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MANUAL DO PROFESSOR

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Dalton Franco

cotidiano e transformações

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MANUAL DO PROFESSOR

Química cotidiano e transformações

Química

ENSINO MÉDIO COMPONENTE CURRICULAR QUÍMICA

Dalton Franco

ENSINO MÉDIO ISBN 978-85-96-00337-7

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COMPONENTE CURRICULAR QUÍMICA

788596 003377

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Química

cotidiano e transformações

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ENSINO MÉDIO COMPONENTE CURRICULAR

QUÍMICA

Dalton Sebastião Franco Graduado em Farmácia – Habilitação farmacêutico-bioquímico pela Sociedade Objetivo de Ensino Superior – Instituto Unificado de Ensino Superior Objetivo de Goiânia – Goiás Licenciatura Plena pela Universidade Católica de Brasília Professor de Química das redes pública e particular de Brasília e Goiás

1a edição São Paulo – 2016

MANUAL DO PROFESSOR

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Copyright © Dalton Sebastião Franco, 2016 Diretor editorial Lauri Cericato Gerente editorial Flávia Renata P. A. Fugita Editora Valquiria Baddini Tronolone Editores assistentes Tiago Jonas de Almeida, Esther Durães, Carlos Eduardo Bayer Simões Esteves Assistente editorial Adriana de Oliveira Pacheco Assessoria Fabiana Asano, Guilherme Zainotti Miguel Fahur Bottino, Lara Vieira Leite, Mauro Faro, Mônica Huguenin de Araujo Faria, Paula Feijó de Medeiros, Rodolfo da Silva Campos, Talita Marcília de Oliveira Silva, Tatiana Ferreira de Souza Gerente de produção editorial Mariana Milani Coordenador de produção editorial Marcelo Henrique Fontes Coordenadora de arte Daniela Máximo Projeto gráfico Casa Paulistana Projeto de capa Bruno Attili Foto de capa Thais Falcão/Olho do Falcão Modelos da capa: Andrei Lopes, Angélica Souza, Beatriz Raielle, Bruna Soares, Bruno Guedes, Caio Freitas, Denis Wiltemburg, Eloá Souza, Jardo Gomes, Karina Farias, Karoline Vicente, Letícia Silva, Lilith Moreira, Maria Eduarda Ferreira, Rafael Souza, Tarik Abdo, Thaís Souza Supervisora de arte Isabel Cristina Corandin Marques Diagramação Adriana M. Nery de Souza, Eduardo Benetorio, Gabriel Basaglia, José Aparecido A. da Silva, Laura Alexandra Pereira, Nadir Fernandes Racheti, Sara Slovac Savero, Lucas Trevelin Tratamento de imagens Eziquiel Racheti Coordenadora de ilustrações e cartografia Márcia Berne Ilustrações Alex Argozino, Paulo César Pereira, Ligia Duque Coordenadora de preparação e revisão Lilian Semenichin Supervisora de preparação e revisão Izabel Cristina Rodrigues Preparação Ana Lúcia Horn, Iraci Miyuki Kischi, Márcia Anjo Revisão Carolina Manley, Célia Regina Camargo, Cristiane Casseb, Iara R. S. Mletchol, Juliana Rochetto, Lilian Vismari, Regina Barrozo, Solange Guerra Coordenador de iconografia e licenciamento de textos Expedito Arantes Supervisora de licenciamento de textos Elaine Bueno Iconografia Graciela Araújo Diretor de operações e produção gráfica Reginaldo Soares Damasceno Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) (Câmara Brasileira do Livro, SP, Brasil) Franco, Dalton Sebastião Química cotidiano e transformações, 1o ano/Dalton Sebastião Franco. — 1. ed. — São Paulo : FTD, 2016. — (Coleção Química cotidiano e transformações) Componente curricular: Química. ISBN 978-85-96-00336-0 (aluno) ISBN 978-85-96-00337-7 (professor) 1. Química (Ensino Médio) I. Título. II. Série. 16-03560 CDD-540.7 Índices para catálogo sistemático: 1. Química : Ensino médio 540.7

Reprodução proibida: Art. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998. Todos os direitos reservados à

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

EDITORA FTD S.A. Rua Rui Barbosa, 156 – Bela Vista – São Paulo-SP CEP 01326-010 – Tel. (0-XX-11) 3598-6000 Caixa Postal 65149 – CEP da Caixa Postal 01390-970 www.ftd.com.br E-mail: central.atendimento@ftd.com.br

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Impresso no Parque Gráfico da Editora FTD 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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Apresentação Na história da humanidade, a Química sempre se fez presente, proporcionando bem-estar e assegurando meios para o desenvolvimento de tecnologias de última geração, além de permitir, é claro, o controle de qualidade de vários produtos disponíveis no mercado de consumo direto. Podemos afirmar que nunca se produziram tantos materiais e dispositivos que dependem da Química como atualmente. Praticamente tudo o que nos cerca envolve a Química, desde a tinta que imprimiu estas palavras até os nanotubos usados nos microcomputadores. Por isso, precisamos aplicar com sabedoria os conhecimentos químicos para que todos possam vivenciar o que essa ciência proporciona de melhor. Foi pensando nisso que escrevemos este livro para você, caro aluno. Vivemos um momento de grandes mudanças. Aprender Química é estabelecer vínculos com o meio em que vivemos e entender como essa ciência se desenvolveu ao longo do tempo. A abordagem adotada neste livro evidencia a importância da Química e permitirá que você contribua de forma efetiva com a busca de uma sociedade mais justa e ambientalmente sustentável.

Bom estudo!

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CAPÍTULO 3

Estudo das transformações químicas

BeautifulChemistry.net/SPL/Latinstock

Ao pensar em modernidade, muitas pessoas logo imaginam que estamos fazendo referência aos acontecimentos, instituições e formas de agir presente no Mundo Contemporâneo. De fato, esse termo se transformou em palavra fácil para muitos daqueles que tentam definir em uma única palavra o mundo que vivemos. Contudo, não podemos pensar que esse contexto mais dinâmico e mutante surgiu do nada, que não possua uma historicidade. Entre os séculos XVI e XVIII, um volume extraordinário de transformações estabeleceu uma nova percepção de mundo, que ainda pulsa em nossos tempos. Encurtar distâncias, desvendar a natureza, lançar em mares nunca antes navegados foram apenas uma das poucas realizações que definem esse período histórico. De fato, as percepções do tempo e do espaço, antes tão extensas e progressivas, ganharam uma sensação mais intensa e volátil. [...] Além disso, se hoje tanto se fala em tecnologia e globalização, não podemos refutar a ligação intrínseca entre esses dois fenômenos e a Idade Moderna. O advento das Grandes Navegações, além de contribuir para o acúmulo de capitais na Europa, também foi importante para que a dinâmica de um comércio de natureza intercontinental viesse a acontecer. Com isso, as ações econômicas tomadas em um lugar passariam a repercutir em outras parcelas do planeta. No século XVIII, o espírito investigativo dos cientistas e filósofos iluministas catapultou a busca pelo conhecimento em patamares nunca antes observados. Não por acaso, o desenvolvimento de novas máquinas e instrumentos desenvolveram em território britânico o advento da Revolução Industrial. Em pouco tempo, a mentalidade econômica de empresários, consumidores, operários e patrões fixaram mudanças que são sentidas até nos dias de hoje. Em um primeiro olhar, a Idade Moderna pode parecer um tanto confusa por conta da fluidez dos vários fatos históricos que se afixam e, logo em seguida, se reconfiguram. Apesar disso, dialogando com eventos mais específicos, é possível balizar as medidas que fazem essa ponte entre os tempos contemporâneo e moderno. [...] SOUSA, R. Idade moderna. História do Mundo. Goiás, 2016. Disponível em: <http://historiadomundo.uol.com.br/idade-moderna/>. Acesso em: 28 jan. 2016.

• A expansão marítima europeia contribuiu para um maior contato entre diferentes culturas e civilizações e, consequentemente, a troca de conhecimentos e produtos. As necessidades da época tornaram mais intensa a produção de ferro, cerâmicas, vidros, além de outros materiais. Essas necessidades, aliadas às trocas que ocorreram, elevaram a qualidade dos produtos fabricados a um novo patamar, que passou a ser o exigido neste comércio. Para atender a essas e outras demandas, a Química assumiu um papel eminentemente científico e afastou-se das técnicas medievais alquímicas, que ainda influenciavam os pensadores da época. Essa mudança colaborou para que os químicos realizassem reações dentro de parâmetros controlados e elaborassem hipóteses generalizáveis para outras situações. Em sua opinião, como a economia pode afetar o desenvolvimento de uma ciência? Reação entre zinco e nitrato de chumbo. Imagem produzida com lente de 100 mm, f 2.8/macro acoplada à câmera fotográfica.

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Atividade prática

• • • • • •

3 recipientes similares água 1 espátula (ou colher de chá) detergente 2 clipes metálicos iguais papel higiênico

• • • • •

temperos moídos variados hastes flexíveis com pontas de algodão 2 moedas (de preferência de 25 centavos) conta-gotas 1 proveta (ou algum recipiente graduado)

Procedimentos a) Separe dois recipientes com formatos similares e adicione 50 mL de água em cada um. b) Nomeie os recipientes como “Sem detergente” e “Com detergente”. c) Adicione uma colher de chá de detergente ao recipiente nomeado como “Com detergente” e agite vagarosamente para evitar a formação de espuma. d) Utilizando o conta-gotas, goteje água do recipiente “Sem detergente” sobre uma das moedas, até que a água escorra pela lateral. Anote o número de gotas que foram necessárias. e) Repita o procedimento anterior utilizando o líquido do recipiente “Com detergente” e água gotejando-o na outra moeda. Anote o número de gotas que foram necessárias. f) Nos recipientes “Sem detergente” e “Com detergente” coloque, cuidadosamente e ao mesmo tempo, duas tiras de papel higiênico com um clipe metálico sobre cada uma delas. Anote suas observações. clipe g) Preencha o outro recipiente com 50 mL de água e adicione os temperos variados. Anote papel metálico higiênico suas observações. h) Adicione detergente a uma das pontas da haste flexível. i) Mergulhe a ponta sem detergente da haste no centro do recipiente com temperos varia- Esquema do experimento com o clipe metálico. dos e observe. j) Em seguida, inverta a haste e mergulhe a ponta com detergente. Registre suas observações. Escreva no caderno

Para concluir

1. No detergente há moléculas chamadas surfactantes, que são formadas por uma pequena porção polar e uma grande porção apolar. Observe a representação de uma molécula de dodecilsulfato de sódio, principal componente da maioria dos detergentes: O

H2 C

O S

Na O



O Polar

C H2

H2 C C H2

H2 C C H2

H2 C C H2

Apolar

De maneira simplificada, ela pode ser representada da seguinte forma:

H2 C C H2

C H2

CH3

Paulo Cesar Pereira

Luca Lacaz Ruiz/Futura Press

Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

Materiais

Esta seção mostra a construção de determinado(s) conceito(s) e/ou apresenta os cientistas envolvidos no contexto do desenvolvimento da Química.

O aço inox é utilizado hoje em dia em uma variedade imensa de objetos. As artes plásticas, por exemplo, o empregam na confecção de esculturas, instalações etc. Na imagem, réplica em tamanho natural do avião 14 Bis, feita em aço inox, que está exposta no Parque Santos Dumont em São José dos Campos, SP.

Desenhe, em seu caderno, a interface entre água e ar e utilize seus conhecimentos sobre interações químicas para posicionar as moléculas do detergente nessa interface. Use a representação simplificada da molécula de dodecilsulfato de sódio. Justifique. 2. Com base no desenho que você fez na atividade anterior, explique como o detergente é capaz de reduzir a tensão superficial da água.

Escreva no caderno

1. O aço inox levou certo tempo para ser desenvolvido. O que motivou tantas mudanças em sua formulação?

• Analisar como a tensão superficial da água é alterada por meio da adição de detergente.

Contexto histórico

O aço inox O uso da estequiometria vai além das quatro paredes de um laboratório de química. Sua aplicação na indústria é uma das garantias de se obterem produtos com propriedades específicas. Um exemplo disso pode ser visto na história do desenvolvimento da fórmula ideal para o aço inox. Quando se fala em aço, deve-se ter em mente que não estamos falando de um elemento químico, mas sim de uma mistura de elementos. Assim, obter a “receita” ideal de forma que o produto gerado tivesse as propriedades mecânicas e químicas adequadas foi alvo de uma “disputa” entre cientistas ingleses, franceses, poloneses, americanos e suecos. Essa busca levou ao desenvolvimento de um aço especial, resistente à corrosão, denominado aço inox. Mas, para que isso fosse possível, outros cientistas fizeram descobertas fundamentais para o desenvolvimento do aço inox. No ano de 1821, dois cientistas ingleses, James Stoddart e Michael Faraday, e um francês, Pierre Berthier, ao testarem a resistência de uma liga metálica de ferro-crômio, perceberam que esta era mais resistente aos ácidos que o ferro puro. Cinquenta anos depois, em 1872, os ingleses J. E. T. Woods e J. Clark prepararam uma liga de ferro contendo entre 30% e 35% de crômio e 2% de tungstênio e perceberam que a liga formada era resistente à corrosão gerada tanto pela umidade do ar quanto pelo ataque ácido. Apenas três anos depois, um cientista francês, ao trabalhar com diversas composições de ligas de ferro, percebeu que as ligas com menor teor de carbono, abaixo de 0,15%, e com alto teor de crômio apresentavam boa qualidade. Apesar disso, este ainda era um grande desafio: conseguir preparar ligas de ferro-crômio com baixo teor de carbono. Foi quando o alemão Hans Goldschmidt conseguiu produzir crômio sem carbono a partir de um processo de redução do alumínio. Esse processo permitiu um avanço na tecnologia do aço. Depois, os cientistas alemães P. Monnartz e W. Borchers, ao estudarem a resistência à corrosão de algumas ligas, perceberam que a que obteve melhor resultado possuía pelo menos 10,5% de crômio. Novos avanços foram obtidos por meio de um convite feito ao cientista inglês Harry Brearley (1871-1948) por um fabricante de armas. Esse fabricante queria que Brearley desenvolvesse um aço que fosse resistente à corrosão. Assim, seus estudos foram direcionados à produção de ligas de ferro-crômio. Em seus testes, preparou ligas com diversas quantidades de carbono e de crômio, variando o percentual deste entre 6% e 15%. Um ano após ter iniciado suas pesquisas, em 1913, Brearley anunciou ter desenvolvido um aço com o percentual de 0,24% de carbono e 12,8% de crômio. Esse produto foi denominado por ele de “aço que não enferruja”; posteriormente, um fabricante de talheres o chamou de “aço que não mancha” (na tradução literal do termo em inglês stainless steel, que hoje traduzimos por aço inox). Essa descoberta foi disputada durante 5 anos por cientistas que alegavam também ter desenvolvido o aço inox. Apesar disso, historicamente, a descoberta desse material é atribuída ao cientista Harry Brearley.

Atividades

Atenção

Objetivo

Contexto histórico

Paulo Cesar Pereira

Cada capítulo é introduzido por páginas duplas que recorrem a imagens, textos e questões que estimulam a exploracão de conhecimentos prévios, a reflexão, o levantamento de hipóteses, a realização de pesquisas, entre outros. No final da seção de exercícios complementares, há questões que retomam o tema explorado na abertura.

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Abertura dos capítulos

3. Explique o que foi observado quando você adicionou temperos à água. O que ocorreu quando a haste sem detergente e, depois, a haste com detergente entraram em contato com a água?

2. O desenvolvimento do aço inox ocorreu motivado pela indústria de armamentos. Você concorda com essa afirmação? Justifique sua resposta.

Mol e estequiometria

Ligações químicas

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Atividade prática Os fenômenos elétricos da matéria Roger Ressmeyer/Corbis/Latinstock

No início do século XIX, os cientistas buscavam respostas para vários fenômenos observados na natureza que não podiam ser explicados com base nos modelos e teorias propostos sobre a composição da matéria, incluindo o modelo atômico de Dalton. Um exemplo desses fenômenos era a eletrização por atrito, observada desde a Antiguidade. Ao provocar atrito entre o âmbar amarelo e materiais como lã, seda ou peles de animais, o filósofo grego Tales de Mileto (c. 624 a.C.-c. 558 a.C.) percebeu que o âmbar adquiria a propriedade de atrair corpos leves, como palha, penas e pedaços de madeira. Em um dia seco, podemos observar o mesmo fenômeno ao atritar um pente de plástico nos cabelos secos e limpos, ou simplesmente ao penteá-los. O mesmo acontece quando aproximamos certos materiais atritados aos pelos de um animal (Figura 1). Outro tópico que intrigava os cientistas era a ocorrência de descargas elétricas, como os raios e choques elétricos. Alguns cientistas sabiam como produzir eletricidade, mas ainda não havia uma explicação para o fenômeno da atração e repulsão entre materiais, nem se compreendia de que maneira ocorria o processo de transmissão da eletricidade a grandes distâncias, por meio de corpos ou de fios metálicos. Esses fenômenos são explicados pela movimentação de cargas elétricas na matéria. Contudo, essa interpretação só foi possível no fim do século XVIII, com a contribuição dos estudos de diversos cientistas da época, com destaque para a pesquisa sobre a natureza elétrica dos raios do estadunidense Benjamin Franklin (1706-1790). Diversos experimentos e pesquisas foram então realizados em busca de um modelo que explicasse os fenômenos elétricos e comprovasse a existência de partículas eletricamente carregadas como constituintes da matéria.

