende da concentração e do volume da solução que se deseja preparar. O termo concentração foi tratado neste parágrafo com uma linguagem próxima dos alunos. No entanto, o respectivo conceito químico estará nos próximos parágrafos.

A medida de massa do sólido é feita em balança adequada: analítica ou semianalítica. Em geral, o preparo da solução é feito em balão volumétrico apropriado para obter o volume adequado. Para isso, recomenda-se dissolver o sólido em quantidade (volume ou massa) de solvente menor que a quantidade do volume pretendido e, depois, completar o volume do balão com esse solvente.

cirkoglu/Shutterstock.com

Durante a dissolução não se deve completar o volume do balão volumétrico enquanto houver sólido não dissolvido. Se durante o processo de dissolução ocorrer variação na temperatura da mistura, é conveniente esperar atingir a temperatura ambiente para então completar o volume do balão. Técnicos de laboratório preparando soluções.

Em nosso estudo, para fazer referência a qualquer aspecto do soluto de uma solução, usaremos, em subscrito, o índice 1; para o solvente, colocaremos, em subscrito, o índice 2; e para a solução não será usado índice subscrito.

Como a solução foi preparada com base em dados previamente calculados (quantidade de soluto/solvente/solução), significa que já conhecemos a sua concentração. Em Química, o termo concentração se refere às relações entre quantidades de soluto e de solução ou de soluto e de solvente. Com uma solução concentrada, pode-se preparar outra solução adicionando-se solvente. Nesse caso, faz-se uma diluição de solução. Também é possível misturar soluções de mesmo soluto e mesmo solvente, porém com concentrações diferentes, a fim de obter uma solução com concentração (intermediária) desejada.

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Como se deve preparar uma solução

Unidade 2

A seguir, um esquema ilustrativo para o preparo de soluções líquidas a partir de dispersos sólidos.

g 1

2

3

4

5

1

Medir a massa de soluto em uma balança, usando um béquer.

2

Colocar água no béquer com o soluto e, usando uma vareta, misturá-lo até a sua dissolução total.

3

Passar o conteúdo da mistura do béquer para um balão volumétrico de capacidade adequada. Para isso, acople um funil de vidro e use uma vareta (conforme ilustração) para verter a mistura.

4

Usando uma pisseta, esguiche água até retirar toda a mistura do béquer.

5

Adicione mais água ao balão volumétrico até a medida de aferição (traço ou menisco).

6

Fechar o balão volumétrico e agitar.

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

6

Vamos agora estabelecer algumas relações matemáticas envolvendo as quantidades de soluto, solvente e solução.

Concentração em massa (C) Soluto: pó de café; solvente: água.

Em geral, para preparar um café mais concentrado, é preciso aumentar a proporção de pó de café em relação à água utilizada. Para esse caso, a concentração é realizada em massa. A concentração em massa (ou concentração comum) expressa a relação entre a massa do soluto m 1 e o volume da solução V. Essa concentração de solução pode ser expressa da seguinte forma: m1 3 C = ― (pode ser expressa em: g / dm , g/L, g/mL etc.), V em que:

• m 1 é a massa do soluto;

Prajak Poonyawatpornkul/Shutterstock.com

3 Na preparação do café, qual é o soluto e qual é o solvente?

Café sendo preparado.

• V é o volume da solução.

Por exemplo, em uma solução foram dissolvidos 5 g de perman-

ganato de potássio (KMnO 4) em 200 cm de água. É possível determinar a concentração comum dessa solução em g/L? Você deve se recordar da relação abaixo. 3

1 cm = 1 mL 3

1 dm = 1 L

Início da dissolução de permanganato de potássio em água.

Dafinka/Shutterstock.com

3

Estudo das dispersões

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3

Logo, ​200 c​m​​ ​ (​ volume) ​​equivalem a 200 mL, portanto 0,2 L.​Assim, substituindo na expressão de concentração em massa, tem-se: ​m​  1​​ 5g ​C  = ​ ―   ⇒ C = ​  ―   ​    ​ ∴ C =  25 g/L​ de ​​K MnO​  4​​​. V 0,2 L Portanto, a concentração comum, ou concentração em massa, da solução de ​​K MnO​  4​​​é C = 25 g/L. Isso significa que em cada litro dessa solução há 25 g do sal dissolvidos. Veja como resolver usando regra de três. Há 5 g de soluto em 0,2 L de solução. ​soluto​ ​5​ g de KMnO​  4​​​​​​​​​​ ​​ m​  1​​ ​

​solução​ ​0,2 L ​ ​1 L  ∴ ​ m​  1​​  = 25​g de KMnO​ 4​​​

Logo, a concentração comum dessa solução é 25 g/L.

Densidade Você já viu o equipamento ao lado nas bombas de postos de combustíveis? Mas você sabe qual é o nome dele e para que serve? Esse equipamento é um densímetro e, neste caso, serve para medir a densidade da mistura que forma o combustível. A densidade d de uma substância ou material expressa a relação entre massa m e volume V da substância do material. Dessa forma, a densidade da solução pode ser expressa da seguinte maneira: 3 m ​d  = ​ ― ​​    (pode ser expressa em: ​g / ​m​​ ​​, g/mL, g/L etc.). V

Solução fisiológica de cloreto de sódio a 0,9%.

Jacek/Kino.com.br

Não se deve confundir concentração em massa com densidade da solução. Toda matéria, seja ela uma substância simples ou uma mistura, possui densidade, pois apresenta massa e volume independente de seu estado físico. Densímetro de uma bomba de posto de combustível.

Porcentagem em massa de soluto (​​ % m / m) ​​ Fabio Colombini

Na embalagem do soro fisiológico ao lado aparece uma informação em porcentagem do cloreto de sódio. É a porcentagem em massa de soluto. Essa porcentagem expressa a massa de soluto m​  ​​ 1​​​em 100 g de solução. Esse tipo de concentração de solução é muito utilizado em indústrias químicas e farmacêuticas. No caso do soro fisiológico, em 100 g da solução há 0,9 g de cloreto de sódio. A porcentagem em massa de soluto pode ser expressa da seguinte forma: ​m​  1​​ ​m​  1​​ ​% m / m  = 100 ⋅ ​ ―  ∴  % ​​m / m  = 100 ⋅ ​ ―  ​​​  ​ %  ​​ ,    ​  m ( ) ​m​  1​​  + ​m​  2​​ em que:

••​​m​  1​​​é a massa do soluto; ••​​m​  2​​​é a massa do solvente; ••m é a massa da solução (​​ m  = ​m​  1​​  + ​m​  2​​) ​​.

60

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Podemos calcular a porcentagem em massa de soluto de uma dada solução. Por exemplo, uma solução é preparada pela dissolução de 5 g de hidróxido de sódio (NaOH) em 20 g de água. Qual a porcentagem em massa de soluto nessa solução? Sabemos que:

• soluto é o hidróxido de sódio em quantidade de 5 g, assim m • solvente é a água, assim m = 20 g; • logo m = 25 g.

1

= 5 g;

O valor da porcentagem em massa de soluto é maior do que zero e inferior a 100%. Assim, o intervalo a ser considerado é: 0 % < % m/m < 100 %.

Unidade 2

A concentração de solução expressa em % m / m é adimensional, ou seja, sem unidades de grandezas.

2

Portanto, substituindo na expressão da porcentagem em massa de soluto, tem-se: m1 5g % m / m = 100 ⋅ ― ⇒ % m / m = 100 ⋅ ―― ∴ % m / m = 20% m1 + m2 5 g + 20 g

tubo com água

Veja esse exemplo sendo resolvido por regra de três. soluto 5 g de NaOH

solvente 20 g de solvente

solução 25 g de solução

Rafael Luís Gaion

Assim, a porcentagem em massa de soluto nessa solução é % m / m = 20%. Isso significa que em cada 100 g de solução há 20 g de soluto.

hidróxido de sódio

100 g de solução

m1 m 1 = 20 g de NaOH % m / m = 20%

Título em massa (τ)

Preparo da solução de água e hidróxido de sódio.

A relação entre a massa do soluto e a massa da solução, conforme abordado na porcentagem em massa do soluto, é o título τ em massa da solução. Essa relação expressa a massa de soluto m 1 em 1 g de solução, que pode ser dada por: m1 m1 τ = ―――― ∴ τ = ― , m m1 + m2

em que:

Como a massa do soluto é menor que a massa da solução, então 0 < τ < 1. O título da solução é adimensional.

• m 1 é a massa do soluto; • m 2 é a massa do solvente; • m é a massa da solução (m = m 1 + m 2).

No soro fisiológico, o título é igual a 0,009. Isso significa que para cada unidade de massa da solução há 0,009 unidade de massa de cloreto de sódio e 0,991 unidade de massa de solvente. 4 Considerando-se o exemplo anterior, em que há uma solução que apresenta 5 g de hidróxido de sódio dissolvidos em 20 g de água, calcule o título em massa 5 dessa solução. τ = ―――― = 0,2 ∴ τ = 0,2 de NaOH. 25

5 Explique o que significa o valor obtido na questão 4.

Concentração em partes por milhão (ppm) e em partes por bilhão (ppb) Já vimos que para determinar a concentração de soluções, em termos de massa do soluto por massa da solução m1 /m, utilizamos o título em massa.

5. O título em massa dessa solução é τ = 0, 2. Isso significa que para cada unidade de massa da solução há 0,2 unidade de massa de hidróxido de sódio e 0,8 unidade de massa de solvente.

Existem casos em que a quantidade de soluto é muito pequena, para a qual geralmente é usada a unidade partes por milhão (ppm) ou partes por bilhão (ppb). Essas formas de concentrações de soluções são utilizadas para indicar concentrações de poluentes ambientais. Estudo das dispersões

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A concentração em ppm indica quantas partes de soluto (em massa ou em volume)

há em um milhão (10 ) de partes da solução. Assim, matematicamente podemos expressar: 6

1 parte de soluto 1 ppm = ― 6 10 partes de solução Para exemplificar isso, podemos citar uma norma estabelecida pelo Conselho Nacional do Meio Ambiente (Conama). Ela estabelece que a quantidade máxima aceitável de enxofre no óleo diesel deve 6

Marcelo Camargo/Abr

ser de 10 ppm, ou seja, 10 partes de enxofre (soluto) para 10 partes

Escapamento de um caminhão liberando fumaça.

do óleo diesel (mistura). O resultado dessa ação foi positivo, pois o Ministério do Meio Ambiente (MMA) afirma que a qualidade do ar, principalmente nas grandes cidades brasileiras, está melhor do que antes dessa resolução do Conama. Já a concentração em ppb indica quantas partes de soluto (em massa ou em vo-

lume) há em um bilhão (10 ) de partes da mistura (solução). Assim, matematicamente podemos expressar: 1 parte de soluto 1 ppb = ――― 9 10 partes de solução 9

photo_oles/Shutterstock.com

Como exemplo, citamos a portaria 2.914/2011 do Conama, que es tabelece o padrão de potabilidade da água em, no máximo, 0,01 mg/L de chumbo. Esse valor equivale a 0,01 ppm de chumbo na água potável. Em partes por bilhão, isso equivale a 10,0 ppb e significa que a quantidade máxima permitida de chumbo nas águas de abastecimento público é de 10 g de chumbo para 10 9 g de água potável. A portaria 2.914/2011 refere-se aos procedimentos de

Prato sendo enxaguado com água potável.

0,01 mg/L = = 0,01 ppm = 10 ppb

controle e de vigilância da qualidade da água para consumo humano e seu padrão de potabilidade.

Concentração em quantidade de matéria ( ) A concentração em quantidade de matéria é a relação entre a quantidade de ma3 téria do soluto n 1 e o volume da solução V em dm ou L. A concentração de solução em quantidade de matéria depende da massa do soluto e é considerada uma das mais importantes expressões de concentração. A concentração em quantidade de matéria ou concentração em mol/L é a expressão recomendada pela IUPAC e pelo SI. Ela pode ser expressa por:

balão com água

em que:

n1 3 = ― (expressa em mol/dm ou mol/L), V

• n é a quantidade de matéria do soluto; • V é o volume da solução. 1

Por exemplo, podemos determinar a concentração em quantidade de matéria da solução preparada pela dissolução de 12 g de hidróxido de sódio em água suficiente para obter 0,5 L de solução. Para isso:

Rafael Luís Gaion

12 g de hidróxido de sódio

H2O 500 mL

Preparo da solucão de hidróxido de sódio.

• Deve-se determinar a quantidade de matéria do soluto, conhecida por número de mol do soluto n1, por meio do cálculo da massa molar do soluto. M NaOH = (23 + 16 + 1) g/mol ä M NaOH = 40 g / mol

62

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• •Em seguida, determina-se a quantidade de matéria de soluto n​ ​  1​​​, a qual pode ser ​m​  1​​ calculada pela expressão ​​n​  1​​  = ​ ― ​​,   em que ​​m ​  1​​​ é a massa do soluto e ​​M​  1​​​ é a ​M​  1​​ massa molar dele.

• •Agora,

calcula-se a concentração em quantidade de matéria expressão: ​n​  1​​ 0,3 mol  ​    ä   = ​  ―  ​    ä   = 0,6 mol/L​ ​  =​​ ​ ―   V 0,5 L

Unidade 2

​m​  1​​ 12 g   ä  ​n​  1​​  = 0,3 mol de soluto (NaOH)​   ä  ​n​  1​​  =   ​ ―― ​​n​  1​​  =  ​ ― ​     ​  ​M​  1​​ 40 g/mol substituindo na

A concentração em mol/L dessa solução é 0,6 mol/L. Isso significa que para cada litro dessa solução há 0,6 mol de soluto. Resolvendo pela regra de três. Inicialmente determina-se a quantidade de matéria de soluto n​  ​​ 1.​​​ ​1 mol de NaOH​ ​​ n​  1​​ ​

4 ​ 0 g​ 1​ 2 g  ∴ ​ n​  1​​  = 0,3 mol NaOH​

Agora, calcula-se a concentração em quantidade de matéria da solução. ​ ,3 mol de NaOH​ 0

​0,5 L de solução​

​ ​

1​ L de solução  ∴ 

 = 0,6 mol/L​

Concentração em mol/kg (Ⱳ) Em geral, a concentração em mol/kg é usada quando há variação da temperatura do sistema, pois o volume da solução também pode variar. A concentração em mol/kg expressa a quantidade do soluto n​  ​​ 1​​​ e a massa do solvente ​​m​  2​​​, em quilogramas e pode ser representada por: ​n​  1​​  ​​  expressa em mol/kg, ​Ⱳ = ​ ―  ​m​  2​​

• •n

1

é a quantidade do soluto;

••m

2

é a massa do solvente.

Por exemplo, tem-se uma solução de ácido sulfúrico (​​ ​H​  2​​S​O​  4​​) ​​ em que 24,5 g estão dissolvidos em 500 g de água. Qual é a concentração em mol/kg dessa solução?

••Deve-se determinar a quantidade de matéria do soluto, conheci-

da por número de mol do soluto n ​ 1​. Para isso, inicialmente, calcula-se a massa molar do soluto. ​​M​ ​H​ 

​​  = ​(1  ⋅ 2 + 32 ⋅ 1 + 16 ⋅ 4) ​g/mol  ä  ​M​ ​H​ 

2​​S​O​  4​​

​​  =  98 g / mol​

2​​S​O​  4​​

• •Em seguida, calcula-se a quantidade de matéria de soluto ​n ​, a 1

​m​  1​​ qual pode ser determinada pela expressão ​​n​  1​​  =  ​ ― ​​.    ​M​  1​​ ​m​  1​​ 24,5 g   ä ​n​  1​​  =  ​ ――  ​   ä ​n​  1​​  = 0,25 mol de soluto (​ ​H​  2​​​S O​  4​​) ​​   ​​n​  1​​  =  ​ ― ​   ​M​  1​​ 98 g/mol

• •Agora

é possível determinar a concentração em mol/kg Ⱳ ​ ​, substituindo-se na expressão:

Ácido sulfúrico O ácido sulfúrico é um líquido incolor, podendo se apresentar levemente amarelado (turvo). Trata-se de um material corrosivo, portanto deve ser evitado o contato direto com a pele (usar equipamentos de proteção individual durante o manuseio). Ele pode ser usado na fabricação de fertilizantes, no tratamento de água, em neutralizações em geral, como desidratante industrial, entre outras aplicações. Cortesia José Vitor Elorza

em que:

​n​  1​​ 0,25 mol ​Ⱳ =  ​ ―   ​    ä Ⱳ = 0,50 mol/kg​  ​     ä  Ⱳ =  ​  ――   ​m​  2​​ 0,50 kg A concentração em mol/kg dessa solução é 0,50 mol/kg. Isso significa que para cada quilograma de solvente há 0,50 mol de soluto.

Ácido sulfúrico.

Estudo das dispersões

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Concentração de íons em mol/L Dissociação: processo de dissolução de um composto iônico, liberando íons em solução. Grau de dissociação: porcentagem de fórmulas químicas de uma amostra que se dissociam ao se dissolverem em solvente apropriado. Ionização: processo de dissolução de um composto covalente, formando e liberando íons em solução. Solução eletrolítica: mistura que apresenta íons dissolvidos e a capacidade de conduzir corrente elétrica.

Nas soluções eletrolíticas (soluções iônicas), é possível determinar a concentração em mol/L do soluto e a dos íons provenientes de sua ionização ou dissociação. Essa concentração de íons em mol/L é proporcional aos seus coeficientes estequiométricos de suas equações químicas e ao seu grau de ionização ou dissociação. Por exemplo, sabendo-se que uma solução aquosa de sulfato de alumínio (​​ A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​) ​​ 3 3

foi preparada de maneira que a cada ​400 c​m​​ ​​de solução haja 68,4 g desse sal, dis-

solvido à temperatura de 2 ​ 0 °C​, podemos determinar a concentração em quantidade 2−

3+

de matéria do sal e dos íons A ​ ​ℓ​​ ​​(aq ) ​​ e ​​​S O​  4​​​​ ​​(aq ) ​​ nessa solução.

••Para determinar a concentração em quantidade de matéria do sal nessa solução,

nas condições físicas citadas, inicialmente determina-se a massa molar do soluto: ​​M​  A​ℓ​ 

​​  = 27 ⋅ 2 + 32 ⋅ 3 + 16 ⋅ 12 ä ​M​  A​ℓ​ 

2​​​( S​O​  4​​)​  3​​

​​  = 342 g/mol​

2​​​( S​O​  4​​)​  3​​

••Em seguida, determina-se a quantidade de matéria do soluto, conhecida por número de mol do soluto n ​ 1​. ​m​  1​​ 68,4 g ​​n​  1​​  =  ​ ― ​    ​   ä  ​n​  1​​  = 0,2 mol de soluto (​ A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​) ​​   ä  ​n​  1​​  =   ​ ――      3 ​M​  1​​ 342 g/mol

••Agora, pode-se determinar a concentração em quantidade de matéria

do soluto​​

(A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​ 3​​), ​​ substituindo na expressão.

​n​  1​​ 0,2 mol ​  =  ​ ― ä   = 0,5 mol/L de A​ℓ ​ 2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​​(aq ) ​​  ​    ä   = ​  ―  ​    3 V 0,4 L Logo, a concentração em quantidade de matéria do sal é 0 ​ ,5 mol/L de A​ℓ ​ 2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​​(aq ) ​​. 3 Isso significa que em cada 1 L dessa solução há 0,5 mol de soluto dissolvido. Por regra de três, calcula-se a massa molar do sal (​​ A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​) ​​: 3 ​​M​  A​ℓ​  (​​​ S​O​  )​​ ​  ​​​​  = 27 ⋅ 2 + 32 ⋅ 3 + 16 ⋅ 12 ä ​M​  A​ℓ​  (​​​ S​O​  )​​ ​  ​​​​  = 342 g/mol​ 2

4 3

2

4 3

Em seguida, calcula-se a quantidade de matéria do sal. ​1 mol de A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​​

3 ​ 42 g​

3

6 ​ 8,4 g  ∴ ​ n​  1​​  = 0,2 mol de A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​​

​​ n​  1​​ ​

3

3

Considerando-se que ​400 c​m​​ ​​equivalem a 400 mL, tem-se então 0,4 L de solução. Agora vamos fazer o cálculo da determinação da concentração em quantidade de matéria do sal. 0 ​ ,2 mol de A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​​

​0,4 L de solução​

3

​ ​​​

••Para 2−determinar

 = 0,5 mol/L de A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​​(aq) ​​

​1 L de solução  ∴  

3

3+

a concentração em quantidade de matéria dos íons ​ A​ ℓ​​ ​​(aq ) ​​

​ 0 °C​e que e ​​​S O​  4​​​​ (​​ aq ) ​​nessa solução, considerando-se que ela está a 1 atm e a 2 o grau de dissociação do sulfato de alumínio é igual a 60%, é necessário considerar a proporção de seus coeficientes estequiométricos em suas equações químicas e o grau de dissociação (nesse caso). ​1 A​ℓ ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​​ 3

​1 mol​ ​0,5 mol/L​

​aq​ ​α = 100%​ ​α = 100%​

3+

2−

​2 A​ℓ ​​ ​​(aq ) ​​​   + 

3 SO​ 4​​​​ ​​(aq ) ​​

​2 mol​

​3 mol​

​1,0 mol/L​

​1,5 mol/L​

proporção estequiométrica proporção com relação à concentração do A​ℓ ​2(​​​ S ​O​  4​​) ​​  ​​​

3

​0,5 mol/L​

α ​  = 60%​

​0,6  ⋅ 1,0 mol/L​ 3+

​0,6 mol/L A​ℓ​​ ​​(aq) ​​

​0,6  ⋅ 1,5 mol/L​ 2−

​0,9 mol/L ​​SO​ ​​​​ 4 ​​(aq) ​​

proporção considerando-se a constante de dissociação

Assim, as concentrações em quantidade de matéria dos íons são 0 ​ ,6 mol/L de íons

3+

2−

A​ℓ​​ ​​(aq ) ​​ e 0,9 ​​​ mol/L de íons de SO​ 4​​​​ ​​(aq ) ​​.

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Atividades resolvidas R1. Prepara-se em laboratório uma solução com 72 g de glicose ​(​ ​C ​ 6​H ​ 12​O​ 6​)​​  dissolvidos 3

Unidade 2

em água suficiente para 2 ​ 50 c​m ​ ​ de solução. Determine:

a ) a concentração em massa, em g/L. b ) a concentração em quantidade de matéria da solução.

Resolução 3

a ) ​72 g​ de C​  6​​​H​  12​​​O​  6​​​

​​250 cm​​ ​​ 3

3

​​1  000 cm​​ ​​ ​   ∴  C =  288​ g/1  000 cm​​ ​ou 288 g/L​

​C​

b ) Determinando a massa molar do soluto: ​​M​ ​C​ 

​​  = 12 ⋅ 6 + 1 ⋅ 12 + 16 ⋅ 6 ∴ ​M​ ​C​ 

6​​​H​  12​​​O​  6​​

​​  = 180 g/mol​

6​​​H​  12​​​O​  6​​

O cálculo da quantidade de matéria do soluto é: ​1 mol de ​C​  6​​​H​  12​​​O​  6​​​

​180 g​

​​n​  1​​​

​72 g​

​∴ ​ n​  1​​  = 0,4 mol de ​C​ 6​​​H​  12​​​O​  6​​​

O cálculo da concentração em quantidade de matéria dessa solução é: ​0,4 mol de C ​ ​  6​​​H​  12​​​O​  6​​​

​0,25 L de solução​

​ ​

​1 L de solução  ∴ 

 = 1,6 mol/L de ​C ​ 6​​​H​  12​​​O​  6​​​(aq ) ​​

Assim, a concentração em mol/L dessa solução é 1,6 mol/L.

R2. O líquido das baterias de chumbo pode ser uma solução aquosa de ​H​ 2​S​O​ 4​, cuja den3

sidade é ​1,29​ g/cm​​ ​ e o título em massa é igual a 0,38. Qual a concentração em mol/L dessa solução?

Resolução ​​M​ ​H​ 

​​  = 1 ⋅ 2 + 32 ⋅ 1 + 16 ⋅ 4 ∴ ​M​ ​H​ 

2​​​S O​  4​​

​​  = 98 g/mol​

2​​​S O​  4​​

Como a densidade da solução é ​1,29​ g/cm​​ ​​, a massa de um litro (​​ 1  000​ cm​​ ​) ​​ dessa solução será ​1  290  g​. 3

3

O título em massa igual a 0,38 indica que em cada 1 g de solução há 0,38 g de soluto. Assim, em 1 ​  290 g​de solução, a massa de soluto pode ser calculada por: ​0,38​ g de H​  2​​​S O​  4​​​

​1,0 g de solução​ ​1 290 g de solução  ∴  ​m​  1​​  = 490​ g de H​ 2​​​S O​  4​​​

​m ​ ​  1​​​

Sabendo qual é a massa do soluto dissolvida em 1 L de solução, pode-se calcular a quantidade de matéria do soluto, determinando, em seguida, a concentração em quantidade de matéria (mol/L). ​1​ mol de H​  2​​​S O​  4​​​ ​​n​  1​​​

​98 g​ ​490 g  ∴ ​ n​  1​​  = 5​ mol/L de H​ 2​​​S O​  4​​​(aq ) ​​

Logo, a concentração em quantidade de matéria (mol/L) será 5 ​ ​ mol/L de H​ 2​​​S O​  4​​​(aq ) ​​. Isto significa que em 1 L dessa solução há 5 mol de soluto.

Estudo das dispersões

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

1. Um técnico de laboratório preparou 500 mL de

a)

uma solução aquosa de iodeto de potássio ( KI). Para isso misturou 205 g desse sal em 430,5 g de água. Determine:

Faça uma pesquisa sobre esse episódio lamentável ocorrido no estado de Minas Gerais e, a seguir, responda: quais metais podem estar presentes nos rejeitos desse desastre ambiental?

a ) a concentração da solução expressa em g/mL. b ) a concentração da solução em g/L. c ) a densidade da solução em g/mL.

b ) Entre os metais pesados há o chumbo, um elemento relativamente abundante na crosta terrestre e que apresenta concentração próxima de 20 ppm (partes por milhão). Determ i n e a m a s s a d e c h u m b o, e m g r a m a s, presente em uma amostra de 50 g de matéria da crosta terrestre.

d ) a densidade da solução em g/L.

2. Determinado produto desengraxante, destinado à remoção de gordura de motores de carros, consiste em uma solução aquosa de concentração 3,2 mol/L de soda cáustica (hidróxido de sódio, NaOH ). O rótulo indica que há 900 mL desse produto. Nessa concentração, qual é a massa de hidróxido de sódio dissolvida?

5. Um enfermeiro prepara um frasco com 1 kg de soro glicosado. Para isso, ele dissolve 50 g de glicose (C 6H 12O 6). Calcule o título e a porcentagem em massa da solução de soro glicosado.

3. (UFRN) A concentração é uma característica importante das soluções e um dado necessário para seu uso no laboratório, na indústria e no cotidiano. A seguir, estão desenhados recipientes com os respectivos volumes de solução e massas de hidróxido de sódio (NaOH).

500 mL 20,0 g

1000 mL 20,0 g

500 mL 40,0 g

1 000 mL 60,0 g

I

II

III

IV

Pesquisa

6. (Enem/MEC) Para testar o uso do algicida à base de sulfato de cobre em tanques para criação de camarões, estudou-se, em aquário, a resistência desses organismos a diferentes concentrações 2+ de íons cobre (representados por Cu ). Os gráficos relacionam a mortandade de camarões com 2+ a concentração de Cu e com o tempo de exposição a esses íons.

A solução cuja concentração molar é 1,0 mol/L está contida no recipiente: a) I

b ) II

c ) III

d ) IV

4. Considere o texto a seguir: [...] Nesta quarta-feira (27), houve um deslocamento de ‘massa residual’, ou rejeito de minério, na Barragem de Fundão. Mais de um milhão de metros cúbicos de rejeitos de minério se movimentaram, segundo o Instituto Brasileiro de Meio Ambiente e dos Recursos Naturais Renováveis (Ibama). A mineradora não confirma o volume de material que se deslocou e disse que ainda está fazendo o levantamento. Cerca de 450 funcionários, que trabalhavam em obras, foram retirados do complexo de barragens. [...] ÂNGELO, Pedro. Vídeo do MPF mostra deslocamento de rejeitos em barragem da Samarco. G1. MG. Desastre ambiental em Mariana. 28 jan. 2016. Disponível em: <http://g1.globo.com/minas-gerais/desastre-ambiental-em-mariana/noticia/2016/01/ video-mostra-deslocamento-de-rejeitos-em-barragem-da-samarco.html>. Acesso em: 31 jan. 2016.

96

% de camarões mortos 100

24

80 60

tempo de exposição = 14h

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Tempo de exposição (horas) 167

40 1,7 20 0

0,2 0,4 0,7 1

2

5

10

20

40 60

Concentração de íons Cu2+ (mg/L)

1 2 3 4 5 7 10 20 40 60 100 Concentração de íons Cu2+ que causa 50% de mortalidade dos camarões (mg/L)

Se os camarões utilizados na experiência fossem introduzidos num tanque de criação contendo 20 000 L de água tratada com sulfato de cobre, em quantidade suficiente para fornecer 50 g de íons cobre, estariam vivos, após 24 horas, cerca de: 3 1 1 a ) ―― c ) ―― e ) ―― 5 4 2 1 2 b ) ―― d ) ―― 4 3

66

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10/6/16 10:32 PM


Fração em quantidade de matéria 6 O que significa a palavra fração?

De forma geral, a palavra fração representa a razão de uma parte pelo todo.

Unidade 2

A palavra fração, em nosso estudo, apresenta a mesma denotação de fração que você estudou em Matemática. No caso de fração em quantidade de matéria, a razão é entre números de mol dos componentes presentes na solução. Sendo assim, a fração em quantidade de matéria ou fração molar corresponde à razão entre a quantidade de matéria em mol do soluto (ou do solvente) e a soma das quantidades de matéria em mol de todos os componentes da solução. bogdanhoda/Shutterstock.com

Logo, temos que:

• •a fração em quantidade de matéria do soluto ​F ​M​  1​​​ indica a razão entre as quantidades de matéria do soluto ​​n​  1​​​ e da solução n, que pode ser representada por: ​n​  1​​ F ​  ​M ​  1​​  = ​ ―  ​     n

(​adimensional) ​

0 < F ​M​ 1​​  <  1​;

• • a fração em quantidade de matéria do solvente ​F ​M​  2​​​indica a razão entre as quan-

Pessoa preparando uma solução.

tidades de matéria do solvente n​  ​​ 2​​​ e da solução n, que pode ser representada por: ​n​  2​​  ​     ​F ​M​  2​​  = ​ ― n

(​adimensional) ​

0 < F ​M​ 2​​  <  1. ​ Lembrar que ​n  = ​n​  1​​ ​ + n​  2​​​.

A soma das frações em quantidades de matéria do soluto e do solvente é sempre 1, ou seja, ​F ​ M​  1​​ ​ + FM​  2​​  =  1​.

Claire Paxton & Jacqui Farrow/SPL/Latinstock

Por exemplo, considere que um soro glicosado com 5% de massa (soluto/solvente) utilizado em hospitais é uma solução formada por 5 g de glicose ​​(​C​  6​​ ​ H​  12​​ ​O​  6​​) ​​ dissolvidos em 100 g de água ​​(​H​  2​​  O). ​​ Com esses dados, podemos determinar as frações em quantidade de matéria do soluto (glicose) e do solvente (água).

• •Para isso, inicialmente calculam-se as massas molares de cada um dos componentes da solução.

​​M​ ​C​ 

​​  = ​(12 ⋅ 6 + 1 ⋅ 12 + 16 ⋅ 6) ​ g  /  m ol   ä  ​M​ ​C​ 

6​​​H​  12​​​O​  6 ​​

​​  =  180 g /   m ol​

6​​​H​  12​​​O​  6​​

​​M​ ​H​  ​​O​​  = ​(1 ⋅ 2 + 16 ⋅ 1) ​ g / m ol Æ ​M​ ​H​  ​​O​​  =  18 g /  m ol​ 2

2

• •Em seguida, determinam-se as quantidades de matéria ​n​  1​​​ e ​n​  2​​​ dos componentes da solução e da própria solução. ​m​  1​​ 5g ​​n​  1​​  = ​ ― ​   ä ​n​  1​​  = ​  ――       ​  ä ​n​  1​​  ≅ 0,028 mol de soluto (​ ​C​  6​​​H​  12​​​O​  6​​) ​​ ​M​  1​​ 180 g /  m ol

Foto de soro glicosado 5%.

​m​  2​​ 100 g  ​   ä ​n​  2​​  ≅ 5,556 mol de solvente (​ ​H​  2​​O) ​​   ​​n​  2​​  = ​ ― ​   ä ​n​  2​​  = ​ ―― ​M​  2​​ 18 g /  m ol ​n  = ​n​  1​​  + ​n​  2​​  ä n = ​(0,028 + 5,556) ​ mol  ä n ≅ 5,584 mol (​solução) ​​

• •Assim, a fração em quantidade de matéria de soluto F​ ​M​  1​​​ é dada por: ​n​  1​​ 0, 028 mol ​F ​M​  1​​  = ​ ―  ​    ä  F ​M ​  1​​  = ​  ――  ​   ä  F ​M ​  1​​  ≅  0, 005​       n 5, 584 mol

Isso significa que em cada 1 mol de solução há aproximadamente 0,005 mol de soluto.

• •Já a fração em quantidade de matéria de solvente F​ ​M​  2​​​ é dada por: ​n​  2​​ 5,556 mol ​F​M​  2​​  = ​ ―  ​   ä  F​M​  2​​  = ​  ――       ​  ä  F​M​  2​​  ≅​ 0,995 n 5,584 mol Esse valor também pode ser obtido pelo uso da relação:

​F​M​  1​​​ + FM​  2​​  = 1 ä 0,005​ + FM​ 2​​  = 1 ä ​FM​  2​​  = 0,995​ Isso significa que em cada 1 mol de solução há 0,995 mol de solvente. Estudo das dispersões

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Pela regra de três, é possível calcular a fração em quantidade de matéria de soluto F M 1 e de solvente F M 2. O cálculo da quantidade de matéria da solução (n) é: n = n 1 + n 2 ä n = (0, 028 + 5, 556) mol ä n ≅ 5,584 mol(solução) Assim, a fração em quantidade de matéria de soluto F M 1 é dada por: 0, 028 mol de C 6 H 12 O 6

5,584 mol de solução

FM 1

1 mol de solução

∴ FM 1 ≅ 0, 005

Isso significa que em cada 1 mol de solução há aproximadamente 0,005 mol de soluto. Já a fração em quantidade de matéria de solvente F M 2 é dada por: 5, 556 mol de H 2 O

5,584 mol de solução

FM 2

1 mol de solução

∴ FM 2 ≅ 0, 995

Essa relação é pouco utilizada em soluções líquidas, pois geralmente a quantidade de matéria do componente (soluto ou solvente) é bem menor que a quantidade de matéria da solução.

Relações entre algumas das concentrações de soluções As concentrações em massa C e em quantidade de matéria nadas da seguinte forma: n1 = ― V (mol/L)

m1 C=― V (g/L)

e

Substituindo (3) em (1), obtém-se: m1 C = ― ⇒ = ― M1 M1 ⋅ V

(2)

(1)

podem ser relacio-

Isolando C, a relação obtida é:

m1

em que: n 1 = ― (3) M1

C=

⋅ M1

Outras relações envolvendo concentrações de soluções e densidade de solução Concentração

Concentração em massa

Título em massa

Densidade da solução

Expressão

m1 C=― V

m1 τ = ― m

m d = ― V

Unidade

g/L

adimensional

g/L

C ⎵ g/L

Relações entre as concentrações e a densidade

=

d⋅τ ⎵ g/L

=

Concentração em mol/L n1 =― V

mol/L

⋅M g mol ―⋅― L mol

1  

↓ g/L C = d⋅τ =

⋅ M1

7 Em sua opinião, ao dissolver soluto em uma determinada quantidade de solvente, está sendo feita uma diluição? Explique sua resposta.

68

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Resposta pessoal. Espera-se que os alunos respondam que não. O termo diluição é usado quando já se tem uma solução, a qual, por adição de solvente, forma uma nova solução de concentração menor que a solução inicial. Nesse caso, tem-se uma dissolução e não uma diluição.

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Diluição e concentração de soluções 9 Na fotografia ao lado, um suco está sendo preparado para ser consumido em

Jacek/Kino.com.br

uma refeição. Por que a água é acrescentada ao suco concentrado que está no copo?

10 Ao adicionar água, o suco fica mais ou menos concentrado? Por quê? Ao adicionar água o suco fica menos concentrado, pois aumenta a quantidade de solvente na solução.

De forma geral, os rótulos das embalagens de sucos concentrados orientam a acrescentar uma determinada porção de água durante o preparo. Em relação à fotografia ao lado, a situação mostra exatamente esse procedimento. Nesse caso, a água adicionada desempenhou função de solvente, diluindo assim a solução (suco concentrado). Dessa forma, a concentração da solução diminuiu. Em Química, o termo diluir indica acréscimo de solvente a uma solução, o que diminui a sua concentração. Nesse caso, a quantidade de soluto permanece constante. Em laboratório, usando uma pipeta (com pera), transfere-se uma alíquota de volume conhecido da solução concentrada (solução inicial) para um balão volumétrico. Em seguida, adiciona-se água até o volume final desejado, obtendo-se uma solução diluída (solução final). 8. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos digam que eles, ou as pessoas de sua casa, já compraram suco concentrado. 9. Espera-se que os alunos respondam que a água é acrescentada porque esse tipo de suco tem grande concentração de soluto, portanto é necessário diluir a solução, ou seja, deixá-la menos concentrada. água

pipeta com pera

balão volumétrico

solução diluída

Esquema que representa diluição de solução.

Unidade 2

8 Você ou alguma pessoa de sua casa já comprou suco concentrado?

Adição de água ao suco concentrado.

Não podemos confundir diluição com dissolução. Na dissolução adicionamos soluto ao solvente, preparando assim uma solução. No entanto, ao acrescentarmos mais água a uma solução de água com soluto, por exemplo, teremos uma diluição. No preparo de suco com uma mistura em pó, temos um exemplo de dissolução. Se acrescentarmos água à solução, teremos uma diluição.

solução concentrada

Por exemplo, ao aquecer uma solução diluída de soluto não volátil (solução inicial), ocorre a evaporação do solvente e consequentemente a concentração da solução. Por fim, chega-se a uma solução mais concentrada de volume desejado (solução final).

Jacek/Kino.com.br

Em geral, o termo concentrar, em Química, indica diminuição da quantidade de solvente da solução, o que aumenta a sua concentração. Nesse caso, se o soluto não for volátil e o solvente não for inflamável, ao aquecer a solução para provocar a evaporação do solvente, aumenta-se a concentração da solução.

Dissolução. solução diluída

solução concentrada

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

600 mL de água vaporizada

400 mL de H2O + 40 g de sacarose

Alíquota: nesse caso, refere-se a uma parte da solução. Inflamável: que entra em combustão. Volátil: que se evapora com facilidade.

Esquema que representa concentração de solução.

Jacek/Kino.com.br

1 000 mL de H2O + 40 g de sacarose

Diluição.

Estudo das dispersões

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Observe que a quantidade de soluto permaneceu constante nas duas situações apresentadas (diluição e concentração de soluções), mas a concentração da solução variou. Assim, temos: solução inicial mi Ci = ― Vi

diluição

solução final

adição de solvente ⎯⎯⎯⟶ ↑ V ↓ C

mf Cf = ― Vf

mi = Ci ⋅ Vi

mf = Cf ⋅ Vf mi = mf Ci ⋅ Vi = Cf ⋅ Vf

Se a massa do soluto presente em solução se mantiver constante durante a diluição ou a concentração da solução, conclui-se que a quantidade de matéria do soluto permanecerá constante n i = n f . Assim, para a concentração em quantidade de matéria (mol/L), obtém-se a seguinte relação: Mi ⋅ Vi = Mf ⋅ Vf Esquematicamente, para uma diluição, tem-se: diluição mi = mf solução inicial ⎯⎯ ⟶ solução final ↑ V↓ C Em que V e C são grandezas inversamente proporcionais.

Atividade resolvida 3

R3. Foram pipetadas 25 cm de uma solução aquosa de ácido nítrico

(HNO 3), de concentração 16 mol/L. Em seguida, adicionou-se 3

água suficiente para atingir o volume final de 500 cm . Determine a concentração da solução resultante, em mol/L.

• V i = 25 cm3, ou seja, 25 mL • M i = 16 mol/L

• V f = 500 • Mf = ?

cm

3

Erika J Mitchell/Shutterstock.com

Resolução

Como houve adição de solvente a uma solução inicial (concentrada), o volume aumentou e a concentração diminuiu. Trata-se, portanto, de um experimento de diluição. Assim, com base na expressão matemática usada em diluição de soluções, se isolarmos a concentração em quantidade de matéria final M f e, em seguida, substituirmos os valores das demais grandezas, teremos: Mi ⋅ Vi ⇒ Mf = ― Vf

Solução de ácido nítrico concentrado. 3

16 mol/L ⋅ 25 cm M f = ――― Æ M f = 0, 8 mol/L 3 500 cm Logo, a concentração em quantidade de matéria final para essa solução é 0,8 mol/L. Isso significa que em cada 1 L dessa solução (final) há 0,8 mol/L de soluto dissolvido.

Mi ⋅ Vi = Mf ⋅ Vf

Comentário: Pelos dados contidos no texto, vê-se que o volume aumentou 20 vezes. Como concentração de solução e volume são grandezas inversamente proporcionais, a concentração final dessa solução deve ser 20 vezes menor.

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Mistura de soluções 11 Em sua opinião, o que significa misturar duas soluções?

Misturar duas soluções significa colocá-las em um mesmo recipiente. Unidade 2

De acordo com o que já estudamos, é muito comum prepararmos soluções, sejam concentradas ou diluídas.

Pat_Hastings/Shutterstock.com

Há situações em que podemos misturar duas soluções, por exemplo, acrescentar adoçante ao café ou juntar um café mais concentrado em outro menos concentrado. Em ambos os casos, estamos colocando duas soluções em um mesmo recipiente, ou seja, mistupessoal. Analise as respostas dos rando soluções. 12.Resposta alunos para verificar se de fato considerou-se a mistura de duas soluções.

12 Cite uma situação em que se misturam duas soluções. Há casos em que, após misturar soluções, é necessário determinar a concentração de cada componente da mistura final. Para isso, é preciso analisar se as soluções misturadas reagem ou não reagem entre si. Estudaremos a seguir tais situações.

Adição de gotas de adoçante em uma xícara de café.

Mistura de soluções que não reagem entre si Na mistura de café com adoçante ou café concentrado com outro menos concentrado, não há reação química. As misturas de soluções que não reagem entre si podem ser tanto de soluções de mesmo soluto como de solutos diferentes. A

Se considerarmos uma mistura de duas soluções aquosas de sulfato de cobre II (CuSO 4(aq )) de concentrações diferentes, podemos notar o resultado da mistura em relação à cor das concentrações. Na imagem ao lado, a solução A é a concentrada e a B é a diluída.

B Fotos: Trevor Clifford Photography/SPL/Latinstock

Ao misturar soluções de mesmo soluto, mas com concentrações diferentes, obtemos uma solução final (mistura final) cuja concentração é intermediária à das soluções que foram misturadas. No caso da mistura do café menos concentrado com o mais concentrado, a mistura final terá uma concentração intermediária.

Soluções de sulfato de cobre II em diferentes concentrações. A solução mais concentrada é a A.

Consideremos um experimento em que duas soluções de hidróxido de sódio (NaOH) foram preparadas. Uma 3 3 foi preparada dissolvendo 40 g em 250 cm de solvente e outra dissolvendo 60 g em 250 cm . No final, ambas foram misturadas. Se calcularmos as concentrações em massa para cada uma das soluções, temos: Solução A

Solução B

Solução final

NaOH

NaOH

NaOH

60 g

C B = ―― Æ C B = 0, 24 g/cm 3 250 cm 100 g 3 C f = ―― Æ C f = 0, 20 g/cm 3 500 cm

Rafael Luís Gaion

40 g 3 C A = ―― Æ C A = 0,16 g/cm 3 250 cm 3

m 1 = 40 g A

V A = 250 cm

3

m 1 = 60 g B

V B = 250 cm

m 1 = 100 g f

3

3

V f = 500 cm

Mistura de soluções de mesmo soluto.

Estudo das dispersões

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De acordo com esses dados, podemos estabelecer as seguintes relações: mf = mA + mB

(1)

Vf = VA + VB

( 2)

mA CA = ― Æ mA = CA ⋅ VA VA

( 3)

mB CB = ― Æ mB = CB ⋅ VB VB

( 4)

mf Cf = ― Æ mf = Cf ⋅ Vf Vf

( 5)

Se substituirmos (3), (4), e (5) em (1), teremos:

mA + mB mf = ⎵ ⎵ ⎵ Cf ⋅ Vf CA ⋅ VA CB ⋅ VB

Logo: C f ⋅ V f = C A ⋅ V A + C B ⋅ V B Dessa forma, se misturarmos várias soluções de mesmo soluto, por analogia obteremos, genericamente, as seguintes expressões: C f ⋅ V f = C A ⋅ V A + C B ⋅ V B + ... M f ⋅ V f = M A ⋅ V A + M B ⋅ V B + ...

Dessa forma, voltando ao experimento anterior, podemos calcular a concentração final da solução da seguinte maneira:

• partindo da expressão C f ⋅ V f

= C A ⋅ V A + C B ⋅ V B e isolando-se C f temos: CA ⋅ VA + CB ⋅ VB C f = ――― Vf

• substituindo os valores numéricos obtemos o valor da concentração final da mistura: 0, 16 ⋅ 250 + 0,24 ⋅ 250 3 C f = ――― Æ C f = 0, 20 g/cm 500

• logo, C f

corresponde ao valor obtido utilizando a razão entre massa e volume, os quais, por sua vez, correspondem à expressão da concentração em massa da solução.

Ao misturar soluções de solutos diferentes sem ocorrência de reação química, ocorre a diluição de cada um dos solutos, pois suas quantidades (em massa) permanecem constantes. Nessa situação, como o volume da mistura final é maior e as quantidades de soluto permanecem constantes, as concentrações finais de cada um dos solutos serão menores do que as iniciais. Consideremos a mistura das soluções aquosas de cloreto de sódio (sal de cozinha) e sacarose (açúcar comum), com volumes diferentes. solução B

mistura

Rafael Luís Gaion

solução A

3

3

V A = 200 c m 0,4 mol de NaCℓ

V B = 300 c m 0,9 mol de C 12 H 22 O 11

3

V f = 500 c m 0,4 mol de NaCℓ, 0,9 mol de C 12 H 22 O 11

No experimento, as concentrações em quantidade de matéria das soluções iniciais e finais podem ser calculadas conforme segue:

• cálculos das concentrações em quantidades de matérias das soluções iniciais A e B. nA 0, 4 mol Solução inicial A: M A = ― ⇒ M A = ―― Æ M A = 2 mol/L NaCℓ(aq ) i i i VA 0, 2 L i

nB 0, 9 mol Solução inicial B: M B = ― ⇒ M A = ― Æ M A = 3 mol/L C 12 H 22 O 11(aq ) i i i VB 0, 3 L i

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• cálculos das concentrações em quantidades de matérias da mistura (solução final) para cada solução A e B.

Unidade 2

Mistura: (solução final) como a variação de volume pode ser considerada desprezível, o volume final da solução após a mistura é igual à soma dos volumes 3 3 das soluções iniciais (200 cm + 300 cm ). Assim, o volume final da solução após 3 a mistura é igual a 500 cm . Utilizando a relação da diluição para cada um dos solutos presentes na mistura, temos: Solução final A: M A ⋅ V A = M A ⋅ V f ⇒ 2 ⋅ 0, 2 = M A ⋅ 0, 5 ⇒ i

f

f

⇒ M A = 0, 8 mol/L de NaCℓ(aq ) f

Solução final B: M B ⋅ V B = M B ⋅ V f ⇒ 3 ⋅ 0, 3 = M B ⋅ 0, 5 ⇒ i

f

f

⇒ M B = 1, 8 mol/L de C 12 H 22 O 11(aq ) f

• o que podemos concluir: solução B

mistura

Rafael Luís Gaion

solução A

3

3

V A = 200 c m 0,4 mol de NaCℓ

3

V B = 300 c m 0,9 mol de C 12 H 22 O 11

V f = 500 c m 0,8 mol de NaCℓ 1,8 mol de C 12 H 22 O 11

Soluções iniciais

Mistura

Solução A

2 mol/L

0,8 mol/L

Solução B

3 mol/L

1,8 mol/L

Para o cálculo das concentrações, em quantidade de matéria, das soluções iniciais e finais, podemos fazer uso da regra de três simples. Solução inicial A: 0, 4 mol MA

i

0,2 L 1 L ∴ M A = 2 mol/L de NaCℓ(aq) i

Solução inicial B: 0, 9 mol MB

i

0,3 L 1 L ∴ M B = 3 mol/L de C 12 H 22 O 11(aq) i

Mistura de soluções (soluções finais A e B): nA 0, 4 mol M A = ― ⇒ M A = ―― ⇒ M A = 0, 8 mol/L de NaCℓ(aq) f f f Vf 0, 5 L n

0, 9 mol 0, 5 L

B M B = ― ⇒ M B = ―― ⇒ M B = 1, 8 mol/L de C 12 H 22 O 11(aq) f

Vf

f

f

Estudo das dispersões

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Atividade resolvida R4. A retirada do solvente de uma solução inicial acaba aumentando a sua concentração, ou seja, provoca um efeito oposto ao da diluição. Ocorre que, tanto na diluição de solução quanto em sua concentração, a quantidade de soluto (não volátil) permanece constante. K 2 SO 4 (aq) 600 mL de solucão 15 g/L

K 2 SO 4 (aq)

tela de amianto

500 mL de solucão C f = ?(g / L)

evaporação de 100 mL de água Rafael Luís Gaion

Em um laboratório, um químico necessita concentrar 600 mL de uma solução aquosa de sulfato de potássio (K 2SO 4(aq)) de 15 g/L. Então, ele despeja essa solução em um béquer e o coloca sobre um tripé com uma tela de amianto. Em seguida, o químico liga o bico de Bunsen e aquece a solução até evaporar 100 mL. Qual será a concentração em massa da solução final?

bico de Bunsen

Concentração de solução por aquecimento.

Resolução

Para calcular a concentração da solução final, uma vez que a massa do soluto permanece constante, pode-se usar a relação C i ⋅ V i = C f ⋅ V f, típica de diluição de soluções. Assim, tem-se: Ci ⋅ Vi = Cf ⋅ Vf Isolando C f e substituindo os valores das grandezas envolvidas, temos: Ci ⋅ Vi 15 ⋅ 600 C f = ― Æ C f = ―― = 18 ∴ C f = 18 g/L de K 2 SO 4(aq ) 500 Vf

Mistura de soluções que reagem entre si Se duas soluções que possuem solutos diferentes forem misturadas, pode ocorrer uma reação química entre elas. Por exemplo, na mistura de uma solução de hidróxido de potássio com uma solução aquosa de ácido nítrico ocorre uma reação química. Esta reação depende da proporção estequiométrica de cada substância participante. Podemos determinar a concentração, em quantidade de matéria, do nitrato de potássio (KN O 3(aq )) na solução final da mistura descrita acima. Para isso, consideramos que sejam adicionados 2 L de solução aquosa de ácido nítrico (HN O 3(aq )), 0,8 mol/L, em 4 L de solução aquosa de hidróxido de potássio (KOH (aq )), 0,5 mol/L. O volume final consiste na soma dos volumes das soluções participantes da reação.

• Uma das possíveis resoluções consiste em determinar a quantidade inicial de matéria de cada reagente. Ácido nítrico (HNO 3)

n1 n1 i i M ácido = ― Æ 0,8 mol/L = ― Æ n 1 = 1,6 mol HNO 3(aq) i i V ácido 2L i

n1 n1 i i M base = ― Æ 0,5 mol/L = ― Æ n 1 = 2 mol KOH(aq) i i V base 4L

Hidróxido de potássio (KOH)

i

Montando-se a equação da reação química devidamente balanceada (com os menores coeficientes inteiros), tem-se: HNO 3(aq ) + KOH(aq ) ⎯→ KNO 3(aq ) + H 2O(ℓ) 1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

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HNO 3(aq ) + 1 mol

KOH(aq ) ⎯→

KNO 3(aq )

1 mol

H 2O(ℓ)

+

1 mol

1,6 mol

Unidade 2

Observando a equação, vê-se que para cada 1 mol de ácido nítrico é necessário 1 mol de hidróxido de potássio. Assim, como há 1,6 mol de ácido e 2 mol de base, conclui-se que, ao ocorrer essa reação, haverá consumo total do ácido e parcial da base, ou seja, consumo de 1,6 mol de base. Assim, há excesso de 0,4 mol de base. O cálculo do nitrato de potássio produzido deve ser feito em relação ao ácido, pois é o reagente limitante (não está em excesso). Dessa forma, tem-se:

1 mol

1,6 mol

Pode-se montar um quadro com os dados desse experimento. HNO 3(aq)

KOH(aq)

+

⎯→

KNO 3(aq)

+

2 O(ℓ)

Quantidade inicial

1,6 mol

2,0 mol

0

0

Reagentes

1,6 mol

1,6 mol

0

0

Produtos

0

0

1,6 mol

1,6 mol

Quantidade final

0

0,4 mol (excesso)

1,6 mol

1,6 mol

Observa-se que há excesso de base, assim, após a mistura das soluções e a reação ocorrida, a solução final será básica (alcalina).

• Agora, é possível calcular a concentração em quantidade de matéria do sal produzido. O volume final da solução é V f = (2 + 4) L Æ V f = 6 L.

Substituindo-se na expressão dessa concentração, tem-se: n sal 1, 6 mol M sal = ― Æ M sal = ― Æ M sal ≅ 0, 27 mol/L de KNO 3(aq ) Vf 6L A concentração em quantidade de matéria da solução final em relação ao sal produzido (KN O 3(aq )) será aproximadamente igual a 0,27 mol/L. Veja como podemos realizar esse cálculo usando a regra de três. Determinação das quantidades iniciais de matéria de cada reagente: Ácido nítrico: 0, 8 mol de HNO 3(aq)

1 L de solução

n ácido

2 L de solução i

0, 8 ⋅ 2 n ácido = ― = 1,6 ∴ n ácido = 1,6 mol HNO 3(aq) i i 1 Hidróxido de potássio: 0, 5 mol de KOH(aq) 1 L de solução n base

i

1 L de solução 4 L de solução

0, 5 ⋅ 4 n base = ― = 2 ∴ n base = 2 mol KOH (aq) i i 1 A concentração em quantidade de matéria do sal KN O 3(aq) na solução final, cujo volume é 6 L, pode ser calculada por: 1,6 mol de KNO 3(aq)

M sal

6 L de solução

M sal 1 L de solução 1, 6 ⋅ 1 = ― ≅ 0,27 ∴ M sal ≅ 0, 27 mol/L de KNO 3(aq) 6 Estudo das dispersões

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Titulação Considere uma solução de concentração desconhecida X, a qual chamamos de solução-problema. Por meio de uma reação química de um volume conhecido da solução X com uma solução Y, de concentração conhecida (chamada solução-padrão), podemos determinar a concentração de X. Essa determinação se dá pela mensuração do volume gasto da solução Y (padrão) para a reação completa com Indicadores a solução X. Assim, por meio de cálculos estequiométricos, podeIndicadores ácido-base são espécies mos determinar a concentração, antes desconhecida, da solução X.

Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

Em reações entre ácido e base, um dos indicadores mais utilizados é a fenolftaleína, que em meios ácido e neutro fica incolor e em meio altamente básico fica cor-de-rosa.

Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

químicas que, em solução, podem mudar sua estrutura, dependendo do pH do meio. Essa mudança na estrutura causa uma alteração de cor no sistema, seguindo uma variação de tonalidades, servindo para identificar se uma solução está ácida ou básica.

A titulação é uma técnica experimental de laboratório para determinar a concentração de soluções (solução-problema) por meio de reação química com uma solução de concentração conhecida (solução-padrão). Em geral, a concentração é dada em mol/L. A titulação volumétrica clássica envolve dois aparelhos: a bureta e Os alunos podem levantar uma série de evidências: o erlenmeyer. 13. mudança de cor, liberação de gás, formação de sólidos etc.

suporte universal

Cabe ao professor especificar quais evidências são mais observáveis no processo de titulação (uma reação que libera gás não deve ser realizada na titulação, por exemplo) e especificar o uso do indicador para observar a solução Y ocorrência A bureta é um tubo de vidro graduado, de reações ao qual está acoplada uma torneira. A químicas em bureta numeração relativa ao volume de líquido sistemas que (usado no experimento) aumenta de cima não tem para baixo. A bureta contém o titulante, evidência que se refere à solução de concentração macroscópica visível (sem a conhecida ou solução-padrão. presença do Neste aparelho, podemos observar a indicador não quantidade de volume da solução-padrão é possível, por gasto para a reação com a solução-problema. exemplo, saber quando um ácido consome toda a base, e vice-versa). erlenmeyer solução X

O erlenmeyer contém o titulado, que se refere à solução de concentração desconhecida ou solução-problema. Neste aparelho, ocorre a reação química, recebendo o indicador adequado.

Suporte universal sustentando bureta e erlenmeyer.

Em geral, o procedimento da titulação é feito da seguinte maneira.

• •Acopla-se Gotejamento do titulante na solução-problema dentro do erlenmeyer.

um funil à bureta (com a torneira fechada), à qual é adicionada a solução-padrão até completá-la totalmente. Depois, retira-se o funil. Assim, a solução da bureta apresenta concentração conhecida e o volume da solução-padrão gasto na reação será determinado experimentalmente.

••No erlenmeyer, coloca-se um volume conhecido da solução de concentração desconhecida (solução-problema) e o indicador.

••Para

iniciar a titulação, abre-se a torneira da bureta e o titulante é gotejado no erlenmeyer (sob agitação constante), até que a reação química se complete.

Martyn F. Chillmaid/SPL/Latinstock

13 Quais possíveis evidências você observaria para conferir se a reação química se completou?

O momento em que a reação se completa, atingindo o ponto de viragem, será apontado pelo indicador.

Erlenmeyer com solução-problema após o ponto de viragem.

Quando isso ocorre, fecha-se a torneira para anotar o volume da bureta. Pela variação entre seu volume inicial e final, determina-se o volume da solução-padrão gasto na reação. A técnica dessa titulação (titulação volumétrica) consiste na determinação do volume da solução-padrão. A partir daí, os cálculos para a determinação da concentração da solução-problema podem ser feitos por causa da equação da reação química do processo.

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H 2C 2O 4(aq) 0,6 mol / L

Unidade 2

Vejamos, por exemplo, uma titulação ácido-base em que se deseja determinar a concentração da solução alcalina (básica). Nesse caso, trata-se de uma titulação alcalimétrica ou de alcalimetria.

8 mL da solução ácida foram consumidos durante a reação.

titulação 4 gotas de fenolftaleína 5 mL de NaOH(aq)

Na 2C 2O 4(aq)

Titulação ácido-base.

Ra

f

l ae

Lu

ís

Ga

ion

Nesse caso, a solução-problema é a solução alcalina (NaOH (aq )). Vamos calcular a concentração dessa solução.

• Para isso, inicialmente podemos montar a equação da reação química que ocor-

rerá durante a titulação. Essa equação química da reação entre as soluções ácida (padrão) e básica (problema) pode ser representada por: 1 H 2C 2O 4(aq ) + 2 NaOH(aq ) ⎯→ Na 2C2O 4(aq ) + 2 H 2O(ℓ) 1 mol

2 mol

proporção estequiométrica 1:2

• A solução ácida apresenta concentração conhecida (solução-padrão) e o seu volume gasto durante a titulação foi determinado experimentalmente. Assim, é possível calcular a quantidade inicial de matéria de ácido (H 2C 2O 4) nessa solução. n1 n1 −3 i i M ácido = ― Æ 0,6 mol/L = ―― Æ n 1 = 4,8 ⋅ 10 mol de H 2C 2O 4(aq ) i i V ácido 0,008 L i

De acordo com a equação da reação desse experimento, a proporção estequiométrica do ácido para a base é de 1:2. Conclui-se então que na alíquota de 5 mL da solução inicial, contida no erlenmeyer de concentração desconhecida (solu−3 ção-problema), há n base = 9, 6 ⋅ 10 mol de NaOH(aq ). Assim, a concentração inicial da base (solução-problema) pode ser calculada por: −3 n1 9,6 ⋅ 10 i M base = ― Æ M base = ―― Æ M base = 1, 92 mol / L de NaOH(aq ) i i V base 0, 005 L i

• Dessa

forma, a concentração inicial em quantidade de matéria da solução de NaOH (solução-problema) é 1,92 mol/L. Utilizando regra de três, a quantidade inicial de matéria de ácido (H 2C 2O 4) pode ser calculada por: 0, 6 mol de H 2C 2O 4(aq)

1 000 mL de solução 8 mL de solução

n ácido

−3 −3 0,6 ⋅ 8 Assim: n ácido = ― = 4,8 ⋅ 10 ∴ n ácido = 4,8 ⋅ 10 mol de H 2C 2O 4(aq) 1 000 Como a proporção estequiométrica do ácido para a base é de 1:2, há

4, 8 ⋅ 10

−3

mol de ácido e 9, 6 ⋅ 10

−3

mol de base na alíquota escolhida.

Pela regra de três: 9,6 ⋅ 10

−3

mol de NaOH(aq)

9,6 ⋅ 10

−3

M base

5 mL de solução 1 000 mL de solução

⋅ 1 000

M base = ――― = 1,92 ∴ M base = 1,92 mol / L de NaOH(aq)

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Estudo das dispersões

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Atividade resolvida R5. Para determinar a concentração em quantidade de matéria de uma solução concentrada

e desconhecida de ácido nítrico ​(​ HN​O​ 3​(aq )​)  ​​,  separou-se uma alíquota de 5 mL dessa solução. Em seguida, um químico a diluiu até completar o volume de 50 mL. A titulação dessa solução diluída consumiu 40 mL de uma solução aquosa de hidróxido de rubídio​   ​  de concentração 2 mol/L. Com base nisso, determine a concentração inicial (RbOH​(aq )​) em quantidade de matéria da solução-problema.

Resolução A equação química da reação química entre as soluções ácida (problema) e básica (padrão) pode ser representada por: ​  RbNO​  ​​​ aq  ​​ + H​  ​​O​ ℓ  ​ ​HN​O​  3​​​(aq ) ​ + RbOH​(aq ) ​   ⎯  ​     → ​​ ) 3( 2 ( ) 1 mol 1 mol  ​ ​proporção estequiométrica 1:1​

A solução básica apresenta concentração conhecida (solução-padrão) e o seu volume gasto durante a titulação foi 40 mL. Assim, é possível calcular a quantidade de matéria de RbOH nessa solução. ​​n​  1​​​  ​​  ​​​​ ​​n​  1​​​  ​​  ​​​​ −2 i i Æ  2 mol/L = ― ​  Æ  ​​n​  1​​​  ​​  ​​​​  = 8 ⋅ ​10​​ ​ mol de RbOH​(aq ) ​​   ​      ​   M ​​​ ​  base​​​  ​​  ​​​​  =  ​ ― i i ​​V​  base​​​  ​​  ​​​​ 0,04 L i

Nesse exemplo, como a proporção estequiométrica da base para o ácido é de 1:1, conclui-se que na solução diluída (50 mL), contida no erlenmeyer de concentração desco−2 nhecida (solução-problema), há ​​n​  ácido​​  = 8 ⋅ ​10​​ ​ ​ mol de HNO​  3​​​(aq ) ​​. Assim, a concentração da alíquota diluída (50 mL) da solução ácida é: −2 ​​n​  1​​​  ​​  ​​​​ 8 ⋅ ​10​​ ​  mol i  ​  Æ ​M​ ácido (​ diluído) ​​​ = ​ ​M​ ácido (​ diluído) ​​​  =  ​ ――       ​  Æ ​M​ ácido (​ diluído) ​​​  = ――     ​     ​ 1,6 mol/L de HNO​ 3​​​(aq) ​​ ​V​  ácido (​ diluído) ​​​ 0, 05 L

Usando a regra de três: ​2 mol de RbOH​(aq) ​​ ​​​

​1 000 mL de solução​ ​40 mL de solução​

n​ base​​ ​​​​ ​​​​   

−2 −2 2 ⋅ 40    =  8 ⋅ ​10​​ ​ ∴ ​n​  base​​   =  8 ⋅ ​10​​ ​mol de RbOH​(aq) ​​ ​​n​  base​​  = ​ ― ​   1 000 Como a proporção estequiométrica de base e de ácido é de 1:1 há igual −2

número de mol, ou seja, 8 ​  ⋅ ​10​​ ​​mol de base e de ácido (na alíquota titulada). −2

8 ​   ⋅ ​10​​ ​ ​ mol de HNO​  3​​​(aq) ​​ ​    ​M​  ácido (diluído)​​​  

5 ​ 0 mL de solução​ 1​  000 mL de solução​

−2

8 ⋅ ​10​​ ​  ⋅ 1 000 ​​M​  ácido (​ diluído) ​​​  = ​ ――  ​   = 1,6 ∴ ​M​  ácido (​ diluído) ​​​  = 1,6​mol/L de HNO​ 3​​​(aq) ​​    50

Esse valor 1,6 mol/L de ​​HNO​ 3​​​(aq ) ​​refere-se ao da concentração em quantidade de matéria da solução diluída a partir da alíquota inicial. Logo, para calcularmos a concentração inicial da solução-problema devemos considerar que se trata de um caso de concentração de soluções, para a qual pode-se usar a relação ​​M​ i​​  ⋅ ​V​  i​​  = ​M​  f​​  ⋅ ​V​  f​​​. Isolando a ​M​  i​​​ e substituindo os valores numéricos das grandezas envolvidas, tem-se: ​M​  f​​  ⋅ ​V​  f​​ 1,6 ⋅ 50  ​   Æ ​M​  i​​  = ​ ――  ​  = 16 ∴ ​ ​M ​  i​​  = 16​ mol/L   ​M ​ ​  i​​  = ​ ―            de HNO​ 3​​​(aq ) ​ ​    5 ​V​  i​​   solução-problema inicial (concentrada)

Assim, a solução-problema inicial (concentrada) terá concentração igual a 16 mol/L. A titulação, nesse caso, é acidimétrica, ou seja, um experimento de acidimetria.

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Química em foco Unidade 2

Misturar, diluir ou concentrar Diariamente executamos simples ações, como misturar, diluir e concentrar, mas dificilmente conhecemos as particularidades de cada um desses processos. Em relação ao processo de misturar, trata-se de um ato físico e consiste em colocar duas ou mais substâncias em contato, sem que obrigatoriamente elas se dissolvam entre si. Dessa forma, as misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas. Com base nisso, pense nas opções de café que geralmente as padarias ou cafeterias oferecem: o curto, o longo ou cheio e o pingado. O café curto refere-se ao café mais concentrado, “encorpado”, com pouca água em relação à quantidade de café. Já o café longo ou cheio é preparado com maior quantidade de água, mas com a mesma quantidade de pó de café dissolvido da opção curto. Nesse caso, tem-se um café mais diluído, “fraco”. Por fim, pingado, que se refere à mistura de café com leite. As situações dos cafezinhos mostram que os termos misturar, diluir e concentrar fazem parte de nosso cotidiano.

Vereshchagin Dmitry/Shutterstock.com

Um pintor costuma fazer a mistura de duas ou mais tintas para obter a cor desejada. Em geral, as tintas comerciais são concentradas e por isso necessitam ser diluídas antes da aplicação. Para esse procedimento, água ou aguarrás são os solventes mais usados. O tipo de solvente e o volume utilizado variam de acordo com a composição da tinta, sendo imprescindível seguir as orientações presentes no rótulo do produto. O processo de cura (secagem) da tinta consiste na evaporação de seu dispersante ou dispergente. Quando o dispersante evapora, a concentração do disperso na mistura aumenta e, assim, forma-se uma fina película de tinta sobre a região aplicada. viennetta/Shutterstock.com

Faz parte do cotidiano de um confeiteiro misturar ingredientes e, por diversas vezes, é necessário aumentar a concentração de uma dada mistura. Assim, no preparo de uma calda, por exemplo, ao aquecer a mistura, a calda fica “mais grossa”, ou seja, mais concentrada.

Profissional preparando uma tinta para automóvel.

RGtimeline/Shutterstock.com

Preparo de uma calda no fogão.

É bastante comum um farmacêutico, ao manipular medicamentos ou aviar uma receita médica, concentrar ou diluir misturas para preparar a dosagem adequada. Assim, esse profissional utiliza várias unidades de medida de concentrações de misturas. Isso é imprescindível para preparar as doses com a concentração correta para o tratamento ser eficaz. Farmacêutica manipulando medicamentos.

Estudo das dispersões

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

7. O cloreto de cálcio é um dos ingredientes utilizados na fabricação de queijos. Sua função é aumentar o rendimento e a eficiência da etapa de coagulação. Com esse objetivo, João, um técnico de laboratório, resolveu preparar uma solução aquosa de cloreto de cálcio ( CaC ℓ 2 ) dissolvendo 36,10 g desse soluto em 42,75 g de água. Qual é a fração em mol de soluto presente na solução preparada por João?

As concentrações das soluções resultantes obedecem a seguinte relação. a) 2 > 1 > 3 b) 1 > 2 > 3 c) 1 > 3 > 2 d) 3 > 2 > 1

10. Duas soluções aquosas de hidróxido de sódio

(NaOH) contidas nos balões I e II de concentrações e quantidades de matéria conhecidas são misturadas no balão III, conforme o esquema a seguir. III

Dados: Massas molares (g/mol): Ca = 40; Cℓ = 35,5; H = 1; O = 16.

8. Em um laboratório, um professor de Química misturou 150 mL de solução aquosa a 0,20 mol/L de cloreto de sódio (NaCℓ), com 450 mL de uma solução aquosa a 0,50 mol/L também de cloreto de sódio. Qual a concentração final dessa mistura?

9.

I

II

Experimento

Rafael Luís Gaion

(UERJ) Os esquemas a seguir ilustram três experimentos envolvendo diluição, seguida de evaporação de soluções de cloreto de sódio (NaCℓ), cujas concentrações iniciais são iguais. As soluções resultantes desse processo, em cada um dos experimentos, têm suas concentrações em quantidade de matéria identificadas por 1, 2 e 3.

Considerando-se os seguintes dados relativos aos balões I, II e III: Balão volumétrico I: NaOH ( aq ) ⇒ C I = 160 g / L; V I = 200 mL ;

I

= 4, 0 mol / L ;

II

= 1, 0 mol / L;

Balão volumétrico II: NaOH ( aq ) ⇒ C II = 40 g / L; V II = 100 mL ; Balão volumétrico III: NaOH( aq ) ⇒ C III = ? ;

III

= ?; V III = 300 mL

Determine a concentração final do balão III em g/L e mol/L.

Ilustrações: UERJ

11. Misturou-se 1 litro de uma solução aquosa de

hidróxido de sódio (NaOH), com concentração de 0,1 mol/L, com 1 litro de outra solução aquosa de ácido sulfúrico (H 2S O 4), com concentração de 0,5 mol/L. a ) Qual a concentração final de sulfato de sódio? b ) Há excesso de ácido ou de base na solução final? Justifique sua resposta.

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formando uma nova solução Z, conforme a ilustração abaixo:

X

Z

Y

Unidade 2

água destilada, tendo em vista que em cada 100 g de água destilada encontra-se 0,9 g do sal. Qual é a fração em quantidade de matéria de soluto presente na solução fisiológica de cloreto de sódio?

15. Um laboratorista misturou duas soluções (X + Y)

Rafael Luís Gaion

12. O soro fisiológico é uma solução que apresenta 0,9% em massa do cloreto de sódio (NaCℓ) em

R-P/Kino.com.br

A mistura fo i fe ita c o m uma solu ç ão X d e 200 mL de cloreto de cálcio (CaC ℓ 2), com concentração em massa igual a 60 g ⁄ L , e 400 mL de outra solução Y de cloreto de cálcio e obteve uma solução Z resultante, de concentração em massa igual a 80 g ⁄ L . Calcule a concentração em g ⁄ L da solução Y. a ) 150 g ⁄ L d ) 65 g ⁄ L

Dados: Massas molares (g/mol): Na = 23; Cℓ = 35,5; H = 1; O = 16. a ) 0,001 b ) 0,002 c ) 0,020 d ) 0,200 e ) 0,225

13.

Experimento Em um laboratório, um professor de Química misturou 40 mol de água destilada e 10 mol de álcool comum. Quais são os valores das frações molares do solvente (água destilada) e do soluto (álcool comum)? a ) 0,4 e 0,1 b ) 20 e 80 c ) 0,8 e 0,2 d ) 0,4 e 0,8 e ) 0,6 e 0,4

14. (IFTO) Um copo de 180 mL de suco de laranja é adoçado com 61,56 g de açúcar comum (sacarose: C 12 H 22 O 11 ). Calcule a concentração em quantidade de matéria do açúcar neste suco. a ) 0,1 mol/L b ) 0,5 mol/L c ) 0,01 mol/L d ) 1 mol/L e ) 2 mol/L

b ) 100 g ⁄ L c ) 90 g ⁄ L

e ) 30 g ⁄ L

16. O ácido clorídrico em solução é comercializado como ácido muriático, bastante utilizado em produtos de limpeza. Para a análise da concentração de ácido clorídrico no produto comercial, foi realizada uma titulação com hidróxido de sódio (NaOH). Sabendo que foram consumidos 10 mL de titulante na concentração de 1,5 mol/L, para neutralizar 5 mL de ácido, qual é a concentração, em quantidade de matéria, da solução-problema? a ) 10 mol/L b ) 5 mol/L c ) 3 mol/L d ) 2 mol/L e ) 0,5 mol/L

17. (Unesp-SP) Um analista químico de uma indústria de condimentos analisa o vinagre produzido por meio de titulação volumétrica, utilizando solução padrão de hidróxido de sódio tendo fenolftaleína como indicador. Sabendo-se que são utilizados 25 mL de vinagre em cada análise – vinagre é uma solução contendo 4,8% ( m ⁄ V ) de ácido etanóico –, que a concentração do titulante é igual 1,0 mol ⁄ L, que são realizadas três análises por lote e que são analisados quatro lotes por dia; calcule a quantidade média, em gramas, de hidróxido de sódio consumida para a realização das 264 análises feitas por esse analista em um mês de trabalho. Apresente seus cálculos. Dados: Massas molares (g / mol): H = 1; C = 12; O = 16; Na = 23. Estudo das dispersões

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Oficina de Química Ponto zero

Titulação ácido-base

*Os materiais esperados como resposta devem apresentar característica ácida ou básica. Assim, podem ser citados: vinagre, leite de magnésia, soluções para limpar fornos e hidróxido de alumínio (presente em algumas pastilhas ou suspensões antiácidas, soda cáustica etc.).

Sendo a titulação uma técnica experimental de laboratório utilizada para a determinação da concentração de soluções-problema, nesta atividade vamos utilizá-la para determinar a concentração de ácido acético (​​ C​H​  3​​C OOH) ​​ presente no vinagre caseiro. Em dado momento, durante essa titulação (ácido-base), chega-se ao ponto de equivalência, 1+

1−

indicando que há igualdade entre os números de íons H​​ ​​ ​​ e ​O​H​​ ​​.

• •Cite pelo menos três materiais de uso cotidiano que você tenha em casa, cujas características permitem que a concentração de uma determinada substância seja determinada por titulação ácido-base. * O ácido acético (​​ C​H​  3C ​​ OOH​(aq) ​)​​,  que é um ácido orgânico, apresenta a seguinte fórmula estrutural:

H

H

C

O

hidrogênio ionizável

C O

H

H

Sua ionização por ser representada por: 1− água 1+   ⟶ ​​C    ​H​  3C ​​ OOH ​  ⎯     ​  C​    H​  3C ​​     O​O​​ ​​( ​​ aq) ​ +​ ​H​​    ​​(aq   ) ​  ​    hidrogênio ionizável    ácido acético ​    ​​ (​ monoácido) ​

Muito utilizado para temperar saladas, o vinagre é uma mistura preparada com as substâncias C ​ ​H ​  3​​COOH​ e ​​H​  2​​O​. O ácido presente nesse material pode ser neutralizado por uma solução aquosa de hidróxido de sódio ​​(NaOH​(aq ) ​). ​​ Com a utilização da técnica de titulação ácido-base, é possível quantificar sua concentração em quantidade de matéria presente em uma amostra de vinagre comercial.

! Materiais

Para a sua proteção durante esse experimento é recomendado usar jaleco de mangas compridas, óculos de proteção, calças compridas e tênis fechados. A solução de hidróxido de sódio é corrosiva, portanto evite o contato com a pele e com os olhos.

• •1 erlenmeyer de 250 mL • •1 bureta de 50 mL • •1 suporte universal e pinça para bureta • •1 pipeta volumétrica de 5 mL (pode ser utilizada uma pipeta graduada) • •1 pera • •solução de 0,1 mol/L de hidróxido de sódio (​​ NaOH​(aq)​) ​​  • •vinagre comercial (incolor) • •indicador de fenolftaleína • •água destilada Mãos à obra A Fixe a bureta no suporte universal prendendo-a com a pinça. B Complete adequadamente a capacidade da bureta com a solução aquosa de 0,1 mol/L de hidróxido de sódio ​(NaOH​( aq )​)  ​​. 

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Unidade 2

C Com o auxílio da pipeta, transfira 5 mL do vinagre comercial para o erlenmeyer. Adicione aproximadamente 50 mL de água destilada no erlenmeyer para diluir o vinagre e facilitar a visualização do ponto final da titulação. D Adicione também ao erlenmeyer 4 gotas do indicador de fenolftaleína. E Titule a solução de vinagre. Sugere-se que a titulação seja feita gota a gota, até perceber a mudança da coloração incolor para rósea, fechando a torneira da bureta.

Martyn F. Chillmaid/SPL/Latinstock

Martyn F. Chillmaid/SPL/Latinstock

F Anote em seu caderno o volume de hidróxido de sódio gasto na titulação.

Solução inicial, vinagre, água e fenolftaleína. As soluções podem ser descartadas na pia.

Ao final da titulação, a solução apresentará uma coloração rósea.

2. Como os resultados da titulação podem variar, utilizaremos o valor aproximado de 34 mL de solução de hidróxido de sódio e volume inicial de 5 mL da amostra comercial ​​C​  NaOH​​  ⋅ ​V​  NaOH​​  = ​C​  C​H​  ​​C OOH​​  ⋅ ​V​  C​H​  ​​C OOH​​  ⇒ 0,1 ⋅ 34 = ​C​  C​H​  ​​C OOH​​  ⋅ 5  ⇒ 3

Para pensar

3

3

3,4  ​    = ​C​  C​H​  ​​C OOH​​  ⇒ ​C​  C​H​  ​​C OOH​​  = 0,68 ∴ ​C​  C​H​  ​​C OOH​​  =  0,68  mol  /   L​ ⇒ ​  ― 3 3 3 5

1. Represente a equação da reação química relativa à titulação ácido-base ocorrida no experi​   ​N​a​​+​​ aq  ​  +  C​H​  ​​C O​O​​−​​ aq  ​  + ​H​  ​​O​ ℓ  ​​ → ​     mento. ​N aOH​(aq) ​  +  C​H​  3​​C OOH​(aq ) ​ ⎯  ( ) ( ) 3 2 ( ) 2. De acordo com os dados obtidos na titulação, calcule a concentração de ácido acético no vinagre.

3. De acordo com a legislação brasileira, o vinagre deve ter no mínimo 4% (m/V) de ácido acético, ou seja, deve apresentar em sua composição 4 g de ácido acético em 100 mL de vinagre. Utilizando a concentração em quantidade de matéria encontrada experimentalmente na atividade anterior, calcule a massa de ácido acético na amostra e discuta se está dentro ou fora dos padrões exigidos por lei. Considerando-se o valor obtido no exercício anterior, em 1 litro de vinagre

temos 0,68 mol de ácido acético. Assim, em 100 mL de vinagre temos 0,068 mol de ácido acético. Como em 1 mol de ácido acético temos 60 gramas de ácido acético, em 0,068 mol de ácido acético, temos 4,08 g de ácido acético. Sendo assim, a amostra analisada está em conformidade com a legislação brasileira vigente. Estudo das dispersões 83

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Aqui tem Química

Diabetes e concentração de glicose no sangue

Conhecendo

A glicose ou dextrose ​​(​C​  6​​​H​  12​​​O​  6​​) ​​ é o principal carboidrato existente na corrente sanguínea. As células do corpo humano utilizam esse carboidrato para liberar a energia de que o corpo necessita para manter-se vivo e para realizar as atividades do cotidiano. Atualmente, segundo especialistas, a concentração considerada normal para esse carboidrato varia de 60 a 110 mg/dL de sangue, após jejum de 12 horas. Em geral, considera-se que uma pessoa está com hipoglicemia se apresentar uma concentração de glicose no sangue inferior a 60 mg/dL. Já a hiperglicemia se apresenta diante de valores superiores a 110 mg/dL.

Piotr Adamowicz/Shutterstock.com

O controle da quantidade de glicose no sangue é realizado pelo pâncreas. Quando os níveis de glicose no sangue estão elevados, o pâncreas libera um hormônio chamado insulina, que controla a concentração de glicose no sangue. Já quando os níveis de glicose no sangue estão baixos, o pâncreas libera o glucagon, um hormônio que aumenta os níveis plasmáticos da glicose. Glicosímetro, aparelho utilizado para medir a concentração de glicose na corrente sanguínea.

O soro glicosado a 5% (em massa) é uma solução isotônica que apresenta 5 gramas de glicose (ou dextrose) dissolvidos em água destilada suficientes para totalizar 100 mL de soro. Essa solução é utilizada em hospitais em casos de desidratação, reposição calórica, nas hipoglicemias e como veículo de diluição de medicamentos, sendo usualmente administrada através de uma veia periférica. Aplicação de soro em um paciente por via endovenosa.

Algumas pessoas apresentam uma síndrome metabólica em que o corpo não produz insulina ou não consegue empregar adequadamente a insulina que produz, causando um aumento da glicose no sangue. Essa síndrome é conhecida como diabetes. Existem dois tipos de diabetes: insipidus e mellitus.

Estudando

Judex/Shutterstock.com

O diabetes insipidus é caracterizado por um distúrbio na produção, secreção ou ação do hormônio antidiurético. Neste tipo de diabetes, a pessoa passa a ingerir líquidos de maneira abundante em razão da sede constante, o que ocasiona uma maior eliminação de água e de glicose por meio da urina. Consequentemente, com a perda de glicose é causada uma hipoglicemia.

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Unidade 2

O diabetes mellitus é o tipo mais conhecido e ocorre em razão da deficiência de insulina. Quando não controlado, desencadeia uma concentração de glicose muito superior a 110 mg/dL no sangue, ocasionando uma hiperglicemia. Conheça os três tipos mais comuns de diabetes mellitus.

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• Tipo 1:

é conhecido como insulinodependente, pois por ação equivocada do sistema imunológico do indivíduo, pouca ou nenhuma insulina é liberada para o corpo. Dessa forma, a glicose fica no sangue, não sendo usada como fonte energética.

• Tipo 2:

é conhecido como não insulinode- A insulina é utilizada por alguns pacientes portadores do pendente; a produção de insulina se dá nor- diabetes mellitus com o objetivo de manter os níveis de malmente, porém o organismo não consegue glicose na faixa ideal. usar adequadamente a insulina que produz; cerca de 90% dos diabéticos tem este tipo.

• Diabetes gestacional: é aquela em que ocorre uma elevação da concentração de glico-

Em geral, pode-se controlar e até prevenir o desenvolvimento do diabetes com hábitos saudáveis, como alimentação equilibrada, evitar ingerir açúcar e gordura em excesso, evitar bebidas alcoólicas, praticar atividades físicas regularmente e realizar exames periodicamente para analisar os níveis de glicemia no sangue.

2. Espera-se que os alunos interpretem e respondam a questão relacionando o tipo de diabetes com a concentração de glicose na urina, sabe-se que o paciente com diabetes insipidus, apresentará uma urina mais diluída devido a maior ingestão de água. A diurese excessiva e a sede intensa são típicos da DI. Os sintomas do diabetes insipidus são similares aos Ampola de insulina e seringa da diabetes mellitus, com a distinção de que não ocorre a glicosúria (urina doce) e não há hiperglicemia (glicose para sua aplicação. do sangue elevada).

Jasni/Shutterstock.com

se no sangue durante a gravidez. Normalmente, essa condição se normaliza após o parto, porém a mãe que teve diabetes durante a gravidez apresenta maior risco de vir a desenvolver mais tarde o diabetes do tipo 2.

Conversando 1. Pesquise o significado dos termos “insípido” e “melito” e, a seguir, relacione-os com as palavras

Insípido significa “sem gosto”, sendo assim deve estar relacionado à palavra hipoglicemia, pois a glicose está tão diluída em água que praticamente não apresenta gosto. Melito significa “que contém mel”, devendo ser relacionado à palavra hiperglicemia, pois a glicose está concentrada no sangue, 2. Sabe-se que a glicosúria (glicose na urina) não revela a quantidade de glicose sanguínea no apresentando uma momento do exame, mas sim o tempo em que a urina foi acumulada na bexiga (a perda de característica glicose pela urina depende de como é feita a excreção renal). Assim, a análise baseada doce, assim como o mel.

hipoglicemia e hiperglicemia.

apenas em exame de glicosúria não é capaz de indicar hipoglicemia ou hiperglicemia. Recomenda-se, nesse caso, outros testes, como o de glicemia (glicose no sangue).

Um laborista, ao analisar as amostras de urina de dois pacientes já diagnosticados com diabetes, um deles com diabetes insipidus (DI) e outro com diabetes mellitus (DM), constatou que uma das amostras era mais concentrada em açúcar que a outra. Converse com os seus colegas e responda qual dos dois pacientes diabéticos tem grande probabilidade de ser aquele que apresenta a urina mais diluída para a glicose?

3. Espera-se que o texto dos alunos contemple: a prática de atividades físicas e 3. De acordo com o site Portal Brasil e a Pesquisa Nacional de Saúde (PNS), realizada pelo alimentação balanceada, Ministério da Saúde em parceria com o IBGE, o diabetes já atinge mais de 9 milhões de de acordo com o tipo de DM brasileiros, o que corresponde a aproximadamente 6,2% da população adulta de nosso país. que o paciente Discuta com seus colegas sobre os principais métodos de prevenção e de controle do dia- apresenta (DM do tipo 1 ou betes mellitus (DM). Ao final, em seu caderno, monte um pequeno texto que contemple o DM do tipo 2), dois fatores que podem ajudar no controle glicêmico do sangue e consequentemente resultado dessa discussão. como na prevenção e no controle do diabetes do tipo II. Em casos específicos, alguns medicamentos como a insulina e os hipoglicemiantes orais podem ser utilizados. Antes de tudo, procure um médico e realize checkup. A interpretação dos resultados do checkup determinará as características biológicas de cada paciente e ajudará a definir as particularidades e limitações, a intensidade e o tipo de atividades físicas, garantindo mais segurança ao tratamento. Estudo das dispersões 85

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Natalia Sokko/ Shutterstock.com

capítulo

Secagem de bacalhau salgado em Lofoten, Noruega.

Propriedades coligativas Há aproximadamente 7 mil anos, as populações nômades começaram a fixar residência em função da domesticação de animais e do cultivo da terra. Então, no período Neolítico, o último período pré-histórico, surgiu a necessidade de conservar alimentos.

Autor desconhecido. Gravura. Coleção particular. Foto: Marzolino/Shutterstock.com

Para isso, foi desenvolvida a técnica da salga para a conservação dos alimentos, um dos processos mais antigos inventados pelo ser humano. Atualmente, essa técnica possibilita a comercialização dos alimentos sem a necessidade de refrigeração. Um exemplo disso é o bacalhau, comercializado em diversos países. No Brasil, principalmente nas regiões Norte e Nordeste, temos a carne de sol e a carne-seca, ou jabá, e, no Rio Grande do Sul, o charque. Essas carnes são curadas com diversas técnicas, conservadas pela adição de sal e especiarias, o que modifica sua cor, textura e sabor. Outras técnicas para preservar alimentos são o congelamento, a conservação pelo calor, a pasteurização e a adição de açúcar às frutas. Ilustração histórica do processo de secagem do bacalhau na Groenlândia.

A Você já viu algum alimento conservado pela técnica de salga (carne-seca, carne de sol, charque ou bacalhau) ou por outro procedimento? Comente com seus colegas. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos tenham conhecimento desse processo, ou que pelo menos já tenham ouvido falar a respeito.

B Com base na aparência física e na textura desses alimentos, qual seria a função do sal nesse processo?

O sal desidrata o alimento, criando um ambiente desfavorável à sobrevivência dos microrganismos.

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1 Você já colocou solução de água e sal no congelador? A água congelou?

ffolas/Shutterstock.com

ffolas/Shutterstock.com

A questão 1 e as apresentadas na página anterior podem ser respondidas com base nos conhecimentos de propriedades coligativas. Vamos analisar uma situação em que se ferve água para preparar uma macarronada.

1. Resposta pessoal. Caso os alunos já tenham realizado esse procedimento, espera-se que eles respondam que a água não congelou. Caso contrário, peça que eles façam o experimento em casa e observem o que acontece.

Unidade 2

Estudando as propriedades coligativas

Para preparar a macarronada, Leila precisava ferver água. Como ela mora em uma cidade que fica ao nível do mar, a água começou a ferver ao atingir 100 ​°C​.

Leila então adicionou duas colheres (sopa) de sal na água.

Os líquidos puros, assim como qualquer outra substância, apresentam valores característicos de pressão de vapor, ponto de ebulição, ponto de solidificação/fusão e pressão osmótica. Esses valores podem levar à identificação de uma determinada substância. A água, ao nível do mar e à pressão de 1 atm, entra em ebulição a 1 ​ 00 °C.​ Ao dissolver um soluto não volátil nesse líquido (solvente), suas propriedades características se alteram, como no caso da adição do sal (cloreto de sódio).

Volátil: em Química, indica que a substância apresenta baixo ponto de ebulição, portanto, em seu estado normal, tende a evaporar facilmente.

As propriedades coligativas são as alterações das propriedades do solvente em soluto não volátil, as quais dependem da razão entre o número de moléculas do soluto e do solvente, e não da identidade química do soluto. Após os experimentos, os químicos concluíram que as propriedades físicas e químicas dos materiais dependem das quantidades das substâncias, ou seja, das concentrações que as compõem, e não de sua natureza. As propriedades coligativas são propriedades quantitativas porque dependem da concentração de soluto não volátil; e não qualitativas, uma vez que não dependem da natureza do soluto. Por exemplo, no preparo de duas soluções, uma iônica e outra molecular, com volumes iguais V e a mesma quantidade de matéria em mol adicionada em ambas, observamos, ao final, que a solução iônica terá um número de partículas dissolvidas maior que na solução molecular. Quanto a isso, considere os casos abaixo.

• •A

sacarose (​​​C​  12​​ ​ H​  22​​ ​ O​  11​​), ​​ de massa molar igual a 342 g/mol, é uma substância

molecular cuja solubilidade em água a 2 ​ 0 °C​ é igual a 1 970 g/L.

• •O cloreto de sódio (​​NaCℓ), ​​ de massa molar 58,5 g/mol, é uma substância iônica cuja solubilidade em água a 2 ​ 0 °C​ é igual a 368 g/L.

• •O ​​H​  3​​P ​O​  4​​​, soluto formador da solução de ácido fosfórico (​​​H​  3​​  P ​O​  4​​​(aq) ​) ​​, de massa molar 98 g/mol, é uma substância molecular que a 2 ​ 0 ° C​ apresenta grau de ionização igual a 27%.

• •O sulfato de alumínio (​​ A​ℓ​  2​​ ​​(S​O​  4​​) ​​ 3​​), ​​ de massa molar 342 g/mol, é um composto iônico que a 2 ​ 0 °C​apresenta grau de dissociação igual a 60%.

Estudo das dispersões

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Assim, a 2 ​ 0 °C​são separados 4 recipientes iguais e com capacidade de 1,5 L. Em cada um desses recipientes coloca-se 1 L de água e adiciona-se somente uma das quatro substâncias citadas (​​​C​  12​​​H​  22​​​O​  11​​  ,  NaCℓ ​, H​  3​​​P O​  4​​  ou A​ℓ​  2​​​​(​S O​  4​​) ​​  ​​). ​​ A massa de 3

cada substância adicionada é equivalente à sua massa molar (quantidade de matéria igual a 1 mol). Assim, podemos determinar a ordem crescente de intensidade do efeito coligativo das quatro soluções preparadas.

No exemplo, se a quantidade de solvente presente em cada solução é de 1 L e a cada uma foi adicionada uma quantidade de soluto equivalente à massa molar deste, temos:

••para a solução de sacarose (​​ ​C​  12​​ ​H​  22​​ ​O​  11​​​(aq) ​) ​​em 1 L de solvente a 2​ 0 °C​, é possível

dissolver até 1 970 g do soluto (solubilidade da sacarose). Logo, ao adicionar 342 g dessa substância (correspondente à massa de 1 mol) e mexer adequadamente, haverá dissolução total desse açúcar. De acordo com os dados do enunciado, essa solução aquosa de sacarose é insaturada. água

​ ​ C​  12​​ ​ H​  22​​ ​ O​  11​​​(s) ​​

​​C​  12​​ ​H​  22​​ ​ O​  11​​​(aq ) ​​

​dissolução

​ ​​(α  = 100%) ​​

​1 mol​

​1 mol​ 23

​​6,02  9 10​​ ​​ moléculas

23

​​6,02  9 10​​ ​​ moléculas (retículo cristalino)

número total de partículas em 23

solução = ​​6,02  9  10​​ ​ partículas​

•• para a solução de cloreto de sódio ​​(NaCℓ​(aq) ​) ​​em 1 L de solvente a ​20 ° C​, é pos-

sível dissolver até 368 g de cloreto de sódio (solubilidade do cloreto de sódio). Logo, ao adicionar 58,5 g dessa substância (correspondente à massa de 1 mol) e mexer adequadamente, haverá dissolução total desse sal. De acordo com os dados do enunciado, essa solução aquosa de cloreto de sódio é insaturada. água

​N aCℓ​(s) ​​

​dissociação

​ (​​ α  = 100%) ​​

​1 mol​

1+

​N  ​a​​ ​​(aq ) ​​

+

​1 mol de cátions​ 23

23

​​6,02  9 10​​ ​​ de NaC​ℓ​​ (retículo cristalino) ​​

1−

​C  ​ℓ​​ ​​(aq ) ​​ 1 mol de ânions 23

6 ​​ ,02  9 10​​ ​​ cátions ​​6,02  9 10​​ ​​ ânions íons presentes em solução

23

número total de partículas em solução = ​​12,04 9  10​​ ​ partículas​

••para a solução ​​H​  3​​P​O​  4​​​(aq) ​​em 1 L de solvente a 2​ 0 °C​, o grau de ionização é igual a 27%. Assim, ao adicionar 1 mol de moléculas dessa substância, haverá ionização de 0,27 mol de moléculas. ​ ​H​ 3​​ ​PO​  4​​ 

água    ⟶  ​ ⎯⎯      ​ ​           ionização

1+

3−

3 H​​ ​​(aq) ​ ​       +      PO​4​  ​​(aq) ​​

Quantidade inicial

1 mol

água ​ ​ ⎯⎯      ​​     ⟶  

0

+

0

Fração reagente (27% de dissociação)

0,27 mol

água    ⟶ ⎯⎯  ​​      ​​ ionização

0

+

0

Reação

0

água    ⟶ ⎯⎯  ​​      ​​ ionização

​3  ⋅ 0, 27 mol​

+

0,27​ mol​

0,73 mol moléculas

água    ⟶ ​​     ⎯⎯   ​​ ionização

0,81 mol cátions

+

0,27​ mol​ ânions

Quantidade final

(0,73 mol + 0,81 mol + 0,27 mol) de partículas = 1,81 mol de partículas 24

Número total de partículas em solução = 1 ​ , 09 ⋅ ​10​​ ​  partículas​

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••para a solução aquosa de sulfato de alumínio (​​ A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​ 3​​​(aq) ​) ​​em 1 L de solvente a​

água     ⟶ ​ A​ℓ​  2​​ ​​(​SO​  4​​) ​​  ​​ ​  ⎯⎯      ​  3                dissociação

3+

2 A ​ℓ​​ ​​(aq) ​ ​       +      

3 SO​4​  ​​(aq) ​​ 2−

Quantidade inicial

1 mol

água ​​     ⎯⎯   ​​​​     ⟶  

0

+

0

Fração reagente (60% de dissociação)

0,60 mol

água    ⎯⎯  ​​      ⟶  ​​ dissociação

0

+

0

Reação

0

água    ​​     ⎯⎯   ⟶  ​​ dissociação

​2  ⋅ 0, 60 mol​

+

​3  ⋅ 0, 60 mol​

0,40 mol

água    ⎯⎯  ​​      ⟶  ​​ dissociação

1,20 mol cátions

+

1,80 mol ânions

Quantidade final

Unidade 2

20 °C​, esse sal apresenta grau de dissociação igual a 60%. Assim, ao adicionar 1 mol dessa substância, haverá dissociação de 0,60 mol desse sal.

(0,40 mol + 1,20 mol + 1,80 mol) de partículas = 3,40 mol de partículas 24

Número total de partículas em solução = 2 ​ , 05 ⋅ ​10​​ ​  partículas​

Assim, resumidamente, tem-se: Solução

Número total de partículas em 1 L de solução

​​C​  12​​ ​ H​  22​​ ​O​  11​​​(aq) ​​​​

​6,  02  ⋅ ​10​​ ​  partículas ou 0,602 ⋅ ​10​​ ​  partículas​

​N aCℓ​(aq) ​​

​12,  04  ⋅ ​10​​ ​  partículas ou 1,204 ⋅ ​10​​ ​  partículas​

23

23

24

24

​​H​  3​​P​O​  4​​​(aq) ​​

​1,  09  ⋅ ​10​​ ​  partículas​

​A​ℓ​  2​​​​(S​O​  4​​) ​​  ​​​(aq) ​​

​2,  05  ⋅ ​10​​ ​  partículas​

3

24

24

Como o efeito coligativo é diretamente proporcional ao número de partículas dispersas em solução, tem-se a seguinte relação em ordem crescente de intensidade do efeito coligativo: ​​C​  12​​ ​H​  22​​ ​ O​  11​​​(aq ) ​ ​ < H​  3​​ ​P O​  4​​​(aq ) ​< NaCℓ​(aq ) ​ < A ​ℓ ​  2​​ ​​(​S O​  4​​) ​​  ​​​(aq ) ​​. 3

Neste capítulo, vamos estudar as propriedades coligativas de abaixamento da pressão de vapor do solvente (tonoscopia), aumento do ponto de ebulição do solvente (ebulioscopia), abaixamento do ponto de congelamento do solvente (crioscopia) e aumento da pressão osmótica (osmoscopia). Para esse estudo, precisamos conhecer algumas propriedades dos solventes presentes nas soluções. Essas propriedades são a pressão de vapor e a temperatura de ebulição do solvente.

Pressão de vapor 2 Com o passar do tempo, o que ocorre com a água da chuva que forma as poças de água? Tatiana Ilina/Shutterstock.com

A água líquida contida em um recipiente aberto tende a evaporar. Quanto maior a temperatura do ambiente, maior é a velocidade de evaporação. 2. Parte da água sofre evaporação. Além disso, em algumas superfícies irregulares em que se formam essas poças, a água pode permear o solo. Poça formada com água da chuva.

Estudo das dispersões

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3 Em recipientes fechados pode ocorrer evaporação de um líquido? Sim. O líquido sofre evaporação, porém fica retido no recipiente.

Evgeny Karandaev/Shutterstock.com

4 O que ocorre ao deixarmos uma garrafa de água quase cheia lacrada por algum tempo recebendo luz solar? Com o passar do tempo, parte da água

evapora e se condensa no interior da garrafa.

Garrafa de água fechada.

Editoria de arte

Se a água estiver em uma garrafa hermeticamente fechada (sistema fechado), algumas moléculas passam do estado líquido para o gasoso (evaporação). O esquema a seguir representa de forma simplificada esse processo de evaporação.

Este esquema é uma representação. As cores e os tamanhos das moléculas ilustradas não correspondem aos reais.

Legenda: Molécula de água.

Início do processo de evaporação.

Processo de evaporação de um líquido em um sistema fechado, a uma dada temperatura, até a sua saturação.

Para uma molécula de Mais moléculas O ar está água evaporar, outra se de água saturado de evaporam. vapor de água. condensa (equilíbrio).

Quando há equilíbrio entre as fases líquida e gasosa, ou seja, quando os valores das velocidades de evaporação e condensação se igualam, tem-se equilíbrio dinâmico, havendo passagem constante de partículas de uma fase para a outra. Enquanto houver esse equilíbrio dinâmico entre as fases, a pressão da fase gasosa sobre a superfície da fase líquida se mantém constante, sendo denominada pressão de vapor do líquido. A pressão de vapor de uma substância é a pressão da fase gasosa dela quando está em equilíbrio dinâmico com o líquido (ou sólido) correspondente.

Influência da temperatura na pressão de vapor de uma substância Podemos analisar o comportamento da pressão de vapor da água com a variação de 15 °C a 30 °C, por exemplo. Para isso, experimentalmente, podemos organizar os dados em um quadro e representá-los por meio de um gráfico, como apresentado abaixo.

Fonte: dados empíricos.

Pressão (mmHg)

15

12,8

16

13,6

17

14,5

18

15,5

19

16,5

20

17,5

21

18,6

22

19,8

23

21,1

24

22,4

25

23,8

26

25,2

27

26,7

28

28,4

29

30,0

30

31,8

Pressão de vapor da água com variação de temperatura Pressão de vapor (mmHg) 35 30 25 20 15 10 5 0

15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 Temperatura (ºC)

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Temperatura (°C)

Fonte: dados empíricos.

5 O que ocorre com a pressão do vapor da água quando a temperatura aumenta? A pressão do vapor da água também aumenta com o aumento da temperatura.

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A uma dada temperatura, a pressão de vapor de um líquido não depende do volume desse líquido nem do formato do recipiente que o contém. 6 Em sua opinião, o valor da pressão de vapor de diferentes substâncias à mesma Espera-se que os alunos respondam que à mesma temperatura, diferentes temperatura é o mesmo? substâncias apresentam diferentes pressões de vapor, pois elas têm forças de interações diferentes entre as suas partículas.

Na representação gráfica ao lado temos as medidas de pressão de vapor de diferentes substâncias em diferentes temperaturas. Observando a representação dos dados no gráfico podemos concluir que:

• •a pressão de vapor de um líquido aumenta com o aumento da temperatura;

••à

mesma temperatura, líquidos diferentes apresentam pressões de vapor diferentes.

Unidade 2

As medidas de pressão de vapor mostram que quanto maior é a temperatura de um líquido, maior é sua pressão de vapor.

Variação da pressão de vapor de algumas substâncias em relação à temperatura Pressão de vapor (mmHg) CHC3

1 000

800

CC4

H2O

pressão atmosférica

600

400

Quanto maior a temperatura de uma substância, maior a sua pressão de vapor.

Rafael Luís Gaion

200

0 20

40

60

80

100 Temperatura (ºC)

Gráfico elaborado com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. M. et al. Química geral 1: e reações químicas. 5. ed. São Paulo: Thomson Learning, 2006. p. 485.

Sublimação Alguns sólidos, como o gelo-seco, a naftalina e o iodo molecular, sofrem sublimação. f​ase sólida 

equilíbrio dinâmico

 fase gasosa​

Gelo-seco.

Andrew Lambert Photography/SPL/Latinstock

phloen/Shutterstock.com

Vinod K Pillai/Shutterstock.com

Assim, nesses casos, as velocidades de sublimação nos sentido direto e inverso são iguais.

Naftalina.

Iodo. 3

Considere a seguinte situação: despejam-se ​10 c ​m​​ ​​(10 mL) de álcool etílico em um 3 pires, despejam-se ​10 c ​m​​ ​​ de éter comum (éter dietílico) em outro pires e em um ter3 ceiro pires despejam-se ​10 c ​ m​​ ​​ de água. Em seguida, à temperatura ambiente, esses três pires são colocados sobre uma mesa. Num dado momento, os três pires ficaram vazios, pois de acordo com o que vimos anteriormente os líquidos sofrem o processo de evaporação. Fazendo uma relação com a pressão de vapor, podemos prever qual dos três pires ficará vazio primeiro, ou seja, qual dos três líquidos irá evaporar totalmente antes dos outros dois. 7 Em sua opinião, qual dos três pires ficará vazio primeiro? O pires que continha éter. 8 Qual a possível relação entre a evaporação e a pressão de vapor de um líquido? Quanto maior a evaporação de um líquido, maior a pressão de vapor desse líquido.

Estudo das dispersões

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Na situação apresentada na página anterior, vimos a pressão de vapor de cada um dos líquidos em uma dada temperatura. No quadro ao lado, apresentamos as pressões de vapor dos três líquidos – álcool etílico, éter comum e água – à temperatura de 20 °C.

Pressão de vapor de algumas substâncias a 20 °C Álcool etílico

45 mmHg

Éter comum

441 mmHg

Água

17,5 mmHg

9 Considerando a relação entre pressão de vapor e interações intermoleculares, o que podemos concluir a respeito da pressão de vapor do éter comum, sendo ela a mais elevada?

As interações intermoleculares entre suas moléculas são mais fracas, logo o éter é o mais volátil.

Fonte: pesquisa.

A ordem decrescente de volatilidade das três substâncias do quadro é éter comum > álcool etílico > água. Por isso, na situação, o éter comum evaporou-se mais rapidamente. Assim, quanto mais volátil uma substância, maior a sua pressão de vapor. Consequentemente, quanto mais volátil, menores as interações intermoleculares.

A pressão de vapor e a temperatura de ebulição Num dado momento, ao aquecermos um líquido em um recipiente aberto, ele ferve, ou seja, entra em ebulição. Isso ocorre quando a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão atmosférica local. Ao nível do mar, como a pressão atmosférica é igual a 1 atm, o líquido entrará em ebulição quando a sua pressão de vapor se igualar à pressão atmosférica. Variação da pressão de vapor de Considerando a pressão da água, do álcool etíalgumas substâncias em relação à lico e do éter comum, apresentadas no quadro temperatura e à temperatura de ebulição acima, podemos representar por meio de um gráPressão de vapor (mmHg) fico a variação de temperatura e indicar a tempera1 400 tura de ebulição de cada uma das substâncias. álcool etílico água éter comum 1 300 1 200 1 100 1 000 900 800

C2H5OH

C2H5OC2H5

H2O

Ao analisarmos a representação gráfica, podemos concluir que, ao nível do mar (pressão atmosférica igual a 760 mmHg), a temperatura de ebulição de cada uma dessas três substâncias é:

pressão atmosférica ao nível do mar

- éter comum: 34, 6 °C; - álcool etílico: 78, 4 °C;

700 500 400 300 200

ponto de ebulição normal 78,4 ºC ponto de ebulição normal 100 ºC

ponto de ebulição normal 34,6 ºC

600

100 0 10

20

30

40

50

60

70

80

- água: 100 °C.

Das três substâncias, o éter é o que apresenta a menor temperatura de ebulição, sendo a substância mais volátil entre elas.

90 100 110 120 Temperatura (ºC)

Gráfico elaborado com base em: BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2007. p. 332.

A temperatura de ebulição é aquela em que a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão externa exercida sobre o líquido.

P0

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

água em ebulição

Para a ebulição ocorrer, é necessário que a pressão de vapor do líquido P 0 no interior de cada bolha seja igual à pressão externa exercida sobre o líquido.

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Diagrama de fases de uma substância

Unidade 2

A uma certa pressão, durante a mudança de estado físico de uma substância, há equilíbrio dinâmico entre as fases envolvidas e, nesse caso, a temperatura se mantém constante. Experimentos mostram que, ao variar a pressão, as temperaturas em que há mudanças de estado também variam. Sob determinadas condições de temperatura e pressão, é possível haver a coexistência em equilíbrio dinâmico dos três estados físicos dessa substância. Nessa situação, ocorre o ponto triplo da substância. Assim, ao variarmos a temperatura e a pressão de uma substância, obteremos dados suficientes para montar seu diagrama de fases, conforme mostrado ao lado.

Diagrama de fases de uma substância Pressão (mmHg) 1

Ponto A B C

sólido

​ ​sólido  ​ ⎯   ​       líquido​  ⇀ ↽⎯ ​​ ⎯⎯  ⇀      ​ ​líquido  ​ ↽   ​gasoso ​​  ⇀      gasoso​ ​sólido  ​ ⎯   ​  ↽⎯ ​ ​ ​sólido  ​ ⎯   ​       líquido​ ↽⎯  ⇀ ​

2

líquido A

760

C

B gasoso

T

(ponto triplo)

3

​​ ⎯ ​ ↽ ⎯   ⇀  ​​    ​  

  ​⇀       ​​ ​ ⎯ ​​  ↽⎯

T

Estado físico

gasoso

Gráfico elaborado com base em: BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2007. p. 228.

Temperatura (ºC)

Nesse diagrama, a curva 1 é de fusão/solidificação, a curva 2 é de ebulição/condensação e a curva 3 é de sublimação direta/inversa. O diagrama de fases da água apresenta, em relação ao diagrama de fases da maioria das substâncias, comportamento anômalo na curva 1 (fusão/ solidificação), como apresentado abaixo.

Anômalo: algo que apresenta irregularidade ou está fora do que é esperado.

Diagrama de fases da água Pressão (mmHg)

Ponto A B C

1

​ ​sólido  ​ ⎯   ​       líquido​ ↽⎯  ⇀ ​​ ⎯⎯  ⇀      ​   ​gasoso ​líquido  ​ ↽ ​​      gasoso​ ​sólido  ​ ⎯   ​  ↽⎯  ⇀ ​ ​ ​sólido  ​ ⎯   ​       líquido​  ⇀ ↽⎯ ​

B 2

A

760

líquido sólido

4,58

C

gasoso

T

(ponto triplo)

3

​​ ⎯ ​ ↽ ⎯   ⇀  ​​    ​  

  ​⇀       ​​ ​ ⎯ ​​  ↽⎯

T

Estado físico

0 0,01

Gráfico elaborado com base em: BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2007. p. 395.

100 Temperatura (ºC)

gasoso

O ponto triplo da água indica a temperatura e a pressão em que há coexistência em equilíbrio dinâmico das três fases. Assim, esquematicamente, tem-se: ​ponto triplo: T = 0,01 °C e P = 4,58 mmHg ​(6 ⋅ ​10​​  ​  atm)​  ​ −3

Outro ponto importante é o ponto crítico, que, para a água, ocorre na temperatura de ​374 °C​e à pressão de ​165 680 ​m mHg (218 atm). Nesse ponto, a água torna-se um fluido supercrítico, comportando-se como gás, mas relativamente densa como um líquido. No diagrama a seguir é possível observar que, em temperaturas e pressões superiores às do ponto crítico, a água torna-se um fluido supercrítico.

Diagrama de fases da água com o ponto crítico Pressão (mmHg) fluido super crítico

165 680 760 4,58

PC

líquido sólido

A C

T (ponto triplo)

0,01

(ponto crítico)

B gasoso

100 374 Temperatura (ºC)

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

​ ​ ⎯⎯ ​s ólido ​  ⎯  ⇀   ​       líquido ​ ↽  ⇀   ​gasoso      ​ ↽ ⎯ ​ ​

Gráfico elaborado com base em: BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson, 2007. p. 394-395.

Estudo das dispersões

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Atividade resolvida R1. O diagrama ao lado se refere a três líquidos. a ) Qual desses líquidos é o mais volátil? Justifique. b ) Sob pressão ambiente (760 mmHg), qual é a temperatura de ebulição normal de cada um dos líquidos? c ) Quais seriam as suas temperaturas de ebulição no topo de uma montanha, onde a pressão externa é 400 mmHg?

Variação da pressão de vapor de três líquidos em relação à temperatura Pressão de vapor (mmHg)

A

B

C

1000 900 800

760

700 600 500 400 300

Resolução

100 0 10

20

30

40

50

60

70

80

90 100 110 120 Temperatura (ºC)

Rafael Luís Gaion

200

a ) O mais volátil é o líquido A, pois a uma dada temperatura apresenta a maior pressão de vapor.

Fonte: dados empíricos.

b ) Líquido A ≅ ​  58 °C​

Líquido B ≅ ​  83 °C​

Líquido C ≅ ​  107 °C​

c ) Líquido A ≅ ​  41 °C​

Líquido B ≅ ​  61 °C​

Líquido C ≅ ​  85 °C​

Atividades

Resolva as atividades no caderno.

1. Quando os alpinistas escalam montanhas por vários dias, eles precisam preparar alimentos durante o percurso. Segundo eles, no alto das montanhas o tempo necessário para o cozimento dos alimentos é maior que em baixas altitudes. • Qual é a razão dessa diferença no tempo de cozimento em diferentes altitudes? Justifique sua resposta baseando-se na pressão máxima de vapor da água.

2. Bidu é uma personagem representada por um cachorro, criada pelo ilustrador Mauricio de Sousa. Na tirinha,

© Mauricio de Sousa Editora Ltda

Bidu observa uma situação.

Bidu, de Mauricio de Sousa. Disponível em: <http://turmadamonica.uol.com.br>. Acesso em: 20 maio 2016.

a ) A que substância Bidu se refere? b ) O que deve ser a “personalidade tripla” mencionada na tirinha? Justifique sua resposta.

3.

Experimento Um professor de Química colocou uma grande barra de gelo apoiada sobre as extremidades de dois bancos. Amarrou dois pesos nas pontas de um pedaço de arame fino. Em seguida colocou esse pedaço de arame, com os pesos, sobre a barra de gelo, conforme mostra a figura.

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curvas que expressam a relação entre a pressão de vapor de dois líquidos, A e B, e a temperatura. Um deles é uma solução aquosa de sacarose 1,0 mol/L e o outro, água destilada. Experimento com arame fino preso a dois pesos passando pela barra de gelo.

De acordo com o experimento do professor, e considerando o diagrama de fases da água (figura a seguir), explique o que ocorreu.

Pressão (atm)

A

1,0

Unidade 2 Unidade 1

6. (Unifesp-SP) Na figura são apresentadas duas

B

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Pressão (atm) A

sólido

líquido

B

T

vapor Temperatura (ºC)

Diagrama de fases da água.

4. Maria estava fazendo macarrão e esperou a água ferver para acrescentar uma colher de sal. Nesse momento, a água em ebulição parou de ferver. Por quê? Lembre-se de que, sob pressão normal, a água entra em ebulição à temperatura de 100 °C. a ) A água para de ferver porque a pressão é alterada. b ) As propriedades do solvente se modificam na presença de um soluto não volátil.

Temperatura (ºC) Considerando-se o comportamento da pressão de vapor em relação à temperatura de um terceiro líquido, C, uma solução aquosa de nitrato

de alumínio, (Aℓ(NO 3) ), 0,5 mol/L, e das curvas 3 A e B, são feitas as seguintes afirmações:

I ) A curva da solução C deve se posicionar à esquerda da curva A. II ) A temperatura de ebulição do líquido A é menor que a temperatura de ebulição do líquido B. III ) A solução C deve apresentar maior pressão de vapor que o líquido B. IV ) O líquido A é água destilada.

c ) As propriedades do solvente não se modificam na presença de um soluto.

É correto apenas o que se afirma em: a ) I e III.

c ) II e III.

d ) As propriedades do soluto não volátil não alteram a propriedade do solvente.

b ) III e IV.

d ) II e IV.

e ) Os efeitos coligativos não alteram o ponto de ebulição.

5. Observe os valores contidos no quadro abaixo. Solução aquosa

Concentração

Glicose (C 6H 12O 6)

0,2

Sacarose (C 12H 22O 11)

0,3

Cloreto de sódio (NaCℓ)

0,01

Cloreto de cálcio (CaCℓ 2)

0,1

e ) I e IV.

7. (Enem/MEC) Em nosso planeta a quantidade de 6

água está estimada em 1,36 ⋅ 10 trilhões de toneladas. Desse total, calcula-se que cerca de 95% são de água salgada, e dos 5% restantes, quase a metade está retida nos polos e geleiras. O uso de água do mar para obtenção de água potável ainda não é realidade em larga escala. Isso porque, entre outras razões: a ) o custo dos processos tecnológicos de dessalinização é muito alto. b ) não se sabe como separar adequadamente os sais nela dissolvidos.

Considerando que as soluções aquosas encontram-se na mesma temperatura, qual das soluções apresenta maior pressão de vapor?

c ) comprometeria muito a vida aquática dos oceanos.

a ) Glicose.

c ) Cloreto de sódio.

b ) Sacarose.

d ) Cloreto de cálcio.

e ) a água salgada do mar tem temperatura de ebulição alta.

d ) a água do mar possui materiais irremovíveis.

Estudo das dispersões

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Tonoscopia No preparo de uma macarronada, se acrescentarmos sal à água em ebulição, ela pode diminuir ou parar de ferver. Portanto, podemos notar que, ao adicionar a um solvente puro ou a uma solução um soluto não volátil, como o sal de cozinha, ocorre a diminuição na pressão de vapor do solvente. O Variação da pressão de vapor estudo dessa variação da pressão de vapor do ​ΔP​em função da temperatura solvente em solução é denominado tonoscopia. Pressão de vapor água pura

p0

p0

p1

p1

∆P = p0 - p1

solução

Podemos analisar o comportamento da pressão de vapor da água e da solução de água e sal em função da temperatura. Para isso, aquecendo-se uma amostra de água e uma amostra da solução de água e sal, podemos representar em um gráfico a variação da pressão de vapor em função da temperatura, como vemos ao lado. 10 Obser vando os dados representados no

T

Temperatura

gráfico, o que é possível concluir a respeito da variação da pressão de vapor ao acrescentar soluto (sal) ao solvente (água)?

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

De forma geral, a adição de soluto não volátil a um solvente provoca a diminuição da pressão de vapor. A variação da pressão de vapor do solvente ​Δ P​é denominada abaixamento absoluto da pressão de vapor do solvente.

fase gasosa

fase líquida

10. Há diminuição do valor absoluto da variação da pressão de vapor. Isso pode ser observado nas curvas representadas no gráfico. Considerando quaisquer pontos da curva que representa a variação de pressão de vapor da solução, eles estarão abaixo da curva que representa a variação de pressão de vapor da água (p1<p 0 ) em todo o domínio.

As imagens são representações de modelos. As cores são ilustrativas e as proporções não correspondem às reais.

As partículas do soluto não volátil dificultam a vaporização do solvente.

A presença das partículas do soluto não volátil dificulta a vaporização das moléculas do solvente. Dessa forma, ocorre a redução da pressão de vapor do líquido, tornando-o menos volátil, o que se refere a um fenômeno conhecido como efeito tonoscópico. Quanto maior o número de partículas do soluto não volátil em solução, maior será oΔ ​ P​e, consequentemente, menor será a pressão de vapor do solvente em solução. A água pura, a ​25 °C​, apresenta pressão de vapor de 23,80 mmHg. Observe o efeito tonoscópico em duas soluções identificadas como A e B.

A solução A foi elaborada com 1 mol de glicose (​​ ​C​  6​​​H​  12​​​O​  6​​) ​​ completamente dissolvido em ​1 000​g de água pura, apresentando uma pressão de vapor de 23,38 mmHg a​ 25 °C​. 1 mol ​​C​  6​​​H​  12​​​O​  6​​​(s)

dissolução

1 mol ​​C​  6​​​H​  12​​​O​  6​​​(aq) 23

​6,  02  ⋅ ​10​​ ​​ partículas dissolvidas

A solução B foi elaborada com 0,5 mol de cloreto de sódio (​​NaCℓ) ​​ em 1 ​   000​ g de água pura, apresentando uma pressão de vapor de 23,38 mmHg a 2 ​ 5 °C​.

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0,5 mol

água dissolução total

+

N a (aq ) + Cℓ (aq ) 0,5 mol de partículas dissolvidas 23

6, 02 ⋅ 10

25 °C

partículas dissolvidas

25 °C 23,38 mmHg

23,80 mmHg

vapor de água

25 °C 23,38 mmHg

vapor de água ambas as soluções apresentam o mesmo número de partículas dissolvidas em um mesmo volume de solvente

Efeito tonoscópico. 1 000 g de água pura

0,5 mol de partículas dissolvidas

Unidade 2

NaCℓ(s)

solução A: 1 mol de glicose (C 6H 12O 6) dissolvido em 1 000 g de água

solução B: 0,5 mol de cloreto de sódio (NaCℓ) dissolvido em 1 000 g de água

Com o experimento, é possível observar que quantidades iguais de partículas dissolvidas (de diferentes solutos) na mesma quantidade de solvente, à mesma temperatura, causam o mesmo abaixamento na pressão de vapor do solvente na solução. Ou seja, o solvente puro possui maior pressão de vapor que as soluções. Sendo assim, o abaixamento de pressão de vapor do solvente depende exclusivamente da quantidade de partículas de soluto dissolvido e não da natureza dele.

Ebulioscopia 11 Por que a água em ebulição em um recipiente para de ferver quando a ela é adicionada uma quantidade de açúcar ou sal? Porque ocorre aumento do seu ponto de ebulição, parando de ferver até que atinja a nova temperatura de ebulição do líquido.

12 Qual queimadura deve ser mais dolorida: a causada por água fervente ou a mistura de água fervente com açúcar? Por quê? A queimadura causada por água fervente com açúcar deve ser mais dolorida, pois sua temperatura de fervura é maior.

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Ao adicionar um soluto não volátil a um solvente puro ou a uma solução, ocorre diminuição na pressão de vapor do solvente. Assim, para que ocorra a ebulição do solvente dessa solução, é necessário aumentar a temperatura até a pressão de vapor do solvente se igualar à pressão atmosférica (se o sistema for aberto). O estudo dessa variação da temperatura de ebulição do solvente em solução é denominado ebulioscopia.

ambas as soluções apresentam o mesmo número de partículas dissolvidas em um mesmo volume de solvente 1 000 g de água

solução A: 1 mol de glicose (C 6H 12O 6) em 1 000 g de água

Efeito ebulioscópico. solução B: 0,5 mol de cloreto de sódio (NaCℓ) em 1 000 g de água

Com o experimento, pode-se observar que a adição de um soluto não volátil à água pura causa aumento na temperatura de ebulição do solvente. Nesse caso, a temperatura de ebulição de 100 °C, na água pura, passou para 100,52 °C, na água com soluto. Estudo das dispersões

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Este esquema é uma representação. As cores e os tamanhos das substâncias ilustradas não correspondem aos reais.

Essa variação na temperatura de ebulição do solvente é denominada efeito ebulioscópico Δ ​ ​T​ e​. Nas soluções A e B, o efeito ebulioscópico foi de 0 ​ ,52 °C​. Em nível microscópico, temos: solução B: 0,5 mol de cloreto de sódio ​​

(NaCℓ) ​​dissolvido em 1​  000​g de água

amostra com ​1 000​g de água pura

fase gasosa

fase gasosa

fase líquida

fase líquida

A presença das partículas do soluto não volátil dificulta a ebulição do solvente, aumentando sua temperatura de ebulição.

Variação da pressão de vapor em relação à temperatura de solvente e soluções Pressão solvente puro

solução 1

solução 2

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

p0 pressão atmosférica p0

p1 p2

Como a solução 2 apresenta maior quantidade de partículas dissolvidas que a solução 1, então ela apresenta maior concentração (de partículas dissolvidas) que a solução 1. Diz-se que a solução 1 é diluída em relação à solução 2, logo a solução 2 é a concentrada.

13. Nas regiões polares, as águas salgadas dos oceanos não congelam por causa da elevada quantidade de sais dissolvidos, principalmente do cloreto de sódio ​​(NaCℓ​(aq) ​) ​​.

∆Te1 T0

∆Te2 T1

T2

Temperatura

Quanto maior o número de partículas do soluto não volátil dissolvidas em solução, menor será a pressão de vapor do solvente e maior será a temperatura de ebulição dele. Podemos comparar a temperatura de ebulição de um solvente e de duas soluções que tenham o mesmo soluto e solvente, em diferentes quantidades (concentrações), por meio da análise da representação gráfica da variação de pressão em função da temperatura. Para um mesmo volume, consideremos que a solução 2 apresenta maior quantidade de partículas dissolvidas que a solução 1. Observe a representação ao lado.

Pela análise gráfica, é possível concluir que:

••na temperatura ​T​ ​ 0​​, a relação entre as pressões de vapor do solvente puro e as soluções 1 e 2 é p ​ ​ 0​ > ​p ​ 1​ > ​p ​ 2​​;

••na temperatura ​​T​ 0​​, o solvente puro apresenta pressão de vapor igual à pressão atmosférica ​p​ 0​. Assim, T ​ ​ 0​ é a temperatura de ebulição do solvente puro;

••a temperatura de ebulição do solvente na solução 1 é ​T​ 1​​; ••a temperatura de ebulição do solvente na solução 2 é ​T​ 2​​.

Sendo assim, o aumento da temperatura de ebulição do solvente depende exclusivamente da quantidade de matéria do soluto dissolvido e não da natureza dele. Esse aumento da temperatura de ebulição do solvente pode ser observado no preparo do café. Ao adicionar açúcar à água, aumenta-se a temperatura de ebulição do solvente (água). Dessa forma, mantendo-se as demais condições físicas, a água com açúcar demorará mais para ferver. Quanto maior a quantidade de açúcar (soluto não volátil), maior será o efeito ebulioscópico. Volodymyr Goinyk/Shutterstock.com

Crioscopia 13 Por que nas regiões polares a água salgada dos oceanos não congela? A água do mar permanece líquida mesmo abaixo de ​0 °C​.

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ambas as soluções apresentam o mesmo número de partículas dissolvidas em um mesmo volume de solvente solução A: 1 mol de glicose (C 6H 12O 6) em 1 000 g de água

1 000 g de água

Unidade 2

Ao adicionar um soluto não volátil a um solvente puro ou a uma solução, ocorre a diminuição na pressão de vapor do solvente; assim, para que ocorra a solidificação do solvente dessa solução, é necessário diminuir a temperatura dessa solução. O estudo dessa variação da temperatura de solidificação do solvente em solução é denominado crioscopia.

Efeito crioscópico.

solução B: 0,5 mol de cloreto de sódio (NaCℓ) dissociado em 1 000 g de água

Com o experimento, pode-se observar que a adição de um soluto não volátil à água pura causa diminuição na temperatura de solidificação do solvente, que passou de 0 °C para –1,86 °C. Essa variação na temperatura de solidificação do solvente é denominada efeito crioscópico ΔT c. Nas soluções A e B, o efeito crioscópico foi de 1,86 °C.

As imagens são representações de modelos. As cores são ilustrativas e as proporções não correspondem às reais.

Em nível microscópico, temos: fase sólida

fase sólida

A presença das partículas do soluto não volátil dificulta a solidificação do solvente, diminuindo sua temperatura de solidificação. fase líquida amostra com 1 000 g de água

solução B: 0,5 mol de cloreto de sódio (NaCℓ) em 1 000 g de água

fase líquida

Quanto maior o número de partículas do soluto não volátil dissolvidas em solução, menor será a pressão de vapor do solvente e menor será a temperatura de solidificação do solvente nessa solução. Podemos comparar a temperatura de solidificação de um solvente e de duas soluções que apresentam o mesmo soluto e solvente, em diferentes quantidades, por meio da análise da representação gráfica da variação de pressão em função da temperatura.

Observe, na representação ao lado, as três curvas: solvente puro (água), solução 1 (solução aquosa 0,5 mol/L de cloreto de sódio) e solução 2 (solução aquosa 1,0 mol/L de cloreto de sódio). Quanto maior o número de partículas do soluto não volátil em solução, maior será o abaixamento da temperatura de solidificação do solvente ΔT c e, consequentemente, menor será a temperatura de solidificação do solvente nessa solução. Sendo assim, a diminuição da temperatura de solidificação do solvente depende exclusivamente da quantidade de matéria do soluto dissolvido em solução e não da natureza dele.

Variação da pressão de vapor em relação à temperatura de solvente e soluções Pressão pressão atmosférica p0

p0

solução 1 solvente puro

solução 2

sólido ∆Tc1 ∆Tc2 T2 T1 T0

Temperatura Estudo das dispersões

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Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Consideremos que, em um mesmo volume, a solução 2 tenha maior quantidade de partículas dissolvidas que a solução 1.

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A adição de etilenoglicol à água de arrefecimento aumenta seu ponto de ebulição e diminui seu ponto de solidificação (congelamento).

Levent Konuk/Shutterstock.com

A adição de etilenoglicol (C 2H 6O 2) à água dos radiadores de automóveis evita o congelamento da mistura contida no sistema de arrefecimento em regiões onde as temperaturas estão abaixo de 0 °C. Isso também evita a fervura da água do radiador em regiões com temperaturas muito elevadas.

Maren Hennemuth/dpa/Corbis/Latinstock

Profissional adicionando etilenoglicol no radiador de um carro.

Em países onde há muitas nevascas, usa-se sal grosso para derreter a neve acumulada em estradas e rodovias. O sal abaixa a temperatura de fusão da água, fazendo a neve derreter instantaneamente.

Adição de sal grosso contribui para o derretimento da neve.

14. Ela fica com um volume maior (encharcada) porque a água passa para o seu interior através das membranas celulares. 15. Isso ocorre porque o meio apresenta maior concentração de sais e a água passa através das membranas celulares da alface para o meio.

Jacek/Kino.com.br

Osmose e pressão osmótica 14 Ao colocarmos a ameixa na água, percebemos que seu volume aumenta. Em sua opinião, por que isso ocorre?

15 Explique os possíveis motivos que fazem uma folha de alface murchar ao ficar muito tempo em contato com os condimentos da salada. Ameixas secas em um copo com água.

Você já deve ter percebido que, após temperar uma salada de folhas cruas, elas murcham. Isso ocorre porque a água se difunde do meio menos concentrado (o interior das células das folhas) para o meio mais concentrado (o tempero: uma mistura de sal e vinagre).

Salada sendo temperada.

Salada com folhas murchas após certo tempo temperada.

Célula vegetal normal.

membrana plasmática

H2O

H2O

H2O Ilustrações: Somma Studio

A difusão de substâncias (íons sódio, potássio etc.) por meio de membranas e o controle adequado de suas concentrações são imprescindíveis para os seres vivos.

Jacek/Kino.com.br

Jacek/Kino.com.br

Este esquema é uma representação. As cores e os tamanhos das células ilustradas não correspondem aos reais.

Célula vegetal plasmolisada.

parede celular

H2O

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Ao perder água, a célula vegetal tem seu citoplasma retraído, deslocando a membrana plasmática da parede celular e diminuindo seu volume, fazendo que a folha da alface murche. Portanto, o fenômeno da plasmólise ocorre quando uma célula (animal ou vegetal) perde água por osmose. Por sua vez, osmose se refere à passagem de líquidos (fluxo de solvente), através de membrana semipermeável, de soluções diluídas (ou de solventes puros) para soluções mais concentradas. Quanto à passagem de solvente através de membrana semipermeável, isso ocorre por causa da diferença de pressão de vapor do solvente puro ou do solvente em solução. A osmoscopia estuda a passagem espontânea de solvente através de membranas semipermeáveis. Dessa forma, para evitar a osmose, é necessário exercer uma pressão sobre o sistema (no sentido inverso ao da osmose). Essa pressão, responsável por interromper o fluxo osmótico, é denominada pressão osmótica π e tem intensidade mínima igual à pressão do solvente ao atravessar a membrana semipermeável.

Unidade 2

Antes de serem temperadas, as células vegetais das folhas da alface estavam normais, mas a adição de uma solução mais concentrada (tempero) fez a água do interior das células migrar para o exterior através da parede celular (membrana semipermeável), realizando o processo conhecido como osmose.

A movimentação das espécies químicas através de membranas depende de várias propriedades; entre elas destacam-se o tamanho, a polaridade e a carga.

Quanto maior a pressão de vapor do solvente, maior é sua capacidade para atravessar membranas semipermeáveis. Portanto, quanto maior a concentração de uma solução, menor a sua pressão de vapor de solvente, e logo será maior a pressão osmótica π para impedir que a osmose espontânea ocorra. solução aquosa diluída

As imagens são representações de modelos. As cores são ilustrativas e as proporções não correspondem às reais.

solução aquosa concentrada

solvente osmose

soluto

Pressão osmótica: a altura h gera uma pressão hidrostática sobre a membrana, impedindo o fluxo osmótico.

Rafael Luís Gaion

H2O

h

membrana semipermeável

De acordo com os seus valores de pressão osmótica, as soluções podem ser comparadas entre si e classificadas em hipotônica, hipertônica ou isotônica. Considere duas soluções aquosas de glicose, X e Y, de concentrações em quantidade de matéria respectivamente iguais a 1,0 mol/L e 2,0 mol/L, a uma mesma temperatura. A solução Y é mais concentrada que a solução X, assim, a relação entre suas pressões osmóticas é: πY > πX

O soro fisiológico intravenoso deve ser isotônico em relação às células sanguíneas (aproximadamente 7,7 atm), ou seja, deve apresentar a mesma pressão osmótica que a pressão osmótica normal do sangue. Para isso, ele deve apresentar concentração em quantidade de matéria igual a 0,15 mol/L de cloreto de sódio (NaCℓ (aq )), o que equivale a 0,9% m/m. Isso significa que em cada 100 g dessa solução há 0,9 g de cloreto de sódio. Assim, ao usar o soro fisiológico intravenoso (injetável), o solvente (água) pode, com a mesma facilidade, entrar e sair dos glóbulos vermelhos.

Dr P. Marazzi/SPL/Latinstock

A solução Y é hipertônica em relação à solução X, ou a solução X é hipotônica em relação à solução Y.

Soro fisiológico intravenoso: solução isotônica de cloreto de sódio a 0,9% em massa.

Estudo das dispersões

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Observe o que ocorre com uma hemácia ao ser colocada em um recipiente com água pura e em um recipiente com soro fisiológico.

As imagens são representações de hemácias. As cores e as proporções não correspondem às reais.

H2O pura Δt

A H2O pura é hipotônica em relação às células sanguíneas.

Δt

hemácia soro fisiológico Δt

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Δt

O soro fisiológico é isotônico em relação às células sanguíneas.

hemácia

Osmose nos vegetais A ascensão da seiva bruta nas plantas ocorre por osmose. A mistura existente no interior das raízes das plantas apresenta concentração maior que a do solo, assim a água e os sais minerais sobem pelos vasos lenhosos. Entretanto, em árvores muito altas, isso não é suficiente. Segundo a teo ria da transpiração-tensão-coesão, desenvolO soro fisiológico é isotônico em vida pelo botânico irlândes Henry Horatio Dixon relação às células sanguíneas. (1869-1953), o fator mais importante na ascensão da seiva bruta é a transpiração.

Somma Studio

Ocorre transpiração ao ocorrer também a fotossíntese. Neste caso, os estômatos das folhas se abrem e, com isso, aumenta a concentração no interior das células das folhas. Assim, a água é “puxada” para cima por osmose. As fortes interações entre as moléculas de água (ligações de hidrogênio) evitam a ruptura da coluna líquida em ascensão.

Atividade resolvida R2. Considere as seguintes soluções aquosas. Solução

glicose C 6H 12O 6(aq)

cloreto de sódio Na Cℓ (aq)

Concentração

1 mol/L

1 mol/L

Soluto

molecular e não volátil

iônico

Solubilidade em água

solúvel

solúvel (α = 100%)

ureia CO(NH 2)(aq) 1 mol/L molecular e não volátil solúvel

sulfato de sódio Na 2SO 4(aq) 1 mol/L iônico solúvel (α = 100%)

Determine a ordem crescente de: a ) pressão de vapor.

c ) temperatura de ebulição.

b ) pressão osmótica.

d ) temperatura de congelamento.

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Resolução

Unidade 2

As propriedades coligativas são propriedades quantitativas, assim, para estabelecer relações entre as soluções citadas, devemos determinar o número de partículas de soluto (não volátil) dispersas no solvente da solução. Solução aquosa de glicose (1 mol/L): água

​ ​ C​  6​​ ​ H​  12​​ ​O​  6​​​(s) ​​

​ ​ C​  6​​ ​ H​  12​​ ​O​  6​​​(aq ) ​​

​dissolução

​ ​​(α  = 100%) ​​

​1 mol​

​1 mol​ 23

23

​​6,02  9  10​​ ​​ moléculas (dissolvidas)

​​6,02  9  10​​ ​​ moléculas

​​​​(1 L) ​​

número total de partículas em 23

solução = ​​6,02  9  10​​ ​ partículas​/L

Solução aquosa de cloreto de sódio (1 mol/L): água

​N aCℓ​(s) ​​

1+

​N ​ a​​ ​​(aq ) ​​

​dissociação

​ (​​ α  = 100%) ​​

1 mol 23

6 ​​ ,02  9  10​​ ​​ de NaC​ℓ​ se dissociam

​1 mol de cátions​

​​​​(1 L) ​​

1−

​C​ℓ​​ ​​(aq ) ​​

+

1 mol de ânions

23

23

​​6,02  9  10​​ ​​ cátions + ​​6,02  9  10​​ ​​ ânions íons presentes em solução número total de partículas em 23

solução = ​​12,04  9  10​​ ​ partículas/L​

Solução aquosa de ureia (1 mol/L): água

​​C O​(N​H​  2​​) ​​  ​​ ​(s) ​​

​​C O​(N​H​  2​​) ​​  ​​ ​(aq ) ​​

​dissolução

2

2

​ ​​(α  = 100%) ​​

​1 mol de moléculas​

​1 mol​ 23

​​6,02  9  10​​ ​​ moléculas

​​​​(1 L) ​​

23

​​ ,02  9  10​​ ​​ moléculas 6 (dissolvidas)

número total de partículas em 23

solução = ​​6,02  9  10​​ ​ partículas​/L

Solução aquosa de sulfato de sódio (1 mol/L): ​ ​N a​  2​​ ​S O​  4​​ ​(s) ​​ ​1 mol​ 23

6 ​​ ,02  9  10​​ ​​ de Na2SO 4 se dissociam

água ​dissolução

​ ​​(α  = 100%) ​​ ​​​​(1 L) ​​

1+

​2 N ​a​​ ​​(aq ) ​​

2−

​ ​​ S O​  4​​​​ ​​(aq ) ​​

+

​2 mol de cátions​

1 mol de ânions

23

23

​​2  9 6,02 9  10​​ ​​ cátions + ​​6,02  9  10​​ ​​ ânions 23

23

​​12,04  9  10​​ ​​ cátions + ​​6,02  9  10​​ ​​ ânions íons presentes em solução número total de partículas em 23

solução = ​​18,06  9  10​​ ​ partículas​/L

Assim, o número de partículas dispersas por litro de cada uma das soluções é: Soluções aquosas

Número de partículas dispersas em 1 L de solução

Glicose ​​(​C​  6​​​H​  12​​​O​  6​​​(aq) ​) ​​, 1 mol/L

​6,02  ⋅ ​10​​ ​ partículas​

Cloreto de sódio (​​ NaCℓ​(aq) ​) ​​, 1 mol/L

​12,04  ⋅ ​10​​ ​ partículas​

Ureia ​​(CO​​(N​H​  2​​) ​​  ​​​(aq) ​) ​​, 1 mol/L 2

​6,02  ⋅ ​10​​ ​ partículas​

Sulfato de sódio (​​ N​a​  2​​S​O​  4​​​(aq) ​) ​​, 1 mol/L

1 ​ 8,06  ⋅ ​10​​ ​ partículas​

23

23

23

23

A ordem crescente do número de partículas dispersas por litro das soluções é: ​g licose   =  ureia  <  cloreto de sódio  <  sulfato ​​ de sódio​

Estudo das dispersões

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Já vimos que o efeito coligativo é proporcional ao número de partículas dispersas no solvente da solução. Logo: ​↑  número de partículas de soluto dispersas​ t​ onoscópico:​diminuição percentual da pressão de vapor do solvente ↑ ΔP​ ​↑  efeito coligativo​

e ​ bulioscópico: aumento da temperatura de ebulição do solvente ↑ Δ​T​  e​​​ ​ rioscópico: diminuição da temperatura de solidificação do solc vente ↑ Δ​T​  c​​​ o ​ smótico: pressão osmótica ↑  π​

a ) A ordem crescente da pressão de vapor do solvente em solução: ​s ulfato de sódio < cloreto de sódio < glicose  =  u ​ reia b ) A ordem crescente da pressão osmótica: ​g licose   =  ureia  <  cloreto de sódio  <  sulfato de sódio​ c ) A ordem crescente da temperatura de ebulição do solvente em solução: ​g licose   =  ureia  <  cloreto de sódio  <  sulfato de sódio​ d ) A ordem crescente da temperatura de solidificação (congelamento) do solvente em solução: ​s ulfato de sódio < cloreto de sódio < glicose  =  ureia​

Química em foco Propriedades coligativas na alimentação O profissional da indústria do sorvete deve compreender o conceito de crioscopia, pois após o preparo da mistura para sorvete é necessário congelá-lo rapidamente. O procedimento consiste em colocar o recipiente contendo o sorvete em uma solução aquosa de propilenoglicol ​​(​C​  3​​​H​  8​​​O​  2​​), ​​ um tipo de álcool que, ao ser adicionado à agua e dependendo de sua concentração, reduz a temperatura de congelamento da água para valores entre − ​  12 °C​e − ​  33  °C​.

Profissional da indústria do sorvete manipulando máquina para fabricação de sorvete com solução aquosa de propilenoglicol ​​(​C​  3​​​H​  8​​​O​  2)​​  ​​ para diminuir seu tempo de congelamento.

Jacek/Kino.com.br

RossHelen/Shutterstock.com

Antigamente, usava-se salmoura, uma mistura de água e sal. Atualmente, a salmoura não é mais utilizada. Ela é corrosiva e causa danos no equipamento.

Panela de pressão utilizada para o cozimento mais rápido dos alimentos.

A panela de pressão permite fazer a cocção (cozimento) dos alimentos em temperaturas maiores que ​100 °C​ por causa do aumento de sua pressão interna. Em geral, durante o cozimento, a temperatura interna média de uma panela de pressão pode chegar a aproximadamente 1 ​20 °C​, cozinhando os alimentos em menos tempo. Essa pressão interna aumenta até um limite, a partir do qual o pino (válvula) da tampa é empurrado, liberando o vapor e evitando a explosão da panela.

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Resolva as atividades no caderno.

8. Considere um béquer com água (1) e um béquer com solução de água e sal dissolvido (2) e responda em seu caderno às seguintes perguntas.

11.

Pesquise a respeito da composição e das propriedades da água do Mar Morto, bem como o motivo que lhe deu esse nome. Faça em seu caderno um pequeno texto que relacione as suas características com uma importante propriedade coligativa.

c ) Quais são as propriedades coligativas relatadas nos dois itens anteriores?

9.

Experimento Durante uma aula no laboratório de Química, a professora preparou uma mistura para sorvete em uma forma e depois a mergulhou, quase totalmente, em outro recipiente contendo salmoura (mistura de água e sal dissolvido) e gelo. Com isso, em um pequeno intervalo de tempo o sorvete estava pronto.

ChameleonsEye/Shutterstock.com

a ) Sob a mesma fonte de calor, se aquecermos os dois béqueres, inicialmente com as mesmas temperatura e pressão externa, em qual recipiente o líquido entrará primeiro em ebulição, em menor temperatura? Por quê? b ) Se resfriarmos os dois béqueres com as amostras líquidas descritas, submetidas à mesma pressão e ao mesmo trocador de calor, em qual recipiente o líquido se solidificará primeiro? Por quê?

Pesquisa

Unidade 2

Atividades

Mar Morto.

12. (Enem/MEC) A cal (óxido de cálcio, CaO), cuja suspensão em água é muito usada como uma tinta de baixo custo, dá uma tonalidade branca aos troncos de ár vores. Essa é uma prática muito comum em praças públicas e locais privados, geralmente usada para combater a proliferação de parasitas. Essa aplicação, também chamada de caiação, gera um problema: elimina microrganismos benéficos para a árvore.

Rafael Luís Gaion

Disponível em: <http://super.abril.com.br>. Acesso em: 1o abr. 2010 (adaptado).

A destruição do microambiente, no tronco de árvores pintadas com cal, refere-se ao processo de: a ) difusão, pois a cal se difunde nos corpos dos seres do microambiente e os intoxica.

Congelamento do sorvete.

b ) osmose, pois a cal retira água do microambiente, tornando-o inviável ao desenvolvimento de microrganismos. c ) oxidação, pois a luz solar que incide sobre o tronco ativa fotoquimicamente a cal, que elimina os seres vivos do microambiente.

a ) Explique como a salmoura influencia no congelamento do sorvete. b ) Qual propriedade coligativa esse experimento evidencia?

d ) aquecimento, pois a luz do Sol incide sobre o tronco e aquece a cal, que mata os seres vivos do microambiente.

10. Em regiões muito quentes costuma-se adicionar etilenoglicol à água que passa pelo sistema de arrefecimentos dos veículos. Isso evita que a água entre em ebulição com facilidade, pois há aumento do seu ponto de ebulição. Essa técnica de adição de etilenoglicol está relacionada a qual das propriedades coligativas citadas a seguir? a ) Crioscopia. b ) Tonoscopia. c ) Ebulioscopia. d ) Osmometria.

e ) vaporização, pois a cal facilita a volatilização da água para a atmosfera, eliminando os seres vivos do microambiente.

13.

Pesquisa Pesquise e explique o processo da hemodiálise considerando a propriedade coligativa relacionada à osmose. Disserte sobre a importância desse processo e como ele se relaciona com os conhecimentos estudados neste capítulo. Estudo das dispersões

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Oficina de Química

O ovo incha?

Ponto zero

Somma Studio

Os glóbulos vermelhos (hemácias ou eritrócitos) do sangue, assim como outras células vivas do nosso organismo, são afetados pelos diferentes meios em que estão. Por exemplo, se uma célula estiver em um meio isotônico, a entrada e a saída de solvente (água) ocorre com facilidade em ambos os sentidos. Mas se a célula estiver em um meio hipotônico ou hipertônico, a situação é completamente diferente. Em meio hipertônico, a célula sofre plasmólise, que se refere à saída de solvente para o meio, fazendo a célula adquirir aspecto contraído. Caso a célula esteja em um meio hipotônico, ela sofre deplasmólise, isto é, o solvente passa do meio extracelular para dentro da célula, inchando-a, podendo até estourá-la.

Essas imagens representam hemáceas. As cores e as proporções não correspondem às reais.

Célula em meio isotônico.

Célula em meio hipertônico.

Célula em meio hipotônico.

Note que, em cada ilustração, as setas indicam o sentido da passagem de solvente pela membrana celular em diversos meios extracelulares. denomina o processo de entrada e saída de água nas células? Explique-o sucinta• Como se Esse processo é chamado osmose. É um fenômeno em que há saída de solvente do meio mente. hipotônico para o hipertônico, deixando-o isotônico.

• Em sua opinião, esse fenômeno pode ocorrer em outros sistemas além das células? Justifique os alunos confirmem que sim. A osmose pode ocorrer em diferentes que sua resposta. Espera-se sistemas, entre os quais estão as folhas de alguns vegetais (alface, rúcula, agrião

Materiais

etc.) que tendem a murchar após serem temperadas, as ameixas que incham ao serem colocadas na água e a salga de carnes e peixes usada para fins de conservação.

• 2 ovos (com casca) • vinagre (solução diluída de ácido acético) • sal

• 1 colher de sopa • água • 3 béqueres ou copos de vidro

Mãos à obra A

Coloque 2 ovos (de tamanhos iguais) dentro de um béquer e acrescente vinagre até cobrir os ovos. Deixe em repouso até que a casca de cada um dos ovos tenha sido dissolvida pelo vinagre (esperar pelo menos um dia). A membrana interna ao redor do ovo deve ficar intacta.

B

Separe os outros dois béqueres. Num deles, coloque 250 mL de água e, no outro, coloque 250 mL de água e acrescente 90 g de sal, agitando até completar a dissolução do sal.

C

Com o auxílio de uma colher, retire cuidadosamente um dos ovos do béquer com vinagre e transfira-o para o béquer que contenha apenas água.

D Com o auxílio de uma colher, retire cuidadosamente o outro ovo do béquer com vinagre e transfira-o para o béquer com água e sal. E

Com o decorrer do tempo, observe o que ocorre com os ovos em cada um dos béqueres.

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Unidade 2 Ovos dentro do béquer com vinagre.

Ovo sem casca.

O conteúdo das cascas consumidas com vinagre pode ser descartado na pia e os ovos em lixo orgânico.

Fotos: Jacek/Kino.com.br

!

Ovo sem casca em um béquer com água.

Para pensar

Prezado aluno, para sua proteção, ao realizar os procedimentos dos experimentos dessa Oficina, é imprescindível o uso de jaleco com mangas compridas, óculos de proteção, calças compridas e sapatos fechados.

5. Os alunos devem prever o que aconteceria no experimento se realizássemos uma mudança qualitativa e quantitativa. Se adicionar mais sal, o ovo perde mais líquido ainda. Se trocar Ovo sem casca em um béquer o sal pelo açúcar, na mesma quantidade, a com mistura de água e sal. quantidade de partículas em solução será menor, havendo assim uma diminuição menor do ovo.

2. Ao colocar o ovo (sem casca) no béquer com água, ele inchou (aumentou o seu tamanho), portanto o meio dentro do ovo era hipertônico em relação ao meio externo (água). Por osmose, a água passou pela membrana semipermeável do ovo, aumentando o seu volume (plasmólise).

1. Entre as propriedades coligativas estudadas, segundo seu entendimento, que propriedade é verificada nesse experimento? Justifique sua resposta. A propriedade coligativa verificada no experimento é a osmose. Houve passagem de solvente pela membrana interna do ovo (membrana semipermeável).

2. Após analisar as etapas do experimento, responda: o que deve ter acontecido com o ovo colocado no béquer com água? Inicialmente, o meio intracelular (dentro do ovo) está hipotônico, hipertônico ou isotônico em relação ao meio extracelular?

3. O que aconteceu com o ovo na mistura de água e sal? Nesse caso, inicialmente, o meio

Ao colocar o ovo (sem casca) no béquer com a mistura de água

hipertônico é o intra ou o extracelular? e sal observa-se que ele perde água, diminuindo de volume (deplasmólise). Inicialmente, o meio hipertônico era o extracelular, ou seja, a mistura de água e sal.

4. Pesquise e explique o que aconteceu com a casca do ovo ao colocá-la em contato com o vinagre.

5. Obteríamos um resultado diferente se mudássemos o tipo de soluto? E se mudássemos a quantidade? Explique. 4. Os alunos devem pesquisar a reação que ocorre entre o ácido acético e o carbonato de cálcio. Pode-se notar a formação de bolhas ao redor da casca (carbonato de cálcio, ​C aC​O ​ 3​​​). Como há ​C aC​O​  3​​​ na casca e há reação com o ácido presente (vinagre), é possível concluir que há liberação de gás carbônico (bolhas). Estudo das dispersões 107 Nesse caso, ocorre formação de ácido carbônico, que é instável, decompondo-se em gás carbônico e água.

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1. U m a s o l u ç ã o a q u o s a d e c l o r e to d e s ó d i o

(NaCℓ(aq )) chega à saturação ao atingir a massa de 100 g, a uma dada temperatura T. Essa mesma solução, ao ser evaporada, chega a um precipitado de 30 g. Determine o coeficiente de solubilidade desse precipitado antes da evaporação, na temperatura T.

2. (Enem/MEC) No Brasil, mais de 66 milhões de pessoas beneficiam-se hoje do abastecimento de água fluoretada, medida que vem reduzindo, em cerca de 50%, a incidência de cáries. Ocorre, entretanto, que profissionais da saúde muitas vezes prescrevem flúor oral ou complexos vitamínicos com flúor para crianças ou gestantes, levando à ingestão exagerada da substância. O mesmo ocorre com o uso abusivo de algumas marcas de água mineral que contêm flúor. O excesso de flúor – fluorose – nos dentes pode ocasionar desde efeitos estáticos até defeitos estruturais graves. Foram registrados casos de fluorose tanto em cidades com água fluoretada pelos poderes públicos como em outras abastecidas por lençóis freáticos que naturalmente contêm flúor. (Adaptado da “Revista da Associação Paulista de Cirurgiões Dentistas” APCD, vol. 53, n. 1, jan./fev. 1999.)

Resolva as atividades no caderno.

3. Leia o rótulo do frasco de laboratório ao lado. De acordo com o rótulo do frasco, responda.

HNO3 (aq)

a ) Esse frasco deve conter uma solução ou uma substância pura? Justifique sua resposta.

C = 220 g/L d = 1,51 g/cm3

Rafael Luís Gaion

Atividades complementares

Frasco de laboratório.

b ) Nessa mistura, o que se refere ao solvente e ao soluto? c ) Qual é a massa de 1,0 L dessa solução? d ) Qual é a massa de soluto (ácido nítrico) presente em 1,0 L dessa solução?

4. A dissociação total do cloreto de cálcio (CaC ℓ 2) apresenta a seguinte reação: CaCℓ 2( aq ) → Ca

2+

(aq ) + 2 Cℓ1−(aq )

Calcule a concentração em quantidade de ma2+ 1− téria dos íons Ca ( aq ) e Cℓ ( aq ) em solução de 2,0 mol/L de CaCℓ 2( aq ).

5. Ao ajudar sua tia no preparo de alimentos, Renato fez as seguintes anotações: I ) Ao adicionar açúcar na salada de frutas, ocorreu um aumento no volume do caldo. II ) Ao adicionar sal em uma panela com água fervente, cessou a fervura por certo tempo. III ) Alguns minutos após temperar a salada de alface com sal, ela murchou. Quais propriedades coligativas justificam os itens I, II e III, respectivamente?

Delfim Martins/Pulsar

a ) Tonoscopia, ebulioscopia, osmose. b ) Osmose, crioscopia, tonoscopia. c ) Crioscopia, tonoscopia, osmose. d ) Osmose, ebulioscopia, crioscopia. e ) Osmose, ebulioscopia, osmose.

Estação de tratamento de água.

Determinada Estação trata cerca de 30 000 litros de água por segundo. Para evitar riscos de fluorose, a concentração máxima de fluoretos nessa água não deve exceder cerca de 1,5 miligrama por litro de água. A quantidade máxima dessa espécie química que pode ser utilizada com segurança, no volume de água tratada em uma hora, nessa estação, é: a ) 1,5 kg.

c ) 96 kg.

b ) 4,5 kg.

d ) 124 kg.

e ) 162 kg.

6. (Enem/MEC) 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.

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7. Ao ajudar sua mãe a preparar o almoço, Fernan-

Em seu caderno, escreva sobre as diferenças entre cozinhar batatas na panela de pressão e em panela comum.

8. (UFRGS-RS) Em viagens espaciais, é crucial que os mantimentos sejam leves e ocupem pouco espaço. Nestas situações, os alimentos são preparados por liofilização e precisam, antes do consumo, ser reidratados e reaquecidos. No processo de liofilização, a temperatura da amostra é reduzida até abaixo de 0 °C, de modo que toda a água presente congele. Na sequência, a pressão é reduzida até abaixo da pressão do ponto triplo e, finalmente, o alimento é lentamente aquecido até uma temperatura acima do ponto de congelamento, de modo que a água sublime lentamente. Como resultado das três etapas do processo, há perda de até 97% do conteúdo de água. Considere o diagrama de fases da água esquematizado a seguir. Pressão

C

p0

∆Te1 T0

3

∆Te2 T1

T2

Temperatura

De acordo com as informações do texto, reescreva em seu caderno a alternativa correta. a ) A curva A se refere à solução mais concentrada em açúcar. b ) A curva B é referente ao sistema que apresenta apenas água. c ) A curva C se refere à solução mais concentrada em açúcar. d ) A curva A se refere à solução diluída em açúcar. e ) A curva C está relacionada à água sem açúcar.

10. (Enem/MEC) Sob pressão normal (ao nível do mar), a água entra em ebulição à temperatura de 100 °C. Tendo por base essa afirmação, um garoto residente em uma cidade litorânea fez a seguinte experiência.

- -Colocou

uma caneca metálica contendo água no fogareiro do fogão de sua casa. a água começou a ferver, encostou, cuidadosamente, a extremidade mais estreita de uma seringa de injeção, desprovida de agulha, na superfície do líquido e, erguendo o êmbolo da seringa, aspirou certa quantidade de água para seu interior, tampando-a em seguida.

1 5

- -Verificando

4 Temperatura

O processo de liofilização acima descrito pode ser representado neste diagrama pela sequência de etapas a ) 1, 2 e 3.

d ) 4, 5 e 1.

b ) 2, 3 e 4.

e ) 4, 5 e 2.

c ) 3, 4 e 5.

Experimento Em um laboratório, foram preparadas soluções de água e açúcar com concentrações diferentes em dois béqueres e, em um terceiro béquer, colocou-se água. Os três recipientes foram submetidos a aquecimento, à pressão atmosférica local. As curvas de aquecimento relativas aos três béqueres encontram-se no gráfico a seguir.

após alguns instantes que a água da seringa havia parado de ferver, ele ergueu o êmbolo da seringa, constatando, intrigado, que a água voltou a ferver após um pequeno deslocamento do êmbolo.

Considerando o procedimento anterior, a água volta a ferver porque esse deslocamento a ) Permite a entrada de calor do ambiente externo para o interior da seringa. b ) Provoca, por atrito, um aquecimento da água contida na seringa. c ) Produz um aumento de volume que aumenta o ponto de ebulição da água. d ) Proporciona uma queda de pressão no interior da seringa que diminui o ponto de ebulição da água. e ) Possibilita uma diminuição da densidade da água que facilita sua ebulição. Estudo das dispersões

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Unidade 2

pressão atmosférica p0

--Quando 2

9.

B

A Ilustrações: Rafael Luís Gaion

da obser vou que ela havia colocado batatas descascadas para cozinhar dentro de uma panela de pressão, enquanto o arroz e a carne estavam sendo cozidos em panelas comuns. Fernanda então perguntou para sua mãe por que estava cozinhando as batatas em panela de pressão.

Pressão

109

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Explorando o tema

Dessalinização da água

Infográfico

Sistema de dessalinização da água já é usado em nove estados no Brasil [...] Cercada pelo mar, Fernando de Noronha ainda depende da chuva para o abastecimento. Ao todo, 40% da água consumida na ilha vem de açudes e de poços. Por isso, chegou a enfrentar um racionamento no começo do ano. Isso não aconteceria se todo o abastecimento viesse do sistema de dessalinização, que tira o sal da água do mar e é responsável por 60% do que chega às torneiras. O mesmo processo é usado em comunidades no sertão do Ceará, onde a água do subsolo é salobra. Neste caso, a água dos poços é bombeada para o dessalinizador, que usa membranas para reter o sal. [...] A cada hora de funcionamento a máquina elimina o sal em até mil litros de água. Na medida em que isso acontece ela vai sendo depositada em uma caixa e, depois, já está prontinha para o consumo. Água limpa como uma água mineral mesmo. Mas as membranas que separam o sal da água exigem manutenção constante. Hoje, o custo da dessalinização é cinco vezes maior que o da produção de água tratada [...]. Bom dia Brasil. Sistema de dessalinização da água já é usado em nove estados no Brasil. G1, 11 ago. 2014. Disponível em: <http://g1.globo.com/bom-dia-brasil/noticia/2014/09/sistema-dedessalinizacao-da-agua-ja-e-usado-em-nove-estados-no-brasil.html>. Acesso em: 3 fev. 2016. filtro dessalinizador

reservatório de água salgada

reservatório de água potável 6

Após a passagem pelas membranas, a água já dessalinizada entra no tubo coletor.

5

4

5

Ilustrações: Somma Studio

Esquema do processo de dessalinização da água.

2

1

Sebastião Bisneto/ Folhapress

6

1

A água salina entra no filtro dessalinizador sob alta pressão.

2

A água passa por uma série de membranas cuja finalidade é barrar as impurezas.

4

Do tubo coletor, a água segue até a saída do dessanilizador.

A água não dessalinizada (rejeito) é eliminada do filtro por uma saída lateral.

Membrana de osmose reversa.

110

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Unidade 2

Cerca de 3% de toda a água do mundo refere-se à água doce e menos de 0,5% dela está disponível para consumo humano. Estima-se que um dos maiores problemas que o nosso planeta enfrentará seja a falta de água. Uma alternativa para evitar essa escassez seria usar a água salgada, que representa aproximadamente 97% da água do nosso planeta; apesar de ela ser imprópria para ingerirmos. Entretanto, prevista essa necessidade, foram desenvolvidos métodos, técnicas e equipamentos capazes de transformar água salgada ou salobra em água doce e potável. Hoje, os equipamentos dessalinizadores mais utilizados funcionam por osmose reversa ou inversa. A osmose reversa ou inversa, nesse caso, consiste na passagem da água salgada por membranas semipermeáveis. Para isso, aplica-se uma grande pressão sobre esse meio aquoso, contrariando o fluxo osmótico natural. Assim, a diferença de pressão hidrostática através da membrana atinge valores entre 9 e 40 atm, dependendo da aplicação. As membranas dos filtros de osmose reversa apresentam poros microscópicos, que permitem a passagem de moléculas de água, enquanto as outras substâno cias, cujas partículas apresentam diâmetro entre 1 e 10 A, tendem a ser retidas. Ao final do processo, obtém-se em um dos compartimentos do dessalinizador a água com teor de sais ausente, ou muito baixo, classificada como água doce. Em outro compartimento, tem-se a água com teor elevado de sais (salmoura, concentrado ou rejeito). Veja as respostas das questões desta seção nas Orientações para o professor.

a ) Com base no que você leu, explique por que a água salgada é imprópria para o consumo. b ) Faça uma pesquisa sobre outros usos do processo de dessalinização por osmose inversa. Anote em seu caderno os tópicos relevantes dessa pesquisa. c ) O processo de dessalinização é uma alternativa para a falta de água potável em algumas regiões. Em sua opinião, por que esse processo ainda não é usado em grande escala? d ) A osmose reversa é considerada um dos processos mais modernos para a dessalinização da água. Pesquise outros possíveis métodos que poderiam ser utilizados para essa finalidade. Ao final, escreva em seu caderno um pequeno texto a respeito desses métodos. e ) Converse com os seus colegas sobre qual a importância de métodos alternativos para produção de água potável. Anote em seu caderno as principais conclusões. f ) Quais ações podem ser tomadas para evitar o desperdício de água? Quais delas você pratica?

3

3

As membranas têm poros microscópicos que permitem a passagem das moléculas de água, conseguindo barrar íons e outras substâncias.

A imagem das partículas é uma representação artística. As cores utilizadas não correspondem às reais.

Estudo das dispersões

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unidade

Oxirredução

Maçãs cortadas.

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Processos como a fotossíntese, as transformações dos alimentos em nosso organismo, as descargas e as recargas das baterias de celulares, as cromações de objetos metálicos e a queima de combustíveis, em geral, provocam transferência de elétrons; tais processos estão relacionados às reações químicas. A luz solar é imprescindível para a ocorrência do processo de fotossíntese, no qual a glicose é produzida. A energia presente em nosso organismo é resultado das reações químicas entre os alimentos. Na natureza, há vários minérios que, ao serem submetidos a processos físicos e químicos (reações de oxirredução), apresentam metais com alto índice de pureza. Quando expostos ao ar atmosférico, esses metais sofrem oxidação, originando novas substâncias. Nessas situações ocorrem reações de oxirredução, assunto que estudaremos nesta unidade. A Você já deve ter notado que uma banana, uma maçã ou uma pera cortada escurece após certo tempo. Você sabe por que isso ocorre? Comente com os colegas. B Você conhece algum procedimento para evitar que essas frutas escureçam após serem cortadas? Cite-o. C Algumas pessoas afirmam que a adição de açúcar a uma salada de frutas evita o escurecimento delas. Como isso pode ser explicado?

Clare Gainey/Alamy Stock Photo/Latinstock

Veja as respostas destas questões nas Orientações para o professor.

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wangdee/Shutterstock.com

capítulo

Parte da coroa (roda dentada) e da corrente de uma bicicleta, ambas enferrujadas.

B. Espera-se que os alunos respondam que a ferrugem é resultado de um processo químico, pois houve formação de novas substâncias. C. Espera-se que os alunos respondam ferrugem. Caso julgue interessante, comente com eles que esse pó é constituído principalmente de óxido de Ferro III hidratado ​​(F​e​  2​​​O​  3​​  ⋅  x ​H​  2​​O) ​​. D. Resposta pessoal. Uma possibilidade é remover toda a camada oxidada (ferrugem) e aplicar uma camada de tinta para impedir o contato direto do ferro com a umidade do ar. Outra solução é passar óleo ou graxa, o que também protege a coroa de ferro do contato direto com a umidade.

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Reação de oxirredução Nícolas mora no litoral e como meio de locomoção usa bicicleta. Depois de algum tempo, a coroa (roda dentada) e a corrente da sua bicicleta, feita de liga de ferro, começaram a adquirir uma coloração alaranjada. Ao passar o dedo nessa parte alaranjada, notou um pó fino. Preocupado, ao chegar à escola, Nícolas relatou esse fato aos seus colegas de sala. Depois fez algumas perguntas relativas ao ocorrido ao professor de Química. O professor, então, explicou que se trata de uma transformação química que podemos observar a olho nu. Além de informar que esse tipo de transformação química ocorre quando o ferro é convertido novas substâncias, entre elas o óxido de ferro III. Aos poucos, o ferro adquire uma coloração alaranjada, esfarela e pode causar a degradação do objeto original, no caso, a coroa e a corrente da bicicleta de Nícolas. A formação do óxido de ferro III hidratado (principal constituinte da ferrugem) na coroa da bicicleta é um processo de oxidação do ferro em presença de gás oxigênio e de vapor de água. Mas, em que consiste esta e outras oxidações? É sobre isso que estudaremos neste capítulo. A O que ocorreu com a coroa da bicicleta de Nícolas?

A coroa da bicicleta enferrujou, ou seja, oxidou-se em contato com o ar.

B O processo que aconteceu com a coroa é físico ou químico? Por quê? C Que substância ou material deve ser o principal constituinte desse pó alaranjado? D O que Nícolas pode fazer para proteger a coroa de sua bicicleta? E Você já vivenciou alguma situação como essa? Comente.

Resposta pessoal. Com essa questão, espera-se que os alunos citem situações em que observaram a existência de ferrugem em algum objeto de ferro.

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Oxidação e redução

Dessa forma, para uma combustão ocorrer, era necessário oxigênio. Assim, a combustão do etanol seria uma reação de oxidação. A combustão do etanol pode ser representada por:

Cor da Estátua da Liberdade A Estátua da Liberdade, feita de cobre originalmente, possuía coloração avermelhada, mas a oxidação do cobre resultou nessa camada de coloração verde, conhecida como azinhavre.

Unidade 3

Originalmente o termo oxidação era usado para descrever reações em que uma substância se combinava com oxigênio, e o termo redução indicava a remoção do oxigênio de uma substância.

​  C​O​  ​​​ g  ​  +  3 ​H ​  ​​O​ g  ​​ ​​C​  2​​​H​  6​​O(​ ℓ) ​  + 3 ​O​  2​​​(g) ​ ⎯  ​     →   ​2  2( ) 2 ( ) ​ Já o processo de fotossíntese, por produzir o gás oxigênio, seria uma reação de redução. O processo de fotossíntese pode ser representado por: ​  ​  ​​​H​  ​​​O​  ​​​ aq  ​  + 6 ​O​  ​​​ g  ​​ ​   C​O ​  2​​​(g) ​  +  6 ​H​  2​​O​(g) ​ ⎯  6 ​     →   ​​C ) 2 12 6 ( 2( ) ​

ndphoto/Shutterstock.com

Com o passar do tempo e em face de novos estudos, verificou-se que os processos de oxidação e de redução não estão necessariamente relacionados com o elemento oxigênio e sim com a perda e o ganho de elétrons. Sendo assim, a oxidação e a redução ocorrem simultaneamente, pois o total de elétrons cedidos deve ser igual ao total de elétrons recebidos na reação química. Atualmente, considera-se que o processo em que há perda de elétrons é a oxidação. O processo em que há ganho de elétrons é a redução. As reações químicas em que há transferência de elétrons são denominadas reações de oxirredução ou redox. Observe a reação entre zinco metálico (​​Zn​(s) ​) ​​ e ácido clorídrico​​ HCℓ​ (aq) ​), ​​ a qual pode ser representada por: (

Estátua da Liberdade, em Nova Iorque, nos Estados Unidos, em 2013.