Figura 1. Quando atritamos um balão de aniversário em um tecido e o aproximamos dos pelos de um animal, percebemos que eles são atraídos pelo balão.

Descarga elétrica: fluxo repentino de cargas elétricas, que tem origem em materiais carregados eletricamente.

Você sabia?

Anetlanda/Shutterstock.com

De onde vem o âmbar? O âmbar é uma resina fóssil produzida principalmente por uma espécie de pinheiro que existiu há cerca de 30 milhões de anos em regiões de clima temperado. Em razão do aumento da temperatura ambiente e como forma de proteção, essas árvores liberavam uma resina pegajosa que escorria lentamente pelo tronco e pelos ramos aprisionando insetos, folhas, sementes, o que a tornava mais volumosa. Com o passar do tempo, essa resina endurecia e transformava-se no âmbar. Essas formações conservam a sua forma tridimensional, constituindo importante material de estudo de espécies já extintas. O âmbar sempre fascinou a humanidade, desde os mais remotos tempos, por se acreditar nos seus poderes medicinais e sobrenaturais, além da beleza artística dos seus diferentes matizes dourados. Essa resina, quando atritada, se eletrizava. Por causa dessa característica, os gregos a chamavam de élektron, termo que originou a palavra eletricidade.

Nesta seção, há atividades práticas, experimentos, por exemplo, que complementam a teoria, auxiliando na aprendizagem.

Você sabia? Este boxe apresenta assuntos adicionais aos temas abordados no capítulo.

A maioria das espécies encontradas fossilizadas no âmbar é de insetos e aracnídeos.

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Capítulo 4

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Escreva no caderno

b) bifásico com três componentes. c) tetrafásico com quatro componentes. d) tetrafásico com cinco componentes.

2. (UFRRJ) Observe os dados listados na tabela abaixo.

Exercícios complementares São questões relacionadas aos temas tratados no capítulo, extraídas dos vestibulares das principais universidades do país e das provas do Exame Nacional do Ensino Médio. No final desta seção, há sempre uma ou mais questões que retomam o tema explorado na abertura do capítulo.

Solubilidade a 20 °C (g/100 g de água)

Densidade a 20 °C (g/cm3)

Água

1,00

Álcool etílico (etanol)



0,7893

Gasolina

insolúvel

0,6553

Erlenmeyer

I vapor

 solubilidade infinita

Soma: 19 (01  02  16)

6. (Unicamp-SP) As curvas de fusão das substâncias A e B estão representadas na figura abaixo.

líquido

Com base nessas propriedades físicas, é possível, por exemplo, extrair o álcool que é adicionado à gasolina comercial. Esse procedimento pode ser feito da seguinte maneira: a um determinado volume de gasolina adiciona-se o mesmo volume de água. A mistura é agitada e, a seguir, colocada em repouso. Forma-se, então, um sistema bifásico que pode ser separado com a ajuda de um funil de separação. Tendo como base os dados da tabela, podemos afirmar que nesse procedimento ocorre(m) o(s) seguinte(s) fenômeno(s):

sólido tempo (min) t (ºC)

40

8. (UFSM-RS) O tratamento inadequado de resíduos gerados pelo homem causa sérios danos ao meio ambiente. É essencial que esses resíduos sejam corretamente descartados, para que o impacto ambiental seja minimizado. Associe as colunas, observando o tipo de separação mais adequado para cada caso de misturas apresentado. 1a coluna (1) Filtração. (2) Decantação. (3) Peneiração. 2a coluna Solo arenoso contaminado com fuligem. Ar com poeira gerada pela trituração de plásticos. Água contaminada com óleo. A sequência correta é: a) 3-2-1. b) 1-3-2. c) 3-1-2. d) 1-2-3. e) 2-1-3. 9. Retome a segunda questão da abertura e indique se mudaria algo na resposta dada no início do capítulo. Discuta com os colegas de sala e procure separar a maior quantidade de componentes da mistura que escolheram. 10. A mistura de estanho e cobre, que forma o bronze, apresenta a seguinte coloração:

20 tempo (min)

t (ºC)

0

III

tempo (min)

a) mistura azeotrópica, substância pura e mistura eutética.

Dessas considerações, somente:

c) mistura, mistura azeotrópica e substância pura.

a) I é correta.

d) substância pura, mistura eutética e mistura azeotrópica. e) substância pura, mistura e mistura eutética.

c) III é correta.

40

60

80 tempo (min)

7. (Unicamp-SP) Os gases nitrogênio, oxigênio e argônio, principais componentes do ar, são obtidos industrialmente através da destilação fracionada do ar liquefeito. Indique a sequência de obtenção dessas substâncias neste processo de destilação fracionada. Justifique sua resposta. (Dados: Temperaturas de ebulição a 1,0 atm.)

b) mistura, substância pura e mistura azeotrópica.

b) II é correta.

20

a) Quais as temperaturas de fusão de A e B? b) A e B misturados em certa proporção formam uma solução sólida (eutético), que funde em temperatura intermediária às de A e B puros. Em que intervalo estará o ponto de fusão do eutético?

vapor líquido sólido

III. A mistura água-álcool formada é um sistema homogêneo (monofásico), com propriedades diferentes daquelas das substâncias que a compõem.

Substâncias

Argônio

Nitrogênio

Oxigênio

t/ºC

186

196

183

5. (UFMS) A figura a seguir consiste numa representação esquemática de um sistema de destilação

e) I e III são corretas.

B

60

Editoria de arte

vapor líquido

II. Quando a gasolina (que contém álcool) é misturada à água, a gasolina é extraída pela água, e o sistema resultante é bifásico: álcool/água-gasolina.

d) II e III são corretas.

A

t (°C) 80

II

sólido

I. Quando a gasolina (que contém álcool) é misturada à água, o álcool é extraído pela água, e o sistema resultante é bifásico: gasolina/água-álcool.

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Considere uma mistura constituída por água em sua forma líquida e cloreto de sódio dissolvido. Ao final do processo de destilação simples dessa mistura, verifica(m)-se: (01) Presença de água no Erlenmeyer. (02) Presença de cloreto de sódio no balão de destilação. (04) Presença de água  cloreto de sódio no Erlenmeyer. (08) Presença de água  ácido clorídrico no balão. (16) Circulação de água no condensador.

4. (Cesgranrio-RJ) De acordo com os gráficos de mudanças de estado abaixo, podemos afirmar corretamente que I, II e III correspondem, respectivamente, a: t (ºC)

condensador

balão de destilação

a) decantação e filtração. b) decantação e destilação fracionada. c) filtração e destilação fracionada. d) filtração e decantação. e) destilação fracionada e decantação.

e) tetrafásico com três componentes.

Substâncias

simples. Essa técnica se aplica à separação de misturas homogêneas de sólidos em líquidos.

Kagai19927/Shutterstock.com

a) trifásico com cinco componentes.

3. (UFES) Na perfuração de uma jazida petrolífera, a pressão dos gases faz com que o petróleo jorre para fora. Ao reduzir-se a pressão, o petróleo bruto para de jorrar e tem de ser bombeado. Devido às impurezas que o petróleo bruto contém, ele é submetido a dois processos mecânicos de purificação, antes do refino: separá-lo da água salgada e separá-lo de impurezas sólidas, como areia e argila. Esses processos mecânicos de purificação são, respectivamente:

Editoria de arte

1. Um sistema é formado de água líquida, gelo, vapor de água, açúcar dissolvido e óleo vegetal. Podemos dizer que, em relação à quantidade de fases e de componentes, o sistema pode ser classificado em:

Paulo Cesar Pereira

Exercícios complementares

Barras de bronze.

Essa coloração é bem diferente daquela apresentada na estátua de Perseu na abertura deste capítulo. Proponha uma explicação para esse fenômeno.

Capítulo 2

Substâncias, misturas e separação de misturas

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Química em rede Interações intermoleculares e os gostos

Sugestão

Nomenclatura e fórmulas dos ácidos

cloro + ídrico clorídrico

É interessante notar que o HC é chamado de ácido clorídrico quando se encontra em solução aquosa. Na forma pura, trata-se de um gás incolor, não inflamável, muito tóxico e corrosivo, denominado cloreto de hidrogênio. Na forma impura, é também chamado de ácido muriático, sendo utilizado para limpeza de pisos e paredes de pedra ou de azulejo. Mesmo nessa forma, em que ele se encontra mais diluído, é preciso cuidado ao manuseá-lo, devem ser utilizados equipamentos de proteção individual (os chamados EPIs). O ácido clorídrico é empregado nas indústrias de alimentos, corantes e tintas e no beneficiamento do couro. Vejamos outros exemplos de nomenclatura de hidrácidos: HF, ácido fluorídrico; HBr, ácido bromídrico; HI, ácido iodídrico; e H2S, ácido sulfídrico. Note que no último exemplo utilizamos o nome de origem latina (sulphurium) para nomear o hidrácido com o elemento enxofre. A nomenclatura dos ácidos oxigenados (oxiácidos) é composta da seguinte maneira: • Se o elemento ligado ao oxigênio formar apenas um ácido oxigenado, usa-se a terminação ico. Por exemplo, há apenas um oxiácido com o elemento carbono: H 2 CO3

ácido

Neste boxe, há sugestões que complementam e auxiliam a compreensão dos temas tratados. Os ícones indicam o tipo de sugestão:

Como é possível que o carvão e o diamante, aparentemente tão diferentes, sejam feitos de átomos do mesmo elemento químico? E de que são feitos o Sol e as outras estrelas? O médico inglês Oliver Sacks (1933-2015) conta neste livro como desenvolveu o gosto pela Química, misturando acontecimentos marcantes de sua vida com descobertas que ele fazia em seu laboratório caseiro de Química, montado com a ajuda do seu tio Dave, dono de uma fábrica de lâmpadas. No livro, o autor relata várias de suas experiências com substâncias que estudaremos neste capítulo.

filme livro

carbono  ico carbônico

Encontramos esse ácido em refrigerantes e bebidas gaseificadas. O ácido carbônico é instável e decompõe-se rapidamente em H2O() e CO2(g). Alguns químicos consideram que ele não existe, já que nunca foi isolado. Para eles, o H2CO3 seria, na verdade, uma solução aquosa de CO2.

ácido

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site

sulfuroso menos oxigenado Compostos inorgânicos

Prevenção

Análise em Tempo Real para a Prevenção da Poluição

Síntese de Produtos Menos Perigosos Sempre que praticável, a síntese de um produto químico deve utilizar e gerar substâncias que possuam pouca ou nenhuma toxicidade à saúde humana e ao ambiente.

Será necessário o desenvolvimento futuro de metodologias analíticas que viabilizem um monitoramento e controle dentro do processo, em tempo real, antes da formação de substâncias nocivas.

Evitar a produção do resíduo é melhor do que tratá-lo ou “limpá-lo” após sua geração.

Química Intrinsecamente Segura para a Prevenção de Acidentes

Química Verde

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Capítulo 9

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Desenho para a Degradação Os produtos químicos precisam ser desenhados de tal modo que, ao final de sua função, se fragmentem em produtos de degradação inócuos e não persistam no ambiente.

Busca pela Eficiência de Energia Uso de Fontes Renováveis de Matéria-Prima

Nações Unidas do Brasil

Catálise Reagentes catalíticos (tão seletivos quanto possível) são melhores que reagentes estequiométricos.

Sempre que técnica e economicamente viável, a utilização de matérias-primas renováveis deve ser escolhida em detrimento de fontes não renováveis.

A utilização de energia pelos processos químicos precisa ser reconhecida pelos seus impactos ambientais e econômicos e deve ser minimizada. Se possível, os processos químicos devem ser conduzidos à temperatura e pressão ambientes.

Evitar a Formação de Derivados A derivatização desnecessária (uso de grupos bloqueadores, proteção/desproteção, modificação temporária por processos físicos e químicos) deve ser minimizada ou, se possível, evitada, porque estas etapas requerem reagentes adicionais e podem gerar resíduos.

LENARDÃO, E. J. et al. “Green chemistry” – Os 12 princípios da química verde e sua inserção nas atividades de ensino e pesquisa. Química Nova, v. 26 n.1, São Paulo, jan. 2003. Disponível em: <http://www.scielo.br/scielo. php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422003000100020>. Acesso em: 7 abr. 2016.

Atividades

Escreva no caderno

1. O que propõe a Química Verde? Quais seriam as consequências socioambientais caso ela não tivesse sido implementada? Por que diversos países se reuniram para discutir o tema? 2. Qual(is) dos 12 princípios fundamentais poderia(m) ser associado(s) ao tema explorado neste capítulo?

Esta seção é constituída por textos, imagens e atividades que exploram a interdisciplinaridade dos conteúdos abordados por meio de questionamentos e debates.

Desenho de Produtos Seguros Os produtos químicos devem ser desenhados de tal modo que realizem a função desejada e ao mesmo tempo não sejam tóxicos.

Indústria de produtos químicos situada no bairro Cidade Industrial, Curitiba, PR, 2015.

Capa do relatório da Conferência Rio+20: O futuro que queremos.

Solventes e Auxiliares mais Seguros

O uso de substâncias auxiliares (solventes, agentes de separação, secantes, etc.) precisa, sempre que possível, tornar-se desnecessário e, quando utilizadas, estas substâncias devem ser inócuas.

As substâncias, bem como a maneira pela qual uma substância é utilizada em um processo químico, devem ser escolhidas a fim de minimizar o potencial para acidentes químicos, incluindo vazamentos, explosões e incêndios.

nos laboratórios acadêmicos. Sua aplicação considera 12 princípios básicos. Por causa desses princípios, a Química Verde tornou-se alvo das atenções dos governos de diversos países, tendo sido um dos temas abordados pela Conferência das Nações Unidas sobre Desenvolvimento Sustentável (CNUDS), que ocorreu na cidade do Rio de Janeiro em 2012. Também conhecida como Rio20, a conferência abordou temas como a Economia Verde, a contribuição da Química Verde para a sustentabilidade, entre outros. Ao final da conferência, foi elaborado um documento com os resultados das discussões e as propostas de ações para os próximos anos, denominado O futuro que queremos (Disponível em: <http:// tub.im.mnovia>. Acesso em: 7 abr. 2016).

Editoria de arte

Luciana Whitaker/Pulsar

Economia de Átomos Deve-se procurar desenhar metodologias sintéticas que possam maximizar a incorporação de todos os materiais de partida no produto final.

Capítulo 7

Química em rede

175

CONEXÕES Química Verde

A indústria química é, sem dúvida, uma atividade de grande relevância na sociedade. Os produtos oriundos de seus processos podem ser encontrados em diversos ramos de atividade e servem como insumos para outras atividades industriais, tais como as desenvolvidas pelas indústrias farmacêutica, metalúrgica, alimentícia, automobilística, entre outras. Por causa dessa atividade tão intensa, surgiu a necessidade de que os processos da indústria química não causassem impactos ambientais. Com o tempo, iniciou-se uma busca pela minimização da produção de resíduos químicos tóxicos e, mais recentemente, uma busca pelo melhor aproveitamento da matéria-prima utilizada nos processos industriais. Esse movimento, que ultrapassou as fronteiras das indústrias e se estendeu para o debate acadêmico e social, foi denominado de Química Sustentável ou Química Verde. A Química Verde desenvolveu-se por meio de estudos que viabilizaram modificações nos processos industriais, que passaram a utilizar menor quantidade de matéria-prima e/ou diferentes etapas de reações químicas. Atualmente, a Química Verde já está consolidada como uma prática, tanto nas indústrias, quanto

Escreva no caderno

3. Pesquise como os receptores gustatórios estão distribuídos pela boca (se necessário, peça ajuda ao professor de Biologia) e, com base em sua pesquisa, verifique se é correto associar a sensação de determinado sabor a uma região da língua.

sulfur + oso

sulfúrico mais oxigenado

O gosto salgado que sentimos ao comer certos alimentos resulta da interação entre o sal utilizado como tempero e os receptores gustatórios presentes nas papilas linguais.