​  ​  ​​​ g  ​  +  ZnC​ℓ​  ​​​ aq  ​​ ​     →  Z ​ n​(s) ​  + 2 HCℓ​(aq ) ​ ⎯   ​​H ) 2( ) 2( ​ 1+

1−

​2 ​H​​ ​+  2 C​ℓ​​ ​​

2+

1−

​Z​n​​ ​+   2 C​ℓ​​ ​​

1−

Observe que os íons ​C​ℓ​​ ​​ não participam de fato da reação, por isso são classificados como íons espectadores. O zinco metálico (​​Zn​(s) ​) ​​ ao ceder elétrons transforma-se em íons ​Z​n ​​ (​​ aq ), ​​ que saem do material sólido e migram para a solução, provocando a corrosão do metal. 2+

(semirreação de oxidação)

Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

​  n2+ Z ​ n​(s) ​ ⎯  ​     →   ​Z​ ​​ ​​(aq ) ​  +  2 ​e−​​ ​​ ​

Oxidação é a perda de elétrons por uma substância. Sobre a reação entre o zinco metálico e a solução aquosa de ​HCℓ​, observe ainda que a formação das bolhas ocorre quando os íons​​ 1+ H​​ (​​ aq ) ​​ presentes na solução recebem elétrons provenientes do zinco metálico transformando-se em gás hidrogênio ​​(​H​  2​​​(g) ​) ​​. 1+ ​  ​  ​​​ g  ​​ →  ​​     2 ​  ​H ​​ ​​(aq ) ​  +  2 ​e−​​ ⎯   ​​H 2( ) ​

(semirreação de redução)

Redução é o ganho de elétrons por uma substância.

Reação entre zinco metálico e ácido clorídrico (solução aquosa de ​ HCℓ​).

Oxirredução

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Ao somar as semirreações de oxidação do zinco e a redução dos íons hidrogênio, obtém-se a reação global do processo (reação de oxirredução). Oxidação: Redução:

2H

Reação global:

1+

2+

(aq) + 2 e− (aq) + 2 e− ⎯→ H 2(g) Zn(s) ⎯→ Zn

Zn(s) + 2 H

1+

(aq) ⎯→ Zn2+(aq) + H 2(g)

Para verificar em qual desses processos houve perda ou ganho de elétrons, inicialmente, é imprescindível determinar o número de oxidação NOX dos elementos envolvidos nas reações de oxirredução.

Número de oxidação (NOX) O número de oxidação é um número atribuído a cada elemento presente em uma substância. Esse número está relacionado à carga elétrica que esse átomo apresenta em um íon ou molécula de substância simples ou composta.

NOX e compostos iônicos Os compostos iônicos são aqueles que realizam ligações iônicas entre seus átomos. Observe a formação da ligação iônica entre o átomo de sódio e o átomo de cloro, formando o cloreto de sódio (NaCℓ).

Na

Na

Cℓ

Na cede 1e−

Na

1+

Cℓ

1+

Cℓ

recebe 1e−

1−

Cℓ

1−

Os processos ocorridos podem ser representados por equações de semirreação. 0

Semirreação de oxidação: Na ⎯→ Na

1+

+ 1 e−

O átomo de sódio ao ceder um elétron sofre oxidação, aumentando seu NOX de 0 para +1. 0

Seqoya/Shutterstock.com

Semirreação de redução: Cℓ + 1 e − ⎯→ Cℓ

1−

O átomo de cloro ao receber um elétron sofre redução, diminuindo seu NOX de 0 para −1. Na formação do cloreto de sódio (NaCℓ), por exemplo, ocorre a transferência de um elétron de cada átomo de sódio para um dado átomo de cloro, originando assim

cátions sódio (N a ) e ânions cloreto (C ℓ ), que se unem por ligação iônica formando o cloreto de sódio (NaCℓ). Assim, o cátion sódio adquiriu carga +1 e o ânion cloreto, carga −1. Podemos concluir: 1+

Ao cortarmos uma maçã, podemos notar rapidamente a formação de uma coloração marrom. Essa coloração é resultado do processo de oxidação de algumas substâncias da maçã.

1−

• o cátion Na1+ apresenta NOX = +1, por causa da perda de 1 elétron; • o ânion Cℓ1− apresenta NOX = −1, por causa do ganho de 1 elétron.

Nos compostos iônicos, o NOX de cada átomo participante da ligação corresponde ao seu número de elétrons cedidos ou recebidos, ou seja, a sua carga.

NOX e compostos covalentes

Eletronegativo: diz-se do elemento que tem a capacidade de atrair elétrons.

Os compostos moleculares apresentam ligações covalentes em que há compartilhamento de elétrons; a menor partícula desse composto é a molécula. Nesses compostos, como há compartilhamento de elétrons, o NOX está relacionado à quantidade de elétrons que os átomos cedem ou recebem caso a ligação seja rompida. Assim, ao romper uma ligação covalente entre dois átomos distintos, o átomo mais eletronegativo fica com o elétron compartilhado proveniente do outro átomo (menos eletronegativo).

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A molécula de água, por exemplo, apresenta ligações covalentes. Se as ligações forem rompidas, o átomo de oxigênio, que apresenta maior eletronegatividade que o de hidrogênio, fica com o elétron de cada átomo de hidrogênio. Nesse caso, o átomo de oxigênio passa a apresentar NOX igual a ​−​2, pois fica com 2 elétrons dos átomos de hidrogênio. Assim, cada átomo de hidrogênio, ao perder 1 elétron, adquire NOX igual a +1.

O

C

Unidade 3

O H H Considere que as ligações covalentes da molécula de dióxido de carbono sejam rompidas. Nesse caso, sendo o átomo de carbono menos eletronegativo que o átomo de oxigênio, cada um dos átomos de oxigênio presente nessa molécula adquire 2 elétrons do átomo de carbono, apresentando NOX igual a ​−​2. O átomo de carbono perde 4 elétrons envolvidos nas ligações covalentes, apresentando NOX igual a +4. O

Para ajudar na determinação dos NOX dos átomos presentes nas substâncias, citaremos algumas regras.

Regras para determinação de números de oxidação As regras a seguir permitem a determinação dos números de oxidação dos átomos de maneira rápida, sem que haja necessidade de construir fórmulas eletrônicas das substâncias. 1 O NOX de cada átomo isolado e de cada átomo em substância simples não iônica (com equilíbrio de cargas) é zero. Exemplos: ​Aℓ,  Ag, Fe, ​H ​  2​​, ​F​  2​​, ​O ​  2​​,  C​ℓ​  2​​, ​N ​  2​​, ​S ​  8​​, ​P ​  4​​,  Na,  Ca.​

Os átomos dos elementos formadores das substâncias simples não iônicas apresentam a mesma eletronegatividade. Logo, em uma possível quebra de ligação entre dois átomos, em geral, não há ganho ou perda de elétrons de cada átomo envolvido nessa ligação. Exemplo:

Uma molécula de gás cloro (​​ C​ℓ​  2​​​(g) ​) ​​: Cℓ Cℓ 2 O NOX do átomo do elemento formador de um íon monoatômico é igual à sua própria carga. 1+

1+

2+

2+

3+

1−

1−

2−

3−

Exemplos: ​N​a​​ ​, ​K ​​ ​,  C​a​​ ​,  M​g​​ ​,  A​ℓ ​​ ​,  ​F​​ ​,  C​ℓ​​ ​, ​O ​​ ​, ​N ​​ ​​. 3 Alguns elementos apresentam NOX fixo ao formarem compostos. NOX

Exemplos:

Metais alcalinos e prata. ​​(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag) ​​

+1

​​L i ​H ​​  ; ​N a​​ ​C   ℓ; ​  K​O ​​  H; A ​ g​​ ​N​   O ​  3​​​

Metais alcalinos terrosos, zinco e cádmio. ​​(Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd) ​​

+2

​​M g​​ ​O  ;C ​ a​​ ​S​   O​  4​​; ​Z n​​ ​​​( OH) ​​ 2​​; ​C d​​ ​C​   ℓ ​  2​​​

Alumínio ​​(Aℓ) ​​

+3

​​A ℓ​​ ​P​   O​  4​​; ​A​ℓ ​  2​​​​​​ O​  3​​; ​A​ℓ ​  ​​​2​​  (S​O​  4​​) ​​  ​​; ​A ℓ​​ ​​​ (OH) ​​ 3​​​

+1

+2

+3

+1

+1

+2

+1

+2

+2

+3

+3

+3

3

4 Ao formar compostos, o hidrogênio geralmente apresenta NOX = +1. +1

+1

+1

+1

+1

 ​​ r; ​​H ​  2 ​S​ ​​​​  O​  4​​; ​ HC ​ ​​ N; ​​H​  2 ​S; ​​​​  H ​​ ​  3 ​P​ ​​​​  O​  4​​​. Exemplos: ​​ H​B

Quando o átomo de hidrogênio se liga diretamente a um metal, formando hidreto metálico (composto binário ​−​ formado por dois elementos), apresenta NOX = − ​ ​1.

−1

−1

Exemplos: ​Na​ H​;​​   Ca​​H ​  2 ​​.​​​​  A IUPAC recomenda que os números de oxidação sejam representados em algarismos +IV romanos, por exemplo, o chumbo com NOX=+4 ficaria P ​ ​b​​ ​​. Mas, para fins didáticos, utilizaremos os algarismos arábicos para representar os números de oxidação, os quais +4 são precedidos do sinal positivo ou negativo, apresentando o seguinte aspecto: P ​ ​b​​ .​​ Oxirredução

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5 Ao formar compostos, o oxigênio geralmente apresenta NOX = −2. −2

−2

−2

−2

−2

Exemplos: CO; H 2O; H 2SO 4; C 6H 12O 2; CaC O 3. Nos peróxidos, cada um dos átomos de oxigênio apresenta NOX = −1. −1

−1

−1

−1

Exemplos: H 2O 2; N a 2O 2; Ca O 2; Zn O 2. Em compostos binários oxigenados com flúor, o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio, o qual apresenta NOX positivo. +1

+2

Exemplos: O 2F 2; OF 2. 6 Em compostos binários com halogênios, esses, por serem mais eletronegativos, apresentam NOX = −1. −1

−1

−1

−1

−1

Exemplos: CF 4; HCℓ; MnBr 2; K I ; OF 2. 7 A soma dos NOX de todos os átomos presentes em substâncias neutras (equilíbrio eletrostático) é igual a zero. Em substâncias iônicas, como os sais, é a mesma regra. Já nos íons, em que há desequilíbrio eletrostático, a soma dos NOX dos elementos deve ser igual à carga total. Os valores de NOX ajudam-nos a compreender cada uma das semirreações que forma a reação de oxirredução.

Atividades resolvidas R1. O soluto da solução aquosa de ácido fosfórico (H 3PO 4), muito presente

nos refrigerantes do tipo cola, atua como acidulante e conservante em bebidas. Determine o NOX do fósforo (P) nesse composto.

Resolução

Átomos

Nº de átomos

NOX

Carga total

H

3

+1

3 ⋅ (+1) = 3

P

1

x

1 ⋅ (x ) = x

O

−2

4

4 ⋅ (− 2) = − 8

fuyu liu/Shutterstock.com

Uma maneira de determinar cada um dos NOX é construir um quadro com os elementos constituintes da substância e seus respectivos NOX.

Refrigerante do tipo cola.

De acordo com as regras vistas, o NOX do hidrogênio é +1. Como temos três átomos de hidrogênio, o total da carga é +3. Não sabemos o NOX do fósforo, então atribuímos uma incógnita, por exemplo, x. Para o oxigênio, segundo as regras estudadas, o NOX = −2. Se multiplicarmos pelos 4 átomos desse elemento presentes na substância, adquirimos uma carga total de −8. A substância H 3PO 4 está em sua forma neutra, logo a soma de todos os NOX dos átomos dos elementos é igual a ZERO. Então, efetuando a somatória, temos que:

(+3) + x + (− 8) = 0 x=8−3 x = +5 Como x = +5, podemos concluir que o NOX do átomo de fósforo (P) na substância H 3PO 4 é +5.

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R2. O sulfato de potássio ​(​K​  2​​S​O​  4​​)​ é muito utilizado como fertilizante para solos com deficiência de enxofre e potássio. Determine o NOX do enxofre (S) no sulfato de potássio. Primeiramente, construímos o quadro com os elementos constituintes da substância e seus respectivos NOX. Sulfato de potássio aplicado em uma plantação de cebolinhas, em 2014.

Átomos

No de átomos

NOX

Carga total

K

2

+1

​2  ⋅ ​(+1) ​  = +2​

S

1

x

1 ​   ⋅ ​(x ) ​  = x​

O

4

​−​2

​4  ⋅ ​(− 2) ​  = − 8​

Unidade 3

Maxine Adcock/SPL/Latinstock

Resolução

O potássio é um dos elementos da família dos metais alcalinos e está formando um composto, assim apresenta NOX fixo de +1. Como há dois átomos de potássio no composto, o total da carga é +2. O NOX do enxofre, pertencente à família dos calcogênios, é a incógnita x. Como há um só átomo, a sua carga total é x. O oxigênio apresenta NOX = ​−​2, e sua carga total é igual a ​− ​8. A soma das cargas totais dos elementos presentes na substância ​​K​  2​​S​O​  4​​​ é igual a ZERO. Assim, tem-se:

​(+2) ​  + ​(x ) ​  + ​(− 8) ​  = 0 x = 8 − 2 x = +6​

Como x = +6, podemos concluir que o NOX do átomo de enxofre (S) na substância ​​K​  2​​S​O​  4​​​ é +6. 2−

R3. Determine o NOX do crômio (Cr) no íon ​C​r​ 2​O7​ ​  ​​.

Resolução Construindo o quadro e considerando as regras de determinação de NOX, tem-se: Átomos

No de átomos

NOX

Total

Cr

2

x

​2  ⋅  x​

O

7

​−​2

​7  ⋅ ​(− 2) ​  = − 14​

Considerou-se o NOX do crômio igual a x. Como a substância apresenta dois átomos de crômio, tem-se 2 ​  ⋅ x​. Nesse caso, o oxigênio apresenta NOX = ​− ​2 e carga total 2− ​ 4. A soma das cargas totais dos elementos formadores da espécie química ​Cr​​ 2​​​O 7​ ​  ​​ é de ​−1 igual a − ​ ​2. Efetuando-se essa equação, obtém-se: ​(2 ⋅ x) ​  + ​(− 14) ​  = − 2 2 ⋅ x = − 2  + 14 12  ​    x = ​ ― 2 x = +6​ Como x = +6, podemos concluir que o NOX de cada átomo de crômio (Cr) na substân2−

cia ​C​r​  2​​​O​7​  ​​  é +6. Oxirredução

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Agente oxidante e agente redutor

Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

Como vimos, a oxidação e a redução ocorrem simultaneamente, não existindo uma sem a outra, pois o total de elétrons cedidos pela espécie química que oxida deve ser igual ao total de elétrons recebidos pela espécie química que reduz. Isso significa que a espécie que sofreu oxidação provoca redução da outra espécie, por esse motivo ela é denominada agente redutor. Já a espécie que sofreu redução provocou a oxidação da outra espécie, por esse motivo ela é denominada agente oxidante. Vamos analisar novamente a reação do zinco metálico ​​(Zn​(s) ​) ​​em solução aquosa de ácido clorídrico (​​ HCℓ​(aq ) ​) ​​. Z ​ n​(s) ​  + 2 HCℓ​(aq ) ​  +1

Reação entre zinco metálico e ácido clorídrico.

redução oxidação

0

 ​H​  2​​​(g) ​  +  ZnC​ℓ​  2​​​(aq ) ​​ 0 +2

1+

Observe que, quando ​2 ​ H​​ ​​(aq ) ​​ se transformam em ​​H​  2​​​(g), ​​ ocorre o ganho de 2 elé-

trons ​​(um para cada cátion ​H ​​ ​).​  Como consequência, o NOX de cada cátion hidrogênio reduz de +1 para 0. 1+

Realizando as semirreações, temos que: 2+ ​  ​     →  ​+ ​2 ​e​​−​​​  ​​ Zn ​​ ••Semirreação de oxidação: Z​ n​(s) ​ ⎯  ​ 1+ ​  ​  ​​​ g  ​​ ​​​     →   ​​H ••Semirreação de redução: ​2 ​H​​ (​​ aq) ​  + ​2 ​e​​− ⎯  2( ) ​ O zinco metálico (​​Zn​(s) ​), ​​ espécie oxidada, foi o responsável pela redução dos átomos de hidrogênio, por esse motivo o Z ​ n​(s) ​​ é o agente redutor.

O ácido clorídrico (​​ HCℓ​(aq ) ​) ​​foi o responsável pela oxidação dos átomos de zinco, por esse motivo o H ​ Cℓ​(aq ) ​​ é o agente oxidante. Resumidamente temos:

••Oxidação: ​Zn​(s) ​​ ••Redução: ​​H​​1+​​(aq) ​​

••Agente oxidante: H​ Cℓ​(aq) ​​ ••Agente redutor: Z​ n​(s) ​​

Balanceamento de equações das reações de oxirredução A utilização das regras citadas nas páginas 117 e 118 permite determinar o NOX dos átomos dos elementos formadores das substâncias que participam de uma reação química. A análise dos valores dos NOX de cada elemento permite identificar se a reação é ou não de oxirredução. O balanceamento de equações químicas baseia-se na determinação dos coeficientes das substâncias participantes. Esses coeficientes permitem igualar a quantidade de átomos de cada elemento presente nos reagentes e a quantidade de átomos de cada elemento presente nos produtos. Nas reações de oxirredução, além de verificar a igualdade na quantidade de átomos de cada elemento nos reagentes e nos produtos, há necessidade de balancear a quantidade de carga total de todas as espécies químicas envolvidas. Para isso, balanceia-se o número de elétrons, pois a quantidade total de elétrons cedidos deve ser igual à quantidade total de elétrons recebidos. Consideramos, por exemplo, que uma chapa de zinco ​​(Zn​(s) ​) ​​ seja colocada em uma solução aquosa de sulfato de cobre II ​​(CuS​O​  4​​​(aq ) ​). ​​ A chapa de zinco possui coloração cinza e a solução de sulfato de cobre é azulada. Após certo tempo, observa-se a formação de uma película avermelhada sobre a chapa de zinco e, ao mesmo tempo, houve diminuição do tom azulado da solução aquosa de sulfato de cobre II. Veja, na próxima página, as colorações das placas de zinco após essa reação.

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Fotos: ER Degginger/Science Source/Latinstock

Unidade 3

A coloração azul da solução indica a presença de 2+ ​ ​u​​ ​​(aq) ​​. íons C

A formação da película avermelhada é resultado da deposição de cobre metálico sobre a superfície da chapa de zinco.

Esta situação pode ser representada pela seguinte equação química: ​  Cu​(s) ​  +  ZnS​O ​  ​​​ aq  ​​ ​Zn​(s) ​  +  CuS​O​  4​​​(aq ) ​ ⎯  ​     → ​ ) 4( Utilizando as regras de determinação de NOX, pode-se obter o NOX de cada elemento presente na reação química. 1 Os átomos de ​Z n​(s) ​ ​ e de ​C u​(s), ​​ por estarem isolados e em equilíbrio eletrostático, apresentam NOX = 0.

2 O sulfato de cobre (​​ CuS​O​  4​​​(aq ) ​) ​​ em solução apresenta-se dissociado formando 2+ 2− 2+ íons ​​C u​​ (​​ aq) ​ ​e ​​​(S​O​  4)​​  ​​​ ​​​​(aq) ​​. Nesse caso, o íon ​​C u​​ ​​(aq) ​ ​a presenta NOX  =  +2. 3 Em compostos, o zinco apresenta NOX fixo igual a +2. Assim, em solução, há 2+

íons ​​Z n​​ ​​(aq) ​​. 4 Depois que se determina cada um dos NOX dos elementos formadores das substâncias participantes da reação química, determinam-se os ramais de oxidação e de redução e as suas respectivas variações. ​Zn​(s) ​  +  CuS​O ​  4​​​(aq ) ​ +2 0

Cu​(s) ​  +  ZnS​O​  4​​​(aq ) ​​

redução: ​Δ​NOX = 2 oxidação: ​Δ​NOX = 2

0 +2

Para fins de estudo, podem-se representar as semirreações de oxidação e de redução. Semirreação de oxidação: O átomo do elemento zinco NOX = 0, ao perder 2 elétrons, aumenta seu NOX e passa a apresentar NOX = +2. A representação desse processo pode ser feita por: 0 ​  Z ​n2+    ​Z ​n​​ ​​(s) ​  ​ ⎯ → ​ ​​ ​​(aq ) ​  +  2 ​e​​−​​ 2+

Semirreação de redução: Cada cátion ​C ​u​​ ​​(aq ), ​​ ao ganhar 2 elétrons, diminui seu NOX e passa a apresentar NOX​​=​ ​0. A representação desse processo é:

Observe que o zinco perdeu 2 elétrons e o cobre ganhou 2. Nesse caso, como há igualdade tanto na quantidade total de átomos de cada elemento nos reagentes e nos produtos quanto no número total de elétrons doados e recebidos, a equação química está balanceada.

2+ ​  Cu​​0​​(s) ​​    ​C ​u ​​ ​​(aq ) ​  +  2 ​e​​−​   ​ ⎯ → ​ ​ 2+

À medida que ocorre oxidação dos átomos de ​Zn​(s) ​​, os íons ​C ​u​​ ​​(aq ) ​​ recebem elétrons, transformando-se em C ​ u​(s) ​​. Dessa forma, a equação global dessa reação química pode ser obtida da seguinte maneira: ​  Z ​n2+ Semirreação de oxidação: ​Zn​(s) ​  ​ ⎯    → ​  ​​ ​​(aq ) ​  + ​2 ​e​​−​​​ 2+ ​  Cu​(s) ​​ → ​  Semirreação de redução: ​C ​u​​ ​​ aq  ​  + ​2 ​e​​−​​  ​ ⎯   

( )

2+ ​  Z ​n2+ Reação global: ​Zn​(s) ​ + ​Cu​​ ​​(aq ) ​  ⎯  ​     → ​  ​​ ​​(aq ) ​  + Cu​(s) ​​

Logo, para essa reação de oxirredução, tem-se: Oxidação: Z ​ n​(s) ​​ 2+

Redução: ​C ​u ​​ ​​(aq ) ​​

Agente oxidante: ​CuS​O​  4​​​(aq ) ​​ Agente redutor: Z ​ n​(s) ​​

Agente oxidante: substância que sofre redução, provocando a oxidação na outra substância. Agente redutor: substância que sofre oxidação, provocando a redução na outra substância. Oxidação: processo em que o átomo ou íon perde elétron, aumentando o seu NOX. Redução: processo em que o átomo ou íon ganha elétron, reduzindo o seu NOX.

Oxirredução

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branislavpudar/Shutterstock.com

A hematita é a principal matéria-prima utilizada na produção de ferro metálico. O processo industrial para obtê-lo ocorre em altos-fornos em que o óxido de ferro III (​​ F​e​  2​​​O​  3​​) ​​ presente no minério é reduzido pelo monóxido de carbono ​(CO ) ​​. ​  C​O ​  ​​​ g  ​  + Fe​(s) ​​ ​F​e ​  2​​​O​  3​​​(s) ​  + CO​(g) ​ ⎯  ​     → ​ 2( ) Usando as regras de determinação de NOX, pode-se determinar o NOX de cada elemento presente na reação química.

Ferro fundido em alto-forno.

1 O átomo de ​ Fe​ (s) ​​ , por estar isolado e em equilíbrio eletrostático, apresenta NOX​ ​= ​ ​0. 2 Em geral, como visto nas regras de NOX, em compostos oxigenados, cada átomo de oxigênio tende a apresentar NOX​ ​= ​ ​−2. Assim, para esta reação é possível determinar o NOX dos demais átomos. ​F​e2​  ​​​

​​O3​  ​​​

​C​

​O​

C

O ​​ 2​  ​​​

x

​− 2​

y

​− 2​

z

​− 2​

3 Multiplicando pelo número de átomos de cada elemento no composto. ​F​e2​  ​​​

​​O3​  ​​​

​C​

​O​

C

O ​​ 2​  ​​​

​2 ⋅ x​

3 ​  ⋅ ​(− 2) ​  = − 6​

​1 ⋅ y​

​1 ⋅ ​(− 2) ​  = − 2​

​1 ⋅ z​

2 ​  ⋅ ​(− 2) ​  = − 4​

4 A representação do composto não apresenta desequilíbrio de cargas. Logo, a soma das cargas totais dos átomos dos elementos participantes deve ser igual a zero. ​F​e2​  ​​​

​​O3​  ​​​

​C​

​O​

C

O ​​ 2​  ​​​

​2  ⋅ x = +6​

​− 6​

​1  ⋅ y = +2​

− ​  2​

​1  ⋅ z = +4​

− ​  4​

​x  = +3​

​y  = +2​

​z  = +4​

5 Após a divisão pelos coeficientes, temos o NOX de cada átomo de cada elemento no composto. ​CO​

​F​e2​  ​​​O3​  ​​​ +3

−2

​​O​​ ​​

​F​e ​​ ​​

​C​O2​  ​​​ −2

+2

+4

​​O​​ ​​

​​C​​ ​​

​​C​​ ​​

−2

​​O​​ ​​

6 Depois de determinar cada um dos NOX dos átomos formadores das substâncias participantes da reação química, é possível verificar que apenas os átomos de ferro e carbono tiveram variação no seu NOX. Portanto, podemos determinar os ramais de oxidação e de redução e as suas respectivas variações. ​  C​O​  ​​​ g  ​  + Fe​(s) ​​ ​     → ​ ​F​e​  ​​​O​  ​​​(s) ​  + CO​g  ​ ⎯  2

+3

3

( )

oxidação: ​ Δ​NOX = 2 +2 +4

redução: ​Δ​NOX = 3

2

( )

0

7 O acerto dos coeficientes pode ser feito, por exemplo, considerando-se os reagentes da seguinte forma: multiplica-se a variação do NOX ​(ΔNOX) ​​ do elemento pela sua atomicidade na substância reagente. ​F​e​  2(​​​ s) ​  ⇒ ferro: ΔNOX = 3 ⋅ 2  = 6

C​(g) ​  ⇒ carbono: ΔNOX = 2 ⋅ 1  = 2​

O produto obtido tenderá a ser o coeficiente da outra substância que contém o outro elemento que também variou o NOX. Assim:

••​Fe  ⇒ ΔNOX = 6 ∴ 6 tenderá a ser o coeficiente do monóxido de carbono •• C  ⇒ ΔNOX = 2 ∴ 2 tenderá a ser o coeficiente do óxido de ferro III​ 122

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8 Colocando-se esses números como coeficientes das substâncias que compõem os reagentes que variaram o NOX. ​  C​O ​  ​​​ g  ​  + Fe​(s) ​​ ​2 F​e ​  ​​​O​  (​​​ s) ​  +  6 CO​g  ​ ⎯  ​     → ​  2

3

( )

2

( )

Acertando-se os demais coeficientes. ​  6 C​O ​  ​​​ g  ​  + 4 Fe​(s) ​​    ​2 F​e ​  2​​​O​  3​​​(s) ​  + 6 CO​(g) ​ ⎯  ​  → ​ 2( ) Unidade 3

9 Como todos os coeficientes são múltiplos de 2, podemos simplificar esses coeficientes. Dessa forma, obtém-se: ​  3  C​O ​  ​​​ g  ​  + 2 Fe​(s) ​​    ​F​e ​  2​​​O​  3(​​​ s) ​  + 3 CO​(g) ​ ⎯  ​  → ​ 2( ) 10 Balanceando as quantidades de elétrons envolvidos nas semirreações de oxidação e de redução. Redução Número de

​​e−​​ ​​

Oxidação Número de e ​​ ​​−​​ cedidos (carbono)

recebidos (ferro)

Cada Fe: ​3 ​ e​​−​​

Cada C: ​2 ​e​​−​​

Os dois Fe presentes na fórmula: F ​ ​e​   ​​⇒ 2 ⋅  3 ​e−​​ ​  ⇒  6 ​e−​​ ​​

​  ⇒ 3 ⋅ 2 ⇒  6 ​e−​​ ​​ Os três C presentes na fórmula: C

11 Escrevendo as semirreações e a reação global. 3+ ​  2  Fe​    ​  → ​ Semirreação de redução: ​2  F​e​​ ​  + ​6 ​e​​−​​ ⎯  2+ ​  C​​4+​  + ​6 ​e​​−​​​ Semirreação de oxidação:    3 ​  ​C ​​ ​ ⎯  ​  → ​3 ​ 2+ 3+ ​  3 ​C4+    ​2  F​e ​​ ​  +  3 ​C ​​ ​ ⎯  ​  → ​ ​​ ​  + 2 Fe​

Reação global:

Logo, para essa reação de oxirredução, tem-se: 2+

Oxidação: ​​C​​ ​​ 3+

Redução: ​F​e​​ ​​

Agente oxidante: ​F​e​  2​​​O​  3​​​(s) ​​ Agente redutor: C ​ O​(g) ​​

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No início deste capítulo, foi relatado um processo de oxidação do ferro com formação da ferrugem. A substância ferro, quando está em contato com o gás oxigênio e o vapor de água presentes, no ar atmosférico, reage formando o óxido de ferro III hidratado (monoidratado). Vamos montar a equação dessa reação representando, inicialmente, as substâncias participantes e os seus respectivos estados físicos. ​  F​e ​  ​​​O​  ​​  ⋅ ​H​  ​​O​(s) ​​ ​Fe​(s) ​   +  ​O​  ​​​ g  ​   +  ​H​  ​​O​(v ) ​ ⎯  ​     → ​ 2

( )

2

2

3

2

Observe que essa equação química não está balanceada. Há balanceamentos de equações químicas que podem ser feitos com relativa facilidade, atribuindo-se um coeficiente a uma dada substância e, por tentativa, acertando-se os demais coeficientes.

O óxido de ferro III hidratado é popularmente conhecido como ferrugem.

Em reações de oxirredução, pode-se utilizar o método REDOX. A seguir, usaremos a equação de oxidação do ferro para mostrar o seu funcionamento. Necessita-se calcular o valor dos NOX de todos os elementos participantes. Assim, utilizando as regras de determinação de NOX, tem-se: 1 Na equação há substâncias simples não iônicas (átomos isolados e moléculas). Nesse caso, os elementos ferro e oxigênio, formadores das substâncias ​Fe​(s) ​​ e​​ O​  2(​​​ g) ​​, apresentam NOX  =  0. 2 Em geral, como visto nas regras de NOX, em compostos oxigenados, cada átomo de oxigênio tende a apresentar NOX = −2. No presente exemplo, isso ocorre com a água (​​​H​  2​​O), ​​ a qual aparece tanto nos reagentes como nos produtos, e com o óxido de ferro III (​​ F​e​  2​​​O​  3​​) ​​. Oxirredução

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3 Na fórmula do composto F ​ ​e​ 2​​​O​  3​​​, há três átomos de oxigênio, cada um com NOX​ ​=​ ​​−​2, resultando na carga total de oxigênio = −6. A representação do composto não apresenta desequilíbrio de cargas. Logo, a soma das cargas totais dos átomos dos elementos participantes é igual a zero.

Observa-se que cada átomo de ferro sofre oxidação ao perder 3 elétrons, e cada átomo de oxigênio sofre redução ao ganhar 2 elétrons. Assim, não há balanceamento do total de elétrons doados e recebidos. Dessa forma, se considerarmos que os coeficientes estequiométricos das substâncias participantes são iguais a 1, essa equação química não está balanceada.

Assim, atribuindo-se carga x para cada átomo de ferro e montando-se a equação com a soma das cargas totais dos elementos formadores desse composto, tem-se: ​​(2 ⋅ x) ​  + ​(− 2   ⋅ 3) ​  = 0​. Ao isolar x, obtém-se o valor ​x = +3​, que corresponde ao NOX do ferro nesse composto. 4 A seguir, colocam-se os NOX em cada um dos elementos presentes nas substâncias participantes dessa reação química. ​  F​e ​  ​​​O​  ​​  ⋅ ​H​  ​​O​(s) ​​    ​Fe​(s) ​ + ​O​  2​​​(g) ​  + ​H​  2​​O​(v ) ​ ⎯  ​  → ​ 2 3 2 redução: ​ Δ​NOX = 2

0 0

oxidação:​ Δ​NOX = 3

−2 +3

5 O acerto dos coeficientes pelo método REDOX pode ser feito da seguinte forma: multiplica-se a variação do NOX do elemento pela sua atomicidade na substância reagente. ​Fe  ⇒ ΔNOX = 3 ⋅ 1  = 3 ​O​  2​​  ⇒ ΔNOX = 2 ⋅ 2 = 4​

O produto obtido tenderá a ser o coeficiente da outra substância que contém o outro elemento que também variou o NOX. Assim:

​Fe   ⇒ ΔNOX = 3 ∴ 3 tenderá a ser o coeficiente do gás oxigênio ​O​  2​​  ⇒ ΔNOX = 4 ∴ 4 tenderá a ser o coeficiente do ferro metálico​ 6 Colocam-se esses números nos coeficientes das substâncias que compõem os reagentes que variaram o NOX. ​  F​e ​  ​​​O​  ​​  ⋅ ​H​  ​​O​(s) ​​ ​     → ​ ​4 Fe​(s) ​  + 3 ​O​  2​​​(g) ​  + ​H​  2​​O​(v ) ​ ⎯  2 3 2

Acertam-se os demais coeficientes. ​  2 F​e​  ​​​O​  ​​  ⋅ ​H​  ​​O(​ s) ​​ ​4 Fe​(s) ​  + 3 ​O​  2​​​(g) ​  + ​H​  2​​O(​ v ) ​ ⎯  ​     → ​ 2 3 2

Assim, reescrevendo essa equação química, tem-se: ​  2  F​e ​  ​​​O​  ​​  ⋅ ​H​  ​​O​(s) ​​ ​4  Fe​(s) ​  +  3 ​O​  2​​​(g) ​  + ​H​  2​​O​(v ) ​ ⎯  ​     → ​ 2 3 2 7 Balanceando as quantidades de elétrons envolvidos nas semirreações de oxidação e de redução.

Os coeficientes estequiométricos acertaram a quantidade dos átomos presentes nos reagentes e nos produtos da equação química, mas é necessário verificar ainda se os totais de elétrons doados e recebidos são iguais, ou seja, se também estão balanceados.

Número de e ​​ ​​−​​ cedidos ​​(Fe) ​​

Número de ​​e​​−​​ recebidos ​​(​O2​  ​​) ​​

Cada Fe: ​3 ​ e​​−​​

Os dois oxigênios: ​4 ​ e​​−​​

​4 Fe  ⇒ 4 ⋅ 3 ⇒  12 ​e−​​ ​​

​3  ​O​  2​​   ⇒ 3 ⋅ 4 = 12 ​e​​−​​

Observe que o número total de elétrons cedidos pelos átomos de ferro é igual ao número total de elétrons recebidos pelos átomos de oxigênio. Logo, a equação está balanceada também em relação à quantidade de elétrons. Nesse caso, a equação de oxirredução está devidamente balanceada. ​  Fe​  ​​​O​  (​​​ s) ​​, temos:    Assim, para a reação global 4 ​  Fe​(s) ​ + 3 ​O​  ​​​ g  ​ ⎯   ​  → ​ 2 ​

• • sofreu oxidação: ​Fe​ • • sofreu redução: ​​O​    ​​​

2

( )

2

3

•• atuou como agente oxidante: ​​O​  2​​​(g) ​​ •• atuou como agente redutor: F​ e​(s) ​​

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Eletroquímica Larissa e Anderson assistiam a um filme quando o controle remoto da televisão parou de funcionar. 1 Em sua opinião, existe alguma relação entre

2 Por que as pilhas e as baterias ficam “gastas” e não funcionam mais depois de um período de uso? Em sua opinião, o que ocorre com a bateria de um celular ao ser carregada em uma tomada?

Homem utilizando um controle remoto.

Para que alguns aparelhos eletrônicos funcionem, eles necessitam de corrente elétrica gerada por pilhas ou baterias. No interior das pilhas ocorrem reações químicas de oxirredução que geram a corrente elétrica, ou seja, um fluxo ordenado de partículas portadoras de carga elétrica. Vimos que, nas reações de oxirredução, ocorre a transferência de elétrons entre as substâncias. Por sua vez, os elétrons consistem em partículas portadoras de carga elétrica, o que nos faz concluir que são as reações químicas de oxirredução que geram a corrente elétrica. A área da Química que estuda as reações envolvendo a transferência de elétrons é a Eletroquímica. A Eletroquímica estuda as aplicações de transferência de elétrons envolvidas em reações de oxirredução e as suas relações com a conversão da energia química em energia elétrica, e vice-versa. Essa conversão de energia pode ser espontânea ou induzida (não espontânea). Um exemplo de processo espontâneo são as reações de oxirredução que ocorrem em uma pilha, onde duas substâncias, uma com a tendência de ceder elétrons e a outra com a tendência de receber, estão em contato permitindo a transferência de elétrons. Essa transferência acontece de forma natural e por isso caracteriza um processo espontâneo.

Unidade 3

Darren Baker/Shutterstock.com

química e eletricidade? Cite alguns casos que você conheça.

1. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos relacionem os elétrons com o conceito de eletricidade e, dessa forma, relacionem também com a Química. 2. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos digam que, quando uma bateria para de funcionar, ocorre seu descarregamento e, na sequência, quando colocada na tomada, um novo fluxo de elétrons ocorre carregando-a novamente.

Nos casos em que é necessária uma fonte externa de energia para que haja reação de oxirredução, tem-se um processo induzido (não espontâneo). Os sistemas eletroquímicos ocorrem em células (ou celas) eletroquímicas, as quais podem ser classificadas em galvânicas ou eletrolíticas.

As pilhas são um exemplo de célula galvânica. Na fotografia, podemos observar pilhas em um controle remoto.

A célula eletrolítica é um sistema em que reações induzidas (não espontâneas) de oxirredução convertem energia elétrica em energia química. Esse processo, também denominado eletrólise, pode ser utilizado na indústria para purificar metais, produzir novas substâncias e no revestimento metálico de peças (eletrodeposição), por exemplo.

En

Kaya/Shutterstock.com

A célula galvânica é um sistema em que reações espontâneas de oxirredução convertem energia química em energia elétrica. Exemplos: pilhas e baterias.

su pe r/S hu t te rst oc k .c om

Bijuterias podem, por exemplo, ser revestidas por uma fina camada de ouro (“banhadas a ouro”), pelo processo de eletrólise, que ocorre em célula eletrolítica.

Oxirredução

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Pilhas e baterias

3. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos compreendam que, sem o uso de pilhas e baterias, os aparelhos deverão permanecer na tomada, em contato com o fluxo de elétrons, para que funcionem.

3 Pense em um aparelho eletrônico movido a pilhas ou baterias. Se esses dispositivos não existissem, como seria possível usar esse aparelho?

Photocrea/Shutterstock.com

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Matt Benoit/Shutterstock.com

Há uma infinidade de equipamentos eletrônicos, entre eles, telefones celulares, laptops, calculadoras, relógios, câmeras fotográficas, aparelhos de som, equipamentos médicos, controles remotos e brinquedos. Eles necessitam de energia elétrica para funcionar, a qual geralmente provém de reações de oxirredução que ocorrem no interior de suas baterias ou pilhas, convertendo, espontaneamente, a energia química em energia elétrica.

Equipamentos que funcionam com pilhas ou baterias.

Autor desconhecido. Gravura. Biblioteca Britânico, Londres (Inglaterra). Foto: British Library/SPL/Latinstock

Com a invenção das células galvânicas, houve um avanço nas atividades realizadas pelo ser humano, cujos estudos iniciaram com experimentos de alguns pesquisadores. Luigi Aloisio Galvani (1737-1798), médico italiano, ao dissecar rãs em seu laboratório percebeu que as pernas delas sofriam fortes contrações musculares, quando eram amarradas em um fio de cobre e penduradas em uma espécie de varal de ferro. A partir disso, Galvani elaborou a teoria de “eletricidade animal”, pois acreditava que a corrente elétrica que provocava a contração muscular da perna da rã era característica da natureza animal.

Alessandro Volta. Em 1881, a unidade de medida volt passou a ser usada para expressar a diferença de potencial elétrico ddp. A denominação volt foi criada em sua homenagem.

Para comprovar sua hipótese, Volta construiu um dispositivo com discos de zinco e cobre intercalados e separados entre si por discos de feltro embebidos em solução de ácido sulfúrico diluído, capaz de gerar corrente elétrica contínua. Essa corrente elétrica era conduzida por fios metálicos conectados às extremidades da “pilha” de discos de cobre e zinco. Segundo relatos históricos, essa foi a primeira pilha elétrica, e seus discos metálicos foram chamados eletrodos (do grego, percurso elétrico).

Autor desconhecido. Gravura. Coleção particular. Foto: Sheila Terry/SPL/Latinstock

Nick

u/ Shu t t er s t o c k .com

Os estudos de Luigi Galvani inauguraram a neurofisiologia, estudo do funcionamento do sistema nervoso.

A partir da divulgação de resultados das pesquisas de Galvani, o italiano Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827) repetiu os experimentos, confirmando-os. Porém, ele estava convencido de que a corrente elétrica produzida era resultado do contato entre os dois metais distintos.

A pilha de Volta. A palavra pilha usada atualmente provém do empilhamento dos discos de cobre e zinco feito por Alessandro Volta.

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Pilha de Daniell

SM/SSPL/Easypix

Assim, em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845) construiu um tipo diferente de pilha, substituindo as soluções ácidas, utilizadas por Volta, por soluções aquosas salinas. A célula galvânica de Daniell apresentava duas semicelas: em uma delas colocou-se uma barra de cobre parcialmente imersa em uma solução aquosa de sulfato de cobre II (CuSO 4(aq )) e, na outra semicela, uma barra de zinco parcialmente imersa em uma solução aquosa de sulfato de zinco (ZnSO 4(aq )). O conjunto constituído por uma barra de metal parcialmente imersa em uma solução aquosa salina de cátion, desse mesmo metal, leva o nome “eletrodo de ‘nome do respectivo metal’”. Ou seja, o conjunto de uma barra de zinco, por exemplo, parcialmente imersa em uma solução contendo 2+ cátions Zn é chamado “eletrodo de zinco”. A ponte salina permite a migração de íons de uma semicela a outra. Dessa forma, a cada momento as duas soluções tendem a permanecer eletricamente neutras.

Unidade 3

As pilhas produzidas por Volta apresentavam soluções ácidas que poderiam produzir gases tóxicos durante suas reações de oxirredução, o que oferecia riscos à saúde dos pesquisadores.

John Frederic Daniell.

A lâmpada acesa permite concluir que há passagem de elétrons pelo fio condutor.

fio condutor

Rafael Luís Gaion

Os eletrodos de zinco e de cobre foram interligados por meio de um fio condutor (circuito externo). Esse é responsável pelo transporte de elétrons, e as duas semicelas contendo soluções foram ligadas entre si por ponte salina, que consiste em um tubo de vidro contendo gelatina saturada com um sal (podendo ser etc.), responsável por manter as soluções das duas semicelas eletricamente neutras.

eletrodo de zinco eletrodo de cobre

Pilha de Daniell.

semicela 1

As explicações sobre a ponte salina são apresentadas na seção a seguir. Se achar conveniente, faça referência a ela durante a leitura do texto.

semicela 2

Ponte salina Ao ligar as barras dos eletrodos da pilha, ocorre oxidação em um deles e redução no outro. Os elétrons envolvidos nesses processos migram espontaneamente pelo circuito externo. Assim, em uma semicela, há aumento da concentração de cátions na solução anódica, fazendo que nessa solução haja excesso de carga positiva, enquanto na solução da outra semicela há diminuição da concentração de cátions na solução catódica, adquirindo excesso de carga negativa. A ponte salina, que interliga as soluções dos eletrodos da pilha, permite a passagem de íons de uma semicela a outra, tendendo a manter essas soluções eletricamente neutras. O sal que satura a mistura contida na ponte salina deve ser solúvel, liberando íons positivos (cátions) e negativos (ânions). Assim, ocorre a migração de ânions para a solução carregada positivamente e de cátions para a solução carregada negativamente, mantendo as semicelas eletricamente neutras e prolongando o funcionamento espontâneo da pilha. A ponte salina ainda pode ser substituída por uma placa de porcelana porosa. Oxirredução

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Com o passar do tempo, a barra de zinco metálico vai se oxidando, perdendo elétrons e liberando íons 2+ Zn para a solução. Assim, a solução desse eletrodo vai ficando 2+ mais concentrada em íons Zn , diminuindo a massa da barra de zinco. Isso pode ser representado pela seguinte semirreação: 0

2+

(aq) + 2e

Zn (s)

Zn

barra

solução 0

zinco

cobre

deposição

corrosão

2+

Há oxidação do Zn a Zn .

Nesse caso, os elétrons migram, pelo circuito externo, para a chapa de cobre metálico. A placa de cobre 2+ atrai os íons de Cu da solução do eletrodo de cobre, tornando-a mais 2+ diluída. Os íons Cu sofrem redução, transformando-se em cobre 0 metálico Cu , que se deposita na barra de cobre, aumentando assim a massa dessa barra. Esses fenômenos podem ser representados pela seguinte semirreação: 0

2+

Cu

(aq) + 2 e−

Cu (s)

solução Representação da pilha de Daniell.

barra 2+

Há redução do Cu

0

a Cu .

Convenção usada em pilhas O ânodo é o polo negativo da pilha, pois é o eletrodo de onde saem os elétrons, em que há oxidação. O eletrodo que recebe os elétrons é o polo positivo da pilha chamado cátodo, em que há redução. Os elétrons partem do ânodo (polo negativo) em direção ao cátodo (polo positivo).

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Nas pilhas, o ânodo sofre oxidação e o cátodo sofre redução. Esse processo é espontâneo, pois ocorre ao se fechar o circuito elétrico, o que significa que não é necessário haver uma fonte externa para a sua ocorrência.

Polo positivo – eletrodo que recebe elétrons do circuito elétrico.

Polo negativo – eletrodo que emite elétrons para o circuito externo.

Cátodo – eletrodo em que ocorre a semirreação de redução.

Ânodo – eletrodo em que ocorre a semirreacão de oxidação.

Com base nas semirreações da pilha de Daniell e na convenção das pilhas, é possível montar a sua equação global.

Cátodo (+):

0

2+

(aq) + 2 e−⎯→

Cu0(s)

Zn (s) ⎯→ Zn

Ânodo (−):

Cu 0

2+

2+ Reação global: Zn (s) + Cu (aq ) ⎯→ Zn

2+

(aq) + 2 e−

(semirreação de oxidação)

(semirreação de redução)

(aq) + Cu0(s)

A IUPAC recomenda que a pilha seja representada por um diagrama. O lado esquerdo do diagrama se refere ao ânodo no qual estão a espécie química que se oxida e a espécie resultante dessa oxidação, separadas por uma barra. A seguir, colocam-se duas barras paralelas (indicando que apresenta a ponte salina). Do lado direito do diagrama, o qual se refere ao cátodo, estão a espécie química que se reduz e a espécie resultante dessa redução, separadas por uma barra também.

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Assim, a representação do diagrama da pilha de Daniell pode ser feita da seguinte forma: 2+ 2+ Zn (s) Zn (aq ) Cu (aq ) Cu(s) ânodo onde ocorre a oxidação

ponte salina

cátodo onde ocorre a redução

Unidade 3

Observe as ilustrações abaixo. fluxo dos elétrons e−

Cu

2+ 2−

SO4

Zn(s)

0

Zn

lâmina de zinco

lâmina de zinco

lâmina de cobre

Na superfície do zinco, deposita-se o cobre, um metal avermelhado.

Δt

ZnSO 4 Zn

solução de sulfato de zinco

A solução se torna incolor.

CuSO 4(aq )

2+

A lâmina de zinco está em contato direto com a solução de sulfato de cobre, em que ocorre uma transferência direta de elétrons dos átomos de 2+ Zn da lâmina para os íons Cu da solução.

CuSO 4

Cu

2+

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

solução de sulfato de cobre

solução de sulfato de cobre

As lâminas de zinco e de cobre não estão em contato direto, sendo necessário um fio condutor conectando-as para haver uma transferência indireta de elétrons dos 2+ átomos de Zn da lâmina para os íons Cu da solução.

Assim, a pilha de Daniell formada por duas semicelas em que as lâminas metálicas se conectam por circuito externo é um processo espontâneo de transferência indireta de elétrons.

Atividade resolvida R4. A partir da representação esquemática da pilha, faça o que se pede. A ℓ(s) Aℓ

3+

(aq)

Ag

1+

(aq)

Ag(s)

a ) Escreva a semirreação que ocorre no ânodo. b ) Escreva a semirreação que ocorre no cátodo. c ) Escreva a equação global dessa pilha.

Resolução a) De acordo com a representação esquemática da pilha, as substâncias do lado esquerdo da ponte salina são as que sofrem oxidação (aumento de NOX). Assim, a representação da semirreação que ocorre no ânodo pode ser dada por: Ânodo (−):

Aℓ(s) ⎯→ Aℓ

3+

(aq) + 3 e−

(semirreação de oxidação)

b) De acordo com a representação esquemática da pilha, as substâncias do lado direito da ponte salina são as que sofrem redução (diminuição do NOX). Assim, a representação da semirreação que ocorre no cátodo pode ser feita da seguinte maneira: Cátodo (+): Ag

1+

(aq) + e−⎯→ Ag(s)

(semirreação de redução) Oxirredução

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129

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c) Para obter a equação global da pilha, é preciso fazer o balanceamento de elétrons. Entretanto, observa-se que a semirreação que ocorre no ânodo libera três elétrons por átomo de alumínio e a semirreação que ocorre no cátodo recebe um elétron por 1+

cátion Ag . Dessa forma, para balancear os elétrons, calcula-se o mínimo múltiplo comum entre os números de elétrons envolvidos, ou seja, entre 3 e 1. Uma maneira prática de fazê-lo é multiplicar os coeficientes das substâncias de uma dada semirreação pelo número que representa a quantidade de elétrons (cedidos ou recebidos) da outra semirrreação. Assim, em nosso exemplo, multiplicam-se os coeficientes das substâncias da semirreação do ânodo por 1 e os coeficientes das substâncias da semirreação do cátodo por 3. Aℓ(s) ⎯→ Aℓ

Ânodo (−): Cátodo (+):

3 Ag

1+

(aq) + 3 e

Reação global: Aℓ(s) + 3 Ag

1+

3+

(aq) + 3 e−

⎯→ 3 Ag(s)

(x 1) ( x 3)

3+

(aq) ⎯→ Aℓ (aq) + 3 Ag(s)

voltímetro (1,10V)

Força eletromotriz 1+

1–

K Cℓ (aq)

Rafael Luís Gaion

Cu

fluxo de elétrons (e−)

Zn

ponte salina

2+

2− SO4

2− SO4

2+

Cu

Cu

Voltímetro ligado ao circuito externo de uma pilha.

Voltímetro: aparelho utilizado para medir a diferença de potencial ddp entre dois pontos.

solução de sulfato de cobre solução de sulfato de zinco

2−

Zn

2+

SO4 2−

SO4

Zn

2+

Nas pilhas em que há transferência indireta de elétrons, eles migram do ânodo para o cátodo por meio do circuito externo. Ao ligar um voltímetro a esse circuito externo, é possível medir a força eletromotriz ou a diferença de potencial da pilha (ddp). Como verificamos na ilustração, os elétrons fluem do ânodo (polo negativo) para o cátodo (polo positivo), gerando uma corrente elétrica. Cada polo apresenta um potencial, isto é, a capacidade de atrair ou repelir outras cargas elétricas. Essa diferença entre a capacidade que cada polo apresenta é chamada força eletromotriz ou diferença de potencial (ddp).

Os elétrons apresentam carga elétrica negativa, e fluem do ânodo para o cátodo nos processos espontâneos de oxirredução, assim podemos considerar que o cátodo apresenta maior capacidade de atrair os elétrons que o ânodo. Em outras palavras, o cátodo apresenta maior potencial elétrico. O fluxo de elétrons que se estabelece em um fio condutor sempre vai do ponto de menor potencial elétrico para o ponto de maior potencial elétrico. Ao ligar um voltímetro nesse fio condutor, é possível verificar a diferença de potencial entre esses pontos. O voltímetro mede, em volts (V), a diferença de potencial da pilha (ddp). A ddp de uma pilha é representada por ΔE e depende das espécies químicas (eletrodos), das concentrações das soluções e da temperatura das semicélulas. Assim, foram estabelecidas condições padrão iniciais para a determinação da ΔE, as quais são: concentração inicial de cátion metálico da solução eletroquímica é igual a 1 mol/L, pressão 5 igual a 10 Pa (1 atm) e temperatura igual a 25 °C. A ddp entre dois eletrodos medida nessas condições padrão é denominada diferença de potencial entre dois eletrodos 0 padrão e deverá ser representada por ΔE . Na prática, não há como medir diretamente o potencial de cada eletrodo, entretanto cada um deve ter o valor de seu potencial E. Dessa forma, escolhe-se um eletrodo de referência, em função do qual são determinados os potenciais dos outros eletrodos.

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O eletrodo de hidrogênio e o potencial padrão O eletrodo padrão de referência escolhido foi o eletrodo de hidrogênio, ao qual foi

convencionado que E red(H 1+|H 2) = 0,00 V. Ele é composto por um tubo de vidro con0

1+

tendo uma placa de platina imersa em uma solução de íons H (aq ) a 1 mol/L e 25 °C, 5 na qual é injetado gás hidrogênio à pressão de 10 Pa (1 atm), conforme esquema abaixo.

tubo de vidro para conter H 2(g)

Unidade 3

fio de platina

Rafael Luís Gaion

H 2(g)

1+

H (aq ) 1 mol/L O eletrodo padrão de hidrogênio é utilizado como referência para a determinação dos potenciais dos demais eletrodos.

placa de platina

Para determinar o valor dos demais eletrodos, montam-se pilhas em que um dos eletrodos é o padrão de hidrogênio, e o outro será aquele com que se deseja determinar o potencial em relação ao padrão.

• Quando o eletrodo padrão de hidrogênio funciona como ânodo,1+o hidrogênio (do gás hidrogênio) é oxidado, aumentando a concentração de íons H H 2(g) ⎯→ 2 H

1+

(aq) + 2 e

(aq) em solução.

Nesse caso, o outro eletrodo da pilha será o cátodo apresentando maior potencial de redução. Ered(cátodo) > Ered(H 1+|H 2) ∴ Ered(cátodo) > 0,00 V. 0

0

0

hidrogênio receber elétrons, esse eletro• Se o fio de platina do eletrodo padrão de + do será o cátodo, reduzindo os íons H (aq ) da solução em gás hidrogênio. 2H

1+

(aq) + 2 e−⎯→ H 2(g)

Nesse caso, o outro eletrodo da pilha será o ânodo apresentando menor potencial de redução. Ered(ânodo) < Ered(H 1+|H 2) ∴ Ered(ânodo) < 0,00 V. 0

0

A ddp padrão de uma pilha 0

A ddp padrão de uma pilha, representada por ΔE , corresponde à diferença entre os potenciais de redução dos eletrodos que a compõem, e pode ser calculada pela seguinte equação: 0 0 0 ΔE = Ered(cátodo) − Ered(ânodo) maior 0

0

ΔE = Ered(ânodo) − Ered(cátodo) Dessa forma, as pilhas sempre terão valores das ddp padrão 0 maiores que zero, ou seja, ΔE > 0. No caso da pilha de Daniell, as semirreações envolvidas e os valores dos potenciais padrão de cada um de seus eletrodos podem ser representados por: Zn

2+

Cu

2+

(aq) + 2 e−⎯→ Zn(s) (aq) + 2 e−⎯→ Cu(s)

0

ΔE < 0: reação não espontânea (eletrólise)

menor

A equação acima pode também ser escrita como: 0

0

ΔE > 0: reação espontânea

0

Ered = − 0,76 V 0

Ered = +0,34 V

Autor desconhecido. Gravura. Coleção particular. Foto: Universal History Archive/UIG/SPL/Latinstock

0

A pilha de Daniell apresenta uma ddp de 1,10 V.

Oxirredução

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131

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Ao compararmos os potenciais padrão de redução dos eletrodos, verificamos que o cobre apresenta potencial padrão de redução maior que o do zinco. Assim, nessa célula galvânica, ocorrerá redução (cátodo) no eletrodo de cobre e ocorrerá oxidação (ânodo) no eletrodo de zinco. Substituindo-se os valores dos potenciais na expressão 0

de ΔE , obtém-se: 0

0

0

0

0

ΔE = Ered(cátodo) − Ered(ânodo) 0

ΔE = Ered(Cu) − Ered(Zn) 0

ΔE = (+0,34) − (− 0,76) 0

ΔE = +0,34 + 0,76 0

0

ΔE = +1,10 ∴ ΔE = +1,10 V 0

ΔE > 0 caracteriza a espontaneidade de uma pilha. A representação da pilha ficaria: Zn (s) Zn

2+

(aq)

Cu

2+

(aq)

Cu(s)

Atividade resolvida R5. As representações das equações globais e os cálculos das ddp padrão das demais pilhas podem ser feitos da mesma forma que fizemos para a pilha de Daniell. Assim, considere os potenciais padrão de redução do lítio e do alumínio. 1+

0

Li (aq ) + e− ⎯→ Li(s)

Ered = − 3,05 V 0

3+

Aℓ (aq ) + 3 e − ⎯→ Aℓ(s)

Ered = − 1,66 V 0

Monte a equação global de uma pilha entre esses dois eletrodos e calcule sua ΔE . 0

0

O Ered é numericamente igual ao Eoxi , porém com sinal contrário. Li

1+

(aq) + e− ⎯→

1+

0

Li(s) ⎯→ Li

Li(s) Ered = − 3,05 V

0

(aq) + e−

Eoxi = +3,05 V

Resolução Observando os potenciais padrão de redução, verificamos que o valor do potencial padrão de redução do alumínio é maior que o do lítio. Assim, nessa célula galvânica (pilha), o alumínio deverá se reduzir e o lítio se oxidar. Logo: Li(s) Aℓ

3+

(aq) + 3 e−

oxidação redução

Li

1+

0

(aq) + e−

Eoxi = +3,05 V 0

E red = − 1,66 V

Aℓ(s)

Nessas semirreações, vê-se que cada cátion recebe três elétrons e cada átomo de lítio perde apenas um elétron. Assim, para balancear os elétrons envolvidos nessas semirreações, deve-se multiplicar a semirreação do lítio por 3 e a do alumínio por 1. O módulo do valor do potencial padrão é mantido mesmo que a semirreação seja multiplicada ou invertida. Assim: Ânodo (−): Cátodo (+):

3 Li(s) Aℓ

3+

(aq) + 3

Reação global: 3 Li (s) + Aℓ

3+

e−

(aq)

3 Li

1+

(aq) +

3 e−

0

Ered = − 1,66 V

Aℓ (s) 3 Li

1+

0

Eoxi = +3,05 V

(aq) + Aℓ(s)

O diagrama dessa pilha pode ser representado por Li(s) L i

1+

(aq)

0

Δ E = +1,39 V Aℓ

3+

(aq)

A ℓ(s)

132

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Tabela de potenciais de redução de alguns eletrodos Com base em vários experimentos, usando como referência o eletrodo padrão de hidrogênio, foram determinados os potenciais de redução de várias espécies químicas. A tabela a seguir fornece os principais potenciais e as semirreações de redução em relação ao potencial padrão de hidrogênio, obtidos experimentalmente.

​​F​  2​​​(g) ​ +  2 ​e−​​ ​ 

1−

2    ​F​​ ​​(aq) ​​

C ​ ​o​​ ​​(aq) ​ + ​e​​−​

2+

​+1,81​ PbS​O ​  4​​​(s) ​  +  2 ​H ​  2​​O​(ℓ) ​​

1+

2−

P ​ b​O ​  2​​​(s) ​  +  S​O4​ ​  ​​(aq) ​  +  4 ​H ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e−​​ ​

M​n ​​ ​​(aq) ​  +  4 ​H ​  2​​O​(ℓ) ​​

+

1− M ​ n​O4​ ​  ​​(aq) ​  + 

8 ​H ​​ ​​(aq) ​  +  5 ​e−​​ ​

​A​u​​ ​​(aq) ​  +  3 ​e−​​ ​ 3+

2+

1−

2  C​ℓ​​ ​​(aq) ​​ 2  C​r​​ ​​(aq) ​  +  7 ​H ​  2​​O​(ℓ) ​​

​C​r​  2​​​O​7​  ​​(aq) ​  +  14 ​H ​​ ​​(aq) ​  +  6 ​e−​​ ​ 1+

M​n ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​H ​  2​​O(​ ℓ) ​​

​Mn​O​  2​​​(s) ​  +  4 ​H ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e ​​ ​

2+

1+

2 ​H​  2​​O​(ℓ) ​​

​​O​  2​​​(g) ​  +  4 ​H​​ ​​(aq) ​ + 4 ​e ​​ ​ −

​B​r ​  2​​​(ℓ) ​ +  2 ​e ​​ ​

2  B​r​​ ​​(aq) ​​ 1−

​2  H​g​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e ​​ ​ 2+

1+

​A​g ​​ ​​(aq) ​ + ​e​​ ​ −

2+ ​ ​g​2​  ​​(aq) ​  +  H

F​e ​​ ​​(aq) ​​

​+0,77​

1−

​​I​  2​​​(s) ​  +  2 ​e ​​ ​ ​ ​u ​​ ​​(aq) ​ + ​e​​ ​ C 1+

​+0,92​

​+0,79​

2+

​+1,23​

2 Hg​(s) ​​

2 ​e ​​ ​

​ ​e ​​ ​​(aq) ​ + ​e​​ ​ F 3+

​+1,23​

+ ​ 0,80​

Ag​(s) ​​ −

​+1,33​

+ ​ 1,09​

2+ H​g2​ ​  ​​(aq) ​​

+ ​ 1,51​

​+1,36​ 3+

1+

2−

​+1,67​

​+1,40​

Au​(s) ​​

C ​ ​ℓ ​  2​​​(g) ​ +  2 ​e−​​ ​

0

​+2,87​

C​o​​ ​​(aq) ​​

3+

E ​​ red  ​  ​​(​ V) ​​

2 ​I ​​ ​​(aq) ​​

​+0,54​

Cu​(s) ​​

​+0,52​

​C​u​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e ​​ ​

Cu​(s) ​​

​+0,34​

​S​n​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e−​​ ​

2+

S​n ​​ ​​(aq) ​​

​+0,15​

H​  2​​​(g) ​​

​  0,00​

​P​b ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e−​​ ​

Pb​(s) ​​

− ​  0,13​

​S​n​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e−​​ ​

Sn​(s) ​​

​− 0,14​

N ​ ​i​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e−​​ ​

Ni​(s) ​​

​− 0,23​

​C​o ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e−​​ ​

Co​(s) ​​

2+

4+

1+

​2 ​H ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e−​​ ​ ​ 2+

2+

2+

2+

​− 0,28​ 2−

Pb​(s) ​  +  S​O4​ ​  ​​(aq) ​​

​− 0,36​

C ​ ​d ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e−​​ ​

Cd​(s) ​​

​− 0,40​

F ​ ​e ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e ​​ ​

Fe​(s) ​​

​− 0,44​

P ​ bS​O ​  4​​​(s) ​  +  2 ​e−​​ ​ 2+

2+

C ​ ​r ​​ ​​(aq) ​  +  3 ​e ​​ ​

Cr​(s) ​​

​− 0,74​

Z ​ ​n​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e ​​ ​

Zn​(s) ​​

​− 0,76​

​M​n​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e ​​ ​

Mn​(s) ​​

​− 1,18​

3+

2+

2+

2+

T ​ ​i ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e ​​ ​ −

3+

​A​ℓ ​​ ​​(aq) ​  +  3 ​e​​ ​ −

Ti​(s) ​​

− ​  1,66​

Mg​(s) ​​

​− 2,36​

2+

N ​ ​a​​ ​​(aq) ​  + ​ e​​ ​ 1+

− ​  1,63​

Aℓ​(s) ​​

​M​g ​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e−​​ ​

Na​(s) ​​

​  2,71​ −

​C​a​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e ​​ ​

Ca​(s) ​​

​− 2,87​

​B​a​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e ​​ ​

Ba​(s) ​​

​− 2,91​

2+

2+

1+

​​K​​ ​​(aq) ​ + ​e​​−​ 1+

L ​ ​i​​ ​​(aq) ​ + ​e​​−​

Unidade 3

Semirreação de redução

K​(s) ​​

​− 2,93​

Li​(s) ​​

− ​  3,05​

Para todas as semirreações, a concentração das espécies dissolvidas é 1 mol/L a 2 ​ 5 °C​, e a pressão dos gases é ​ 100 000 Pa​.

Fonte de pesquisa: ATKINS, Peter; PAULA, Julio de. Físico-Química. 8 ed. São Paulo: LTC, 2008, vol. 1.

Oxirredução

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

1. Leia o texto a seguir:

G e or g io

s Kol l idas/ S hu

t t er

s to

ck

[...] Leonardo da Vinci, artista e cientista famoso, conhecido pelo seu quadro Monalisa, descreveu claramente a relação existente entre a combustão e a respiração, concluindo que Onde uma chama não vive nenhum animal que respira pode viver. [...] PEIXOTO, Eduardo M. A. Elemento químico: oxigênio. Química nova na escola, São Paulo, n. 7, maio 1998. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/ online/qnesc07/elemento.pdf>. Acesso em: 20 fev. 2016.

Leonardo da Vinci (1452-1519).

Com base nas informações do texto, responda: a ) Qual elemento químico da substância presente na respiração alimenta a chama? b ) Qual o significado da frase de Leonardo da Vinci em destaque no texto acima?

2. O carbono, um elemento químico pertencente ao grupo 14 da tabela periódica, apresenta 4 elétrons em sua camada de valência. Considerando esses dados, responda: a ) Em compostos, qual o maior e o menor número de oxidação que o carbono pode apresentar? b ) Determine o número de oxidação do carbono nos compostos a seguir: C (grafite) , CaC 2 , CCℓ 4 , CH 3Cℓ e CaCO 3

3. (UFSCar-SP) O peróxido de hidrogênio dissolvido em água é conhecido como água oxigenada. O H 2O 2 é um agente oxidante, mas pode também atuar como agente redutor, dependendo da reação. Na equação:

Justifique sua resposta observando o quadro de potencial de redução. Potenciais-padrão de redução Semirreação de redução Cu

2+

Fe

1+

+0, 34

(aq ) + 2 e−⎯→ H 2(g)

0, 00

2+

(aq ) + 2 e−⎯→ Ni(s)

− 0, 23

2+

(aq ) + 2 e ⎯→ Fe(s)

− 0, 44

2H Ni

(aq ) + 2 e−⎯→ Cu(s)

0

Ered(V)

5. (Unicamp-SP/Modificada) Um corpo metálico quando exposto ao ar e à umidade pode sofrer um processo de corrosão (oxidação), o que pode deixá-lo impróprio para a função a que se destinava. a ) Uma das formas de se minimizar este processo é a “proteção catódica”: prende-se um “metal de sacrifício” no corpo que se deseja proteger do processo de oxidação. Suponha que você deseja fazer a proteção catódica de uma tubulação em ferro metálico. Qual das substâncias do quadro a seguir você usaria? Justifique. Potenciais-padrão de redução o

Semirreação de redução

E /volts

F 2(g) + 2 e− ⎯→ 2 F 1−(aq)

+2, 87

B r 2(ℓ) + 2 e−⎯→ 2 B r

1−

(aq)

+

A g1 (aq ) + e − ⎯→ Ag(s) Cu Ni Fe Mg

+1, 08 +0, 80

2+

(aq ) + 2 e−⎯→ Cu(s)

+0, 34

2+

(aq ) + 2 e−⎯→ Ni(s)

− 0, 25

2+

(aq ) + 2 e−⎯→ Fe(s)

− 0, 44

2+

(aq ) + 2 e−⎯→ Mg(s)

− 2,37

KMnO4( aq ) + H 2O 2( aq ) + H 2S O 4( aq ) ⎯→

solo

A soma dos coeficientes estequiométricos, após o balanceamento, e o agente oxidante, são: a ) 26 e KMn O 4( aq )

b ) 24 e KMn O 4( aq )

c ) 26 e H 2O 2( aq )

d ) 24 e H 2O 2( aq )

e ) 23 e O2( g)

4. Em uma aula experimental foi solicitado a um aluno que determinasse, entre três recipientes metálicos de cobre (Cu), níquel (Ni) ou ferro (Fe), qual deles poderia ser utilizado para armazenar uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCℓ).

placas para proteção catódica

Rafael Luís Gaion

⎯→ MnSO4( aq ) + K 2SO4( aq ) + O 2( g) + H 2O(ℓ)

b ) Uma outra forma de evitar a corrosão é a galvanização: deposita-se sobre o corpo metálico uma camada de um outro metal que o proteja da oxidação. Das substâncias do quadro anterior, qual você usaria para galvanizar uma tubulação em ferro metálico? Justifique.

134

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Pilha comum ou pilha seca ácida 4 O que devemos fazer com a pilha comum quando ela deixa de fornecer

o. Col e ç ão p a

Em 1866, o engenheiro francês Georges Leclanché (1839-1882) desenvolveu a pilha seca ácida, pois até então só existiam pilhas que usavam soluções aquosas.

(H 2O),

Rafael Luís Gaion

O polo positivo da pilha, o cátodo, em geral é uma barra cilíndrica de grafite colocada no meio da pilha, que se encontra envolvida por dióxido de manganês (MnO 2), carvão em pó (C) e eletrólito, uma pasta úmida contendo água

or de

Aut

Georges Leclanché.

A chapa de zinco é separada das demais substâncias por meio de um papel poroso.

cloreto de amônio

(NH 4Cℓ) e

conhe cid

A reação da pilha seca ácida ou pilha de zinco-carbono é considerada irreversível. Assim, quando os seus reagentes forem consumidos, a pilha comum deixa de funcionar. A estrutura da pilha seca ácida e a função de cada item estão representadas no esquema a seguir.

Unidade 3

r t icu

l ar

pilha descarregada deve ser encaminhada energia ao aparelho eletrônico? A a postos de coleta específicos.

cloreto de zinco

cátodo (barra de grafita)

(ZnCℓ 2).

pasta de MnO 2, NH 4Cℓ, ZnCℓ 2 e carvão em pó

A pilha seca ácida é formada por um envoltório (chapa) de zinco, que é o polo negativo da pilha (ânodo).

O esquema ilustrado é representativo. As cores e proporções dos elementos não são as reais.

Esquema de uma pilha seca ácida (pilha comum).

O envoltório de zinco sofre oxidação durante o funcionamento da pilha (ânodo), segundo a semirreação a seguir: Zn(s)

oxidação

Zn

2+

(aq) + 2 e−

Os dois sais presentes no eletrólito têm caráter ácido, daí o nome pilha seca ácida. Assim, os elétrons perdidos pelo zinco são conduzidos pela barra de grafite até o dióxido de manganês, que é reduzido a trióxido de manganês, de acordo com a seguinte semirreação: 1+

2 Mn O 2(aq ) + 2 NH4 (aq ) + 2 e− +4

redução

M n 2 O 3(s) + 2 NH 3(g) + H 2O(ℓ) +3

Somando-se as duas semirreações, tem-se a reação global da pilha seca: Ânodo (−): Cátodo (+):

1+

Zn (s) ⎯→ Zn

2+

(aq) + 2 e−

2 Mn O 2(aq ) + 2 N H4 (aq ) + 2 e−⎯→ M n 2O 3(s) + 2 N H 3(g) + H 2O (ℓ) 1+

Reação global: Zn(s) + 2 MnO 2(aq ) + 2 NH4 (aq ) ⎯→ Zn

2+

+ Mn 2O 3(s) + 2 NH 3(g) + H 2O(ℓ)

Assim, a ddp inicial de uma pilha seca ácida é de 1,5 V, mas, durante o seu funcionamento, a amônia (NH 3(g)) formada durante a semirreação de redução (cátodo) pode envolver a barra de grafite, dificultando a passagem dos elétrons e diminuindo a voltagem da pilha. Em geral, para que ela volte a funcionar, basta tirá-la do equipamento e deixá-la em 2+ repouso. Dessa forma, o cátion Zn (aq ) formado durante a semirreação de oxidação (ânodo) tende a reagir com a amônia, deixando a barra de grafite livre. Oxirredução

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Quando o ​Mn​O​  2​​​(aq ) ​​ for totalmente consumido, a pilha cessará seu funcionamento. No entanto, mesmo não estando totalmente descarregadas, as pilhas não devem ser mantidas dentro do aparelho porque o eletrólito continua a oxidar, podendo corroer lentamente o envoltório da pilha e consequentemente perfurá-lo, o que causaria vazamento da pasta com eletrólito, que, além de tóxica, pode oxidar as partes metálicas do equipamento. A pilha seca ácida ou pilha de zinco-carbono apresenta diferença de potencial de 1,5 V, e pode ser usada em aparelhos eletrônicos, brinquedos, controles remotos e em algumas lanternas. 5 Uma pilha comum nova que não esteja em uso está perdendo sua carga? Jus6. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos já tenham notado a existência da pilha alcalina. Quanto à diferença entre esta e a pilha seca comum, espera-se que eles saibam que a alcalina tem maior durabilidade.

a carga armazenada. Contudo, a princípio, a velocidade dessas reações diminui quando a pilha é colocada na geladeira.

Pilha seca alcalina

6 Entre as pilhas secas à venda, você já notou que existem as alcalinas? Você sabe o que diferencia a pilha seca alcalina da pilha seca comum?

Aigars Reinholds/ Shutterstock.com

tifique sua resposta. Sim. As substâncias em seu interior reagem entre si e dissipam

Pilha alcalina.

Em 1880 foi desenvolvida a pilha seca alcalina, que recebeu esse nome em função da natureza básica (alcalina) de seu eletrólito, uma mistura aquosa com aproximadamente 30% em massa de hidróxido de potássio (​​KOH​(aq ) ​)​​.  A estrutura da pilha seca alcalina e a função de cada item estão representadas no esquema a seguir. Rafael Luís Gaion

O esquema ilustrado é representativo. As cores e proporções dos elementos não são as reais.

O ânodo da pilha alcalina é um fino cilindro de aço envolto por zinco metálico em pó, em contato com o ​ OH​(aq) ​​. eletrólito K

terminal ​+​ cátodo (barra de grafita) eletrólito (pasta de MnO2 e KOH) absorvente/separador

O cátodo apresenta anéis de dióxido de manganês ​(​ Mn ​O​  2​​​(s) ​)​​  revestidos por uma camada de aço niquelado e um isolante de nylon.

invólucro de aço terminal –

De acordo com as legislações mais recentes e com a resolução do Conselho Nacional do Meio Ambiente (CONAMA), apenas as pilhas fabricadas de acordo com os limites estabelecidos por lei de materiais tóxicos podem ser descartadas no lixo comum e levadas a aterros sanitários. Para as outras pilhas, que não atendem tais limites, são necessários tratamento e descarte especial, a fim de reciclá-las e reutilizá-las.

Esses eletrodos são separados por papel poroso.

Esquema de uma pilha seca alcalina.

As semirreações e a reação global dessa pilha podem ser representadas por:

1− ​  Zn​​ OH  ​​  ​​​ aq  ​  + ​2 ​e​​−​​​ ​Zn​(s) ​  + ​2  O​H​​ ​​(aq ) ​​ ⎯  ​     → ​  ( )2( ) 1− ​ − Cátodo (+): ​2  Mn ​O ​  2​​​(aq ) ​  + ​H​  2​​O(​ ℓ) ​  + ​2 ​e​​ ​​ ⎯  ​     →    M ​n ​  2​​​O​  3​​​(s) ​  + ​2  O​H​​ (​​ aq ) ​​​  ​  ​ ​  Zn​​ OH  ​​  ​​​ aq  ​  +  M​n ​  ​​​O​  ​​​(s) ​​ Reação global: ​ Zn​(s) ​  +  2  Mn​O ​  2​​​(aq ) ​  + ​H​  2​​O(​ ℓ) ​  ⎯  ​     →   ​  ( )2( ) 2 3 ​

Ânodo (​−)​:

As pilhas secas alcalinas não são recarregáveis e sua ddp é de 1,5 V. Assim, tendem a durar, em média, quase cinco vezes mais que as pilhas comuns, pois seu eletrólito é melhor condutor e o pH alcalino diminui o desgaste do eletrodo de zinco.

A princípio, essas pilhas continham mais de 1% de mercúrio ​​(Hg​(ℓ) ​)​​,  chumbo ​​(Pb​(s) ​)​​,  cobre ​​(Cu​(s) ​)​​,  cádmio ​​(Cd​(s) ​)​​  e níquel ​​(Ni​(s) ​)​​ para evitar a corrosão do zinco. Como essa mistura de metais é perigosa para a saúde humana, a partir de 1990 os grandes fabricantes mundiais de pilhas passaram a produzi-las com quantidades mínimas de mercúrio ​​(< 0,02%) ​​.

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Outros tipos de pilhas

As pilhas de níquel-cádmio apresentam um problema conhecido por “efeito memória”. Neste caso, a pilha dá sinal de estar carregada totalmente, apesar de não estar. Já as pilhas de níquel-metal-hidreto não apresentam o “efeito memória”.

Como alguns tipos de pilhas contêm metais pesados, seu descarte inadequado provoca danos ambientais. Nesse sentido, as pilhas recarregáveis são uma boa alternativa para diminuí-los. Entre elas, atualmente destacam-se as pilhas de níquel-cádmio. Além disso, desde 1990 existem as pilhas de níquel-metal-hidreto e íons de lítio.

Unidade 3

As pilhas de níquel-cádmio (Ni-Cd) são recarregáveis e apresentam uma ddp de 1,3 V. Elas podem ser usadas em eletrodomésticos, aparelhos sem fio, notebooks, telefones celulares etc. O eletrólito dessa pilha é uma mistura de KOH e NiO(OH).

Ânodo (−): Cátodo (+):

Cd(s) + 2 OH

1−

(aq) ⎯→ Cd(OH)2(s) + 2 e−

NiO 2(s) + 2 H 2O(ℓ) + 2 e− ⎯→ Ni(OH)2(s) + 2 O H

1−

Robert Brook/SPL/Latinstock

As semirreações e a equação global da pilha de Ni-Cd podem ser dadas por:

(aq)

Reação global: Cd(s) + NiO 2(s) + 2 H 2O(ℓ) ⎯→ Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s)

Pilha de níquel-cádmio.

Cátodo (+):

1−

(aq) ⎯→ 2 M(s) + 2 H 2O(ℓ) + 2 e− 1− NiO 2(s) + 2 H 2O(ℓ) + 2 e − ⎯→ Ni(OH)2(s) + 2 O H (aq )

Reação global:

2 MH ab(s) + 2 OH

Bateria de níquel metal-hidreto.

2 MH ab(s) + NiO 2(s) ⎯→ 2 M(s) + Ni(OH)2(s)

ArtThailand/ Shutterstock.com

Ânodo (−):

Nosov Sergey/ Shutterstock.com

As pilhas de níquel-metal-hidreto (NiMH) também são recarregáveis, suportando maior número de recargas, e apresentam ddp 1,2 V. São usadas em telefones sem fio, câmeras digitais e notebooks. As semirreações e a equação global desse tipo de pilha podem ser dadas por:

M é a liga absorvente e H ab, o hidrogênio absorvido. As pilhas de íons lítio ou lítio-íon (Li-íon) são as pilhas recarregáveis mais vantajosas do mercado, com maior capacidade de carga e maior vida útil. Graças à baixa densidade dos materiais utilizados em sua fabricação, elas são leves e apresentam potencial entre 3,0 e 3,7 V, podendo ser empregadas em notebooks e celulares de última geração.

Baterias ou acumuladores

7. Pilhas são formadas por um eletrólito e dois eletrodos. Já as baterias são formadas por várias pilhas ligadas entre si. As pilhas comuns não podem ser recarregadas, já algumas baterias podem ser recarregáveis.

Bateria de Lítio-íon.

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k

7 Qual a diferença entre pilhas comuns e baterias?

ins L at rchi ve/A l amy Stock Photo/

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Wo

Science & Society Picture Library/Getty Images

Baterias são combinações de pilhas ligadas entre si. A primeira bateria de automóvel foi desenvolvida em 1859 pelo físico francês Raymond Gaston Planté (1834-1889).

Gravura de Raymond Gaston Planté. Primeira bateria de armazenamento prático, desenvolvida por Raymond Gaston Planté.

Oxirredução

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A estrutura de uma bateria de automóvel e a função de cada item estão representadas no esquema ao seguir. Observe-o. polo negativo

ligação em série

polo positivo

placa de chumbo revestida por óxido de chumbo IV

Os esquemas ilustrados são representativos. As cores e proporções dos elementos não são as reais.

pilhas de 2V cada uma Esquema de uma bateria automotiva.

Nesta bateria automotiva há 6 pilhas de 2 V, cada uma ligada entre si e em série, fornecendo um potencial total de 12 V (mas a corrente elétrica é a mesma que a produzida por uma pilha de 2 V). Nas baterias de automóveis, o polo positivo (cátodo) é formado por placas de chumbo revestidas por óxido de chumbo IV (Pb O 2), e as placas de chumbo (Pb) são ligadas ao polo negativo (ânodo), colocadas intercaladas e separadas entre si por material plástico e mergulhadas em solução de ácido sulfúrico (H 2SO 4(aq)) a 30% (m / m) e densidade 1, 28 g / c m 3. As semirreações que ocorrem nos eletrodos e a reação global que ocorre durante a descarga de uma bateria com carga podem ser representadas por: Ânodo (−): Cátodo (+):

PbO 2(s) +

Pb(s) + HSO4 (aq ) + H 2O (ℓ) ⎯→ PbSO 4(s) + H 3O

1− HSO4

1−

1+

(aq) + 2 e−

(aq) + 3 H 3O (aq) + 2 e− ⎯→ PbSO 4(s) + 5 H 2O(ℓ) 1+

Reação global: Pb(s) + PbO2(s) + 2 HSO4 (aq ) + 2 H 3O (aq ) ⎯→ 2 PbSO 4(s) + 4 H 2O(ℓ) 1+

Checubus/Shutterstock.com

As reações de descarga das baterias automotivas são espontâneas e podem ser reversíveis, ou seja, é possível recarregá-las. A recarga (reação inversa) não é espontânea, logo há necessidade de passagem de corrente elétrica fornecida por um gerador de corrente contínua, conforme apresentado na fotografia ao lado. Se a bateria do automóvel descarregar, tenta-se dar partida no carro por meio de ligação direta entre a bateria de um carro ligado e a do que está com a bateria descarregada.

Ligação direta entre bateria de um carro ligado e uma bateria descarregada. e- carga

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

descarga e-

ânodo Pb

1−

descarga e-

Observe, ao lado, o sentido dos elétrons na descarga e carga (recarga) de uma bateria automotiva.

carga ecátodo PbO 2

elétrons descarga cátodo (espontâneo)

ânodo

elétrons ânodo carga (não espontâneo)

cátodo

Esquema que representa uma bateria com os sentidos de carga e descarga.

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Células de combustível

8 Há vantagem ambiental no uso de hidrogênio como combustível? Por quê? Célula de combustível criada por engenheiros estadunidenses. Apresenta dimensões de 3 mm x 3 mm x 1 mm e poderá substituir as baterias convencionais de aparelhos portáteis.

As células de combustível convertem gases hidrogênio (H 2(g)) e oxigênio (O 2(g)) em água (H 2O (ℓ)), gerando eletricidade. Jim West/SPL/Latinstock

Veículo movido a gás hidrogênio sendo reabastecido em uma estação de abastecimento de hidrogênio.

O esquema a seguir representa o funcionamento de uma célula de combustível de hidrogênio.

hidrogênio

fluxo de elétrons

oxigênio

H2

O2

Rafael Luís Gaion

8. Sim, pois, ao final do processo químico, há produção de água sem emissão de materiais particulados e de gases de efeito estufa.

O esquema ilustrado é representativo. As cores e proporções dos elementos não são as reais.

2

fluxo de elétrons

Unidade 3

WB-Images/Easypix

Com o desenvolvimento tecnológico, muitas inovações com o intuito de conservar o meio ambiente têm sido desenvolvidas. Uma delas é a utilização de células de combustível de gás hidrogênio em veículos, como o apresentado na fotografia ao lado.

1+

cátodo

2H

1 O gás hidrogênio (combustível)

chega ao ânodo em que há 1+ oxidação, formando prótons H .

2 Os elétrons liberados no ânodo são

transportados até o cátodo por meio de um circuito elétrico, produzindo corrente elétrica contínua. 3 No cátodo, chegam moléculas de gás

ânodo água

hidrogênio H2 O eletrólito

1

oxigênio que reagem com os prótons 1+

H , que passaram pelo eletrólito, e com os elétrons do circuito elétrico, produzindo vapor de água e calor.

3

Funcionamento de célula de combustível de hidrogênio.

As semirreações que ocorrem nos eletrodos e a reação global das células de combustível de hidrogênio podem ser representadas pelas equações: Ânodo (−): Cátodo (+):

1−

(aq) ⎯→ 4 H 2O(ℓ) + 4 e− 1− O 2(g) + 2 H 2O (ℓ) + 4 e − ⎯→ 4 O H (aq )

Reação global:

2 H 2 ( g) + 4 O H

2 H 2(g) + O 2(g) ⎯→ 2 H 2O(ℓ)

As células de combustíveis de hidrogênio atuais podem usar 90% da energia do combustível consumido. Essas células podem ser usadas em algumas centrais de produção de energia com potência reduzida (menor que 10 MW), em veículos movidos a gás hidrogênio e em bicicletas e carros elétricos. Oxirredução

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Eletrólise A eletrólise é um processo de oxirredução não espontâneo provocado pela energia elétrica proveniente de um gerador. Em geral, nos processos de eletrólise são utilizados eletrodos inertes de platina ou de grafite. Eletrodos inertes: são feitos de materiais que não são reativos e, por isso, não participam da reação química.

Para a ocorrência de eletrólise, é necessária a presença de íons livres no sistema (célula eletrolítica), os quais podem vir por fusão de um composto iônico ou por ionização ou dissociação de alguns compostos em água. O esquema abaixo representa, de forma simplificada, uma eletrólise. e– pilha

Cátodo é o eletrodo ligado ao polo negativo do gerador. Ocorre redução, na qual os elétrons chegam e os cátions se descarregam.

Os esquemas ilustrados são representativos. As cores e proporções dos elementos não são as reais.

e–

e–

e–

íons positivos (cátions) e negativos (ânions)

Ânodo é o eletrodo ligado ao polo positivo do gerador. Ocorre oxidação, na qual os elétrons saem, pois nele se descarregam os ânions.

Esquema de uma eletrólise.

Dependendo da forma como os íons se apresentam, a eletrólise pode ser ígnea (fusão de um composto iônico) ou pode ocorrer em solução aquosa (ionização ou dissociação de alguns compostos em água).

Eletrólise ígnea A eletrólise ígnea (do latim igneus = ardente) é feita com o eletrólito na fase líquida, ou seja, a substância iônica está fundida e em ausência de água. A célula eletrolítica é feita de materiais que suportam altas temperaturas. Nela são colocados eletrodos inertes que conduzem corrente elétrica, os quais geralmente são de platina e grafite. Na indústria, a eletrólise ígnea é bastante utilizada para obter substâncias nas formas simples atômicas (metais alcalinos, metais alcalinos terrosos, alumínio) e moleculares (halogênios). Vamos estudar a eletrólise ígnea do cloreto de sódio (NaCℓ), um composto iônico que apresenta alto ponto de fusão 801 °C. Assim, tem-se: Δ

801 °C

NaCℓ(s)

NaCℓ(ℓ)

Na (ℓ) + Cℓ (ℓ) 1−

1+

dissociação iônica

íons livres

O esquema a seguir representa a eletrólise ígnea do cloreto de sódio. Nesse experimento, conectou-se um gerador de corrente contínua em uma célula eletrolítica com cloreto de sódio. + –

e– No polo positivo, os íons cloreto (C ℓ (ℓ)) migram

e– No polo negativo, os íons

1−

para o ânodo. Cada ânion cloreto doa um elétron, sofrendo descarga, e transforma-se em átomo de

gerador de corrente contínua

sendo recolhido em um tubo adaptado ao sistema.

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

cloro (Cℓ), que em seguida se combinam dois a

dois e formam moléculas de gás cloro (C ℓ 2(g)),

sódio (N a (ℓ)) migram para o cátodo. Cada cátion sódio recebe um elétron, sofrendo descarga, e transforma-se em átomo de sódio (Na(s)), que se deposita na superfície do cátodo. 1+

ânodo

C1–

Na1+

C1– Na1+ NaC fundido

cátodo

cuba resistente ao calor

Eletrólise ígnea do cloreto de sódio.

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As equações das semirreações e a reação global de eletrólise ígnea do cloreto de sódio podem ser representadas por: Ânodo:

2 Cℓ (ℓ) ⎯→ Cℓ 2(g) + 2 e−

Eoxi = − 1, 36 V 0

1−

2 Na (ℓ) + 2 e− ⎯→ 2 Na(s)

Cátodo:

1+

Ered = − 2, 71 V 0

Reação global: 2 Cℓ (ℓ) + 2 Na (ℓ) ⎯→ Cℓ 2(g) + 2 Na(s) 1−

Δ E = − 4, 07 V 0

1+

Unidade 3

Nesse processo, observa-se a força eletromotriz Δ E < 0. Logo, trata-se de um processo não espontâneo. 0

Na eletrólise ígnea da alumina, por exemplo, obtém-se o minério de alumínio, que é a bauxita, uma mistura de óxido rica em óxido de alumínio di-hidratado (Aℓ 2O 3 ⋅ 2 H 2O(s)). Ao separar esse óxido das demais impurezas da bauxita, obtém-se a alumina (Aℓ 2O 3(s)), cujo ponto de fusão é 2 060 °C. Dado o seu alto ponto de fusão, é necessário adicionar a essa substância, durante o processo de fusão, um fundente específico, no caso, um tipo de fluorita conhecido como criolita, que é fluoreto duplo de sódio e alumínio (3 NaF ⋅ Aℓ F 3(s) ou Na 3 Aℓ F 6(s)). Assim, a mistura de alumina e criolita funde-se a aproximadamente 1 000 °C. Aℓ 2O 3(s)

≅ 1 000 °C criolita

Aℓ 2O 3(ℓ)

dissociação

2 Aℓ (ℓ) + 3 O (ℓ) 3+

2−

alumina fundida

Quando a mistura de alumina e criolita fundida, em um recipiente de aço, for submetida a um gerador de corrente elétrica contínua através dos eletrodos de carvão grafite, tem-se o minério de alumínio. O esquema abaixo representa como ocorre a eletrólise ígnea da alumina quando misturada com criolita. gerador de corrente elétrica

O esquema ilustrado é representativo. As cores e proporções dos elementos não são as reais.

eletrodo de carvão ligado ao polo positivo

saída de gás carbônico mistura de alumina e criolita, fundida

revestimento de carvão ligado ao polo negativo Rafael Luís Gaion

Eletrólise ígnea da alumina (misturada com criolita).

saída de alumínio

alumínio fundido

As equações das semirreações e a reação global de eletrólise ígnea da alumina podem ser representadas por: Dissociação: Ânodo: Cátodo: Combustão:

Fundente: substância que baixa o ponto de fusão de outra substância.

2 Aℓ 2O 3(ℓ) ⎯→ 4 Aℓ (ℓ) + 6 O (ℓ) 3+

6 O (ℓ) ⎯→ 3 O 2(g) + 12 e− 3+ 4 Aℓ (ℓ) + 12 e − ⎯→ 4 Aℓ(ℓ)

2−

2−

3 O 2(g) + 3 C(s) ⎯→ 3 CO 2(g)

Reação global: 2 Aℓ 2O 3(ℓ) + 3 C(s) ⎯→ 4 Aℓ(ℓ) + 3 CO 2(g)

A obtenção de 1 tonelada de alumínio, pelo método de eletrólise ígnea da alumina, necessita de pelo menos 4 toneladas de bauxita. O alumínio apresenta elevada resistência mecânica e à corrosão, baixa 3 densidade (2,7 g / cm ) e, quando pulverizado, pode ser utilizado como combustível de alguns tipos de foguetes e na produção de explosivos. Além disso, pode ser aplicado na fabricação de estruturas de barcos, carrocerias de automóveis, fuselagem de aviões, portas, esquadrias, janelas, portões, divisórias, coberturas e fechamentos laterais de algumas construções civis, revestimento de embalagens etc. O alumínio é infinitamente reciclável. Oxirredução

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Eletrólise em solução aquosa Em soluções aquosas, além da presença dos íons do eletrólito, há íons provenientes da água. A ionização da água pode ser representada simplificadamente por:

​  ​​1+​​ aq  ​  +  O​H1− ​​H​  2​​O​(ℓ) ​  ⎯  ​     →  ​​ ​​(aq ) ​​  ​ ​H ( ) ​ A dissociação do soluto vai originar íons. Dessa forma, pode-se ter mais de um tipo

de cátion e mais de um tipo de ânion na solução. Os cátions (​​ ​H​​ ​)​​ são provenientes da − água. Já os ânions (​​ O​H ​​ ​)​​  são provenientes da água. +

Nos eletrodos, durante um processo de eletrólise em solução aquosa, há facilidade de descarga de cátions e/ou de ânions. É necessário saber, então, quais os cátions 1+ apresentam maior facilidade de descarga em relação ao íon ​​H​​ ​​da água e quais os 1− ânions têm maior facilidade de descarga em relação ao íon O ​ ​H ​​ ​​ da água. O termo descarga é usado como sinônimo de perda de carga elétrica, de modo que a substância se torne uma espécie eletricamente neutra. Ao receber elétrons, o cátodo sofre descarga tornando-se uma espécie eletricamente neutra. 1+ ​  ​2 ​H​​ ​​(aq ) ​  +  2 ​e−​​ ​  ​ ⎯    →   ​ ​H ​  2​​​(g) ​​ ​ Ao ceder elétrons, o ânion sofre descarga tornando-se uma espécie eletricamente neutra. 1− ​  ​4  O​H ​​ (​​ aq ) ​  ⎯  ​     →   ​ ​O ​  2(​​​ g) ​  +  2 ​H ​  2​​O​(ℓ) ​  +  4 ​e−​​ ​​ ​

Facilidade de descarga de cátions Quanto mais reativo o metal, maior será a sua tendência para ceder elétrons e menor sua tendência para recebê-los. Como a eletrólise é um processo induzido (não espontâneo), os metais menos reativos apresentam maior tendência para receber elétrons (facilidade de descarga) e menor tendência para cedê-los.

Facilidade de descarga de ânions Quanto mais eletronegativo for o ânion, maior será sua tendência para receber elétrons e menor sua tendência para ceder. Como a eletrólise é um processo induzido (não espontâneo), os ânions menos eletronegativos apresentam maior tendência para ceder elétrons (facilidade de descarga) e menor tendência para recebê-los. Com base nos resultados experimentais, foi elaborado um quadro que apresenta a facilidade de descarga dos cátions e ânions. Cátions Metais alcalinos

​​ L ​ i​​ ​,  N​a​​ ​, ​K​​ ​,   .  . .  ​​ ( ) 1+

1+

1+

Metais alcalinos terrosos

1+

​​H​​ ​​

​​ B​e​​ ​,  M​g​​ ​,  C​a​​ ​,  .  . .  ​​ ( ) 2+

2+

2+

Demais metais ​​ M​n​​ ​,   Z​n​​ ​,   F​e​​ ​,    N​i​​ ​,    C​u​​ ​,    A​g​​ ​,   H​g​​ ​,   A​u​​ ​,   .  . .  ​​ ( ) 2+

2+

2+

2+

2+

2+

1+

3+

Alumínio ​​ A​ℓ​​ ​  ​​ ( ) 3+

Ânions (

Ânions oxigenados 2−

1−

1−

3−

)

​​ S​O​4​  ​,  N​O​3​  ​,  P​O​4​  ​,  C​ℓO​3​  ​  ,   .  . .  ​​ Fluoreto ​​(​F​​ ​) ​​ 1−

1−

(

1−

1−

1−

)

Ânions não oxigenados ​​ C​ℓ​​ ​,    B​r​​ ​,   ​I​​ ​  ​​

​O​H ​​ ​​

Hidrogenossulfato ​​(HS​O​4​  ​) ​​ 1−

facilidade de descarga aumenta

142

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Na eletrólise de solução aquosa de cloreto de sódio (NaCℓ(aq )), há: • dissociação do eletrólito:

• ionização da água: 1+

(aq) + Cℓ1− (aq)

(aq) + OH (aq) 1−

1−

1−

Ao compararmos os ânions Cℓ (aq ) e OH (aq ), podemos verificar 1− que o ânion Cℓ (aq ) apresenta maior facilidade de descarga. Assim, o 1− ânion Cℓ (aq ) é a substância que migra para o ânodo e sofre oxidação. Ânodo: 2 Cℓ

1−

(aq) ⎯→ Cℓ 2(g) + 2 e−

Ao compararmos os cátions Na

1+

1+

(aq)

e H

1+

(aq),

1+

1+

1−

Cℓ

Na OH

1+

1–

Eletrólise aquosa de cloreto de sódio.

podemos verificar que o cátion

H (aq ) apresenta maior facilidade de descarga. Assim, o cátion H que migra para o cátodo e sofre redução. Cátodo: 2 H

H Rafael Luís Gaion

H 2O(ℓ) ⎯→ H

1+

Unidade 3

NaCℓ(aq ) ⎯→ N a

1+

(aq) é a substância

(aq) + 2 e−⎯→ H 2(g)

Veja a seguir como a equação global da eletrólise em solução aquosa do cloreto de sódio pode ser obtida.

(aq) + 2 Cℓ (aq) 1+ 1− 2 H 2O(ℓ) ⎯→ 2 H (aq ) + 2 OH (aq ) 1− 2 C ℓ (aq ) ⎯→ Cℓ 2(g) + 2 e− 1+ 2 H (aq ) + 2 e− ⎯→ H 2(g)

Dissociação do eletrólito: 2 NaCℓ(aq ) ⎯→ 2 Na Ionização da água: Ânodo: Cátodo:

1−

1+

Reação global: 2 NaCℓ(aq ) + 2 H 2O(ℓ) ⎯→ 2 Na

1+

(aq) + 2 OH1−(aq) + solução

H 2(g) + Cℓ 2(g) cátodo

ânodo

A eletrólise em solução aquosa do cloreto de sódio permite a obtenção de gás hidrogênio (H 2(g)) no cátodo, de gás cloro (Cℓ 2(g)) no ânodo e de hidróxido de sódio

(NaOH(aq)) em solução. A solução final dessa eletrólise é alcalina (solução básica),

pois há presença de íons hidroxila (O H (aq )) nessa solução. Na eletrólise em solução aquosa do nitrato de cobre II (Cu(N O 3) (aq )), há: 2 1−

• dissociação do eletrólito: Cu(NO 3)2(aq) ⎯→ C u2+(aq) + 2 NO1− 3 ( aq ) • ionização da água: H 2O(ℓ) ⎯→ H1+(aq) + OH1−(aq) 1−

1−

Ao compararmos os ânions NO 3 (aq ) e OH (aq ), podemos verificar que o ânion 1− OH (aq ) apresenta maior facilidade de descarga conforme pode ser visto no quadro da página anterior. Assim, o ânion OH

1−

(aq) é a substância que migra para o ânodo e sofre

oxidação. Ânodo: 4 OH

1−

(aq) ⎯→ O 2(g) + 2 H 2O(ℓ) + 4 e− 1+

2+

2+

Ao compararmos os cátions Cu (aq ) e H (aq ), podemos verificar que o cátion Cu (aq ) 2+ apresenta maior facilidade de descarga. Assim, o cátion Cu (aq ) é a substância que migra para o cátodo e sofre redução. Cátodo: Cu

2+

(aq) + 2 e−⎯→ Cu(s)

Oxirredução

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143

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Veja a seguir como a equação global da eletrólise em solução aquosa do nitrato de cobre II pode ser obtida. ​    C​u​​2+​​ aq  ​​  +  4  N​O1− Dissociação do eletrólito: 2 ​  Cu​​(N​O​  3)​​  ​​  (​​​ aq ) ​  ⎯  ​     →  ​ ​  ​​(aq ) ​​  ​​2 ( ) 3 2 ​ 1+ 1− ​ Ionização da água: ​​4 ​H​  2​​O​(ℓ)​ ​​  ⎯    →    4 ​H ​​ (​​ aq ) ​  + ​4  O​H​​ (​​ aq ) ​​​  ​  ​​ 1− Ânodo: ​​4  O​H​​ (​​ aq ) ​​ ⎯  ​     →     ​ ​O ​  2(​​​ g) ​  + ​2 ​H​  2​​O​(ℓ)​​   + ​4 ​e​​−​​​ ​​ 2+ ​​2  C​u​​ ​​(aq ) ​​  + ​4 ​e​​−​​ ⎯  ​     →    2  Cu​(s) ​​  ​  Cátodo: ​ ​  H​​1+​​ aq  ​  +  4N ​O1− Reação global: ​2  Cu​​(N​O​  3​​) ​​  ​​​(aq ) ​  +  2 ​H ​  2​​O(​ ℓ) ​​ ⎯  ​​     →  ​ ​  ​​(aq ) ​​ + 2 ​   Cu​(s) ​​ + ​​O​  2​​​(g) ​​  ​ ​​4 ​ ( ) 3 2 ​ solução

cátodo

ânodo

A eletrólise em solução aquosa do nitrato de cobre II permite a obtenção de cobre metálico ​​(Cu​(s) ​)​​  no cátodo, gás oxigênio ​​(​O​  2​​​(g) ​)​​  no ânodo e de ácido nítrico ​​(HN​O​  3​​​(aq ) ​)​​  em solução. A solução final dessa eletrólise é ácida, pois há presença de cátions hidrogênio ​​ ​H​​ ​​(aq ) ​ ​​   nessa solução. os conhecimentos dos alunos. Portanto, não exija que ( ) 1+

9. Resposta pessoal. O objetivo dessa questão é conferir eles respondam precisamente. A técnica utilizada é a eletrodeposição ou galvanoplastia.

Eletrólise com eletrodos ativos: galvanoplastia ou eletrodeposição metálica

9 Você já percebeu que algumas peças com aparência metálica são, na verdade, hin255/Shutterstock.com

de plástico? Isso é possível graças a uma técnica. Você sabe como ela se chama?

Maçaneta de veículo cromada.

A maçaneta com aparência metálica, mostrada na fotografia ao lado, na verdade consiste em uma peça de plástico. Esse aspecto que imita o metal é proveniente da galvanoplastia ou eletrodeposição metálica. O termo galvanoplastia homenageia o cientista Luigi Galvani (1737-1798) e se refere a uma técnica de revestimento metálico de peças ou objetos que sejam condutores elétricos, colocando-os no cátodo do sistema eletrolítico. Dessa forma, obtêm-se a douração, a prateação, a cromação e a niquelação, por exemplo, melhorando assim a aparência do material condutor, além de protegê-lo da corrosão. Na galvanoplastia, o cátodo (eletrodo em que ocorre redução) é formado pelo material condutor com que se deseja revestir. O ânodo (eletrodo em que ocorre oxidação) é formado por uma placa do metal que vai revestir o material condutor presente no cátodo, utilizando uma fonte de corrente contínua e o material para banho eletrolítico. O banho eletrolítico é uma solução aquosa e deve apresentar cátions do metal da placa anódica.

Objetos revestidos por folhas de flandres.

O ferro com a deposição de zinco metálico é industrialmente conhecido como ferro galvanizado.

Podem ser usados diferentes metais para revestir uma peça. Se o revestimento for de níquel, dá-se o nome de niquelação ou niquelagem; se for de crômio, cromação ou cromagem; se for de ouro, douração, entre outras possibilidades. A galvanoplastia confere ao material condutor revestido características diferentes quanto à condutividade elétrica e à resistência a variações de temperatura. Em uma reação espontânea, o polo positivo é o cátodo e o negativo é o ânodo, enquanto em uma reação não espontânea é o contrário. Ou seja, em uma reação não espontânea, o cátodo é o polo negativo, e o ânodo, positivo.

Lukas Gojda/Shutterstock.com

AlenKadr/Shutterstock.com

Revestindo finas lâminas de aço com o metal estanho, obtêm-se as folhas de flandres, utilizadas na fabricação de latas para armazenar diversos alimentos e outros produtos.

Peças de um motor de motocicleta que passaram pelo processo de cromação.

144

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Atividades resolvidas R6. Na figura a seguir, há um esquema de eletrólise, em que se deseja dourar um anel feito em alumínio.

Unidade 3

bateria

Rafael Luís Gaion

fluxo de elétrons

cátodo

ânodo placa de ouro (Au)

anel de alumínio (A ℓ ) para ser revestido de ouro 3+

solução de nitrato de

ouro III, (Au(NO 3) ) 3

Au

3+

Au

NO 3

Esquema de eletrólise para dourar um anel de alumínio.

O anel é ligado ao polo negativo da bateria (cátodo da eletrólise) e uma barra feita de ouro é ligada ao polo positivo da bateria (ânodo da eletrólise). Em seguida, os metais são parcialmente imersos em um banho eletrolítico composto por uma solução de nitrato de ouro III (Au(NO 3) (aq )). 3 Represente as semirreações que ocorrem nesses eletrodos ao passar corrente elétrica pelo sistema.

Resolução Ao passar corrente elétrica pelo sistema:

• no ânodo: ocorre oxidação do ouro e a placa desse metal é consumida. ânodo: Au(s) ⎯→ Au

• no

3+

(aq) + 3 e−

cátodo: ocorre redução do cátion ouro III, havendo deposição sobre o anel de alumínio (condutor).

cátodo: Au

3+

(aq) + 3 e− ⎯→ Au(s)

R7. A corrosão dos metais, particularmente a do metal ferro, resulta em grandes prejuízos econômicos para a sociedade. Assim, para protegê-los, pode-se utilizar a técnica da proteção catódica. Já vimos que a ferrugem se inicia com a oxidação do ferro

Fe (aq ) + 2 e −) em contato com o ar úmido. Na técnica da proteção catódi(Fe(s) ca, para reverter a oxidação, pode ser usado um eletrodo de sacrifício ou “metal de sacrifício”. Para isso, coloca-se em contato com o objeto de ferro outro metal que possa oxidar no lugar dele (ou liga de ferro, como o aço), daí o termo “metal de sacrifício”. Com base nisso, responda: qual dos metais do quadro a seguir pode ser usado como metal de sacrifício? Justifique sua resposta. 2+

Potencial padrão de redução (volt)

Ni (aq) + 2 e − ⎯→ Ni(s) 2+

Fe (aq) + 2 e − ⎯→ Fe(s) 2+

Mg (aq) + 2 e − ⎯→ Mg(s) 2+

− 0, 23

− 0, 44 − 2, 36

Resolução Ao observar o quadro de potenciais padrões de redução, tem-se a seguinte relação de tendência de redução: níquel > ferro > magnésio. Assim, se colocarmos níquel em contato com o objeto de ferro, ele será reduzido e fará que o ferro se oxide, pois apresenta maior potencial padrão de redução. Entretanto, se colocarmos magnésio em contato com o objeto de ferro, ele se oxidará porque apresenta menor potencial padrão de redução. Assim, ao ligar uma peça de ferro ao metal magnésio, tem-se uma célula galvânica (pilha), em que o ferro é o cátodo (reduz) e o magnésio é o ânodo (oxida). Logo, em contato com o ar úmido, o magnésio pode ser usado como metal de sacrifício para um objeto de ferro. Oxirredução

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Aspectos quantitativos de eletroquímica

Geo

Nos processos eletroquímicos, sejam celas galvânicas (pilhas) ou celas eletrolíticas (eletrólise), o número de elétrons liberados pelo ânodo é igual ao número de elétrons que chegam ao cátodo.

r g io s

Kol l idas/ S hu t t er s t o c k

Em 1834, o cientista britânico Michael Faraday (1791-1867) estabeleceu a relação entre o número de elétrons transferidos e a quantidade de matéria da espécie que se oxida ou reduz. Para entender essa relação, veja o exemplo a seguir. 2+ Ni (aq ) + 2 e− ⎯→ Ni(s)

.com

Michael Faraday.

Nesse exemplo, podemos ver que 2 mol de elétrons provoca a redução de 2+ 1 mol Ni (aq ) para 1 mol de Ni(s). Dessa forma, a quantidade de uma substância produzida é proporcional ao número de mol de elétrons que passa pelo circuito eletroquímico. −19 Como a carga elétrica de um elétron é igual a 1, 6 ⋅ 10 C e 1 mol de elétrons cor23 responde a 6, 02 ⋅ 10 elétrons, é possível calcular a quantidade de carga transportada pela passagem de 1 mol de elétrons pelo circuito. 6, 02 ⋅ 10

23

⋅ 1, 6 ⋅ 10

−19

C ≅ 9, 65 ⋅ 10 C 4

Logo, 9, 65 ⋅ 10 C ou 96 500 C representa a quantidade de carga transportada por 1 mol de elétrons. Essa quantidade de carga é denominada constante de Faraday. Assim, tem-se: 4

1 mol de elétrons 6, 02 ⋅ 10

23

transporta

96 500 C

corresponde

1 faraday ou 1 F

elétrons

A quantidade de carga Q, expressa em coulomb (C), está relacionada com a intensidade de corrente elétrica i, expressa em ampère (A), e o tempo t, expresso em segundo (s). A expressão que relaciona essas grandezas é: Q = i⋅t

Podemos calcular a massa de cobre depositada quando houver passagem de 38 600 C de circuito eletrolítico de uma solução aquosa de sulfato de cobre II (CuSO 4(aq )). Para isso, consideremos 1 F = 96 500 C e massa molar do cobre = 64 g/mol. Fazendo-se a dissociação do sal, tem-se: CuSO 4(aq ) ⎯→ Cu Cu

2+

(aq) + 2 e−

2 mol e−

2 ⋅ 96 500 C 38 600 C

2+

(aq) + SO4 (aq) 2−

⎯→ Cu(s) (eletrólise) 1 mol Cu(s) 64 g m

Isolando-se o valor de m:

38 600 C ⋅ 64 g m = ――――――――― ⇒ m = 12, 8 g de Cu(s) 2 ⋅ 96 500 C

Atividade resolvida R8. Em geral, o magnésio é obtido industrialmente a partir da eletrólise ígnea do cloreto

AptTone/Shutterstock.com

de magnésio (MgCℓ 2). Determine o volume (medido nas CNTP) de gás produzido no ânodo dessa eletrólise após 1h20min com intensidade de corrente contínua igual a 48,25 A. Dados: volume molar de um gás nas CNTP = 22,4 L/mol; massa atômica do Mg = 24 u.

Resolução Inicialmente deve-se determinar a quantidade de carga elétrica Q que passou pelo circuito. Sabendo então que 1h20min = 60 ⋅ 60 + 20 ⋅ 60 = 4 800 s

Q = i ⋅ t ⇒ Q = (48,25 A) ⋅ (4 800 s) ⇒ Q = 231 600 C

Roda de veículo feita de magnésio.

146

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Considerando-se as semirreações eletrolíticas. Semirreação anódica:

Mg

2+

+ 2 e−

2 mol e −

2 ⋅ 96 500 C

231 600 C

Mg

2 Cℓ

1−

Cℓ 2

1 mol

1 mol

24 g

22,4 L

m

V

Isolando-se o valor da massa m:

+

2 e− 2 mol e−

2 ⋅ 96 500 C

Unidade 3

Semirreação catódica:

231 600 C

Isolando-se o valor do volume V:

231 600 C ⋅ 24 g m = ―――――――― ⇒ m = 28, 8 g de Mg 2 ⋅ 96 500 C

22, 4 L ⋅ 231 600 C V = ―――――――― ⇒ V = 26, 88 L de Cℓ 2 2 ⋅ 96 500 C

Química em foco Proteção dos metais

k .c oc rst n Gle

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es

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Os profissionais da indústria naval e dos estaleiros usam metais de sacrifício para construir embarcações metálicas ou fazer reparos em seu casco. Em geral, o casco dessas embarcações é constituído de ferro, ou de uma liga de ferro, o qual permanece em contato direto com a água e com o ar, fazendo que haja corrosão espontânea, tanto no casco quanto em outras partes metálicas da embarcação. Portanto, para protegê-los, é comum usar pastilhas de metais com potencial de oxidação superior ao do ferro. Com essa finalidade, geralmente usa-se o zinco porque ele apresenta um maior potencial de oxidação que o ferro, de maneira que o zinco se oxidará protegendo da corrosão o casco da embarcação.

om

Como já vimos neste capítulo, há prejuízos associados à corrosão metálica, um processo químico espontâneo, especialmente sob o ponto de vista econômico. Portanto, são necessários alguns cuidados com a manutenção do metal e, quando for o caso, é preciso substituí-lo se estiver oxidado. Entre esses cuidados, há técnicas eficientes de proteção metálica, em que geralmente se empregam reações de oxirredução. Veja, a seguir, algumas dessas técnicas e os profissonais nelas envolvidos.

Profissional fixando pastilhas de zinco no casco de um navio.

Ma

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ag

es

Os técnicos em galvanoplastia trabalham com o revestimento metálico de joias e outras peças cuja constituição ou revestimento conduz eletricidade. Entre esses revestimentos, destacam-se: a niquelação, a cromação, a cupreação e a douração. O processo de galvanoplastia ou eletrodeposição consiste na passagem de corrente elétrica sobre uma peça submersa em solução eletrolítica, resultando na redução e na deposição de um metal sobre a superfície da peça. A eletrodeposição permite melhorar o acabamento estético e evita a corrosão da peça.

Profissional separando um disco de cobre (à esquerda), a partir de um disco de níquel após o processo de galvanização.

Oxirredução

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

6. Observando a fotografia a seguir, explique como se forma a coloração azul-esverdeada no telhado de cobre da Catedral da Sé.

Os esquemas ilustrados são representativos. As cores e proporções não são as reais.

Mg

Cu

Sofia Colombini

Catedral da Sé, localizada na cidade de São Paulo, fotografada em 2010.

Eu também podia decompor a água, se fosse salgada ou acidulada, usando a pilha de Daniell como fonte de força. Lembro o prazer extraordinário que sentia ao decompor um pouco de água em uma taça para ovos quentes, vendo-a separar-se em seus elementos, o oxigênio em um eletrodo, o hidrogênio no outro. A eletricidade de uma pilha de 1 volt parecia tão fraca, e no entanto podia ser suficiente para desfazer um composto químico, a água... SACKS, O. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. São Paulo: Cia. das Letras, 2002.

O fragmento do romance de Oliver Sacks relata a separação dos elementos que compõem a água. O princípio do método apresentado é utilizado industrialmente na: a ) obtenção de ouro a partir de pepitas. b ) obtenção de calcário a partir de rochas. c ) obtenção de alumínio a partir da bauxita. d ) obtenção de ferro a partir de seus óxidos. e ) obtenção de amônia a partir de hidrogênio e nitrogênio.

8. Utilizando a tabela de valores de potenciais de redução, apresentada na página 133, e os dados da ilustração seguinte, responda. Dados: Potenciais padrões de redução 2+

Mg

(aq ) + 2 e −

2+

(aq ) + 2 e

2− SO4

2−

SO4 Cu

2+

solução de sulfato de cobre

2−

Mg

SO4

2+ 2−

SO4

Esquema para oxirredução.

2+

Mg

solução de sulfato de magnésio

a ) Qual metal se oxida? b ) Qual metal se reduz?

7. (Enem/MEC)

Cu

2+

Rafael Luís Gaion

Cu

⎯→ Cu( s) ⎯→ Mg( s)

0

E = +0,34 V 0

E = − 2,36 V

c ) Indique o sentido dos elétrons. d ) Qual das lâminas sofre corrosão? e ) Escreva as semirreações de oxidação e redução. f ) Escreva a reação global da pilha. g ) Escreva o diagrama dessa pilha. h ) Qual o valor da ddp da pilha?

9. (Enem/MEC) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente. Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solu ção de sulfato de cobre II (CuSO 4) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 A . A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente: Dados: Constante de Faraday F = 96 500 C / mol ; Massa molar do cobre = 63, 5 g / mol. a ) 0,02 g. b ) 0,04 g c ) 2,40 g. d ) 35,5 g. e ) 71,0 g.

148

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10. Considere que em um experimento hipotético para

I ) Indique a sequência de montagem da pilha, identificando as placas 2, 3 e 4.

exemplificar a diferença entre eletrólise ígnea e eletrólise em solução aquosa, utilizou-se duas celas eletrolíticas, conforme a ilustração a seguir.

III ) Identifique a placa onde será conectada a extremidade do fio correspondente ao polo positivo da pilha.

Os esquemas ilustrados são representativos. As cores e proporções não são as reais.

IV ) Identifique a placa de feltro contendo a solução onde ocorre aumento da concentração de íons positivos.

Cℓ

H

1−

12.

1+

2+

2+

Mg 1−

OH

cela I

Pesquisa Pesquise sobre as porcentagens mínimas de cada componente em uma pilha ou bateria para que seu descarte no lixo comum seja adequado. Quais tipos de danos esses componentes podem causar ao meio ambiente caso a pilha seja descartada indevidamente?

1−

Cℓ

Mg

cela II

13. (Unicamp-SP) Uma alternativa promissora para os

Esquema para eletrólise ígnea e aquosa.

Na cela I, foi colocado cloreto de magnésio fundido (MgC ℓ 2( fundido)) e, na cela II, uma solução aquosa de cloreto de magnésio ( MgC ℓ 2 ( aq ) ) . Que material se forma no cátodo de cada uma dessas celas? Justifique sua resposta.

motores de combustão são as celas de combustível que permitem, entre outras coisas, rendimentos de até 50% e operação em silêncio. Uma das mais promissoras celas de combustível é a de hidrogênio, mostrada no esquema seguinte: motor elétrico

11. (UFRJ) Um experimento utilizado no estudo de

Cu

Zn

2+

Zn

0

0

reagente

reagente

x

y

0

Célula de combustível com hidrogênio. produto

produto

Potenciais padrões de redução: 2+

eletrodos Ilustrações: Rafael Luís Gaion

eletroquímica consiste em empilhar uma placa de cobre e uma placa de zinco, e duas placas de feltro, uma embebida em solução padrão de sulfato de cobre, e outra em solução padrão de sulfato de zinco. Esse experimento tem o objetivo de produzir energia para acender uma lâmpada de baixa voltagem.

Cu

membrana polimérica 1+ permeável a H

E = +0, 34 V 0

E = − 0, 76 V

Nessa cela, um dos compartimentos é alimentado por hidrogênio gasoso e o outro, por oxigênio gasoso. As semirreações que ocorrem nos eletrodos são dadas pelas equações:

placa 1 (Cobre)

placa 2

ânodo: H 2( g) ⎯→ 2 H

placa 3

cátodo: O 2( g) + 2 H

placa 4 Esquema de montagem de uma pilha.

Com base no esquema apresentado, responda aos seguintes itens:

1+

(aq ) + 2 e − (aq ) + 4 e − ⎯→

2 H 2O(ℓ) a ) Por que se pode afirmar, do ponto de vista químico, que esta cela de combustível é “não poluente”? 1+

b ) Qual dos gases deve alimentar o compartimento X? Justifique. c ) Que proporção de massa entre os gases você usaria para alimentar a cela de combustível? Justifique. Oxirredução

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Unidade 3

II ) Escreva a equação da semirreação correspondente ao eletrodo formado pela placa onde ocorre depósito metálico.

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Oficina de Química

Pilha cítrica

Ponto zero Como já vimos, as pilhas são sistemas em que reações espontâneas de oxirredução convertem energia química em energia elétrica. Atualmente existem vários equipamentos movidos a esse sistema. *A queima de combustíveis fósseis, termoelétrica, eólica, nuclear e hidroelétrica são algumas formas de geração de energia elétrica.

• Além das pilhas, quais outras formas de obtenção de energia elétrica você conhece? *

Em razão da diferença de potencial entre dois materiais presentes em um mesmo sistema condutor, quando eles entram em contato entre si, tem-se o fluxo ou o movimento de elétrons de forma ordenada. Esse movimento ordenado de elétrons é denominado corrente elétrica, a qual acaba promovendo o funcionamento de vários equipamentos, como relógio de pulso, celular, lanterna, MP3, entre outros. Na pilha de Daniell, há reação espontânea de oxirredução entre os eletrodos de zinco e cobre, produzindo, assim, energia elétrica. Com base nesse conhecimento, você acredita que seria possível ligar uma calculadora utilizando limões, parafusos, pedaços de fios e moedas de 5 centavos? Veja a seguir como fazer esse experimento.

Materiais

• 1 limão grande • 1 placa de zinco de aproximadamente 2 cm de largura e 8 cm de comprimento • 1 pedaço de fio sólido e grosso de cobre • 2 fios de cobre de aproximadamente 30 cm cada ou 3 cabos com garra “jacaré” • faca ou estilete • calculadora ou voltímetro • palha de aço ou lixa de papel • alicate desencapador de fio Mãos à obra A

Desencape aproximadamente 5 cm de cada uma das extremidades dos dois fios de cobre.

B

Aperte os limões liberando um pouco do sumo. Com o acompanhamento de um adulto, use uma faca para fazer dois cortes pequenos na casca dos dois limões, próximo às suas extremidades. C

Fouad A. Saad/Shutterstock.com

zinco

cobre

Fixe uma das extremidades de um dos fios de cobre em uma das extremidades da placa de zinco. Para isso, enrole a parte desencapada do fio na placa.

D Repita o procedimento C com o outro fio de cobre na placa de cobre. E

Introduza a extremidade livre da placa de zinco em uma das extremidades do limão. Em seguida, introduza a extremidade livre da placa de cobre na outra extremidade do limão.

150

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F

Conecte a extremidade livre do fio fixado na placa de zinco ao conector preto (negativo) do voltímetro, ou no conector negativo da calculadora.

Unidade 3

G Repita o procedimento anterior com a extremidade livre do fio fixado na placa de cobre, conectando-a no terminal vermelho do voltímetro (positivo), ou no conector positivo da calculadora. H Observe o que aconteceu com o voltímetro (ou com a calculadora) após realizar o procedimento G. I

Se, após a leitura sobre a montagem do experimento ainda houver dúvidas, observe atentamente a fotografia a seguir com o esquema montado.

!

SPL/Latinstock

Após o experimento, descarte o limão usado no experimento em lixo comum ou orgânico. As placas de zinco e cobre e as extremidades dos fios de cobre devem ser lavadas com água e sabão e, em seguida, secas e armazenadas para serem utilizadas em outro experimento.

Caro aluno, para a sua proteção, durante esse experimento é adequado usar jaleco de mangas compridas, óculos de proteção, calças compridas e tênis fechado. Cuidado com o manuseio do alicate, ao desencapar o fio, e da faca, ao perfurar as duas extremidades do limão. Após manusear o limão, lave bem as mãos com água e sabão.

Esquema da pilha cítrica.

limão

2. Semirreação de oxidação: Zn ( s ) ⎯→ Zn (aq) + 2 e − ânodo (−) 2+ Semirreação de redução: Cu (aq) + 2 e −⎯→ Cu( s ) cátodo (+) 2+

Para pensar

Reação global:

Zn ( s ) + Cu (aq) ⎯→ Zn (aq) + Cu( s ) 2+

2+

1. Nesse experimento, identifique o cátodo e o ânodo da pilha cítrica.

Cátodo: moeda ou placa de cobre; ânodo: parafuso galvanizado, placa de zinco ou clipe.

2. Em seu caderno, equacione as semirreações e a equação global dessa pilha. 3. Escreva em seu caderno o diagrama da pilha montada na oficina.

Zn ( s ) Z n (aq) 2+

C u (aq) Cu (s) 2+

4. O interior do limão se comporta como um meio eletrolítico ou não eletrolítico? Em seu caO interior de cada limão, ou outra fruta cítrica, funciona como meio

derno, justifique sua resposta. eletrolítico, conduzindo corrente elétrica. Isso é possível por causa da

presença de íons livres (ionização do ácido cítrico) no sumo dessas frutas.

5. Se trocássemos o eletrodo de Zn por Fe, a eficiência da pilha diminuiria ou aumentaria? Quais outros metais poderíamos usar para obter resultado semelhante?

Nesta questão, os alunos devem consultar a tabela de potenciais presente na página 133 para responder e interpretar os valores. Assim, nem sempre o zinco, por exemplo, vai ser o ânodo, porque ele depende do outro metal na reação. Oxirredução

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Aqui tem Química

Metalização do plástico

Conhecendo Você já deve ter reparado que alguns objetos têm aparência metálica, mas ao tocá-los percebemos que são feitos de outro material, como o plástico. Isso é possível graças a processos de eletrodeposição. O plástico (copolímero) que costuma ser usado é o ABS, sigla para acrilonitrila butadieno estireno ​​​(​​(​C​  8​​​H​  8​​  ⋅ ​C​  4​​​H​  6​​  ⋅ ​C​  3​​​H​  3​​N) ​​  ​​) ​​  ​​.​Esse tipo de plástico é escolhido n   para o processo de eletrodeposição porque passa a ser condutor elétrico por meio de tratamentos físicos e químicos.

gn fotografie/Shutterstock.com

O ABS metalizado pelo processo de eletrodeposição é comum em indústrias automobilísticas, moveleiras, de acessórios sanitários e de equipamentos eletrônicos. Em relação a uma peça metálica, a de plástico metalizado apresenta vantagens por causa da redução de massa, facilitando, assim, o seu transporte e a quantidade de energia gasta no processo de metalização. Copolímero: é uma macromolécula (polímero) formada pela adição de unidades sucessivas de moléculas diferentes, e cada uma é denominada monômero.

Peças em ABS metalizadas pelo processo de eletrodeposição.

Estudando O processo de metalização do ABS pode ser dividido em duas etapas: a química e a eletrolítica. A fase química consiste na preparação do plástico para que ele conduza corrente elétrica. Inicialmente, as peças em ABS são limpas e polidas. Em seguida, são colocadas em tanques com soluções ácidas, entre elas a de ácido crômico ​​(​H​  2​​C r​O​  4​​), ​​ as quais oxidam o butadieno

​​(​C4​  ​​​H​  6​​) ​​e dão origem a microporos na superfície da peça. A seguir, são encaminhadas a um tan(

2+

)

que com solução de íons de paládio ​​ P​d​​ ​ , ​​ que em contato com o ABS se reduzem, preenchendo os microporos da superfície do plástico.

Depois, as peças são encaminhadas para a última etapa da fase química, conhecida como revestimento por níquel químico. Nela, inicia-se a deposição de níquel a partir dos pontos de paládio presentes na superfície do copolímero, estendendo-se por toda a superfície da peça. Essa fina película metálica é capaz de conduzir corrente elétrica.

Cortesia José Vitor Elorza

Cortesia José Vitor Elorza

A próxima fase refere-se à eletrolítica, cujo propósito é revestir as peças com camadas metálicas pelo processo de eletrodeposição (galvanização), conferindo-lhes maior resistência mecânica e química, além de apresentar melhor acabamento estético.

Peça de plástico ABS antes do processo de metalização.

Peça de plástico ABS após o processo de metalização.

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Maximilian Stock Ltd/SPL/Latinstock

Fotografia do tanque onde ocorre o banho eletrolítico, uma das etapas do processo de metalização.

PiXXart/Shutterstock.com

Dorling Kindersley Ltd./ Corbis/Latinstock

Objetos feitos de diferentes materiais, como madeira, tecido, gesso e resina, podem ser metalizados. A técnica pode ser empregada também na restauração de artefatos metálicos, como talheres, fechaduras, troféus e antiguidades. Existem profissionais que oferecem serviços de metalização de objetos utilizados na infância, como chupetas e sapatinhos para serem guardados de lembrança.

Unidade 3

O processo de eletrodeposição consiste em mergulhar a peça em um banho eletrolítico a fim de que, por meio da passagem de corrente elétrica, os íons metálicos presentes na solução se depositem sobre ela, criando finas camadas metálicas que revestem toda a superfície. Em geral, esse revestimento é feito com camadas de cobre, níquel e um acabamento final em cromo.

Dorling Kindersley Ltd./ Corbis/Latinstock

Colher de metal deteriorada por uso e oxidação.

Fotografia de sapatos de bebê que passaram pelo processo de metalização.

Colher de metal após a eletrodeposição de uma camada de prata.

Na metalização de objetos da infância, deposita-se uma camada de cobre. O objeto acobreado apresenta acabamento em bronze, ficando enrijecido como uma peça de metal, sem perder características originais, como textura e marcas deixadas pelo uso. A metalização, de forma geral, pode se apresentar em tons de bronze, prateado e dourado.

Conversando

2. O cromo hexavalente é tóxico, pois em contato com o ser humano desencadeia processos de irritações e de corrosão. Segundo especialistas, se for inalado ele ainda pode ser carcinogênico. *

1. Escreva em seu caderno a semirreação de redução do paládio.

Pd

2+

(aq ) + 2 e −⎯→ Pd(s)

2. A solução de ácido crômico (H 2Cr O 4) está presente nas etapas de oxidação do butadieno e 6+ na cromagem do ABS. Essa solução ácida é fonte de crômio hexavalente (C r ). Com base

nisso, pesquise sobre os danos que esse íon pode causar aos técnicos em metalização e à população, bem como as ações preventivas que as indústrias desse ramo podem tomar a esse respeito. Registre essas informações no caderno.

3. Por que as indústrias estão substituindo algumas peças de metal por peças de ABS metalizadas? Peças de plástico têm custo menor de produção, de energia

e de transporte, além de serem mais leves que as metálicas.

4. Se você fosse metalizar algum objeto para guardar de lembrança qual seria? Por quê?

*Durante o processo de metalização, o ácido crômico libera névoas tóxicas que devem ser retiradas do local com a ajuda de exaustores e filtros. Em seguida, devem ser reduzidas quimicamente para serem liberadas para o meio ambiente. O técnico em metalização deve usar máscaras quando estiver trabalhando próximo aos tanques que contêm o ácido crômico.**

Espera-se que os alunos citem objetos que de certa forma marcaram alguma etapa de suas vidas. 6+ 3+ **Como já foi explicado, as soluções de crômio hexavalente (C r ) devem ser reduzidas para crômio trivalente (C r ) . Oxirredução Após esse tratamento químico, podem ser descartadas no meio ambiente. Isso diminui os riscos de contaminação do solo e da água, pois o crômio trivalente é um íon mais estável que o hexavalente.

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Atividades complementares 1. Observe as duas fotografias seguintes. Após o

Cloud7Days/ Shutterstock.com

corte dessa maçã verde, uma parte sua escureceu (coloração marrom), enquanto outra parte manteve-se clara. Proponha uma possível justificativa para explicar esse ocorrido.

Resolva as atividades no caderno.

a ) Em qual dos eletrodos, A ou B, se depositará cobre metálico purificado? Justifique. b ) A intensidade da cor azul é diretamente pro2+ porcional à concentração de Cu na solução. Com base nesta informação e no processo de purificação descrito, responda se ao final do experimento a intensidade da cor azul terá aumentado, permanecido igual ou diminuído em relação à cor inicial. Justifique.

4. (UFG-GO)

matkub2499/ Shutterstock.com

© 2016 King Features Syndicate/Ipress

Maçã clara.

Observando a tira, responda: Maçã escura.

2. Determine o número de oxidação dos halogênios em cada uma das substâncias a seguir. a ) NF 3

c ) Br 2

b ) Cℓ 2O 3

d ) NaIO 3

3. (Unicamp-SP) Um processo de purificação de cobre metálico consiste em passar uma corrente elétrica por uma solução aquosa de sulfato de cobre II, de cor azul, durante um determinado intervalo de tempo. Nesta solução são mergulhados dois eletrodos de cobre metálico, sendo um de cobre impuro. No transcorrer do processo o cobre metálico vai se depositando sobre um dos eletrodos, ficando livre das impurezas. O desenho a seguir mostra esquematicamente a situação no início do processo.

Rafael Luís Gaion

A

b ) Suponha a seguinte situação: o elmo de um dos cavaleiros, o suserano, é adornado com rebites de ouro, enquanto o do outro, seu vassalo, com rebites de zinco. Curiosamente, após inúmeras chuvas, um dos elmos emperra mais que o outro. Explique o porquê. Potencial padrão de eletrodo Zn

2+

⇀ Zn + 2 e− ⎯ ↽⎯

E = − 0, 76 V

2+

⎯⎯ ⇀ Fe + 2 e−↽

E = +0, 44 V

3+

⎯⎯ ⇀ Au + 3 e −↽

E = +1, 50 V

Fe

Au

e− O esquema ilustrado é representativo. As cores e proporções dos elementos não são reais.

a ) Após inúmeras chuvas, os cavaleiros ingleses terão dificuldade para abrir seus elmos de ferro. Por meio de equações químicas, explique esse fato.

0

0

0

5. (Unicamp-SP) Uma aplicação bastante moderna

B

solução de sulfato de cobre II Purificação de cobre metálico.

diz respeito à utilização do vidro em lentes fotossensíveis empregadas na confecção de óculos de cloreto de prata e cristais de cloreto de cobre I. Quando a luz incide sobre a lente, ocorre uma reação de oxidação e redução entre os íons cloreto e os íons prata, o que faz com que a lente se torne escura. Os íons cobre I, também por uma reação de oxidação e redução, regeneram

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os íons cloreto consumidos na reação anterior, sendo que a lente ainda permanece escura. Ao ser retirada da exposição direta à luz, a lente torna-se clara, pois os íons cobre II, formados na reação de regeneração dos íons cloreto, reagem com o outro produto da primeira reação.

8. Utilizando os dados contidos na ilustração a seguir, responda:

e−

e−

A

B

A

b ) Qual é a espécie química responsável pelo escurecimento da lente? c ) Escreva a equação química da reação que possibilita à lente clarear. Qual é o agente oxidante nesta reação?

6. Considere a eletrólise do cloreto de potássio (KCℓ), em solução aquosa. Responda:

a ) O pH da solução durante o processo de eletrólise ficará constante? Justifique sua resposta. b ) Durante a eletrólise, o que deve ocorrer com a coloração da solução ao adicionar fenolftaleína à solução inicial?

7. (Unicamp-SP) Na pilha de Daniell (veja esquema adiante) ocorre a reação: 2+

2+

Zn( s ) + Cu ( aq ) ⎯→ Zn ( aq ) + Cu( s )

Os esquemas ilustrados são representativos. As cores e proporções dos elementos não são reais.

compartimento A compartimento B material poroso cobre metálico

A

B

3+

b ) Escreva a equação que representa a reação global da pilha. c ) Qual é a notação (diagrama) usada para representar esta pilha? d ) A pilha é um processo espontâneo ou não espontâneo?

9. (UFC-CE) Revestimento metálico de zinco sobre 2+

ferro é obtido pela redução de íons Zn a partir da eletrólise de uma solução aquosa contendo estes íons. a ) Considerando que ferro e zinco formam um par galvânico, indique, a partir dos valores de potencial padrão de eletrodo, fornecidos a seguir, que metal atuará como ânodo e que metal atuará como cátodo neste par galvânico. Justifique sua resposta em função dos valores de potencial padrão de eletrodo fornecidos. Dados: Zn Fe

2+

2+

0

(aq ) + 2

e − ⎯→ Zn( s)

E red = − 0, 76 V

(aq ) + 2

e − ⎯→ Fe( s)

E red = − 0, 44 V

0

b ) Considerando que, em uma célula eletrolítica, a intensidade de corrente elétrica para a re2+ dução de íons Z n varia com o tempo, de acordo com o gráfico a seguir, determine o número de mol de zinco metálico reduzido sobre o ferro. Dado: Assuma que um mol de elétrons corresponde a uma carga de 96 500 C. Intensidade de corrente elétrica de célula eletrolítica i/Ampéres

Esquema da pilha de Daniell.

2,0 1,5 Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Lista: HCℓ, ZnCℓ, CuSO4, H2 S O4 , N a 2 S O 4 , PbSO 4 , ZnSO 4

B

a ) Escreva as semirreações de oxidação e redução.

zinco metálico

Qual das substâncias a seguir, dissolvida em água, você escolheria para colocar no compartimento B a fim de que a pilha possa produzir eletricidade? Justifique:

Esquema que representa uma pilha.

3+

2+

2+

1,0 0,5 0,0

0,5

1,0

1,5

2,0

t/horas

Oxirredução

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Unidade 3

a ) Escreva a equação química que descreve o escurecimento da lente.

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Os perigos primeiros do lixo povoadores da América eletrônico

Lixo eletrônico precisa de destinação diferenciada Lixo Eletrônico é todo resíduo material produzido pelo descarte de equipamentos eletrônicos. Com o elevado uso de equipamentos eletrônicos no mundo moderno, este tipo de lixo tem se tornado um grande problema ambiental quando não descartado em locais adequados. Este descarte é feito quando o equipamento apresenta defeito ou se torna obsoleto. O problema ocorre quando este material é descartado no meio ambiente. Como possui substâncias químicas como chumbo, cádmio, mercúrio e berílio em sua composição, pode provocar contaminação de solo e água. Além de poluir o meio ambiente, essas substâncias químicas podem provocar doenças graves em pessoas que coletam produtos em lixões, terrenos baldios ou na rua. Esses equipamentos são compostos também por grande quantidade de plástico, metais e vidro. Materiais que demoram muito tempo para se decompor no solo. [....] LIXO eletrônico precisa de destinação diferenciada. O Serrano, 12 fev. 2016. Local. Disponível em: <www.oserrano.com.br/view.asp?tipo=Local&id=41046>. Acesso em: 12 fev. 2016.

akiyoko/Shutterstock.com

Infográfico

Explorando o tema

O descarte incorreto de lixo eletrônico pode provocar uma série de problemas à saúde humana.

Efeitos dos elementos químicos no corpo humano Pb/Hg/As/Ba/Aℓ Cr/Zn

As ilustrações são representativas. As cores e as proporções dos elementos não são reais.

Cd

Pb

112,41

207,20

Cd/Be/As/Cr/Ni/Zn

Pb/Zn Cd/Pb/As/Cr Pb/Cr/Ni/Ba Cd

Cádmio: pode provocar descalcificação óssea, lesões nos rins e afetar os pulmões. Apresenta potencial cancerígeno.

Cu/Ni/As/Cr

Chumbo: por ser muito tóxico, mesmo em baixas concentrações, é prejudicial ao cérebro e ao sistema nervoso. Pode afetar o sangue, os rins e o sistema digestório.

Fotomontagem de Tamires Azevedo formada pelas imagens ksenia_bravo/ Shutterstock.com e ilustrações de Camila Ferreira, Farrell e Angelo Shuman

Cu 26,98

63,55

Cobre: pode causar intoxicações e afetar o fígado.

Zinco: pode causar tosse, fraqueza, arrepios, febre, náuseas e vômito.

Alumínio: está associado ao favorecimento da ocorrência do mal de Alzheimer.

156 156

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Veja as respostas das questões desta seção nas Orientações para o professor.

Unidade 3

Os equipamentos eletrônicos apresentam diversos elementos químicos em sua composição. Em um telefone celular, por exemplo, podem ser encontrados mais de 40 elementos químicos. De forma geral, esses equipamentos contêm quantidades pequenas desses elementos em sua composição, principalmente nos materiais que constituem plásticos e alguns metais, porque assim não agridem diretamente a saúde humana. Entretanto, o descarte incorreto desses equipamentos e o seu depósito em locais inadequados resultam em alterações ecológicas que prejudicam, direta ou indiretamente, a vida e o bem-estar do ser humano. Isso danifica tanto os recursos naturais quanto impede algumas atividades econômicas. a ) Cite alguns riscos associados ao descarte incorreto de lixo eletrônico ou tecnológico. b ) Pesquise sobre a reciclagem do lixo eletrônico e escreva, em seu caderno, as principais etapas desse processo. c ) Em sua região, existem postos de coleta de lixo eletrônico? Para responder a essa questão, em grupos, pesquisem a respeito de alguma organização que realiza a coleta, a reciclagem e o descarte correto desses materiais. d ) Ainda em grupos, promovam uma campanha de conscientização sobre o descarte correto de pilhas e baterias. Para isso, criem cartazes informativos e coletores específicos. Ao final dessa campanha, encaminhem o material coletado para uma organização que realize a destinação correta desse tipo de material.

As

Cr

Hg

74,92

52,00

200,59

Arsênio: acumula-se nos rins, fígado e pulmões, podendo causar doenças de pele e no sistema nervoso central. Apresenta potencial cancerígeno (câncer pulmonar).

Bário: pode elevar a pressão arterial e causar alterações severas no sistema nervoso central, além de problemas cardíacos.

Crômio: acumula-se nos pulmões, na pele, nos músculos e tecido adiposo, podendo causar anemia e afetar o fígado e os rins. Possui potencial cancerígeno (câncer pulmonar).

Mercúrio: pode provocar lesões em diversos tecidos, em especial alguns tecidos cerebrais. Há relatos médicos que associam a malformação de fetos durante a gravidez à contaminação por mercúrio.

Ba

Be

Ni

137,33

9,01

58,69

Berílio: desencadeia reações indesejáveis em nosso organismo, as quais podem provocar inúmeras doenças, entre elas o câncer de pulmão.

Níquel: apresenta potencial cancerígeno, podendo irritar os pulmões e ainda acarretar problemas no fígado e no sangue.

Oxirredução

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NASA

unidade

Termoquímica e cinética química

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Inúmeros foguetes, com missões espaciais tripuladas, são impulsionados ao espaço por gases expelidos de motores que produzem uma “fogueira” superpotente e tecnologicamente controlada. Essa propulsão é capaz de tirar toneladas de matéria do repouso e acelerá-las, vencendo o campo gravitacional até atingir a altitude predeterminada. A propulsão química de foguetes ocorre por meio de reações entre combustível e oxidante, o que gera grande quantidade de energia e gases à alta pressão. Esses gases se expandem e pressionam as paredes da câmara dos propelentes, provocando o empuxo que faz o foguete se locomover. Geralmente, as temperaturas do local em que ocorrem essas reações variam entre 2 000 e 4 000 °C, e seus produtos são ejetados por um bocal, o que pode levar o foguete a velocidades em torno de 1 800 e 4 300 m / s (velocidade supersônica). Em várias missões, os EUA utilizaram ônibus espaciais acoplados a foguetes. A fotografia retrata um dos lançamentos do ônibus espacial Discovery, cujo comprimento médio é 37 m (aproximadamente três vezes o comprimento de um ônibus convencional). Ele percorreu cerca de 238 milhões de km (mais que a distância entre a Terra e o Sol), pôs em órbita o telescópio espacial Hubble, contribuiu para a construção da Estação Espacial Internacional (ISS) e transportou duas centenas de tripulantes em suas 39 missões. Depois de quase três décadas, o Discovery encontra-se exposto no Museu Aeroespacial do Instituto Smithsonian, na capital americana, Washington, D.C. Veja as respostas destas questões nas Orientações para o professor.

A

Os foguetes de propulsão química são os meios mais utilizados para colocar objetos em órbita ao redor do planeta. Em sua opinião, esses propelentes são todos gasosos?

B

Os gases emitidos pelo escapamento de um automóvel influenciam diretamente na direção do movimento? Justifique sua resposta.

C

Nos foguetes em geral, os gases emitidos influenciam no movimento? Explique sua resposta.

D

As missões espaciais são muito importantes para o desenvolvimento científico e tecnológico. Releia o texto sobre o ônibus espacial Discover y e converse com os colegas sobre a importância dele para os seres humanos.

Lançamento do ônibus espacial americano Discovery em 1984, hoje em exposição no Museu Nacional Aeroespacial Smithsonian, na Virgínia, nos arredores de Washington, D.C.

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Fotomontagem formada pelas imagens diogoppr e Agorohov/ Shutterstock.com

capítulo

Um prato típico brasileiro, com arroz, feijão, salada, carne ou ovo, não fornece apenas sabor, mas também uma importante combinação nutricional.

A. É necessário saber a quantidade de energia diária de acordo com suas tarefas. É possível obter esta informação em postos de saúde, com a ajuda de médicos e nutricionistas. B. A atividade muscular, que pode sofrer variações de acordo com as atividades de cada pessoa. A atividade muscular constante e equilibrada contribui para reduzir a quantidade de gordura do organismo. C. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos consumam alimentos tipicamente brasileiros e que comentem sobre arroz, feijão e carne como os alimentos que fornecem mais energia.

A quantidade de calorias dos alimentos Assim como os foguetes e os automóveis, nós também precisamos de energia tanto para desenvolver as atividades cotidianas quanto para manter sempre o nosso corpo em funcionamento. Mesmo quando estamos parados ou dormindo, gastamos energia para manter as funções vitais, como a respiração e os batimentos cardíacos. Para isso, os alimentos são a nossa principal fonte de energia. A propriedade energética dos alimentos é proveniente dos processos metabólicos que apresentam diversas etapas, entre elas, a absorção e a oxidação. Esses processos ocorrem na digestão, na absorção dos alimentos, na oxidação biológica dos nutrientes e por oxirredução, da qual se obtém a energia necessária. Se o corpo estiver com excesso de alimentos, ele armazena energia de diversas formas, uma delas é a gordura. Em muitos casos, para manter a massa corpórea ideal, as pessoas praticam atividades físicas e desenvolvem a educação alimentar. No entanto, não são recomendadas atitudes radicais em nenhum dos procedimentos a fim de se adaptar aos padrões estéticos impostos pela mídia, pois a tendência é associar beleza e bem-estar ao corpo extremamente magro. A

Como saber a quantidade certa de energia que cada pessoa necessita diariamente?

B

Em geral, qual tipo de atividade é considerada a principal para gastar energia?

C

Você costuma comer alimentos que constituem um prato típico brasileiro? Você sabe quais desses alimentos fornecem mais energia e quais fornecem menos?

160

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1 Você já obser vou que as embalagens de

3. Espera-se que os alunos respondam que essas informações indicam a energia que consumimos ao ingerir determinada porção daquele alimento.

Informação nutricional Porção de 200 mL (1 copo)

muitos alimentos contêm uma tabela nutricional, como a do leite integral pasteurizado Resposta do tipo C apresentada ao lado? pessoal. Espera-se que os alunos já tenham observado.

2 O que as informações contidas nessa tabela indicam? A informação nutricional do alimento.

3 Você sabe para que servem essas informações?

4 Você tem o hábito de ler essas informações em algum alimento para comparar com as de outros alimentos?

A alimentação adequada consiste em ingerir o que realmente é necessário para levar energia ao interior das células dos seres vivos. Sendo assim, é preciso saber diferenciar alimentos e nutrientes. Quanto a isso devemos saber: as substâncias ligadas à promoção do crescimento e à produção de energia, utilizada nas funções vitais do organismo, são os alimentos; já os nutrientes referem-se às substâncias presentes nos alimentos que são utilizadas pelo organismo, como carboidratos, proteínas, lipídios, sais minerais e vitaminas. Sabendo

Quantidade por porção

%VD (*)

90 kcal ≅ 377 kJ

4,5

Carboidratos

10 g

3

Proteínas

6,0 g

8

Gorduras totais

3,0 g

5

Gorduras trans

2,0 g

9

0g

**

Gorduras monoinsaturadas

0,7 g

**

Gorduras poliinsaturadas

0,1 g

**

12 mg

**

0g

0

Sódio

130 mg

5

Cálcio

240 mg

24

Valor energético

Gorduras saturadas

Colesterol Fibra alimentar

Unidade 4

O poder calórico dos alimentos

*% dos valores com base em uma dieta de 2 000 kcal ou 8 372 kJ. Seus valores diários podem ser maiores ou menores dependendo de suas necessidades energéticas. **VD não estabelecido.

4. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos digam que sim, pois esse hábito é importante na busca por alimentos mais saudáveis para suas refeições.

disso, passamos a admitir que a alimentação deve ser um ato consciente e voluntário, ao passo que a nutrição se caracteriza como um procedimento inconsciente e involuntário. Os carboidratos, lipídios e proteínas contidos nos alimentos possuem energia armazenada em suas ligações químicas, a qual é possível ser medida. Para isso, tem-se o joule (J), a unidade de energia do Sistema Internacional (SI). Entretanto, quando se faz referência à energia contida em determinado alimento, essa energia geralmente é expressa em caloria (cal). 5 A unidade de energia joule consta na tabela de informações nutricionais do leite integral pasteurizado do tipo C. Portanto, observe-a a fim de indicar qual é a energia armazenada em uma porção de 200 mL de leite (equivalente a um copo).

A relação entre o joule e a caloria é 1 cal = 4, 186 J. Como a caloria é uma unidade muito pequena, é comum utilizar um de seus múltiplos, a quilocaloria (kcal). Assim, 1 kcal = 1 000 cal . Autótrofo: organismo capaz de produzir seu próprio alimento com compostos inorgânicos e uma fonte de energia.

Os seres autótrofos utilizam a energia solar para converter gás carbônico e água em glicose, no processo conhecido como fotossíntese. Esta reação pode ser simplificadamente representada por:

energia solar

6 CO 2(g) + 6 H 2O(ℓ)

energia solar

C 6H 12O 6(aq ) + 6 O 2(g)

A glicose produzida é a principal fonte de energia dos seres autótrofos, e parte da energia solar utilizada na fotossíntese é armazenada na forma de energia química nas ligações entre os átomos das moléculas de glicose.

absorção de dióxido de carbono

Grisha Bruev/Shutterstock.com

Em geral, 1 caloria indica a quantidade de energia suficiente para aumentar em 1 °C a temperatura de 1 g de água. Mas como o calor específico da água não é constante ao variar sua temperatura, padronizou-se que 1 cal corresponde à energia trocada quando a massa de 1 g passa de 14,5 para 15,5 °C.

liberação de gás oxigênio

absorção de água e sais minerais

Representação da fotossíntese de um vegetal.

5. Em média, a energia é de 377 kJ. Informe aos alunos que kJ é um múltiplo da unidade de medida joule e corresponde a 1000 J. Assim, em um copo com leite há 377 000 J de energia armazenada. Termoquímica e cinética química 161

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Heterotrófico: organismo incapaz de produzir o próprio alimento e que se nutre de outros seres vivos.

Os seres heterotróficos não produzem seu próprio alimento, por isso necessitam consumir fontes energéticas, como as proteínas, os carboidratos e a glicose. No metabolismo animal, ocorre a combustão da glicose em nível celular, liberando a energia necessária às funções básicas do ser vivo. C 6H 12O 6(aq ) + 6 O 2(g)

6 C O2(g) + 6 H2O(ℓ) + 2 815, 8 kJ / mol energia liberada

Nutriente

Lipídios

Valor calórico

9,3 kcal/g

38,9 kJ/g

Carboidratos 4,1 kcal/g

17,1 kJ/g

Proteínas

4,1 kcal/g

17,1 kJ/g

A cada 1 mol de glicose (180 g) consumido na combustão, são liberados 2 815, 8 kJ de energia. A energia armazenada por cada 1 g de alimento é denominada valor calórico. Os nutrientes são formados por substâncias que apresentam energia química armazenada e, em geral, os seus valores podem ser expressos como os que aparecem no quadro ao lado. Esses valores foram determinados experimentalmente com um aparelho denominado calorímetro.

O esquema abaixo representa de forma simplificada o funcionamento de um calorímetro. agitador fios de ignição

Andrei Nekrassov/ Shutterstock.com

vaso calorimétrico água

Calorímetro.

Esquema representando um calorímetro.

Rafael Luís Gaion

termômetro O esquema ilustrado é representativo. As cores e proporções não são reais.

gás oxigênio amostra

Faz-se a combustão da substância a ser estudada e mede-se a quantidade de calor liberada nesse processo. A medida da quantidade de calor é dada pela variação de temperatura ΔT da água que circunda o recipiente em que ocorre a combustão. A quantidade de calor cedida ou recebida é dada por Q = m ⋅ c ⋅ ΔT , em que:

• Q é a quantidade de calor (liberada); • m é a massa do corpo; • c é o calor específico do material que constitui o corpo que sofrerá combustão; • ΔT é a variação de temperatura (ΔT = T final − T inicial ). Sob o ponto de vista bioquímico, de acordo com as suas propriedades, os alimentos podem ser classificados em: energéticos, estruturais e reguladores. Os alimentos energéticos são aqueles que mantêm a temperatura corpórea em nível celular, liberando energia para as reações químicas. Os nutrientes presentes nesses alimentos são os carboidratos, os lipídios e as proteínas. Os lipídios são armazenados nas células adiposas (adipócitos), sendo as principais substâncias de reserva energética. Apesar de possuírem alto valor calórico, juntamente com as proteínas, eles possuem outras funções no organismo, sendo considerados energéticos secundários porque tendem a ser absorvidos após a ingestão dos carboidratos. Por fim, os carboidratos são nutrientes energéticos primários, degradados pelas enzimas presentes nos seres vivos.

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Os alimentos estruturais desempenham um papel importante na proteção do organismo, pois atuam na reparação, no desenvolvimento e no crescimento de tecidos lesados. Seus nutrientes são as proteínas, os lipídios, os sais minerais e a água. rocharibeiro/Shutterstock.com

Os alimentos reguladores atuam no aumento da velocidade das reações bioquímicas que ocorrem no organismo. Os seus nutrientes são os lipídios essenciais, os aminoácidos, os sais minerais, as fibras e as vitaminas.

Unidade 4

Prato com arroz, feijão, batata frita e carne.

Química em foco Saúde nutricional

O engenheiro da área alimentícia participa do processo de produção de alimentos industrializados e também atua no controle das matérias-primas, nos procedimentos de estocagem e na qualidade dos produtos. Além disso, ele pesquisa e analisa novas tecnologias para obter alimentos mais saudáveis, com maior vida útil e com valores nutricionais mais adequados ao consumidor. Esse tipo de profissional apresenta capacidade técnica para desenvolver métodos de reciclagem e reaproveitamento dos alimentos de origem animal e vegetal, minimizando assim os desperdícios de alimentos.

Nutricionista atendendo uma paciente.

Leah-Anne Thompson/Shutterstock.com

O nutricionista é o profissional de saúde que desenvolve competências para promover uma vida saudável aos seus pacientes, indicando para isso uma alimentação adequada. Ele atua na assistência e na educação nutricional tanto no aspecto individual quanto no coletivo. Em seu cotidiano, ele usa seus conhecimentos sobre a composição dos alimentos e os valores calóricos associando às características de cada indivíduo e às suas atividades diárias. O nutricionista planeja, supervisiona, analisa e avalia dietas, atua em gerenciamento de projetos voltados ao desenvolvimento de produtos alimentícios, faz solicitações de exames laboratoriais e prescreve suplementos nutricionais para complementar a dieta de seus pacientes.

ShutterDivision/Shutterstock.com

Uma dieta equilibrada com combinação de carboidratos, proteínas e gorduras saudáveis é essencial para um ganho de massa muscular capaz de repor a energia e os nutrientes de que o organismo necessita. As informações nutricionais nos rótulos dos alimentos apresentam o valor calórico de determinada massa do alimento, bem como as massas de seus principais componentes (proteínas, gorduras, fibras e outros micronutrientes) e o valor diário de referência (o percentual da porção do alimento referente ao valor diário indicado como referência no rótulo). A seguir, apresentamos alguns profissionais que diariamente usam seus conhecimentos sobre valor calórico, composição e consumo adequado dos alimentos.

Engenheiro de alimentos atuando na indústria.

Termoquímica e cinética química

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Termoquímica A área que estuda o calor envolvido nas reações químicas é a Termoquímica. Nosso estudo se iniciará com o detalhamento dos diversos processos que envolvem troca de calor.

Processos endotérmico e exotérmico

Fotos: Jacek/Kino.com.br

João aqueceu leite sobre a chama de um fogão. Antes de ingeri-lo, ao segurar a xícara, percebeu que estava muito aquecido. João então acrescentou um pouco de leite que estava na geladeira, até a temperatura ficar ideal para ser consumido. 6 Explique o que ocorreu para que João sentisse o calor do leite ao tocar a xícara. O calor do leite foi transferido para a xícara e, em seguida, foi transferido para as mãos de João.

7 O que é calor? Calor é a energia térmica que transita de um corpo com maior temperatura para outro com menor temperatura.

Pessoa adicionando leite gelado a uma xícara com leite quente.

Em um sistema pode ocorrer variação de entalpia sem que ocorra reação química. Um exemplo disso é a mistura de leite aquecido com leite que estava na geladeira. Nesse caso, essa variação é dada pela diferença entre as entalpias dos estados final e inicial. Assim, tem-se: ​ H=H Δ ​ ​  estado​​  − ​H​  estado​​​ ​f inal​

​inicial​

aquecido após a adição do leite que estava na geladeira?

Quando João adicionou leite a uma temperatura inferior àquele que estava na xícara, ambos ficaram com a mesma temperatura. Quando dois ou mais sistemas que estejam em temperaturas diferentes são colocados em contato, ocorre troca de calor entre eles até atingirem a mesma temperatura, havendo assim equilíbrio térmico entre eles. Quando um sistema troca energia térmica com o ambiente, essa energia em trânsito é chamada calor. Já se uma reação química que libera ou absorve energia na forma de calor ocorrer em um ambiente com pressão constante, o calor é denominado entalpia H. Em geral, ao ocorrer uma reação química em um sistema, há variação da quantidade de energia, a qual é denominada variação de entalpia ​Δ H​. Essa variação é determinada pela diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes. ​ΔH  = ​H​  produtos​​  − ​H​  reagentes​​​

Quando um sistema troca energia com o meio, ele pode fazê-lo por liberação de calor (processo exotérmico) ou por absorção de calor (processo endotérmico). Esses processos podem ser físicos e/ou químicos. 9 Cite um exemplo de processo exotérmico e um de processo endotérmico na situação apresentada no início desta página.

Os processos químicos envolvem reações químicas, assim, por extensão, temos reações exotérmicas e endotérmicas, que tendem a variar a entalpia do sistema. As variações de entalpia do sistema reacional Δ ​ H​ podem ser representadas graficamente. Veja os gráficos abaixo. Processo exotérmico

Processo endotérmico

Entalpia (H) 9. Processo exotérmico: leite liberando calor para a xícara; leite aquecido liberando calor para o leite adicionado que estava na geladeira. Processo endotérmico: leite sendo aquecido em um recipiente que está sobre a chama do fogão; xícara aquecida pelo leite; mão aquecida pela xícara; leite que estava na geladeira aquecido pelo que estava na xícara.

Entalpia (H)

HR

HP ∆H < 0

HP

∆H > 0 HR

Caminho da reação

Processo exotérmico: Δ ​ H  < ​0​  ​​​

Caminho da reação

Processo endotérmico: Δ ​ H  > ​0​  ​​​

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

8. Espera-se que os alunos respondam que a mistura atingiu a temperatura que João julgou ideal para beber. Se dois ou mais sistemas estão a temperaturas diferentes e são colocados em contato, ocorre troca de calor entre eles, atingindo ambos a mesma temperatura, ou seja, há equilíbrio térmico.

8 Em sua opinião, o que aconteceu com a temperatura do leite

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Em Termoquímica, ao representar a equação de uma reação química, em geral informa-se o estado físico de cada participante (reagentes e produtos) e a variação de entalpia do sistema. Exemplos: 2 H 2 ( g) + O 2 ( g) ou, em kcal:

2 H 2 ( g) + O 2 ( g)

2 H 2O (ℓ) 2 H 2O(ℓ)

ΔH = −571,6 kJ

−571,6 kJ 11. ―――――― = −285,8 kJ / mol H O(ℓ) 2 2 mol H 2O (ℓ)

ΔH = −136,6 kcal

1 kcal

4,186 kJ

X ≅ −68,3 kcal X

285,8 kJ

Unidade 4

10 A entalpia dos produtos dessa reação é maior ou menor que a dos reagentes? Justifique sua resposta. A entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes, pois a variação de entalpia ΔH é menor que zero. Trata-se de uma reação exotérmica.

Essa equação pode ser ainda representada com a variação de entalpia embutida na equação da reação. 2 H 2O(ℓ) + 571,6 kJ

Observe que, nesse caso, como a reação é exotérmica, a variação de entalpia aparece nos produtos, pois o calor é liberado. Veja ao lado uma representação gráfica dessa reação. 11 Qual é o valor da variação dessa reação em kJ/mol e em kcal/mol de água líquida produzida?

Podemos representar a equação dessa reação indicando a produção de 1 mol de água líquida. 1 H 2(g) + ―― O 2(g) 2

Variação de entalpia embutida em uma reação exotérmica Entalpia (H)

2 H2(g) + 1 O2(g)

∆H = –571,6 kJ 2 H2O(ℓ)

H 2O(ℓ)

ΔH = −285,8 kJ Essa equação de produção de água líquida pode ser representada com seus coeficientes inteiros e apresentar a variação de entalpia por mol dessa substância. 2 H 2 ( g) + O 2 ( g)

2 H 2O(ℓ)

Caminho da reação

Variação de entalpia embutida em uma reação endotérmica Entalpia (H)

ΔH = −285,8 kJ / mol

2 O3(g)

Veja outro exemplo de equação termoquímica. 3 O 2 ( g)

2 O 3 ( g)

ΔH = +66 kJ

12 A entalpia dos produtos dessa reação é maior ou menor que a dos reagentes? Justifique sua resposta.

Observe que, nesse caso, a reação é endotérmica. Veja ao lado uma representação gráfica dessa reação.

∆H = +66 kJ 3 O2(g)

Caminho da reação

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

2 H 2 ( g) + O 2 ( g)

12. A entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes, pois a variação de entalpia ΔH é maior que zero. Trata-se de uma reação endotérmica.

13 Qual o calor absorvido ou liberado por mol de ozônio produzido?

A equação e o gráfico representam que a produção de dois mol de ozônio O 3(g) absorve 66 kJ, assim, a produção de 1 mol absorverá 33 kJ. Isso pode ser representado por ΔH = +33 kJ / mol O 3(g) Termoquímica e cinética química

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Como já vimos, nem todos os processos endotérmicos ou exotérmicos implicam necessariamente em reações químicas endotérmicas ou exotérmicas. Com a troca de calor com o meio (vizinhança), pode ocorrer mudança no estado de agregação da substância sem que haja formação de nova(s) substância(s), ou seja, sem que ocorra reação química. Por exemplo, para 1 mol da substância água, veja as principais mudanças de estado físico e as trocas de calor envolvidas, a uma dada pressão. 1mol de H 2O(s)

1 mol de H 2O(ℓ)

absorve 7 kJ fusão

absorve 44 kJ vaporização

1 mol de H 2O(g)

libera 7 kJ solidificação

1 mol de H 2O (s)

absorve 51 kJ

1mol de H 2O(g)

1 mol de H 2O (ℓ)

libera 44 kJ condensação

libera 51 kJ

Durante o processo, a substância continua sendo a água, apenas em estado físico diferente, logo não é uma reação química endotérmica ou exotérmica, mas um processo endotérmico ou exotérmico. Diagrama de entalpia H com as mudanças de estado físico da água

Entalpia (H)

H 2O (v) ΔH vaporização= +44 kJ

ΔH condensação= −44 kJ

H 2O(ℓ)

ΔH fusão= +7 kJ

ΔH solidificação= −7 kJ

ΔH sublimação= +51 kJ

ΔH sublimação= −51 kJ (inversa)

H 2O (s) A uma dada pressão, para haver mudança de estado físico, é necessária a absorção ou a liberação de energia. Para mudar do estado físico A para o estado físico B, a uma dada pressão, ocorre absorção de x kJ. Para mudar do estado físico B para o estado físico A, ocorre a liberação de x kJ. Exemplos: sublimação (direta) B

C Ilustrações: Rafael Luís Gaion

A

vaporização

fusão

condensação ou liquefação

solidificação

líquido

sólido Mudanças de estado físico.

gasoso

sublimação (inversa)

1 mol de H 2 O(s)

fusão absorve 7 kJ

solidificação libera 7 kJ

1 mol de H 2 O(ℓ)

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Entalpia ou calor de fusão: é a energia necessária para ocorrer a fusão de 1 mol da substância. Nesse caso: ΔH fusão(H 2O) = + 7 kJ.

Entalpia de solidificação: é a energia necessária para ocorrer a solidificação de 1 mol da substância. Nesse caso: Δ H solidificação(H 2O) = −7 kJ. 1 mol de H 2O(ℓ)

vaporização absorve 44 kJ

1 mol de H 2O(g)

condensação libera 44 kJ

Entalpia de vaporização: é a energia necessária para ocorrer a vaporização de 1 mol da substância. Nesse caso: ΔH vaporização(H 2O) = +44 kJ.

Unidade 4

Entalpia de condensação: é a energia necessária para ocorrer a condensação de 1 mol da substância. Nesse caso: ΔH condensação(H 2O) = −44 kJ.

Entalpia padrão H° e estado padrão Dada a impossibilidade de determinar diretamente a entalpia das substâncias, trabalhamos com a variação de entalpia, a qual depende da quantidade de matéria, da temperatura e da pressão, do estado físico e da variedade alotrópica da substância. Dessa forma, criou-se um referencial para comparações, a entalpia padrão H°. Logo, as entalpias das substâncias se referem à mesma condição padrão, ou estado padrão. O estado padrão de uma substância pura corresponde à temperatura de 25 °C e pressão igual a 1 atm. 5

1 atm = 1, 01325 bar ≅ 1 bar = 10 Pa 25 °C ≅ 298 K

Por convenção, as substâncias puras simples, na forma alotrópica mais estável (menor conteúdo energético) nas condições padrão, apresentam entalpia igual a zero (H = 0). Os principais elementos formadores de alótropos são o oxigênio, o carbono, o enxofre e o fósforo, como representado abaixo. H>0 H=0

O3 O2 oxigênio

H>0 H=0

C diam C graf carbono

H>0 H=0

S 8 monoclínico S 8 rômbico enxofre

H>0 H=0

P 4 (branco) P n (vermelho) fósforo

Alótropos com H = 0 são os mais estáveis (mais comuns).

A entalpia padrão de combustão Δ H C° é a variação de entalpia relativa à combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão, por exemplo, a combustão completa do gás hidrogênio (H 2(g)) pode ser representada por uma equação química, destacando a entalpia de combustão, como apresentado abaixo. 1 H 2(g) + ― O 2(g) ⎯→ H 2 O(ℓ) ΔH C° = − 285, 8 kJ / mol ou ΔH C° = − 68, 3 kcal / mol 2 Essa equação indica que na combustão completa de 1 mol de gás hidrogênio (H 2(g)) no estado padrão há liberação de 285,8 kJ. Logo, a entalpia padrão de combustão do gás hidrogênio é dada por ΔH C° H 2(g) = − 285, 8 kJ / mol.

Em 1937, o zepelim Hindenburg explodiu porque suas câmaras de gás continham gás hidrogênio.

Outros exemplos que podemos considerar:

• Combustão completa da glicose (C 6 H 12 O 6(s)):

C 6H 12O 6(s) + 6 O 2(g) ⎯→ 6 CO 2(g) + 6 H 2O(ℓ)

ΔH C° = − 2 815, 8 kJ / mol

Assim, a entalpia padrão de combustão da glicose é dada por ΔH C° C 6H 12O 6(s) = − 2 815, 8 kJ / mol.

Foto de zepelim explodindo.

Termoquímica e cinética química

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Aviation History Collection/ Alamy Stock Photo/Latinstock

Entalpia padrão de combustão

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No interior das mitocôndrias celulares ocorre o processo conhecido como respiração celular, na qual ocorre a reação entre glicose e oxigênio produzindo dióxido de carbono, água e energia. A energia liberada é armazenada em uma substância chamada ATP (trifosfato de adenosina), que se difunde para todas as regiões da célula, fornecendo energia para diversas atividades celulares.

14. Não. Para produzir gás carbônico, o reagente deve apresentar o elemento carbono e, para produzir água, o reagente deve apresentar o elemento H e a combustão precisa ser completa.

glicose (C 6H 12O 6(aq)) mitocôndria gás oxigênio (O 2(g))

dióxido de carbono (CO 2(g))

Esquema que representa de forma simplificada o processo de respiração celular que ocorre no interior das mitocôndrias.

A7 Estudio

O esquema ilustrado é representativo. As cores e proporções dos elementos não são as reais.

energia

água (H 2O(ℓ))

A combustão do etanol O etanol polui bem menos que a gasolina. A combustão da gasolina é uma das grandes contribuidoras para o aumento dos gases de efeito estufa (GEE), pois libera dióxido de carbono. Além disso, em combustões incompletas, o produto é monóxido de carbono, um gás bastante poluente.

• Combustão completa do etanol (C 2 H 6O(ℓ)):

C 2H 6O(ℓ) + 3 O 2(g) ⎯→ 2 CO 2(g) + 3 H 2O(ℓ) ΔH C° = − 1 366, 1 kJ / mol Assim, a entalpia padrão de combustão do etanol é dada por Δ H C° C 2H 6O(ℓ) = − 1 366, 1 kJ / mol. 14 Toda reação de combustão produz gás carbônico e água?