1. Além dos já conhecidos gostos salgado, doce, azedo e amargo, não muito tempo atrás se descobriu um quinto gosto (recentemente tem havido indícios de que existem outros receptores associados a outros gostos, como o metálico e o de gordura): o umami, termo em japonês que significa “delicioso” ou “saboroso”. Esse gosto é causado pelos compostos glutamato, inosinato e guanilato, que se ligam a um grupo proteico (receptor) específico. Você já experimentou alimentos que tenham o gosto umami? Pesquise e debata com seus colegas que tipo de substância é responsável pelo gosto umami, em que alimentos ele pode ser encontrado e como é utilizado na culinária.

simulador

H 2 SO3 sulfur  ico

polo permanente-dipolo permanente e íon-dipolo permanente. Elas são temporárias no sentido de que não há formação de ligações iônicas ou covalentes, cujo rompimento requer mais energia. Ou seja, não se produzem novas substâncias nesse processo. Uma indicação do caráter temporário é que, com um simples enxágue da boca com água, deixamos de sentir um gosto. Para entender como ocorrem essas interações intermoleculares, é importante conhecer não só as estruturas dos compostos associados ao gosto, mas também as dos receptores gustatórios. Já se chegou ao entendimento de diversos aspectos das estruturas desses receptores, apesar de, no nível molecular, elas não terem sido completamente esclarecidas O aprofundamento desse conhecimento permitirá, por exemplo, no caso dos receptores gustatórios que reconhecem o gosto doce, o desenvolvimento de adoçantes mais eficientes.

2. Que efeito tem o uso de especiarias como açafrão, canela, baunilha, cominho, cravo, orégano, entre outros, na culinária, já que elas não estão associadas a um gosto específico? Levante hipóteses e discuta-as com seus colegas.

Há dois oxiácidos com o elemento enxofre:

ácido

Atividades

música

• Se o elemento ligado ao oxigênio formar dois ácidos oxigenados, usa-se a terminação ico para o ácido mais oxigenado e a terminação oso para o menos oxigenado. H 2 SO4

Quando você morde uma maçã, se ela estiver madura, é instantâneo o gosto doce que vem à boca. Que interações intermoleculares desempenham esse importante papel na percepção do gosto e, portanto, no prazer de comer? As substâncias responsáveis pelo gosto estabelecem interações químicas com os receptores gustatórios localizados nas papilas linguais. Esses receptores são grupos proteicos que, ao interagirem com substâncias específicas presentes na comida, desencadeiam uma série de reações que, por sua vez, resultam em impulsos elétricos. Uma região específica do cérebro os interpreta como gosto. Exemplos dessas substâncias são as moléculas de sacarose, associadas ao gosto doce, o cloreto de sódio, associado ao gosto salgado, e a cafeína, associada ao gosto amargo. As interações entre os receptores gustatórios e as moléculas ou os íons associados ao gosto envolvem, principalmente, ligação de hidrogênio e as forças di-

diogoppr/Shutterstock.com

ácido

Sugestão Tio Tungstênio: memórias de uma infância química, de Oliver Sacks. São Paulo: Companhia das Letras, 2011. Companhia das Letras

Atualmente, os ácidos são nomeados com base em regras definidas pela IUPAC. A nomenclatura dos ácidos que não contêm oxigênio em sua fórmula (hidrácidos) é formada pelo acréscimo do sufixo ídrico ao nome do elemento ligado ao hidrogênio: H C

3. Em sua região, há alguma indústria que adote os princípios da Química Verde? Em caso afirmativo, procure saber como foi a adoção desses princípios por essa indústria. Em caso negativo, pesquise indústrias brasileiras que os adotam. Agora que compreende que ideias esse movimento engloba, responda: você utilizaria os 12 princípios como critério para a decisão de consumir ou não um produto?

Mol e estequiometria

Conexões Esta seção apresenta textos e atividades que visam estimular a pesquisa, a reflexão e o protagonismo do aluno sobre conteúdos relacionados com meio ambiente, cidadania, tecnologia e sociedade.

231

27/05/16 17:32


Sumário Capítulo 1 Química: a ciência da escala humana

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

O método científico e a Química

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

Da experimentação isenta de método à Química

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

A Química e os ramos interdisciplinares A Química e a sociedade moderna

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

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

10

Capítulo 2 Substâncias, misturas e separação de misturas

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

32

12

O conceito de sistema

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

34

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

35

13 15 15

17

O que é matéria?

18

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

Grandezas físicas Massa

Mistura de substâncias Tipos de mistura

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

36

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

37

Separação de misturas

Equipamentos e símbolos comuns em laboratórios de Química

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

Substâncias químicas

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

Tratamento de água

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

Separação de misturas heterogêneas Química em rede

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

18

Separação de misturas homogêneas

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

18

Atividade prática

Volume

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

19

Temperatura

19

Pressão

20

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

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

Densidade absoluta Atividade prática

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

Mudanças de estado físico

Propriedades da matéria

Conexões Exercícios complementares

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

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

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

25

25 26

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

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

Evidências de ocorrência de transformação química

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

Representando uma transformação química

57

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

59

Leis ponderais das transformações químicas

26

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

28

Contexto histórico

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

30

Lei das proporções definidas

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

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

59

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

60

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

61

Filipe Araujo/Estadão Conteúdo/Photoshot/Otherimages

Conexões Exercícios complementares

56

.......

Lei da conservação das massas

Condutividade

51 52

56

24

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

49

Transformações químicas

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

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

Solubilidade

46

23

Temperatura de fusão e temperatura de ebulição

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

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

54

21

Transformações da matéria

41 45

23

20

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

39

Capítulo 3 Estudo das transformações químicas

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

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

Estados físicos da matéria

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

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

38

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O modelo científico

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

Atividade prática

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

A teoria atômica de Dalton

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

Representação dos átomos

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

Fórmulas e equações químicas

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

64 65 66 67 68

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

Lei das proporções múltiplas

69

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

69

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

72

Conexões Exercícios complementares

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

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

74

76

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

78

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

81

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

82

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

83

O modelo atômico de Rutherford Contexto histórico

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

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

O modelo atômico de Rutherford-Bohr Química em rede

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

83

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

86

104

A distribuição eletrônica em níveis de energia

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

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

em subníveis

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

Conexões Exercícios complementares

115

Capítulo 6 A tabela periódica dos elementos

.......

118

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

120

Histórico do desenvolvimento da tabela periódica

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

90

Lei das oitavas de Newlands

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

91

Tabela periódica de Mendeleev

91

A tabela periódica atual

Tríades de Döbereiner

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

92

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

94

Símbolos

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

96

Períodos

120

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

120

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

121

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

122

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

123

Estudo da tabela periódica

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

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112

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

Parafuso telúrico de Chancourtois

Diferença entre átomos e íons Conexões Exercícios complementares

111

114

90

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

110

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

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

Isótonos

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

107

Distribuição eletrônica dos íons

Relações internucleares Isóbaros

100

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

89

Isótopos

100

103

Número atômico, número de massa e elemento químico

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

98

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

Diagrama de energia para os subníveis

O modelo atômico de Thomson

Os fenômenos radioativos

O comportamento da luz e os modelos atômicos

Os subníveis de energia

Os fenômenos elétricos da matéria A descoberta dos prótons

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

O espectro eletromagnético

As leis ponderais e a teoria atômica de Dalton

Capítulo 4 A estrutura do átomo

Capítulo 5 Os átomos e a emissão de luz

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

125

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

125

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

125

27/05/16 11:50


Sumário Grupos

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

Contexto histórico

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

125 126

Propriedades dos elementos da tabela periódica

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

Propriedades periódicas dos elementos

Conexões Exercícios complementares

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

129 129

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

136

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

140

Capítulo 7 Ligações químicas

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

Introdução ao conceito de ligação química

........

144

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

144

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

145

A regra do octeto

Ligação iônica

142

Retículo cristalino

Ligação covalente

As interações intermoleculares e algumas propriedades físicas

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

159

Atividade prática

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

161

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

162

Ligação metálica

O modelo de ligação “mar de elétrons”

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

163

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

164

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

166

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

168

Conexões Exercícios complementares

Capítulo 8 Compostos inorgânicos

Compostos orgânicos e inorgânicos

Definições de ácido e base ao longo da história

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

170 172

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

178

147

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

148

Indicadores ácido-base

149

Atividade prática

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

Polaridade da ligação

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

Polaridade das moléculas

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

Modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência

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

Interações intermoleculares

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

151 153

Sais

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

180

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

180

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

182

Nomenclatura dos sais

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

Solubilidade dos sais em água 153 155

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

Soluções eletrolíticas e não eletrolíticas

Óxidos

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

185

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

186

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

186

156

Interações dipolo permanente-dipolo permanente

156

Interações íon-dipolo permanente

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

157

Ligações de hidrogênio

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

157

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

158

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

183 184

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

Nomenclatura e classificação dos óxidos

Interações dipolo induzido-dipolo induzido

Luciana Whitaker/Pulsar

Química em rede

Bases

170

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

Ácidos

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

Tipos de ligação

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

8

UNIDADE I TÉCNICAS, TECNOLOGIAS E VIDA SOCIAL

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Algumas reações entre compostos inorgânicos

Massa molar

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

189

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

Reações entre ácidos e bases – neutralização 190

de matéria

Química em rede

Volume molar

..

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

Reações envolvendo sais

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

Reações de combustão e oxirredução

192 193

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

194

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

196

Conexões Exercícios complementares

Capítulo 9 Mol e estequiometria

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

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

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

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

Massa molecular

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

Lei das combinações gasosas O princípio de Avogadro

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

Estequiometria

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

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

212

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

213

Fórmula percentual em massa

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

214

Fórmula mínima

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

214

Balanceamento das equações – método das tentativas

216

202

Relações estabelecidas nas transformações químicas

218

204

Atividade prática

220

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

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

205

Cálculos estequiométricos

206

Contexto histórico

207

Rendimento e impureza

208

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

222

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

225

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

Reagente limitante e reagente em excesso

Conexões Exercícios complementares

.......

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

Mol – uma medida da quantidade de matéria

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

210

Apêndice

227 228 230

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

232

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

235

Sugestões para pesquisa e leitura Referências bibliográficas Lista de siglas

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212

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

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

Comparando massas em nível atômico Massa atômica

198

212

Relação entre massa e quantidade

......

239

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

239

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

240

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CAPÍTULO 1

Química: a ciência da escala humana

Praia na cidade de Fortaleza, Ceará, 2014.

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Vinicius Tupinamba/Shutterstock.com Andre Dib/Pulsar

Turbinas de parque eólico em Trairi, Ceará, 2015.

Fortaleza é uma cidade fascinante, especialmente em razão do contraste existente entre as paisagens na‑ turais e as construídas pelo ser humano. Na imagem acima, notam‑se as turbinas de um parque eólico loca‑ lizado em uma praia dessa cidade. Tais máquinas são feitas de uma variedade de materiais, como concreto, aço, entre outros, e servem para produzir energia elétrica pela força dos ventos. Os prédios que aparecem na fotografia noturna são compostos dos mesmos materiais. Essas construções são provavelmente afetadas pela maresia já que Fortaleza é uma cidade litorânea, onde venta muito. Mas o que isso tem a ver com Química? Tudo. É muito difícil conceber algum aspecto da vida cotidiana que não envolva essa ciência da natureza, tanto tarefas triviais (levantar da cama, andar até a escola, almoçar, bronzear‑se na praia e assim por diante) como mais complexas (desenvolver medicamentos para a cura do câncer, produzir novos materiais para a construção de equipamentos diversos, entre outras) podem ser interpretadas e compreendidas fazendo‑se uso dos con‑ ceitos de Química. O conhecimento dos princípios químicos deve, portanto, em associação com outros conhecimentos, contribuir para a formação de um cidadão mais crítico e ativo. Agora responda às seguintes questões:

1. Registre no caderno palavras que, em sua opinião, podem estar associadas à Química. Peça também a opi‑ nião de alguns de seus colegas e anote todas as concepções referentes a essas palavras que forem diferentes das suas. Com base nas suas anotações, o que você poderia concluir sobre os objetos de estudo da Química?

2. Quais elementos observados nas fotografias de abertura podem ser objetos de estudo para a Química?

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O método científico e a Química Foi na Grécia antiga que uma metodologia pautada na lógica e na observação sistemática e controlada de fenômenos começou a se desenvolver. Graças a trabalhos de diversos pensadores, como Hipócrates (460-377 a.C.), Aristóteles (384-322 a.C.) e Euclides (?-295 a.C.), difundiu-se a ideia de que o mundo é regido por leis da natureza. Entretanto, o método científico, processo investigativo mais utilizado no meio científico, que se baseia na observação e na experimentação, demorou a se desenvolver. Apenas com os trabalhos do inglês Roger Bacon (1214-1292) no século XIII, essa maneira de buscar conhecimento começou a surgir. Seu desenvolvimento foi demorado, porém ganhou grande impulso posteriormente, com o inglês Francis Bacon (1561-1626), cujos trabalhos se fundamentaram no raciocínio indutivo, em que o pensamento vai do particular para o geral. Até o século XVIII, os cientistas dificilmente entravam em acordo quanto à maneira de investigar os fenômenos e de realizar experimentos. O método científico moderno – cujos alicerces foram estabelecidos pela obra Discurso do método, do francês René Descartes (1596-1650) – contribuiu para a resolução desse problema e para a definição de uma linguagem comum, sistematizando assim uma série de conhecimentos. A ciência Química segue, de modo geral, o método científico moderno, que se baseia no raciocínio dedutivo (o pensamento, nesse caso, se desloca do geral para o particular). Há diversas maneiras de esquematizar essa estratégia de investigação, mas seus princípios básicos são: observação, busca por padrões, formulação e teste de hipóteses, e elaboração de teoria. Inicialmente, busca-se a repetição de uma propriedade qualquer observada, formula-se uma pergunta e elabora-se uma explicação ou hipótese. O cientista então deduz, ou seja, parte da hipótese levantada e faz uma

previsão. Em seguida, essa hipótese é testada por experimentos ou por outros meios, que geram dados quantitativos e qualitativos. Caso não seja confirmada, a hipótese deve ser revista. Já se a análise desses dados comprovar a hipótese, pode-se estabelecer uma teoria, que possibilita novas previsões. Experimentos são feitos para testar essas previsões. Quando as previsões se mostrarem falhas, a teoria deverá ser modificada. A comprovação dessas previsões implicará a aceitação da teoria até que novas observações e dados experimentais a refutem. Portanto, com base na observação criteriosa dos fenômenos da natureza, cientistas constroem o conhecimento e elaboram hipóteses, teorias, princípios e leis, que estão sujeitos à reformulação. É importante salientar, no entanto, que a observação é influenciada pelo conhecimento prévio do cientista, que sempre está impregnado de conceitos; nunca partindo “do zero”. Além disso, o método científico não é rígido; há diversas idas e vindas, nunca se vai diretamente dos fatos para a teoria ou a lei. O conhecimento científico é uma construção não cumulativa, não linear e não definitiva; há crises e rupturas que podem implicar sua completa remodelação. Por fim, cientistas em geral não trabalham sozinhos, normalmente fazem parte de um grupo de pesquisa, que compartilha informações com outros grupos, publicando artigos científicos, participando de congressos, assim por diante.

Sugestão História do método científico, Academia Brasileira de Ciências. Rio de Janeiro. Disponível em: <http://tub.im/ diquvb>. Acesso em: 21 mar. 2016. Nessa página há uma breve história do método científico. Você pode acessar também o item “o método científico” e ler uma pequena explicação sobre esse tema.

Blend Images/Masterfile/Latinstock

Figura 1. Jovens cientistas trabalhando em laboratório de Química.

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Capítulo 1

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Jean Loup Charmet/SPL/Latinstock

Figura 3. Uma página de um tratado de alquimia escrito por Zózimo de Panópolis. Nota‑se a ilustração de utensílios usados em experimentações alquímicas.

tema da alquimia. “A Tábua de Esmeralda”, escrito por Hermes Trismegisto, um sábio que teria vivido no Egito antigo, é um dos textos alquímicos mais conhecidos. Acredita­‑se que foi responsável pela fundação da alquimia árabe. Química: a ciência da escala humana

CS-QUI-EM-3032-V1-C01-010-031-LA.indd 13

Joseph Wright of Derby. 1771-95. Óleo sobre tela. Museu e Galeria de Arte de Derby, Inglaterra. Foto: AKG-Images/Latinstock

A Química é uma ciência natural relativamente recente, mas podemos afirmar que os conhecimentos químicos práticos já eram empregados há milhares de anos. No Período Paleolíti‑ co, os seres humanos adquiriram, graças ao desenvolvimento desses conhecimentos, o domínio das técnicas de produção de fogo. Isso lhes permitiu se aquecerem no frio e cozinharem os alimentos. O cozimento, hoje sabemos, provoca a morte de boa parte dos organismos patogênicos, reduzindo a proba‑ bilidade de contaminação alimentar, o que gerou um aumento da expectativa de vida. O domínio do fogo viabilizou ainda a fabricação de utensílios de cerâmica e a produção de metais, o que deu início à Idade do Bronze (c. 3000 a.C.) e, posterior‑ mente, à Idade do Ferro (c. 1200 a.C.). No período de 300 a 1400 desenvolveu­‑se a alquimia, con‑ Figura 2. O alquimista em busca da pedra filosofal siderada sagrada por seus praticantes. Os alquimistas busca‑ (1771), de Joseph Wright of Derby. No quadro, o vam uma substância – chamada pedra filosofal, tintura ou elixir alquimista Henning Brand, na descoberta do fósforo, reza para que sua tarefa seja concluída com sucesso, como era – que transformaria qualquer metal em ouro, bem como cura‑ o costume entre os antigos astrólogos químicos. ria todas as doenças do corpo e preservaria a juventude. Apesar de se tratar de uma mistura de ciência, arte e magia, a alquimia deu inúmeras Organismo patogênico: aque‑ contribuições à Química, pois possibilitou a elaboração e o aprimoramento de le que provoca doenças. É mais provável que o encontremos em técnicas, a criação de utensílios inovadores e o conhecimento da composição alimentos crus. de materiais. Ela foi praticada por diversas civilizações. Em Alexandria, Zózimo de Panópo‑ lis (c. 300) buscou, além da pedra filosofal, uma substância que promovesse a encarnação ou a desencarnação de espíritos. Na China, os antigos alquimistas desejavam a imortalidade física. Para atingi­‑la, elaboraram remédios e técnicas de preservação de corpos. Também prepararam a pólvora em experiências com Sugestão nitrato de potássio, carvão e enxofre e, com isso, desenvolveram fogos de artifí‑ cio e utensílios para serem utilizados em combates. Na Arábia, foram estudados diversos metais e minerais para práticas místicas. O livro do grande conhecimento das pedras preciosas, escrito por Al‑Biruni (973‑1048), é um compên‑ dio detalhado de mineralogia. Na Renascença, o médico suíço conhecido como Paracelso (1493­-1541) propôs que a alquimia se voltasse para a aplicação tera‑ pêutica. Ele defendeu a teoria de que substâncias interagem harmonicamente no corpo humano. As‑ sim, a doença seria um desequilíbrio nessa in‑ A Tábua de Esmeralda, de teração que poderia ser Jorge Ben. Rio de Janeiro: reparado com o uso de Philips Records, 1974. 1 disco medicamentos feitos à sonoro. base de extratos mine‑ Nesse disco, há duas canções, “Os Alquimistas rais e vegetais. Esses es‑ estão chegando” e “Hermes tudos ficaram conheci‑ Trismegisto e sua celeste Tábua dos como iatroquímica. de Esmeralda”, que tratam do

A Tábua de Esmeralda. Jorge Ben. Gravadora: Philips Records, 1974

Da experimentação isenta de método científico à Química

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Sugestão Em defesa da experimentação, de Ana Maria Alfonso-Goldfarb e Márcia H. M. Ferraz. Ciência Hoje, São Paulo, 9 jan. 2012. Disponível em: <http://tub.im/ k9cjzs>. Acesso em: 21 mar. 2016. Nessa página há um texto sobre O químico cético, obra do filósofo natural Robert Boyle considerada um marco na história da Química.

Renato Soares/Pulsar

Rita Barreto

Figura 4. À esquerda, o jenipapo usado na produção de corante pelos índios Kuikuro. Foto de 2009. À direita, pintura feita com tintura de jenipapo e cinzas de cascas de árvore no corpo de menina da etnia Kayapó, da aldeia Moykarakô, São Félix do Xingu, PA, 2015. Muitos povos indígenas usam também sementes de urucum para produção de corante vermelho.

Com o estabelecimento dos alicerces do método científico moderno no século XVII, pode-se dizer que a Química, tal como ela se configura atualmente, começou a se instituir. Entre os séculos XVI e XVIII, foram publicados diversos livros que contribuíram para a organização dessa ciência. Alguns estudiosos citam o livro The Sceptical Chymist (O químico cético), de Robert Boyle (1627-1691), como símbolo da passagem da alquimia para a Química. Outros defendem, como marco fundamental, o Tratado elementar de Química, publicado em 1789 por Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794). É importante frisar que os conceitos propostos por cientistas ocidentais acabaram ficando mais conhecidos e se estabeleceram como os alicerces dessa ciência. Grande parte dos conhecimentos fundamentais da Química moderna se baseia em estudos desenvolvidos principalmente no Ocidente, em especial na Europa, entre os séculos XVI e XIX. Entretanto, enquanto o método científico se estabelecia no Ocidente, culturas como a chinesa, a indiana e a árabe também produziam conhecimentos riquíssimos e davam respostas a muitas problematizações. Não pretendemos afirmar, ao priorizar essa história, que não existem outras formas de conhecimento, nem que a ciência ocidental é o que há de mais sofisticado e interessante. A notoriedade e o estabelecimento de determinadas linhas de pensamento científico refletem aspectos culturais, econômicos e sociais da época em que são desenvolvidas. A partir da primeira metade do século XX, podemos dizer que a ciência começou a se globalizar, pois um padrão para a metodologia científica e para a divulgação dos trabalhos científicos foi sendo adotado por países de praticamente todas as regiões do planeta. Uma das consequências dessa padronização é que hoje a comunicação entre os cientistas – não importando sua nacionalidade – se dá preferencialmente em língua inglesa. Outros conhecimentos, como os provenientes de experiências do cotidiano, de crenças e de tradições, são igualmente relevantes. As comunidades indígenas, por exemplo, usam plantas e ervas para curar males que acometem a saúde e dominam técnicas de extração de corantes. Diferentes povos indígenas utilizam um líquido de cor violeta extraído do jenipapo não maduro para pintar o corpo. Em contato com a pele, esse extrato adquire cor preta e adere à ela por vários dias. A pintura corporal tem várias funções, entre elas indicar a posição social do indivíduo, proteger o corpo contra raios solares e contra a picada de insetos. Esse conhecimento, passado de geração a geração, apesar de envolver Química, não é organizado de maneira sistemática e rigorosa como exige o método científico. Isso, entretanto, não indica superioridade de um em relação ao outro, e muitas vezes a construção de conhecimentos científicos partiu e ainda parte de conhecimentos tradicionais. Ambos são importantes para a compreensão do mundo que nos cerca.

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Capítulo 1

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Você sabia? Descoberto o ancestral selvagem do urucum

[...] Um outro dividendo importante da pesquisa foi conseguir apontar o local provável onde aconteceu a domesticação do urucum. Dados arqueológicos revelam que o urucum era usado entre os índios do vale do Peruaçu, em Minas Gerais, entre 500 e 1 000 anos atrás. Sementes carbonizadas com até 1 300 anos foram escavadas na Colômbia. Estudos linguísticos demonstram que o nome pré-maia do urucum já era usado na América Central há 2 400 anos. Indícios do pigmento foram encontrados em assentamentos pré-históricos no centro do Peru que datam de 3 mil anos. Mas os indícios mais antigos do uso do urucum vêm de um sítio arqueológico ocupado há 3 600 anos na pequena ilha Saba, uma colônia holandesa nas Antilhas, no mar do Caribe. Apesar de tantos indícios, após a descoberta do urucum selvagem tudo leva a crer que o urucum de quintal foi domesticado no norte da América do Sul. [...] [...]

O urucum é um pigmento vermelho intenso de uso milenar entre os índios amazônicos. Adotado pelos colonizadores europeus como um substituto do açafrão, o urucum é hoje muito comum na culinária brasileira, onde é conhecido como colorau. Segundo dados do IBGE, a produção brasileira em 2012 foi de 12 000 toneladas/ano. Desse total, 60% são destinados à fabricação de colorau, 30% à fabricação de corantes e 10% à exportação – para uso na indústria de cosméticos. Apesar da sua importância econômica, culinária, cultural e histórica, ainda não se conhecia a origem da sua domesticação. Até hoje não se havia identificado quem seria o ancestral selvagem do urucuzeiro (Bixa orellana), o arbusto domesticado de onde se extrai o urucum. Não mais. Pesquisadores do Instituto Nacional de Pesquisas da Amazônia (Inpa) e da Escola Superior de Agricultura Luiz de Queiroz (Esalq-USP) conseguiram identificar a misteriosa espécie que deu origem ao urucum. Trata-se de um arbusto chamado Bixa urucurana.

MOON, P. Descoberto o ancestral selvagem do urucum. Agência Fapesp, São Paulo, 22 jan. 2016. Disponível em: <http://agencia.fapesp.br/descoberto_o_ancestral_selvagem_do_ urucum/22580/>. Acesso em: 23 jan. 2016.

A Química e os ramos interdisciplinares

Mateusz Gzik/ Shutterstock.com

A maioria das pessoas está acostumada a utilizar ou consumir produtos como estes, observados na Figura 5, mas poucas reconhecem a participação da Química na sua obtenção.

Randy Faris/Corbis/Latinstock

Roald Hoffmann, físico-químico polonês ganhador do prêmio Nobel de 1981, define a Química como a ciência da escala humana, pois ela não se ocupa nem do infinitamente pequeno, nem do infinitamente grande. Seu objeto de estudo é principalmente a matéria e suas transformações (definiremos ambos os conceitos mais adiante). Entretanto, para se desenvolver, a Química precisa se conectar com disciplinas de diversas áreas do conhecimento – principalmente com as que buscam compreender os fenômenos da natureza, como a Física e a Biologia –, formando, assim, ramos interdisciplinares. Como exemplos, temos a Bioquímica e a Geoquímica. A primeira utiliza conceitos da Química para investigar as transformações relativas à vida, aquelas que ocorrem nos organismos vivos. Esse conhecimento tem proporcionado um aumento na expectativa de vida das populações. A segunda utiliza conceitos da Química para examinar a composição das rochas, dos solos, dos oceanos e outros. Geoquímicos podem prestar serviços para empresas que constroem hidrelétricas, por exemplo, pois são profissionais capazes de avaliar os impactos ambientais gerados pela construção de uma usina. No decorrer deste livro, tentaremos, sempre que possível, chamar a atenção para essas articulações, incluindo as que envolvem as ciências humanas. Uma avaliação de impactos ambientais provenientes de usinas hidrelétricas – como mencionamos, é uma das possíveis atribuições de um geoquímico – deve pressupor também conhecimentos de sociologia, história e economia.

A Química e a sociedade moderna

Figura 5. Os produtos naturais, assim como os industrializados consumidos no dia a dia, têm química, tanto em sua constituição como em sua produção. A adubação da terra para o cultivo de frutas, como o morango e o mirtilo da fotografia acima, e a produção industrial de produtos de limpeza, como os amaciantes de roupas da fotografia ao lado, empregam conhecimentos químicos.

Normalmente, a palavra “química” está associada a algo negativo, danoso e prejudicial à vida. É comum escutarmos: “Não uso isso ou aquilo porque tem muita química!”. Química: a ciência da escala humana

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Não se pode negar que a aplicação de alguns con‑ ceitos dessa ciência pode resultar em problemas sérios para a natureza e para o ser humano, mas também se buscam soluções, melhorias e desenvolvimento de tec‑ nologias que promovam o aumento na qualidade de vida das pessoas e a preservação do ambiente. Vejamos alguns exemplos de contribuições positivas da Química. No campo da saúde, diversos medicamentos são desenvolvidos para o tratamento de doenças. Na agri‑ cultura, usam­‑se aditivos e adubos para aumentar a pro‑

Escreva no caderno

Exercícios propostos Professor, as respostas completas das atividades deste livro estão no guia de resoluções nas Orientações para o professor.

Sekundator/Shutterstock.com

1. Discuta com seus colegas os possíveis significados da palavra “química” na figura abaixo.

CABELO LISO SEM QUÍMICA

2. As pessoas, de modo geral, associam a Química a coi‑ sas que fazem mal à saúde, poluem o meio ambiente, entre outras. Entretanto, os conhecimentos químicos são necessários para a produção das roupas que ves‑ timos e dos alimentos que comemos, bem como para a compreensão da natureza. a) Em sua opinião, por que essa ciência tem uma ima‑ gem negativa? b) Você concorda com a afirmação “a Química está em tudo”? Justifique sua resposta.

Editoria de arte

3. Observe a ilustração a seguir, que representa alguns dos objetivos da Química atualmente.

Química a serviço da humanidade Construir uma indústria sustentável (X) Estabelecer padrões (metrologia) (IX) Atuar na fronteira da medicina (VIII) Atuar na fronteira da ciência (VII) Preservar o patrimônio artístico e cultural (VI)

Alimentar o mundo (I) Garantir a qualidade da água (II) Garantir a qualidade do solo (III) Garantir a qualidade do ar (IV) Garantir conforto e segurança (V)

Fonte: SILVA, L. A.; ANDRADE, J. B. de. Química a serviço da humanidade. Cadernos temáticos de Química Nova na Escola, n. 5, p. 3­‑6, nov. 2003. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/05/quimica_a_servico_ da_humanidade.pdf>. Acesso em: 18 jan. 2016.

a) Cite algumas situações em que os objetivos (II) e (VIII) são postos em prática.

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dução e a oferta de alimentos. Na indústria, elaboram­‑se novos materiais, mais leves e mais resistentes, o que traz diversas melhorias para os bens de consumo em geral. A Química Verde é um ramo científico que tem cresci‑ do bastante. Os químicos que atuam nessa área procuram desenvolver e aplicar produtos e processos para reduzir e/ ou eliminar a produção de poluentes, obter maior eficiên‑ cia energética e utilizar matérias-primas renováveis. Nesta obra vamos nos atentar mais para os aspectos construtivos da Química.

b) Como a Química e a sociedade podem contribuir para atingir o objetivo (X)? c) A discussão atual sobre o uso de agrotóxicos em plantações envolve dois objetivos da Química: alimen‑ tar o mundo e garantir a qualidade do solo. Pesquise in‑ formações sobre a Química Verde ou a Química Susten‑ tável. Como ela está relacionada com esses objetivos? 4. Grande parte das embalagens utilizadas na conserva‑ ção e armazenamento de alimentos e fármacos é feita de materiais derivados de petróleo, uma matéria‑pri‑ ma não renovável. Tais materiais, chamados de plásti‑ cos, apresentam baixo custo, são resistentes e, quando aquecidos, deformam‑se com facilidade, o que favore‑ ce a produção de objetos nos mais diversos formatos. Apesar de recicláveis, eles são descartados de maneira inadequada, causando grande impacto ambiental. Tendo esses fatos em vista, um grupo de pesquisa eu‑ ropeu, formado por sete centros de investigação e onze empresas especializadas na fabricação de embalagens, buscou produzir um material biodegradável que cor‑ respondesse às necessidades do consumidor e da indús‑ tria e apresentasse características melhores ou tão boas quanto as dos materiais derivados de petróleo (odor agradável, resistência, flexibilidade, impermeabilida‑ de, baixo custo, baixa toxicidade etc.). O grupo conse‑ guiu desenvolver um plástico à base de material 100% vegetal (chamado de bioplástico) que pode ser utilizado como adubo de plantas ao fim de sua vida útil. Os pesquisadores afirmam que as descobertas são inovadoras e prometem usar grãos de beterraba, tri‑ go ou milho sem valor agrícola para fabricar embala‑ gens biodegradáveis e recicláveis. a) De acordo com o texto, quais são as principais van‑ tagens do bioplástico? b) Em sua opinião, por que existe a preocupação dos pesquisadores em utilizar grãos sem valor agrícola (de beterraba, trigo ou milho) para a produção do bioplástico? c) Com base nos seus conhecimentos, cite no míni‑ mo duas áreas científicas que podem estar envolvi‑ das no desenvolvimento do bioplástico.

Capítulo 1

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Em Química são frequentes experimentos e atividades práti‑ cas para finalidades variadas, como a separação de misturas, a preparação de soluções, a realização de reações químicas e de transformações físicas, entre outras. Cada uma dessas ativida‑ des exige o conhecimento de técnicas e o uso de equipamentos adequados. Algumas técnicas e equipamentos serão apresen‑ tados neste livro. É importante frisar que há muitos outros, uti‑ lizados nos laboratórios das indústrias (química, farmacêutica, alimentícia e outras), assim como nos de pesquisa acadêmica. Com o desenvolvimento da Química houve modernização dos laboratórios e introdução de equipamentos sofisticados. Porém, certas técnicas não sofreram grandes alterações com o tempo. A filtração a vácuo, por exemplo, tipo de técnica de separação de misturas, cujo aparato utilizado em 1908 na Universidade de Leeds (Reino Unido) aparece em destaque na Figura 6, permanece sendo realizada da mesma maneira. Entretanto, as normas de segurança para a práti‑ ca em laboratório mudaram bastante desde o início do século XX. Trabalhar em um laboratório exige atenção, organização e planejamento. Atualmente exige‑se o uso de equipamentos de proteção indi‑ vidual (EPIs) – como jaleco e óculos de segurança com proteção lateral. Além disso, há símbolos in‑ ternacionalmente conhecidos que indicam caracte‑ rísticas dos produtos químicos. O reconhecimento desses símbolos é importante no armazenamento e manuseio dos produtos para evitar acidentes. Na Figura 7 estão representados os mais comuns des‑ ses símbolos, conforme recomendação da Associa‑ ção Brasileira de Normas Técnicas (ABNT).