• Combustão completa do metano (CH 4(g)):

1 CH 4(g) + 2 O 2(g) ⎯→ CO 2(g) + 2 H 2O(ℓ) Δ H C° = − 890,4 kJ/mol

Alexandre Tokitaka/Pulsar

Entretanto, se a reação de combustão do metano for incompleta, liberará monóxido de carbono (CO(g)) e água (H 2O(ℓ)), ou carbono elementar (C(s)) e água, não representando a entalpia padrão de combustão do metano.

• Combustões incompletas do metano (CH 4(g)): CH 4(g) + O 2(g)

Carro sendo abastecido com etanol.

Segundo estudos realizados pela Embrapa Agrobiologia, há redução de aproximadamente 73% nas emissões de dióxido de carbono (CO 2) quando se substitui a gasolina por etanol. Essa redução se dá, principalmente, pelo fato de que cada hectare de cana-de-açúcar é capaz de absorver cerca de 12 toneladas de dióxido de carbono presentes na atmosfera durante o processo de fotossíntese. Além desse fator, consideram-se as vantagens ambientais adicionais do uso do bagaço na geração de energia elétrica. Atualmente, os carros com motor flex são os responsáveis pelo aumento do consumo de etanol.

⎯→ C(s) + 2 H 2O(ℓ)

3 CH 4(g) + ―― O 2(g) ⎯→ CO(g) + 2 H 2O(ℓ) 2

ΔH = − 408,5 kJ/mol ΔH = − 520 kJ/mol

Assim a reação de combustão completa é a que representa a entalpia padrão de combustão do metano, a qual é dada por: Δ H C° C H 4(g) = − 890,4 kJ/mol.

• Combustão completa do carbono (C(s)):

Como a entalpia padrão de combustão, por definição, está relacionada à forma alotrópica mais estável, a variedade utilizada será o carbono na forma de grafite. C(grafite ) + O 2(g) ⎯→ CO 2(g) ΔH C° = − 393, 5 kJ/mol

Assim, a entalpia padrão de combustão do carbono é dada por ΔH C° C(grafite) = − 393, 5 kJ/mol.

• Combustão do enxofre (S(s)):

S(s) + O 2(g) ⎯→ SO 2(g)

ΔH C° = − 78 kJ/mol

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A gasolina e o diesel possuem impurezas, como o enxofre, em sua composição. A combustão desses combustíveis produz grandes quantidades de dióxido de enxofre ​​(S​O ​  2(​​​ g) ​)​​,  um gás bastante tóxico, corrosivo e um dos responsáveis pela chuva ácida. Já o etanol é um combustível que não apresenta enxofre em sua composição, portanto não produz o dióxido de enxofre em sua combustão. A análise das quantidades de calor liberadas pelos combustíveis permite comparar os seus valores energéticos com outros combustíveis. No quadro a seguir são mostradas as entalpias padrão de combustão Δ ​ ​H ​ C​° ​ de alguns combustíveis.

Combustível

Fórmula molecular

Carbono (carvão)

​Δ​H​  C​​° ​(kJ / mol) ​​

​C (grafite )  ou C​(s) ​​

​−  3 93,  5​

− ​   8 90,  4​

Metano (gás natural)

​C​H​  4​​​(g) ​​

Propano (componente do gás de cozinha – GLP)

​​C​  3​​​H​  8​​​(g) ​​

− ​   2   220​

Butano (componente do gás de cozinha – GLP)

​​C​  4​​​H​  10​​​(g) ​​

​−  2  878,  6​

Octano (componente da gasolina)

​​C​  8​​​H​  18​​​(ℓ) ​​

Etanol (álcool comum)

​​C​  2​​​H​  6​​O​(ℓ) ​​

​− 5   471​

​​H​  2​​​(g) ​​

Hidrogênio

​​C​  6​​​H​  12​​​O​  6​​​(s) ​​

Glicose

​​C​  12​​​H​  22​​​O​  11​​​(s) ​​

Sacarose

− ​   1   366,  1​ ​−  285,  6​

​−  3   264,  6​

​​C​  6​​​H​  6​​​(ℓ) ​​

Benzeno

Unidade 4

Entalpias padrão de combustão ​​(Δ​H​  ​​°C) ​​de alguns combustíveis

− ​   2   815,  8​

Fonte de pesquisa: SPENCER, James N.; BODNER, George M.; RICKARD, Lyman H. Química: estrutura e dinâmica. Rio de Janeiro: LTC, 2007.

− ​   5   643,  8​

Atividade resolvida R1. Determinar o calor liberado ou absorvido na combustão completa de 570 g de octano​​ (​C ​ 8​H ​ 18​(ℓ)​)  ​​  e a quantidade de matéria de água líquida produzida. Dado: Δ ​ ​H​  C​​°   ​ C​  8​​​H​  18​​​(ℓ) ​  =  −  5  471 kJ/mol​.

Determinando a massa molar (M) do C​  ​​ 8​​​H​  18​​​: Como temos conhecimento da massa de octano que será totalmente consumida na combustão completa, podemos determinar a sua quantidade de matéria ​n ​ ​ ​C​  ​​​H​  ​​​.​​ 8

​1 mol de C​ 8​​​H​  18​​

114 g

n

570 g

18

1 ⋅ 570 n = ――――  ​   ​   = 5 ∴ n =  5 mol ​ de C​  8​​​H​  18​​​   114

A equação dessa reação pode ser representada por 25 ​  8 C​O ​  ​​​ g  ​ ​ + 9 H​  ​​O​ ℓ  ​ Δ​H​  ​​°    =  −  5  471 kJ/mol​. ​​C​  8​​​H​  18​​​(ℓ) ​  + ​ ――  ​ ​O    ​  2(​​​ g) ​  ⎯  ​     →   ​  2( ) 2 ( ) C ​ 2 Dessa forma: libera 5 471 kJ ​1 mol de C​ 8​​​H​  18​​ ​5 mol de C​ 8​​​H​  18​​

y

y = 5 ⋅ 5 471  =  27 355  ∴ y  =  27 355 kJ​ calor liberado na combustão completa de 570 g de octano

Pela análise da equação da combustão completa, é possível concluir que a quantidade de matéria de água líquida liberada é cinco vezes 9 mol, ou seja, 45 mol. Termoquímica e cinética química

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A entalpia padrão de formação ​Δ ​H​° f ​ é a variação de entalpia relativa à formação de 1 mol de substância, a partir de substâncias simples mais estáveis, no estado padrão (​25  °C​, 1 atm). Exemplos:

••Formação da água (​​ ​H​  2​​O​(ℓ) ​)​​: 

1 ​  H​  ​​O​ ℓ  ​ ​​H​  2​​​(g) ​  + ​ ――  ​ ​O   ​  ​​​(g) ​ ⎯  ​     → ​​ 2 ( ) 2 2

Δ​H​ ​​°f   =  −  285,8 kJ/mol​

Por definição, deseja-se a formação de um mol da substância, logo podem aparecer coeficientes fracionários, como no caso da equação da reação de formação 1 da água, em que o gás oxigênio está com o coeficiente ―― ​ ​   ​ ​. 2 A equação termoquímica da entalpia padrão de formação da água, nas condições padrão, também representa a entalpia padrão de combustão do gás hidrogênio.

••Formação do monóxido de carbono (​​ CO​(g) ​)​​:  1 ​  CO​ g  ​   ​  ​​​(g) ​  ⎯  ​     →  ​C(grafite )  +  ​ ――  ​ ​O  ​  ( ) ​ 2 2

••Formação do dióxido de carbono (​​ C​O​  2​​​(g) ​)​​:  ​  C​O ​  ​​​ g  ​ ​C(grafite )  + ​O​  2​​​(g) ​ ⎯   ​     →   ​  2( ) ​

Δ​H​ ​​°f   =  − 110,53 kJ/mol​ Δ​H​ ​​°f   =  − 393,5 kJ/mol​

Já a equação a seguir produz 1 mol de dióxido de carbono, entretanto não representa a entalpia padrão de formação do dióxido de carbono. 1 ​  C​O ​  ​​​ g  ​ Δ​H​ ​​°  =  − 284,6 kJ/mol​ C ​ O​(g) ​  + ​ ――  ​ ​O   ​  (​​​ g) ​ ⎯   ​     →   ​  2( ) f ​ 2 2 Essa equação representa a entalpia padrão de combustão do monóxido de carbono.

••Formação do etanol (​​ ​C​  2​​​H​  6​​O​(ℓ) ​)​​: 

1 ​    ​  ​​​H​  ​​O​ ℓ  ​    → ​2 C(grafite ) ​ + 3 H​ 2​​​(g) ​  + ​ ――  ​ ​  O​  2​​​(g) ​  ​ ⎯   ​ ​C 2 6 ( ) ​ 2

••Formação do gás ozônio (​​ ​O​  3​​​(g) ​)​​: 

3 ​    ​  ​​​(g) ​ ⎯   ​     → ​ ​O ​  3​​​(g) ​ ​​ ――  ​ ​O 2 2

Δ​H​ ​​°f   =  − 277,8 kJ/mol​

Δ​H​ °​​ f   =  +142,7 kJ/mol​

A tabela a seguir apresenta a entalpia padrão de formação de algumas substâncias. Entalpia padrão de formação de substâncias nas condições padrão ​​(Δ​H​ ​​°f) ​​ Substância

Entalpia de formação ​Δ​H​ ​​°f ​ ​(kJ / mol) ​

Substância

Entalpia de formação ​Δ​H​ ​​°f ​ ​(kJ / mol) ​

​​O​  3​​​(g) ​​

+142,7

​​H​  2​​S​O​  4​​​(ℓ) ​​

​−​813,99

​​O​  2​​​(g) ​​

0,0

​​H​  2​​S​O ​  4​​​(aq) ​​

​−​8 87,34

​​H​  2​​O(​ ℓ) ​​

​−​285,8

​NO​(g) ​​

+90,25

​​H​  2​​O​(g) ​​

​−​241,82

​​N O​  2​​​(g) ​​

+33,18

C ​ a​​(OH) ​​ 2​​​(s) ​​

​−​9 86,09

​​N​  2​​O​(g) ​​

+82,05

N ​ aCℓ​(s) ​​

​−​411,15

​​S O​  2​​​(g) ​​

​−​2 96,83

​Si​O​  2(​​​ s) ​​

​−​910,94

​​S O​  3​​​(g) ​​

​−​3 95,72

​C(diamante  )​

+1,895

​​N H​  3​​​(g) ​​

​−​4 6,11

​C(grafite  )​

0,0

​​N H​  4​​​N O​  3​​​(s) ​​

​−​3 65,56

​HCℓ​(g) ​​

​−​9 2,31

​​N H​  4​​Cℓ​O​  4​​​(s) ​​

​−​2 95,31

Fonte de pesquisa: ATKINS, P.; JONES,L. Princípios de Química. Porto Alegre: Bookman, 2001.

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Atividade resolvida R2. Nas competições de balonismo são utilizados queimadores

de gás propano (C 3H 8) para o aquecimento do ar no interior do balão. Monte a equação de combustão completa do gás propano e indique os estados físicos de cada substância a 25 °C e 1 atm.

Resolução

C 3H 8(g) + 5 O 2(g) ⎯→ 3 CO 2(g) + 4 H 2O(ℓ)

Queimador de gás enchendo o balão de ar quente.

Unidade 4

Imagentle/Shutterstock.com

A combustão completa do propano produz gás dióxido de carbono e água líquida (25 °C e 1 atm). Assim, a sua equação termoquímica será:

Energia de ligação Como já vimos, quando ocorre reação química há ruptura e formação de ligações para que novas substâncias sejam produzidas. Dessa forma, é possível calcular a variação de entalpia dessa reação se conhecermos o valor de cada tipo de ligação. A energia de ligação, por definição, indica a variação de entalpia média ΔH envolvida na quebra de um mol de ligações covalentes (simples, duplas ou triplas) entre dois átomos de uma substância (simples ou composta), obtendo átomos isolados no estado gasoso. Para a ruptura de ligações químicas, é necessária absorção de energia, ou seja, é um processo endotérmico ΔH>0 . Na formação de ligações químicas há liberação de energia, ou seja, é um processo exotérmico ΔH<0. Nos diagramas a seguir são representadas as energias envolvidas na ruptura e na formação de 1 mol de ligações entre os átomos de hidrogênio:

• Energia absorvida para romper 1 mol de ligações entre átomos de hidrogênio ligados, ou seja, moléculas de H 2(g) , de modo a obter esses átomos isolados no estado gasoso. A energia envolvida nesse processo é ΔH = +436 kJ/mol. Entalpia H (gasoso) + H (gasoso)

estado final

ΔH = + 436 kJ/mol

estado inicial

H − H (gasoso)

H − H(g) ⎯→ 2H(g) ΔH = +436 kJ / mol

• Energia liberada na formação de 1 mol de ligações entre átomos de hidrogênio isolados no estado gasoso, de modo a obter átomos ligados no estado gasoso, ou seja, moléculas de H 2(g). A energia envolvida nesse processo é ΔH = − 436 kJ/mol. Entalpia estado inicial

H (gasoso) + H (gasoso) ΔH = − 436 kJ/mol

estado final

H − H (gasoso)

2H (g) ⎯→ H − H(g) ΔH = − 436 kJ / mol

A energia de ligação média H − H é 436 kJ/mol.

Termoquímica e cinética química

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A tabela a seguir apresenta os valores de energia de algumas ligações covalentes entre dois átomos. Energia média das ligações Ligação

Energia de ligação média ​Δ​H ​(kJ / mol) ​

Ligação

Energia de ligação média ​Δ​H ​(kJ / mol) ​

H − H

436

C − N

305

C − C

348

O − O

157

C = C

612

N − H

388

​C  ≡ C​ Fonte de pesquisa: ATKINS, P.; JONES,L. Princípios de Química. Porto Alegre: Bookman, 2001.

​N  −  N​

837

​C​ ​C​ * (no benzeno)

518

C = O

743

​N  =  N​

​N = O​

163 409 630

Assim, a variação de entalpia da reação é dada por: ​Δ​H​  reação​​  = ​ ∑ ​​Δ​H​  ligações rompidas (​reagentes) ​​​​  +  ​∑​​Δ​H​  ligações formadas (​produtos) ​​​

Atividade resolvida R3. O gás cloro ​(C​ℓ​ 2​(g)​)  ​​, é altamente tóxico. Quando inalado, reage com a água existente nos pulmões, formando gás clorídrico ​(​HCℓ​(g)​)  ​​, capaz de causar graves lesões internas, conforme a seguinte reação: ​  HCℓ​ g  ​  + HCℓO​g  ​​ C ​ ​ℓ ​  ​​​ g  ​  + ​H​  ​​O​ g  ​ ⎯  ​     → ​  2

Ligação ​Cℓ  −  Cℓ​

( )

2

( )

Energia de ligação KJ/mol, ​25 °C​e 1 atm

​H  −  O​

​H  −  Cℓ​

​Cℓ  −  O​

243 464 431 205

( )

( )

O gás cloro C ​ ​ℓ​  2​​​(g) ​​de coloração amarelo-esverdeada é um gás irritante das vias aéreas. Seus efeitos são proporcionais à concentração e ao tempo de exposição. Pode causar desde lesões brônquicas até edema pulmonar agudo, levando à morte.

Utilizando os dados constantes no quadro acima, calcule a variação de entalpia em kJ/mol da reação entre o gás cloro e água.

Resolução Montando-se a equação com as fórmulas estruturais de cada um dos participantes, obtém-se: ​  H  − Cℓ + H − O − Cℓ​ →  ​Cℓ − Cℓ + H − O −  H  ​ ⎯     ​  ​ Δ ​  ​H​  rompidas (reagentes)​​​ ​Δ ​H ​  ligações formadas (produtos)​​​ 1 mol de ligações C ​ ℓ − Cℓ​ 2 mol de ligações H ​  − O​

​1  ⋅ ​(+243) ​  kJ​

​2  ⋅ ​(+464) ​  kJ​

​​∑​​Δ​H​  ligações rompidas (​reagentes) ​​ ​​ =​ ​+1 171 kJ​

1 mol de ligações H − Cℓ 1 mol de ligações H ​  − O​ 1 mol de ligações C ​ ℓ − O​

1 ​   ⋅ ​(− 4 31) ​  kJ​

​1  ⋅ ​(−  4 64) ​  kJ​ ​1  ⋅ ​(− 205) ​  kJ​

​​∑​​Δ​H​  ligações formadas (​produtos) ​​ ​​ =​ ​− 1 100 kJ​

Fazendo-se o somatório das ligações rompidas e formadas, obtemos a variação de entalpia da reação: ∑ ​​Δ​H​  ligações rompidas (​reagentes) ​​ ​​ +  ​∑​​Δ​H​  ligações formadas (​produtos) ​​​ ​Δ​H​  reação​​  = ​ Δ ​ ​H​  reação​​  = +1  171 +​(− 1   100) ​ = +71∴ Δ​H​  reação​​  =  +71 kJ​

A variação de entalpia da reação é igual a Δ ​ ​H​  reação​​  =  +71  kJ / mol​.

172

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Lei de Hess

o . 18 5 0 . C o l e ç ã o p a r

t icu

l ar

O médico e químico Henri Hess (1802-1850) postulou que, se a variação de entalpia de formação das substâncias for conhecida, é possível determinar a variação de entalpia das reações em que essas substâncias participam. Assim, nas mesmas condições de temperatura e pressão, a variação de entalpia de uma reação ​Δ​H ​ reação​ é a diferença entre o somatório das entalpias de

he cid

formação dos produtos ​∑ ​​Δ​H​ f ​​​(produtos) ​​ e o somatório das entalpias de formação

Au

​Δ​H​  reação​​  = ​ ∑ ​​Δ​H​  f​​(produtos) ​  − ​∑​​Δ​H​  f​​​ ​(reagentes) ​​

Unidade 4

tor

de s

con

dos reagentes ​∑​​Δ​H ​ f ​​​(reagentes) ​​. Isso pode ser representado da seguinte maneira:

De acordo com os estudos de Hess, a variação de entalpia de uma reação ​Δ ​H​ reação​ não depende do caminho percorrido para chegar aos produtos. Assim, a

Médico e químico Henri Hess.

cada temperatura, a variação de entalpia de uma reação Δ ​ ​H​ reação​ depende apenas dos estados inicial e final, não dependendo da quantidade nem do tipo de etapas da reação. Quando um processo químico for realizado em várias etapas consecutivas, a equação final será a soma algébrica das equações das etapas, e a variação de entalpia de uma reação Δ ​ ​H​ reação​ será a soma algébrica das variações de entalpia das etapas. Durante a soma algébrica das equações, é importante observar que:

• •a inversão de uma equação termoquímica de uma reação implica em troca de sinal da variação de entalpia;

• •se a equação termoquímica de uma dada reação for multiplicada por ​x​(inteiro ou

fracionário e diferente de zero), a variação de entalpia dessa reação também deverá ser multiplicada por x ​ .​

Atividade resolvida R4. Retomando o enunciado da atividade resolvida R2 presente na página 171:

Substância

Entalpia molar* (nas condições padrão) ​(kJ / mol) ​

​C​O​  2​​​(g) ​​

−394

​​H​  2​​O​(ℓ) ​​

−286

​​C​  3​​​H​  8​​​(g) ​​

−100

leungchopan/Shutterstock.com

Nas competições de balonismo são utilizados queimadores de gás propano ​​(​C​  3​​ ​ H​  8(​​​ g) ​)​​  para o aquecimento do ar no interior do balão. Considere os dados do quadro a seguir.

Nas condições padrão, calcule a entalpia molar de combustão completa do gás propano.

*A entalpia molar de uma substância é numericamente igual à sua entalpia de formação.

Cilindros de gás propano usados em balonismo. Esses cilindros ficam dentro do cesto do balão e são conectados ao maçarico por meio de mangueiras.

Termoquímica e cinética química

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Resolução De acordo com os dados do quadro, temos a equação de combustão completa do gás propano. C 3H 8(g) + 5 O 2(g) ⎯→ 3 CO 2(g) + 4 H 2O(ℓ) Como o quadro apresenta dados da entalpia de formação dos participantes, pode-se usar a relação: ΔH reação = ∑Δ H f(produtos) − ∑ Δ H f(reagentes) Assim, considerando-se a equação da reação, tem-se:

∑ ΔH f(reagentes) = 1 ⋅ (− 100) + 5 ⋅ (0) = −100∴ ∑Δ H f(reagentes) = − 100 kJ

∑ΔH f(produtos) = 3 ⋅ (− 394) + 4 ⋅ (− 286) = −2 326∴ ∑ Δ H f(produtos) = − 2 326 kJ Aplicando-se os somatórios na relação:

ΔH reação = − 2 326 − (− 100) = −2 226∴ ΔH reação = − 2 226 kJ / mol

Assim, a entalpia molar de combustão completa do gás propano é ΔH reação = − 2 226 kJ/mol. O cálculo também poderia ter sido feito montando-se as equações de formação de cada uma das substâncias do quadro e fazendo a soma algébrica das equações depois de devidamente acertadas. Assim, para obtermos a variação de entalpia da reação, inicialmente montamos as equações das entalpias padrão de formação de cada participante da reação desejada. C 3H8(g) + 5 O2(g) ⎯→ 3 CO 2(g) + 4 H 2O(ℓ)

ΔH°f = ?

A equação apresenta as substâncias C 3H 8(g), O 2(g), CO 2(g) e H 2O(ℓ). A substância O 2(g), nas condições padrão, por ser substância simples na forma alotrópica mais estável, tem variação de entalpia de formação igual a zero. As equações das entalpias de formação de cada uma das substâncias compostas são: 3 C(grafite) + 4 H 2(g) ⎯→ C 3H 8(g) C(grafite) + O 2(g) ⎯→ CO 2(g)

ΔH °f = − 100 kJ / mol

ΔH °f = − 394 kJ / mol

(equação 1) (equação 2)

1 (equação 3) H 2(g) + ― O 2(g) ⎯→ H 2O(ℓ) ΔH °f = − 286 kJ / mol 2 Veja a seguir o que devemos efetuar para que a soma algébrica forneça a equação desejada. I ) A inversão da equação 1, para que C 3H 8( g) apareça à esquerda: C 3 H 8 ( g)

3 C(grafite) + 4 H 2(g)

ΔH 1 = + 100 kJ troca de sinal

II ) A multiplicação da equação 2 por 3, para fornecer 3 CO 2( g):

3 C(grafite) + 3 O 2(g) ⎯→ 3 CO 2(g) ΔH 2 = 3 ⋅ (− 394) = −1 182∴ ΔH 2 = − 1 182 kJ

III ) A multiplicação da equação 3 por 4 para fornecer 4 H 2O(ℓ): 4 H 2(g) + 2 O 2(g) ⎯→ 4 H 2O(ℓ)

ΔH 3 = 4 ⋅ (− 286) = −1 144∴ ΔH 3 = − 1 144 kJ

Somando-se, obtemos C 3H 8(g) + 5 O 2(g) ⎯→ 3 CO 2(g) + 4 H 2O(ℓ), que é a equação desejada. ΔH reação = ΔH 1 + ΔH 2 + ΔH 3

ΔH reação = (+100) + (− 1 182) + (− 1 144)

ΔH reação = − 2 226

Assim, a entalpia molar de combustão completa do gás propano é ΔH reação = − 2 226 kJ / mol.

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1.

Resolva as atividades no caderno.

Pesquisa Pesquise rótulos de cinco de seus alimentos preferidos e compare os respectivos valores calóricos (conteúdo energético). Em seu caderno, faça uma tabela com ordem crescente de calorias.

2. Daniel estava na piscina com sua família em um domingo ensolarado. No final da tarde, sua mãe o convidou para comer um pedaço de bolo. Quando Daniel saiu da piscina, passou a sentir frio, pois a água que estava em contato com o seu corpo começou a evaporar. Escreva em seu caderno qual das alternativas abaixo explica a sensação de frio que Daniel sentiu. a ) Sendo um processo endotérmico, a evaporação retira calor do corpo. b ) Sendo um processo exotérmico, a evaporação retira calor do corpo. c ) Sendo um processo exotérmico, a evaporação cede calor ao corpo. d ) Sendo um processo endotérmico, a evaporação cede calor ao corpo.

3. O processo de vaporização de uma substância é demonstrado no gráfico a seguir.

BROWN, T. Química a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

Atualmente, uma das formas de se utilizar a energia solar tem sido armazená-la por meio de processos químicos endotérmicos que mais tarde podem ser revertidos para liberar calor. Considerando a reação ​ ​ ⇀ C​H​  4(​​​ g) ​  + ​H​  2​​O​( v ) ​  +  calor ↽  ​ ⎯⎯      CO​( g) ​  +  3 ​H​  2(​​​ g) ​​   ​  ​ e analisando-a como potencial mecanismo para aproveitamento posterior da energia solar, conclui-se que se trata de uma estratégia: a ) insatisfatória, pois a reação apresentada não permite que a energia presente no meio externo seja absorvida pelo sistema para ser utilizada posteriormente. b ) insatisfatória, uma vez que há formação de gases poluentes e com potencial poder explosivo, tornando-a uma reação perigosa e de difícil controle. c ) insatisfatória, uma vez que há formação de gás CO que não possui conteúdo energético passível de ser aproveitado posteriormente e é considerado um gás poluente.

Vaporização de uma substância Entalpia (H)

d ) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre com absorção de calor e promove a formação das substâncias combustíveis que poderão ser utilizadas posteriormente para a obtenção de energia e realização de trabalho útil.

HP

∆H > 0

Rafael Luís Gaion

HR

Caminho da reação

metro quadrado da superfície terrestre por segundo. No entanto, o aproveitamento dessa energia é difícil porque ela é diluída (distribuída por uma área muito extensa) e oscila com o horário e as condições climáticas. O uso efetivo da energia solar depende de formas de estocar a energia coletada para o uso posterior.

De acordo com o gráfico, explique se o processo de vaporização é endotérmico ou exotérmico, e justifique sua explicação.

4. (Enem/MEC) O abastecimento de nossas necessidades energéticas futuras dependerá certamente do desenvolvimento de tecnologias para aproveitar a energia solar com maior eficiência. A energia solar é a maior fonte de energia mundial. Num dia ensolarado, por exemplo, aproximadamente 1 kJ de energia solar atinge cada

e ) satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre com liberação de calor havendo ainda a formação das substâncias combustíveis que poderão ser utilizadas posteriormente para obtenção de energia e realização de trabalho útil.

5. A equação de decomposição do mármore pode ser representada por ​  CaO​( s) ​  +  C​O​  ​​​ g  ​ ΔH  =   +   177,5  kJ/mol.​ ​C aC​O​  3(​​​ s) ​ ​  ⎯→   ​  2( ) ​ Considere que os valores das entalpias de formação para o C ​ aO​( s) ​​ e ​C​O​  2(​​​ g) ​​ sejam ​− ​6 35,5 kJ/mol e ​− ​3 93,5 kJ/mol, respectivamente. Com base nessas informações, determine o valor da entalpia de formação do mármore ​C aC ​O​ 3(​​​ s) ​​. Termoquímica e cinética química

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Unidade 4

Atividades

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6. (Enem/MEC) Um dos problemas dos combustíveis

8. Durante o processo de respiração celular ocorre

que contêm carbono é que sua queima produz dióxido de carbono. Portanto, uma característica importante, ao se escolher um combustível, é

a seguinte reação simplificada. C 6H 12O 6( aq ) + 6 O 2( g) ⎯→ 6 C O 2( g) + 6 H 2O ( ℓ) Dessa forma, com as informações das etapas da reação contidas no quadro a seguir e de acordo com a Lei de Hess, determine o Δ H da reação simplificada que ocorre durante o processo de oxidação da glicose na respiração celular e classifique-a.

analisar seu calor de combustão Δ H °C , definido como energia liberada na queima completa de um mol de combustível no estado padrão. O quadro seguinte relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu Δ H°C.

Variação de entalpia

Substância

Fórmula

ΔH°f (kJ/mol)

Benzeno

C 6H 6(ℓ)

3 268

Etanol

C 2H 5OH (ℓ)

1 368

1 H 2(g) + ― O 2(g) ⎯→ H 2O(ℓ) 2

Δ H 2 = − 286 kJ

Glicose

C 6H 12O 6(s)

2 808

C O 2(g) ⎯→ C(s) + O 2(g)

Δ H 3 = 394 kJ

Metano

C H 4(g)

890

Octano

C 8H 18(ℓ)

5 471

Reação

6 C(s) + 3 O 2(g) + 6 H 2(g) ⎯→ C 6H 12O 6(aq) Δ H 1 = − 1 263 kJ

9. (Fuvest-SP) Buscando processos que permitam o desenvolvimento sustentável, cientistas imaginaram um procedimento no qual a energia solar seria utilizada para formar substâncias que, ao reagirem, liberariam energia:

ATKINS, P. Princípios de Química. Bookman, 2007 (adaptado).

Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais dióxido de carbono no ambiente pela mesma quantidade de energia produzida? a ) Benzeno.

c ) Glicose.

b ) Metano.

d ) Octano.

Sol

e ) Etanol.

B

A

7. O clorofórmio ou triclorometano é um composto

D

químico de fórmula CHC ℓ 3 que, em temperatura ambiente, torna-se um líquido incolor e volátil. Descoberto em 1831, foi muito usado na época como analgésico, porém seu uso foi descontinuado em razão de seu alto poder toxicológico. Atualmente, sua principal aplicação é como solvente, mas é largamente utilizado na indústria como matéria-prima para a produção de outros compostos.

E

A - Refletor parabólico B - Reator endotérmico

413,4

Cℓ − Cℓ

242,6

H − Cℓ

431,8

C − Cℓ

327,2

ís

Ga

ion

C - Reator exotérmico D e E - Reservatórios

II ) CH 4 + C O 2 ⎯→ 2 H 2 + 2 CO e as energias médias de ligação: H

4, 4 ⋅ 10 kJ / mol 2

H

10, 8 ⋅ 10 kJ / mol

O (CO)

C

2

8, 0 ⋅ 10 kJ / mol

O (C O 2)

C

Baseando-se nas informações do quadro a seguir e nos conceitos de energia das ligações, calcule qual o valor da entalpia ΔH dessa reação.

C−H

f

Lu

I ) 2 H 2 + 2 CO ⎯→ C H 4 + C O 2

C H 4( g) + 3 C ℓ 2( g) ⎯→ CHC ℓ 3( g) + 3 HCℓ ( g)

Entalpia (kJ/mol)

Ra

l ae

Considere as seguintes reações:

Sua reação de obtenção pode ser representada pela seguinte equação.

Ligação

C

C

2

4,2 ⋅ 10 kJ / mol 2

H

A associação correta que ilustra tal processo é: Reação que ocorre em B

Conteúdo de D

Conteúdo de E

A

I

CH 4 + CO 2

CO

B

II

CH 4 + CO 2

H 2 + CO

C

I

H 2 + CO

CH 4 + CO 2

D

II

H 2 + CO

CH 4 + CO 2

E

I

CH 4

CO

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Aqui tem Química

Alimentos: a principal fonte de energia

Conhecendo

ifong/Shutterstock.com

Unidade 4

A energia de que necessitamos em nossas atividades diárias provém dos alimentos que ingerimos. Ela está armazenada nas ligações químicas de carboidratos, lipídios e proteínas, e para utilizá-la são necessários os processos de oxidação e de redução, tais como digestão e absorção dos nutrientes.

Pirâmide alimentar.

Estudando A Agência Nacional de Vigilância Sanitária (Anvisa) tornou obrigatório o uso de rótulos com informações nutricionais nas embalagens dos alimentos, uma vez que é necessário conhecermos as características nutricionais de cada item dos produtos que consumimos. Termoquímica e cinética química

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Veja a seguir um exemplo de tabela nutricional presente em um produto alimentício e a descrição de cada informação apresentada nessa tabela.

Anvisa/Ministério da Saúde/Governo Federal

%VD: (Percentual de Valor Diário. Valor que indica a quantidade de energia e nutrientes, em relação a uma dieta de ​2 000​calorias. Cada nutriente apresenta um valor diferente para calcular o VD. Veja os valores diários de referência. Valor energético: ​2  000​ kcal/​8  400​ kJ Carboidratos: 300 g Proteínas: 75 g Gorduras totais: 55 g Gorduras saturadas: 22 g Fibra alimentar: 25 g Sódio: ​2  400​ mg

3. Os valores (*) % Valores diários com base em uma dieta de 2 000 kcal médios ou 8400 kJ. Seus valores diários podem ser maiores ou considerados saudáveis são menores dependendo de suas necessidades energéticas. os apresentados no texto, com Sódio: é encontrado principalmente no sal de Porção: indica a quantidade média para uma base em uma dieta normal de ​ cozinha e em alimentos industrializados, devendo alimentação saudável. 2  000​ kcal/dia. ser consumido com moderação, uma vez que o Portanto, recomenda-se consumo excessivo pode levar ao aumento da para o café da pressão arterial. manhã, algo Medida caseira: tipo de medida geralmente usada entre 600 a pelo consumidor. Exemplo: unidade, xícara, colher 800 kcal e, algo Fibra alimentar: são encontradas em diversos de sopa. em torno de 60% de tipos de alimentos de origem vegetal, como frutas, carboidratos, hortaliças, feijões e alimentos integrais. A sua 15% de proteínas e 25% ingestão auxilia no funcionamento do intestino. Valor energético: energia que nosso corpo produz de lipídios. Assim, por meio de carboidratos, proteínas e gorduras considerando Carboidratos: é encontrado principalmente em totais. um café da massas, tubérculos e doces em geral. Sua manhã de 700 kcal, tem-se: principal função é fornecer energia para as células 420 kcal de do corpo. carboidratos Gorduras totais: referem-se à soma das gorduras (aproximadamente 102 g vegetal e animal. Ajudam na absorção das de carboidratos), Proteínas: são encontradas principalmente em vitaminas A, D, E e K. 105 kcal de carnes, ovos, leites e derivados. São necessárias proteínas (aproximapara a construção e manutenção de nossos damente 26 g órgãos, tecidos e células. de proteínas) e Gorduras trans: podem ser encontradas em 175 kcal de grande quantidade nos alimentos industrializados, lipídios Gorduras saturadas: são encontradas como cremes vegetais, biscoitos, sorvetes, (aproximadamente 19 g de principalmente em produtos de origem animal, produtos de panificação, alimentos fritos, entre lipídios), além de como carnes, queijos, leite integral e manteiga. outros. fibras alimentares (4 a 5 g) e sódio 1. Espera-se que os alunos tenham o costume de consultar pelo menos o valor (400 mg). Para o calórico dos alimentos antes de comprá-los ou consumi-los. Durante a discussão, é café da manhã, possível enfatizar os alimentos mais saudáveis, bem como seus valores nutricionais. as opções interessantes 1. Converse com seus colegas sobre o hábito de observar as informações nutricionais antes são aquelas que possuem cereais de adquirir um determinado produto. Em seu caderno, cite cinco produtos cujo valor nutriintegrais, frutas cional você já tenha conferido. e leite. Cada indivíduo tem uma 2. Escolha um alimento de sua preferência a fim de trazer para a sala de aula o rótulo com as necessidade informações nutricionais. Antes, porém, pesquise como esse alimento se transforma em calórica, que varia conforme a energia em seu organismo, conferindo se ela é compatível com suas atividades diárias. sua massa, metabolismo, 3. Faça uma pesquisa sobre as quantidades de carboidratos, proteínas, gorduras totais e o idade, sexo e atividades valor calórico que devemos ingerir para termos uma alimentação saudável e balanceada. diárias.

Conversando

Pensando nisso, monte um cardápio para o café da manhã.

2. Provavelmente, os alimentos preferidos dos alunos são os de alto índice de calorias, inclusive com altos valores relativos a carboidratos e gorduras. Nesse caso, procure orientá-los sobre o consumo, a frequência e a quantidade de ingestão desses alimentos. 178 Após a pesquisa, seria prudente discutir em sala sobre o processo de oxidação dos alimentos para a obtenção de energia.

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Dr. Jack Bostrack/Visuals Unlimited/Corbis/Latinstock

capítulo

Imagem macroscópica de uma colônia do fungo Penicillium sp. crescendo em uma cultura de bactéria.

Estudo da rapidez das reações químicas

Em 1928, ao sair em férias, o bacteriologista escocês Alexander Fleming (18811955) esqueceu de tampar uma placa com uma colônia de bactérias do tipo estafilococos, que estava estudando no laboratório. Ao retornar, 15 dias mais tarde, a placa apresentava um bolor, era o fungo Penicillium notatum, que provocou a morte das bactérias da colônia em estudo.

O bolor que Fleming observou em sua colônia de bactérias pode ser encontrado, por exemplo, em um fruto deixado por alguns dias em uma fruteira. Isso ocorre porque um fruto colhido continua com a sua atividade metabólica, fazendo trocas gasosas e emitindo gás etileno, o qual acelera o amadurecimento. A Você já tomou antibiótico ou conhece alguém que tomou? Estava associado a alguma doença viral ou bacteriana? Resposta pessoal. Ao responder a esta questão, espera-se que os alunos associem os antibióticos ao combate às bactérias.

B Sob refrigeração, as frutas e os demais alimentos, em geral, demoram mais para se decompor. Você sabe por que isso ocorre? Comente.

de-focus/ Shutterstock.com

Ao analisar cientificamente o ocorrido, Fleming deduziu que o fungo liberou alguma substância que inibiu o crescimento da colônia de bactérias. A essa substância deu o nome de penicilina e, depois de vários testes, comprovou que tinha efeito letal sobre muitas bactérias que causavam infecções, mas era praticamente inofensiva aos seres humanos e aos animais.

Laranja em decomposição por ação de fungos à temperatura ambiente.

Colônia de bactérias: relação entre bactérias de mesma espécie que se agrupam para desenvolver uma função específica.

Resposta pessoal. Espera-se que os alunos respondam que, em temperaturas menores, as velocidades das reações diminuem, portanto, diminuem a atividade metabólica dos Termoquímica e cinética química vegetais e, consequentemente, a velocidade de degradação diminui.

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Taxa de desenvolvimento de reações químicas Estabelecimentos comerciais com grande fluxo de pessoas, particularmente as casas noturnas, para garantir a segurança das pessoas precisam providenciar alguns itens, como: alvará de funcionamento (exposto na entrada do local), extintores, iluminação de emergência, saída de emergência e sua sinalização, sistema de extração de fumaça e alarme de incêndio com detecção de fumaça.

Ph

ot

oL

ov

e/

Sh

ut

te

rs

Na madrugada do dia 27 de Janeiro de 2013, na cidade de Santa Maria, no Rio Grande do Sul, um incêndio em uma casa noturna resultou na morte de 242 pessoas. Segundo o laudo pericial, o incêndio foi provocado por um sinalizador que, ao entrar em contato com o isolamento acústico feito de espuma de poliuretano, presente no forro do estabelecimento, causou uma reação química de combustão e liberação do gás ácido cianídrico. to

ck

.co

m

Sinalizador: tipo de instrumento que emite luz brilhante e energia na forma de calor, sem que haja uma explosão.

Espuma de poliuretano utilizada como isolador acústico.

Você só deve tentar combater o incêndio se souber manusear com eficiência os equipamentos próprios para isso.

1 Já vimos que para ocorrer a combustão é necessária a presença de três elementos. Quais são eles? Se necessário, faça uma pesquisa. 1. A combustão exige combustível, comburente e temperatura de ignição (temperatura acima da qual um combustível pode queimar em presença do comburente). 2. As atitudes a serem tomadas dependem do tipo e do estágio em que o incêndio se encontra. Para isso, pode-se retirar o combustível (isolamento), reduzir ou retirar o comburente (abafamento) ou diminuir a temperatura (resfriamento). Pode-se também, de maneira criteriosa, usar extintores de incêndio. Contudo, o mais seguro é ligar imediatamente para o Corpo de Bombeiros. 3. Sim, basta alterar alguns fatores que atuam nessa decomposição. Um exemplo para isso seria colocar os alimentos sob refrigeração.

2 Cite algumas medidas necessárias para apagar um incêndio. As reações químicas estão em praticamente todos os lugares e ocorrem em diferentes taxas de desenvolvimento. Há reações lentas, como a degradação de vidros e plásticos sobre o solo, outras são extremamente rápidas, como a oxidação da hidrazina (​​N​ 2​​​H​  4​​​) pelo peróxido de hidrogênio ​(​H​  2​​​O​  2​​)​, usada em alguns sistemas de propulsões de foguetes, e a combustão de poliuretano que causou o incêndio na casa noturna citada anteriormente. Em Cinética Química, estuda-se o desenvolvimento de reações químicas. Isso possibilita entender os fatores que influenciam na taxa de desenvolvimento de reações e, assim, interferir e controlá-las, podendo, inclusive, diminuir seus efeitos prejudiciais aos seres vivos e ao ambiente.

Rapidez de reação química 3 É possível retardar o apodrecimento de um alimento? Explique sua resposta. Há situações em que é necessário retardar ou acelerar a rapidez de reação, também denominada taxa de desenvolvimento da reação. Para isso, se faz necessário controlar a variação da quantidade de um participante (reagente ou produto) num dado intervalo de tempo. A taxa de desenvolvimento de reação ou rapidez de reação é mais conhecida como taxa média de desenvolvimento. ​  Consideremos a reação química genérica ​x  A + y B  ​  ⎯    → ​ z C + w D​. Em uma reação química, as substâncias denominadas reagentes podem combinar-se umas com as outras e se transformar em novas substâncias denominadas produtos. No início, na reação química genérica citada há os reagentes ​A ​ e ​B ​. Esses reagentes, com o passar do tempo, combinam-se e se transformam nos produtos ​C​ e ​D​. À medida que os reagentes são consumidos na proporção dos coeficientes ​x​ e ​y​, os produtos ​C​e ​D​são produzidos na proporção dos coeficientes z​ ​ e w ​ ​, até que a reação termine.

180

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A taxa média de desenvolvimento ​T ​  m​​​de consumo de um reagente é o quociente entre a quantidade gasta desse participante e o intervalo de tempo em que isso ocorre. No caso da reação química genérica, a taxa média de desenvolvimento dos participantes pode ser dada como no quadro abaixo:

Taxa média de desenvolvimento do reagente B

quantidade de B consumida  ​​ ​​​T​  m​​​  ​​  ​​ ​​ = ​  ―――――――――――――        B Δt

Taxa média de desenvolvimento do produto C

quantidade de C produzida  ​​ ​​​T​  m​​​  ​​  ​​ ​​ = ​  ―――――――――――――        C Δt

Taxa média de desenvolvimento do produto D

quantidade de D produzida  ​​ ​​​T​  m​​​  ​​  ​​​​  = ​  ―――――――――――――        D Δt

Unidade 4

quantidade de A consumida  ​​ ​​​T​  m​​​  ​​  = ​  ―――――――――――――        ​​  A​​ Δt

Taxa média de desenvolvimento do reagente A

Como a IUPAC (sigla em inglês para União Internacional de Química Pura e Aplicada) adota o Sistema Internacional de Unidades em suas publicações, a unidade da grandeza tempo é o segundo, s. As unidades de quantidades das substâncias participantes (consumidas ou produzidas), em grande parte das aplicações, são expressas em variação de concentração em quantidade em matéria ​​(mol / L) ​​, que são representadas por Δ ​ [​ ]. ​ → ​ z C + w D​, a taxa média de deConsiderando-se a reação genérica ​x  A + y B  ​ ⎯      senvolvimento média da reação ​T ​ m​ ​ 

​ ​​pode ser dada por:

reação​

Se houver necessidade, lembre os alunos de que a notação Δ ​ ​[ ] corresponde à variação de uma concentração, no caso, concentração em quantidade de matéria. ​​T​  m​​​  ​​  ​​​​ A  ​​  ​​  = ​ ―――   x

​​​T​  m​​​  ​​ 

​​T​  m​​​  ​​  ​​​​ B  ​​  ​​ ​​ = ​ ―――   y reação

​​​T​  m​​​  ​​ 

​​​T​  m​​​  ​​ 

reação ​​

​​T​  m​​​  ​​  ​​​​ C  ​​  ​​  = ​ ―――   z

Essa definição foi convencionada pela IUPAC e permite calcular a taxa de desenvolvimento média da reação, sem que haja necessidade de especificar a substância participante.

reação ​​

​​T​  m​​​  ​​  ​​​​ D  ​​  ​​ ​​ = ​ ―――   w reação

​​​T​  m​​​  ​​ 

Podem aparecer outras unidades para expressar essas grandezas, como variação de massa, variação em quantidade de matéria, variação de pressão, entre outras. O intervalo de tempo, dependendo da rapidez da reação, pode ser expresso nas seguintes unidades: segundo, minuto, hora, dia, ano etc.

Consideremos agora a equação balanceada da reação de síntese da amônia: ​  ​1​ N​  ​​​ g  ​   +  3 ​H​  ​​​ g  ​  ​ ⎯    → ​ ​2 NH​  ​​​ g . ​​ Após 5 minutos do início dessa síntese, verifica-se 2

( )

2

( )

3

( )

um consumo de 0,60 mol de gás hidrogênio. Podemos determinar as taxas médias de desenvolvimento de cada um dos participantes e a taxa média de desenvolvimento da reação. De acordo com os dados, há um consumo de 0,60 mol de H​  ​​ 2​​​(g ) ​​no intervalo de tempo igual a 5 min. Assim, a taxa média de desenvolvimento do H​  ​​ 2​​​(g) ​​ é dada por: quantidade ​ de H​  2​​  consumida 0, 60 mol  ​   Æ ​​T​  m​​​  ​​  ​​​​  =  0, 12 mol/min​  ​   = ​  ―――――           ​​​T​  m​​​  ​​  ​​ ​​ = ​  ―――――――――――――― ​H​  ​​ ​H​  ​​ Δt 5 min 2

2

As taxas de desenvolvimento média dos participantes são proporcionais aos seus coeficientes estequiométricos. Dessa forma, as demais taxas são: ​   ​ ​2  NH​  ​​​(g) ​​ → ​1 ​N​  2​​​(g) ​   +  3 ​H​  2​​​(g) ​  ​ ⎯    3 ​1 ​ N​  2​​​(g) ​​ 0,20 mol  ​​    ​​​T​  m​​​  ​​  ​​​​ = ​​ ​  ――― ​N​  ​​ 5 min 2

​​​T​  m​​​  ​​  ​​​= ​​ 0,04 mol/min ​N​  2​​

​3 ​ H​  2​​​(g) ​​ 0,60 mol ​​​T​  m​​​  ​​  ​​​​ = ​​ ​  ―――  ​​    ​H​  ​​ 5 min 2

​​​T​  m​​​  ​​  ​​​​​ = 0,12 mol/min ​H​  2​​

​​2  NH​  3​​​(g) ​​ 0,40 mol ​​​T​  m​​​  ​​  ​​​​ = ​​ ​  ―――  ​​    ​N H​  ​​ 5 min 3

​​​T​  m​​​  ​​  ​​​​​ = 0,08 mol/min N​H​  3​​

Taxa de desenvolvimento média de cada participante da reação.

Termoquímica e cinética química

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181

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A taxa de desenvolvimento média da reação pode ser dada por: ⎯→ 2 NH 3(g)

1 N 2(g) + 3 H 2(g)

Tm

reação

Tm

reação

Tm

reação

Tm N = ――― 1

Tm

reação

0,04 mol/min = ――――――― 1

Tm

reação

= 0,04 mol/min

Tm

reação

2

Tm H = ――― 3

Tm

reação

0,12 mol/min = ――――――― 3

Tm

reação

= 0,04 mol/min

Tm

reação

2

A taxa de desenvolvimento média da reação é T m

reação

Tm NH = ―――― 2 3

0,08 mol/min = ――――――― 2

= 0,04 mol/min

= 0,04 mol/min.

Atividade resolvida R1. (UFCG-PB/Modificada) Durante muitos

Variação da massa de gordura trans em função do tempo

anos, a gordura saturada foi considerada a grande vilã das doenças cardiovasculares.

Rafael Luís Gaion

Agora, o olhar vigilante de médicos e nutricionistas volta-se contra a prima dela, cujos efeitos são ainda piores: a gordura trans (que é um composto com ligação dupla). Durante a hidrogenação catalítica que transforma o óleo de soja em margarina, ligações duplas tornam-se ligações simples. O gráfico a seguir representa a variação da massa da gordura trans em função do tempo.

Massa (g) 18 16 14 12 10 8 6 4 2 0

A

B C D 1

2

3

4

5

6

E 7

8

9

Tempo (minuto)

Interprete o gráfico e identifique a alternativa incorreta. a ) A taxa de desenvolvimento média da reação entre os pontos B e C é de 2 g/min. b ) A taxa de desenvolvimento média da reação, para um mesmo intervalo de tempo, aumenta com a passagem do tempo. c ) A taxa de desenvolvimento média da reação entre os pontos A e B é maior do que a taxa entre os pontos D e E. d ) A taxa de desenvolvimento média da reação entre os pontos B e C é diferente da taxa de desenvolvimento média entre os pontos B e D. e ) A taxa de desenvolvimento no início da reação é diferente de zero.

Resolução a ) Para calcular a taxa de desenvolvimento média entre os pontos B (8 g de gordura trans, 2 min) e C (4 g de gordura trans, 4 min), fazemos Tm Tm

(gordura trans)

(gordura

trans )

( 4 − 8) g Δm = ―― = ――――― Æ T m = − 2 g/min (gordura trans) Δt (4 − 2) min = − 2 g/min

A taxa de desenvolvimento média de consumo da gordura trans (ou rapidez) é igual a 2 g/min.

taxa de desenvolvimento < 0 indica que a substância foi consumida. Logo, é um reagente

182

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b ) A análise gráfica permite concluir que, com o passar do tempo, a taxa de desenvolvimento média de consumo da gordura trans diminui.

Tm

|

Tm

trans )

(gordura trans)

Tm

d) Tm

|

(gordura

(gordura

(gordura

Tm

trans )

(gordura

(AB )

(1 − 2) g Δm = ―― = ――――― Æ T m = − 0,5 g/min (gordura trans) Δt (8 − 6) min (DE )

(DE))

trans )

(gordura trans)

(8 − 16) g Δm = ―― = ――――― Æ T m = − 4 g/min (gordura trans) Δt (2 − 0) min (AB )

| > |T

(AB )

|

(DE )

(4 − 8 ) g Δm = ―― = ――――― Æ T m = − 2 g/min (gordura trans) Δt (4 − 2 ) min (BC )

(BC)

(2 − 8 ) g Δm = ―― = ――――― Æ T m = − 1,5 g/min (gordura trans) Δt (6 − 2 ) min (BC )

(BD )

trans )

m (gordura trans)

Unidade 4

c ) Tm

| > |T

(BC)

m (gordura trans)

|

(BD )

e ) A taxa de desenvolvimento no início da reação é máxima e maior que zero. Assim, a resposta correta para o que se pede (alternativa incorreta) é a letra “b”.

Condições para a ocorrência de reações Durante o estudo das reações químicas, inicialmente, deve-se observar as duas condições fundamentais para a ocorrência de uma reação. Phil Degginger/Alamy/Latinstock

• O contato entre os reagentes: os reagentes precisam estar em conta-

to para que a reação ocorra. Um exemplo dessa condição é ter dois reagentes armazenados em frascos distintos e fechados e esperar que ocorra reação entre eles.

• A capacidade que uma substância tem em reagir com outra: mesmo

que os reagentes estejam em contato, pode não ocorrer a reação. A capacidade que uma substância tem em reagir está relacionada à estabilidade química dos reagentes. O sódio metálico, por exemplo, em contato com a água apresenta a capacidade de reagir rapidamente e violentamente, conforme se observa na fotografia.

Reação do sódio metálico com a água.

Muitas substâncias, em dadas condições, podem ficar em contato por um longo intervalo de tempo sem que haja uma reação química. O sódio metálico em contato com o querosene tende a não reagir. Ainda que as condições fundamentais sejam satisfeitas, pode ou não ocorrer a reação química. As partículas dos reagentes que estão em contato colidem umas com as outras e, dependendo dessas colisões, poderão originar produto(s). Nem todas as colisões ou choques entre as partículas são eficazes. A ilustração ao lado mostra alguns exemplos. Para que haja colisão eficaz, esta deve ocorrer em posição geométrica adequada e com energia igual ou superior à energia mínima capaz de romper as ligações das partículas reagentes originando novas ligações e, consequentemente, novos produtos.

Ilustrações: Camila Ferreira

Colisões não eficazes entre partículas de reagentes não dão origem a produtos.

Exemplo de colisão eficaz entre partículas de reagente em posição geométrica adequada, ocasionando a formação de produtos.

Termoquímica e cinética química

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Para que haja a reação efetiva com formação de produto, é necessário que a colisão ocorra com uma energia igual ou superior à energia mínima, capaz de romper as ligações das partículas reagentes, originando novas ligações e, consequentemente, novos produtos. A energia mínima necessária para a ocorrência de uma reação é denominada energia de ativação. Quando há colisão eficaz, forma-se uma estrutura instável e intermediária entre os reagentes e os produtos, denominada complexo ativado. A energia de ativação é necessária para formar o complexo ativado, estrutura na qual há um enfraquecimento das ligações dos reagentes e inicia-se o processo de formação das ligações dos produtos. Observe na reação do gás hidrogênio com iodo gasoso a formação do complexo ativado entre os reagentes e o produto.

H

I

H 2(g ) + I 2(g )

2 HI(g)

reagentes

produto

H

I

+

+ H

I

H

I

reagentes

H

I

H

complexo ativado

I

produto

Graficamente, o complexo ativado pode ser representado por uma curva em que o ponto mais elevado corresponde ao momento da colisão entre as partículas ativadas. A energia de ativação de reações exotérmicas é menor do que em reações endotérmicas.

Em uma reação exotérmica, em que a energia é transferida do meio interior para o exterior, ocorre liberação de energia na forma de calor. Assim, a energia final dos produtos é menor do que a inicial dos reagentes. Nesse caso, a variação de energia (ΔH) é negativa.

Energia de ativação em reação exotérmica

Energia de ativação em reação endotérmica Energia

complexo ativado

energia de ativação

reagentes

complexo ativado

energia de ativação

produtos ∆H < 0 produtos Progresso da reação

∆H > 0 reagentes Progresso da reação

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Energia

Em uma reação endotérmica, há absorção de energia na forma de calor. Assim, a energia final dos produtos é maior do que a inicial dos reagentes. Nesse caso, a variação de energia (ΔH) é positiva.

184

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Sabendo que a energia de ativação de uma reação é a energia necessária para a formação de seu complexo ativado, podemos calculá-la da seguinte maneira: E

ativação

= E

complexo ativado

–E

reagentes

Nas mesmas condições de reação, é possível afirmar que:

• quanto maior for a energia de ativação, maior a dificuldade de ocorrência da reação, assim, menor deverá ser a sua taxa de desenvolvimento.

• quanto

menor for a energia de ativação, menor a dificuldade de ocorrência da reação, assim, maior deverá ser a sua taxa de desenvolvimento.

energia de ativação velocidade da reação

abaixo: ⎯⎯ ⇀ Z+W X+Y ↽

Energia de ativação de reação reversível Energia (kcal)

De acordo com o seu diagrama de energia representado ao lado, responda às questões. a ) Qual a entalpia associada aos reagentes da reação direta? 77 b ) Qual a entalpia associada aos produtos da reação direta? c ) Qual a entalpia do complexo ativado (reação X+Y direta)? 22 d ) Qual a energia de ativação da reação direta? e ) Qual a variação de entalpia da reação direta? -15 f ) Qual a entalpia associada aos reagentes da reação inversa? g ) Qual a entalpia associada aos produtos da reação inversa? h ) Qual a entalpia do complexo ativado (reação inversa)? i ) Qual a energia de ativação da reação inversa? j ) Qual a variação de entalpia da reação inversa?

Z+W

Caminho da reação

Rafael Luís Gaion

R2. Considere a equação de uma reação reversível

Unidade 4

Atividade resolvida

k ) O sentido direto da reação é endotérmico ou exotérmico? l ) O sentido inverso da reação é endotérmico ou exotérmico?

Resolução a ) Os reagentes da reação direta são X e Y, portanto a sua entalpia é 22 kcal. b ) Os produtos da reação direta são Z e W, portanto a sua entalpia é −15 kcal. c ) A entalpia do complexo ativado é 77 kcal. d ) A energia de ativação é a energia absorvida pelos reagentes para levá-los até o complexo ativado. Eativação = Ecomplexo ativado − Ereagentes Æ Eativação = 77 − 22 = 55 Æ Eativação = 55 kcal e) f) g) h) i )

∆ H direta = H produtos − H reagentes Æ ∆ H direta = (− 15) − (22) = −37 Æ ∆ H direta = − 37 kcal Os reagentes da reação inversa são Z e W, portanto a sua entalpia é −15 kcal. Os produtos da reação inversa são X e Y, portanto a sua entalpia é 22 kcal. A entalpia do complexo ativado é 77 kcal. Eativação = Ecomplexo ativado − E reagentes Æ Eativação = 77 − (−15) = 92 Æ Eativação = 92 kcal

j ) ∆ H inversa = H produtos − H reagentes Æ ∆ H inversa = 22 − (− 15) = 37 Æ ∆ H inversa = 37 kcal k ) ∆ H direta = H produtos − H reagentes Æ ∆ H direta = (− 15) − (22) = −37 Æ ∆ H direta = − 37 kcal A variação de entalpia da reação direta é ∆ H direta = − 37 kcal, portanto é menor que zero. Logo, trata-se de uma reação exotérmica. l ) A variação de entalpia da reação inversa é ∆ H direta = 37 kcal, portanto é maior que zero. Logo, trata-se de uma reação endotérmica. Termoquímica e cinética química

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Fatores que influenciam a rapidez de reação Esquema representativo. As partículas ilustradas não estão em proporção e as cores utilizadas não correspondem às reais.

Em uma reação química é possível aumentar ou diminuir a rapidez de reação controlando alguns fatores de forma isolada ou em conjunto. Entre esses fatores, destacam-se: natureza dos reagentes, superfície de contato, pressão, temperatura, concentração de reagentes, catalisadores e inibidores. O quadro a seguir apresenta esses fatores e alguns exemplos. Fatores que influenciam a rapidez de reação

Fator

Efeito na reação

⎜ < <

⎛ Natureza dos reagentes

número de ligações a serem rompidas

intensidade de força das ligações

e

∴ ↓ rapidez de reação

Exemplo Lenta a 25 ° C:

2 H 2(g) + 1 O 2(g)

2 H 2 O(ℓ)

Rápida a 25 ° C: 1 AgNO 3(aq ) + 1 NaCℓ(aq )

1 Zn(s) + 2 HCℓ(aq)

rapidez (I)

fio

↑ área de colisão (contato)

Superfície de contato

↑ rapidez de reação

1 AgCℓ(s) + 1 NaNO 3(aq )

Mantendo-se as demais precipitado condições: rapidez (II) > rapidez (I)

1 Zn(s) + 2 HCℓ(aq)

rapidez (II)

1 ZnC ℓ 2(aq) + 1 H 2(g)

1 ZnC ℓ 2(aq ) + 1 H 2(g)

Mantendo-se as demais condicões: rapidez (II) > rapidez (I)

<

Pressão (sobre gases)

sistema (B)

P1

↑ pressão (gases ) ↓ volume (gases ) ↑ número de colisões

P2

V1

Rafael Luís Gaion

sistema (A)

V2

∴ ↑ rapidez de reação

P 1 < P2

V1 > V2

Anna Hoychuk/Shutterstock.com

rapidez: sistema (B) > sistema (A)

↑ temperatura

Temperatura

energia cinética das partículas

número de colisões eficazes

↓ temperatura ↓ rapidez de reação

↑ rapidez de reação ∴

endotérmicas e exotérmicas A conservação de alimentos em geladeira permite retardar sua decomposição.

Nesse caso, ao diminuir a temperatura, a reação de decomposição dos alimentos fica mais lenta (diminui), ou seja, a taxa de desenvolvimento é menor. Regra de van’t Hoff: “um aumento de 10 ° C faz, em geral, a rapidez da reação dobrar”.

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<

↑ ∴

número de moléculas por unidade de volume número de colisões entre partículas reagentes ↑ rapidez de reação

menor concentração maior concentração (reação lenta) (reação rápida) Esquema representativo. As partículas ilustradas não estão em proporção e as cores utilizadas não correspondem às reais.

catalase

↓ Catalisador

<

↑ catalisador (substância que participa da formação do complexo ativado) energia de ativação da reação ↑ rapidez de reação

Decomposição da água oxigenada catalisada pela enzima catalase presente no sangue.

H 2O 2(aq)

catalisador MnO 2

2 H 2O(ℓ) + O 2(g) Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

(Quando utilizado, o catalisador aumenta a rapidez da reação.)

2 H 2O(ℓ) + O 2(g) Fernando Favoretto/Criar Imagem

H 2O 2(aq)

Unidade 4

<

Concentração de reagentes

concentração dos reagentes ([ ] reagentes)

Rafael Luís Gaion

<

O dióxido de manganês (MnO2) cataliza a decomposição do peróxido de hidrogênio.

Inibidor

↑ inibidor (substância que participa da formação do complexo ativado) energia de ativação ↑ da reação

<

H 2O 2(aq)

meio ácido

2 H 2O(ℓ) + O 2(g) diminui a rapidez de reação

∴ ↓ rapidez de reação

2 AgCℓ(s)

<

↑ luz e/ou eletricidade Luz e eletricidade

↑ ∴

pode(m ) ativar alguns sistemas ↑ rapidez de reação

com luz sem luz

2 Ag (s) + Cℓ 2(g)

Reação que ocorre em vidros fotocromáticos utilizados em óculos que escurecem com a luz solar.

2 NaN 3(s)

faísca elétrica

2 Na(s) + 3 N 2(g)

Reação que ocorre ao inflar o airbag de um veículo.

Termoquímica e cinética química

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

1. Explique os fenômenos a seguir.

a ) Qual a taxa média de desenvolvimento do reagente ​H ​ 2​O ​ 2​ da reação, no intervalo de 10 a 20 minutos?

a ) Frutas refrigeradas amadurecem mais devagar. b ) Uma pastilha efervescente triturada em água se decompõe mais rápido do que uma pastilha inteira.

b ) A taxa de desenvolvimento dessa reação é constante? Justifique sua resposta.

c ) Os alimentos cozinham mais rápido em uma panela de pressão.

c ) Como armazenar água oxigenada, evitando sua decomposição?

2. (PUC-MG/Modificada) A figura ilustra a cinética de

4. Há situações em que é necessário diminuir ou aumentar a taxa de desenvolvimento da reação. Para isso, os químicos podem, por exemplo, controlar a variação da quantidade de um participante (reagente ou produto) num dado intervalo de tempo. O gráfico a seguir representa a variação das concentrações das substâncias A, B e C em um intervalo de tempo.

uma reação química com e sem a presença de catalisador. Cinética de uma reação química Entalpia (kJ) H4 H3

Qual a equação que melhor representa a reação ocorrida em função do tempo?

H1

Variação das concentrações de substâncias

H2 Caminho da reação

a ) ​A → B + C​

Concentração (mol/L)

Relacione a primeira coluna de acordo com a segunda coluna e, a seguir, identifique a sequência CORRETA obtida. A

Energia liberada pela reação.

B

Energia de ativação da reação catalisada.

C D

Energia de ativação da reação não catalisada. Energia dos produtos.

E

Energia dos reagentes.

1

b ) ​B → A + C​

H1

A

c ) ​C → A + B​

B

d ) B ​  + C → A​ e ) ​A + C → B​

C

2

H2

3

H2 – H1

4

H3 – H1

5

H4 – H1

Tempo

5. (UFPE) O metano é um poluente atmosférico e sua combustão completa é descrita pela equação química balanceada e pode ser esquematizada pelo diagrama seguinte. ​C​H​ 4​​​( g) ​  +  2 ​O​  2​​​( g) ​  →  C​O​  2​​​( g) ​  +  2 ​H​  2​​O​( g) ​​

a ) A3 – B4 – C5 – D1 – E2 b ) A2 – B4 – C5 – D1 – E3

Combustão completa do metano

c ) A3 – B4 – C5 – D2 – E1 d ) A2 – B5 – C4 – D1 – E3 genada ​(​H ​ 2​O ​ 2​)​,  a reação de decomposição ocorre pela ação da luz, representada pela seguinte equação química: ​λ  ​ ​2  ​H​  ​​​O​  ​​ ​ ⎯  → ​  ​2  H​  ​​O​  +  O​  ​​​ 2

2

2

2

​​O quadro ao lado apresenta os dados relativos às variações das concentrações da água oxigenada em função do tempo, a uma dada temperatura.

​​H2​  ​​​O2​  ​​

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

3. Durante a fotólise da água oxi-

Entalpia (kJ/mol) 1 215 965

CH4+2 O2

​(mol / L) ​​

Tempo (min)

1,000

0

0,625

10

0,375

20

a ) a variação de entalpia é –890 kJ/mol, e portanto é exotérmico.

0,200

30

b ) a entalpia de ativação é –1140 kJ/mol.

0,120

40

c ) a variação de entalpia é –1140 kJ/mol, e portanto é endotérmico.

De acordo com os dados do quadro responda às questões a seguir.

75

CO2+2 H2O

Progresso da reação

Sobre este processo químico, podemos afirmar que:

d ) a entalpia de ativação é 890 kJ/mol. e ) a entalpia de ativação é –890 kJ/mol.

188

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Lei de ação das massas Geralmente, para acender o fogo da churrasqueira, escolhe-se os menores pedaços de carvão.

Sebastian Duda/Shutterstock.com

Os pedaços menores de carvão aumentam a superfície de contato entre o gás oxigênio e o material, auxiliando no aumento da taxa de desenvolvimento da reação e também no aumento da rapidez da combustão. Churrasqueira com pedaços pequenos de carvão.

ico - Químic a, Vol ume 8

1. , 18 9

Ale

ma

nh

a

Os químicos noruegueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900) enunciaram a lei de ação das massas. No entanto, eles publicaram seus estudos sobre a lei da ação das massas na língua norueguesa, o que ocasionou um atraso científico de quase quinze anos até que químicos alemães e franceses tomassem conhecimento.

Unidade 4

4 Em sua opinião, por que deve ser assim?

te d

e F ís

A uma dada temperatura, a rapidez de reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações em quantidade de matéria dos reagentes, elevadas a expoentes que são experimentalmente determinados.

Jo

rn

al

fon

Assim, considere a seguinte equação da reação genérica (balanceada): x A + y B ⎯→ z C + w D De acordo com a lei cinética de Guldberg-Waage, a rapidez de reação T reação pode ser dada por: m

T reação = k ⋅ [A] ⋅ [B]

Cato Maximilian Guldberg e Peter Waage, químicos que enunciaram a lei de ação das massas.

n

em que: k é a constante de rapidez de reação, na referida temperatura; [A] é a concentração em mol/L do reagente A;

4. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos respondam que é para aumentar a rapidez de reação entre o gás oxigênio e o carvão em combustão, pois quanto mais dividido um determinado material, maior será a sua superfície de contato, logo, maior a quantidade de choques eficazes.

[B] é a concentração em mol/L do reagente B; m e n são expoentes, determinados experimentalmente.

Reações elementares e não elementares Se uma reação química se desenvolve em uma única etapa, será considerada uma reação elementar.

yuratosno3/Shutterstock.com

A combustão do carvão, representado por carbono (C(s)), para o preparo do churrasco é um exemplo de reação elementar. Observe uma das equações que podem representar essa reação química. C (s)+ O 2(g) → C O 2(g) Chamas formadas pela combustão de carvão.

Termoquímica e cinética química

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Considere, por exemplo, a equação da reação elementar genérica a seguir: ​  A B​  ​​​ g  ​​    ​A(​ g) ​+ 2 B​(g) ​ ⎯  ​  → ​​ 2( ) A rapidez de reação, de acordo com a lei de ação das massas ou lei cinética de 2

Guldberg-Waage, pode ser expressa da seguinte maneira: T​  ​​ reação​​  = k ⋅ ​[A]​  ⋅ ​​[B] ​​​ ​​. ​​ ( g) ​) ​​p roduzindo dióxido de 5 No caso da combustão do monóxido de carbono (CO​ carbono ​​( CO 2 ​(g) ​) ​, ​c omo pode ser expressa a equação rapidez da reação a uma temperatura T? Considere a constante de rapidez da reação (a uma dada tem2 peratura T ) como sendo k. 5. ​​T​  reação​​  = k ⋅ ​[ CO] ​  ⋅ ​[   ​O​  2​​]​​

Rapidez de reação de uma reação elementar

A rapidez de reação de uma reação elementar genérica pode ser representada pelo gráfico ao lado.

Energia (kcal/mol) complexo ativado

estado de transição

reagentes

energia de ativação

Se uma reação se desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a etapa lenta será a determinante da rapidez da reação e então será considerada reação não elementar.

produtos

Consideremos, por exemplo, as equações de reações químicas a seguir: ​ tapa​1:        H​ 2​​ + 2 NO  → ​ N​  2​​​O + H​  2​​O (​lenta) ​ E ​​​Etapa 2:         H​ 2​​​ + N​  2​​O   → ​N​  2​​   + ​ H​  2​​O (​ rápida) ​​

Caminho da reação

​​reação global: 2  H​  2​​ + 2 NO  → ​ N​  2​​​ + 2 H​  2​​O​ A etapa determinante da rapidez de reação é a etapa lenta. Desta forma, a expressão da 2

lei de ação das massas para a reação global pode ser dada por: ​​T​ reação​​  = k ⋅ ​[​H​  2​​]​  ⋅ ​​[ NO] ​​​ ​​. Rapidez de reação de uma reação não elementar Energia de ativação

- ordem zero em relação a um reagente se a alteração da concentração dele não causar alteração na rapidez de reação; - ordem 1 em relação a um reagente se, ao duplicar a concentração dele, a rapidez de reação também duplicar; - ordem ​n​em relação a um reagente se, ao multiplicar por 2 a concentração dele, a rapidez de reação for n multiplicada por 2 ​​ ​​ ​​ (a base 2 dessa potência se refere à alteração ocorrida na concentração do reagente).

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Uma reação é de:

(lenta)

(rápida)

etapa I

etapa II Caminho da reação

Ordem de reação e molecularidade A ordem de uma reação química é determinada experimentalmente. Os expoentes que aparecem na expressão da lei de ação das massas (obtida experimentalmente) determinam a ordem da reação. Dessa forma, considere que a reação química ​  2 NO​  ​​​ g  ​​ apresenta a taxa de desenvolvimento expressa por:​​ ​1 ​N ​  ​​​ g  ​​ + 2 O​  ​​​ g  ​ ⎯  ​     → ​​ 2

( )

2

( )

2

2

( )

2

T​  reação​​  = k ⋅ ​[​N​  2​​]​  ⋅ ​​[​O​  2​​]​​​ ​​ ou ​​ν ​  reação​​  = k ⋅ ​[​N​  2​​] ​  ⋅ ​​[​O​  2​​]​​​ ​​. A ordem da reação, conforme cada participante, e a ordem global dessa reação podem ser obtidas da seguinte maneira. 2

​​T​  reação​​ ou ν​ ​  reação​​  = k ⋅​​​[​N​  2​​]​​​⋅​​​​[​O​  2​​]​​​ ​​

1a ordem 2a ordem ordem global da reação: 3a ordem

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A molecularidade representa o número mínimo de partículas reagentes da etapa que determina a taxa de desenvolvimento da reação. Assim, numa reação elementar, a molecularidade é a soma dos coeficientes estequiométricos. Para a reação 1 N 2(g) + 2 O 2(g) ⎯→ 2 NO 2(g) (reação elementar), a molecularidade é 3, ou seja, trimolecular. Para uma reação não elementar, a molecularidade é o número de partículas envolvidas na etapa determinante da taxa de desenvolvimento da reação.

Conclusão Considere a equação da reação genérica a A + b B ⎯→ c C. A expressão da sua rapidez de m

n

Unidade 4

reação é T reação = k ⋅ [A] ⋅ [B] .

A ordem global dessa reação é dada por (m + n), sendo m e n determinados experimentalmente. Quando m = a e n = b, a molecularidade e a ordem têm o mesmo valor numérico e, nesse caso, a reação é elementar.

Atividade resolvida R3. O quadro seguinte mostra os dados da análise cinética obtida para a reação química X(g) + 2 Y(g) ⎯→ 2 W(g).

Taxa de desenvolvimento da reação

[X] (mol/L)

[Y] (mol/L)

Experimento 1

1,5

1,5

0,025

Experimento 2

4,5

1,5

0,225

Experimento 3

1,5

3,0

0,050

(mol/L ⋅ s)

Qual a expressão da lei de Guldberg-Waage para essa reação?

Resolução Ao comparar a concentração de X e a rapidez de reação nos experimentos 1 e 2, constata-se que ao multiplicarmos a [X] por 3, a rapidez de reação está multiplicada T reação 2 2 2 0,225 por 9, pois ― = ― = 9. Logo, se 9 = 3 sendo 3 ( 0,025 T reação 1

← ordem do reagente X

)

, o

expoente (ordem) do reagente X nessa reação é 2. Se compararmos a concentração de Y e a rapidez de reação nos experimentos 1 e 3, constatamos que ao multiplicarmos a [Y] por 2, a rapidez de reação fica multiplicada por 2, ou seja 2 ( reação é 1.

1 ← ordem do reagente Y

Elementos da potenciação c = potência a = base { b = expoente

)

. Assim, o expoente (ordem) do reagente Y nessa

9 ⎯→ 3

ordem do reagente na expressão da rapidez de reação (é o expoente)

2

nos experimentos 1 e 2, a concentração do reagente X foi multiplicada por 3 (é a base)

b

c=a

nos experimentos 1 e 2, a rapidez de reação foi multiplicada por 9 (é a potência)

Ao analisar os dados desse quadro, conclui-se que a rapidez de reação é proporcional ao quadrado da concentração de X e é diretamente proporcional à concentração 2

1

de Y. Assim, tem-se T reação = k ⋅ [X] ⋅ [Y] . Termoquímica e cinética química

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Catalisador

6. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos respondam que o catalisador é utilizado no veículo para diminuir a emissão de gases potencialmente poluentes.

6 Você já ouviu falar que alguns veículos possuem um aparelho chamado catalisador? Para que eles servem?

A substância que participa da formação do complexo ativado, de maneira a diminuir a energia de ativação da reação, criando um caminho alternativo e um novo mecanismo de reação e que aumenta a rapidez de reação é denominada catalisador. No caso dos veículos, o catalisador apresenta uma estrutura em forma de colmeia (formada principalmente por platina, paládio e ródio) que faz a taxa de desenvolvimento da reação aumentar, sem que seja consumida no processo, possibilitando, assim, menor emissão de gases poluentes no ambiente. Nesse sistema, a grade de platina é o catalisador. Jacek/Kino.com.br

Consideremos uma situação em que Fernando colocou bebida gaseificada em dois copos. Em um deles, ele adicionou uma colher de açúcar. Em seguida, percebeu que o gás contido na bebida foi rapidamente eliminado nesse copo em relação ao outro, em que não houve acréscimo de açúcar. 7 Por que isso aconteceu?

Adição de açúcar em um copo com bebida gaseificada.

O catalisador é capaz de aumentar a rapidez de reação, mas não aumenta seu rendimento. Logo, produz a mesma quantidade de novas substâncias, mas em um intervalo de tempo menor. A substância que atua como catalisador não altera a variação de entalpia da reação ΔH, como podemos perceber no gráfico a seguir. Entalpias em reação exotérmica com e sem a presença de catalisador

7. O açúcar funcionou como catalisador da reação de eliminação do dióxido de carbono (gás carbônico), contido na bebida gaseificada, quando entrou em contato com o ar atmosférico.

Energia

Sendo assim, temos que:

• E CA é a energia do complexo

ECA

ativado sem catalisador;

energia de ativação sem catalisador

ECA*

• E CA* é a energia do

complexo ativado com catalisador;

energia de ativação com catalisador

HR reagentes HP

produtos

variação de entalpia da reação

• H R é a entalpia dos reagentes;

• H P é a entalpia dos produtos.

Caminho da reação

Energia de ativação = Energia do complexo ativado – Energia dos reagentes .

Os gráficos a seguir mostram a ação de um catalisador sobre reações endotérmicas e exotérmicas.

Ação catalítica em reação endotérmica F + G + calor

Energia

H+J

I Eat

sem catalisador

Eat

com catalisador

X+Y

Z + W + calor

I Eat

ação catalítica II

sem catalisador

ação catalítica

II X+Y H+J

∆H > 0

F+G Caminho da reação

Eat Z+W

com catalisador

∆H < 0

Caminho da reação

Ilusrtações: Rafael Luís Gaion

Energia

Ação catalítica em reação exotérmica

192

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Os catalisadores são substâncias que, incorporadas ao sistema reacional, reduzem a energia de ativação e são recuperadas intactas ao final da reação. O gráfico a seguir mostra a ação catalítica em reações reversíveis (direta e inversa). Ação catalítica em reações reversíveis Energia

direta X+Y

inversa

Z+W

∆H < 0

I 1

Eat II

Eat

ação catalítica (inversa)

3

Eat

2

Unidade 4

Eat

ação catalítica (direta)

4

X+Y Rafael Luís Gaion

∆H Z+W Caminho da reação

O catalisador aumenta tanto a rapidez de reação direta quanto a inversa, pois diminui as suas energias de ativação, em que:

• E at • E at • E at • E at

1 2 3 4

é a energia de ativação da reação direta sem catalisador; é a energia de ativação da reação direta com catalisador; é a energia de ativação da reação inversa sem catalisador; é a energia de ativação da reação inversa com catalisador.

Catálise homogênea ou heterogênea O termo catálise se refere à ação de um catalisador em uma reação. As catálises podem ser homogêneas ou heterogêneas. Aquela em que os reagentes e o catalisador constituem uma única fase é a catálise homogênea. Observe o exemplo a seguir, em que a reação global ocorre em duas estapas: Etapa 1: SO 2(g) + NO 2(g) ⎯→ SO 3(g) + NO(g) 1 Etapa 2: NO(g) + ― O 2(g) ⎯→ NO 2(g) 2 1 Reação global: SO 2(g) + ― O 2(g) 2

NO2(g)

S O 3 ( g)

reagentes e catalisador formam um sistema monofásico (catálise homogênea)

A substância NO 2(g) catalisa a reação do SO 2(g) com o O 2(g) a SO 3(g). Observe que a substância NO 2(g) da reação está sendo plenamente recuperada ao final. Essa reação global pode ser representada apenas por: 1 S O 2 ( g) + ― O 2 ( g) 2

NO 2(g)

SO 3(g)

As catálises em que os reagentes e o catalisador constituem um sistema de duas ou mais fases são as catálises heterogêneas. Termoquímica e cinética química

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Adsorver: fixar moléculas de um fluido em uma superfície sólida.

Nas catálises heterogêneas, a ação do catalisador é de superfície (as partículas reagentes são adsorvidas na superfície do catalisador), o que enfraquece as ligações das partículas reagentes, facilitando a formação do complexo ativado e diminuindo a energia de ativação da reação. Exemplo: C 2 H 2 ( g) + 2 H 2 ( g)

Pt(s)

C 2 H 6 ( g)

reagentes e catalisador formam um sistema bifásico (catálise heterogênea)

A platina (Pt(s)), assim como os metais níquel (Ni) e paládio (Pd), atuam como catalisadores da reação entre o gás acetileno ou etino (C 2H 2(g)) e o gás hidrogênio (H 2(g)). As catálises têm aplicações importantes em nosso cotidiano, na ciência e na indústria. Os catalisadores são bastante utilizados em sínteses de substâncias para a indústria farmacêutica, de polímeros, de alimentos, entre outras possibilidades. Como já vimos, os conversores catalíticos instalados nos escapamentos de automóveis (catalisadores automotivos) contêm uma estrutura cerâmica, em forma de colmeia, com uma mistura de metais (paládio e molibdênio para veículos a álcool e paládio e ródio para veículos a gasolina) que funciona como catalisadores, decompondo os gases poluentes (o monóxido de carbono (CO(g)) é convertido em dióxido de carbono (CO 2(g)), óxidos de nitrogênio (NO x(g)) são convertidos em gás nitrogênio (N 2(g)), hidrocarbonetos não queimados completamente são convertidos em dióxido de carbono e água, entre outros). As enzimas são proteínas que funcionam como biocatalisadores, pois catalisam reações de processos bioquímicos fundamentais aos seres vivos. Algumas enzimas do sistema digestório humano Sucos digestores Saliva (age na boca)

Enzimas

Substrato

amilase salivar

amido

maltose e glicose

pepsina

proteína

peptonas

lipase gástrica

lipídios

ácidos graxos, glicerol e monoglicerídios

quimiotripsina

proteínas e peptonas

oligopeptídios

Suco gástrico (age no estômago)

tripsina Suco pancreático (age no intestino)

Suco entérico (age no intestino)

Produtos

rnase

RNA

dnase

DNA

nucleotídios

lipase pancreática

lipídios

amilase pancreática

amido

maltose e glicose

lactase

lactose

glicose e galactose

sacarase

sacarose

glicose e frutose

maltase

maltose

glicose e glicose

aminopeptidase dipeptidase

neutro

ácido

básico (alcalino)

ácidos graxos e glicerol

carboxipeptidase

pH ótimo de atuação (atividade máxima)

básico (alcalino)

oligopeptídios

aminoácidos

dipeptídios

194

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Atividade resolvida R4. (Unicamp-SP) Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação química. Concentração dos produtos

Energia D

C

A

Tempo diagrama 1

Unidade 4

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

B

Coordenada da reação diagrama 2

Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais curvas representam a reação na presença de um catalisador? Explique.

Resolução Diagrama 1: a curva B é de catálise, ou seja, representa a reação na presença de catalisador, pois ao comparar as curvas A e B, constata-se que a curva B forma mais produto (maior concentração dos produtos) em intervalo de tempo menor e, ao final, ambas formam a mesma quantidade de produtos (em tempos diferentes). Diagrama 2: a curva C é de catálise, pois apresenta menor energia de ativação que a curva D. O catalisador promove o abaixamento da energia de ativação.

Química em foco Alguns fatores que envolvem cinética química Em nosso dia a dia podemos observar que existem reações lentas, rápidas e outras quase instantâneas. Há reações químicas naturais, como aquelas que envolvem a formação de petróleo, para o qual são necessários milhões de anos. Há também reações que demandam menos tempo, como as envolvidas na deterioração de alimentos. Alguns profissionais usam técnicas para controlar a taxa de desenvolvimento das reações. Um feirante pode aplicar algumas técnicas para aumentar ou diminuir o tempo de amadurecimento das frutas. Para essa finalidade, a refrigeração é o método mais usado, pois a diminuição da temperatura reduz as trocas gasosas e algumas reações químicas que permanecem mesmo depois de ter colhido o fruto. Outra técnica é a chamada atmosfera controlada, que consiste em embalar os frutos em filmes plásticos e reduzir a concentração de gás oxigênio ​​(​O​  2​​)​​  elevando, assim, a concentração de diO eteno ou etileno ​​(​C​  2​​​H​  4​​)​​  é um gás produzido pelas frutas, que atua no seu amadurecimento. Por isso, para acelerá-lo alguns feirantes costumam embrulhar as frutas em folhas de jornal a fim de evitar que o etileno “escape” para o ar atmosférico. Ocorre também um abafamento da fruta, que provoca um aumento da temperatura, contribuindo para que a fruta amadureça mais rapidamente.

nopjumbo/Shutterstock.com

óxido de carbono ​​(C​O​  2​​)​​. 

Goiabas envolvidas em saco plástico com o objetivo de protegê-las e amadurecê-las.

Termoquímica e cinética química

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

6. Considere o texto a seguir que comenta o fenô-

2 Um procedimento muito comum utilizado em práticas de culinária é o corte dos alimentos para acelerar o seu cozimento, caso não se tenha uma panela de pressão.

meno da mortandade dos peixes em lagoas de Maricá, no Rio de Janeiro.

[...] Segundo a Secretaria Municipal Adjunta de Meio Ambiente, o fenômeno normalmente está associado ao aumento da população da cidade, quando o volume de despejo ilegal de esgoto nas lagoas aumenta. O município também informou que uma das possíveis causas é o forte calor, entre outros fatores que interferem na oxigenação da água. O Inea [Instituto Estadual do Ambiente – RJ] também apontou a redução dos níveis de oxigênio da água como provável causa da morte dos peixes. O órgão ressaltou ainda que, entre os fatores que favorecem esse fenômeno, estão as altas temperaturas da semana passada, associadas à mudança de tempo do fim de semana, que provoca a revolução do sedimento do fundo do complexo lagunar. As mudanças de temperatura afetam especialmente as lagoas rasas, como é o caso do complexo lagunar de Maricá.” GRANDE quantidade de peixes mortos aparece em lagoas de Maricá, no RJ. G1. Região dos Lagos, 4 jan. 2016. Disponível em: <http://g1.globo.com/rj/regiao-doslagos/noticia/2016/01/grande-quantidade-de-peixes-mortos-aparece-em-lagoasde-marica-no-rj.html>. Acesso em: 12 fev. 2016.