National Library of Medicine/SPL/Latinstock

Equipamentos e símbolos comuns em laboratórios de Química

Figura 6. Representação de laboratório de pesquisa química da Universidade de Leeds, Reino Unido, em 1908. Em destaque, vemos o esquema de filtração a vácuo.

Introdução à Química Experimental, de Roberto R. da Silva, Nerilso Bocchi e outros. 2. ed. São Paulo: Edufscar, 2014. Edufscar

Fotos: Rainer Lesniewski/Shutterstock/Glow Images

Sugestão

material explosivo

material tóxico

material corrosivo

material inflamável

material radioativo

Figura 7. Alguns símbolos de perigo empregados em laboratórios de Química.

Os dois primeiros capítulos do livro tratam de segurança e equipamentos básicos de laboratório. Química: a ciência da escala humana

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Auremar/Shutterstock.com

O que é matéria?

Figura 8. Podemos formar bolhas de sabão com o ar que expelimos dos pulmões. Apesar de não podermos vê-lo, o ar é matéria, ou seja, possui massa e ocupa lugar no espaço.

Tudo aquilo que possui massa e ocupa lugar no espaço é denominado matéria. Assim, uma mesa, um teclado de computador, nossas roupas, este livro, a água que bebemos e até mesmo o ar que respiramos são matéria. Como veremos mais adiante neste capítulo, a matéria sofre transformações, e, para que elas ocorram, deve haver a participação de energia. Apesar de a palavra “energia” ser muito utilizada em nosso cotidiano, a definição de seu conceito científico não é algo trivial e está além do escopo deste livro. Entretanto, de maneira intuitiva, percebemos que há energia envolvida quando sentimos nossa pele ser aquecida pelo sol ou quando fazemos uma bicicleta se deslocar com a força de nossas pernas; ela está implicada também no cozimento dos alimentos, no deslocamento dos carros, ônibus e aviões, nos raios, no som etc. A Química, como já mencionamos antes, se ocupa da matéria e de suas transformações. A seguir, serão estudadas as grandezas físicas, que descrevem as propriedades da matéria, ou seja, suas características.

Grandezas físicas

POSOLOGIA Crianças de 2 a 12 anos: Massa corporal abaixo de 30 kg: 5 mL (5 mg) de loratadina xarope uma vez por dia Massa corporal acima de 30 kg: 10 mL (10 mg) de loratadina xarope uma vez por dia

Captura via escâner

Para que possa medir, comparar e descrever a relação entre certas propriedades da matéria, é interessante que o químico conheça as grandezas físicas. Vejamos algumas delas.

Adultos e crianças acima de 12 anos 10 mL (10 mg) de loratadina xarope uma vez por dia

Dimitar Sotirov/Shutterstock.com

Figura 9. Observe as imagens da posologia extraída da bula de um medicamento e da conta de água. A posologia de um medicamento é uma informação essencial para sua correta administração. A conta de água informa a quantidade de água consumida em uma residência ou um estabelecimento comercial por um período de tempo (geralmente, 30 dias) e o custo desse consumo. Você saberia identificar as grandezas físicas presentes em ambas as imagens?

Massa

Figura 10. Balança de pratos com massa-padrão de 1 quilograma. A quantidade a ser determinada é igual à massa-padrão, se os pratos da balança permanecerem nivelados.

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É muito comum ouvir alguém dizer que vai “se pesar” em uma balança. Mas o que medimos exatamente quando “nos pesamos”? Definimos massa (m) como uma grandeza associada à quantidade de matéria que há em um corpo e que é independente da aceleração gravitacional. Para determinar a massa de um corpo, devemos compará-la com um padrão utilizando uma balança (portanto, medimos a massa em uma balança e não o peso). O padrão corresponde a uma unidade básica de massa.

Capítulo 1

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A unidade-padrão, recomendada pelo Sistema Internacional de Unidades (SI), é o quilograma (kg), mas normalmente se usam múltiplos ou submúltiplos dessa unidade. O grama (g) equivale à milésima parte do quilograma (1 g  0,001 kg), e a tonelada (t) é igual a 1 000 quilogramas.

Volume O segundo aspecto da definição de matéria – ocupar lugar no espaço – está associado à grandeza denominada volume (V). O SI recomenda o metro cúbico (m3) como unidade básica de volume. Podemos ilustrá-lo utilizando um cubo que possui 1 m de aresta. Lembremos que seu volume é obtido multiplicando-se seu comprimento por sua altura e por sua largura. Portanto, a extensão do espaço ocupado por um cubo com 1 m de aresta é igual a 1 m3 (ver Figura 11). É comum também o uso de seus submúltiplos, o decímetro cúbico (dm3) e o centímetro cúbico (cm3).

Sistema Internacional de Unidades (SI): “[...] também conhecido como SI, é inspirado no sistema métrico e é o mais usado no mundo. É um conjunto padronizado de definições de unidades de medida, utilizado hoje em quase todo o mundo moderno e em várias áreas da atividade humana, como a técnico-científica, a política, a econômica e a social. Por sua lógica e coerência, pode ser usado por pessoas de origens, de culturas e de línguas diferentes.

[...]” Sistema Internacional de Unidades (SI). Britannica Escola Online, disponível em: <http://tub.im/rswfkf>. Acesso em: 22 mar. 2016.

10 dm 1m

Editoria de arte

1m 10 cm 1 dm 1 dm

1 cm 1m

1 cm 1 cm

1 dm

V  1 cm3 V  1 m3

V  1 dm3

Figura 11. Representação da unidade básica de volume recomendada pelo SI (m3) e de seus submúltiplos (dm3 e cm3). (Imagens fora de escala e proporção.)

Paulo Cesar Pereira

Em Química, também se usam o litro (L) e o mililitro (mL) com frequência. Abaixo, vemos a relação entre essas unidades: 1 m3  106 mL  103 L 1 dm3  103 mL  1 L

100 °C

373,15 K

1 cm3  1 mL  103 L

Temperatura Há dois conceitos possíveis de temperatura. Neste momento vamos nos concentrar em um deles. Temperatura é a grandeza, independentemente da massa, que descreve o estado térmico de uma porção de matéria. Não devemos confundi-la com a transferência de energia térmica (calor), tema que estudaremos em Termoquímica. A unidade de temperatura recomendada pelo SI é o kelvin (K), embora utilizemos em nosso cotidiano o grau Celsius (°C). Em alguns países de língua inglesa se utiliza o grau Fahrenheit (°F). A temperatura em kelvin é chamada de temperatura termodinâmica.

0 °C

273,15 K

Figura 12. Escalas de temperatura em grau Celsius e kelvin.

Química: a ciência da escala humana

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Porções de matéria, quando em contato, exer‑ cem pressão umas sobre as outras. Podemos definir a pressão como a força exercida por uma porção de matéria (em newton; N) sobre determinada área (em m2). Matematicamente, ela é a razão entre essa força e a área. Força P5 Área

Quanto maior a relação força/área, maior a pressão exercida. Vamos analisar uma situação hipotética para enten‑ der melhor essa relação. Suponha que uma pessoa cal‑ çando tênis pise com uma determinada força em seu pé. Em seguida, essa mesma pessoa, com a mesma for‑ ça anterior, agora calçando uma bota de salto fino, pisa com o salto novamente em seu pé. Você certamente sentirá mais dor no segundo caso. A relação força/área é maior no caso da bota de salto fino, portanto a pres‑ são exercida é maior. Existem diversos dispositivos para se medir a pres‑ são. Nos postos de combustíveis é comum encontrar‑ mos os calibradores de pneus. Em clínicas e hospitais, podemos medir a pressão arterial usando um manôme‑ tro de mercúrio ou outro dispositivo.

Densidade absoluta No dia a dia, podemos observar que alguns mate‑ riais, quando colocados em um recipiente com água, podem flutuar, como a rolha de cortiça, ou afundar, como uma bolinha de aço. Isso acontece porque eles apresentam densidades diferentes em relação à densi‑ dade da água. A densidade absoluta (d) ou somente densidade, é a razão entre a massa (m) de uma amostra de um material qualquer e seu volume (V). A equação para seu cálculo é a seguinte: Professor, na obra, sempre que nos referirmos a densidade, estaremos nos referindo à densidade absoluta, também chamada de massa específica.

d5

m V

Na Tabela 1, estão identificados valores de massa e de volume de seis amostras de ferro. Note que há um volume específico para cada massa e que as densida‑ des calculadas das amostras são praticamente iguais. Tirando uma média aritmética simples desses valores experimentais, temos que dferro � 7,86 g/cm3 .

20

Tabela 1. Cálculo das densidades de algumas amostras de ferro Amostras de ferro

Massa (g)

Volume (cm3)

Densidade (g/cm3)

I

100

12,73

7,855

II

150

19,08

7,861

III

200

25,44

7,861

IV

225

28,63

7,858

V

250

31,80

7,861

VI

300

38,17

7,859

Gráfico 1. Massa 3 volume de amostras de ferro. Massa (g)

350 300 250

∆m = 200 g

200

Editoria de arte

Pressão

150 100

∆V = 25,44 cm3

50 0

0

10

20

30

40

50 Volume (cm3)

Fonte: Dados da Tabela 1.

É possível construir o Gráfico 1 com os pares massa (g) e volume (cm3) determinados na tabela. A densidade do ferro equivale ao coeficiente angular da reta, que é a razão entre a variação da massa (Δm) e a variação do volume (ΔV). m 300 g  100 g 5 V 38,17 cm3  12,73 cm3 200 g dferro 5 25,44 cm3 dferro  7,86 g/cm3 dferro 5

Há alguns fatores que interferem no cálculo da densidade: a temperatura, o estado físico (será tra‑ tado ainda neste capítulo) e a pressão. Os dados da Tabela 1 deveriam, portanto, ter sido apresentados com indicação da temperatura e da pressão a que as amostras estavam submetidas. O aumento da temperatura dilata o material, ou seja, aumenta seu volume, tornando­‑o menos denso. As mudanças de estado físico e a variação de pressão também alte‑ ram o volume do material, modificando, portanto, sua densidade.

Capítulo 1

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a

b

c

Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

Podemos fazer afirmações sobre a densidade de um mate‑ rial relacionando‑a com a densidade de um líquido qualquer, de densidade conhecida, por meio de um teste simples (Figura 13). Na Figura 14, vemos um exemplo de como essa proprieda‑ de pode ser explorada na prática. Materiais menos densos (gás hélio, por exemplo) tendem a flutuar quando são imersos em materiais mais densos (ar, por exemplo).

KotukPhotography/ Shutterstock.com

Figura 13. Representação esquemática de teste para determinação da densidade de três materiais distintos relacionando‑a com a densidade da água: a) material mais denso que a água (afunda); b) material com densidade semelhante à da água (fica mais ou menos no meio da proveta); c) material menos denso que a água (flutua).

Figura 14. O gás hélio é menos denso que o ar, portanto balões dirigíveis (zepelins) preenchidos com esse gás flutuam.

Atividade prática Objetivos

Atenção

• Determinar a densidade de um material. • Construir e interpretar gráfico de massa  volume de um material.

Materiais • peças de diferentes materiais, como plástico PVC, alumínio, cobre, ferro etc. • 1 recipiente medidor de volume com escala em mL

Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

• 1 balança com precisão de 0,1 g • 1 pinça • água

Procedimentos a) Antes de iniciar a atividade, analise visualmente suas peças e, por estimativa, organize‑as em ordem crescente de densidade. b) Faça uma tabela no seu caderno relacionando o tipo de material, a massa (em gramas), o volume (em mililitros) e a densidade (em gramas por mililitro). c) Determine a massa de cada peça utilizando a balança e anote‑as nessa tabela. d) Determine o volume de cada peça da seguinte maneira: – Coloque água na proveta até a metade de sua capacidade. Anote esse volume. – Acrescente cuidadosamente a peça na proveta (utilize a pinça) e anote o volu‑ me marcado na proveta. – Caso a peça flutue na água, com a ponta da pinça afunde‑a até que fique totalmente submersa. – O volume da peça corresponde ao volume de líquido deslocado. Faça o cálculo e anote‑o na tabela. e) Complete a tabela e determine a densidade de cada peça.

Para concluir

Representação esquemática para determinar o volume de cada peça.

Escreva no caderno

1. Organize em ordem crescente as densidades obtidas em sua análise. A ordem obtida é igual à estimada no início da atividade? Explique como você fez sua estimativa. 2. Compare seus resultados com os de seus colegas. Eles foram iguais ou diferentes? Discutam as diferenças encontradas.

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Com base nas informações apresentadas em uma bula de um medicamento, faça o que se pede. Cada 1 mL do medicamento corresponde a 20 gotas. Adultos e adolescentes acima de 14 anos: máximo de 40 gotas por dia. Crianças: conforme o peso, deve-se seguir a orientação da tabela a seguir. Dose

Gotas

5 a 8 kg (3 a 11 meses)

Dose única diária

2a5

9 a 15 kg (1 a 3 anos)

Dose única diária

3 a 10

16 a 23 kg (4 a 6 anos)

Dose única diária

5 a 15

24 a 30 kg (7 a 9 anos)

Dose única diária

8 a 20

31 a 45 kg (10 a 12 anos)

Dose única diária

10 a 30

46 a 53 kg (13 a 14 anos)

Dose única diária

15 a 35

4. Um estudante realizou um experimento de cálculo de densidade. Ele adicionou água ao álcool etílico e percebeu que a densidade variava linearmente com a porcentagem de água, conforme o gráfico a seguir.

d (g/mL)

Gráfico da variação de densidade da solução de álcool e água Editoria de arte

Peso (média de idade)

3. A densidade é uma propriedade específica de cada material, podendo ser utilizada para identificá-lo. Imagine que você precise determinar se a massa de 2 kg de um material é constituída somente de ferro ou não. Você mede o volume por meio da técnica de deslocamento de um líquido em um recipiente graduado. O valor encontrado é 241,73 mL. Sabendo que a densidade do ferro é aproximadamente 7,86 g/cm3, podemos dizer que o material é constituído somente por ferro? Justifique sua resposta.

0,90

0,84

0,78

Fonte: Dados fictícios.

a) Na tabela, a bula discrimina a dose recomendada de acordo com o peso ou a idade. Comente o uso do termo “peso” em vez de “massa”.

50% de H2O % de H2O

b) Calcule o volume (em mL) máximo desse medicamento que pode ser tomado por uma pessoa de 40 anos no período de um dia.

2 mL

c) Calcule o volume (em mL) mínimo desse medicamento que pode ser administrado a um bebê de 10 meses de idade com 7 kg de massa.

0,1 mL

2. Observe os três blocos de metais distintos na figura a seguir. Qual tem a maior massa? Dados: dferro  7,9 g/cm3; dalumínio  2,7 g/cm3; dmagnésio  1,7 g/cm3; Vferro  3,2 cm3; Valumínio  9,3 cm3; Vmagnésio  14,7 cm3. As cores dos blo-

Paulo Cesar Pereira

cos são ilustrativas.

ferro

22

alumínio

magnésio

Com base em seus conhecimentos e nas informações do gráfico, responda às questões. a) Qual a densidade do álcool puro?

0,78 g/mL

b) Qual a porcentagem de água adicionada, quando a densidade é de 0,84 g/mL? 25% 5. (Unicamp-SP) Três frascos de vidro transparentes, fechados, de formas e dimensões iguais, contêm cada um a mesma massa de líquidos diferentes. Um contém água, o outro, clorofórmio e o terceiro, etanol. Os três líquidos são incolores e não preenchem totalmente os frascos, os quais não têm nenhuma identificação. Sem abrir os frascos, como você faria para identificar as substâncias? A densidade (d) de cada um dos líquidos, à temperatura ambiente, é: d(água)  1,0 g/cm3 d(clorofórmio)  1,4 g/cm3 d(etanol)  0,8 g/cm3

Capítulo 1

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Estados físicos da matéria Existe um quarto estado físico da matéria, denominado plasma, que é muito comum no Universo e nas estrelas. Ele consiste em matéria no estado gasoso aquecida a temperaturas extremamente altas. O plasma não tem forma e volume definidos, como os gases, mas possui propriedades bastante diferentes das dos outros estados. A matéria pode ser ainda encontrada em outros estados, mas estudá‑los está fora do escopo deste livro.

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Em nosso dia a dia, encontramos a matéria em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Os materiais sólidos são caracterizados por apresentar forma e volume definidos. Já os líquidos não apresentam forma fixa – eles assumem a forma do recipiente em que se encontram –, contudo têm volume definido. Ou seja, independentemente da forma do recipiente, 1 L de líquido sempre ocupa o mesmo volume, desde que a temperatura e a pressão sejam mantidas constantes. Os gases, além de assumirem a forma do recipiente que ocupam, têm um volume que depende das condições de temperatura e pres‑ são, em outras palavras, sua característica principal é a ausência de forma e volume fixos. Gases são facilmente comprimíveis, enquanto sólidos e líquidos não o são.

Figura 15. Exemplos de matéria nos três estados físicos: um meteorito de ferro (sólido), ácido sulfúrico (líquido) e gás cloro (gasoso).

Transformações da matéria

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Alguns alimentos são cozidos para que se tornem agradáveis ao paladar. Um cubo de gelo colocado sobre uma mesa em um dia de verão derrete rapidamen‑ te. A areia misturada com água, cimento e pedras de brita forma o concreto utilizado na construção de prédios. Pode‑se notar nesses casos a existência de um antes e um depois que diferem. O alimento cozido não é igual ao cru, a água líquida não é a mesma coisa que a sólida (gelo) e os componentes para a produ‑ ção do concreto são diferentes do concreto em si. Assim, todos esses processos, em que a matéria passa de uma condição para outra, envolvem o que chamamos de transformação. Existem outros exemplos de transformação da matéria que podemos observar no cotidiano (Figura 16).

Figura 16. O envelhecimento de uma pessoa, o amadurecimento de bananas e o derretimento de uma vela são outros exemplos de transformação da matéria. Química: a ciência da escala humana

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Mudanças de estado físico As mudanças de estado físico são formas de trans‑ formações físicas. Para compreendê‑las, vamos conside‑ rar certas situações cotidianas envolvendo a água. Quando colocamos uma fôrma com água líquida em um freezer ocorre uma transformação denominada solidificação (passagem do estado líquido para o sólido, ou gelo). Quando um cubo de gelo é colocado em um recipiente à temperatura ambiente, ele derrete após cer‑ to tempo. Temos nesse caso também uma mudança de estado físico (passagem do sólido para o líquido), que é denominada fusão. A vaporização é o processo em que a matéria pas‑ sa do estado líquido para o gasoso. Ele pode ser lento (evaporação) ou ocorrer de maneira mais rápida, com formação de bolhas (ebulição). A água presente, por exemplo, em uma roupa úmida que está no varal para secar evapora, ou seja, passa para o estado gasoso len‑ tamente (torna‑se vapor). A velocidade da vaporização depende da temperatura e da pressão ambientes, mas também de outros fatores. A água entra em ebulição quando, por exemplo, a esquentamos em uma pane‑

IUPAC: criada em 1919 por químicos da indústria e da aca‑ demia, é uma organização científica não governamental in‑ ternacional que serve ao avanço da Química. É reconhecida mundialmente como uma autoridade em nomenclatura quí‑ mica, terminologia, métodos‑padrão de medida etc.

Figura 18. Gelo ‑seco em processo de sublimação. A névoa alvacenta que vemos em torno do gelo‑seco em processo de sublimação resulta da condensação do vapor de água presente na atmosfera.

Digital Light Source/UIG/Getty Images

24

la para preparar macarrão. Observamos a in‑ tensa formação de bolhas, e o líquido passa para o estado gasoso de maneira mais rápida. É fácil observar a transforma‑ ção denominada condensação (ou liquefação), que é a passa‑ gem do estado gasoso para o lí‑ quido. As gotículas de água que se formam na superfície externa de um copo com uma bebida ge‑ lada são o resultado da conden‑ sação de vapor de água presente no ar (umidade), como vemos na Figura 17. Aquela “névoa” que sai de uma panela com água sob aquecimento é resultado da con‑ densação de vapor de água, que é invisível e incolor. Consideremos agora o gelo‑ ‑seco (Figura 18), um material Figura 17. Umidade formado por dióxido de carbono do ar condensada na no estado sólido. É muito comum superfície externa de copo contendo seu uso em shows, festas e filmes um chá gelado. para produzir névoa. Nesse caso, ocorre a passagem direta do estado sólido para o gaso‑ so, sem formação de líquido. Esse processo é denomi‑ nado sublimação. A IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e Aplicada) sugere que se use o termo solidificação para a mudança do estado gasoso para o sólido, mas é comum o uso de outros nomes. Optamos por utilizar ressublimação, sendo esse o processo inverso da sublimação.

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Os processos em que a matéria é transformada em outra de composição e propriedades distintas são de‑ nominados transformações químicas. As transfor‑ mações químicas podem ser reconhecidas por meio de evidências como liberação de gases, alteração de cor e formação de novos materiais. Um exemplo é a formação de ferrugem nas estruturas de aço das construções pró‑ ximas ao mar em razão do contato com o ar e a maresia. Já as transformações físicas são aquelas em que somente as propriedades físicas da matéria se alteram. Podemos citar como exemplo a divisão de uma folha de papel em duas partes iguais. Cada parte da folha de papel apresenta valor de massa diferente da inicial (folha inteira), porém a composição de ambas as partes permanece a mesma.

Capítulo 1

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Para que essas transformações ocorram, é necessário que haja variação de temperatura (Figura 19).

Paulo Cesar Pereira

Aumento da temperatura fusão

sublimação vaporização líquido

sólido

gasoso solidificação

liquefação

ressublimação Redução da temperatura

Figura 19. Esquema de mudanças de estado físico da água. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Propriedades da matéria As propriedades específicas definem a identidade da matéria. Em outras palavras, cada tipo de material apresenta uma série de características que o identificam, orientando-nos quanto à escolha de um deles para determinado fim. Uma xícara, por exemplo, deve ser feita de vidro, plástico ou porcelana, que são insolúveis em água e maus condutores térmicos. Assim, evita-se que a xícara se dissolva e se aqueça excessivamente. Veja a seguir algumas dessas propriedades. Gráfico 2. Curvas de aquecimento (a) e de resfriamento (b) da água pura ao nível do mar 120

água  vapor

100

Temperatura (ºC)

vapor

80 60

início da ebulição

40 20

fim da ebulição

água líquida gelo  água

0

Tempo

20 40

gelo início da fim da fusão fusão

b 120 100

vapor vapor  água

80 60 40 20

início da condensação

fim da condensação

água líquida

água  gelo

0

Tempo

20 40

gelo início da solidificação

fim da solidificação

Fonte de pesquisa: ATKINS, P.; LORETTA, J. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. p. 161. Química: a ciência da escala humana

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Editoria de arte

A temperatura em que um material passa do estado sólido para o líquido (ou do líquido para o sólido) a determinada pressão é denominada temperatura de fusão (t F ) ou ponto de fusão (ou temperatura de solidificação). Já a temperatura em que um material passa do estado líquido para o gasoso (ou do gasoso para o líquido) a determinada pressão é chamada de temperatura de ebulição (t E ) ou ponto de ebulição (ou temperatura de condensação). Vamos analisar as curvas de aquecimento e de resfriamento da água pura ao nível do mar (Gráfico 2). Essas curvas consistem no registro da variação da temperatura de uma amostra em função do tempo. Quando aquecemos um bloco de gelo, sua temperatura sobe até atingir um patamar (0 °C). Nessa temperatura (t F ), o gelo começa a derreter e, após um intervalo de tempo, converte-se inteiramente em água líquida. Se continuarmos a aquecer essa água, chegaremos a outro patamar (100 °C), que corresponde a t E. Após certo tempo, toda a água no estado líquido passará para o estado gasoso. Mais aquecimento implicará aumento de temperatura do vapor de água (Gráfico 2a). A curva de resfriamento é o processo inverso: partimos do material no estado gasoso e o resfriamos até que se solidifique (Gráfico 2b).

a

Temperatura (ºC)

Temperatura de fusão e temperatura de ebulição

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As temperaturas de fusão e ebulição são propriedades específicas da matéria e variam de acordo com a pressão exercida sobre o material. No caso da água pura, seus valores são 0 °C e 100 °C, respectivamente, ao nível do mar, ou seja, a uma pressão atmosférica específica. Conhecendo t F e tE , a determinada pressão, podemos prever em que faixa de temperatura um material se encontrará no estado sólido, líquido ou gasoso.

Solubilidade

Paulo Cesar Pereira

O açúcar comum comercial (sacarose) é um sólido branco cristalino. Se adicionarmos um pouco desse material a um copo com água e mexermos o conteúdo com uma colher, o sólido logo “desaparecerá”. Esse fenômeno é denominado dissolução. Se continuarmos a adicionar açúcar, chegará um ponto em que parte dele não se dissolverá mais, ficando no fundo do copo (Figura 20). A quantidade de sólido que pode ser dissolvido em determinada quantidade de um líquido qualquer, a uma pressão e temperatura específicas, é chamada de solubilidade. A solubilidade da sacarose em água a 25 °C é aproximadamente 2 g/mL, ou seja, a 25 °C cerca de 2 g de sacarose podem ser dissolvidos em 1 mL de água.

Figura 20. Representação da dissolução e da solubilidade do açúcar.

Condutividade

Anton Mykhailo Shutterstock.c vskyi/ om

Figura 21. Panela feita de aço inoxidável, vidro e plástico.

Observe a Figura 21. Note que o metal (aço) está nas partes da panela que entram em contato com a chama do fogão e o plástico, nos pontos em que colocamos as mãos. A escolha do tipo de material para a fabricação da panela não é aleatória. O plástico foi utilizado no cabo e na parte superior da tampa por ser um mau condutor de calor, assim não nos queimamos quando cozinhamos. Por outro lado, para esquentar o alimento, utiliza-se um material que seja bom condutor térmico, como o metal (nesse caso, aço inoxidável). A condutividade térmica de um material é a sua capacidade de conduzir mais ou menos calor. A condutividade elétrica de um material é a sua capacidade de conduzir corrente elétrica. Na produção de certos fios e componentes eletrônicos utilizam-se amplamente metais, pois são bons condutores de corrente elétrica. Os materiais que são maus condutores, como a borracha, são denominados isolantes.

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Capítulo 1

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Escreva no caderno

Exercícios propostos

d) armazenar energia solar em vapores de água.

1. Leia as situações descritas a seguir. a) Uma poça de água desaparece após algumas horas ao sol. b) Após alguns dias, um tomate verde muda sua coloração para vermelho. c) Uma mistura de farinha, ovos e fermento é assada para produzir pão. d) Uma rocha de granito é quebrada em várias partes para a produção de pedras. Determine qual(is) dela(s) evidencia(m) uma transformação química. Explique sua resposta. 2. Imagine que um pequeno pedaço de chocolate foi deixado em um ambiente aberto, exposto ao sol. Que tipo de transformação física deverá ocorrer após algum tempo? 3. Em dias ensolarados, recomenda-se, para melhor aproveitamento, que a irrigação de plantas e lavouras seja feita à noite ou no início da manhã. Por que a irrigação é mais eficiente nos períodos citados? 4. Leia o texto a seguir. [...] Devemos estar atentos às referências técnicas para a solução desses problemas, mas é também necessário desenvolver e mobilizar novas tecnologias para conservar, captar, transportar, reciclar e salvaguardar nossos recursos aquíferos. [...] A reação à maior parte dos problemas relacionados com a água será muito diferente de região para região, exigindo um equilíbrio entre vários usos e entre soluções tecnológicas e tradicionais. [...] SELBORNE, L. A ética do uso da água doce: um levantamento. Brasília, DF: Unesco, 2001. p. 24. Disponível em: <http://unesdoc.unesco.org/ images/0012/001271/127140por.pdf>. Acesso em: 21 jan. 2016.

Sol

incidência de radiação solar

vid incoro ou p a ra lor (p lástico con diação ara tra den n sar solar e smitir o va por) coleta da água dessalinizada cond ensa ção

Editoria de arte

A seguir, está ilustrada uma proposta tecnológica relacionada com o uso consciente dos recursos hídricos.

vapor de água

Com base na análise dessa ilustração, podemos aplicar o uso desse dispositivo para: a) aquecer a água utilizando a energia solar e correntes de convecção. b) decantar partículas sólidas utilizando a saída de água por ebulição. c) vaporizar e dessalinizar a água captada do mar por incidência de radiação solar.

e) analisar o efeito estufa em regiões de muita umidade. 5. (UTF-PR) Em uma noite de inverno rigoroso uma dona de casa estendeu as roupas recém-lavadas no varal, expostas ao tempo. Pela manhã as roupas congelaram, em função do frio intenso. Com a elevação da temperatura no decorrer da manhã, começou a pingar água das roupas, em seguida elas ficaram apenas úmidas, e elas logo estavam secas. Ocorreram nestas roupas, respectivamente, as seguintes passagens de estados físicos: a) solidificação, evaporação e fusão. b) solidificação, fusão e evaporação. c) fusão, solidificação e evaporação. d) fusão, evaporação e solidificação. e) evaporação, solidificação e fusão. 6. (IFSP) Quando um automóvel é abastecido com álcool ou gasolina em um posto de abastecimento, as pessoas que estão nas proximidades do veículo sentem o cheiro do combustível. Esse fato evidencia a ocorrência da mudança de estado físico conhecida como: d) fusão. e) vaporização.

a) calefação. b) liquefação. c) sublimação.

7. (IFSP) Um frasco de amostra contendo três substâncias químicas, A, B e C, foi enviado a um laboratório químico para ser analisado. O rótulo apresenta os seus pontos de fusão (P.F.) e pontos de ebulição (P.E.) à pressão de 1 atm conforme o quadro a seguir: Substância

P.F. °C

P.E. °C

A

114

78

B

43

182

C

218

183

A primeira medida tomada pelo técnico químico foi determinar o estado físico das substâncias à temperatura de 25 °C. A conclusão a que ele chegou em relação às substâncias, respectivamente, de cima para baixo foi: a) líquido, sólido, gasoso. b) sólido, gasoso, líquido. c) sólido, líquido, gasoso. d) líquido, gasoso, sólido. e) gasoso, líquido, sólido. 8. (UFRN) Quitéria, para combater traças e baratas, foi aconselhada a colocar no guarda-roupa algumas bolinhas de naftalina (C10H8). Com o passar do tempo, notou que as bolinhas diminuíam de tamanho. Buscando nos livros alguma explicação para o curioso fato, encontrou que esse fenômeno é causado pela: a) evaporação. c) fusão. b) sublimação. d) condensação. Química: a ciência da escala humana

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Água

É a substância mais comum na Terra. Está em toda parte, no ar, no solo e em todos os seres vivos. Sem ela, a vida não seria possível.

O corpo humano é composto de 70% de água.

DISPONIBILIDADE DA ÁGUA

EM QUE SE USA

Metros cúbicos per capita ao ano.*

Agricultura Indústria

Ásia

Oceano Pacífico

América do Sul

Uso doméstico

Oceano Índico

África

O CICLO DA ÁGUA

África

América do Sul

Oceania

A água do mar se evapora, e as massas de ar a transportam sobre os continentes. Depois disso, ela se precipita em forma de chuva, neve ou granizo e volta ao mar como águas superficiais ou subterrâneas. 2 TRANSPORTE O vento arrasta as nuvens e as massas de ar 1 EVAPORAÇÃO úmido sobre os O Sol aquece a água dos continentes e oceanos. oceanos, e o ar se torna úmido. Começam a se formar as nuvens. A evaporação da água contida no solo e na vegetação aumenta a umidade do ar.

3 CHUVAS Quando o ar úmido esfria, a água condensa e cai em forma de chuva, neve ou granizo.

192

359

Europa

ACESSO À ÁGUA POTÁVEL Menos de 50% da população

América do Norte

Europa Oceano Atlântico

Oceania

América do Norte

Ásia

Menos de 1700 1700-5 000 Mais de 5 000

A população mundial usa a maior parte da água disponível para produzir alimento.*

Sol90 Images

CONEXÕES

593 620 715 1 530 Metros cúbicos per capita

REPRESA LAGO

INFILTRAÇÃO DA ÁGUA RIO OCEANO

5

VOLTA AO MAR

As águas voltam ao mar depois de períodos de dias, no caso das águas superficiais, e de séculos, no caso das águas subterrâneas. Também existem bacias que não possuem saída para o mar. Nesse caso, as águas simplesmente evaporam. LOCALIZAÇÃO

ESTRATOS IMPERMEÁVEIS AQUÍFEROS

VOLUME TOTAL APROXIMADO DE ÁGUA

Quase a totalidade da água da Terra é salgada, o que dificulta torná-la potável.

4 FLUXO DA ÁGUA Dois grandes circuitos levam a água de volta para o mar: o das águas superficiais, constituído por rios e lagos, e o das águas subterrâneas, formado por aquíferos e estratos portadores de água.

Água doce: 6%

Água salgada: 94%

Água na superfície e na atmosfera: 0,03% Gelo: 1,7%

Rios: 0,00015% Atmosfera: 0,001% Lagos: 0,029%

Águas subterrâneas: 4,3%

* Fonte de dados: Banco mundial. Word Development Indicators: Freshwater. Disponível em: <http://wdi.worldbank.org/table/3.5>. Acesso em: 23 mar. 2016.