De acordo com o texto, responda: a ) No local onde você mora já ocorreu uma situação parecida como essa? Descreva-a sucintamente. b ) Nesse caso, seria aconselhável recolher os peixes mortos que estejam em bom estado para o consumo humano? Justifique sua resposta. c ) Em geral, o que se espera que ocorra com as reatividades das substâncias presentes nos esgotos ilegais com o aumento de temperatura? d )

Pesquisa Procure os valores das solubilidades do gás oxigênio na água de rios e lagos nas temperaturas 0​ ​​ °C​, 10​ ​​ °C​, 20​ ​​ °C​ e 30​ ​​ °C​, que estejam situados na altitude de sua cidade (em relação ao nível do mar).

7. (Enem/MEC) Alguns fatores podem alterar a rapidez das reações químicas. A seguir destacam-se três exemplos no contexto da preparação e da conservação de alimentos. 1 A maioria dos produtos alimentícios se conserva por muito mais tempo quando submetidos à refrigeração. Esse procedimento diminui a rapidez das reações que contribuem para a degradação de certos alimentos.

3 Na preparação de iogurtes, adicionam-se ao leite bactérias produtoras de enzimas que aceleram as reações envolvendo açúcares e proteínas lácteas. Com base no texto, quais são os fatores que influenciam a rapidez das transformações químicas relacionadas aos exemplos 1, 2 e 3, respectivamente? a ) Temperatura, superfície de contato e concentração. b ) Concentração, superfície de contato e catalisadores. c ) Temperatura, superfície de contado e catalisadores. d ) Superfície de contato, temperatura e concentração. e ) Temperatura, concentração e catalisadores.

8. Considere que o processo de decomposição do

gás pentóxido de dinitrogênio (​ ​N ​ 2​O ​ 5​)​  seja uma reação de primeira ordem, conforme a equação química seguinte: ​2 ​N​  2​​ ​O​  5​​  →  4  N​O​  2​​  +  ​O​  2​​​ De acordo com a lei cinética de Guldberg-Waage, escreva a equação da rapidez de reação

​T ​ reação​.

9. A reação do íon hipoclorito, principal componente da água sanitária, com corantes, produz substâncias incolores. Os dados experimentais a seguir apresentam a relação das quantidades e taxa de desenvolvimento da reação em três experimentos. A partir dos dados, encontre a lei de reação e o valor de k. Experimento

1

​​[ ​C ℓ O​​ ​]​​ (mol/L)

​1,  7  ⋅ ​10​​ ​​

[corante] (mol/L)

​1,  7  ⋅ ​10​​ ​​

Rapidez inicial (mol/L)

​1,  7  ⋅ ​10​​ ​​

2 −3

−2

4

3 −3

​3,  4  ⋅ ​10​​ ​​ −2

​1,  7  ⋅ ​10​​ ​​

4

​3,  4  ⋅ ​10​​ ​​

−3

​1,  7  ⋅ ​10​​ ​​ −2

​3,  4  ⋅ ​10​​ ​​

4

​3,  4  ⋅ ​10​​ ​​

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Oficina de Química

Rapidez das reações químicas

Ponto zero Parte considerável das reações químicas ocorre espontaneamente, portanto há dificuldade para controlá-las. Porém, é possível usar alguns fatores que podem alterar as suas taxas de desenvolvimento.

• •Cite alguns dos fatores que podem alterar a rapidez ou taxa de desenvolvimento de uma Natureza do reagente, superfície de contato, temperatura, concentração, catalisadores, luz, eletricidade, inibidores e pressão (para gases).

Unidade 4

reação química.

Pode-se utilizar um ou mais fatores em conjunto durante o estudo da rapidez de reação.

Materiais

• •6 comprimidos efervescentes • •6 béqueres ou copos transparentes • •1 colher • •1 pires Mãos à obra

Parte 1

••água em temperatura ambiente ••água quente ••água fria ••vinagre

Para aumentar a exatidão nas medidas de intervalos de tempo, relativos a cada uma das situações apresentadas nos experimentos, é aconselhável utilizar cronômetro.

A Coloque água quente em um béquer até que ocupe metade de sua capacidade. B Coloque a mesma quantidade de água fria em outro béquer. C Simultaneamente, adicione um comprimido efervescente em cada béquer.

Parte 2

Jacek/Kino.com.br

D Determine os intervalos de tempo gastos ao dissolver cada um dos comprimidos nas duas situações apresentadas e, ao final, anote em seu caderno esses valores e os outros resultados observados.

Béqueres com água quente e água fria.

E Coloque um comprimido efervescente dentro de um pires. Para não perder parte do material, use preferencialmente a parte externa da colher para triturá-lo. F Em outros dois béqueres, coloque a mesma quantidade de água em temperatura ambiente. G Simultaneamente, adicione em um béquer um comprimido efervescente (inteiro) e, no outro béquer, o conteúdo relativo ao comprimido pulverizado no pires. Termoquímica e cinética química

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H Determine os intervalos de tempo gastos na dissolução de cada um dos materiais contidos nos dois béqueres. Ao final, anote em seu caderno esses e outros resultados observados.

Ponto zero

Comprimido efervescente sendo triturado.

Dois comprimidos efervescentes: um triturado e um inteiro.

Parte 3 I Coloque vinagre em um béquer, até metade de sua capacidade. J Em outro béquer coloque uma colher de vinagre e, em seguida, complete com água em temperatura ambiente, até a metade de sua capacidade. K Simultaneamente, adicione um comprimido efervescente em cada béquer. L Meça o intervalo de tempo gasto na dissolução dos comprimidos e, ao final, anote em seu caderno esse e outros resultados observados. Caro aluno, para a sua proteção, ao realizar esse experimento, é adequado usar jaleco com mangas compridas, óculos de proteção, calças compridas e tênis fechados. Para não se queimar, tome cuidado ao manusear a água quente. Lembre-se sempre de que laboratório é lugar de trabalho sério.

Fotos: Jacek/Kino.com.br

1. Quando os comprimidos são colocados em contato com a água, com solução de água com vinagre, ou vinagre, ocorre uma transformação química, a qual é evidenciada pela liberação de gás. A trituração do comprimido é um fenômeno físico, pois não altera a sua composição química.

!

Os resíduos dessa oficina podem ser descartados no sistema de esgoto.

Dois béqueres: um com vinagre e outro com vinagre e água.

Para pensar

*Isso também ocorre ao cozinhar alimentos picados, pois eles cozinham rapidamente; Concentração de um reagente: para acender uma churrasqueira, em geral, abana-se sobre a brasa do carvão, aumentando a disponibilidade de gás oxigênio; dessa forma a concentração de gás oxigênio disponível para a combustão facilita a queima do carvão.

1. As transformações que você observou são físicas ou químicas? Argumente, apontando evidências que confirmam a sua resposta.

2. Que gás foi liberado durante a dissolução do comprimido efervescente? Escreva em seu caderno o nome e a fórmula molecular desse gás. Dióxido de carbono ou gás carbônico​ ​(C​O​  2​​) ​​.

3. Cite os fatores que influenciaram a rapidez das reações em cada uma das três partes da oficina. Parte 1, temperatura; parte 2, superfície de contato; parte 3, concentração.

4. Cite exemplos de seu cotidiano referentes a fatores que alteram a rapidez das reações químicas. Temperatura: ao colocar um determinado alimento na geladeira, diminui sua rapidez de reações de degradação; superfície de contato: na mesma concentração, geralmente remédios em soluções ou suspensões líquidas possuem maior rapidez de reação do que aqueles apresentados em forma de comprimidos.*

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Aqui tem Química

Conversor catalítico

No Brasil, os combustíveis automotivos mais utilizados são a gasolina e o etanol. A queima desses combustíveis promove a liberação de alguns gases para a atmosfera, como o dióxido de carbono, monóxido de carbono, nitrogênio, entre outros. Alf Ribeiro/Shutterstock.com

Entre esses gases há alguns altamente poluentes que podem alterar a qualidade do ar, causando problemas à saúde, como doenças pulmonares. Tráfego intenso na Avenida Moreira Guimarães em São Paulo, em 20 de outubro de 2015.

Unidade 4

Conhecendo

Dessa forma, em função do aumento contínuo da frota de veículos em circulação, tornou-se necessário o desenvolvimento de um mecanismo de redução da emissão dos gases poluentes na atmosfera. Para isso, foram criados e instalados em motores automotivos dispositivos que promovem a conversão dos gases poluentes em gases de menor impacto. Esses dispositivos são os chamados conversores catalíticos.

Estudando O funcionamento veicular baseia-se na queima de combustíveis, que liberam, além da energia térmica requerida pelos automóveis, produtos de combustão completa ​​(C​O​  2​​, ​H​  2​​O, ​N​  2​​) ​​ e incompleta (​CO​, ​NO​, ​N​O​  2​​​ e hidrocarbonetos). Os produtos de combustão incompleta são poluentes e danosos à saúde humana quando inalados.

O arranjo interno do conversor é constituído por um material cerâmico ou metálico no formato de uma colmeia, ou seja, são pequenos canais por onde os gases passam. Essa estrutura implica em uma grande área superficial que é revestida por óxido de alumínio e sobre a qual é fixada a substância que atua como catalisador. Para essa função, geralmente é adotada uma liga de metais nobres, como paládio e ródio ou paládio e molibdênio. Por se tratar de uma catálise heterogênea, a reação acontece com as moléculas gasosas adsorvidas na superfície do catalisador. A grande área de contato promove um aumento da velocidade da reação.

loraks/Shutterstock.com

Dentro desse contexto, insere-se a catálise heterogênea, processo no qual se baseiam os conversores catalíticos dispositivos que transformam, conforme foi expresso acima gases tóxicos em gases inofensivos, ou menos tóxicos, de acordo com as reações representadas pelas equações: ​  C​O​  ​​​ g  ​  +  6 ​H ​  ​​O(​ v ) ​​ ​2 ​C ​  2​​​H​  6(​​​ g) ​  +  7 ​O ​  2(​​​ g) ​ ⎯  ​     →   ​4  2( ) 2 ​ ​ ​2  CO​(g) ​  + ​O​  2(​​​ g) ​ ⎯  ​     →    C​O ​  2(​​​ g) ​​  ​2  ​ ​  ​  ​​​ g  ​  +  4  C​O ​  ​​​ g  ​​ ​2  N​O​  2(​​​ g) ​  + 4 CO​(g) ​ ⎯  ​     →   ​​N 2( ) 2( ) ​

Estrutura interna do catalisador mostrando os canais por onde passam os gases.

Termoquímica e cinética química

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Astrid & Hanns-Frieder Michler/SPL/Latinstock

A estrutura é revestida por uma manta expansiva que tem como finalidade atuar como isolante térmico e dar resistência mecânica à colmeia. Um metal é então utilizado como carcaça, conferindo o aspecto final do conversor. O conversor catalítico de um veículo geralmente tem um tempo de vida médio de 80 mil quilômetros rodados. Após esse período, o conversor precisa ser trocado para que a eficiência na redução de gases tóxicos seja mantida.

Catalisador automotivo.

carcaça metálica

2. Espera-se que os alunos pesquisem sobre o assunto e discutam com colegas e familiares a respeito da existência e do funcionamento do conversor catalítico. Além disso, espera-se que compreendam seu mecanismo de conversão de gases, seu tempo de vida útil e a necessidade de sua substituição. É importante que discutam sobre as implicações do uso desse equipamento para o meio ambiente e a saúde humana, refletindo, por exemplo, sobre a qualidade do ar no caso da inexistência desse tipo de recurso.

canais por onde passam os gases

suporte cerâmico

manta expansiva

Somma Studio

1. Combustão completa: C 2H 5OH(ℓ) + 3 O 2(g) ⎯→ 2 CO 2(g) + 3 H 2O( v ) Combustão incompleta: C 2H 5OH(ℓ) + 2 O 2(g) ⎯→ 2 CO(g) + 3 H 2O( v )

saída de gases inofensivos

metais nobres

emissões tóxicas provenientes do motor Esquema de funcionamento de um conversor catalítico.

Conversando 1. Sabendo que o etanol é o principal combustível utilizado no Brasil, apresente suas reações de combustão completa e incompleta.

2. “O conversor catalítico de um veículo geralmente tem um tempo de vida médio de 80 mil quilômetros rodados. Após esse período, o conversor precisa ser trocado para que a eficiência na redução de gases tóxicos seja mantida”. Pesquise a respeito desse assunto e discuta com seus colegas e familiares sobre a manutenção dada a esse equipamento em um veículo.

3. Ao longo dos anos os impactos causados por produtos de combustão foram sendo percebidos no ambiente e na saúde humana, por isso foi necessário pensar em outras alternativas, como a alteração na composição dos combustíveis, para reduzir o lançamento de gases tóxicos na atmosfera. Pesquise quais foram essas mudanças na composição dos combustíveis. O álcool etílico passou por alterações para que naturalmente começasse a apresentar uma combustão mais completa. O tetraetilchumbo, componente da gasolina, foi substituído pelo etanol, uma vez que o chumbo liberado causava danos à saúde dos profissionais responsáveis pela sua produção e à população exposta aos gases emitidos pelos motores de veículos que o utilizavam.

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Atividades complementares

Resolva as atividades no caderno.

água pode ocorrer com absorção ou liberação de calor. O esquema apresenta as temperaturas da água destilada e das soluções logo após as dissoluções do nitrato de sódio e hidróxido de cálcio em água destilada.

H2 O

H2O + NaNO3

T = 25˚C

H2O + Ca(OH)2

T = 21˚C

ponda às perguntas a seguir. Substância

ΔHºf a 25 ºC (kJ / mol)

H 2O(g)

−241,8

CO 2(g)

−393,5

C H 3OH(ℓ)

−239,0

a ) Escreva em seu caderno a reação de combustão total do metanol e faça seu balanceamento. b ) Com base nas informações do quadro, calcule o ΔH c ombustão da reação.

T = 29˚C

Os gráficos seguintes representam as curvas de solubilidade para as duas substâncias consideradas. CS (g soluto/100 g H2O)

2. Analise as informações do quadro abaixo e res-

Unidade 4

1. (UFSCar-SP) A dissolução de uma substância em

c ) Calcule a massa de CO 2(g) em gramas, que é produzida quando ocorre a combustão de 256 gramas de metanol. Dados: M CH

3 OH

= 32 g / mol e M CO = 44 g / mol 2

3. A reação de formação da amônia está represen-

CS (g soluto/100 g H2O)

tada pela equação:

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

3 H 2 ( g) + N 2 ( g) → 2 N H 3 ( g) Os valores das energias das ligações estão apresentados no quadro seguinte.

curva I

T (ºC)

curva II

T (ºC)

Quanto ao calor liberado ou absorvido na dissolução, o calor de dissolução Δ H diss e a curva de solubilidade, assinale a alternativa que apresenta as propriedades que correspondem, respectivamente, à dissolução do nitrato de sódio e à do hidróxido de cálcio em água. a ) Endotérmica; ΔH diss> 0; curva I. Exotérmica; ΔH diss< 0; curva II. b ) Endotérmica; ΔH diss> 0; curva II. Exotérmica; ΔH diss< 0; curva I. c ) Exotérmica; ΔH diss> 0; curva I. Endotérmica; ΔH diss< 0; curva II. d ) Exotérmica; ΔH diss< 0; curva I. Endotérmica; ΔH diss> 0; curva II. e ) Exotérmica; ΔH diss> 0; curva II. Endotérmica; ΔH diss< 0; curva I.

Ligação

Energia da ligação (kJ / mol)

H−H

436

N≡N

944

H−N

390

a ) Utilizando os dados de energia das ligações, calcule a variação de entalpia que ocorre quando 1 mol de amônia é formado. b ) A reação de formação da amônia é endotérmica ou exotérmica? Justifique.

4. (UFRJ) Em duas lanternas idênticas, carregadas com a mesma massa de carbureto, goteja-se água, na mesma vazão, sobre o carbureto. Na lanterna I, o carbureto encontra-se na forma de pedras e, na lanterna II, finamente granulado. a ) Indique qual das lanternas apresentará a chama mais intensa. b ) Indique qual delas se apagará primeiro. Justifique sua resposta, com base em seus conhecimentos de cinética química. Termoquímica e cinética química

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utilizado como fermento. Sua atuação é através da reação de decomposição apresentada a seguir, que libera gás carbônico: 2 NaHCO 3( s) → Na 2CO 3( s) + CO 2( g) + H 2O( v ) Com base nas informações do quadro abaixo, e aplicando a Lei de Hess, calcule a variação de entalpia para a decomposição do bicarbonato.

1 H 2(g) + ― O 2(g) → H 2O(v ) 2

ΔH 1 = − 242 kJ

C graf + O 2(g) → CO 2(g)

ΔH 2 = − 394 kJ

3 2 Na(s) + C graf + ― O 2(g) → Na 2 CO 3(s) 2

ΔH 3 = − 1 130 kJ

2 Na(s) + 2 C graf + H 2(g) + 3O 2(g) → 2 NaHCO 3(s)

ΔH 4 = − 1 900 kJ

6. Na reação química hipotética X + Y → Z, verificou-se a alteração da concentração do reagente [ X] em função do tempo, segundo o quadro a seguir. [X] (mol / L)

Tempo (s)

0,255

0

0,220

120

0,200

240

0,190

360

0,100

720

De acordo com os dados do quadro, qual a taxa de desenvolvimento média do reagente [ X] , no intervalo de 4 a 6 minutos?

7. (UFPE) Você está cozinhando batatas em água em uma boca do fogão e, na outra, fazendo carne grelhada, tudo em fogo baixo, num fogão a gás. Se você passar as duas bocas do fogão para fogo alto, o que acontecerá com o tempo de preparo? a ) Diminuirá para os dois alimentos. b ) Diminuirá para a carne e aumentará para as batatas. c ) Não será afetado. d ) Diminuirá para as batatas e não será afetado para a carne. e ) Diminuirá para a carne e permanecerá o mesmo para as batatas.

8. Alguns fatores podem alterar a rapidez das reações químicas. Para exemplificar essa teoria, um professor colocou um fio de zinco metálico em duas soluções de ácido sulfúrico (H 2S O 4), uma solução diluída (tubo I) e outra solução concentrada (tubo II). Observe a seguir a ilustração do experimento e sugira uma explicação para os processos ocorridos nesses tubos. I II

9. (Unicamp-SP) Soluções aquosas de água oxigenada, (H 2O 2), decompõem-se em água e gás oxigênio. A figura a seguir representa a decomposição de três soluções de água oxigenada em função do tempo, sendo que uma delas foi catalisada por óxido de ferro (III) (F e 2O 3). Concentração

1 Ilustrações: Rafael Luís Gaion

5. O bicarbonato de sódio ( NaHC O 3 ) é comumente

2 3

Tempo

a ) Qual das curvas representa a reação mais lenta? Justifique em função do gráfico. b ) Qual das curvas representa a reação catalisada? Justifique em função do gráfico.

10. A combustão é uma reação química comum em diversas situações de nossas vidas. Por exemplo: a combustão do gás de cozinha e a queima dos combustíveis que movimentam os veículos.

A combustão total de um mol de metano (CH 4) a 25 ° C e 1 atm serve para obtenção direta de energia em forma de calor, conforme a equação e o gráfico de entalpia pelo caminho da reação representados abaixo. CH 4 + 2 O 2 → 2 H 2O + CO 2

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b ) Além da capacidade de reagir com o oxigênio do ar, dê duas outras características que uma substância deve apresentar para poder ser utilizada como substituto da vitamina C em alimentos processados.

∆Hreação (kJ./mol) estado de transição

100,0

13. As usinas termoelétricas são instalações utilizadas

-75,0

Observando a equação e o gráfico, responda: a ) Qual é a entalpia dos reagentes e produtos? b ) Qual é a entalpia do complexo ativado? c ) Qual a variação de entalpia da reação direta? d ) A reação direta é endotérmica ou exotérmica? Justifique.

11. Dada a reação 2 ​  HCℓ → ​H ​ 2​( g )​  + C​ℓ ​ 2​( g )​  e as seguintes informações,

Unidade 4

caminho da reação

Gerson Gerloff/Pulsar

-965,4

Rafael Luís Gaion

na geração de eletricidade, a par tir do calor gerado pela queima de combustíveis fósseis.

Usina termoelétrica Uruguaiana, em Uruguaiana, RS.

O gás metano é um exemplo desses combustíveis fósseis utilizado nas usinas termoelétricas. Observe a reação de combustão completa deste gás:​ C​H​  4​​​( g ) ​  + 2​ O​  2​​​( g ) ​  →  C​O ​  2​​​( g ) ​  + 2​ H​  2​​O​( v ) ​ ΔH = −800 ​kJ  ⁄  mol​​

Experimento

​​[HCℓ]​​ (em mol/L)

Rapidez (em mol/L 9 min)

1

0,10

​1,  01  ⋅ ​10​​ ​​

2

0,20

​2,  02  ⋅ ​10​​ ​​

3

0,40

4 ​ ,  04  ⋅ ​10​​ ​​

4

0,60

​6,  06  ⋅ ​10​​ ​​

−3

−3

−3

−3

determine: a ) a ordem global da reação. b ) a lei de reação. c ) a constante k da taxa de desenvolvimento.

12. (Fuvest-SP) A vitamina C é muito utilizada como aditivo de alimentos processados. Sua propriedade antioxidante se deve à capacidade de ser oxidada pelo oxigênio do ar, protegendo da oxidação outras substâncias presentes nos alimentos. Um certo alimento processado, inicialmente embalado a vácuo, é aberto e armazenado sob duas condições diferentes: I ) em refrigerador a 4​ ​°C; II ) em armário fechado à temperatura ambiente (25​ ​° C). a ) Mostre em um gráfico como varia o teor de vitamina C com o tempo para cada uma dessas condições. Identifique as curvas e explique comparativamente o compor tamento delas.

Considerando uma termoelétrica que utiliza o gás me9 tano e que apresenta uma produção de 2 ​ ,4 ⋅ 1 ​ 0​​  ​kJ ⁄ hora​​ de energia elétrica, qual será a massa aproximada de ​C​O​  2​​(​g)​  lançada na atmosfera?

a ) 1 ​tonelada ⁄ hora​​

d ) 132 ​​toneladas ⁄ hora​​

b ) 3 ​toneladas ⁄ hora​​

e ) 163 ​​toneladas ⁄ hora​​

c ) 33 ​toneladas ⁄ hora​​

14. (Fuvest-SP) O “besouro bombardeiro” espanta seus predadores expelindo uma solução quente. Quando ameaçado, em seu organismo ocorre a mistura de soluções aquosas de hidroquinona, peróxido de hidrogênio e enzimas, que promovem uma reação exotérmica, representada por: ​​C​  6​​​H​  4(​​​​ OH) ​​ 2(​​​ aq ) ​  + ​H​  2​​​O​  2(​​​ aq ) ​  → ​C​  6​​​H​  4​​​O​  2(​​​ aq ) ​  +  2 ​H​ 2​​O(​ ℓ) ​​ O calor envolvido nessa transformação pode ser calculado, considerando-se os processos: ​C​  6​​​H​  4​​​​(OH) ​​  2​​​( aq ) ​  → ​C​  6​​​H​  4​​​O​  2​​​( aq ) ​  + ​H​  2​​​( g) ​   

ΔH°= + ​​177  kJ/mo​l​​ ​ 1 ​H ​ ​  2​​O​(ℓ) ​​​  + ​  ―  ​​​​ O​  2(​​​​​​​ g) ​  → ​H​  2​​​O​  2​​​( aq ) ​​ 2   ΔH° = +95  kJ/mo​l​​ ​ 1 ​​H​  2​​O​(ℓ) ​  → ​  ―  ​  ​O​  2(​​​ g) ​  + ​H​  2(​​​ g) ​ 2   ΔH° = +  286  kJ/mo​l​​ ​.​ Assim sendo, o calor envolvido na reação que ocorre no organismo do besouro é: a ) ​5 58 ​k J/mol​

d ) + 558 ​k J/mol​

b ) ​−​204 ​k J/mol​

e ) + 585 ​k J/mol​

c ) ​−1 ​ 77 k​ J/mol​ Termoquímica e cinética química

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Explorando o tema

Biodiesel

Infográfico

O biodiesel é um combustível biodegradável derivado de fontes renováveis, como óleos vegetais e gorduras animais. Ele é menos poluente que os combustíveis fósseis, podendo substituir total ou parcialmente o diesel de petróleo. A mistura entre os dois combustíveis é classificada de acordo com a porcentagem de biodiesel adicionado. Por exemplo, uma mistura com 7% de biodiesel e 93% de diesel de petróleo é chamada B7, já o biodiesel puro é denominado B100, o qual é obrigatoriamente adicionado ao diesel de petróleo em proporções que variam conforme a legislação em vigor. Essa adição ajuda a reduzir as emissões de gases poluentes.

Tamires Azevedo

No Brasil existem diferentes espécies de oleaginosas para produzir o biodiesel, entre elas estão a mamona, o girassol, o amendoim, o dendê, o babaçu, o algodão e a soja. Quanto à origem animal, o sebo bovino e a gordura suína são as principais matérias-primas para a fabricação de biodiesel. fotossíntese

sementes

oleaginosas

1

colheita

sol Parte do dióxido de carbono liberado na queima do diesel é consumido pelas plantas no processo de fotossíntese, liberando gás oxigênio e fechando o ciclo.

8

2

1 São cultivadas plantas oleaginosas (principalmente soja, girassol e mamona).

Após a seleção e limpeza dos grãos ou sementes, é feita a extração do óleo, um processo que pode ser mecânico ou feito por meio de solventes. No processo mecânico, os grãos ou sementes são esmagados separando o óleo do farelo, já na extração por solventes, as substâncias apolares retiram os óleos das sementes. Algumas usinas usam os dois processos conjugados por considerarem mais proveitoso.

4

CO2

O óleo refinado segue então para o processo de transesterificação, no qual é adicionado álcool (etanol ou metanol) em excesso que reage com os triglicerídeos (óleo refinado), formando ésteres (biodiesel) e glicerol. As soluções alcalinas de hidróxido de sódio ou potássio são usadas como catalisadoras da reação.

7 A adição de biodiesel ao diesel de petróleo reduz drasticamente a emissão de poluentes. O diesel é utilizado por veículos automotores. 7

extração

2

8

6

3

O biodiesel então é tratado, e após essa etapa o biodiesel puro é conhecido como B100.

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refino

óleo refinado

biodiesel 4

transesterificação

5 Na sequência, seguem os processos para separar o biodiesel do glicerol. O glicerol é concentrado e vendido para as indústrias, principalmente farmacêutica, cosmética e alimentícia.

5

separação

glicerol

}

indústria farmacêutica indústria cosmética indústria alimentícia

204 204

3

O óleo bruto passa pelo processo de refino (purificação e neutralização), transformando-se em óleo refinado composto basicamente de triglicerídeos.

veículos automotores

6

óleo bruto

álcool

6/10/16 7:52 PM


Unidade 4

Ric A l a k Pi my sio\ St o R W ck P P Ph ho ot tog o/ L a r aph t in s to y/ ck

Marinha dos EUA lança 1o destróier movido a gordura de carne [...] A marinha americana lançou nesta semana o primeiro destróier de mísseis parcialmente movido por biocombustível feito a partir de gordura de carne bovina. O contratorpedeiro “ecológico” [...] é parte de um ambicioso plano chamado de “A grande frota verde”, que consiste em ter 50% dos navios de guerra movidos a energias alternativas, como eólica, solar e biocombustíveis diversos, dentro de quatro anos. Por enquanto, o mix de abastecimento dos navios é de apenas 10% de biocombustíveis e 90% de petróleo – um passo pequeno, é verdade, mas muito importante para um país que busca reduzir a importação e dependência do combustível fóssil. Destróier, USS Stockdale (DDG 106), o A gordura usada na produção do biocombustível vem de resíduos contratorpedeiro de carne fornecidos por agricultores do Centro-Oeste dos EUA. [...] “ecológico”. [...] “O uso de energia renovável pela marinha representa sua capacidade de diversificar as fontes de energia, e também a capacidade da nossa nação de transformar um resíduo em uma fonte de produção nacional limpa, biocombustíveis avançados que atendem às necessidades de transporte”, disse o secretário de agricultura do país, Tom Vilsac. BARBOSA, Vanessa. Marinha dos EUA lança 1o destróier movido a gordura de carne. Exame.com, Abril Comunicações S.A. 22 jan. 2016. Mundo. Disponível em: <http://exame.abril.com.br/mundo/noticias/ marinha-dos-eua-lanca-1o-destroier-movido-a-gordura-de-carne>. Acesso em: 29 abr. 2016.

3

Produção Nacional de Biodiesel Puro – B100 (em m )

3 937 269

4 000 000 3 422 210 3 000 000

Renan Fonseca

Metros cúbicos de B100

2 917 488 2 672 760 2 717 483 2 386 399

2 000 000 1 608 448 1 167 128 1 000 000 404 329 0

736

69 002

2005

2006

2007

2008

2009

2010

2011

2012

2013

2014

2015

Ano

Gráfico elaborado com base em: ANP. Produção Nacional de Biodiesel Puro – B100. Disponível em: <www.anp.gov.br/?dw=8740>. Acesso em: 1o mar. 2016.

a ) Quais são as vantagens econômicas e ambientais na substituição do diesel de petróleo pelo biodiesel? b ) O Programa Nacional do Álcool (Proálcool), criado na década de 1970, foi uma iniciativa do governo brasileiro para intensificar a produção e o consumo de etanol para substituir a gasolina. Pesquise e escreva em seu caderno resumidamente quais foram os motivos para a criação e a descontinuação do programa.

Veja as respostas das questões desta seção nas Orientações para o professor.

c ) O principal biocombustível produzido no Brasil é o etanol, feito a partir da cana-de-açúcar. Os automóveis que circulam no país usam duas categorias de etanol, o hidratado e o anidro. Pesquise sobre essas duas categorias e a sua utilização. Termoquímica Termoquímicaeecinética cinéticaquímica química

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205

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unidade

Equilíbrio químico

Ser vivo adulto Vitória-régia (Victoria amazonica): pode atingir até 4 metros de altura e 2 metros de diâmetro.

Vitória-régia, a estrela-d’água amazônica.

206

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A planta de origem amazônica Victoria amazonica, conhecida como vitória-régia (nome dado pelo botânico inglês John Lindley para homenagear a rainha Vitória), é uma planta aquática com flores brancas ou rosadas, fortemente perfumadas que, em geral, podem atingir até 30 cm de diâmetro. Suas folhas são flutuantes e enquanto são jovens possuem o formato de coração, desenvolvendo-se até a fase adulta, quando passam a ter formato circular. Elas podem atingir até 2,5 metros de diâmetro, com bordas que ficam até 10 cm fora da água. Essas folhas formam redes de canais que ajudam a escoar a água da chuva e suportam até 40 quilogramas quando são bem distribuídos em sua extensão. Por meio de pecíolos com espinhos flexíveis (evitam a herbivoria), as folhas se ligam ao rizoma, o qual fica no fundo do rio ou do lago, sendo rico em amido, ferro e sais minerais. Apesar de sua aparência robusta, a vitória-régia é uma planta delicada que não resiste a baixas temperaturas. As respostas destas questões estão nas Orientações para o professor.

A A vitória-régia é uma planta que flutua na superfície da água e que pode cobrir praticamente todo o espelho-d’água. Em sua opinião, isso provocaria algum desequilíbrio no lago? Justifique sua resposta. B Cite alguns fatores naturais que podem causar mudanças no desenvolvimento de seres vivos aquáticos, como plantas e animais. C O aquecimento global pode ser considerado um fator de desequilíbrio do ambiente amazônico? Justifique sua resposta.

Artur Keunecke/Pulsar

D Cite um fator não natural que pode causar desequilíbrio no ecossistema amazônico.

207

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Alec Boucher/Demotix/ Corbis/Latinstock

capítulo

Escultura de rochas equilibradas umas sobre as outras em Ottawa, Canadá.

B. Equilíbrio estático, pois, em relação às rochas naturais presentes nas margens do rio, elas estão em repouso.

Equilíbrio dinâmico: é aquele no qual as quantidades de reagentes e produtos se mantêm constantes durante a ocorrência da reação química. Esse equilíbrio ocorre em processos químicos reversíveis cujas taxas de desenvolvimento são constantes e diferentes de zero. Equilíbrio estático: esse tipo de equilíbrio pode ocorrer, por exemplo, ao final de uma reação química irreversível. Nesse caso, a sua taxa de desenvolvimento é constante, porém, igual a zero.

208

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Processos reversíveis

A. Resposta pessoal. Espera-se que os alunos respondam que se trata de um processo que tem a propriedade de retornar ao estado inicial.

Essas curiosas esculturas feitas de pedaços de rochas em equilíbrio, provavelmente, chamaram a sua atenção por causa da forma como elas estão dispostas, que representa o equilíbrio estático. Contudo, se observarmos bem essa imagem, perceberemos outros sistemas em equilíbrio. Por exemplo, a água doce e fresca do rio é própria desse ambiente, pois apresenta diferentes temperaturas, pH, densidades e quantidades de sais solubilizados e de minerais. Todos esses aspectos compõem o equilíbrio dinâmico. Esse equilíbrio depende de vários fatores, dos quais se destacam a composição química da mistura que forma a água do rio, o tipo de substrato do fundo do rio, a temperatura e a pressão da água, entre outros. Dependendo dos fatores externos, como temperatura e pressão, a composição física e química da água pode ser alterada. Essas alterações podem estar relacionadas tanto a processos reversíveis quanto a processos irreversíveis. A Em sua opinião, em que consiste um processo reversível? B Em relação às rochas naturais que estão nas margens do rio, as esculturas da imagem acima representam um equilíbrio estático ou dinâmico? C Considere um sistema formado pelos objetos A e B, inicialmente com temperaturas diferentes. Ao serem colocados em contato, eles trocam calor entre si espontaneamente, até que em um dado instante suas temperaturas se igualam. Nesse contexto, o processo inverso ocorreria espontaneamente, de modo que A e B voltariam a ficar com temperaturas diferentes? Com essa questão, espera-se que os alunos percebam que estando os objetos A e B em equilíbrio térmico, portanto estável termicamente, não ocorreria o processo inverso espontaneamente fazendo que o sistema saísse do estado de equilíbrio.

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Processos reversíveis e processos irreversíveis

Maksim Shmeljov/Shutterstock.com

Se à temperatura ambiente deixarmos alguns cubos de gelo em um copo sobre uma mesa, após certo período a água no estado sólido sofrerá fusão, passando para o estado líquido. 1 É possível que o estado líquido da água torne-se estado sólido, ou seja, que a água volte ao seu formato inicial (antes da fusão)? Se isso for possível, como poderia ser feito?

2 Depois de queimar uma folha de papel, seria possível fazê-la voltar ao seu estado inicial? Justifique. Não, pois ocorre uma reação química que altera permanentemente os reagentes.

3 Todas as reações químicas são processos químicos irreversíveis? Não. Há processos químicos reversíveis e irreversíveis.

Há processos químicos reversíveis e outros irreversíveis. A situação exemplificada no item 2, a queima de um combustível, refere-se a um processo irreversível. Essa reação dura enquanto houver reagentes, e não há como regenerá-los, como é o caso do papel totalmente consumido pela combustão. Podemos analisar, por exemplo, a combustão completa do GNV.

Água no estado sólido como cubos de gelo.

Unidade 5

Desconsiderando se o processo é ou não espontâneo, pode-se dizer que alguns processos físicos, como as mudanças de estado físico das substâncias, são reversíveis porque o produto tem a propriedade de retornar ao estado inicial. Por isso, os cubos de gelo derretidos podem retornar ao estado sólido.

1. Sim, pois essa água poderia ser colocada em um congelador. Nesse processo, a água cederia calor ao congelador até atingir a temperatura de solidificação, passando para o estado sólido novamente.

1 CH 4(g) + 2 O 2(g) → 1 CO 2(g) + 2 H 2O(v ) principal componente do gás natural veicular (GNV)

Em solos calcários, por exemplo, as cavernas são formadas pela

C O 3 (aq ) em água e pelo dióxido de ( ) carbono (C O 2(g)), formando estalactites e estalagmites. Essa reação 2−

dissolução de carbonatos

química é um processo reversível, como mostra a imagem ao lado. 2+

(aq) + 2 HCO1− 3 ( aq ) Andre Dib/Pulsar

⎯⎯ ⇀ 1 Ca 1 CaCO 3(s) + H 2O(ℓ) + 1 CO 2 ↽

processo reversível Gruta da Torrinha em Iraquara, Bahia.

Observe que os produtos da primeira reação são os reagentes da segunda reação, e vice-versa. Se essas duas reações ocorrem ao mesmo tempo, em um único meio, dizemos que é um processo reversível, pois se deslocam nos dois sentidos de maneira simultânea. Portanto, as reações químicas reversíveis ocorrem nos sentidos direto e inverso. Assim, o processo químico reversível, relativo à formação de cavernas citado anteriormente, pode ser detalhado da seguinte maneira: 1 CaCO 3(s) + 1 H 2O(ℓ) + 1 CO 2(g) ⎯→ 1 Ca 1 Ca

2+

(aq) +

2+

(aq) +

1−

2 HCO 3 (aq )

2 HCO 3 (aq ) ⎯→ 1 CaCO 3(s) + 1 H 2O(ℓ) + 1 CO 2(g) 1−

( I) (II)

As reações (I) e (II) podem ser representadas em equilíbrio da seguinte forma: 1 CaCO 3(s) + H 2O(ℓ) + 1 CO 2

reação direta reação inversa

1 Ca

2+

1−

(aq) + 2 HCO3 (aq)

As duplas setas indicam processo reversível. A seta para a direita ( ) indica reação direta, e a seta para a esquerda ( ) indica reação inversa. Se uma seta estiver com tamanho diferente da outra, significa que a velocidade com a qual as reações se processam são diferentes. Quanto maior a seta, maior é a velocidade da reação. Equilíbrio químico

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209

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No caso da formação rochosa que acabamos de estudar, o sistema atingiu equilíbrio químico. Em Química, a uma determinada temperatura, se a reação reversível está em estado de equilíbrio (equilíbrio químico), os módulos das taxas de desenvolvimento das reações direta e inversa serão iguais e diferentes de zero (equilíbrio dinâmico). Assim, no equilíbrio químico, as reações direta e inversa ocorrem ininterruptamente.

A uma dada temperatura, no estado de equilíbrio químico: r​ apidez​ de reação​  direta​​​​ = r​​​ apidez de reação​  inversa​​​​  ≠ 0​ ​​T​  reaçã​o​ 

T ​​ ​  reaçã​o​  direta​​​​​ ​​​​ ​(velocidad​e​ 

​​​

​​​​ ​(velocidad​e​ 

direta​​) ​

​​​

inversa​​

​​​

inversa​​) ​

Estudo gráfico e constante de equilíbrio dos participantes de uma reação reversível Ao analisarmos a equação que representa a produção da amônia, podemos notar que a quantidade obtida experimentalmente é menor que a proporção dada na equação química. Isso acontece porque uma parte da amônia produzida é decomposta, regenerando seus gases de origem, que são os gases hidrogênio e nitrogênio. Visto isso, vamos considerar a equação da reação de decomposição da amônia. ​ ⎯ ​2​  NH​  3​​​(g) ​ ↽ ​  ⎯       ​​1  N​  2​​​(g) ​​ + 3  H​  2​​​(g) ​​  ⇀ Dados obtidos experimentalmente podem ser organizados em um quadro como o apresentado ao lado.

Número de mol

Tempo (min)

​​NH​ 3​​​

​​N2​  ​​​

​​H2​  ​​​

0

8

0

0

5

6,7

0,65

1,95

25

4

2

6

35

4

2

6

45

4

2

6

50

4

2

6

Com os dados experimentais, podemos construir um gráfico que representa a decomposição da amônia. O gráfico mostra a variação em quantidade de matéria das substâncias envolvidas no processo de decomposição da amônia. Inicia-se a reação de decomposição com 8 mol de gás amônia em um balão de 2 L, ​ 00 ° C​. a uma temperatura de 5

Quantidade de matéria dos participantes da decomposição da amônia em função do tempo Número de mol 10 8

que proporção os reagentes e produtos são consumidos numa reação química? O consumo e a produção das substâncias envolvidas ocorrem em conformidade com os seus coeficientes estequiométricos.

6

H2

4

NH3

2

N2

0 5

25

35

45 50

Tempo (min)

Rafael Luís Gaion

4 Como podemos saber em

210

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A partir da observação da representação gráfica, é possível concluir que no instante 5 min havia sido consumido 1,3 mol de ​​NH​ 3​​​, e que houve a produção de 0,65 mol de ​​N​ 2​​​ e 1,95 mol de H​  ​​ 2​​​.

Observe que essas variações de quantidades das substâncias envolvidas na reação são proporcionais aos coeficientes estequiométricos. Assim, para o instante 5 min, tem-se: ​​NH​ 3​​​ Coeficientes Consumo

​​N2​  ​​​

​​H2​  ​​​

1

3

0,65 mol

1,95 mol

2 1,3 mol

Produção

Unidade 5

A ​500 ° C​, no instante 25 min, a reação entra em equilíbrio dinâmico, ou seja, a reação continua ocorrendo nos dois sentidos com a mesma rapidez de reação. Assim, para o instante 25 min, tem-se: ​​NH​ 3​​​ Coeficientes Consumo

​​N2​  ​​​

​​H2​  ​​​

1

3

2 mol

6 mol

2 4 mol

Produção

O quadro mostra que a partir do instante 25 min não há variação na quantidade de matéria do sistema, isto é, continua em equilíbrio dinâmico na temperatura de ​500 ° C​. Rapidez da reação direta

As expressões da rapidez de reação para as reações direta ​​T ​ reaçã​o​ 

​​e inversa

direta​

​T ​ reaçã​o​ 

​ podem ser representadas da seguinte maneira:

inversa​

2

​​​T​  reação​​​ 

​​  = ​k​  1​​  ⋅ ​​[​N H​  3​​] ​​​ ​​

​​  direta​​

3

​​​T​  reação​​​ 

​​  = ​k​  2​​  ⋅ ​[​N​  2​​]​  ⋅ ​​[​H​  2​​]​​​ ​​

​​  inversa​​

Essas expressões de rapidez de reação podem ser representadas graficamente como apresentado abaixo. Tempo

Diagrama da rapidez de reação em função do tempo para uma reação reversível Rapidez da reação direta

Rapidez da reação inversa

Rapidez da reação (reversível)

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Treação

= Treação

À medida que

Rapidez da reação inversa ​​  ↓.​

direta​​

À medida que

inversa

Tempo

Tempo

Tempo ​​[​NH​  3​​]​  ↓   ⇒ ​ T​  ​reação​ 

direta

Tempo de equilíbrio

​​ ​N​  2​​]​  ↑ e ​[​H​  2​​]​  ↑   ⇒ ​ T​  ​reação​  ​​  ↑.​ [ inversa​​

No instante em que o valor numérico da rapidez de reação da reação direta se iguala à da inversa, ambas continuam a ocorrer e as suas concentrações se mantêm constantes. Dessa forma, a reação adquire equilíbrio químico, ou seja, equilíbrio dinâmico. Equilíbrio químico

Tempo

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211

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Assim, para a reação de decomposição da amônia, na temperatura de 5 ​ 00 ° C​, no instante de 25 min, o sistema reversível atinge o equilíbrio químico. Então, a rapidez de reação no sentido direto é igual à rapidez de reação no sentido inverso. Ao aplicar essa condição de igualdade às expressões de rapidez, tem-se:

••No equilíbrio dinâmico: ​​​T​  reação​​​  ​​ 

​​  = ​​T​  reação​​​ 

direta ​​

​​​

​​  inversa​​

2

3

​​k​  1​​  ⋅ ​​[​N H​  3​​]​​​ ​  = ​k​  2​​  ⋅ ​[​N​  2​​] ​  ⋅ ​​[​H​  2​​] ​​​ ​​ Ao dividir ​​​T​  reação​​​ 

​​​ pela ​​​T ​  reação​​​ 

​​  direta​​

​​​, temos:

​ inversa​

2

​k​  1​​  ⋅ ​​[​N H​  3​​]​​​ ​ ―――――――― ​​      ​  =  1​    3

​k​  2​​  ⋅ ​[​N​  2​​] ​  ⋅ ​​[​H​  2​​]​​​ ​

Isolando-se as constantes de proporcionalidade da equação de rapidez de reação das reações envolvidas, obtém-se a equação da reação de decomposição da amônia. 3

​[​N​  2​​]​  ⋅ ​​[​H​  2​​]​​​ ​ ​k​  1​​ ――  ​​ ​​   ​   = ―――――――  ​        2 ​k​  2​​ ​​[​N H​  3​​]​​​ ​ Assim, para a reação de decomposição da amônia, a constante de equilíbrio ​K​ c​​ é ​k​  1​​ numericamente igual a ​​K​  c​​  = ​ ―― ​​,   então: ​k​  2​​ 3 ​ ​N​  2​​]​  ⋅ ​​[​H​  2​​] ​​​ ​ [  ​​ ​​K​  c​​  = ―――――――     ​     2

​​[​N H​  3​​]​​​ ​

Em que:

K ​​ ​ c​​​ é a constante de equilíbrio em termos das concentrações em quantidade de matéria (a uma dada temperatura). Ao montar a expressão da constante de equilíbrio, ​K​ c​, só devem figurar as concentrações em quantidade de matéria que sofrem variação ao decorrer da reação química. Assim, entram nessa expressão as substâncias em soluções aquosas ou gasosas. Substâncias no estado sólido ou líquidos puros mantêm sua concentração constante, logo o seu valor já está incluído no valor da constante de equilíbrio.

Se na reação existir uma substância no estado gasoso, a constante de equilíbrio em termos das concentrações em quantidade de matéria pode ser expressa em termos de pressão parcial ​K​ p​. Assim, para a reação de decomposição da amônia, a constante de equilíbrio expressa em termos de pressão parcial das substâncias participantes (no estado gasoso) é: 3 ​(​p​ ​N​  ​​)​​  ​  ⋅ ​​(​p​ ​H​  ​​)​​  ​​​ ​ 2 2 ​​K​  p​​  = ――――――     ​      ​​ 2

​​(​p​ ​N H​  ​​​​) ​​​ ​ 3

Em que p indica a pressão parcial das substâncias participantes (no estado gasoso).

Grau de equilíbrio ​α​ O grau de equilíbrio, representado por ​α​, é a razão entre a quantidade de reagente consumido até atingir o equilíbrio e sua quantidade inicial. Assim, pode ser representado como: quantidade de matéria do reagente consumido ​α = ​  ―――――――――――――――――――  ​​             quantidade de matéria inicial do reagente

212

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Atividades resolvidas R1. (Fuvest-SP) ​N ​ ​ 2​O ​ 4​​e ​N​O ​ 2​​, gases poluentes do ar, encontram-se em equilíbrio, como indicado:

​1 ​N ​  2​​​O​  4​​

2 N​O​  2​​​

Em uma experiência, nas condições ambientes, introduziu-se 1,50 mol de ​​N​  2​​​O​  4​​​ em um reator de 2,0 litros. Estabelecido o equilíbrio, a concentração de N ​ ​O ​ 2​​​ foi de 0,060 mol/L. Qual o valor da constante de equilíbrio ​​K​ c​​​, em termos de concentração, desse equilíbrio?

Resolução: A concentração inicial de N​  ​​ 2​​​O​  4​​​ pode ser dada por: inicial

1,50 mol  ​   ⇒ 0,75 mol/L​ ​​  = ​ ――――   2,0 L Unidade 5

​​​[​N​  2​​​O​  4​​] ​​ 

Colocando-se os dados relativos às etapas (início, consumo/produção e equilíbrio) do sistema reversível, tem-se: ​1 ​N​  2​​​O​  4​​​ Início

​2 N​O​  2​​​

0,75 mol/L

0,00

Consumo/Produção Equilíbrio

0,060 mol/L

Vê-se que no equilíbrio há 0,060 mol/L de ​N ​O​ 2​​​. Como no início a quantidade dessa substância era zero, considera-se que houve produção de 0,060 mol/L. ​1 ​N​  2​​​O​  4​​​ Início

​2 N​O​  2​​​

0,75 mol/L

0,00

Consumo/Produção

0,060 mol/L

Equilíbrio

0,060 mol/L

Dada a proporção estequiométrica das substâncias envolvidas, e considerando que houve produção 0,060 mol/L de N ​ ​O​ 2​​​, cujo coeficiente estequiométrico é 2, significa que proporcionalmente houve consumo de 0,030 mol/L de ​​N​ 2​​​O​  4​​​, cujo coeficiente é 1. Assim, no equilíbrio tem-se 0,72 mol/L de N​  ​​ 2​​​O​  4​​​. ​1 ​N​  2​​​O​  4​​​ Início

​2 N​O​  2​​​

0,75 mol/L

Consumo/Produção

0,030 mol/L

Equilíbrio

0,72 mol/L

0,00 0,060 mol/L 0,060 mol/L

Após a determinação dos valores relativos ao equilíbrio, é possível determinar o valor da constante de equilíbrio ​K ​ ​  c​​​, em termos de concentração em quantidade de matéria. A expressão dessa constante é: 2 ​​ ​N O​  2​​] ​​​ ​ [ ​K ​ ​  c​​  = ​ ――――  ​  ​  ​[​N​  2​​​O​  4​​]​ Substituindo-se os valores do equilíbrio: 2

(​​ 0, 060) ​​​ ​  ​ ⇒​ ​K ​ ​  c​​  =  ​ ――     ​(0, 72) ​

−3

​K ​ ​  c​​  = 5 ⋅ ​10​​ ​​

Equilíbrio químico

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213

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R2. Considere que 4,0 mol de ​H​ 2​(g)​ e 4,0 mol de ​I​ 2​(g),​  em um recipiente de 2,0 litros, atingem a condição de equilíbrio a ​500 ° C​, cuja constante de equilíbrio K ​​ ​ c​​ é igual a 64. Determine a concentração em mol/L de HI no equilíbrio.

Resolução: Determinando-se as concentrações iniciais das substâncias participantes, tem-se: ​​​[​H​  2​​]​​ 

inicial

4,0 mol  ​   ⇒ 2,0 mol/L​ ​​  = ​  ――――   2,0 L

​​​ ​I​  2​​] ​​  [

inicial

4,0 mol  ​   ⇒ 2,0 mol/L​ ​​  = ​  ――――   2,0 L

Lançando-se os dados no quadro abaixo:

Início

​1​ H​  2​​​(g) ​​

​1​ I​  2​​​(g) ​​

​2 HI (g)​

2,0 mol/L

2,0 mol/L

0,00

Consumo/Produção Equilíbrio

Considerando-se que foi consumido ​x mol / L​ de ​​H​ 2​​(g)​, é possível completar o quadro da seguinte maneira:

Início

​1​ H​  2​​​(g) ​​

​1​ I​  2​​​(g) ​​

​2 HI (g)​

2,0 mol/L

2,0 mol/L

0,00

​x mol / L​

​x mol / L​

​2  ⋅  x mol / L​

​​(2,0 − x) ​ mol / L​

(​​ 2,0 − x) ​ mol / L​

​2  ⋅  x mol / L​

Consumo/Produção Equilíbrio

Substituindo-se na expressão da constante de equilíbrio, obtém-se: 2

[​​ HI]​​​ ​

2

(​​ 2 ⋅ x) ​​​ ​  ​​  ​  ⇒  64 =  ​ ―――――――― ​​K​  c​​  =  ​ ――――――            ​(2,0 − x) ​  ⋅ ​(2,0 − x) ​ ​[​H​  2​​]​  ⋅ ​[​I​  2​​]​ 2

(​​ 2 ⋅ x) ​​​ ​

2

   ​​   . Logo: que equivale a ​​8​​ ​  =  ​ ――――― 2 (​​ 2,0 − x) ​​​ ​ __

_________

2

​​(2 ⋅ x) ​​​ ​ 2 ⋅ x ​​√ ​8​​ ​​   = ​  ―――――  ​​  ​         ​​    ⇒ 8 = ​ ―――― 2 2,0 − x (​​ 2,0 − x) ​​​ ​ 2

Assim: 8 ​   ⋅ ​(2,0 − x) ​  = 2 ⋅ x ⇒ 16 − 8x = 2x ⇒ 10x = 16 ⇒​ ​x   = 1,6​. Logo:

Equilíbrio

​1​ H​  2​​​(g) ​​

​1​ I​  2​​​(g) ​​

(​ 2,0  −  x) mol / L

​(2,0  −  x) mol / L

2 HI​( g) ​ ​2  ⋅  x mol / L ​

2,0 − 1,6 = 0,4 ∴ 0,4 mol/L​ 2,0 − 1,6 = 0,4 ∴ 0,4 mol/L​

2 ⋅ 1,6 = 3,2 ∴ ​​3,2 mol/L​

Dessa forma, a concentração em mol/L de HI no equilíbrio é igual a 3,2 mol/L. Ao completar adequadamente o quadro, a 5 ​ 00 °  C​, tem-se: ​1​ H​  2​​​(g) ​​

​1​ I​  2​​​(g) ​​

2 HI​( g) ​

Início

2,0 mol/L

2,0 mol/L

0,00

Consumo/Produção

​1,6 mol / L​

1,6 mol/L

​3,2 mol / L​

Equilíbrio

​0,4 mol / L​

0,4 mol/L

​3,2 mol / L​

214

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Química em foco Equilíbrios químicos em nosso corpo

Unidade 5

Maksym Poriechkin/Shutterstock.com

Em nosso corpo ocorrem, várias reações químicas reversíveis. Elas se referem a processos químicos que, além de geralmente serem imperceptíveis, se encontram em equilíbrio. No entanto, por ação de algum agente externo, tais sistemas reversíveis tendem a perder momentaneamente esse equilíbrio. Alguns desses equilíbrios químicos em nosso organismo são avaliados e podem necessitar da atenção especial de alguns profissionais. Seguem alguns exemplos de situações cotidianas. Dentista atendendo uma paciente.

Os dentistas têm conhecimento aprofundado em reações químicas referentes à boca e aos dentes. Sendo assim, eles têm aptidão para fazer tratamentos adequados para restabelecer a saúde bucal de seus pacientes.

Na constituição do esmalte dentário há a substância hidroxiapatita (C a 5(PO 4) OH). 3 Na boca, a saliva ajuda a manter o equilíbrio entre a mineralização e a desmineralização da hidroxiapatita, além de manter o pH bucal próximo à neutralidade. Ca 5(PO 4) OH(s) 3

desmineralização mineralização

5 Ca

2+

1− (aq) + 3 PO3− 4 ( aq ) + OH ( aq )

De acordo com a reação, após a ingestão de alimentos, a ação de alguns dos microrganismos presentes naturalmente em nossa boca tende a promover a fer1+ mentação dos alimentos. Assim, são produzidos alguns ácidos que liberam íons H , 1− os quais reagem com os íons OH , deslocando o equilíbrio dessa reação química para a direita. Esse deslocamento tende a promover a desmineralização da hidroxiapatita presente no esmalte dentário. Deslocamento de equilíbrio da reação + com a adição de H .

O flúor nos cremes dentais ajuda a preve1− nir as cáries, pois os íons F substituem al1− guns dos íons OH presentes no esmalte

dentário, formando a fluorapatita (C a 5(PO4) F), 3 resistente a ataques ácidos.

Deslocamento de equilíbrio Rafael Luís Gaion

Observe o que acontece ao adicionar gotas de limão a certa solução aquosa composta pelo íon cromato (CrO 4 ). 2−

2−

2 CrO4 (aq ) + 2 H

1+

(aq)

2−

2 C r 2O 7 (aq ) + H 2O (ℓ) Equilíbrio químico

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5 O que você pode observar em relação à cor da solução, após a adição de gotas de limão, que é uma substância ácida? A solução passou de amarela para alaranjada. Martinie/Roger Viollet/Getty Images

Em um sistema químico em equilíbrio, a rapidez da reação direta é igual à da reação inversa e diferente de zero. As concentrações dos participantes se mantêm constantes e, se não houver ação de agente externo, tende a continuar em equilíbrio. Se houver ação de um agente externo, o sistema tende a reagir com o objetivo de minimizar os efeitos dessa ação. É o que ocorre quando se adiciona gotas 2− de limão a certa solução aquosa composta por CrO4 . Em 1884, o químico francês Henri Louis Le Chatelier (1850-1936) enunciou o seguinte princípio:

Henri Louis Le Chatelier.

Quando sobre um sistema em equilíbrio atua um fator externo (variação de concentração, de pressão ou de temperatura), o sistema tende a se deslocar no sentido de contrariar a ação desse fator. O Princípio de Le Chatelier, também conhecido como “Princípio da fuga ante a força”, permite prever a influência da ação de um fator externo sobre um sistema em equilíbrio. Os fatores que podem deslocar o equilíbrio de um sistema são a concentração, a pressão e a temperatura. A seguir, analisemos cada um desses fatores.

• Considerando o sistema em equilíbrio genérico X

+ Y Z + W, se houver variação da concentração de participante da reação química, tem-se: Efeito

Deslocamento do equilíbrio

Aumento da [X] e/ou [Y]

para a direita (

Diminuição da [X] e/ou [Y]

para a esquerda (

)

Aumento da [Z] e/ou [W]

para a esquerda (

)

Diminuição da [Z] e/ou [W]

para a direita (

Exemplo: H 2(g) + C ℓ 2(g) Efeito

)

)

2 HCℓ(g) Deslocamento do equilíbrio

Aumento da [ H 2]

para a direita (

)

Diminuição da [ C ℓ 2]

para a esquerda (

)

Aumento da [HCℓ]

para a esquerda (

)

Diminuição da [ HCℓ]

para a direita (

)

Em nível atômico-molecular, podemos correlacionar a quantidade das espécies envolvidas para a reação H 2(g) + Cℓ 2(g) 2 HCℓ(g), como no aumento da [HCℓ] , conforme a ilustração abaixo. C2

de [HCℓ]

Rafael Luís Gaion

As moléculas ilustradas são representações de modelos artísticos. As cores e as proporções não são reais.

aumento da concentração

H2 HC

o aumento da [HCℓ] desloca o equilíbrio no sentido da formação das espécies H 2 e Cℓ 2.

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deslocamento desse equilíbrio se ele puder sofrer variação de volume. Assim: Efeito

Deslocamento do equilíbrio

Aumento da pressão (sobre um sistema que contenha substância no estado gasoso)

para o lado em que há contração volumétrica

Diminuição da pressão (sobre um sistema que contenha substância no estado gasoso)

para o lado em que há expansão volumétrica

Exemplos: A Decomposição da amônia ⇀ 1N 2(g) + 3H 2(g) ⎯⎯ 2 NH 3(g) ↽ 2 volumes

Nos equilíbrios em que há líquidos ou sólidos e não existem gases, as variações de pressão produzem variações de volumes desprezíveis, assim praticamente não há deslocamento do equilíbrio. Conclui-se que, se atuar o fator pressão sobre um sistema em equilíbrio, a variação de volume é determinada praticamente pelas substâncias no estado gasoso.

4 volumes

Efeito

Unidade 5

• Considerando um sistema em equilíbrio, a variação de pressão tende a produzir

Deslocamento do equilíbrio para a esquerda

Aumento da pressão

(

contração volumétrica

)

para a direita Diminuição da pressão

(

expansão volumétrica

)

Em nível atômico-molecular, podemos correlacionar a quantidade das espécies ⇀ 1 N 2(g) + 3 H 2(g), no aumento da pressão, envolvidas para a reação 2 NH 3(g) ⎯ ↽⎯ conforme a ilustração abaixo.

N2 H2 aumento da pressão Rafael Luís Gaion

NH3 Com o aumento da pressão o equilíbrio é deslocado no sentido da formação de NH 3.

As moléculas ilustradas são representações de modelos artísticos. As cores e proporções não são reais.

B Uma das reações que produzem magnetita 3 Fe(s) + 4 H 2O(g)

1 Fe 3O 4(s) + 4 H 2(g)

4 volumes (gasosos)

4 volumes (gasosos)

Efeito

Deslocamento do equilíbrio

Aumento da pressão

não há deslocamento

Diminuição da pressão

não há deslocamento

Equilíbrio químico

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• Considerando-se

um sistema em equilíbrio, a variação de temperatura tende a produzir deslocamento desse equilíbrio da seguinte maneira: Efeito

Deslocamento do equilíbrio

Aumento da temperatura

para o lado em que a reação é endotérmica

Diminuição da temperatura

para o lado em que a reação é exotérmica

Exemplo: 2 H 2(g) + 1 O 2(g)

2 H 2O(g)

ΔH= − 483,6 kJ

Ao analisar a variação de entalpia desse sistema, tem-se: 2 H 2(g) + 1 O 2(g)

reação exotérmica

2 H 2O(g)

reação endotérmica

Efeito

Deslocamento do equilíbrio para a esquerda

Aumento da temperatura

(

reação endotérmica

)

reação exotérmica

)

para a direita Diminuição da temperatura

(

Em nível atômico-molecular, podemos correlacionar a quantidade das espécies envolvidas para a reação 2 H 2(g) + 1 O 2(g) 2 H 2O(g), com diminuição da temperatura, conforme a ilustração abaixo. O2 H2 diminuição da temperatura

H2O

As moléculas ilustradas são representações de modelos artísticos. As cores e proporções não são reais.

A diminuição da temperatura promove o aumento da quantidade de H 2O, pois a reação exotérmica é favorecida.

Os catalisadores não deslocam os equilíbrios, pois atuam igualmente na rapidez de reação das reações direta e inversa, entretanto diminuem o tempo para que seja estabelecido o estado de equilíbrio do sistema.

Ação catalítica em sistemas químicos reversíveis Rapidez de reação

Em que:

• t 1 é o tempo gasto para atingir o equilíbrio sem a

reação direta

• t 2 é o tempo gasto para atingir o equilíbrio em presença de catalisador.

• t2 < t1

Nesse processo, há diminuição do tempo para estabelecer o equilíbrio do sistema. Ao diminuir o tempo para atingir o estado de equilíbrio, o catalisador não altera o rendimento da reação.

reação inversa t2

t1

Tempo

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

presença de catalisador.

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Atividade resolvida R3. (Fuvest-SP) Em uma solução obtida pela dissolução de cloreto de cobalto II em ácido clorídrico, tem-se:

[

2+

Co (H 2O) rosado

(aq ) + 4 Cℓ (aq) 6]

[ CoC ℓ 4]

1−

2−

(aq) +

6 H 2O(ℓ)

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. tubo A

tubo B

tubo C

violeta

azul

Rafael Luís Gaion

Unidade 5

ar

rosado

água em ebulição

gelo e água

a ) Em que sentido a reação acima representada absorve calor? Justifique. b ) Em qual desses três experimentos a constante do equilíbrio apresentado tem o menor valor? Explique.

Resolução a ) Observa-se que ao aquecer a solução do tubo B houve deslocamento no sentido da coloração azul, assim a reação direta é uma reação endotérmica, ou seja, absorve calor. b ) A constante de equilíbrio relativa à equação da reação reversível pode ser representada por:

[[CoCℓ 4] ] 2−

K c = ―――――――――――― [ [ Co ( H 2O) 6] ] ⋅ [ C ℓ ] 2+

1−

4

Se analisarmos as concentrações dos compostos de cobalto (compostos cujas concentrações alteram a cor da solução), teremos: Ordem decrescente da Co (H 2O) [ 6]

2+

(rosado): tubo B > tubo A > tubo C.

2−

Ordem decrescente da [CoCℓ 4] (azul): tubo C > tubo A > tubo B. Se os valores das concentrações desses participantes, em cada uma das três situações apresentadas (pelas colorações das soluções nos tubos), forem substituídos na expressão da constante de equilíbrio, K c, obteremos a seguinte relação entre os valores delas: K c

tubo C

< Kc

tubo A

< Kc

tubo B

.

Assim, a constante de equilíbrio terá o menor valor no tubo C (nesse caso contendo a solução à menor temperatura). Equilíbrio químico

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

1. Escreva a expressão da constante de equilíbrio químico para cada equação a seguir. a ) 2 H 2 ( g) + O 2 ( g)

2 H 2 O ( g)

b ) C H 4 ( g) + 2 O 2 ( g) c ) 2 NO 2( g) d ) 2 NaHCO 3(s)

C O 2 ( g) + 2 H 2 O ( g)

N 2 O 4 ( g) Na 2CO 3(s) + H 2O(g) + CO 2(g)

2. Ao estudar para o vestibular, Rafael encontrou em seu livro duas afirmações que o deixaram curioso. I

A condensação da água é um processo reversível.

a ) Um sistema encontra­se em equilíbrio quando a reação direta é mais rápida que a inversa. b ) Um sistema encontra­se em equilíbrio quando a reação inversa é mais rápida que a direta. c ) Um sistema encontra­se em equilíbrio quando as reações direta e inversa apresentam valo­ res elevados para a taxa de desenvolvimento de reação. d ) Um sistema encontra­se em equilíbrio quando as reações direta e inversa ocorrem simultânea e ininterruptamente, apresentando o mesmo valor numérico para a rapidez de reação. e ) Um sistema encontra­se em equilíbrio quando cessam as reações direta e inversa.

jessicahyde/Shutterstock.com

4. Escreva em seu caderno as expressões para as constantes de equilíbrio em termos das concen­ trações molares e de pressões parciais dos participantes das seguintes reações químicas reversíveis: Condensação da água.

II A combustão de um pedaço de

a ) 3 Fe( s) + 4 H 2O( g) b ) 2 S O 2 ( g) + O 2 ( g) c ) CaCO 3( s)

papel é um processo irreversível.

F e 3 O 4 ( s ) + 4 H 2 ( g) 2 S O 3 ( g)

CaO( s) + CO 2( g)

5. (UEG­GO) Baseado na charge e em seus conheci­

Captura via escâner

showcake/Shutterstock.com

mentos sobre Química, responda ao que se pede.

Combustão do papel.

Escreva em seu caderno qual das alternativas a seguir é a correta sobre as afirmações encon­ tradas por Rafael. a ) As afirmações I e II são verdadeiras. b ) A afirmação I é verdadeira e a II é falsa. c ) A afirmação I é falsa e a II é verdadeira. d ) As afirmações I e II são falsas.

3. Em uma aula de laboratório de química, a profes­ sora fez a seguinte pergunta para a classe: “Quando um sistema encontra­se em equilíbrio?” Os alunos formularam algumas respostas a essa pergunta, as quais foram escritas no quadro pela professora e se encontram listadas a seguir. Em seu caderno, indique qual das respostas dos alunos é a correta.

a ) Caso o cientista tivesse misturado quantidades adequadas de ácido clorídrico e hidróxido de magnésio, ele chegaria à mesma conclusão expressa no terceiro quadro? Explique. b ) No trecho “Humm, nenhuma mudança”, o cientista concluiu que para uma reação ocor­ rer é necessário observar mudança em algu­ ma propriedade característica do sistema (cor, pressão, concentração, etc.). O mesmo cientista construiu o gráfico a seguir, estu­ dando as variações nas concentrações de A e B para a reação hipotética A B, afir­ mando que ela somente ocorre no intervalo de 0 a 10 minutos. O cientista está correto em sua afirmativa? Justifique.

220

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1+

1−

b ) H ​ ​​ ​​, que reage com as hidroxilas ​O​H ​​ ​​, des­ locando o equilíbrio para a direita.

Concentração

1−

2+

c ) O ​ ​H​​ ,​​ que reage com os íons C ​ a ​ ​​ ​​, deslocando o equilíbrio para a esquerda. 1+

(B)

Tempo (min) 20

Experimento Em um laboratório foi feito o seguinte experi­ mento que pode ser representado pela seguinte rea­ç ão química: ​​N​  2​​​O​  4​​​( g) ​ 

  2  N​O​  2​​​( g) ​​

Foram colocados 10 mol de ​​N​ 2​​​O​  4​​​( g) ​​ em um fras­ co de 1 litro a 100 ºC, e aguardou-se até que o sistema atingisse o equilíbrio. A 1 ​ 00 ° C​, consta­ tou-se que no equilíbrio há 4 mol de ​N​O ​ 2​​​( g) ​​. Em seu caderno, calcule o valor da constante de equilíbrio em termos de concentração ​K ​ c​​.

7. (Enem/MEC) Os refrigerantes têm-se tornado cada vez mais o alvo de políticas públicas de saúde. Os de cola apresentam ácido fosfórico, substân­ cia prejudicial à fixação de cálcio, o mineral que é o principal componente da matriz dos dentes. A cárie é um processo dinâmico de desequilíbrio do processo de desmineralização dentária, per­ da de minerais em razão da acidez. Sabe-se que o principal componente do esmalte do dente é um sal denominado hidroxiapatita. O refrigeran­ te, pela presença da sacarose, faz decrescer o pH do biofilme (placa bacteriana), provocando a desmineralização do esmalte dentário. Os meca­ nismos de defesa salivar levam de 20 a 30 minutos para normalizar o nível do pH, remineralizando o dente. A equação química seguinte representa esse processo: ​C​a​  5​​​​(P​O​  4​​) ​​  ​​O H​( s) ​ 3

3−

desmineralização mineralização

2+

são numericamente iguais, mas não necessaria­ mente as concentrações das espécies químicas presentes na reação são iguais. Segundo Le Chatelier, quando um fator externo atua sobre um sistema em equilíbrio, a tendência é que ocorra o deslocamento desse equilíbrio. A equação química seguinte representa um sis­ tema em equilíbrio. ​6 PbO​(s) ​  + ​O​  2​​​( g) ​ 

  2  P​b​  3​​​O​  4​​​(s) ​  ΔH = − 36, 8 kcal​

Como deverá ser deslocado o equilíbrio desse sistema: a ) com a diminuição da temperatura? b ) com o aumento da pressão total sobre o sis­ tema? c ) com a adição de ​​O​ 2​​​( g) ​​? d ) com a adição de ​P​b ​ 3​​​O​  4​​​( s) ​​?

9. Durante a explicação da ação catalítica sobre sistemas químicos reversíveis, um professor es­ creveu no quadro a seguinte frase: “O catalisador não desloca o equilíbrio químico do sistema, pois atua igualmente na rapidez das reações direta e inversa. Entretanto, diminui o tempo para que seja estabelecido o estado de equilíbrio do sistema.” Em seguida, fez a ilustração do gráfico da repre­ sentação de equilíbrio de uma reação química sem a presença do catalisador, conforme o se­ guinte gráfico: Velocidade

5  C​a​​ ​​( aq ) ​  + 

1−

+ 3 P​​O​  ​​​​4 ​​( aq ) ​  + O​H​​ ​​( aq ) ​​ GROISMAN, S. Impacto do refrigerante nos dentes é avaliado sem tirá-lo da dieta. Disponível em: <www.isaude.net>. Acesso em: 1o maio 2010 (adaptado).

Considerando que uma pessoa consuma refri­ gerante diariamente, poderá ocorrer um processo de desmineralização dentária, devido ao aumento da concentração de: 1−

8. No equilíbrio químico, as velocidades das reações

2+

a ) O ​ ​H​​ ,​​ que reage com os íons C ​ a ​ ​​ ​​, deslocando o equilíbrio para a direita.

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

6.

10

1−

2+

e ) C ​ ​a​​ ,​​ que reage com as hidroxilas O ​ H ​ ​​ ​​, des­ locando o equilíbrio para a esquerda.

reação direta equilíbrio

reação inversa Tempo

Em seu caderno, copie esse gráfico e, a seguir, represente como deve ser a ação catalítica nes­ se sistema reversível. Equilíbrio químico

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Unidade 5

(A)

0

1−

d ) H ​​ ​​ ,​​ que reage com as hidroxilas O ​ H ​ ​​ ,​​ deslocan­ do o equilíbrio para a esquerda.

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Oficina de Química Ponto zero

Garrafa azul

*Resposta pessoal. Espera-se que os alunos citem apenas exemplos de reações químicas irreversíveis, como reações de combustão, de efervescência (liberação de gases), de oxidação do ferro (ferrugem) e decomposição de matéria orgânica. Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

A Química é a ciência que estuda as transfor­ mações da matéria. Nela, quando ocorre uma reação durante as experimentações, pode haver mudança de coloração no sistema, formação de produto instável, liberação de gás ou formação de um produto menos solúvel. Essas alterações são típicas de uma reação química.

• •Cite alguns exemplos de reações químicas.*

Já vimos que os reagentes interagem entre si para formarem novas substâncias, os produ­ tos. Agora vamos conhecer um pouco mais so­ bre as reações químicas.

Materiais

• •1 funil • •2 copos de vidro (200 mL) • •1 garrafa plástica transparente de 500 mL, com tampa

• •3 colheres pequenas • •água • •hidróxido de sódio ​​(NaOH) ​​ • •xarope de glucose de milho ou dextrose • •solução de azul de metileno a 1% (vendida

Reação com formação de produto menos solúvel.

Jacek/Kino.com.br

em algumas farmácias)

Mãos à obra A Em um dos copos, adicione água até a metade de sua capacidade. Com cuidado, acrescente uma colher (praticamente cheia) com hidróxido de sódio, e mexa até dis­ solver completamente.

Lave o funil, os copos, a garrafa plástica e as colheres com um pouco de vinagre. Depois lave novamente com água e sabão. Os resíduos líquidos dessa oficina podem ser descartados no sistema de esgoto. Após a lavagem, a garrafa plástica pode ser descartada em lixo reciclável.

Adição de NaOH em um copo com água.

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B No outro copo, adicione água até a metade de sua capacidade. Acrescen­ te duas colheres de xarope de glucose de milho e uma colher (rasa) de azul de metileno, e mexa até dissolver completamente. C Usando o funil, transfira cuidadosamente as misturas dos dois copos para 3 a garrafa (não deve ultrapassar ​​  ―  ​​  de sua capacidade). Tampe-a herme­ 4 ticamente, e deixe-a em repouso por 2 minutos.

!

Caro aluno, para a sua proteção, ao realizar esse experimento é adequado usar jaleco de mangas compridas, óculos de proteção, calças compridas e tênis fechados. Cuidado ao manusear o hidróxido de sódio, evitando o contato direto com o material. Lembre-se de que laboratório é lugar de trabalho sério.

Adição de xarope de glucose de milho e azul de metileno em copo com água.

Fotos: Jacek/Kino.com.br

4. A solução alcalina (hidróxido de sódio) tende a provocar a oxidação da glucose (glicose), que reduz o azul de metileno a leucometileno, que é incolor. Ao agitar a garrafa com as misturas dos dois copos, o gás oxigênio presente no ar (dentro da garrafa hermeticamente fechada) tende a se dissolver na mistura, reduzindo novamente a glicose e oxidando o leucometileno a azul de metileno, tornando a solução azul novamente.

Unidade 5

2. Como a mistura tende a ficar incolor quando está em repouso, e tornar-se azulada ao entrar em contato com o ar dentro da garrafa, há evidência de que algum componente presente no ar teve participação no processo químico observado.

Garrafa após a mistura dos dois copos.

D Agite a garrafa vigorosamente e observe as alterações ocorridas no sistema para anotá-las no caderno. E Deixe a garrafa em repouso observando as alterações ocorridas no sistema para anotá-las no caderno. F Para coletar dados mais minuciosos, repita os procedimentos D e E quantas vezes julgar necessário. Anote as observações em seu caderno.

Para pensar 1. As reações químicas que ocorrem dentro da garrafa são reversíveis ou irreversíveis?

Reversíveis. A garrafa com a mistura líquida, quando em repouso, apresenta-se incolor; ao ser agitada,

Explique. a mistura líquida se torna azul. Quando novamente estiver em repouso, voltará a ficar incolor. Isso evidencia que a reação química é reversível.

2. Será que algum componente do ar participa da reação? Justifique sua resposta. 3. Depois de algum tempo, após várias agitações da mistura dentro da garrafa hermetica­ mente fechada, não há mais mudança de coloração. O que é possível concluir sobre essa observação? Conclui-se que realmente o ar participava da reação, mas que seu componente foi totalmente consumido na reação química.

4. Faça uma pesquisa sobre as possíveis reações químicas que ocorrem dentro da garrafa. Sem se preocupar com as fórmulas das substâncias envolvidas, faça em seu caderno um esquema citando as possíveis substâncias presentes nos processos químicos ocorridos. Equilíbrio químico

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Aqui tem Química

Lentes fotocromáticas

Conhecendo

Carlos Alvarez/Getty Images

As lentes fotocromáticas mudam de cor quando são ativadas pela luz ultravioleta. Elas permanecem claras em ambientes internos, em dias pou­ co iluminados ou à noite, mas escurecem quando são expostas à luz solar. Você sabia que esse fenômeno nas lentes refere­se a reações químicas reversíveis? Mulher usando óculos com lentes fotocromáticas.

Estudando

Há cristais de cloreto de prata e uma pequena quantidade de íons cobre I aprisionados na estrutura da lente de vidro. Esses cristais são os responsáveis pela característica incolor da lente fotocromática. Nela estão presentes alguns equilíbrios químicos que podem ser deslocados quando são expostos à luz. 2 Ag

1+

+ 2 Cℓ

0

1−

2 Ag + Cℓ 2

(lente clara)

(lente escura)

Dessa forma, quando a luz incide sobre a lente e o equilíbrio se des­ loca no sentido da formação de prata metálica, proporciona­se uma tonalidade escura à lente. Quanto maior a intensidade da luminosidade, maior a produção de prata metálica e mais escura fica a lente. Concomitantemente, os íons cobre I reagem com Cℓ 2 recuperando os íons Cℓ

1−

através do equilíbrio: 2 Cu

1+

+ Cℓ 2

2 Cu

2+

1−

+ 2 Cℓ .

tonalidade clara, pois os íons Cu do Ag

1+

2+

reagem com a prata metálica produzin­

de acordo com o equilíbrio: 2 Cu

2+

+ 2 Ag

0

2 Cu

1+

1+

+ 2 Ag .

Os íons de prata formados tendem a se unir aos íons cloreto forman­ do novamente os cristais de cloreto de prata, o que reestabelece o Espera­se que os alunos já tenham visto primeiro equilíbrio apresentado. 1. óculos com lentes fotocromáticas. Um dos

Conversando

Somma Studio

Quando a lente é retirada da exposição à luminosidade, ela volta à

benefícios dessas lentes refere­se à possibilidade de usar apenas um par de óculos, seja em ambiente com alta luminosidade ou não. Contudo, a deficiência desse tipo de lente é que sua capacidade de mudar de tonalidade reduz com o passar do tempo. Segundo especialistas, para se expor a condições severas com esse tipo de óculos, recomenda­se trocar as lentes a cada dois anos, no máximo.

1. Você já viu óculos com lentes fotocromáticas? Considerando­se esse objeto 3. O deslocamento ocorre no sentido direto, pois com o aumento na concentração de íons cloreto (no primeiro sistema apresentado), há no segundo sistema o deslocamento no sentido da formação de prata metálica e moléculas de cloro, favorecendo a coloração escura da lente fotocromática.

e o que você leu no texto acima, converse com seus colegas sobre os 2. Resposta benefícios e as possíveis deficiências desse tipo de óculos. Escreva suas pessoal. Exemplos de outras reações conclusões no caderno.

2. Faça uma pesquisa sobre outras reações reversíveis que ocorrem em seu cotidiano, e sobre fatores que podem influenciar no deslocamento de seus equilíbrios. Anote as informações em seu caderno.

3. Considere as reações 1 e 2 a seguir. Quando os íons cloreto são produzidos por meio da reação 1, ocorre um deslocamento no equilíbrio da reação 2. Nesse último sistema reversível, em qual sentido ocorre esse deslocamen­ to (direto ou inverso) e qual a tonalidade esperada para a lente fotocromá­ tica nessa situação? Reação 1: 2 Cu

1+

+ Cℓ 2

Reação 2: 2 Ag

1+

+ 2 Cℓ

2 Cu 1−

2+

+ 2 Cℓ 0

1−

2 Ag + Cℓ 2

reversíveis são: o equilíbrio no esmalte dos dentes, no estômago e na camada de ozônio. Os fatores que podem alterar essas reações reversíveis são: temperatura, pressão e concentração. Espera­se que os alunos pesquisem as reações dos equilíbrios escolhidos para discussão.

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Fotos: Gabor Nemes/Kino.com.br

“Galinho do tempo” indicando tempo seco (cor azul) e prevendo chuva (cor rosa).

capítulo

Equilíbrios iônicos em meio aquoso

O “galinho do tempo” é um objeto na forma de galo, feito em gesso e recoberto com veludo impregnado da mistura de cloreto de sódio ​​(NaCℓ) ​​e cloreto de cobalto II​​ (CoC ​ℓ​  2​​), ​​ cujas transformações são representadas por uma reação reversível (sentidos direto e inverso), a qual estabelece o seguinte equilíbrio químico (dinâmico): 2−

​​​[CoC​ℓ​  4​​]​​​ ​​(aq ) ​   ​ + 6 H​  2​​O​(ℓ) ​ cor azul

sentido inverso [ sentido direto

6]

2+

 ​​ Co​​(​H​  2​​O) ​​  ​​ ​​​ ​​(aq ) ​  + 4 C​ℓ ​​ ​​(aq ) ​​ 1−

cor rosa

Assim, há mudança de cor em sua superfície conforme as condições do tempo. Se estiver azulado, provavelmente o dia permanecerá quente e sem previsão de chuva; no entanto, se ele estiver rosado, é provável que chova e faça frio. De acordo com os seus conhecimentos sobre reações químicas e rendimento de reações, procure responder às duas perguntas seguintes: A De acordo com o texto e a equação química reversível citada, em dias quentes e sem previsão de chuva, o equilíbrio químico representado no texto tende a se deslocar para qual sentido (direto ou inverso)? Justifique sua resposta citando a cor que o “galinho do tempo” deverá adquirir (rosa ou azul). B Reações que ocorrem num só sentido podem atingir equilíbrio químico (dinâmico)? Não. Para que haja equilíbrio químico (dinâmico) a reação precisa ser reversível.

Esses “galinhos do tempo” na verdade só indicam as variações no momento. Não há rigor científico para determinar as variações que ocorrerão no futuro, de maneira que não fazem previsão de tempo. A. Em dias quentes e sem previsão de chuva, o ar apresenta menor quantidade de umidade (moléculas de água). Dessa forma, há deslocamento para o sentido inverso desse equilíbrio, e o “galinho do tempo” deverá adquirir a cor azul. Equilíbrio químico

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225

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Constantes de ionização e de dissociação

As ilustrações são representações de modelos artísticos. As cores e proporções não são reais.

Você já estudou que na reação química de ionização ocorre a formação de íons que não existiam no início da reação, como no exemplo A destacado abaixo, a respeito da formação de íons positivos e negativos a partir do cloreto de hidrogênio em solução aquosa, formando o ácido clorídrico. Nas reações químicas de dissociação, ocorre a − + separação de íons existentes, como no exemplo B dos íons N a e C ℓ obtidos a partir do cloreto de sódio em solução aquosa. As soluções cujos solutos sofrem ionização ou dissociação apresentam íons dissolvidos e seus equilíbrios são denominados equilíbrios iônicos. Exemplo A

Exemplo B soluto iônico

solução iônica

Rafael Luís Gaion

sal dissolvido

sal sem dissolver

Ao misturar cloreto de hidrogênio (HCℓ) em água ocorre ionização desse composto molecular, pois há uma atração elétrica entre os polos positivo e negativo do ácido com os 1+

Ao solubilizar cloreto de sódio (NaCℓ) em água ocorre dissociação iônica, pois seus íons são separados por meio da atração elétrica com os polos da água.

da molécula da água, formando cátions H e ânions Cℓ .

Considere duas soluções aquosas em equilíbrio químico, sendo uma delas um ácido genérico HA(aq ) que faz ionização, e a outra é uma base genérica BOH(aq ) que faz dissociação. Simplificadamente, ambas são representadas por: HA soluto molecular

água

H

1+

(aq)

+A

1−

(aq)

íons em solução (ionização)

Assim, a expressão da constante de ionização (K i) do ácido genérico HA é:

[H ] ⋅ [A ] 1+

1−

K i = ―― [HA] A constante de ionização de um ácido K i pode ser representada por K a.