(Imagem fora de escala e em cores ilustrativas)

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Capítulo 1

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Desequilíbrio hídrico Banhada por dois importantes rios – o Tietê, o maior do estado, e o Pinheiros –, com pelo menos duas grandes represas em sua área geográfica e chuvas torrenciais no verão, que, não raro, provocam alagamentos e enchentes, pode parecer estranho que a cidade de São Paulo tenha ficado com as torneiras secas, precisando adotar rodízios no abastecimento. [...] A crise hídrica de São Paulo, que na verdade afeta todo o estado e se estende a outros pontos da região Sudeste, não é fato isolado no mundo. Ela se insere num contexto mais amplo em que a água própria para consumo humano é um bem cada vez mais escasso – e disputado. [...] As pessoas aprendem, ainda nos primeiros anos de escola, como funciona o ciclo da água. A chuva cai, parte se escoa superficialmente e parte se infiltra e abastece o lençol freático, que por sua vez alimenta nascentes, rios e mananciais, de onde evapora, dando início a um novo ciclo. Mas hoje não é bem assim em algumas regiões do Brasil. Nas últimas décadas, o desmatamento de encostas e das matas ciliares, a poluição e o uso inadequado do solo têm contribuído para degradar e colocar em risco as nascentes e os mananciais, diminuindo a quantidade e a qualidade da água que abastece a população, principalmente nas grandes cidades. Quando a isso se acrescenta a estiagem prolongada, a situação pode ficar caótica, com reservatórios vazios, torneiras secas e racionamento. [...] O Cantareira é o maior dos sistemas de abastecimento administrados pela Sabesp e um dos maiores do mundo, destinado à captação e ao tratamento de água para a Grande São Paulo. [...]

Atividades

O nível do sistema alcançado no último dia de março [de 2015] é semelhante ao registrado no dia 18 de fevereiro de 2014, de 18,5%. Desde então [o nível do sistema] só caiu, até chegar a 8,2% em 15 de maio daquele ano [2014]. No dia seguinte, a Sabesp passou a usar a primeira cota do volume morto, o que elevou o nível do Cantareira a 26,7%. Sem chuvas, os reservatórios continuaram esvaziando, até o [nível do] sistema cair para 3% de sua capacidade, no dia 24 de outubro [de 2014]. [...] A população, não sem razão, se assustou e começou, por conta própria, a tomar medidas para economizar água e superar sua escassez. [...] [...] Para o ecólogo e doutor em ecologia, Sérgio Luís de Carvalho, do Departamento de Biologia e Zootecnia da Faculdade de Engenharia de Ilha Solteira, da Universidade Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho” (Unesp), os principais desafios da preservação e da recuperação de nascentes e mananciais estão na implementação de práticas sustentáveis, que compatibilizem o desenvolvimento econômico e social com a preservação ambiental. [...] Para a consultora na área de recursos hídricos Marussia Whately, [...] é preciso, no entanto, ir além de todas essas medidas de proteção e recuperação de nascentes e mananciais, mudando a maneira de administrar a questão do abastecimento. [...] SILVEIRA, E. da. Desequilíbrio hídrico. Sesc SP Online. 2015. Disponível em: <http://www.sescsp.org.br/online/ artigo/9033_DESEQUILIBRIO+HIDRICO>. Acesso em: 4 jan. 2016.

Escreva no caderno

1. O desequilíbrio hídrico verificado no estado de São Paulo em 2015 também ocorre em outras regiões do Brasil e do mundo. Reúna-se em grupo e debatam sobre as possíveis razões que têm tornado esse fenômeno cada vez mais constante. Apresentem a conclusão do grupo à classe. Façam referência ao infográfico apresentado.

3. Durante uma crise hídrica de tal magnitude como a ocorrida em São Paulo, é comum ouvirmos comentários que culpam os gestores públicos por tal fato. Você concorda com esse posicionamento? Debata sobre o tema com seu grupo e proponham ações que amenizem e/ou previnam uma crise hídrica. Apresentem a conclusão do grupo à classe.

2. Uma das possíveis consequências do desequilíbrio hídrico é o racionamento de água. Discuta em grupo que medidas vocês tomariam se em sua região uma situação como essa se estabelecesse.

4. De acordo com o infográfico, há algumas regiões com grande disponibilidade de água, mas com o acesso à água potável abaixo dos 50%. Quais regiões são essas? Discuta com seus colegas possíveis razões que levam a essa condição ambígua.

Química: a ciência da escala humana

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Exercícios complementares 1. A teoria de que o aumento da emissão de gás carbônico na atmosfera é a principal causa do aquecimento global tem sido debatida entre os cientistas. Entre as alternati‑ vas a seguir, qual seria a provável causa desse debate? a) Novas ideias compartilhadas nas redes sociais. b) A opinião de indústrias automobilísticas e petro‑ líferas. c) A descoberta de evidências científicas. d) Uma nova conclusão com base na opinião pública. 2. Podemos identificar os materiais com base nas pro‑ priedades específicas. Em um experimento de iden‑ tificação de um pequeno pedaço metálico dourado, foi medido o volume de água deslocado e obteve­‑se 3 cm3. Mediu­‑se também a massa do material: 57,9 g. Sabendo que a densidade da pirita é próxima de 5,00 g/cm3 e a do ouro é 19,3 g/cm3, determine a compo‑ sição da amostra. 3. Em um depósito de materiais de construção, foram encontrados dois pedaços de fios metálicos, revesti‑ dos de plástico (fios encapados). Um dos funcioná‑ rios levantou a hipótese de que ambos eram pedaços de fio de cobre. Intrigado com a possibilidade de que os fios pudessem ser de materiais diferentes, outro funcionário resolveu aplicar o que tinha aprendido nas aulas de Ciência para identificá-los. Para isso, adotou os seguintes procedimentos: • Mediu o comprimento dos fios. Os valores encon‑ trados foram 40 cm para um fio e 60 cm para o outro. • Mediu a massa de cada um dos fragmentos. Os va‑ lores encontrados foram 16 g para o fragmento me‑ nor e 80 g para o fragmento maior. • Observou a etiqueta do plástico nos fios e verificou que os diâmetros dos fios metálicos eram os mesmos. • Consultou uma tabela de densidade e encontrou o valor de 0,3 para a razão entre a densidade do alumí‑ nio e a densidade do cobre. Com base nessas informações e em seus conhecimen‑ tos, podemos identificar que: a) os dois fios são constituídos de cobre.

4. (Enem/MEC) Com base em projeções realizadas por especialistas, prevê­‑se, para o fim do século XXI, aumento de temperatura média, no planeta, entre 1,4 °C e 5,8 °C. Como consequência desse aqueci‑ mento, possivelmente o clima será mais quente e mais úmido bem como ocorrerão mais enchentes em algumas áreas e secas crônicas em outras. O aqueci‑ mento também provocará o desaparecimento de al‑ gumas geleiras, o que acarretará o aumento do nível dos oceanos e a inundação de certas áreas litorâne‑ as. As mudanças climáticas previstas para o fim do século XXI: a) provocarão a redução das taxas de evaporação e de condensação do ciclo da água. b) poderão interferir nos processos do ciclo da água que envolvem mudanças de estado físico. c) promoverão o aumento da disponibilidade de ali‑ mento das espécies marinhas. d) induzirão o aumento dos mananciais, o que solu‑ cionará os problemas de falta de água no planeta. e) causarão o aumento do volume de todos os cur‑ sos de água, o que minimizará os efeitos da poluição aquática. 5. (UEA‑AM) É possível passar a matéria do estado só‑ lido diretamente para o gasoso, evitando a fase líqui‑ da. Tal fenômeno físico se verifica comumente no ge‑ lo‑seco e na naftalina, mas também pode ocorrer com a água, dependendo das condições de temperatura e pressão. A essa passagem dá‑se o nome de: a) condensação.

d) vaporização.

b) sublimação.

e) calefação.

c) fusão. 6. (Uespi) No vidro traseiro de alguns automóveis, há filamentos que funcionam como desembaçadores. Ao acionar um botão no painel, o motorista aquece esses filamentos e, por isso, os vidros desembaçam. Sobre esse fato, analise as afirmativas a seguir. 1. O vidro fica embaçado porque o vapor d’água con‑ densa sobre ele.

b) os dois fios são constituídos de alumínio.

2. Os filamentos aquecem o vidro e provocam a vapo‑ rização da água, desembaçando o vidro.

c) os dois fios são constituídos de materiais diferen‑ tes. O fragmento maior é de cobre.

3. Os filamentos aquecem o vidro e acarretam a subli‑ mação da água, desembaçando o vidro.

d) a razão entre a densidade do cobre e a do alumínio não é pertinente para sua identificação. e) os dois fios pertencem a materiais diferentes. O fragmento menor é de cobre.

30

Escreva no caderno

Está(ão) correta(s) apenas: a) 1 d) 1 a 3 e) 2 e 3 b) 2 c) 1 e 2

Capítulo 1

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7. (UTFPR) Na Química, para se caracterizar um determinado material são utilizadas, dentre outras, quatro constan‑ tes físicas: ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade e solubilidade, que constituem um “quarteto fantástico”. Em um laboratório, foram obtidos os dados da tabela abaixo, relativos a propriedades específicas de amostras de alguns materiais. Temperatura de fusão (°C)

Temperatura de ebulição (°C)

Materiais

Massa (g) a 20 °C

Volume (cm3)

A

115

100

80

218

B

174

100

650

1 120

C

74

100

–40

115

D

100

100

0

100

Considerando os dados da tabela, analise as afirmações seguintes: I. À temperatura de 25 °C, os materiais C e D estão no estado líquido. II. Massa e volume são propriedades específicas de cada material. I II. Se o material B for insolúvel em D, quando for adicionado a um recipiente que contenha o material D, ele deve‑ rá afundar. IV. Se o material A for insolúvel em D, quando for adicionado a um recipiente que contenha o material D, ele de‑ verá flutuar. V. À temperatura de 20 °C, a densidade do material C é igual a 0,74 g/mL. Das afirmações acima, são corretas, apenas: a) I, III e V.

c) III, IV e V.

b) II, III e IV.

d) I e V.

8. (UFG­‑GO) Uma peça metálica com geometria cúbica foi fabricada com um dos elementos químicos apre‑ sentados na tabela a seguir.

e) I, III e IV.

9. (UCS­‑RS) Considere as densidades, a 20 °C, para os respectivos materiais listados a seguir. Material

Densidade (kg ? m23)

I

alumínio

2 700

Metal

Densidade (g/cm3)

II

carvão

Pt

21,1

III

diamante

Au

19,3

IV

cortiça

Pd

12,0

Ag

10,5

Cr

7,2

500 240

água

1 000

Ao serem adicionados pedaços de cada um desses materiais à água, observa­‑se a flutuação de: a) apenas I, II e III. d) apenas II e IV. b) apenas I, III e IV.

Considerando­‑se a aresta do cubo igual a 2,5 cm e a massa total da peça igual a 112,5 g, conclui­‑se que o metal utilizado para construção da peça metálica foi: a) a Pt

d) a Ag

b) o Au

e) o Cr

c) o Pd

3 500

e) todos.

c) apenas I e III. 10. Leia suas respostas das questões de abertura deste capítulo e reavalie-as com base nos conhecimen‑ tos adquiridos. Escolha um elemento do seu coti‑ diano que possa ser objeto de estudo da Química e justifique sua escolha.

Química: a ciência da escala humana

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CAPÍTULO 2

Substâncias, misturas e separação de misturas

O Mito de Perseu [...] O pai de Danae, o rei Acrísio, havia sido informado por um oráculo de que um dia seria morto por seu neto e, aterrorizado, aprisionou a filha e afastou todos os seus pretendentes. Mas Zeus era deus e desejava Danae: entrou na prisão disfarçado em chuva de ouro, e o resultado dessa união foi Perseu. Ao descobrir que, apesar de suas precauções, tinha um neto, Acrísio fechou Danae e o bebê numa arca de madeira e os lançou ao mar [...]. Mas Zeus enviou ventos favoráveis, que sopraram mãe e filho pelo mar e os levaram suavemente à costa. A arca parou numa ilha, onde foi encontrada por um pescador. O rei que comandava a ilha recolheu Danae e Perseu e lhes deu abrigo. Perseu cresceu forte e corajoso e, quando sua mãe se afligiu com as indesejadas investidas amorosas do rei, o jovem aceitou o desafio que este lhe fez: o de lhe levar a cabeça da Medusa, uma das Górgonas. Perseu aceitou essa missão perigosa [...]. A Górgona Medusa era tão hedionda que quem olhasse seu rosto transformava-se em pedra. Perseu precisaria da ajuda dos deuses para vencê-la e Zeus, seu pai, certificou-se de que essa assistência lhe fosse oferecida: Hades, o rei do mundo subterrâneo, emprestou-lhe um capacete que tornava invisível quem o usasse; Hermes, o mensageiro divino, deu-lhe sandálias aladas; e Atena lhe deu uma espada e um escudo. Perseu pôde fitar o reflexo da Medusa e, assim, decepou-lhe a cabeça, sem olhar diretamente para seu rosto medonho. Com a cabeça monstruosa seguramente escondida num saco, o herói voltou para casa. Na viagem, avistou uma bela donzela acorrentada a um rochedo à beira-mar, à espera da morte pelas mãos de um assustador monstro marinho. Perseu soube que ela se chamava Andrômeda [...]. Comovido por sua aflição e beleza, o herói apaixonou-se por ela e a libertou, transformando o monstro marinho em pedra com a cabeça de Medusa. [...] [...] Daí em diante, ele e Andrômeda viveram em paz e harmonia e tiveram muitos filhos. Sua única tristeza foi que, um dia, ao participar dos jogos atléticos, ele arremessou um disco que foi levado a uma distância excepcional por uma rajada de vento. O disco atingiu e matou acidentalmente um velho. Tratava-se de Acrísio, o avô de Perseu e, com isso, finalmente, cumpriu-se o oráculo do qual um dia o velho tentara se livrar. [...] GOLDMAN, E. O Mito de Perseu. Revista Educação Pública, Rio de Janeiro, [20062014]. Disponível em: <http://www.educacaopublica.rj.gov.br/ biblioteca/historia/0013.html>. Acesso em: 25 dez. 2015.

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.co m rst oc k rin /Sh ut te lga Ku Tim ur

Em alguns países, as praças e os parques são embelezados com esculturas e/ou monumentos de bronze. Essa escultura de Perseu, por exemplo, pode ser vista em uma praça do município italiano de Florença. O bronze é uma mistura homogênea de duas substâncias sólidas: os metais estanho e cobre. Essa mistura é também chamada de solução sólida, como veremos neste capítulo. 1. Qual(is) informação(ões) presente(s) no texto é(são) representada(s) na escultura? 2. Liste três materiais utilizados no seu dia a dia que você consideraria misturas. Como você separaria os componentes dessas misturas?

Perseu com cabeça de Medusa (1545-1554), escultura de bronze, de Benvenuto Cellini, que está em Loggia dei Lanzi, Piazza della Signoria, Florença, Itália.

3. Você conhece os utensílios que são utilizados para separar misturas? Em seu caderno, liste alguns deles e desenhe três.

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O conceito de sistema

Fotos: Dotta2

Sistema é qualquer conjunto, uma porção limitada do Universo constituída de partes e elementos interdependentes, que pode ser submetido à observação ou estudo. Quando as propriedades de determinado sistema são as mesmas em qualquer uma de suas partes, diz-se que ele é homogêneo. Mas existem sistemas cujas partes apresentam propriedades diferentes. Por exemplo, ao longo de um sistema composto de areia e serragem observa-se que certas propriedades – como cor, densidade, entre outras – variam. Dizemos então que ele é heterogêneo, e cada parte com propriedades características é chamada de fase. Assim, os sistemas que apresentam uma única fase são denominados sistemas homogêneos ou monofásicos. Por exemplo, o mercúrio, a água mineral, o óleo de soja, entre outros, são monofásicos. Aqueles que possuem mais de uma fase são denominados sistemas heterogêneos ou polifásicos. De acordo com a quantidade de fases, eles podem ser classificados como bifásicos, trifásicos, tetrafásicos e assim por diante. Observe a Figura 1. No sistema da Figura 1a, podemos notar que há uma interface entre a água e o óleo e que a cor e a densidade dessas partes diferem. Trata-se, portanto, de um sistema bifásico. Na Figura 1b, água e cloreto de sódio (em pequena quantidade) compõem um sistema homogêneo (monofásico). Na Figura 1c, água e tetracloreto de carbono também formam um sistema bifásico. A água está posicionada em porções distintas nos sistemas 1a e 1c: em 1a, a água está na porção inferior do recipiente (é mais densa que o óleo) e, em 1c, na porção superior do recipiente (é menos densa que o tetracloreto de carbono). a

b

Figura 1. Três sistemas diferentes: (a) água e óleo; (b) água e cloreto de sódio; e (c) água e tetracloreto de carbono. O tetracloreto de carbono, no início do século XX, foi utilizado de diversas maneiras, como na lavagem a seco, por exemplo. Mas a descoberta de que ele é extremamente tóxico causou a diminuição de seu uso.