BOH soluto iônico

água

B

1+

(aq)

+ OH

1−

(aq)

íons em solução (dissociação)

A expressão da constante de dissociação (K d) da base genérica BOH é:

[B ] ⋅ [OH ] 1+

1−

K d = ―― [BOH] A constante de dissociação de uma base K d pode ser representada por K b.

Assim, como os valores de K c, os valores de K a e K b variam com a temperatura e, quanto maior o valor de K a, maior a ionização do ácido, logo maior é a sua força; quanto maior o valor de K b, maior a dissociação da base, logo maior é a sua força. Nos poliácidos e nas polibases, a ionização e a dissociação ocorrem em etapas. Assim, há tantas K i quantos forem os íons hidrogênios ionizáveis e os íons hidroxila dissociáveis contidos na fórmula da substância.

226

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Assim, se considerarmos o caso do ácido sulfídrico, que é um poliácido fraco, as suas constantes de ionização ​K​ a​ e os seus graus de ionização ​​(α) ​​ poderão ser representados por:

[​ ​H​​ ​]​  ⋅ ​[H​S​​ ​]​ 1+

• •​​H​  2​​  S

água

1−

1+

​H​​ ​​(aq ) ​ ​ + HS​​ ​​(aq ) ​​   tem-se que 

primeira etapa de ionização

• •​​HS​​

1−

água

1−

 ​    e  ​α ​  1​​​ ​​K ​ ​a​  ​​  ​​ =   ――     ​     1 ​ ​H​  2​​S] ​ [

[​ ​H​​ ​]​  ⋅ ​[​S​​ ​]​ 1+

2−

1+

​H​​ ​​(aq ) ​ ​ + S​​ ​​(aq ) ​​  

tem-se que 

segunda etapa de ionização

2−

 ​  e  ​α​  2​​​ ​​K​ ​a​  ​​ =    ​ ――       2 1− ​[​H S​​ ​] ​

Experimentalmente, tem-se ​​K​ ​a​  ​​ ​​ > ​K​ ​a​  ​​​​​ e ​​α ​  1​​  > ​ α​  2​​​. Assim, genericamente, para os po1

2

liácidos fracos pode-se considerar desprezíveis as concentrações em quantidade de

(

)

1+

Unidade 5

matéria de íons hidrogênios ionizáveis ​​ ​[​H​​ ​]​  ​​ a partir da segunda etapa de ionização.

Atividade resolvida R1. A uma dada temperatura tem-se uma solução aquosa de ácido cianídrico (​ HCN​(aq )​)  ​ 

0,5 mol/L. Sabendo-se que nessa concentração o seu grau de ionização é igual a​ 0, 01 %​, determine: 1+

​ ​ ​(aq );​   a ) a concentração em quantidade de matéria dos íons H 1−

b ) a concentração em quantidade de matéria dos íons C ​  ​N ​ ​(aq );​   c ) a concentração em quantidade de matéria de moléculas de H ​ CN​(aq )​ não ionizadas; d ) a constante de ionização do ácido cianídrico.

Resolução Seria adequado montar uma tabela com os estados início, reação (consumo/formação) e equilíbrio. Assim, para o equilíbrio: ​HCN​(g) ​

água

1−

1+

(ionização)

​H​​ ​​(aq ) ​ ​ + CN​​ ​​(aq ) ​​

têm-se os seguintes dados: Início: ​​​[HCN​(aq ) ​]​​ 

início

​​  =  0, 5 mol/L −2

−2

​10​​ ​ ​  10​​ ​ −2 −2 −4 α=0,01%   = ​10​​ ​  %  = ​ ―  ​    = ​ ―   = ​10​​ ​  ⋅ ​10​​ ​  =  α  = ​10​​ ​​  ​   2 100 ​10​​ ​ Reação −2

Para calcular ​​​[HCN​(aq ) ​] ​​ 

ionizado

​​​pode-se montar a seguinte regra de três:

​0,5 mol/L HCN​(aq ) ​ ​​[HCN​(aq ) ​]​​ 

ionizado

100 % –2

​​ 

​​​​​​​​​​​​​​10​​ ​  %

(​0, 5) ​  ⋅ ​(​10​​ ​) ​ mol/L

−2

​​​[HCN​(aq ) ​]​​ 

−5

 ​  ∴ 5 ⋅ ​10​​ ​  mol/L​ ​​  = ​ ―――        100 ionizado

ou, ainda: ​​​[HCN​(aq) ​]​​ 

​​  =  Μ ⋅ α  = ​ (0, 5) ​  ⋅ ​(​10​​ ​) ​ mol/L  = ​(5 ⋅ ​10​​ ​) ​  ⋅ ​(​10​​ ​) ​ mol/L  = 5 ⋅ ​10​​ ​  mol/L​ ionizado −4

−1

−4

−5

Equilíbrio químico

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227

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1+

1−

O cálculo das concentrações em quantidade de matéria dos íons ​​H​​ ​​(aq ) ​​ e ​C ​ N​​ ​​(aq ) ​​ produzidos durante a reação química (ionização) pode ser feito da seguinte maneira: água

1+

1−

consumido

produzido

produzido

​5  ⋅ ​10​​ ​  mol/L​

5 ​   ⋅ ​10​​ ​  mol/L​

​5  ⋅ ​10​​ ​  mol/L​

​1 HCN​(g) ​

1 ​H​​ ​​(aq ) ​ + 1 ​C N​​ ​​(aq ) ​​

−5

Equilíbrio:

−5

(ionização)

−5

A concentração em quantidade de matéria de HCN(aq) no equilíbrio pode ser calculada por: ​​​[HCN​(aq ) ​]​​ 

equilíbrio

​​  = ​​[HCN​(aq ) ​]​​ 

início

​​  − ​​[HCN​(aq ) ​]​​ 

​​

equilíbrio

(0, 5 mol/L) ​   −  ​(5 ⋅ ​10​​ ​  mol/L) ​ [​​ HCN​(aq ) ​] ​​  equilíbrio​​  = ​ −5

​​[ HCN​(aq ) ​]​​ 

equilíbrio

​​  =  0, 49995 mol/L   ≅  0,5 mol/L​ 1+

1−

As concentrações de ​​H​​ ​​(aq ) ​​ e ​C ​ N​​ ​​(aq ) ​​ no equilíbrio: como no estado inicial ainda não tinha ocorrido a ionização do ácido, as concentrações desses íons no equilíbrio serão iguais às suas concentrações do estado reacional, ou seja, o que foi produzido. 1+ 1− Assim, para as concentrações dos íons H​​ ​​ ​​(aq ) ​​ e ​C ​ N​​ ​​(aq ) ​​, tem-se: ​​​[​H​​ ​​(aq ) ​] ​​  1+

​​  = ​​[ C​N​​ ​​(aq ) ​]​​ 

−5

1−

equilíbrio

equilíbrio

​​  = 5 ⋅ ​10​​ ​  mol/L​

Portanto, lançando esses dados em um quadro, tem-se: Quantidades envolvidas

​HCN​(aq) ​​

​​H​​ ​​(aq) ​​

+

C ​  ​N​​ ​​(aq) ​​

Concentração (início)

0,5 mol/L

0

+

0

Concentração (consumo/ionização)

​5  ⋅ ​10​​ ​  mol/L​

1+

−5

+

Concentração (produzido/formação)

−5

​5  ⋅ ​10​​ ​  mol/L​ ​0,  49995 mol/L

Concentração (equilíbrio)

1−

−5

​5  ⋅ ​10​​ ​  mol/L​

  ≅  0,5 mol/L​

Dessa forma:

−5

+

​5  ⋅ ​10​​ ​  mol/L​

+

​5  ⋅ ​10​​ ​  mol/L​

−5

1+

a ) a concentração em quantidade de matéria dos íons H​​ ​​ ​​(aq ) ​​ ​​[​H​​ ​​(aq ) ​]​  = 5 ⋅ ​10​​ ​  mol/L​ −5

1+

1−

b ) a concentração em quantidade de matéria dos íons C ​  ​N​​ ​​(aq ) ​​

[​​ C​N​​ ​​(aq) ​]​  = 5 ⋅ ​10​​ ​  mol/L​ −5

1−

​ CN(aq )​ não ionizadas c ) a concentração em quantidade de matéria de moléculas de H ​​​[HCN​(aq ) ​] ​​  [​​ HCN​(aq ) ​] ​​ 

não ionizada

não ionizada

​​  = ​​[ HCN​(aq ) ​] ​​  ​​ equilíbrio ​​  =  0, 49995 mol/L  ≅  0,5 mol/L​;

d ) a constante de ionização do ácido cianídrico

​ 5 ⋅ ​10​​ ​) ​  ⋅ ​(5 ⋅ ​10​​ ​) ​ −9  ​  ∴  ―――  ​                ​  ∴ ​K​  a​​  =  5. ​10​​ ​​ ​​K​  a​​  = ​ ―― −1 ​[HCN]​ 5 ⋅ ​10​​ ​

[​ ​H​​ ​]​  ⋅ ​[​C N​​ ​]​ 1+

1−

(

−5

−5

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Miriam and Ira D. Wallach Division of Art, Prints and Photographs/New York Public Library/SPL/Latinstock

Lei da diluição de Ostwald O químico e físico letão (nascido em Riga, na Letônia), Friedrich Wilhelm Ostwald (1853-1932), é considerado o pai da físico-química e recebeu o prêmio Nobel de Química em 1909 por inúmeros trabalhos sobre catálise e equilíbrios químicos iônicos. Entre outros trabalhos, deduziu uma lei que atualmente é conhecida como lei da diluição de Ostwald. Segundo a lei da diluição de Ostwald, a uma dada temperatura, ao diminuir a concentração em quantidade de matéria de um eletrólito, seu grau de ionização (ou de dissociação) α ​ ​ aumenta.

Quantidades envolvidas

1+

​H A​(aq) ​​

Concentração (inicial)

Concentração (ionizada)

+

​​A​​ ​​(aq) ​​

0

+

0

+

​  ⋅ α​

Concentração (que se formou) Concentração (equilíbrio)

1−

​​H​​ ​​(aq) ​​

Friedrich Wilhelm Ostwald também conhecido como “pai da físico-química”.

Unidade 5

Assim, a uma determinada temperatura, se considerarmos o ácido genérico ​HA​(aq ) ​​, cuja concentração inicial em quantidade de matéria desse eletrólito seja e seu grau de ionização seja α ​ ​, teremos:

​  −   ⋅ α​

1+

​  ⋅ α​

+

​  ⋅ α​

​  ⋅ α​

+

​  ⋅ α​

1−

Nessa temperatura, o equilíbrio ​HA​(aq ) ​     ​H​​ ​​(aq ) ​ ​ + A​​ ​​(aq ) ​​terá como expressão de sua constante de ionização (em função das concentrações em quantidade de

[​ ​H​​ ​]​  ⋅ ​[​A​​ ​]​ 1+

1−

matéria) ​​K​  a​​  =   ​ ――  ​​.  Se substituirmos os dados do equilíbrio (do quadro an   [​ HA]​ terior) nessa expressão, teremos:

(​   ⋅ α) ​  ⋅ ​(  ⋅ α) ​ (​  ⋅ α) ​  ⋅ ​(  ⋅ α) ​ ​​K​  a​​  = ​ ――  ​  ⇒ ​K​  a​​  = ​ ――  ​​,              −   ⋅ α  ⋅ ​(1 − α) ​

2 [​   ]​  ⋅ ​α​​ ​    ⋅ ​α​​ ​ Logo, a uma dada temperatura, K​  ​​ a​​  = ​  ―   ​​   ou ainda, ​​K​  a​​  =​―  ​​. ​​      ​(1 − α)​  ​(1 − α)​  2

Analisando-se matematicamente a expressão da constante de ionização ​K​ a​, é pos-

ou [​​  ]​​, tender a zero, o produto também tenderá a zero. Assim, para que ​K ​ a​, a dada temperatura, fique constante, o denominador ​​(1 − α) ​​também deverá tender a zero, o que ocorrerá quando ​α​tender a 1 ​​(​(1 − 1) ​  = 0), ​​ que equivale a 100%, o seu valor máximo. Dessa forma: ou [​​   ]​  →  0   ⇒  α  →  1​. sível concluir que se a concentração em quantidade de matéria,

Dessa forma, quanto mais diluída for uma solução, maior o grau de ionização ou dissociação do eletrólito.

Em eletrólitos fracos o valor de ​α  →  0​, assim a (​​ 1 − α) ​  →  1​. Nesse caso, a expressão da constante de ionização ou dissociação pode ser representada por: ​​ ​  i​​  =  K

2

 ⋅ ​α​​ ​​ ou

K ​​ ​  i​​ = [​   ]​​  ​  (eletrólito fraco)​​  ⋅ ​α​​ ​​

2

Equilíbrio químico

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Atividade resolvida R2. Calcule a constante de ionização do ácido cianídrico para uma solução aquosa de HCN 0,5 mol/L e de grau de ionização igual a 0, 01 %. Os dados são: [ HCN (aq )]

início

= 0, 5 mol/L

α = 0,01% ∴ 10

Resolução

−2

−2

−2

10 10 −2 −2 −4 % ∴ ― ∴ ― ∴ 10 ⋅ 10 ∴ α = 10 2 100 10

Como se trata de um ácido fraco (↓ α), pode-se utilizar a equação K i = cálculo de sua constante de ionização (K i ou K a). Assim, tem-se: 2

⋅ α ∴ (5 ⋅ 10 ) ⋅ (10 ) ∴ K a = 5. 10 −1

2

Ka =

−4

2

⋅ α para o

−9

Compare esse resultado com o do item d da Atividade resolvida R1 das páginas 227 e 228.

Efeito do íon comum Considere um experimento em que há uma solução aquosa saturada de cloreto de prata: AgCℓ(s)

água

Ag

1+

1−

(aq) + C ℓ (aq)

(dissociação)

HCℓ(g)

água

H

1+

1−

(aq) + C ℓ (aq)

Fotos: Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

(ionização) Il u

s

tr aç õe

s: R a f a el L uís G aio

As ilustrações são representações de modelos artísticos. As cores e as proporções não são reais.

Se for adicionado ácido clorídrico (HCℓ(aq )) a essa solução, será possível observar a formação de um precipitado de cloreto de prata (AgCℓ(s )).

n

Formação de precipitado (AgCℓ (s)) após a adição de ácido clorídrico.

Solução aquosa saturada de cloreto de prata sem corpo de fundo.

Isso ocorre porque, na temperatura do experimento, a solução de cloreto de prata já estava saturada, assim, possuía a quantidade máxima de cloreto de prata que poderia ser dissolvida, apresentando as maiores concentrações de A g 1−

1+

(aq) e

de C ℓ

1−

(aq).

O íon cloreto C ℓ (aq ) é um íon comum ao equilíbrio inicial (solução aquosa saturada de cloreto de prata). Logo, ao adicionar ácido clorídrico, aumenta-se a concentração de 1− C ℓ (aq ) nesse equilíbrio e, segundo Le Chatelier, ocorrerá deslocamento do equilíbrio químico inicial para o lado oposto ao íon comum, formando o precipitado de cloreto de prata.

Atividade resolvida R3. Considere o seguinte sistema em equilíbrio químico: 2−

2 CrO4 (aq ) + 2 H amarelo

1+

(aq)

Cr 2O7 (aq ) + H 2O(ℓ) 2−

laranja

Determine o que ocorrerá se:

a ) houver adição de ácido clorídrico (HCℓ (aq )) a esse sistema em equilíbrio. b ) houver adição de hidróxido de sódio (NaOH(s)) a esse sistema em equilíbrio.

230

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Resolução a ) O ácido se ionizará liberando íons H concentração de íons H

1+

(aq) no

1+

(aq) e

Cℓ

1−

(aq).

Isso provocará o aumento da

sistema. Os íons C ℓ 1−

1−

(aq) não

interferem no equi-

líbrio, pois aparecem na mesma forma C ℓ (aq ) tanto nos reagentes como nos produtos. Assim, haverá deslocamento do equilíbrio para a direita, até que o excesso de íons H

1+

(aq) (íon

comum) seja consumido.

b ) A base se dissociará liberando íons N a

1+

(aq) e O H

1−

(aq ). Os íons N a

1+

(aq) não inter-

ferem no equilíbrio, pois aparecem na mesma forma (N a (aq )) tanto nos reagentes 1+ 1− como nos produtos. Já os íons O H (aq ) reagirão com íons H (aq ) do equilíbrio, formando H 2 O (ℓ) (neutralização). Assim, o equilíbrio se desloca para a esquerda, 1+

de modo que haja a reposição dos íons H

1+

1−

(aq) consumidos na neutralização. Obser-

Unidade 5

ve que o íon O H (aq ) é um íon não comum, mas ao reagir com uma das substâncias presentes no equilíbrio original, desloca esse equilíbrio.

Equilíbrio iônico da água Em qualquer sistema que apresente água líquida, ocorre ionização de parte de suas moléculas, cujo sistema em equilíbrio pode ser representado por: H 2O(ℓ) + H 2O(ℓ)

H 3O

1+

(aq)

+ OH

1−

(aq)

que, de maneira simplificada, pode ser descrito pela seguinte equação reversível: H 2O(ℓ)

H

1+

(aq)

+ OH

1−

(aq)

Para esse sistema em equilíbrio, a uma dada temperatura, a constante de equilíbrio iônico da água é denominada (K w).

K w é a constante de ionização da água ou produto iônico da água. A letra w que aparece subscrita nessa constante vem da palavra water, que traduzida do inglês significa água.

Primeiramente, é preciso definir o equilíbrio iônico da reação citada.

[H ] ⋅ [OH ] 1−

ILYA AKINSHIN/Shutterstock.com

1+

K i = ―― [ H 2O]

Pode-se concluir que:

K i ⋅ [ H 2O] = [ H ] ⋅ [ OH ] 1+

1−

Logo, K w = [H ] ⋅ [OH ] , que também é denominado produto iônico da água. 1+

Kw

1−

Copo com água.

Em um copo com água, há um equilíbrio dinâmico em que suas moléculas estão se 1−

1+

mol de moléculas se ionizam,

L uís G aion

1+

−7

f ael

Experimentalmente, a 25 ° C, em 1 L de água 1, 0 ⋅ 10

Ra

ionizando e produzindo íons H (aq ) e OH (aq ), enquanto outros íons de cargas opostas se juntam para formar moléculas de água. 1−

produzindo íons H (aq ) e OH (aq ). Considerando-se que nessas condições físicas a densidade da água líquida seja igual a 1, 0 g/mL, 1 L dessa substância apresentará massa igual a 1 000 g. Se a massa molar da água for igual a 18 g/mol, a massa de 1 000 g de água equivale a aproximadamente 55,5 mol de água. m n [Água] = ― = ― = ――― V

M⋅V

[Água] = 55,5 mol ⁄ L

1 000 g 18 g ⁄ mol ⋅ 1, 0 L

Composição microscópica da água e de produtos de sua autoionização.

Equilíbrio químico

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Logo, a 2 ​ 5 ° C​, temos que: Quantidades envolvidas

​​H​  2​​O(​ ℓ) ​​

​​H​​ ​​(aq) ​​

+

​​OH​​ ​​(aq) ​​

Quantidade (inicial)

55,5 mol

0

+

0

Quantidade (ionizada)

1+

−7

​1,  0  ⋅ ​10​​ ​  mol​

+

Quantidade (que se formou)

−7

​1,  0  ⋅ ​10​​ ​  mol​ ​≅  55, 5 mol​

Quantidade (equilíbrio)

1−

−7

​1,  0  ⋅ ​10​​ ​  mol​

​​(≅  constante) ​​

Concentração (equilíbrio)

−7

​1,  0  ⋅ ​10​​ ​  mol​

−7

+

​1,  0  ⋅ ​10​​ ​  mol​

+

​1,  0  ⋅ ​10​​ ​  mol​

+

​1,  0  ⋅ ​10​​ ​  mol​

−7

−7

Assim, a 2 ​ 5 ° C​, o valor de ​K​ w​​ será:

​​K​  w​​  = ​ [​H​​ ​]​  ⋅ ​[​O H​​ ​]​  ∴ ​K​  w​​  = ​(1, 0  ⋅ ​10​​ ​) ​  ⋅ ​(1, 0  ⋅ ​10​​ ​) ​ 1+

−7

1−

−14

​K​  w​​  =  1, 0  ⋅ ​10​​

−7

​ (​ a 25 ° C) ​​

Equilíbrio iônico da água em soluções ácidas, básicas e neutras 1−

1+

Quando se adiciona à água (pura) substâncias que liberam íons H​​ ​​ ​​(aq ) ​​ ou ​​O H​​ ​​(aq ) ​​, como ácidos e bases de Arrhenius, há alteração das concentrações desses íons, o que provoca alteração no estado de equilíbrio. Assim, considerando ​25 ° C​, observe o quadro a seguir. Concentrações de íons ​​H​​ ​​(aq) ​​ e ​​OH​​ ​​(aq) ​​no equilíbrio (a ​25 °  C​) 1+

1−

Soluções aquosas ​​(α  ≅ 100%) ​​ Soluto

Concentração

​HCℓ​

1 ​​ 0​​ ​  mol/L​

​NaOH​

​​10​​ ​  mol/L​

​NaCℓ​

​​10​​ ​  mol/L​

−3

−2

−2

​​[​H​​ ​]​​ 1

+

−3

​​10​​ ​  mol/L​ −12

​​10​​

​​[​OH​​ ​]​​ 1

−11

​​10​​

​  mol/L​

−2

​  mol/L​

​​10​​ ​  mol/L​

​​10​​ ​  mol/L​

​​10​​ ​  mol/L​

−7

−7

Observando o quadro percebemos que, adicionando um ácido, a concentração de

íons ​​[​H​​ ​]​​aumenta, deixando o meio ácido. Mas ao adicionar uma base, a concentra1+

ção de íons [​​ ​O H​​ ​]​​aumenta, deixando o meio alcalino. Já um sal neutro não altera a concentração de nenhum dos íons. 1−

Vê-se, então, que as [​​ ​H​​ ​]​​ e ​​[​O H​​ ​]​​ podem apresentar grandes variações e valores muito baixos. Assim, os químicos começaram a expressá-las na forma de cologaritmo decimal. O cologaritmo de um número é igual ao inverso de seu logaritmo. Assim, para um número x​ ​, tem-se: 1+

1−

−1 1 ​colog  x =  ​ ―    ​  ⇒ colog x ​​ (log  x) ​​​ ​  ∴  colog  x = − log  x​ log  x

232

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pH e pOH 1 Você já ouviu falar em medir pH da água de piscinas? Por que isso é impor-

Resposta pessoal. Espera-se que os alunos relacionem o pH da água à adequação da mesma para seu uso. Se a água

tante? da piscina apresentar pH fora dos valores indicados pode causar irritações na pele e nos olhos, bem como danificar os equipamentos da piscina.

Luis Echeverri Urrea/Shutterstock.com

Um desses cuidados é o controle do pH para garantir que a água não irrite os olhos e a pele dos banhistas e também não danifique os equipamentos da piscina. De forma geral, para fazer a análise utiliza-se um estojo que, além de possibilitar a leitura da quantidade de cloro, indica o pH da água. Se a água está ácida, é necessário adicionar um material que tem como componente principal o carbonato de sódio. Este aumenta o pH da água, auxiliando a eficácia de outros produtos aplicados na piscina.

Unidade 5

Para que os banhos em piscinas sejam agradáveis e seguros é preciso ter alguns cuidados com a sua água. Além de eliminar os resíduos que podem ser vistos a olho nu, outras precauções precisam ser tomadas.

Estojo medidor de pH e cloro utilizado para analisar a água de piscinas.

Se a água está alcalina adiciona-se um material que seja ácido, nesse caso, usa-se o ácido muriático (solução aquosa de cloreto de hidrogênio), pois ele tende a diminuir o pH evitando que a água se torne turva e também danifique os equipamentos da piscina.

SPL / L a tins tock

Os estudos sobre pH iniciaram-se com o cientista e bioquímico dinamarquês Peter Laritz Sorensen (1868-1939). Em 1909, ele determinou que a relação ​− log  x​passasse a ser designada por ​px​, ​ ​= operador potência. Dessa forma, p ​ x = −  log  x​. Sua ideia era trabalhar em que p apenas com o expoente de base 10 e com valores positivos. Assim, ele definiu que 1+

para expressarmos o potencial de íons ​​H​​ ​  (aq)​ ou o potencial hidrogeniônico (pH) de uma solução usamos: ​p H  =  ​​− log​[​H​​ ​]​​ 1+

​​ ​  ​​10​​ Se isolarmos a [​​ ​H​​ ​]​​, teremos ​​[​H​​ ​]​= 1+

−pH

1+

Peter Laritz Sorensen ficou conhecido por sua pesquisa no controle de qualidade na indústria de fermentação.

​​

Para expressarmos o potencial de íons ​​O H​​ ​  (aq)​ ou o potencial hidroxiliônico (pOH) de uma solução usaremos:

​p OH  =  ​​− log​[​O H​​ ​]​​ 1–

Se isolarmos a [​​ ​O H​​ ​]​, teremos​​​ [​​ ​O H​​ ​]​= ​​ ​ ​​10​​ 1–

−pOH

1–

​​

Dessa forma, tem-se:

• •na água pura e em soluções aquosas neutras a 2​ 5 °  C​, temos [​​ ​H​​ ​]​  = ​[​O H​​ ​]​​ 1−

1+

assim:

[​ ​H​​ ​]​  = 1,0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L  ⇒ pH= −log​10​​ ​  ∴  pH = 7 1+

−7

−7

[​ ​O H​​ ​]​  = 1,0 ⋅ ​10​​ ​ mol/L ⇒ pOH= −log​10​​ ​  ∴  pOH = 7​ 1−

−7

−7

Equilíbrio químico

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233

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••em qualquer solução aquosa ácida a​

••em qualquer solução aquosa básica a​

25 ° C​

25 ° C​

​[​H​​ ​]​ > [​ ​O H​​ ​]​

​[​H​​ ​] ​ < [​ ​O H​​ ​]​

​[​H​​ ​]​ > 1, 0 ⋅ ​10​​ ​   mol/L  ⇒ pH < 7

​[​H​​ ​] ​ < 1, 0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L ⇒ pH > 7

−7

1+

−7

1+

[​ ​O H​​ ​]​ < 1, 0 ⋅ ​10​​ ​   mol/L ⇒ pOH > 7​

[​ ​O H​​ ​]​ > 1, 0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L  ⇒ pOH < 7​

−7

1−

1−

1+

1−

1+

−7

1−

•• em qualquer solução aquosa ácida, básica ou neutra a 2​ 5 ° C​ −14 ​​K​  w​​  = ​ [​H​​ ​]​  ⋅ ​[​O H​​ ​]​  ∴​  ​​K​  w​​  =​ ​1, 0  ⋅ ​10​​ ​​

1+

1−

Ernest R. Prim/Shutterstock.com

​p H + pOH =​14 2 Para que valores de pH a água da piscina é considerada ácida? Para pH < 7.

3 E para que valores de pH a água da piscina é considerada alcalina ou básica? Para pH > 7.

A seguir, são apresentados alguns materiais de uso cotidiano e os seus respectivos 1−

1+

valores de concentrações em quantidade de matéria de íons ​​H​​ ​​(aq ) ​​ e de ​​O H​​ ​​(aq ) ​​, com os seus respectivos pH e pOH a 25 °C. BÁSICO

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

[H ]

10

10

10

10

10

10

10

10

10

10

10

10

10

10

10-14

+

Técnico medindo o pH de uma piscina.

0

-1

HC (1,0 M) (pH 0,0)

-2

-3

Suco de limão (pH 2,2 - 2,4)

-4

-5

Água gaseificada (pH 3,9)

-6

-7

Leite Sangue (pH 6,4) (pH 7,4)

Suco gástrico Vinagre Cerveja (pH 1,0 - 3,0) (pH 2,4 - 3,4) (pH 4,0 - 4,5)

-8

-9

-10

-11

Bicarbonato de sódio (0,1 M) (pH 8,4)

Água do mar (pH 7,0 - 8,3)

-12

-13

Desengurdurante com amônia (pH 11,9)

Leite de magnésia (pH 10,5)

NaOH (1,0 M) (pH 14,0)

pH

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

pOH

14

13

12

11

10

9

8

7

6

5

4

3

2

1

0

Rafael Luís Gaion

NEUTRO

ÁCIDO [OH-]

Escalas de ​​[​H​​ ​]​​, ​​[O ​H​​ ​]​​, pH e pOH para alguns materiais que geralmente usamos no dia a dia. Quanto 1+

1−

menor o valor do pH, mais ácida é a solução.

Indicador ácido-base Os indicadores ácido-base são substâncias que mudam de cor conforme o pH da solução. O papel tornassol, por exemplo, é um indicador que adquire coloração azulada em contato com solução básica: ​​[​H​​ ​]​  < ​ [​OH​​ ​]​ 1+

1−

​[​H​​ ​]​  <  1, 0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L   ⇒  pH > 7 −7

1+

[​ ​OH​​ ​]​  >  1, 0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L   ⇒  pOH < 7​

e avermelhada em contato com solução ácida: ​​[​H​​ ​]​  > ​ [​O H​​ ​]​ 1+

​[​H​​ ​]​  >  1, 0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L   ⇒  pH < 7 1+

−7

[​ ​OH​​ ​]​  <  1, 0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L   ⇒  pOH > 7​ 1−

−7

Fabio Colombini

−7

1−

Papel tornassol (azul) fica avermelhado quando em contato com solução ácida.

234

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Atividades resolvidas R4. Calcule os potenciais hidrogeniônico e hidroxiliônico de uma solução diluída de ácido −9

nítrico (HN O 3(aq )), 10 mol/L, completamente ionizado, a 25 ° C. −3 Dado: log 1, 01 = 4, 32 ⋅ 10 Reação de ionização do ácido (reação 1): α = 100%

1 HNO 3 (aq ) + H 2O(ℓ) −9

10

1 H 3O 10

mol/L

−9

1+

(aq)

1−

+ 1 NO 3 (aq )

mol/L

Reação de autoionização da água (reação 2): H 3O 10

Resolução

−7

1+

(aq)

+ OH

1−

(aq)

mol/L

Unidade 5

H 2O (ℓ) + H 2O(ℓ)

1+

Assim, a concentração total de íons H 3 O (aq) no sistema, é:

[H 3O (aq)] total = [H 3O (aq)] reação 1 + [H 3O (aq)] reação 2 1+

1+

[H 3O (aq)] total = 10 1+

−9

1+

mol/L + 10

[H 3O (aq)] total = 0, 01 ⋅ 10 1+

[H 3O (aq)] total = 1, 01 ⋅ 10 1+

−7

−7

−7

mol/L

mol/L + 1 ⋅ 10

−7

mol/L

mol/L ⇒ [ H (aq)] 1+

total

= 1, 01 ⋅ 10

−7

mol/L

Logo, o cálculo do potencial hidrogeniônico (pH) será: pH = − log[H ] ∴ pH = − log 1,01 ⋅ 10 1+

−7

pH = − (log 1,01 + log ⋅ 10 ) ∴ pH = − (log 1,01 + (− 7) ⋅ log ⋅ 10) −7

pH = − (4, 32 ⋅ 10

−3

− 7 ⋅ 1) ∴ pH = − (0,00432 − 7) ∴ pH= − (− 6,99568)

pH = 6,99568 O cálculo do potencial hidroxiliônico (pOH) será: Em soluções aquosas, a 25 ° C, pH + pOH = 14. Logo: pH + pOH = 14 ∴ 6,99568 + pOH = 14 ∴ pOH = 7, 00432

R5. Em um laboratório de Química há um frasco contendo uma solução de ácido sulfúrico (H 2S O 4(aq ))

de pH = 2. A 1 mL dessa solução são adicionados 999 mL de água.

a ) Calcule a concentração inicial de H 2SO 4(aq ). b ) Qual o valor do pH da solução após a diluição? Volume inicial = 1 mL Volume final = 1 mL + 999 mL ∴ 1 000 mL c ) Quantas vezes a solução final é menos ácida que a inicial?

Resolução

a ) Solução inicial: pH = 2 ∴ [H 1 H 2SO 4(aq ) ≅ 5 ⋅ 10

−3

mol/L

α = 100%

2H

1+

≅ 1 ⋅ 10

1+

(aq)]

= 1 ⋅ 10

−2

mol/L

2−

(aq) + 1 SO4 (aq)

−2

mol/L

A concentração inicial de H 2SO 4(aq ) é aproximadamente igual a 5 ⋅ 10

−3

mol/L.

Equilíbrio químico

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235

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b ) Como se trata de uma diluição, usaremos a relação para calcular a ​​[​H​​ ​​(aq ) ​] ​​ na solução final. −5 −2 ​​ ​  inicial​​  ⋅ ​V​  inicial​​  =  ​ ​  final​​  ⋅ ​V​  final​​    ∴ ​ 10​​ ​  ⋅ 1  = ​ ​  final​​  ⋅ 1 000   ∴   ​ ​  final​​  = ​10​​ ​  mol/L​ 1+

(íons ​ H​​ ​​(aq) ​) ​​ 1+

Assim, se considerarmos ​​​[​H​​ ​​(aq ) ​] ​​ 

−5

1+

diluída (solução final) será:

final

​​  ≅ ​10​​ ​  mol/L​, o cálculo do pH da solução

p ​ H  =  − log​[​H​​ ​]​  ∴ pH ≅  −  log  1​0 ​​ ​    ∴  pH  ≅ 5​ −5

1+

c ) Como o pH variou em aproximadamente 3 unidades (​​ΔpH  ≅ 3), ​​ a solução final é 1 000 vezes menos ácida que a solução inicial.

Química em foco Acidez e basicidade do solo Os solos são formados principalmente por partículas sólidas e apresentam espaços que podem conter ar e água, entre outros materiais. Os minerais presentes no solo são resultados do intemperismo das rochas. A ação do intemperismo associada a reações químicas, disponibiliza íons (cátions e ânions) no solo, que podem servir de fontes nutricionais das plantas. Há vários tipos de solos cujas características variam de acordo com a sua composição. Essa composição diz respeito a íons, óxidos e metais que estão presentes no solo e influenciam em seu pH. Por exemplo, os solos argilosos em regiões pantanosas e à beira de rios geralmente possuem caráter ácido. Já solos ricos em calcário possuem caráter alcalino. Em geral, os solos ideais para a maioria dos cultivos devem apresentar pH entre 5,5 e 6,5, enquanto a acidez excessiva ou a basicidade excessiva do solo pode comprometer a produtividade de determinada cultura. Os solos que mais disponibilizam nutrientes para as plantas são os que apresentam pH mais próximo do neutro. sima/Shutterstok.com

Os agrônomos conhecem as propriedades de cada tipo de solo e as características de cada cultura. Com base nisso, demandam ações para manter os valores de pH próximos ao pH de um solo ideal.

João Prudente/Pulsar

Agrônomo inspecionando o solo de uma plantação de trigo.

Aplicação de cal em solo para cultivo.

No entanto, deve-se ressaltar a existência de culturas que necessitam de solos com pH mais ácido para se desenvolverem. A mandioca e a erva-mate são exemplos disso. Outras culturas necessitam de solos com pH mais alcalino, como a soja, o algodão e o feijão. Geralmente, os solos brasileiros são ácidos. Por isso, para aumentar a alcalinidade de determinado tipo de solo, os agrônomos podem tratá-lo com óxido de cálcio ​​ (CaO) ​​, também conhecido como cal; esse procedimento é conhecido por calagem. Para aumentar a acidez (baixar o pH), em geral, pode-se usar materiais que apresentam em sua composição alguns sais formados a partir de ácidos fortes e de bases fracas como, por exemplo, o cloreto de amônio (​​ N​H​ 4​​Cℓ) ​​.

236

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

1. A equação química seguinte representa o equilíbrio da solução de ácido acético (C H 3COOH ( aq )). 1+

2−

H ( aq ) + CH 3COO ( aq )

Entre as alternativas a seguir, escreva em seu caderno aquela que melhor expressa a constante de ionização do ácido acético.

[ H ] ⋅ [ CO O ] a ) K a = ―― [ C H 3COOH] 1+

1−

[ H ] + [ C H 3CO O ] 1+

1−

1+

c ) K a = ―― [ C H 3COOH] 1−

d ) K a = ――― [ C H 3COOH] 1−

e ) K a = ―――

[C H 3CO O ] 1−

2. Observe, a seguir, o quadro com os valores das constantes de dissociação de três espécies de características básicas. K b (T = 25 ° C) 1,8 ⋅ 10

NH 4OH Hidróxido de metilamina

5,0 ⋅ 10

CH 3NH 3OH Hidróxido de anilina

4,6 ⋅ 10

C 6H 5NH 3OH

−5

−4

−10

Qual das bases apresentadas no quadro é considerada a mais forte? Justifique sua resposta.

3. O ácido fosfórico (H 3P O 4(aq )) existente em pro-

dutos para remover ferrugem apresenta mais de um hidrogênio ionizável, conforme as etapas de ionização abaixo. Etapa I: H 3P O 4( aq ) ⇌ H

1+

1+

2−

1+

Etapa III: HP O 4 ( aq ) ⇌ H

III

K III = 2,1 ⋅ 10

−13

tem cor vermelha em meio ácido e cor laranja em meio básico. Considere que a constante de dis−5 sociação desse indicador seja igual a 8,0 ⋅ 10 . Assinale a opção que indica a quantidade, em mol, do indicador que, quando adicionada a 1 L de água pura, seja suficiente para que 80% de suas moléculas apresentem a cor vermelha após alcançar o equilíbrio químico. a ) 1,3 ⋅ 10

−5 −5

b ) 3,2 ⋅ 10

−5

c ) 9,4 ⋅ 10

−4

e ) 1,6 ⋅ 10

−3

d ) 5,2 ⋅ 10

5. As soluções-tampão mantêm o pH aproximadamente constante, mesmo recebendo ácidos ou bases fortes e, em geral, são formadas por um ácido fraco e um sal desse ácido, ou por uma base fraca e um sal dessa base. As soluções-tampão são usadas quando um químico necessita que o pH do meio do sistema se mantenha aproximadamente constante. Assim, considere a equação a seguir, que representa o equilíbrio químico de uma solução de ácido acético (CH 3COOH(aq)). CH 3COOH(aq)

↓α

H

1+

1−

(aq) + CH 3COO (aq)

ácido fraco

Ao adicionar o sal acetato de sódio (CH 3COONa(s)) na solução de ácido acético, o sal sofre dissociação

2−

iônica, liberando íons Na 1+(aq) e CH 3COO

(aq ) + HP O4 (aq ) 3−

(aq ) + P O 4 (aq )

CH 3COONa(s)

água dissociação

Na

1+

1−

(aq ). 1−

(aq) + CH 3COO (aq)

Equilíbrio químico

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−8

1−

(aq ) + H 2P O 4 (aq )

Etapa II: H 2P O 4 ( aq ) ⇌ H

K II = 6,2 ⋅ 10

4. (ITA-SP) Um indicador ácido-base monoprótico

[ H ] ⋅ [ C H 3CO O ]

Hidróxido de amônio

II

b ) Escreva em seu caderno a expressão da constante de acidez para cada etapa de ionização.

[ H ] ⋅ [ C H 3CO O ]

Base

K I = 7,6 ⋅ 10

a ) Comparando os valores da constante de ionização, o que ocorre com a tendência do 1+ ácido em liberar H (aq ) no decorrer das três etapas de ionização?

[H ]

1+

−3

I

Conforme o quadro e as reações das etapas de ionização do ácido, responda.

b ) K a = ――― [ C H 3COOH]

1+

Constante de ionização K a (T = 25 °C)

Etapas

Unidade 5

CH 3COOH( aq )

Observe os valores das constantes de ionização do ácido para as três etapas.

237

6/10/16 7:56 PM


Essa mistura formada pela solução de ácido acético e pelo acetato de sódio dissociado é uma solução-tampão. A seguir, em seu caderno, responda o que ocorre com a concentração em quantidade de maté1+ ria de íons ​​H​​ (​​ aq ) ​​dessa mistura (solução-tampão) quando se adiciona uma pequena quantidade de: a ) ácido clorídrico ​(HCℓ​( aq )​)  ​​.  b ) hidróxido de sódio ​(NaOH​( s)​)  ​​. 

6. (Enem/MEC) Um estudo caracterizou 5 ambientes aquáticos, nomeados de A a E, em uma região, medindo parâmetros físico-químicos de cada um deles, incluindo o pH nos ambientes. O Gráfico I representa os valores de pH dos 5 ambientes. Utilizando o gráfico II, que representa a distribuição estatística de espécies em diferentes faixas de pH, pode-se esperar um maior número de espécies no ambiente:

b ) No segundo lote, coloque os materiais em ordem crescente de pOH. Escreva em seu caderno a sequência numérica (correspondente aos materiais) obtida.

8. Ao analisar uma determinada amostra de uma mistura aquosa de café, um profissional determinou que sua concentração hidrogeniônica é de ​0,00001 ​m ol ⁄ L​​. Assim, o pH dessa amostra café é: a ) 2

b ) 11

c ) 5

d ) 4

e ) 7

9. (Vunesp-SP)

gráfico l 10

6

Kleber Renan de Souza Santos

pH

8

4 2 0

A

B

C

D

E Ambientes

gráfico ll

Cores nas lagoas Ilustrações: Rafael Luís Gaion

Número de espécie

40 30 20 10 0

3

a ) A

4

5

6

b ) B

7

c ) C

8

9 10 11 pH ótimo de sobrevida

d ) D

e ) E

O listrado multicor que se desenha na areia quando o nível da água baixa nas lagoas do Pantanal da Nhecolândia, conhecidas como salinas, em Mato Grosso do Sul, por muito tempo foi um mistério para observadores. A explicação está numa cianobactéria que sobrevive nas condições dessas águas de pH entre 9 e 11. Na época seca essas bactérias se reproduzem em profusão e pintam as lagoas com substâncias de sua própria decomposição.

7. Sobre uma das bancadas do laboratório de Química da escola, um aluno observou que havia dois lotes, em que cada um continha os seguintes materiais: I ) água destilada;

I V ) sangue humano;

II ) suco de limão;

V ) creme dental.

I II ) café preparado; Ordene essas amostras de acordo com o que se pede. a ) No primeiro lote, coloque os materiais em ordem crescente de pH. Escreva em seu caderno a sequência numérica (correspondente aos materiais) obtida.

(Pesquisa FAPESP, fevereiro de 2012. Adaptado.)

Águas que apresentam pH entre 9 e 11 são: a ) ácidas, com −3 1 ​​ 0​​ ​m ol ⁄  L ​​. b ) ácidas, com −4 ​10​​ ​m ol ⁄  L ​.

​[ ​H ​ ​] ​ que varia de ​10​​ ​​ a −5

1+

​[ ​H ​ ​] ​ que varia de ​10​​ ​​ a −2

1+

c ) alcalinas, com ​[ O​H ​ ​] ​ que varia de ​10​​ ​​ a 1−

−2

−4

​10​​ ​m ol ⁄  L ​. −5 1− d ) alcalinas, com ​[ O​H ​ ​] ​ que varia de ​10​​ ​​ a −3 ​10​​ ​m ol ⁄  L .​​

e ) neutras, com [​ ​H ​ ​] ​ que se iguala a ​[ O​H ​ ​] ​​, −7 de 1 ​ 0​​ ​m ol ⁄  L ​​. 1+

1−

238

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10. Durante uma aula de Química, os alunos fizeram

12. (Fuvest-SP) Galinhas não transpiram e, no verão,

a análise do pH de uma certa quantidade de amostras de águas minerais gaseificadas e observaram que, em média, o pH = 4, medidas a2 ​ 5  °C​. Para essa temperatura, quais são, respectivamente, os valores médios das concentrações

a frequência de sua respiração aumenta para resfriar seu corpo. A maior eliminação de gás carbônico, através da respiração, faz com que as cascas de seus ovos, constituídas principalmente de carbonato de cálcio, se tornem mais finas. Para entender tal fenômeno, considere os seguintes equilíbrios químicos:

hidrogeniônica ​​[​H​​ ]​ ​​ e hidroxiliônica ​​[ O​H​​ ]​ ​​ das 1+

1−

amostras analisadas pelos alunos?

​C​a​​ ​​( aq )  ​  + ​​(C​O3​  ​​) ​​​ ​​( aq )  ​  ⇌  CaC​O3​  ​​​( s ) ​

+4

+10

1−

​​m ol ⁄  L​​

b ) ​[​H​​ ​] ​  = ​10​​ ​​m ol ⁄  L​​ e ​​[ O​H​​ ​] ​  = ​10​​ ​​m ol ⁄  L​​ +7

1+

1−

−7

c ) ​[​H​​ ​] ​  = ​10​​ ​​m ol ⁄  L​​ e ​​[ O​H​​ ​] ​  = ​10​​

​​m ol ⁄  L​​

d ) ​[​H​​ ​] ​  = ​10​​ ​​m ol ⁄  L​​ e ​​[ O​H​​ ​] ​  = ​10​​

​​m ol ⁄  L​​

−2

1+

−2

1+

1−

1−

+12

−12

e ) ​[ ​H ​ ​] ​ = ​10​​ ​m ol ⁄  L ​ e ​[ O​H ​ ​] ​ = ​10​​ ​m ol ⁄  L​ −4

1+

1−

−10

11. (Fuvest-SP) Em um laboratório químico, um estudante encontrou quatro frascos (1, 2, 3 e 4) contendo soluções aquosas incolores de sacarose,​ KCℓ​, ​H Cℓ​ e N ​ aOH​, não necessariamente nessa ordem. Para identificar essas soluções, fez alguns experimentos simples, cujos resultados são apresentados na tabela a seguir: Cor da solução após a adição de fenolftaleína

Condutibilidade elétrica

Reação com​ Mg ​​(OH) ​​  ​​​

1

incolor

conduz

não

2

rosa

conduz

não

3

incolor

conduz

sim

Frasco

2

2−

1−

(​​ C​O​ 3)​​  ​​​ (​​ aq) ​  + ​H​  2​​O​(ℓ) ​  ⇌ ​​(HC​O​  3)​​  ​​​ (​​ aq) ​  + ​​(OH) ​​​ (​​ aq) ​ 1−

1−

​​ O ​ ​ 3​​​(aq) ​  + ​​(OH) ​​​ (​​ aq) ​ (​​ HC​O​  3​​) ​​​ (​​ aq) ​  + ​H​  2​​O​(ℓ) ​  ⇌ ​H​ 2C 1−

​H​ 2​​C​O3​  ​​​( aq )  ​  ⇌  C​O​ 2​​​( g)  ​  + ​H​ 2​​O​(ℓ) ​​ Para que as cascas dos ovos das galinhas não diminuam de espessura no verão, as galinhas devem ser alimentadas

Unidade 5

a ) [​ ​H​​ ​] ​  = ​10​​ ​​m ol ⁄  L​​ e ​​[ O​H​​ ​] ​  = ​10​​ 1+

2−

2+

a ) com água que contenha sal de cozinha. b ) com ração de baixo teor de cálcio. c ) com água enriquecida de gás carbônico. d ) com água que contenha vinagre. e ) em atmosfera que contenha apenas gás carbônico.

13. O ácido tartárico encontrado nas uvas é um ácido orgânico fraco que não ioniza totalmente em solução aquosa. Considere que um professor tenha preparado uma solução aquosa de 0,1 mol de ácido tartárico por litro, e que a concentração do

íon [​ ​H​ ​ (aq )] ​ nessa solução seja de ​0, 0057 ​mol  ⁄ L​. Qual o valor da constante de ionização do ácido tartárico? Justifique sua resposta com os devidos cálculos. 1+

+3

a ) ​3, 1 ⋅ ​10​​ ​ −4

b ) 3 ​ , 2 ⋅ ​10​​ ​ −2

c ) ​5, 7 ⋅ ​10​​ ​ 4

incolor

não conduz

não

−2

d ) ​5, 7 ⋅ ​10​​ ​ +4

Dado: Soluções aquosas contendo o indicador fenolftaleína são incolores em pH menor do que 8,5 e têm coloração rosa em pH igual ou maior do que 8,5. As soluções aquosas nos frascos 1, 2, 3 e 4 são, respectivamente, de a ) ​H Cℓ​, ​N aOH​, ​KCℓ​ e sacarose. b ) ​KCℓ​, ​N aOH​, ​H Cℓ​ e sacarose. c ) ​H Cℓ​, sacarose, ​N aOH​ e ​KCℓ​. d ) ​KCℓ​, sacarose, ​H Cℓ​ e ​N aOH​. e ) N ​ aOH​, ​H Cℓ​, sacarose e ​KCℓ​.

e ) ​3, 2 ⋅ ​10​​ ​

14. No efeito do íon comum, a ionização do eletrólito fraco sofre diminuição pela adição de um eletrólito forte, no qual há um íon comum com o eletrólito f raco. Sabe -se que uma soluç ão de 0,30 ​m ol ⁄  L ​ de (​ H​C ​ 2​H ​ 3​O ​ 2​)​  tem pH igual a 2,64. Qual é o valor do pH da solução preparada pela adição de 0,30 mol de ácido acético e 0,30 mol de acetato de sódio ​(Na​C ​ 2​H ​ 3​O ​ 2​)​  em uma solução aquosa de um litro, sabendo que o valor de (

​ ​K ​ a​(H​C ​ 2​H ​ 3​O ​ 2​)​  = 1,8 ⋅ ​10​​ ​)​  está à temperatura −5

de ​25 °C​?

Equilíbrio químico

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Aqui tem Química

Acidez estomacal

Conhecendo Os alimentos que ingerimos já começam a ser digeridos na boca. Ao mastigarmos trituramos os alimentos e, com a ação da saliva, inicia-se a transformação de substâncias de grande massa molecular, presentes nos nutrientes desses alimentos, em substâncias de massas moleculares menores. Quando essa mistura chega ao estômago, glândulas estomacais liberam suco gástrico, cuja constituição é de ácido clorídrico (HCℓ(aq )). Por ação de uma enzima denominada pepsina, os compostos presentes nos alimentos são transformados em substâncias essenciais para a manu1+ tenção do organismo. A presença de íons de H (aq ) no suco gástrico faz que o pH estomacal seja ácido (pH ≅ 2), sendo ideal para essa enzima (pepsina) atuar sobre as proteínas presentes nos alimentos.

Estudando O estômago humano é revestido pela mucosa gástrica, formada por células resistentes a ataques ácidos (ácido clorídrico estomacal). Quando a acidez estomacal está com pH em torno de 2, podem, naturalmente, ocorrer pequenos sangramentos nas paredes estomacais, o que ainda não é considerado um problema, pois a mucosa gástrica praticamente se renova a cada três dias. No entanto, se houver maior acidez, sua ação sobre a mucosa gástrica supera a sua taxa de renovação. Dessa forma, é comum ocorrerem pequenas “queimações”, podendo, entre outros sintomas, causar azia.

N. Akira

A alimentação desbalanceada, o consumo excessivo de refrigerantes ou de bebidas alcoólicas e longos períodos de jejum tendem a induzir a mucosa gástrica a produzir mais suco gástrico. A longo prazo, isso pode contribuir para a formação de úlceras, que são feridas formadas na mucosa gástrica. Em geral, para neutralizar a acidez estomacal excessiva, os médicos costumam receitar antiácidos. Geralmente, a constituição desses antiácidos apresenta algumas bases, como o hidróxido de magnésio (Mg (OH)2) e o hidróxido de alumínio (Aℓ (OH)3), que tendem a neutralizar o ácido em excesso (ácido clorídrico). Pomucosa gástrica dem ser usados também alguns materiais na úlcera forma de pó ou comprimido efervescente, como o sal de frutas, que contém bicarbonato de sódio (NaHCO 3), que reagem com ácidos (ácido clorídrico) produzindo ácido carbônico. Por sua vez, o ácido carbônico é um ácido instável e, nas condições físicas a que está submetido, tende a se decompor, formando água e As úlceras são lesões que ocorrem na parede interna do estômago. gás carbônico, CO 2. A liberação desse ácido na região estomacal pode favorecer a eructaConversando ção (arroto).

1. Em seu caderno, escreva a reação balanceada da neutralização total ocorrida entre o ácido clorídrico e o hidróxido de magnésio. 1− 2+ 2 HCℓ ( aq ) + Mg (OH) ( suspensão) ⎯→ Mg ( aq ) + 2 Cℓ ( aq ) + 2 H 2O(ℓ) 2 −2 2. O ácido estomacal apresenta em média uma concentração de 2,00 ⋅ 10 mol / L. Considerando-se a ionização completa desse ácido, calcule o pH aproximado do suco gástrico. (Considere que: log 2 ≅ 0, 300). Como o ácido clorídrico sofreu ionização completa, temos que [ HCℓ] = [ H ] , sendo assim, [ H ] = 2 ⋅ 10 , logo pH = − log[ H ] . Substituindo os valores, tem-se: 1+

240

pH = − log 2 ⋅ 10

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1+

−2

−2

1+

Æ pH = − (log 2 + log 10 ) Æ pH ≅ − (0, 300 − 2) Æ pH ≅ 1, 70 −2

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Enrico Marone/Pulsar

Estalactites e estalagmites na Gruta da Torrinha em Iraquara, Bahia, em 2012.

capítulo

Hidrólise salina e produto de solubilidade

Um processo natural relacionado à hidrólise salina é a formação rochosa de estalactites e estalagmites em regiões calcárias, como cavernas. O calcário é constituído basicamente por carbonato de cálcio (​​CaC​O​  3​​), ​​ um sal pouco solúvel em água, mas bastante solúvel em soluções ácidas. Mesmo isenta de poluentes, a água da chuva é ligeiramente ácida em razão da dissolução de dióxido de carbono (​​ C​O​  2​​) ​​ da atmosfera. Quando a chuva precipita em regiões de solo calcário, a água solubiliza o carbonato de cálcio e se infiltra pelas fissuras do solo chegando ao teto das cavernas. Nesses locais, a água passa de uma pressão maior, por estar comprimida no solo, para uma pressão menor, correspondente à pressão atmosférica na caverna. Essa diferença de pressão faz que parte da água evapore favorecendo a precipitação do carbonato de cálcio. Por onde a água goteja ocorre a formação de estruturas tubulares que crescem lentamente a uma taxa de aproximadamente 1 cm a cada 300 anos. No teto das cavernas formam-se as estalactites, já as gotas que caem no chão constituem camadas que vão se sobrepondo, dando origem às estalagmites. Quando há o encontro de estalactites e estalagmites, formam-se colunas por meio dessa união. A Represente, por meio de fórmula, a reação da dissolução do carbonato de cálcio em água. ​C aC​O​  (​​​ s) ​ ​​H​  2​​O​ C​a​​2+​​ aq  ​  +  C​O​2−​  ​​ aq  ​​ 3

( )

3

B. As estalactites são estruturas calcárias que se formam no teto de cavernas. Já as estalagmites têm aspecto parecido, mas crescem no sentido contrário, do chão para o teto.

( )

B Qual a diferença entre estalactites e estalagmites? C Qual é o principal componente das estalactites e das estalagmites? A que função inorgânica pertence esse componente? O principal componente da formação das estalactites e estalagmites é o carbonato de cálcio ​​(CaC​O​  3​​). ​​ Ele pertence à função inorgânica sais.

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Equilíbrio químico

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Hidrólise salina Os sais se formam pela reação química entre ácido e base. Assim, por exemplo, o bicarbonato de sódio é formado a partir da seguinte reação química: NaOH(s) + H2CO3(aq ) ⎯→ NaHCO3(aq ) + H2O(ℓ) cátion da base

ânion do ácido

Ao se dissolver um sal em água, há dissociação iônica, liberando íons (cátions e ânions). Alguns desses íons podem provocar reações químicas com a água num processo denominado hidrólise salina (ou hidrólise de íons). NaHCO3(s) sal

água

Na

dissociação iônica

1+

(aq) +

1−

HCO3 (aq )

cátion

ânion

Os principais casos de hidrólise salina estão relacionados a sais de ácidos fortes e bases fracas, sais de ácidos fracos e bases fortes e sais de ácidos fracos e bases fracas.

Sais de ácidos fortes e de bases fracas O cloreto de amônio (N H 4Cℓ(s)), quando dissolvido em água, sofre dissociação iônica,

apresentando uma solução aquosa com íons amônio (N H4 (aq )) e íons cloreto (Cℓ 1+

Os íons amônio

1+ (NH4

(aq))

1−

reagem com a água, se ligando aos seus íons (O H

em um processo chamado hidrólise. Esse processo também produz íons (H

1+

aumentando a sua concentração na solução, tornando-a ácida. E íons cloreto (Cℓ

(aq)).

1−

(aq))

(aq)),

1−

(aq))

permanecem em solução, sem reagir com a água.

O sal cloreto de amônio vem de um ácido forte (HCℓ(aq )) e de uma base fraca (NH 4OH(aq)). Os sais de amônio são considerados solúveis em água. Assim, nesse

caso, tem-se:

1+

N H 4 (aq ) + C ℓ

1−

(aq) +

⇀ NH 4OH (aq ) + H HOH(ℓ) ⎯ ↽⎯

1+

(aq) +

Cℓ

1−

(aq)

base fraca

Essa equação pode ser representada por: 1+

NH4 (aq ) + C ℓ

1−

⎯⎯ ⇀ (aq) + HOH(ℓ) ↽

⇀ NH 4 (aq )+ HOH(ℓ) ⎯ ↽⎯ 1+

NH 4OH(aq ) + H

1+

< NH OH(aq)> + H

1−

(aq) + Cℓ (aq)

1+

4

(aq)

composto instável

papel tornassol azul papel tornassol vermelho

Béquer com solução aquosa ácida.

Art Directors & TRIP/Alamy Stock Photo/Latinstock

solução aquosa ácida (a 25 ° C, pH < 7) Para a verificação do pH da reação de hidrólise do exemplo, mergulharam-se duas fitas de diferentes papéis tornassol (indicador ácido-base) em solução: uma fita de papel tornassol azul e outra de papel tornassol vermelho. Tanto a fita de tornassol azul quanto a de tornassol vermelho adquiriram coloração vermelha, indicando que o pH da solução é ácido. Neste exemplo, usando o papel tornassol como um indicador de pH, podemos verificar que a solução é ácida, em razão da concentração do íon

(H

1+

(aq)).

242

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Esquema ilustrado representando a resposta dos papéis tornassol vermelho e azul aos diferentes meios.

Meio ácido

Papel tornassol

Meio neutro

Meio básico

Papel vermelho Rafael Luís Gaion

O papel tornassol (papel de filtro impregnado com tornassol) é um indicador de pH bastante usado em laboratório. Ele apresenta uma ampla faixa de viragem, utilizada para indicar se uma solução é nitidamente ácida (quando ele fica vermelho) ou básica (quando ele fica azul). Há papéis tornassóis azul e vermelho.

Papel azul

Sais de ácidos fracos e de bases fortes Unidade 5

Nas soluções aquosas de sais, como cianeto de sódio ​​(NaCN​(s) ​), ​​ há hidrólise, pois os seus respectivos ânions (vindos do ácido fraco) reagem com a água.

O sal cianeto de sódio vem de um ácido fraco ​​(HCN​(aq ​)) ​​e de uma base forte ​​(NaOH​(aq ) ​) ​​. Os sais de metais alcalinos são considerados solúveis em água. Portanto, nesse caso, tem-se: ​ 1− 1− 1+ ⎯ ​N​a​​1+​​(aq) ​​ + CN​​ ​​(aq) ​ + HOH​(ℓ) ​ ↽ ​  ⎯   ​     HCN​(aq) ​​ + OH​​ ​​(aq) ​​ + Na​​ ​​(aq) ​​  ⇀ ​ ácido fraco

Essa equação pode ser representada por: 1− 1− 1+ ​ 1+  ⇀     ​HCN​     ​​N​a​​ ​​(aq ) ​​​ + CN​​ ​​(aq ) ​+ HOH​(ℓ) ​ ​ ⎯ (aq) ​​ + OH​​ ​​(aq) ​ + ​​N a​​ ​​(aq) ​​​ ↽ ⎯ ​ 1− 1− ​  ​HCN​  ⇀        ​C​N ​​ (​​ aq ) ​ +  HOH​(ℓ) ​ ​ ⎯ (aq) ​   +  O​H​​ ​​(aq) ​ ↽ ⎯ ​

Para a verificação do pH da reação de hidrólise do exemplo, mergulharam-se duas fitas de diferentes papéis tornassol (indicador ácido-base). Tanto a fita de tornassol azul quanto a de tornassol vermelha adquiriram coloração azul, indicando que a solução apresenta pH básico (alcalino). Neste exemplo, utilizando o papel tornassol como indicador de pH, podemos verificar que a solução é básica, por causa da concentração do íon ​​(O​H​​ ​​(aq ) ​) ​​. 1−

Art Directors & TRIP/Alamy Stock Photo/Latinstock

solução aquosa básica ou alcalina (​ 25 ° C, pH > 7) ​​

papel tornassol vermelho papel tornassol azul

Béquer com solução aquosa básica.

Sais de ácidos fracos e de bases fracas Nas soluções aquosas de sais, como cianeto de amônio ​​(N​H​  4​​C N​(s) ​) ​​, há hidrólise, pois os seus respectivos cátions (vindos da base) e os ânions (vindos do ácido fraco) reagem com a água.

O sal cianeto de amônio é derivado de um ácido fraco (​​HCN​(aq ) ​) ​​e de uma base fraca ​​(N​H​  4​​O H​(aq ) ​). ​​ Os sais de amônio são considerados solúveis em água. Nesse caso, o ácido é fraco e a base também é fraca, com isso as constantes de ionização do ácido e de dissociação da base são pequenas, fazendo que a solução fique neutra; assim, tem-se: 1− 1+ ​ ⎯ ​N​H ​4​  (​​ aq ) ​​ + CN​​ (​​ aq ) ​+ HOH​(ℓ) ​ ↽ ​  ⎯   ​HCN​      (aq ) ​​ + NH​  4​​OH​(aq ) ​  ⇀ ​ ácido fraco

base fraca

​∼​​ 7  ​​ ​​s olução aquosa ​(praticamente) ​ neutra (​ 25 ° C, pH ​= ) Equilíbrio químico

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Nesse exemplo, também foi verificado o pH da solução após a reação de hidrólise ocorrida utilizando duas fitas de diferentes papéis tornassol (indicador ácido-base). Observa-se que a fita de tornassol azul mantém coloração azul; e a fita de tornassol vermelho adquire coloração vermelha, indicando que o pH dessa solução é neutro ou praticamente neutro.

papel tornassol azul

Art Directors & TRIP/Alamy Stock Photo/Latinstock

papel tornassol vermelho

Béquer com solução aquosa neutra.

Nas soluções aquosas de sais de ácidos fortes, e de bases fortes não há hidrólise nem em relação ao cátion nem ao ânion, ou seja, não há hidrólise salina. A solução aquosa desses sais é, em geral, aproximadamente neutra.

Sais de ácidos fortes e de bases fortes Já vimos que um ácido forte se mantém predominantemente ionizado em água. 1+ Assim, seus ânions não têm afinidade por cátions H​​ ​​ ​​(aq ), ​​ portanto não reagem com a água. Além disso, sabemos que uma base forte dissolvida em água se mantém predo1− minantemente dissociada. Assim, seus cátions não têm afinidade por ânions ​O​H ​​ ​​(aq ) ​​, portanto não reagem com a água. Exemplo: a dissolução de cloreto de sódio (​​ NaCℓ​(s) ​) ​​ em água. 1+ 1− ​  não ocorre reação ​ não há hidrólise salina  ​ ​     → ​ ​N​a​​ ​​(aq ) ​ + C​ℓ ​​ ​​(aq ) ​+ HOH​(ℓ) ​ ⎯  ( )

solução aquosa neutra (​ 25 ° C, pH = 7) ​​

Nesse caso, usando o papel de tornassol como um indicador de pH, podemos verificar que a solução é neutra, conforme o exemplo citado anteriormente.

Atividades resolvidas

R1. O ácido acético (​ HC​H ​ 3​C OO​ ou CH​ 3​C OOH)​ é um monoácido fraco. Ao se adicionar o

sal acetato de sódio em água ​(25 ° C)​,  a solução final apresentará pH maior, menor ou igual a 7? Justifique sua resposta.

Resolução O sal acetato de sódio é formado pelo ácido acético (fraco) e pela base hidróxido de sódio (forte), assim o ânion acetato provoca a hidrólise tornando a solução básica (alcalina), ou seja, com pH > 7. 1−

1+

A fórmula do acetato de sódio é N ​ aC​H​ 3​​COO​ (ou CH​  3​​​C OO​​ ​​N a​​ ​)​. A representação da dissolução desse sal em água é: 1− 1− 1+ ​ 1+ ⎯ ​N​a​​ ​​(aq ) ​​ + CH​  3​​​C OO​​ ​​(aq ) ​+ HOH​(ℓ) ​ ↽ ​  ⎯  ⇀   ​​HCH      ​  3​​C OO​(aq ) ​​ + OH​​ ​​(aq ) ​​ + Na​​ ​​(aq ) ​ ​

ácido fraco

1− 1− 1+ ​ 1+ ⎯ ​  ⎯  ⇀   ​​HCH      ​  3​​COO​(aq ) ​​ + OH​​ ​​(aq ) ​ + ​​N a​​ ​​(aq ) ​​​ ​N ​​ ​a​​ ​​(aq ) ​​​ + CH​  3​​​C OO​​ ​​(aq ) ​+ HOH​(ℓ) ​ ↽ ​

ácido fraco

1− 1− ​ ​C​H​  3​​CO​O​​ ​​(aq ) ​+ HOH​(ℓ) ​ ​ ⎯  ⇀     ​​HCH     ​  3​​COO​(aq ) ​ +​ O ​ ​H ​​ ​​(aq ) ​ ↽ ⎯ ​

ácido fraco

solução aquosa básica ou alcalina (​ 25 ° C, pH > 7) ​​

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R2. Considere as seguintes soluções aquosas X, Y e Z a ​25 ° C​. Os resultados das medidas de pH dessas soluções estão apresentados no quadro a seguir: Solução aquosa ​(25 ° C) ​

pH da solução

X

<7

Y

=7

Z

>7

Dadas as espécies químicas perclorato de potássio (​​KCℓ​O​  4​​) ​​, cianeto de rubídio​​ Unidade 5

(RbCN) ​​ e sulfato de amônio ​​(​​(N​H​  4​​) ​​  ​​S​O​  4​​), ​​ associe-as às soluções X, Y e Z. Justifi2 que sua resposta.

Resolução

• •Perclorato de potássio é a solução aquosa Y. ​KCℓ​O​ 4​​é sal de ácido forte e base forte, então não há hidrólise, logo, a 25  °  C,​ pH​  solução​​ = 7.​ Tanto o cátion como o ânion são provenientes de eletrólitos fortes. Portanto, as con1+ 1− centrações de íons ​​H​​ ​​(aq ) ​​ e ​O​H​​ ​​(aq ) ​​são iguais entre si e iguais às da água e, assim, a solução é neutra (pH = 7).

• •Cianeto de rubídio é a solução aquosa Z.

​ bCN é sal de ácido fraco e base forte, então o ânion provoca a hidrólise, R logo, a 25 ° C,​pH​ solução​​ > 7.​ 1− 1− 1+ 1+ ​ ⎯ ​R​b ​​ ​​(aq ) ​​ + CN​​ ​​(aq ) ​+ HOH​(ℓ) ​ ↽ ​  ⎯   ​     HCN​(aq ) ​​ + OH​​ ​​(aq ) ​​ + Rb​​ ​​(aq ) ​​  ⇀ ​

ácido fraco

1− 1− 1+ 1+ ​ ⎯ HCN​(aq ) ​​ + OH​​ ​​(aq ) ​ + ​​R b​​ ​​(aq ) ​​​ ​  ⎯   ​      ​R​b​​ ​​(aq ) ​​​ + CN​​ ​​(aq ) ​+ HOH​(ℓ) ​ ↽  ⇀ ​

ácido fraco

1− 1− ​ ⎯ HCN​(aq ) ​​ + OH​​ ​​(aq ) ​​ ​  ⎯        ​ ​C N​​ ​​(aq ) ​+ HOH​(ℓ) ​ ↽  ⇀ ​

ácido fraco

1−

​ ​H​​ ​​(aq ) ​​ justifica a basicidade da solução, logo pH > 7. A presença de íon O

• •Sulfato de amônio é a solução aquosa X.

​​​(N​H​  4​​) ​​  ​​S​O ​  4​​é sal de ácido forte e base fraca, então o cátion provoca a hidrólise, 2

logo, a 25  °  C,​ pH​  solução​​ < 7.​ 2− 2− 1+ 1+ ​  ⇀     ​    2 ​N H​  4​​OH​(aq ) ​ + 2 ​H​​ ​​(aq ) ​​ + SO​4​  ​​(aq ) ​​ 2 ​   N​H4​ ​  ​​(aq ) ​​ + SO​4​  ​​(aq ) ​+ 2 HOH​(ℓ) ​ ​ ⎯ ↽ ⎯ ​

base fraca

2− 2− 1+ 1+ ​ ⎯ ​​ O​4​  ​​(aq ) ​​ + 2 HOH​(ℓ) ​ ↽ ​  ⎯   ​2 ​      N H​  4​​OH​(aq ) ​ + 2 ​H​​ ​​(aq ) ​ + ​​S O​4​  ​​(aq ) ​​​  ⇀ 2  N​H4​ ​  ​​(aq ) ​ + S ​

base fraca

1+ 1+ ​ ⎯ 2  N​H4​ ​  ​​(aq ) ​+ 2 HOH​(ℓ) ​ ↽ ​  ⎯   ​2 ​      N H​  4​​OH​(aq ) ​ + 2 ​H​​ ​​(aq ) ​​  ⇀ ​

base fraca

1+

A presença de íon H​​ ​​ ​​(aq ) ​​justifica a acidez da solução, logo pH < 7. Equilíbrio químico

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Resolva as atividades no caderno.

1. Explique por que o sal cloreto de sódio (​ NaCℓ​(aq)​) ,​ ​

% de O2 transportado 100

quando está em solução aquosa, mantém a cor vermelha de uma tira de papel tornassol vermelho e a cor azul de uma tira de papel tornassol azul.

pH = 7,6 pH = 7,2

2. Ao dissolver um sal em água, há dissociação iônica, liberando íons (cátions e ânions). Alguns desses íons podem provocar reação química com a água em um processo denominado hidrólise salina (ou hidrólise de íons). Ao serem dissolvidos em água, os sais representados a seguir podem formar soluções neutra, ácida ou básica. Identifique-as.

0

Pressão de O2

a ) Em qual dos dois pH há uma maior eficiência no transporte de oxigênio pelo organismo? Justifique. b ) Em casos clínicos extremos pode-se ministrar solução aquosa de ​N ​H ​ 4​C ℓ​ para controlar o pH do sangue. Em qual destes distúrbios (alcalose ou acidose) pode ser aplicado esse recurso? Explique.

a ) N ​ ​a ​ 2​S​O ​ 4​ b ) N ​ ​H ​ 4​N​O ​ 3​ c ) K ​ ​ 2​C​O ​ 3​

3. Em relação à hidrólise de sais, analise as propo-

5. (Enem/MEC) A formação frequente de grandes

volumes de pirita (​ Fe​S ​ 2​)​  em uma variedade de depósitos minerais favorece a formação de soluções ácidas ferruginosas, conhecida como “drenagem ácida de minas”. Esse fenômeno tem sido bastante pesquisado pelos cientistas e representa uma grande preocupação entre os impactos da mineração no ambiente. Em contato com oxigênio, a 2 ​ 5 ° C​, a pirita sofre reação, de acordo com a equação química:

sições a seguir e copie em seu caderno a correta.

​ ℓ)​,  quana ) O composto cloreto de amônio (​ N​H ​4C do dissolvido em água, torna o meio neutro.

b ) A solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sal sulfeto de sódio ​(N​a ​ 2​S)​. 

c ) O sal sulfato de amônio (​ (​ N​H ​4)​  ​ S ​O ​  ​4)​ ​ é forma2 do de uma base forte e um ácido fraco e se hidrolisa ao ser dissolvido em água, produzindo uma solução básica.

​4 Fe​S​ 2​​​(s) ​  + 15  ​O​ 2​​​(g) ​  +  2 ​H ​  2​​O(​ ℓ) ​  →

→  2 F ​e​ 2​​ ​​(S ​O​ 4​​) ​​  ​​​( aq ) ​  + 2 ​H​  2​​S​O​  4​​​( aq ) ​​ 3

d ) Obtém-se uma solução aquosa ácida quando se dissolve em água o sal carbonato de potássio (​ ​K ​ 2​C ​O ​ 3)​ .​ 

FIGUEIREDO. B. R. Minérios e Ambientes. Campinas. Unicamp. 2000.

Para corrigir os problemas ambientais causados por essa drenagem, a substância mais recomendada a ser adicionada ao meio é o: a ) sulfeto de sódio. b ) cloreto de amônio. c ) dióxido de enxofre. d ) dióxido de carbono. e ) carbonato de cálcio.

e ) A solução aquosa de sulfato de sódio (​ N​a  ​2S ​O ​  ​4)​  ​ tende a apresentar pH neutro, pois, nesse caso, não há hidrólise salina.

4. (Unicamp-SP) Alcalose e acidose são dois distúrbios fisiológicos caracterizados por alterações do pH no sangue: a alcalose corresponde a um aumento enquanto a acidose corresponde a uma diminuição do pH. Estas alterações de pH afetam a eficiência do transporte de oxigênio pelo organismo humano. O gráfico esquemático adiante mostra a porcentagem de oxigênio transportado pela hemoglobina, em dois pH diferentes em função da pressão do ​O ​ 2​.

Rafael Luís Gaion

Atividades

6.

Pesquisa A fermentação de restos de alimentos provoca o aumento da acidez bucal, o que facilita o surgimento de cáries dentárias. Os dentistas recomendam, portanto, a escovação dos dentes logo após as refeições. Pesquise e escreva em seu caderno qual componente dos cremes dentais pode auxiliar no controle do pH bucal. Justifique sua resposta.

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Produto de solubilidade

Dr P. Marazzi/SPL/Latinstock

Em alguns momentos da vida, de forma geral, os cuidados com a alimentação costumam ser colocados de lado e a ingestão de alimentos ricos em sódio e cálcio facilitam a formação de cálculos renais. Também conhecidos como pedras, os cálculos renais podem conter várias combinações de substâncias, sendo mais comuns aquelas que contêm cálcio e oxalatos (C 2O 4 ), que fazem parte de ossos e músculos e estão presentes em uma dieta normal. 2−

Raio X de abdome mostrando cálculos renais.

Unidade 5

Há também os cálculos biliares, que podem ocorrer em qualquer porção da via biliar (fígado, vesícula biliar, pâncreas), mas aparecem comumente na vesícula biliar. O fígado produz os sais biliares que são importantes no processo de digestão de alimentos, particularmente das gorduras. Ele ainda possui múltiplas funções e uma delas é produzir bile, que é eliminada pelo intestino, dando coloração às fezes. Ela apresenta em sua composição a bilirrubina, os sais biliares e o colesterol, que tende a ser eliminado pelo fígado por meio dela. Existe um equilíbrio dinâmico entre as três substâncias que compõem a bile, mantendo-a no estado líquido. Quando esse equilíbrio é rompido, há formação de precipitados de seus componentes, originando os cálculos biliares, que, em geral, podem ser sais de cálcio e colesterol. Considere um sistema contendo uma solução aquosa saturada de

fosfato de cálcio (C a 3(P O 4) (aq )) e um precipitado desse mesmo 2 sal a uma determinada temperatura. Zephyr/SPL/Latisntock

Nessas condições, à temperatura constante, mesmo que haja agitação da solução após atingir o equilíbrio, a quantidade de precipitado (ou corpo de fundo) não se altera. Assim, há equilíbrio entre os íons presentes na solução saturada desse sal e o seu precipitado. Raio X colorido artificialmente mostrando os cálculos biliares dentro da vesícula biliar.

Rafael Luís Gaion

v d= velocidade de dissolução v p= velocidade de precipitação

vd solução aquosa saturada de Ca 3(PO 4) 2(aq) Ca 3(PO 4) (s)

Representação de um béquer com solução aquosa saturada de fosfato de cálcio em presença de precipitado desse mesmo sal.

vp

2 

precipitado

Esse sistema pode ser representado por: vd

⎯⎯ ⇀ 3 Ca Ca 3(PO 4) (s) ↽ 2

corpo de fundo

vp

2+

(aq) +

3−

2 PO4 (aq )

solução aquosa saturada de fosfato de cálcio

Equilíbrio químico

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A uma dada temperatura, no equilíbrio, a rapidez de dissolução é igual à rapidez de precipitação, logo a quantidade de corpo de fundo (precipitado) se mantém constante. Nesse caso, tem-se um equilíbrio heterogêneo, e a sua constante de equilíbrio é a mesma do produto de solubilidade (K PS), dada por: 3

2

K PS = [Ca ] ⋅ [ PO4 ] (uma constante cujo valor depende da temperatura) A seguir, outros exemplos de expressões de K PS. 2+

A constante do produto de solubilidade (K PS) é

utilizada para análise de experimentos com soluções de eletrólitos pouco solúveis, pois a concentração de íons em solução é pequena, sendo desprezível a interação entre eles quando estão em solução.

3−

• Uma solução aquosa saturada de brometo de chumbo II (PbBr 2(aq)): ⎯⎯ ⇀ Pb PbBr 2(s) ↽

2+

(aq) +

2 Br

1−

K PS = [Pb ] ⋅ [Br ] 2+

(aq)

1−

2

• Uma solução aquosa saturada de sulfeto férrico (Fe 2S 3(aq)): 3+

⎯⎯ ⇀ 2 Fe (aq) + 3 S Fe 2S 3(s) ↽

2−

2

K PS = [ Fe ] ⋅ [S ] 3+

(aq)

2−

3

Os resultados experimentais envolvendo o estudo da solubilidade de um eletrólito, a uma determinada temperatura, permitem concluir que:

• quanto menor for a solubilidade do eletrólito, menor será o valor de K PS. • quando se tem uma solução saturada de um eletrólito, ao adicionar uma determinada quantidade desse mesmo eletrólito sólido, o equilíbrio de dissociação (ou ionização) e a concentração de íons em solução não se alteram, assim também não se altera o K PS . Dessa forma, é possível estabelecer a solubilidade de

um eletrólito genérico A xB y a uma dada temperatura: x

- se [A

y+

- se [A

y+

] ⋅ [ B ] < K PS, a solução é insaturada; y

x−

x

] ⋅ [ B ] = K PS, a solução é saturada; y

x−

x

-

se [A ] ⋅ [ B ] > K PS, ocorrerá precipitação desse eletrólito até que o produto y+

x−

x

y

[ A ] ⋅ [ B ] se iguale ao K PS y+

x−

y

Rafael Luís Gaion

Observe alguns exemplos de soluções com diferentes saturações:

solução insaturada

solução saturada sem corpo de fundo

solução saturada com corpo de fundo

Atividades resolvidas R3. A 36,5 ° C, a solubilidade do sulfato de bário em água (BaSO 4(aq )) é igual a 1,80 ⋅ 10

−5

mol/L.

Calcule o produto de solubilidade desse sal a 36,5 ° C.

Resolução

2−

⎯⎯ ⇀ Ba2+(aq) + SO4 BaSO 4(s) ↽ 1,80 ⋅ 10

−5

mol/L

1,80 ⋅ 10

−5

mol/L 1,80 ⋅ 10

K PS = [Ba ] ⋅ [SO4 ] ⇒ K PS = (1,80 ⋅ 10 2+

⇒ K PS = 3,24 ⋅ 10

2−

−10

(T = 36,5 ° C)

−5

(aq) −5

mol/L

mol/L) ⋅ (1,80 ⋅ 10

−5

mol/L) ⇒

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R4. A solubilidade do sulfato de prata em água ​(A​g​ 2​S​O​ 4​(aq )​)  ​ a 25 °C é igual a 2 ​ ,0 ⋅ ​10​​ ​mol/L.​ −5

Calcule o produto de solubilidade desse sal a 2 ​ 5 ° C.​

Resolução

2− ​ 1+ ⎯ ​A ​g​  2​​S​O​  4​​​(s) ​ ↽ ​  ⎯   ​     2  A​g​​ ​(aq) + ​S O​4​  ​ (​ aq ) ​ ​  ⇀ ​ −5 −5 −5 2 ​ ,0 ⋅  ​10​​ ​  mol/L​ ​5,0 ⋅  ​10​​ ​  mol/L​ ​2,5 ⋅  ​10​​ ​  mol/L​ 2

​​​K ​ ​ PS​​  = ​​[​Ag​​ ​]​​​ ​  ⋅ ​[​SO​4​  ​]​  ⇒ ​K​ PS​​  = ​​(5,0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L) ​​​ ​  ⋅ ​(2,5 ⋅ ​10​​ ​  mol/L) ​ ⇒ 1+

2−

−14

⇒ ​K​  PS​​  =  6,25 ⋅ ​10​​

2

−5

−5

​ ​(T = 25 °C) ​​

R5. Uma das possíveis origens dos cálculos renais (pedra nos rins) deve-se à presença

dos íons cálcio ​​(​Ca​​ ​)​​  e fosfato ​​(​P O​4​  ​).​​  No sangue, a união desses íons forma o agre-

Unidade 5

3−

2+

gado cristalino, fosfato de cálcio (​​ C​a​ 3​(P​O​ 4​)​  ​)​​,  que é acumulado nos rins. Alimentos 2 ricos em cálcio devem ser evitados, pois estimulam a formação do fosfato de cálcio. O produto de solubilidade do fosfato de cálcio (​​C​a​ 3​(P​O​ 4​)​  ​(aq)​)  ​,​  a ​25 °C​, é ​1,08 ⋅ ​10​​ ​. 2 Determine a solubilidade desse sal nessa temperatura. −28

Resolução Montando-se a equação de equilíbrio de solubilidade desse sal, tem-se: 3− ​ 2+ ⎯ ​C​a​  3​​​​(P​O​  4​​) ​​  ​​​(s) ​ ↽ ​  ⎯   ​     3  C​a​​ ​(aq) + 2 ​P O​4​  ​ (aq ) ​ ​  ⇀ 2 ​ ​solub ilidade = 1 ⋅ x ​(mol/L) ​​ ​3  ⋅ x ​(mol/L) ​​ ​2  ⋅ x ​(mol/L) ​​

A solubilidade desse sal é o valor de sua concentração em quantidade de matéria na referida temperatura. Assim: 3

2 

​K ​ ​  PS​​  = ​​[​Ca​​ ​]​​​ ​  ⋅ ​​[​P O​4​  ​] ​​​ ​⇒ ​K​  PS​​  =    ​​(3  ⋅ x) ​​​ ​  ⋅ ​​(2  ⋅ x) ​​​ ​ ⇒ 2+

−28

⇒ 1,08 ⋅ ​10​​

−30

⇒ 108 ⋅ ​10​​

3−

3

2

​ = ​(27 ⋅ ​x​​ ​) ​  ⋅ ​(4  ⋅ ​x​​ ​) ​  ⇒ 1,08 ⋅ ​10​​ 3

5

−28

2

−6

5

​ = 108 ⋅ ​x​​ ​ ⇒ −6

​ = 108 ⋅ ​x​​ ​  ⇒ x = 1,0 ⋅ ​10​​ ​  ∴  x = 1,0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L​

−6

Logo, a solubilidade do fosfato de cálcio a 2 ​ 5 °C​ é 1 ​ ,0 ⋅ ​10​​ ​  mol/L​.

Efeito do íon comum e solubilidade

Neste caso, observa-se o aparecimento de um precipitado branco (​​ AgCℓ​(s) ​) ​​.

Precipitação de cloreto de prata ​​(AgCℓ​(s) ​) ​​ (cor branca) após a adição de uma alíquota de solução aquosa de cloreto de potássio ​​(KCℓ​(aq) ​) ​​, incolor, à solução aquosa saturada de cloreto de prata (​​ AgCℓ​(aq) ​) ​​, incolor.

GIPhotoStock/Science Source/Latinstock

Considere que, à temperatura ambiente, seja adicionada uma alíquota de solução aquosa de cloreto de potássio ​​(KCℓ​(aq ) ​), ​​ incolor, a uma solução aquosa saturada de cloreto de prata ​​ (AgCℓ​(aq) ​) ​​ sem corpo de fundo, também incolor.

Equilíbrio químico

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O aparecimento do precipitado branco (AgCℓ (s)) se deve ao fato de a solução aquosa saturada de cloreto de prata já conter a quantidade máxima de AgCℓ que podia ser dissolvida no volume de água presente no béquer, na temperatura ambiente. Assim, 1+ nessas condições, as concentrações em quantidade de matéria dos íons Ag (aq) e 1− Cℓ (aq), vindos da dissociação iônica do eletrólito AgCℓ, eram as maiores possíveis. Assim, inicialmente, a solução aquosa saturada de cloreto de prata (sem corpo de fundo) pode ser representada por: ⎯⎯ ⇀ Ag AgCℓ(aq ) ↽

1+

1−

(aq) + Cℓ (aq)

Com a adição de solução de cloreto de potássio (KCℓ (aq )) à solução saturada de cloreto de prata (AgCℓ (aq )), há formação de um precipitado branco, que pode ser representado por: ⎯⎯ ⇀ Ag AgCℓ(s) ↽

1+

1−

(aq) + Cℓ (aq) 1−

precipitado branco

1+

Ag

Cℓ

K 1+

1−

Cℓ

1+

Ag

1−

Cℓ

Rafael Luís Gaion

K

1+

Solução de KCℓ(aq).

As ilustrações são representações de modelo artístico. As cores e as proporções não correspondem às reais.

Solução saturada de AgCℓ (aq).

AgCℓ(s)

Solução de KCℓ (aq ) em solução saturada de AgCℓ (aq ).

Ao se adicionar a solução de (KCℓ (aq )) à solução saturada (AgCℓ (aq )), aumenta-se 1− a concentração de íons Cℓ (aq ), íon comum ao equilíbrio químico da solução inicial. Isso provoca um deslocamento desse equilíbrio para o lado esquerdo, favorecendo a formação do precipitado branco (AgCℓ (s)). Se não houver variação de temperatura, o valor da constante do produto de solubi-

lidade (K PS) não varia. A expressão dessa constante é dada por K PS = [ Ag ] ⋅ [ Cℓ ] . O fenômeno observado (aumento da concentração do íon comum), naquela temperatura é: 1+

K PS =

1−

[Cℓ ]

[Ag ] ⋅

1−

1+

1−

Vê-se que o aumento da concentração de Cℓ (aq ) implicará na diminuição da con1+ centração de Ag (aq ), o que explica a formação do precipitado (AgCℓ (s)). Assim, é possível concluir que a adição de um íon comum a um equilíbrio diminui a solubilidade do eletrólito presente nesse equilíbrio.

Solução-tampão As soluções-tampão são misturas que minimizam as variações de pH do meio que recebe a adição de pequena quantidade de um ácido forte ou uma base forte. Essas misturas podem ser ácidas ou alcalinas. Em geral, uma solução-tampão ácida é formada por um ácido fraco e seu ânion (sal cujo ânion seja comum ao ânion do ácido fraco). Já as soluções-tampão alcalinas são formadas por uma base fraca e seu cátion (sal cujo cátion seja comum ao cátion da base fraca).

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Exemplos de soluções-tampão:

• Mistura de ácido fraco e seu ânion (base conjugada)

Considere a mistura entre ácido acético (H 3CCOOH(aq )) e acetato de sódio

(H 3CCOONa(s)).

ionização

H 3CCOOH(aq ) H 3CCOONa(s)

dissociação

1+

H (aq) + H 3CCOO Na

1+

1−

(aq)

1−

(aq) + H 3CCOO (aq)

O íon acetato (H 3CCOO (aq )) é o íon comum nessa mistura e, nessa solução-tampão, a sua concentração se deve praticamente à dissociação do sal, pois o ácido é fraco e, assim, apresenta grau de ionização pequeno. 1−

cátions hidrogênio (H

1+

(aq)). Sendo o ácido acético, presente nessa mistura, um ácido

fraco, seu ânion acetato (H 3CCOO (aq )) apresenta grande afinidade pelo H gindo entre si e produzindo ácido acético. 1−

H

Unidade 5

A adição de pequena quantidade de um ácido forte aumenta a concentração de

1+

1−

(aq) + H 3CCOO (aq)

1+

(aq), rea-

⎯⎯ ⇀ H 3CCOOH(aq ) ↽

Dessa forma, o pH da mistura tampão praticamente não varia com a adição de pequena quantidade de um ácido forte. Esse efeito é denominado efeito tampão. Contudo, ao se adicionar cada vez mais ácido forte a essa solução-tampão, há consumo do ânion acetato e, assim, em um determinado momento, cessará a capacidade tamponante. Em uma outra situação, quando se adiciona uma pequena quantidade de base for-

te na solução, ocorre um aumento na concentração de ânions hidroxila (O H que tendem a ser neutralizados pelos cátions (H ácido acético. H

1+

1+

(aq)) provenientes

1−

(aq)),

da ionização do

(aq) + OH (aq) ⎯→ H 2O(ℓ) 1−

1+

O sangue humano é um exemplo de solução-tampão. Dentro das células do nosso organismo ocorrem inúmeras reações químicas, que necessitam de pH específico. O pH sanguíneo não se altera com a adição de solução ácida ou básica em pequenas quantidades. O sangue possui um sistema tampão levemente básico, seu pH varia entre 7,35 e 7,45, em razão da presença de 1− diferentes sistemas tamponantes, como: H 2CO 3/ HCO3 1− 2− e H 2PO4 / HPO4 .

phloxii/Shutterstock.com

Essa neutralização provoca a diminuição na concentração de H (aq ), deslocando o equilíbrio químico da mistura tampão para a direita (sentido de aumento da ionização 1+ do ácido). Com esse deslocamento do equilíbrio químico, a concentração de íons H (aq) permanece praticamente constante e, dessa forma, a variação de pH nesse caso será mínima, gerando o efeito tamponante. Há, contudo, uma capacidade limite para a ocorrência do efeito tamponante, pois, ao se adicionar cada vez mais base forte a esse equilíbrio, em um dado momento o efeito tampão poderá cessar por causa do consumo do ácido.

Tubo de ensaio com sangue.

Equilíbrio químico

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• Mistura de base fraca e seu cátion (ácido conjugado). Essa mistura tamponante alcalina apresenta uma base fraca e um cátion proveniente do sal. Considere a mistura tampão formada por hidróxido de alumínio (Aℓ(OH)3(aq )) e cloreto de alumínio (AℓC ℓ 3(s)). dissociação

Aℓ(OH)3(aq )

dissociação

AℓCℓ 3(s)

Aℓ

3+

Aℓ

1−

(aq) + 3 OH (aq)

3+

1−

(aq) + 3 Cℓ (aq)

Essas duas substâncias apresentam como íon comum o cátion alumínio

(

Aℓ

3+

o qual é quase sempre proveniente da dissociação do sal, pois a base é fraca.

(aq)),

A adição de pequena quantidade de um ácido forte aumenta a concentração de

cátions hidrogênio (H (aq )), que tendem a ser neutralizados pelos ânions hidroxila 1− (OH (aq)) vindos da dissociação da base. Dessa forma, haverá deslocamento de 1+

equilíbrio no sentido de dissociação da base (para a direita). Assim, a variação de pH do meio será mínima, causando o efeito tamponante, que poderá cessar com o consumo da base. A adição de pequena quantidade de uma base forte aumenta a concentração de

ânions hidroxila (O H

1−

(aq)),

que reagem com os cátions alumínio

dissociação do sal (AℓC ℓ 3(s)). Aℓ

3+

(

Aℓ

3+

(aq)) vindos

da

1−

(aq) + 3 OH (aq) ⎯→ Aℓ(OH)3(s)

O aumento da concentração dos ânions hidroxila (O H (aq )) é compensado pelo aumento da concentração de hidróxido de alumínio, assim a variação de pH do meio é mínima. 1−

Em farmacologia também encontramos exemplos de solução-tampão. Alguns medicamentos consumidos por via oral podem causar problemas de acidez estomacal. Uma maneira de diminuir esse inconveniente é misturar ao medicamento uma substância tamponante capaz de formar uma solução-tampão e diminuir a acidez estomacal.

Atividade resolvida

R6. (Vunesp-SP) Fosfato de cálcio (Ca 3 (PO 4 ) 2) é um dos constituintes dos cálculos renais

(“pedras nos rins”). Esse composto precipita e se acumula nos rins. A concentração 2+ −3 média de íons Ca excretados na urina é igual a 2, 0 ⋅ 10 mol/L. Calcule a concentra3− ção de íons PO4 que deve estar presente na urina, acima da qual começa a precipitar fosfato de cálcio. Dados: Produto de solubilidade do Ca 3 (PO 4) = 1 ⋅ 10 2

−25

.

Resolução 2

K PS = [ C a ] ⋅ [ P O4 ] ⇒ 1 ⋅ 10 3

3–

2+

2

⇒ X = 1, 25 ⋅ 10

−17

2

−3

2

___________

−9

−25

= (2 ⋅ 10 ) ⋅ (X) ⇒ X = ―― ⇒ −9 8 ⋅ 10

−17 ⇒ X = √ 1, 25 ⋅ 10

Assim, a [ P O4 ] ≅ 3, 54 ⋅ 10 3−

−25

⇒ X ≅ 3, 54 ⋅ 10

2

1⋅0

−9

mol / L satura a solução; logo, qualquer concentração de

3−

PO 4 superior a esse valor provocará a precipitação.

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Química em foco Os tampões e os desequilíbrios de pH Os processos metabólicos existentes no corpo humano atuam procurando manter o pH sanguíneo entre 7,35-7,45, por isso há a presença de soluções-tampão em nosso sangue. Uma dessas soluções envolve o seguinte equilíbrio químico: 1− 1+ ​ ​ ⎯⎯ ​ ​O​  2​​ + ​H​  2​​O  ​ ↽ C  ​H​​ ​ + HC​O3​ ​  ​​       ​  2​​C​O ​  3 ↽ ​​ ⎯ ​  ⎯         ​​ H   ​  ⇀  ⇀ ​ ​ Alterações nesse equilíbrio químico podem provocar alterações de pH, gerando danos ao ser humano, como a alcalose ou a acidose, por exemplo.

Inu/Shutterstock.com

Unidade 5

A alcalose pode ocorrer, por exemplo, quando um alpinista está em elevadas altitudes. Nesses locais a pressão atmosférica é menor que em baixas altitudes, com menor pressão parcial do oxigênio, exigindo um aumento da ventilação pulmonar, o que leva à perda excessiva de ​C​O​  2​​​. Essa perda desloca o equilíbrio entre gás carbônico/bicarbonato (representado acima) para a esquerda, 1+ diminuindo a concentração de H​​ ​​ ​​e aumentando o pH sanguíneo.

Alpinista em altitude elevada.

Glynnis Jones/Shutterstock.com

A acidose pode ser provocada por deficiência na respiração, como quando há inalação acidental de fumaça em um incêndio. Nesse caso, ocorre uma hipoventilação que acarreta o aumento da concentração de ​C​O​  2​​​no sangue, provocando o deslocamento do equilíbrio gás carbônico/bicarbonato para a direita. Dessa forma, há 1+ aumento na concentração de H​​ ​​ ​​e queda no pH sanguíneo. Esse fenômeno é um dos motivos pelos quais o bombeiro deve utilizar máscara específica na execução de seu trabalho em um incêndio. Pessoas inalando fumaça em incêndio.

1+

1−

​​H​​ ​  +  HC​O​3​  ​   ​H​  2​​C​O​  3​​  

botazsolti//Shutterstock.com

A saliva também é considerada uma solução-tampão, pois tende a apresentar mínimas variações de pH (intervalo de 6,8-7,0), evitando assim o excesso de acidez ou alcalinidade em nossa boca, beneficiando a saúde da mucosa bucal e dos dentes. As reações envolvidas nesse tampão (bicarbonato/ácido carbônico) quando a saliva é estimulada são:   ​H​  2​​C​O​  3​​   ​H​  2​​O  +  C​O​  2​​​

Se o pH da saliva ficar menor que 5,5, o efeito tamponante pode cessar. Isso pode ocorrer, por exemplo, quando se consome bebidas gaseificadas em excesso, alimentos cítricos ou ricos em carboidratos que são fermentáveis e, assim, sob a ação bacteriana, se transformam em ácidos, os quais podem desmineralizar o esmalte dentário, e, assim, facilitar a formação de cáries. Os dentistas orientam seus pacientes a evitar o excesso de acidez na boca para prevenir o surgimento de cáries.

Cárie dentária causada por excesso de acidez na saliva.

Equilíbrio químico

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Atividades

Resolva as atividades no caderno.

7. Considere que o seguinte equilíbrio ocorre em meio aquoso: 1−

​A​B​  2​​​( s) ​  ⇌ ​A​​ ​​( aq ) ​  +  2 ​B​​ ​​( aq ) ​​ −9

​​​K​  PS​​​  ​ A​B​  ​​  ​​​  =  6, 5  ⋅ ​10​​ ​​ (

2

)

Pode-se afirmar que: 2

a ) se ​[ ​A ​ ​] ​ ⋅ ​[ ​B ​ ​] ​ ​  =  ​K ​ PS​, então a solução é 1−

insaturada.

2

b ) se ​[ ​A ​ ​] ​ ⋅ ​[ ​B ​ ​] ​ ​  >  ​K ​ PS​, então a solução é 2+

1−

saturada.

2

c ) se ​[ ​A ​ ​] ​ ⋅ ​[ ​B ​ ​] ​ ​  <  ​K ​ PS​, então a solução é supersaturada. 2+

1−

2

d ) se ​[ ​A ​ ​] ​ ⋅ ​[ ​B ​ ​] ​ ​  =  ​K ​ PS​, então a solução é saturada. 2+

1−

2

e ) se ​[ ​A ​ ​] ​ ⋅ ​[ ​B ​ ​] ​ ​  >  ​K ​ PS​, então a solução é 2+

em que ​[ A ​g ​ ​] ​  =  1, 0 ⋅ ​10​ ​ mol/L​, com um −6

1+

2+

2+

e ) a mistura de um dado volume de uma solução

1−

insaturada.

8. O carbonato de cálcio (​ CaC​O ​3)​ ​ é uma substância

encontrada na casca de ovos. Quando esse sal é colocado em água, ocorre hidrólise salina, obtendo-se base forte e ácido fraco, tornando o pH alcalino. Essa mistura pode ser utilizada para aumentar o pH de um solo ácido. Determine o produto de solubilidade do carbonato de cálcio em solução aquosa, considerando que, ​ 5 ° C,​ a sua solubilidade é igual na temperatura de 2 −5

a ​13  ⋅ ​10​​ ​  ​mol ⁄ L​​.

9. (UFRGS-RS) O equilíbrio de solubilidade do cloreto de prata é expresso pela reação 1−

1+

A ​ gCℓ​(s) ​ ⇌ A ​g ​ (​aq ) ​ + C ​ℓ ​ (​aq ),​  cuja constante de −10

equilíbrio tem o valor ​1, 7 ⋅ ​10​ ​. Sobre esse equilíbrio, é correto afirmar que: a ) uma solução em que

​[ A ​g ​ ​] ​  =  ​[ C ​ℓ ​ ​] ​  =  1, 0 ⋅ ​10​ ​ mol/L​ será uma solução supersaturada. 1+

1−

−5

b ) a adição de cloreto de prata sólido a uma solução saturada de ​A gCℓ​ irá aumentar a concentração de cátions prata. c ) a adição de cloreto de sódio a uma solução saturada de A ​ gCℓ​ irá diminuir a concentração de cátions prata. d ) a adição de nitrato de prata a uma solução supersaturada de A ​ gCℓ ​irá diminuir a quantidade de ​AgCℓ​ precipitado.

volume igual de uma solução em que

​[ C ​ℓ ​ ​] ​  =  1, 0 ⋅ ​10​ ​ mol /L​, irá produzir pre1−

−6

cipitação de A ​ gCℓ​.

10. As constantes do produto de solubilidade (​ ​K ​ PS​) ​

do ​P b​I​ 2 ​ e do ​M g​( OH)​ 2 ​ são, respectivamente:​ −9

−12

8, 3 ⋅ ​10​ ​ ​ e ​4 ⋅ ​10​ ​, ambos a ​25 ° C​. a ) Qual a solubilidade do ​P b​I​  2 ​, a ​2 5 ° C​, em mol/L? b ) Qual das duas substâncias é a mais solúvel?

11. Qual dos compostos a seguir reage com uma solução aquosa de hidróxido de amônio ​( N​H ​ 4​O H)​,  originando uma solução-tampão alcalina?

a ) ​Aℓ​(OH)​ 3​ b ) ​C u​(OH)​ 2​ c ) ​Z n​(OH)​ 2​ d ) ​N aCℓ​ e ) ​N​H ​ 4​C ℓ​

12. (Unicamp-SP) A cada quatro anos, durante os Jogos Olímpicos, bilhões de pessoas assistem à tentativa do Homem e da Ciência de superar limites. Podemos pensar no entretenimento, na geração de empregos, nos avanços da Ciência do Desporto e da tecnologia em geral. Como esses jogos podem ser analisados do ponto de vista da Química? As questões a seguir são exemplos de como o conhecimento químico é ou pode ser usado nesse contexto. Nos Jogos Olímpicos de Beijing houve uma preocupação em se evitar a ocorrência de chuvas durante a cerimônia de abertura. Utilizou-se o iodeto de prata no bombardeamento de nuvens nas vizinhanças da cidade para provocar chuva nesses locais e, assim, evitá-la no Estádio Olímpico. O iodeto de prata tem uma estrutura cristalina similar à do gelo, o que induz a formação de gelo e chuva sob condições específicas. a ) Sobre a estratégia utilizada em Beijing, veiculou-se na imprensa que “o método não altera a composição da água da chuva”. Responda se essa afirmação é correta ou não e justifique.

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sua massa molar é ​B aS​O ​ 4​​ = 233,4​ g/mol.

b ) Escreva a expressão da constante do produto de solubilidade do iodeto de prata e calcule sua concentração em ​​mol  ⁄  L​​ numa solução aquosa saturada a ​25 °  C​.

−23

a ) 8 ​ , 3 ⋅ ​10​​

−9

−23

c ) 7 ​ , 1 ⋅ ​10​​

Dado: A constante de produto de solubilidade

−2

​​, a ​25  °  C​.

(A​ℓ ​ 2​(S​O ​ 4​)​  ​)​​  é frequentemente utilizado como

−5

e ) ​3, 4 ⋅ ​10​​ ​

17. (UFPR) Um solução saturada de ​A ​g ​ 3 ​P ​O ​ 4 ​​ , a

​25 ° C​, contém ​1, 2​ miligrama desse sal por litro de solução.

3

agente floculante no tratamento de água e esgoto. Sobre o ​(A​ℓ ​ 2(​ S​O ​ 4)​ ​  )​ ​ assinale a alternativa 3 correta.

Assinale a alternativa que apresenta, respectiva-

a ) Não existe hidrólise, apenas dissociação do sal.

e ​P​O​4 ​  ​​e o valor da constante do produto de

b ) O p ​ H​ é alcalino, pois forma-se o hidróxido de alumínio, que é uma base insolúvel.

solubilidade (​​K​  PS​​​) do ​A​g​  3​​P​O​  4​​​.

c ) O p ​ H​é 7, pois trata-se de uma solução salina, logo neutra.

​P =  31,  0 g​/ L, ​O  =  16,  0 g​/ L.

d ) O ​p H​ é ácido, pois trata-se de um sal de áci-

b ) 2 ​ , 9 ⋅ ​10​​ ​ ,  2, 9 ⋅ ​10​​ ​ ,  8, 4 ⋅ ​10​​ ​

1+

mente, as concentrações, em mol/L dos íons ​Ag ​ ​​ ​​ 3−

Massas molares: ​Ag  =  107,  9 g​/ L,

15. Calcular a solubilidade do hidróxido de magnésio​ Mg​(​ OH)​ 2​ (mais conhecido como leite de magnésio) em gramas por litro a partir do valor do produto −12

de solubilidade. Dados: ​K ​ PS​  =  8, 9 ⋅ ​10​​ ​​. −4

a ) ​1, 3 ⋅ ​10​​ ​ mol/L​ −6

b ) ​2, 9 ⋅ ​10​​ ​ mol/L​ −6

c ) 1 ​ , 9 ⋅ ​10​​ ​​​m ol/L​ −3

d ) 1 ​ , 9 ⋅ ​10​​ ​ mol/L​ −7

e ) ​9, 3 ⋅ ​10​​ ​ mol/L​

16. O sulfato de bário, ​B aS​O ​ 4​​​, é utilizado, principal-

mente, em contraste artificial nos procedimentos radiográficos do sistema digestório. A solubilidade do composto ​B aS​O​  4​​​ em água é de ​0,  00092​ gramas por 100 mL. Calcule o valor do produto solubilidade (K PS) desse composto, sabendo que

−6

−6

−12

−6

−6

−23

−6

−6

−12

−6

−6

−21

d ) ​2, 9 ⋅ ​10​​ ​ ,  8, 7 ⋅ ​10​​ ​ ,  8, 4 ⋅ ​10​​ ​

14. Imagine um sistema formado com uma solução

Escreva em seu caderno a reação direta e a reação inversa à de dissociação do ​​(CaC​O​  3​​) ​​.

−11

c ) ​2, 9 ⋅ ​10​​ ​ ,  2, 9 ⋅ ​10​​ ​ ,  7, 1 ⋅ ​10​​

e ) Não podemos medir o ​p H​ da solução.

Ainda que esse sistema seja mantido em repouso, ou seja, sem agitação, sempre ocorrerão duas reações espontâneas: a reação direta e a reação inversa.

−6

a ) ​8, 7 ⋅ ​10​​ ​ ,  2, 9 ⋅ ​10​​ ​ ,  7, 6 ⋅ ​10​​ ​​

do forte e de base fraca.

aquosa de carbonato de cálcio cuja fórmula química é (​ CaC​O ​ 3​)​,  cujo sal é sólido a temperatura ambiente e pouco solúvel em água.

−6

e ) 8 ​ , 7 ⋅ ​10​​ ​ ,  2, 9 ⋅ ​10​​ ​ ,  2, 0 ⋅ ​10​​

18.

Pesquisa Faça pesquisa sobre o efeito do íon comum no equilíbrio iônico e escreva em seu caderno uma resenha.

19. O composto ​P​b ​ 3​(Sb​O ​ 4​)​​​ 2​ ​ é um pigmento de cor alaranjado, normalmente empregado em pinturas a óleo. Sobre o ​P​b ​ 3​(Sb​O ​ 4​)​2  :

a ) Escreva a reação de ionização desse pigmento. b ) Escreva a expressão da constante do seu produto de solubilidade ​K ​ PS​​.

20. Uma solução de brometo de prata (​AgBr)​ tem seu −13

produto de solubilidade 5 ​ , 2 ⋅  ​10​​ ​.​ Suponha que −2

1−

a solução contenha ​2, 0 ⋅  ​10​​ ​ mol​ de ​B ​r ​ ​ e cal1+

cule a concentração máxima de íons A ​  ​g​ ​​necessária para não precipitar o brometo de prata​​ (AgBr)​​:  −7

a ) ​2, 3 ⋅ ​10​​  ​​m ol  ⁄  L​​ −2

b ) ​1, 9 ⋅ ​10​​  ​​m ol  ⁄  L​ −11

​ ol  ⁄  L​ c ) 2 ​ , 6 ⋅ ​10​​  ​m −2

d ) ​1, 2 ⋅ ​10​​  ​​m ol  ⁄  L​ −5

​ ol  ⁄  L​ e ) 4 ​ , 3 ⋅ ​10​​  ​m

Equilíbrio químico

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Unidade 5

13. O sulfato de alumínio que possui formula química​

d ) ​2, 0 ⋅ ​10​​ ​

−17

do iodeto de prata é ​8, 3 ⋅ ​10​​

​​

b ) 1 ​ , 5 ⋅ ​10​​ ​

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Oficina de Química Ponto zero

Testando variações de pH em soluções

*Sim, se a solução em questão for uma solução-tampão, a adição de pequenas quantidades de ácidos e bases praticamente não varia o seu pH, desde que não seja atingida a capacidade tamponante da solução.

Em uma escala de pH, soluções ácidas a ​25 °C​ apresentam valores de pH inferiores a 7, e quanto mais próximo de 1, maior é a acidez dessa solução. Já as soluções básicas, a 2 ​ 5 °C​, apresentam valores de pH superiores a 7, e quanto mais próximo de 14 maior é a alcalinidade dessa solução.

• •É possível adicionar pequenas quantidades de ácidos ou bases fortes em soluções, sem alterar significativamente o pH delas? Justifique sua resposta.*

• •Caso seja possível essa adição, mantendo o pH constante, dê um exemplo cotidiano em que esse fenômeno ocorre. Quase todos os processos biológicos são dependentes do pH e a sua variação ainda pode interferir na taxa de desenvolvimento de vários desses processos. Assim, por exemplo, pode-se citar o sangue de mamíferos, que é uma mistura com capacidade tamponante.

Materiais

• •6

béqueres de 100 mL ou copos transparentes

• •solução

indicadora de extrato de repolho

roxo

• •liquidificador • •1 repolho roxo • •água • •peneira • •vinagre branco

••hidróxido de sódio comercial (soda cáustica) ••2 conta-gotas ••balança ••etiquetas ••béquer de 1 litro ••solução de ácido clorídrico (​​ HCℓ​(aq) ​) ​​ 0,1 mol/L

de hidróxido de sódio (​​NaOH​(aq ) ​) ​​ 0,1 mol/L

••solução

Mãos à obra A Faça a solução indicadora de extrato de repolho roxo. Para isso, pique 1 repolho roxo inteiro e, em seguida, bata os pedaços picados com 1 litro de água no liquidificador. Depois, peneire a mistura que se formou e reserve o extrato de repolho roxo. B Coloque 500 mL de vinagre branco no béquer de capacidade de 1 L. C Utilizando uma balança, separe a massa de 6,7 g de hidróxido de sódio comercial, adicione essa quantidade ao béquer com vinagre e reserve a mistura formada.

D Adicione, nos três primeiros béqueres de 100 mL, 40 mL de água e 10 mL da solução de extrato de repolho. Etiquete-os (A, B e C) e organize-os conforme a fotografia ao lado. Com um conta-gotas adicione, no béquer A, 10 gotas de solução de ácido clorídrico ​​( HCℓ​( aq )  ​) ​​ 0,1 mol/L e agite suavemente. Na sequência, com o outro conta-gotas, adicione, no béquer C, 10 gotas de solução de hidróxido de sódio comercial (​​ NaOH​ (aq ) ​) ​​ 0,1 mol/L, e finalize agitando suavemente a mistura. Em seguida, compare as cores obtidas nos 3 béqueres.

Jacek/Kino.com.br

Primeira etapa do experimento:

Béqueres A, B e C com 40 mL de água e 10 mL de extrato de repolho roxo.

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Segunda etapa do experimento: Etiquete os outros 3 béqueres de 100 mL (D, E e F) e organize-os conforme a sequência apresentada na fotografia a seguir. Depois, adicione em cada um deles 50 mL da mistura preparada anteriormente com vinagre branco e hidróxido de sódio comercial presente no béquer de 1 L. Em seguida, adicione 10 mL de solução de extrato de repolho roxo em cada um dos béqueres. Lave o conta-gotas e utilize-o para adicionar, no béquer D, 50 gotas de solução de HCℓ 0,1 mol/L. Agite suavemente a mistura formada. Na sequência, adicione, com o conta-gotas previamente lavado, 50 gotas de solução de hidróxido de sódio comercial (NaOH 0,1 mol/L) no béquer F e finalize agitando suavemente a mistura. Por fim, compare as cores obtidas nos 3 béqueres e anote as observações do experimento no seu caderno.

Jacek/Kino.com.br

Unidade 5

E

Béqueres D, E e F com 50 mL da mistura preparada de vinagre branco e hidróxido de sódio.

Terceira etapa do experimento: F

Adicione gradativamente gotas de ácido no béquer D e de base no béquer F, até que as cores de cada uma das misturas sejam alteradas.

! Prezado aluno, para sua proteção, ao realizar os procedimentos dos experimentos dessa Oficina é imprescindível o uso de jaleco com mangas compridas, óculos de proteção, calças compridas e sapatos fechados.

Para pensar

As soluções preparadas possuem um pH aproximado de 4,7. Dessa forma, ao final do experimento, antes de descartá-las na pia, é necessário neutralizá-las. Para isso, adicione hidróxido de sódio diluído até o ponto em que todo o ácido acético do vinagre seja transformado em acetato de sódio, o que ocorre quando os valores de pH da mistura estiverem entre 8,0 e 9,0 a 25 °C.

2. Como não houve alteração na coloração das misturas finais, após a adição de pequenas quantidades de ácido ou base forte, pode-se concluir que se trata de uma solução-tampão. A adição de pequena quantidade de ácido a uma solução-tampão produz alterações mínimas no valor do pH do meio, assim, praticamente, não há alteração da cor da mistura inicial em presença do indicador ácido-base (extrato de repolho roxo).

1. Explique o que ocorreu na primeira parte do experimento, quando foram adicionadas gotas

adições de ácido ou de base, em béqueres de ácido e de base nos béqueres com água e repolho roxo. As distintos que continham água e repolho roxo

(indicador ácido-base), provocaram alterações na cor da solução, pois houve alteração no pH de cada uma das misturas obtidas.

2. Na segunda parte do experimento, ácido e bases foram adicionados a misturas contendo

vinagre e hidróxido de sódio. Após observar as colorações obtidas ao final desse experimento, é possível tirar conclusões sobre as características da mistura inicial (vinagre e hidróxido de sódio). É possível concluir que essa mistura apresenta capacidade tamponante? Justifique sua resposta.

3. Na terceira etapa do experimento, com maior quantidade de ácido e base sendo adicionadas, as soluções mudaram de cor. Explique o que ocorreu na solução para gerar essa mudança possível estimar que deva existir um limite para a quantidade de ácido ou de base adicionada a uma de coloração. Ésolução-tampão. Esse limite é conhecido como capacidade tamponante de uma solução-tampão e é definido conforme a quantidade de matéria de um ácido ou base fortes necessária para que 1 L de solução-tampão apresente variação de uma unidade em seu pH. Dessa forma, ao se ultrapassar a capacidade tamponante de uma mistura, há alteração na sua coloração. Equilíbrio químico

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Aqui tem Química

Cálculos renais

Southern Illinois University/ Photoresearchers/Latinstock

Conhecendo Você conhece alguém que já teve “pedras” nos rins? Essa doença é chamada de cálculo renal, ou litíase renal, e consiste na formação de uma estrutura sólida no rim, ou em outros órgãos do sistema urinário, que causa dor intensa e incômodo. Os rins são órgãos que atuam na filtração de sangue, controlando a concentração das substâncias presentes no organismo. Substâncias muito concentradas, tóxicas ou indesejadas são filtradas, podendo ser parcialmente absorvidas pelos rins e por fim eliminadas pela urina.

Cálculo renal.

A urina, produzida nos rins, é conduzida até a bexiga pelos ureteres e eliminada pela uretra. Porém, quando formada, a “pedra” instala-se no trato urinário e, ao se movimentar para a parte central do rim, ao chegar aos ureteres, dá origem à dor e aos demais sintomas, como sangue na urina, dificuldade para urinar e até vômito. Em geral o nível da dor não está relacionada ao tamanho da “pedra” formada, e sim ao seu formato. As “pedras” apresentam formatos com estruturas pontiagudas, e ao se moverem, podem lesionar os canais urinários. Tewan Banditrukkanka/Shutterstock.com

A origem das “pedras” nos rins pode ser atribuída a fatores genéticos ou a perda excessiva de água aliada ao seu baixo consumo, à ingestão de alimentos ricos em alguns tipos de sais, entre outros fatores.

Radiografia de uma pedra no trato urinário.

Estudando As imagens são representações de modelo artístico. As cores e proporções não correspondem às reais.

A formação de “pedras” nos rins está relacionada ao produto de solubilidade de determinadas substâncias em nosso organismo. Há vários sais com baixo produto de solubilidade que podem

precipitar e dar origem aos cálculos renais, como aqueles formados por oxalato ​​(​C​  2​​​O​4​  ​) ​​ e cálcio​​ 2+ (C​a​​ ​), ​​ os mais comuns entre os casos. Ao se combinarem, esses íons dão origem a pequenos 2−

cristais que se tornarão pedras.

O oxalato pode ser proveniente de alimentos, como vegetais, que contêm ácido oxálico, o qual é muito solúvel em água, liberando íons oxalato. O cálcio, por sua vez, pode ser proveniente de alimentos como o leite e seus derivados, além de couve e brócolis. O produto de solubilidade é utilizado para substâncias de baixa solubilidade, como o oxalato de cál-

cio, ​Ca​C​  2​​​O​  4​​​ ( ​​ ​K​  PS​​  = 2,3  . ​10​​ ​). ​​ Em meio aquoso, esse sal se dissocia conforme a equação de equilíbrio: 2− ⎯ Ca​​C​  2​​​O​  4​​​(s) ​ ↽ ​  ⎯    ⇀     ​  C​a2+ ​​ ​​(aq ) ​  + ​C​  2​​​O​4​  ​​(aq ) ​​ −9

Quando a quantidade de água consumida é muito baixa, por exemplo, o produto de solubilidade do sal pode ser atingido. Assim, as concentrações dos íons serão elevadas, ocasionando um deslocamento do equilíbrio para a formação da fase sólida e, consequentemente, para sua precipitação.

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O produto de solubilidade do oxalato de cálcio é representado pela equação: K PS = [ C a ] ⋅ [ C 2O 4 ] 2−

2+

O

O Ca2+

C O

2−

C O

Oxalato de cálcio.

Com a ingestão de mais água, o equilíbrio é deslocado no sentido da formação dos íons solúveis desse sal, diminuindo a possibilidade de formação de cálculo renal. Unidade 5

Por muito tempo, a formação de “pedras” foi relacionada ao consumo excessivo de cálcio na alimentação. No entanto, foi verificado que a eliminação de grandes quantidades de cálcio na urina é atrelada ao consumo de sódio. Uma dieta restritiva em sódio diminui a quantidade de cálcio na urina, reduzindo as chances de precipitação do cálcio com outros íons, como o oxalato e o fosfato. O magnésio, por sua vez, atua como inibidor da cristalização, reduzindo a formação de “pedras”, uma vez que compete com o cálcio por meio dos íons presentes na urina. Uma vez formado um cálculo renal, existem várias maneiras de removê-lo do organismo, tal como a litotripsia extracorpórea, um dos procedimentos mais adotados pelos urologistas. Esse método consiste em fragmentar o cálculo renal com um bombardeamento de ondas sonoras concentradas sobre ele. Essas ondas são geradas e propagadas para dentro do corpo do paciente por um equipamento chamado litotriptor. Trata-se de uma técnica menos invasiva que a litotripsia intracorpórea, na qual a fragmentação do cálculo ocorre de maneira semelhante, porém dentro do organismo.

AJ Photo/Hop Americain//SPL/Latinstock

2. Além de fatores genéticos e do baixo consumo de água, a ingestão de alimentos muito salgados, ricos em proteínas ou determinados sais, pode levar à formação de cálculos. A maioria dos cálculos renais é formada por oxalato de cálcio. Alimentos ricos em oxalato, como o espinafre e a carambola, devem ser consumidos com moderação por pessoas que têm predisposição à formação de cálculos. Bebidas isotônicas, que são utilizadas como repositores de minerais para atletas, se consumidas indiscriminadamente, podem contribuir com uma sobrecarga de minerais sobre os rins. Caso a pessoa não tenha gastado Litotripsia minerais durante uma extracorpórea atividade física prévia, em paciente com esses minerais podem cálculo renal. dar origem a um precipitado.

Conversando 1. Você conhece alguém que já teve “pedras” nos rins? Converse com seus familiares e colegas sobre suas experiências com essa doença. Depois, anote as informações coletadas no Resposta pessoal. Espera-se que os alunos possam compreender melhor quais as origens da formação caderno. de pedras nos rins e, além disso, citem hábitos cotidianos que podem influenciar na formação de pedras, como fatores genéticos, pouco consumo de água, ingestão de alimentos ricos em sal etc.

2. Os cálculos renais podem ter origem no consumo de alimentos ricos em determinadas substâncias. Faça uma pesquisa sobre alguns alimentos que contêm substâncias causadoras de cálculos renais.

3. O oxalato de cálcio é um dos principais responsáveis pela origem de “pedras” nos rins, pois, ao se precipitar, dá inicio à formação dos cristais que constituem os cálculos renais. Sabendo que os íons Ca

2+

são eliminados pela urina em concentrações médias de 2 ⋅ 10 −9

−3

mol/L

e que o produto de solubilidade do oxalato de cálcio é 2,3 ⋅ 10 , calcule a concentração 2− A concentração de íons oxalato média de íons C 2O 4 presentes na urina necessária para precipitar esse sal. necessária para precipitar o −9

−6

mol / L . 2− 2− 2− 2− 2,3 . 10 −6 oxalato é de 1,15. 10 KPS 2+ K PS = [ C a ] ⋅ [ C 2O 4 ] ⇒ [ C 2O 4 ] = ― ⇒ [ C 2O 4 ] = ―― ⇒ [ C 2O 4 ] = 1,15 . 10 −3 Equilíbrio químico 259 2+ 2 . 10 [Ca ]

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Atividades complementares

Resolva as atividades no caderno.

e ) Diminuindo a quantidade de A 2(g), o equilíbrio se desloca para a esquerda.

1. Escreva em seu caderno a equação para a constante de equilíbrio da reação a seguir, em função da concentração. 4 FeS( s) + 7 O 2( g)

5.

2 F e 2 O 3 ( s ) + 4 S O 2 ( g)

2. Para uma mesma temperatura, determine a equação que expressa a relação entre as constantes de equilíbrio em função das concentrações em quantidade de matéria das reações I e II a seguir: 2 N O 2 ( g)

2 NO( g) + O 2( g) (reações I)

2 NO( g) + O 2( g)

2 NO 2( g) (reações II)

Experimento Foram preparadas duas soluções aquosas de dois ácidos diferentes com a mesma concentração em mol/L, a uma mesma temperatura. Ao se utilizar um medidor de condutividade elétrica, conforme a ilustração a seguir, pode-se observar diferentes intensidades no brilho da lâmpada em cada uma das soluções ácidas preparadas. Explique o resultado experimental.

3. (UFSCar-SP) O óxido nítrico, NO, é um importante

N 2 ( g) + O 2 ( g)

Rafael Luís Gaion

intermediário na fabricação do ácido nítrico pelo processo Ostwald. É produzido na atmosfera por fenômenos naturais, como relâmpagos, sendo também liberado em decorrência de atividades humanas, tornando-se um dos responsáveis pela formação da chuva ácida. A reação de formação de NO é representada pela equação: 2 NO( g) ΔH° = +180 kJ

a ) Neste sistema em equilíbrio, a 25 °C, num recipie nte de c apacidade igual a 10 L , há 0,10 mol de N 2 e 0,02 mol de O 2. Se a cons−31

tante de equilíbrio Kc, a 25 °C é igual a 4,5 ⋅ 10 , calcule a concentração em mol ⁄ L de NO no equilíbrio, nessa temperatura. b ) O que se verifica com o equilíbrio e a constante de equilíbrio, quando a temperatura do sistema é aumentada? Justifique.

4. Le Chatelier foi um cientista que estudou as possíveis maneiras de produzir deslocamentos nos equilíbrios químicos. Considere o sistema em equilíbrio químico a seguir: A 2 ( g) + 3 B 2 ( g)

2 A B 3 ( g)

Para esse sistema, assinale a alternativa incorreta: a ) Aumentando a pressão, o equilíbrio se desloca para a direita. b ) Aumentando a quantidade de B 2(g), o equilíbrio se desloca para a direita. c ) Aumentando ou diminuindo as quantidades das espécies químicas dessa equação, não há deslocamento do equilíbrio. d ) Diminuindo a quantidade de AB 3(g), o equilíbrio se desloca para a direita.

frasco I

frasco II

6. Considere uma solução aquosa de um ácido monoprótico cuja concentração em quantidade de matéria seja 0,02 mol ⁄ L e de grau de ionização 15%, a 25 °C. Determine o valor da constante de ionização do ácido K a na referida temperatura.

7. (Enem/MEC) Às vezes, ao abrir um refrigerante, percebe-se que uma parte do produto vaza rapidamente pela extremidade do recipiente. A explic a ç ã o p a r a e s s e f a to e s t á r e l a c i o n a d a à perturbação do equilíbrio químico existente entre alguns dos ingredientes do produto, de acordo com a equação: CO 2( g) + H 2O(ℓ) ⇌ H 2CO 3( aq ) A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento do refrigerante nas condições descritas, tem como consequência a

260

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a ) liberação de CO 2 para o ambiente.

vermelho

laranja

amarelo

verde

azul

b ) elevação da temperatura do recipiente. d ) elevação da concentração de CO 2 no líquido. e ) formação de uma quantidade significativa de H 2O.

8. (Unesp-SP) Em uma bancada de laboratório encontram-se três tubos de ensaio numerados de I a III, contendo volumes iguais de água. Alguns cristais de acetato de sódio (A), cloreto de sódio (B) e cloreto de amônio (C) são adicionados nos tubos I, II e III, respectivamente. Ao medir o pH das soluções aquosas resultantes nos tubos de ensaio I, II e III, deve-se verificar que:

1

3

5

8

11

14

A 25,0 mL de uma solução de ácido fórmico ( HCOOH), de concentração 0,100 mol ⁄ L , contendo indicador universal, foi acrescentada aos poucos solução de hidróxido de sódio ( NaOH), de concentração 0,100 mol ⁄ L . O gráfico mostra o pH da solução resultante no decorrer dessa adição. Em certo momento, durante a adição, as 1− concentrações de (HCOOH) e de (HCO O ) se igualaram. Nesse instante, a cor da solução era: pH

Unidade 5

c ) elevação da pressão interna no recipiente.

12 B

A

10

C

6 4 2 0

5

10

15

20

25

30

35

40

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

8

V(NaOH)/mL

a ) vermelha. I

II

III

c ) amarela.

a ) I < 7; II = 7; III > 7

d ) verde.

b ) I > 7; II < 7; III = 7

e ) azul.

c ) I > 7; II = 7; III < 7

11. (Vunesp-SP) Os cálculos renais são usualmente

d ) I = 7; II = 7; III > 7 e ) I > 7; II = 7; III = 7

9. A hidrólise salina é um processo em que íons provenientes de um sal reagem com a água. Alguns sais quando dissolvidos em água produzem soluções ácidas, básicas ou neutras. Qual dos sais abaixo produz uma solução aquosa ácida? a ) cloreto de sódio – NaCℓ b ) nitrato de potássio – KNO 3 c ) nitrato de prata – AgNO 3 d ) bicarbonato de potássio – KHCO 3

e ) acetato de cálcio – Ca(C H 3COO)

b ) laranja.

2

10. (Fuvest-SP) Um indicador universal apresenta as seguintes cores em função do pH da solução aquosa em que está dissolvido:

constituídos por oxalatos minerais. A precipitação deste sal no organismo ocorre sempre que a concentração do íon oxalato aumenta muito no plasma sanguíneo. Uma amostra de plasma sanguíneo contém, entre outros solutos, as seguintes concentrações de cátions solúveis:

[ M g ] = 8,6 ⋅ 10 2+

[ C a ] = 2,5 ⋅ 10 2+

−4

−3

mol ⁄ L e mol ⁄ L

Determine a ordem em que cada íon precipita com a adição de oxalato de sódio sólido. Calcu2− le a concentração molar de C 2 O 4 quando a precipitação de cada um deles começar. Considere que não haja variação de volume com a adição de oxalato de sódio sólido. Dados: K ps(Mg C 2O 4) = 8,6 ⋅ 10 (25 °C), −5

K PS(Ca C 2O 4) = 2,6 ⋅ 10 (25 °C) −9

Equilíbrio químico

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1+

12. Quando ocorre variação da temperatura de um

1 O aumento na concentração de íons ​​H​​ ​​ do meio promove a intensificação da cor laranja na solução.

sistema, muda também o valor da constante de

equilíbrio. Em uma reação endotérmica ​​( Δ​H ​ ​ >  O)  ​​, o calor pode ser tratado como se fosse um ∘

2 A adição de um ácido forte ao meio intensifica a coloração amarela da solução.

reagente e, no caso de uma reação exotérmica​

3 A adição de íons hidroxila ​​O ​H​​ ​  ​​ ao meio ( )

(Δ​H ​​ <  O),​  o calor é tratado como se fosse um produto. Essas afirmações podem ser tratadas em termos do princípio de Le Chatelier, considerando a seguinte reação:

1−

​c alor  + reagente  ⇌ produtos​ Nesse caso, com o aumento da temperatura a reação é deslocada em qual sentido?

1+

provoca uma reação com os íons ​​H​​ ​​, formando água e intensificando a cor amarela da solução. 4 A cor exibida pela solução não apresenta depen1+ dência da concentração de íons H​​ ​​ ​​ do meio. Assinale a alternativa correta: a ) Somente a afirmativa 1 é verdadeira. b ) Somente as afirmativas 1 e 3 são verdadeiras.

13. Faça uma análise das afirmações abaixo sobre o

c ) Somente as afirmativas 2 e 4 são verdadeiras.

conceito de equilíbrio químico e os fatores que o afetam, verifique a alternativa incorreta e escreva-a no seu caderno de forma correta.

d ) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras.

a ) Para que uma reação entre em equilíbrio químico é necessário que ela seja reversível, assim os reagentes se transformam continuamente em produtos que se transformam continuamente em reagentes.

e ) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras.

15. O benzoato de sódio (​ Na​C  ​6H ​  ​5C ​ O ​  ​2)​ ​ é muito utilizado na indústria alimentícia como um conservante bactericida e fungicida.

b ) A reação atinge o equilíbrio quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam.

Dado que a constante de hidrólise do íon benzo−10 ato a ​25 °C​ é ​​10​​ ​​, a concentração em mol/L de ácido benzoico formado na hidrólise deste ânion em uma solução aquosa de benzoato de sódio​ 0, 01 mol / L​, é:

c ) A constante de equilíbrio para a reação gené-

a ) 1 ​ 0​​ ​

10

tura constante é K ​ c = 4,2 ⋅ ​10​​ ​.​ Após o equilíbrio ser estabelecido em um sistema fechado,

−7

b ) ​10​​ ​

e ) Para o equilíbrio: 1 ⎯ P ​ C​ℓ  ​3(​g)​  +  C​ℓ  ​2(​g)​  ​ ↽      ⇀        ​ PC​ℓ  ​5(​g)​ uma redução ⎯ 2 no volume do recipiente desloca o equilíbrio no sentido indicado por 1.

14. (UFPR) O íon cromato (​ Cr​O 4​ ​  ​)​ de cor amarela e 2−

o íon dicromato (​ C​r ​ 2​O 7​ ​  ​)​  de cor laranja podem ser utilizados em processos de eletrodeposição para produzir peças cromadas. A fórmula a seguir apresenta o equilíbrio químico dessas espécies em meio aquoso: 1+ 2− 2− ​ ⎯⎯  ⇀       ​ C ​r ​ 2​O7​ ​  ​(aq)​  + ​H ​ 2​O(​ ℓ)​.  ​2 Cr​O​4​  ​(aq)​  + 2 ​H​ ​(aq)​  ​ ↽ ​ Com base no equilíbrio químico acima, considere as seguintes afirmativas: 2−

−4

e ) ​10​​ ​

−5

d ) ​10​​ ​

16. Observe o quadro abaixo:

as concentrações de ​[ ​A ​ 2 ​( g )  ​] ​​ e de ​​[ ​B ​ 2 ​( g )  ​]​ serão iguais às iniciais. d ) O equilíbrio químico é dinâmico, as reações direta e inversa nunca cessam, apenas ocorrem com igual velocidade.

−6

c ) ​10​​ ​

​2  N​O​  2​​​(g) ​  ⇌ ​N​  2​​​O​  4​​​(g) ​​ Início Reage/Forma Equilíbrio

10 mol/L

0

(−)  8 mol/L

(+) 4 mol/L

2 mol/L

4 mol/L

Desenhe em seu caderno as coordenadas abaixo, montando o gráfico de acordo com os dados do quadro acima. mol/L 10 8 6 4 2

Tempo

Poliana Garcia

rica​​ A​ 2(​g)​  ​ + B​ 2(​g)​   ⇌  2 AB​( g),​  a uma tempera-

−8

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17. (UFG-GO) Observe as misturas das substâncias químicas, em meio aquoso, apresentadas a os alunos na resolução dessa atividade. seguir. Oriente Se necessário, solicite a eles uma pesquisa.

21. Uma solução saturada de base, representada por

X ( OH) 2 , tem pH = 10 a 25 °C. Qual o valor do produto de solubilidade do X(OH) 2?

H 2S + HNO 3

CuSO 4 + NH 4OH

H 2SO 4 + Na 2CO3

H 2SO 4 + CuCℓ 2

Dentre as misturas acima, apenas em uma delas ocorre uma reação de neutralização, cujo produto será: a ) AgCℓ (aq ) + NaNO 3 (aq )

d ) Na 2SO 4 (aq ) + CO 2 (aq ) + 4 H 2O (aq ) e ) Na 2SO 4 (aq ) + 2 HCℓ (aq )

18. Uma solução aquosa de um ácido fraco monoprótico é mantida à temperatura de 25 °C. Na condição de equilíbrio, esse ácido está 2,0% dissociado. Calcule o valor de pH nesta solução aquosa. Dados: log 5 = 0,7 e Ka = 4,0. b ) 7, 7

1+

(aq )

1−

de uma solução 0,001 M de hidróxido de sódio. Sabendo que o grau de dissociação é total, calcule o valor do pH: a ) 11

c) 9

b ) 10

d) 8

e) 7

20. A constante de equilíbrio para a reação H 2O ⇌ ⇌ H = [H

1+

1+

+ OH

1−

é denominada

] + [ O H ] = 1, 0 ⋅ 10 1−

−14

, a 25 °C.

−5

Dado que K NH = 1,8 ⋅ 10 para a reação 3

1+

1−

NH 3 + H 2O ⇌ NH 4 + OH , determine a constante de equilíbrio para a reação: 1+

NH 4 ⇌ NH 3 + H −5

b ) 2, 8 ⋅ 10 c ) 5, 6 ⋅ 10

−5 −10

1+

2−

e ) HCO 3 ( aq ) ⇌ CO 3 ( aq ) + H

1+

1+

1−

(aq ).

(aq ).

(aq ).

24. (Enem/MEC) Uma das etapas do tratamento da água é a desinfecção, sendo a cloração o método mais empregado. Esse método consiste na dissolução do gás cloro numa solução sob pressão e sua aplicação na água a ser desinfectada. As equações das reações químicas envolvidas são: Cℓ2(g) + 2 H2O(ℓ) ⇌ HCℓO(aq) + H3O HCℓO( aq ) + H 2O(ℓ) ⇌ H 3O

1+

(aq )

1+

1−

(aq) + C ℓ (aq)

+ CℓO

1−

(aq )

p K a = −log K a = 7,53 A ação desinfetante é controlada pelo ácido hipocloroso, que possui um potencial de desinfecção cerca de 80 vezes superior ao ânion hipoclorito. O pH do meio é importante, porque influencia na extensão com que o ácido hipocloroso se ioniza. Para que a desinfecção seja mais efetiva, o pH da água a ser tratada deve estar mais próximo de: a) 0

c) 7

−4

b) 5

d) 9

e ) 14

Equilíbrio químico

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(aq).

+ CO 3 ( aq ). 1−

−5

d ) 5, 6 ⋅ 10

1−

2−

1−

19. Em um aparelho potenciômetro, se faz a leitura

e ) 1, 0 ⋅ 10

1−

d ) CO 2( aq ) + H 2O(ℓ) ⇌ HCO 3 ( aq ) + H

e ) 2, 3

a ) 1, 8 ⋅ 10

a ) HCO3 (aq ) + H 2O(ℓ) ⇌ H 2CO 3(aq ) + OH

2−

d ) 6, 1

O

ximo a 7,4. Va lore s d e pH a ba i xo ou acima desse valor indicam acidose ou alcalose do sangue. Para manter o pH na faixa adequada, o sangue compor ta-se como uma solução-tampão. Dos equilíbrios químicos representados abaixo, representa o sistema presente no plasma sanguíneo:

c ) CO 3 ( aq ) + H 2O(ℓ) ⇌ HCO 3 ( aq ) + OH

c ) 1, 2

2

(aq )

a ) Faça a equação do produto de solubilidade para a reação citada.

b ) H 2CO 3( aq ) ⇌ 2 H

a ) 2, 2

KH

1−

23. (Unesp-SP) O sangue humano apresenta pH pró-

+ 8 NO 2 (aq ) + 4 H 2O (aq )

(aq )

2+

Hg 2Cℓ 2( s) ⇌ Hg 2 ( aq ) + 2 Cℓ

b ) Por que a constante de equilíbrio da concentração do sólido é omitida?

b ) Cu(N H 3)SO 4 + 4 H 2O (aq ) (aq ) c ) H 2SO 4

líbrio para a reação na qual um sal sólido se dissolve, liberando os seus íons constituintes em solução. Considere a dissolução do cloreto de mercúrio (I) em água.

Unidade 5

AgNO 3 + NaCℓ

Camila Ferreira

22. O produto de solubilidade é a constante de equi-

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Explorando o tema

Corais

Louise Murray/robertharding/Corbis/Latinstock

Grande Barreira de Coral australiana apresenta sinais de desbotamento A Grande Barreira de Coral apresenta sinais de desbotamento devido ao aumento da temperatura do mar, fenômeno que pode ficar mais rápido caso as condições meteorológicas não melhorem [...]. Pesquisadores alertaram no final de 2015 que o ressurgimento da corrente quente do Pacífico El Niño poderia provocar em 2016 o pior episódio de desbotamento de corais já registrado no mundo. [...] O desbotamento dos corais é um fenômeno de enfraquecimento que resulta em descoloração. É causado pelo aumento da temperatura da água, resultando na expulsão de algas simbióticas que dão cor e nutrientes aos corais. [...] A Grande Barreira de Coral australiana, listada como Patrimônio Mundial desde 1981, está ameaçada pelo aquecimento global, escoamento agrícola, o desenvolvimento econômico e a proliferação das coroas-de-espinhos, espécie de estrelas-do-mar que destroem os corais.

Re

inh St o a r d c k D ir Ph sch o t o er / L l /A a t i l am ns toc y k

AFP. Grande Barreira de Coral australiana apresenta sinais de desbotamento. G1, 2 mar. 2016. Natureza. Disponível em: <http://g1.globo.com/natureza/noticia/2016/03/grande-barreira-de-coralaustraliana-apresenta-sinais-de-desbotamento.html>. Acesso em: 9 mar. 2016.

O branqueamento dos corais está diretamente ligado à temperatura das águas oceânicas. Ser vivo adulto Coral (Acropora cervicomis): pode atingir até 2 metros de comprimento.

A Grande Barreira de Coral, localizada no litoral de Queensland, na Austrália, é um Patrimônio da Humanidade e é considerada uma obra-prima, a qual pode ser vista do espaço.

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O seu esqueleto (coralito), que é constituído por carbonato de cálcio, ​CaC​O ​ 3​​​(s) ​​, possui a função de fixar o coral no fundo do mar ou oceano e serve ainda como proteção. Em geral, os recifes de corais são encontrados em regiões tropicais e servem de abrigo para inúmeras espécies de peixes, algas, moluscos e crustáceos. Portanto, eles têm papel fundamental na proteção de seres vivos oceânicos. As cores exuberantes dos corais não se referem às suas próprias cores. Trata-se da coloração resultante da simbiose entre os corais e as algas microscópicas do gênero Symbiodinium (zooxantelas), que se alojam em pequenos poros de seu exoesqueleto. Essas algas coloridas e protegidas nos corais realizam fotossíntese, cuja energia excedente pode ser transferida ao próprio coral. O problema é que a relação simbiótica entre corais e zooxantelas é relativamente frágil, pois depende do equilíbrio desse sistema aquático.

Simbiose: interação mutuamente vantajosa entre organismos de espécies diferentes.

Unidade 5

Nesse sentido, a maioria dos cientistas considera que algumas ações humanas – particularmente aquelas ligadas ao desmatamento e à emissão de gases poluentes – apresentam íntima relação com possíveis aumentos na temperatura do planeta; daí a instabilidade do sistema aquático. Aumentando a temperatura das águas oceânicas, a tendência é haver desequilíbrios no sistema. Nessas condições, o final da simbiose entre alga e coral ocorre porque em águas mais quentes as algas produzem substâncias tóxicas, e, para se defender, o coral as expulsa. Esse processo de expulsão das algas coloridas, além de causar o branqueamento dos corais, é traumático para os cnidários, pois deixam de receber a energia excedente delas. Outra consequência do aumento da temperatura é que isso também provoca uma diminuição da solubilidade do gás oxigênio. Ao se dissolver nas águas oceânicas, o gás carbônico as deixa mais ácidas, atuando assim na dissolução do exoesqueleto dos corais, que apresenta carbonato de cálcio em sua estrutura. Por fim, conclui-se que todos esses fatores, interdependentes, contribuem para o desaparecimento dos corais em águas oceânicas, reduzindo assim parte considerável da biodiversidade marinha. Veja as respostas das questões desta seção nas Orientações para o professor.

a ) Como se formam os recifes de corais? b ) Os corais marinhos possuem esqueletos basicamente constituídos de carbonato de cálcio. Dessa forma, o eventual aumento da acidez das águas oceânicas provocaria a morte dos corais, uma vez que o carbonato de sódio tende a se dissolver em meio ácido. Em seu caderno, escreva a reação de dissociação do carbonato de sódio em meio ácido. c ) Pesquise possíveis soluções para o problema dos desgastes dos corais. Depois registre-as no caderno.

Equilíbrio químico

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Editora Zahar

Ampliando seus conhecimentos Para ler

••Barbies, bambolês e bolas de bilhar, de Joe Schwarcz. Rio de Janeiro: Zahar, 2009.

Editora Zahar

Esse livro busca fundamentar a química presente em nosso organismo, na medicina, nos alimentos, nos materiais que constituem os brinquedos e as lâmpadas, e em tantas outras áreas com as quais temos contato no cotidiano. Escrito com linguagem acessível, ele explica a ciência e os fenômenos científicos aos que procuram por respostas para os eventos do dia a dia.

••Como se faz Química: uma reflexão sobre a Química e a atividade do químico, de Aécio Pereira Chagas. Campinas: Unicamp, 2001.

Nesse livro, são apresentadas as possíveis atuações dos químicos, que incluem laboratórios industriais até na própria natureza. Nele, é abordada a importância da Química e, consequentemente, do profissional da Química e também suas responsabilidades sociais e ambientais.

Livraria da Física

••Curie

e a radioatividade em 90 minutos, de Paul Strathern. São Paulo: Zahar, 2000. Esse livro, da série ‘em 90 minutos’, retrata a vida de Marie Curie, ganhadora de 2 prêmios Nobel, e que padeceu devido à sua própria pesquisa. Curie teve câncer, provavelmente, em virtude da exposição à radiação proveniente do Polônio e do Rádio, elementos radioativos descobertos por ela.

••Becquerel e a descoberta da radioatividade: uma análise crítica, Editora Scipione

de Roberto de Andrade Martins. São Paulo: Livraria da Física, 2012.

Nesse livro, são apresentados os eventos que culminaram na descoberta da radioatividade pelo cientista Henri Becquerel. Apresenta uma análise crítica dessa descoberta, uma vez que ela é questionada por ter sido originada, essencialmente, ao acaso e não prevista por teorias.

••Marie Curie e a radioatividade, de Steve Parker. São Paulo: Scipione,

Editora LTC

1996.

Esse livro contém uma biografia ilustrada da vida de Marie Curie, pioneira no desenvolvimento de pesquisas na área de radioatividade. Por meio de suas pesquisas, Curie abriu caminhos para novas tecnologias na área da Física e da Química, incluindo o desenvolvimento da energia de origem nuclear.

••Corrosão, de Vicente Gentil. São Paulo: LTC, 2011.

Os princípios de Corrosão são abordados nesse livro, que é uma referência para estudantes e profissionais da área. O livro aborda o fenômeno de oxidação de materiais, técnicas eletroquímicas de proteção de superfícies, entre outros.

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Editora Alta Books

••Química sem mistério: é mais fácil do que você imagina, de Linda D. Williams. Rio de Janeiro: Alta Books, 2013.

Editora Zahar

Com uma linguagem simples, esse livro aborda os principais conceitos de Química, facilitando a compreensão dos fenômenos científicos por parte, inclusive, daqueles que têm dificuldade.

Ampliando seus conhecimentos

••Uma história sentimental das ciências, de Nicolas Witkowski. São Paulo: Zahar, 2004.

••Ciência de A a X, de Pierre Barthélémy. São Paulo: Blucher, 2015.

Editora Blucher

Esse livro retrata o ponto de inspiração de alguns cientistas, conhecidos ou não, que se baseavam em itens como pião, pipa ou bolhas de sabão, para desenvolver teorias e experimentos que revolucionaram sua época e o futuro. O autor visa mostrar o caráter humano desses cientistas, ou seja, seu lado sentimental por trás da imagem de heróis, relacionada às suas descobertas.

De forma humorada, esse livro mostra um modo de compreender os acontecimentos cotidianos aliados à ciência e à tecnologia. Nele, são abordados aspectos como a geração dos diferentes tipos de energia e suas aplicações, alimentos transgênicos, aquecimento global, entre outros, sempre estabelecendo relação com a ciência.

Paulo: Zahar, 2002.

A ciência observada na cozinha é o tema desse livro, que aborda desde o fenômeno da evaporação do álcool do vinho até o fato de nada grudar em uma frigideira antiaderente. O autor apresenta receitas que auxiliam na compreensão de princípios científicos, e ajuda a interpretar rótulos e propagandas de alimentos.

Editora Zahar

••O que Einstein disse ao seu cozinheiro, de Robert L. Wolke. São

••Meio Ambiente & Química, de Pérola de Castro Vasconcellos. São Nesse livro, a autora explora a relação entre a Química e o meio ambiente, a partir de uma abordagem que relaciona substâncias químicas e os impactos ambientais causados.

Editora Senac

Paulo: Senac, 2013.

••Descobertas acidentais em Ciências, de Royston M. Roberts. São Paulo: Papirus, 1993.

Nesse livro, o autor retrata situações comuns que passaram despercebidas, ou mesmo erros experimentais, que levaram a invenções e descobertas, e hoje fazem parte do nosso cotidiano.

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Filme de Roland Emmerich. O dia depois de amanhã. EUA. 2004

Para assistir

• •Chasing Ice. Direção de James Balog, 2012. National Geographic. Estados Unidos. (150 min).

Esse documentário tem como objetivo apresentar os efeitos das mudanças climáticas provocadas pelo aquecimento global. O fotógrafo James Balog registra o desprendimento de massas de gelo e demais indícios de aquecimento global, tema ainda muito polêmico e controverso.

• •O dia depois de amanhã. Direção de Roland Emmerich, 2004. Twentieth Century Fox Film Corporation. Estados Unidos. (124 min).

Filme de Davis Guggenheim. Uma verdade inconveniente. EUA. 2006

O filme mostra os efeitos catastróficos decorrentes do aquecimento global. Uma série de eventos tem origem nas geleiras do Norte, e, rapidamente, se distribui por todo o hemisfério. O filme se mantém em torno de Jack Hall, um paleontologista que defende a ideia de que o planeta está exposto a uma nova Era Glacial.

• •Carbono e Metano. Direção de Philippe Henry, 2011. PH Multivisão e Vídeo. Brasil. (50 min).

Esse documentário de ficção tem como objetivo representar, de forma lúdica, a atuação dos gases causadores do efeito estufa. Dentro do contexto das mudanças climáticas, o metano e o carbono são interpretados por atores e têm a intenção de dominar o mundo.

••Uma verdade inconveniente. Direção de Davis Guggenheim, 2006. Paramount Pictures. Estados Unidos. (98 min).

De maneira crítica, esse documentário apresenta os problemas do aquecimento global, e ainda indica possíveis soluções para que o planeta não sofra uma catástrofe climática.

Para navegar

• •Sociedade Brasileira de Química

<http://tub.im/ctm6oz>. Acesso em: 30 maio 2016. Principal sociedade de Química do país, que tem como objetivo desenvolver, consolidar e divulgar a Química, suas aplicações e importância para o desenvolvimento do país. Nesse site, são encontradas notícias sobre o meio científico, artigos, entre outros.

• •Química Nova Interativa

<http://tub.im/bocc4q>. Acesso em: 30 maio 2016. Site mantido pela Sociedade Brasileira de Química. Apresenta conceitos de Química, vídeos de experimentos, estudos de moléculas e substâncias, entre outros.

• •Ministério da Educação e Cultura

<http://tub.im/h5jj6u>. Acesso em: 30 maio 2016. Notícias sobre educação, ciência e cultura.

• •Revista eletrônica quinzenal sobre Ciência

<http://tub.im/8dsdim>. Acesso em: 30 maio 2016. Revista eletrônica do Departamento de Química da UFSC. Mantém arquivos, entrevistas, animações, downloads, entre outros conteúdos voltados para a Química.

• •Ciência hoje

<http://tub.im/xfyqzg>. Acesso em: 30 maio 2016. Sociedade responsável por publicações de divulgação científica. Pertence à Sociedade Brasileira para o Progresso da Ciência (SBPC).

• •IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry)

<http://tub.im/ariyj9>. Acesso em: 30 maio 2016. Site da União Internacional de Química Pura e Aplicada, que é a autoridade mundial de nomenclatura, métodos de padronização de medidas, entre outros. Apresenta informações atualizadas sobre o mundo da Química.

• •Instituto de Química da USP

<http://tub.im/9xiy83>. Acesso em: 30 maio 2016. Site de um dos maiores institutos do país, dedicado à divulgação da Química e Bioquímica. Mantém notícias atualizadas sobre os últimos desenvolvimentos na área, artigos, eventos, entre outros.

• •Biblioteca do Instituto de Química da Unicamp

<http://tub.im/429cpi>. Acesso em: 30 maio 2016. Biblioteca digital do Instituto de Química da Unicamp. Mantém um acervo de livros e CDs, base de dados, entre outros.

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Bibliografia ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. ; . Chemistry: molecules, matter and change. 4. ed. New York: W. H. Freeman and Company, 2000. ATKINS, Peter; PAULA, Julio de. Físico-química. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. 1 e 2 v. BENSAUDE-VINCENT, Bernadette; STENGERS, Isabelle. História da Química. 1. ed. Lisboa: Instituto Piaget, 1996. BRADY, James E. et al. Química: a matéria e suas transformações. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. 1 v. ; HUMISTON, Gerard. Química Geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1995. 1 e 2 v. BROWN, Theodore L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Editora Person Prentice Hall, 2005. CARVALHO, Anna Maria Pessoa de (Org.) et al. Ensino de Ciências: unindo a pesquisa e a prática. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2004. DELIZOICOV, Demétrio et al. Metodologia do Ensino de Ciências. 3. ed. São Paulo: Cortez, 2009. EBBING, D. Química Geral. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1999. 1 e 2 v. EMSLEY, John E. Moléculas em exposição: o fantástico mundo das substâncias e dos materiais que fazem parte do nosso dia a dia. 1. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 2001. FARIAS, Robson F.; NEVES, Luiz Seixas das; SILVA, Denise Domingos da. História da Química no Brasil. 4. ed. Campinas: Átomo, 2011. FISHER, Len. A ciência do cotidiano: como aproveitar a Ciência nas atividades do dia a dia. 1. ed. Rio de Janeiro: Zahar, 2004. GARRITZ, A.; CHAMIZO, J. Química. 1. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2003. HILL, John; PETRUCCI, Ralph; MCCREARY, Terry, W. General Chemistry. 4. ed. New Jersey: Prentice Hall, 2004. HUDSON, John. The history of chemistry. 1. ed. Hampshire: The MacMillan Press, 1992. KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M. Jr. Química Geral e reações químicas. 5. ed. São Paulo: Editora Thomson Learning, 2006. 1 e 2 v. LEE, John David. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1999. MAIA, Justino Daltamir; BIANCHI, José Carlos de A. Química Geral. 1. ed. São Paulo: Pearson Education, 2007. MARZOCCO, Anita; TORRES, Bayardo Baptista. Bioquímica básica. 3. ed. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan, 2007. MILLER JR., G. Tyler. Ciência ambiental. São Paulo: Cengage Learning, 2006. NELSON, David L.; COX, Michael M. Princípios de Bioquímica de Lehninger. 5. ed. Porto Alegre: Artmed, 2011. PRESS, Frank et al. Para entender a Terra. 4. ed. Porto Alegre: Bookman Editora, 2006. ROCHA, Julio César. Introdução à Química Ambiental. 2. ed. Porto Alegre: Bookman Editora, 2009. RONAN, Colin A. História ilustrada da Ciência. Rio de Janeiro: Zahar, 2002. 4 v. RUSSEL, John B. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. 1 e 2 v. SPIRO, Thomas G.; STIGLIANI, William M. Química Ambiental. 2. ed. São Paulo: Pearson Education, 2015. TRO, Nivaldo. Introductory Chemistry. 3. ed. New Jersey: Prentice Hall, 2008. VAITSMAN, Delmo S. Para que servem os elementos químicos. Rio de Janeiro: Interciência, 2001. WEISSMANN, Hilda (Org.) et al. Didática das Ciências Naturais: contribuições e reflexões. Porto Alegre: Artmed, 1998.

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unidade

Estudo dos gases ideais

1. Alternativa: b. 2. Alternativa: e.

0

c ) ​B r ​​ ​​  ​​  ​​​​​ 2

+3

+5

d ) ​N a​  I​ ​​  ​​O​  3​​​

b ) ​C ℓ ​​ ​​ 2​​​O​  3​​​

3. a ) No eletrodo A, porque os íons ​C u​ 2+ ​​ ​​(aq) ​​ ao receberem 0

elétrons, são reduzidos para Cu​​ ​​  ​​ ( s ) ​​. b ) A intensidade da cor permanecerá a mesma, pois o

3. Alternativa: c.

0

5. Alternativa: d.

​ ​u ​ ​(aq)​  que se deposita como ​C u​ C    ​( s )​  no eletrodo A é reposto pela oxidação do cobre metálico no eletrodo B.

6. Alternativa: d.

4. a ) Porque o ferro oxida, reagindo com o oxigênio do ar

2+

4. O gás passará a ocupar um volume de 60 litros.

em ambiente úmido. Uma possível equação pode ser dada por: ​4Fe​( s ) ​  +  3 ​O​  2​​​(g) ​  →  2  F​e​  2​​​O​  3​​​( s ) ​​

7. Muitas vezes, essas suspensões são causadas por chaminés de fábricas ou por diversos tipos de queimadas no meio ambiente. Uma das formas de tentar amenizar é utilizar filtros nas chaminés de fábricas e diminuir as queimadas. unidade

Respostas das atividades complementares

−1

2. a ) ​N​F ​​ ​  3​​​​ 

Estudo das dispersões

1. ​C S ≅ 42,86 g NaCℓ / 100 g ​H ​ 2​O ​(T)​  2. Alternativa: e. 3. a ) Pelos dados citados é possível concluir que a solução que está no frasco é uma mistura de H ​ N​O ​ 3​​​ e água.

b ) O elmo que emperra mais é o do suserano, já que o potencial padrão de redução do ouro é de + ​  1,50 V​, fazendo que o ferro se oxide preferencialmente. No caso do vassalo que apresenta zinco em seu elmo, o potencial de redução do zinco é de − ​  0,76 V​, dessa forma ele se oxidará, preferencialmente, em relação ao ferro, atuando como metal de sacrifício e protegendo o ferro da oxidação. 1− 1+ λ 5. a ) ​C​ℓ​​ ​  +  A​g​​ ⎯  ​​      → Ag  + Cℓ​  ​ ​ b ) A prata metálica A ​ g​( s )​​.  0 1+ 2+ 1+ →   ​ ​⎯       c ) ​C ​u ​ ​ + ​A g​  ​  ​C ​u ​ ​ + A​g ​ ​​. O agente oxidante é o ​ 2+ ​C​u ​ ​​.

b ) De acordo com a representação, para essa solução o solvente é a água e o soluto é o H ​ N​O ​ 3​​. c ) A massa de 1 L dessa solução é 1 ​  510 g​ou 1 ​ ,51 kg​. d ) A massa de soluto (ácido nítrico) presente em 1 litro dessa solução é 220 g ou 0,22 kg.

6. a ) Na eletrólise do cloreto de potássio em solução aquo-

sa, há formação de gás hidrogênio no cátodo e gás cloro no ânodo e de hidróxido de potássio na cuba eletrolítica, aumentando o pH. b ) Em meio básico, a fenolftaleína apresenta coloração rósea. Assim, à medida que ocorre a eletrólise, a coloração da solução tende a passar de incolor para avermelhada.

4. A proporção estequiométrica dos participantes da reação é 1:1:2, logo: [​​ C​a ​​  2+​​(aq)​]  ​  = 2 mol / L​ e

​​[ C​ℓ ​​  1−​  (​ aq)​]  ​  = 4 mol / L .​

5. Alternativa: e.

7. ​C uS​O ​ 4​​.

6. Alternativa: e.

​    ​​ ​​ aq  ​  +  3 ​e​​−​​. → 8. a ) Oxidação: ​B​( s ) ​ ⎯  ​      ​​B ( ) 3+

​ 2+ ​    ​( s ) ​​. → ​     Redução: ​​A​​ ​​(aq) ​  +  2 ​e​​−​⎯   ​A ​ 2+ ​  ​2 ​B 3+ ​     b ) ​2 B​( s )​ + 3 ​A ​ (​ aq)​ ⎯   → ​ (​ aq)​ + 3 A​( s )​  ​

7. O cozimento de alimentos em panela de pressão é mais rápido que em panela comum. Na panela de pressão, como os alimentos são submetidos à maior pressão, o ponto de ebulição da água aumenta, cozinhando os alimentos em tempo menor que aquele gasto em panelas comuns, as quais estão submetidas à pressão ambiente.

8. Alternativa: b. 9.

|

3+

||

2+

|

c ) B ​ ​(s) ​​​​ ​B​​ ​​( aq )  ​ ​​​​ ​A​​ ​​( aq )  ​ ​ ​​A​( s ) ​​ d ) Espontâneo.

9. a ) O zinco possui potencial padrão de redução menor que o do ferro. Logo, o ferro atuará como cátodo, enquanto o zinco atuará como ânodo. b ) ​n ≅ 0,047 mol  de  zinco​.

Experimento

unidade

10. Alternativa: d.

Oxirredução

1. A coloração marrom em uma das partes dessa maçã é resultado do processo de oxidação que algumas substâncias presentes nela sofreram ao entrarem em contato com o gás oxigênio presente no ar atmosférico. A outra parte da maçã não oxidou, pois, provavelmente não entrou em contato com o gás oxigênio do ar e deve ter sido embebida em algum ácido, como o suco concentrado de limão ou vinagre, por exemplo, pois estes auxiliam na diminuição do processo de oxidação.

unidade

Alternativa: c.

Termoquímica e cinética química

1. Alternativa: a. 3 ​    1C​O ​  ​​​ g  ​  +  2 ​H​  ​​O​ g  ​​    → 2. a ) ​1C​H ​  3​​O H​(ℓ) ​  + ​  ―  ​ ​O   ​  2​​​(g) ​  ​ ⎯   ​   2( ) 2 ( ) ​ 2 b ) ​Δ​H​  combustão​​  =  − 638,1  kJ / m ol​

c ) ​3 52 g  de  C​O ​ 2​(g)​​ 

3. a ) ​Δ​H​  ​f​  ​​ ​​ =  −  44   kJ / m ol​ N​H​  3​​

b ) Exotérmica, visto que o sinal da sua variação de entalpia é menor que zero, indicando liberação de energia em sua formação.

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b ) Como o processo é endotérmico (​ ΔH > 0),​  o aumento da temperatura vai deslocar o equilíbrio para a direita, favorecendo a formação de N ​ O​(g),​  aumentando consequentemente o valor da constante de equilíbrio.

4. a ) A lanterna II apresentará a chama mais intensa. b ) A lanterna II deve se apagar primeiro, pois o carbureto finamente granulado reagirá mais rapidamente, sendo totalmente consumido em menos tempo.

4. Alternativa: c.

5. ​Δ​H ​ decomp.​ =  + 134  kJ​ 6. ​T​ ​ ​m​  ​​ = 0,005 mol / L ⋅  min​

Experimento

5.

[X]

7. Alternativa: e.

Quanto maior a intensidade no brilho da lâmpada, maior deve ser a concentração dos íons presentes em solução e, assim, também deve ser maior a condutividade elétrica dessa solução. Pode-se concluir que, no frasco II, o ácido é mais ionizado (forte) que o ácido do frasco I (fraco).

8. A reação no tubo II é rápida em relação ao tubo I, devido à maior concentração de ácido sulfúrico.

9. a ) Curva 3, pois apresenta menor variação de concentração em função do tempo.

−3

6. ​​K ​ a​ = 0,00053 mol / L​ ou ​K ​ a​ = 5,3 ⋅ ​10​​ ​ mol / L​

b ) Curva 2, pois a reação ocorre em menor tempo.

7. Alternativa: a.

10. a ) ​H​  reagentes​​  =  −  75   kJ  /  m ol​ e ​​H​  produtos​​  =  −  965,4   kJ / m ol​.

8. Alternativa: c.

b ) ​H ​ complexo  ativado​ = 100  kJ / m ol​

9. Alternativa: c.

c ) ​Δ​H ​ direta​ =  − 890,4  kJ / m ol​ d ) Exotérmica, pois a reação direta apresenta Δ ​ H < 0​.

11. a ) Primeira ordem. b ) ​T ​ reação​ = k ⋅ ​[ HCℓ]​

10. Alternativa: b.

11. Para o C ​ a​C ​ 2​O ​ 4​ a ​[ ​C ​ 2​O 4​ ​  ​] ​ = ​10​​ ​ mol / L​ e para o ​M g​C ​ 2​O ​ 4​​ 2−

−1

a ​​[ ​C ​ 2 ​O ​4 ​  ​] ​ = ​10​​ ​ mol /  L ​, logo o ​C a​C ​ 2 ​O ​ 4 ​​ deve precipitar −6

2−

−1

c ) ​k ≅ 0,01 ​m in​​ ​​ sequentemente uma maior frequência de colisões entre as partículas de vitamina C e de gás oxigênio do ar. Esse fato aumenta a taxa de desenvolvimento da reação entre essas duas substâncias. Logo, o teor de vitamina C diminui mais rapidamente na situação II do que na situação I.

antes do M ​ g​C ​ 2​O ​ 4​​.

12. O aumento da temperatura desloca a reação para a direita. 13. Alternativa: c. Um valor muito alto para a constante de equilíbrio K indica que o equilíbrio tende para o sentido direto, nesse caso, há formação do produto e consumo do reagente.

14. Alternativa: b.

Respostas

12. a ) A condição II apresenta uma maior temperatura e con-

15. Alternativa: c.

Teor de vitamina C

16. mol/L 10

(4ºC)

6

Tempo b ) Um substituto para a vitamina C, em alimentos processados, deverá apresentar as seguintes características: não alterar o sabor do alimento; não reagir com o alimento; não alterar o aspecto do alimento e não prejudicar a saúde humana ou de animais.

4

N2O4

2

NO2

0

Tempo

17. Alternativa: d.

14. Alternativa: b.

18. Alternativa: e.

unidade

13. Alternativa: d.

19. Alternativa: a.

Equilíbrio químico

20. Alternativa: c.

4

​ S​O ​ 2​] ​ ​ [

−13

21. ​​K ​ PS​ = 5 ⋅ ​10​​ ​

   ​  1. ​K ​ ​ c​ = ​―   7 ​[ ​O ​ 2​] ​ ​

22. 2

2

​[ N​O ​ 2​] ​ ​ 2. ​K ​ ​ ​c​ ​ ​ =  ​――         ​   ​         ​​, e ​K ​ ​c​  ​ ​=  ―― 2

II

​[ N​O ​ 2​] ​ ​

1   ​​   logo ​​K​  ​c​  ​​​​  = ​  ― I ​K​  ​c​  ​​​​

3. a ) ​[ NO] ​  = 3 ⋅ ​10​​

​[ NO] ​ ​  ⋅ ​[ ​O ​ 2​] ​

1−

​ ℓ​  ​2​ está em seu estado padrão, a constan​ g b ) O sólido H ​  ​2C te de solubilidade é descrita para sais que quando dissolvidos, liberam seus íons em solução, não sendo o caso do sólido H ​ ​g ​ 2​C​ℓ ​ 2​​.

23. Alternativa: d.

II

−18

2

2

a ) ​K ​ PS​ = ​[ H​g 2​ ​  ​] ​ ⋅ ​[​ C​ℓ ​ ​] ​ ​ 2+

[​ NO] ​ ​  ⋅ ​[ ​O ​ 2​] ​

I

Ilustrações: Rafael Luís Gaion

8

(25ºC)

​  mol / L​

24. Alternativa: b.

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Camila Ferreira

Y 88,91

Mg

24,31

Ca

40,08

Sr

87,62

Ba

137,33

Ra

(226)

Na

22,99

K

39,10

Rb

85,47

Cs

132,91

Fr

(223)

232,04

(227)

231,04

Pa

140,91

Pr

(268)

238,03

U

144,24

Nd

(269 )

(270)

(244)

Pu

150,36

Sm

(269)

Hs

Os dados contidos nesta tabela periódica estão de acordo com as recomendações, de 8 de junho de 2016, da IUPAC e da RSC (International Union of Pure and Applied Chemistry/Royal Society of Chemistry, traduzido do inglês, União Internacional de Química Pura e Aplicada/Sociedade Real de Química, respectivamente).

(237)

Np

(145)

Pm

Tabela periódica atual: períodos e grupos.

Th

140,12

Ce

(267)

Ac

138,91

Símbolo

Nome Massa atômica

La

Número atômico

Actinídios

Bh

(243)

Am

151,96

Eu

(278)

Mt

(247)

Cm

157,25

Gd

(281)

Ds

Fe Sólido

Rf Desconhecido

Gasoso

Hg Líquido

(251)

Cf

162,50

Dy

(285)

Cn

N

(247)

Bk

158,93

Tb

(280)

Rg

(252)

Es

164,93

Ho

(286)

Nihonium

Nh

(257)

Fm

167,26

Er

(289)

Fℓ

Classificação desconhecida

(262)

Lr

174,97

Não metais

Gases Nobres

Metais

Tabela periódica atual.

(294) (294)

Lu

Oganesson

Tennessine

118

Og

Ts

Hidrogênio

(259)

(258)

Metais de transição interna

No

173,05

Yb

(293)

Lv

Md

168,93

Tm

(289)

Moscovium

Mc

Db

Rf

Sg

(222) 117

(210) (209) 208,98 207,20 204,38 200,59

196,97

195,08

192,22

190,23

186,21

183,84

180,95

178,49

115

Rn

At

Po

Bi

Pb

Tℓ

Hg

Au

Pt

Ir

Os

Re

W

Ta

Hf

113

131,29 126,90 127,60 121,76 118,71 114,82

112,41

107,87

106,42

102,91

101,07

(98)

95,95

92,91

91,22

Lantanídios

Xe

I

Te

Sb

Sn

In

Cd

Ag

Pd

Rh

Ru

Tc

Mo

Nb

Zr

83,80 79,90 78,97 74,92 72,63

69,72

65,38

63,55

58,69

58,93

55,85

54,94

52,00

50,94

47,87

44,96

Kr

Br

Se

As

Ge

Ga

Zn

V

Ti

Cu

39,95

Ar

20,18

Ni

35,45

Cℓ

19,00

Ne

Co

32,06

S

16,00

F

Fe

30,97

P

14,01

O

Mn

28,09

Si

Aℓ 26,98

12,01

10,81

N

Sc

••

9,01

6,94

C

B

4,00

He

Cr

rismo. As massas atômicas entre parênteses representam valores ainda não padronizados pela IUPAC. As cores nos símbolos dos elementos indicam o estado físico a 20 o C e a 1 atm de pressão: preto – estado sólido; verde – estado líquido; vermelho – estado gasoso; azul – estado físico desconhecido. Observação: As cores utilizadas nesta tabela não têm significado científico; são apenas recursos visuais pedagógicos.

••

Be

Li

1,01

H

• •Os nomes dos elementos de números atômicos 113, 115, 117 e 118 estão de acordo com a recomendação da IUPAC, em junho de 2016. • •Os elementos 113 a 118 apresentam classificação desconhecida. • •As massas atômicas relativas são listadas com arredondamento no último alga-

Com massas atômicas referidas ao isótopo 12 do carbono

TABELA PERIÓDICA DOS ELEMENTOS

Contato quimica 2  
Contato quimica 2