34

c

A maioria dos sistemas polifásicos é formada por duas ou mais substâncias. (Neste momento, vamos considerar substância qualquer espécie de matéria que forme um corpo. No próximo tópico, apresentaremos com mais clareza seu conceito.) Entretanto, na mudança de estado físico, uma única substância pode constituir um sistema heterogêneo. Por exemplo, considere uma pedra de gelo de água em processo de fusão. Nesse caso, há a coexistência da água em dois estados físicos, sólido e líquido, caracterizando um sistema heterogêneo.

Capítulo 2

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Tabela 1. Propriedades de algumas substâncias

a

Dennis Lane Photography/Photolibrary/Getty Images

As substâncias são formadas por porções de matéria que apresentam propriedades específicas, como temperatura de fusão, temperatura de ebulição, densidade, condutibilidade, solubilidade e outras. O conjunto dessas propriedades constitui a identidade das substâncias. Duas substâncias diferentes jamais terão propriedades idênticas, haverá diferença em pelo menos uma delas. Na Figura 2, veem-se três sólidos que têm a mesma cor e características semelhantes: o açúcar (ou sacarose), o aspartame (adoçante presente em alguns produtos industrializados) e o sal de cozinha (cujo principal componente é o cloreto de sódio). Comparando-os com base em algumas de suas propriedades (densidade, temperatura de fusão e solubilidade), nota-se, entretanto, que diferem bastante (Tabela 1).

Africa Studio/Shutterstock.com

Substâncias químicas

Substância

Temperatura de fusão (°C)

Solubilidade (g/L – 25 °C)

Sacarose

1,58

186 (decompõe-se)

2 120

Aspartame

1,35

247

10 (em água destilada)

Cloreto de sódio

2,17

801

360

Fonte de pesquisa: LIDE, D. R. (Ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 3-30; 3-464; 4-89. NATIONAL CENTER FOR BIOTECHNOLOGY INFORMATION. PubChem Compound Database. Disponível em: <https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/ compound/5988> e <https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/134601>. Acesso em: 5 jan. 2016. BETTELHEIM, F. et al. Introduction to General, Organic and Biochemistry. 11th ed. Cengage Learning, 2013. p. 116g.

Emmoth/Shutterstock.com

b

Densidade (g/cm3)

c

Assim, a matéria que apresenta propriedades definidas como as mostradas nessa tabela é chamada de substância (antes era comum usar o termo substância pura, mas trata-se de uma redundância). Dificilmente substâncias isoladas são encontradas na natureza. A maioria delas está associada a uma ou mais substâncias, formando sistemas denominados misturas. A água do rio na Figura 3, por exemplo, apesar de ser límpida e parecer pura, é uma mistura de substâncias (água, sais minerais, areia e outras).

Figura 2. Três substâncias com características físicas semelhantes: (a) açúcar (sacarose), (b) aspartame e (c) sal de cozinha (cloreto de sódio). Artur Keunecke/Pulsar

Figura 3. Rio com piraputangas, no município de Nobres, Mato Grosso, 2013.

Substâncias, misturas e separação de misturas

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Mistura de substâncias

Substância

Homogêneo: apresenta composição uniforme.

Mistura homogênea (uma fase)

Heterogêneo:

Mistura heterogênea (mais de uma substância e mais de uma fase)

Sistema apresenta composição não uniforme.

Figura 4. Diagrama esquemático de classificação da matéria.

Editoria de arte

Uma mistura é formada por duas ou mais substâncias, que podem ser chamadas de componentes. Podemos classificá-la como homogênea, quando apresenta uma única fase (nesse caso, é também denominada solução), ou heterogênea, quando apresenta duas ou mais fases. São exemplos de misturas homogêneas: água mineral, aço, água e etanol, o sistema da Figura 1b e outros. São exemplos de misturas heterogêneas: sal e pimenta-do-reino, água do mar e areia, os sistemas das Figuras 1a e 1c e outros. Podemos resumir essas considerações sobre sistema, substância e mistura utilizando o diagrama esquemático de classificação da matéria da Figura 4.

Substância em diferentes estados físicos

Vimos, no capítulo anterior, que as curvas de aquecimento de substâncias apresentam dois patamares, ou seja, durante as mudanças do estado sólido para o líquido e do líquido para o gasoso, as temperaturas de fusão (t F ) e de ebulição (t E ) mantêm-se constantes. No caso das misturas homogêneas, isso não acontece, as temperaturas variam. Podemos, portanto, identificar se um sistema homogêneo é uma substância ou uma mistura analisando diagramas de mudança de estado físico. Considere, por exemplo, na Tabela 2 as temperaturas de fusão e de ebulição, ao nível do mar, dos componentes do sistema da Figura 1b. Se traçarmos curvas de aquecimento para o cloreto de sódio e para a água, separadamente, observaremos os patamares referentes à fusão e à ebulição. Tabela 2. Temperaturas de fusão e de ebulição do cloreto de sódio e da água Substância

tF (ºC)

tE (ºC)

Cloreto de sódio

801

1 465

Água

0

100

Gráfico 1. Curva genérica de aquecimento de uma mistura homogênea qualquer

Editoria de arte

Temperatura (ºC)

ebulição

DtE DtF

fusão

gasoso

líquido

sólido Tempo

36

Fonte de pesquisa: LIDE, D. R. (Ed.). Physical Constants of Inorganic Compounds. In: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 4-89; 4-98.

Se fizermos o mesmo para o sistema da Figura 1b, obteremos uma curva semelhante à apresentada no Gráfico 1. Note que as temperaturas são variáveis nos processos de fusão e de ebulição, não há patamares (o mesmo raciocínio se aplica quando traçamos curvas de resfriamento). Assim, se obtivermos um diagrama de mudança de estado físico desse tipo para uma amostra de algum material desconhecido, podemos supor que essa amostra não é constituída por apenas uma substância.

Capítulo 2

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Tipos de mistura As misturas podem ser classificadas não só quanto à quantidade de fases, mas também quanto ao aspecto visual (uniforme ou não uniforme), à facilidade com que seus componentes podem ser separados e ao estado físico em que se apresentam (sólido, líquido ou gasoso). Vejamos alguns exemplos. Água e cloreto de sódio ou água e açúcar constituem misturas homogêneas, uniformes e líquidas. O ar atmosférico, se não considerarmos as partículas sólidas dispersas que resultam da poluição, é uma mistura homogênea, uniforme e gasosa. O aço, o bronze e o latão são misturas homogêneas, uniformes e sólidas. Alguns sistemas homogêneos, embora apresentem mais de um componente, comportam-se como substância durante o processo de fusão ou de ebulição.

Tais sistemas são classificados em dois tipos: misturas eutéticas e misturas azeotrópicas. Vamos estudá-las a seguir.

Misturas eutéticas e azeotrópicas As misturas eutéticas, no processo de fusão, apresentam temperatura constante, ou seja, comportam-se como substância. As azeotrópicas têm temperatura de ebulição constante, ou seja, comportam-se como substância no processo de ebulição. Vamos tentar entender essas definições utilizando curvas de aquecimento. No Gráfico 2a, nota-se que as temperaturas são constantes nos processos de fusão e de ebulição. É, portanto, um diagrama de mudança de estado físico de uma substância. Em 2b, apenas a fusão se dá à temperatura constante. Nesse caso, trata-se de um diagrama de uma mistura eutética. Chumbo e estanho, por exemplo, formam esse tipo de mistura.

Gráfico 2. Curvas de aquecimento de uma substância e de uma mistura eutética t (ºC)

b

gasoso

gasoso tE1 Gráficos: Editoria de arte

líquido tF

1

sólido

tE

2 602

tF

232

1

líquido 1

t (ºC)

t (ºC)

gasoso 2 602

tE

t (ºC)

t (ºC)

líquido líquido

líquido 232

líquido tF

tF

2

2

sólido

sólido

sólido Tempo

Tempo

gasoso

gasoso gasoso

sólido

sólido Tempo

Tempo

Tempo

Tempo

O sistema álcool etílico 96 ºGL (Figura 5) – mistura composta de 96% de álcool etílico e 4% de água que pode ser usada em produtos farmacêuticos, corantes, aditivos para gasolina, solvente para resinas, produtos de limpeza, entre outros – é um exemplo de mistura azeotrópica. No Gráfico 3b, temos a curva de aquecimento de uma mistura azeotrópica de duas substâncias quaisquer. Nota-se que a temperatura varia no processo de fusão, mas permanece constante na ebulição.

Dotta2

a

(ºC)

Gráfico 3. Curvas de aquecimento de uma substância e de uma mistura azeotrópica a

(ºC)

gasoso tE

tE

1

b

t (ºC)

t (ºC)

1

t (ºC) gasoso

78

78

líquido

líquido

tF

tF

1

gasoso

t (ºC)

t (ºC)

2

líquido

114 sólido

Tempo

sólido

sólido Tempo

2

líquido 114

Tempo

gasoso tE

líquido

tF

1

sólido

gasoso

tE

sólido Tempo

Tempo

Figura 5. Álcool etílico ou etanol 96 ºGL. gasoso

°GL: grau Gay-Lussac, é uma unidade de medida que indica líquido a quantidade de etanol em mL presente em 100 mililitros de mistura água-etanol. Álcool 96 ºGL significa dizer que há sólido 96 mL de etanol em 100 mL de mistura. Tempo

Substâncias, misturas e separação de misturas

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Exercícios propostos 1. Considere um sistema constituído de três blocos de gelo, água líquida, óleo de cozinha e sal dissolvido. a) Qual é a quantidade de fases do sistema? b) Qual é a quantidade de componentes? c) Classifique o sistema em substância ou mistura. Justifique sua resposta. 2. Classifique os sistemas a seguir de acordo com a quantidade de componentes e de fases. a) Água, sal e açúcar. b) Açúcar dissolvido em água, limalha de ferro, vapor de água e nitrogênio gasoso. 3. Um sistema foi aquecido até o início do processo de fusão. Nesse momento, percebeu-se que sua temperatura permaneceu constante até o fim da fusão. É possível afirmar que esse sistema constitui-se de uma substância e não de uma mistura? Justifique sua resposta. 4. (UEPB) O Brasil possui uma política de substituição do petróleo como fonte energética desde os anos 1960, como com a criação do Proálcool, um programa governamental de estímulo à produção de etanol combustível a partir da cana-de-açúcar e de confecção de automóveis que utilizem esta fonte energética. Em 2009 completaram-se três décadas da implementação dos primeiros postos de distribuição de combustíveis que comercializaram o etanol, atualmente o mais importante biocombustível da matriz ener-

Escreva no caderno

gética. Sua produção é baseada no melaço da cana-de-açúcar como matéria-prima. O processo utiliza a fermentação da sacarose, presente no melaço, pela proteína invertase, originando a glicose (C6H12O6) e a frutose (C6H12O6), que, sob influência de outra proteína, a zimase, e na presença de água, produzem o etanol e gás carbônico. Um dos procedimentos para adulteração da gasolina é a adição de uma quantidade maior de etanol do que a permitida pela legislação. Os postos de distribuição de combustíveis são obrigados, quando pedido pelo cliente, a fazer o teste para determinação do teor de álcool na gasolina, que se baseia na maior miscibilidade do etanol em solução salina do que em gasolina. Se forem adicionadas em uma proveta partes iguais de gasolina comercializada no Brasil e solução salina, quantas e quais fases serão observadas? a) Três fases, sendo uma de gasolina, outra de solução salina e outra de etanol. b) Duas fases, sendo uma de gasolina com etanol e outra de solução salina com etanol. c) Duas fases, sendo uma de gasolina e outra de solução salina com etanol. d) Três fases, sendo uma de gasolina sem etanol, outra de gasolina com etanol e uma terceira de solução salina. e) Uma fase, visto que o etanol vai evaporar quando misturado à solução salina e gasolina.

Separação de misturas Como já foi mencionado, na natureza podemos encontrar a matéria na forma de misturas de duas ou mais substâncias em qualquer proporção. Por exemplo, o ar atmosférico é uma mistura formada por vários gases, entre eles o oxigênio (21%) e o nitrogênio (78%). O ar das grandes cidades, por causa da poluição, contém também partículas sólidas dispersas, constituindo um sistema heterogêneo. Para que possamos obter os componentes de uma mistura, é necessário separá-los. Algumas técnicas de separação são usadas no cotidiano, por exemplo, para preparar feijão, precisamos antes separar os grãos bons dos que não podem ser utilizados. Esse processo de separação, em que pegamos a matéria para separá-la manualmente, recebe o nome de catação. Outras técnicas de separação são utilizadas em diversas tarefas diárias, como quando utilizamos o aspirador de pó (filtração) ou a máquina de lavar roupa (centrifugação).

38

Alguns processos ou técnicas de separação se baseiam em propriedades dos componentes, como temperatura de fusão e ebulição, solubilidade, densidade, entre outras. Por exemplo, para separar magnetita de terra (mistura comum em minas de minério de ferro), utiliza-se um ímã, aproveitando-se das características magnéticas do ferro, presente nesse minério, em um processo chamado separação magnética. Caso algum componente da mistura sofra transformações durante esses processos de separação, estas serão apenas transformações físicas, ou seja, a natureza dos componentes da mistura não é modificada. A indústria é um dos setores que mais se utiliza das técnicas de separação de mistura. No tratamento da água, por exemplo, são aplicadas várias dessas técnicas para tornar a água potável.

Capítulo 2

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Tratamento de água

água repouso

Fotos: Dotta2

areia

areia decantada água

Figura 6. Técnica de decantação.

Professor, neste momento não será tratada a etapa de regulagem, pois ela envolve temas como basicidade e acidez, que ainda não foram trabalhados. suporte universal: utilizado para sustentação de diversas peças.

funil de decantação: utilizado na separação de líquidos imiscíveis.

Paulo Cesar Pereira

Segundo o Ministério da Saúde, béquer: utilizado para dissolução de substâncias, aquecimento de líquidos e para ser adequada ao consumo humarealização de algumas reações químicas. no, a água deve apresentar características microbiológicas, físicas, químicas e radioativas que atendam a um padrão de potabilidade estabelecido. Por isso, antes de chegar às torneiras das casas, ela passa por uma Estação de Tratamento de Água (ETA) (veja infomistura de gráfico na página seguinte), onde são água e areia realizados processos de separação de impurezas e desinfecção, para torná-la adequada ao consumo. O tratamento de água e o tratamento de esgoto são processos diferentes: no primeiro, utiliza-se a água doce encontrada na natureza, tornando-a potável; no segundo, os esgotos residenciais e industriais são tratados e, posteriormente, a água é lançada em rios e lagos, minimizando, assim, o impacto no meio ambiente. Antes de chegar à estação de tratamento, a água deve ser captada nos reservatórios ou mananciais. Para evitar que grandes fragmentos sólidos sejam arrastados por causa da sucção produzida pelos equipamentos, são utilizados filtros formados por grades metálicas que impedem a passagem de pedaços de madeira, sacos plásticos, fragmentos de pneus, entre outros objetos. Após a passagem da água pelas grades, são empregadas algumas técnicas, como cloração, floculação e decantação, como mostra o infográfico. A primeira técnica visa a desinfecção da água captada, pois esta contém bactérias e outros organismos invisíveis a olho nu que podem provocar doenças, como febre tifoide, disenteria bacilar e cólera. Nesse processo de desinfecção, utiliza-se o cloro, em forma de gás ou em soluções de hipoclorito, cuja proporção varia de acordo com a qualidade da água. A floculação consiste em adicionar substâncias – como sulfato de alumínio e sulfato ferroso, chamados de agentes floculantes – à água para promover a aglutinação de componentes sólidos, formando “flocos” de maior massa. Assim que termina o processo de floculação, a água é enviada para outro tanque onde ocorrerá a decantação dos “flocos” formados na etapa anterior. Para auxiliar a aglutinação desses componentes, os tanques são equipados com pás que agitam violentamente a água já com os agentes floculantes. A decantação é um método que utiliza a diferença entre densidades e a ação gravitacional. Essa técnica pode ser aplicada na separação de materiais sólidos suspensos em um solvente líquido ou gasoso, como na separação de grãos de areia suspensos em água (Figura 6). Nesse caso, é necessário deixar o recipiente com essa mistura em repouso para que a ação da gravidade produza a sedimentação das partículas sólidas de areia (mais densa que a água). Em seguida, a água é transferida cuidadosamente para outro recipiente limpo. O método de decantação pode ser empregado também para separar misturas de substâncias líquidas não miscíveis, como água e óleo. Nesse caso, utiliza-se um funil de decantação (Figura 7) para realizar a separação dos componentes.

anel de ferro: utilizado como suporte para funis, balões de fundo redondo e telas de amianto. óleo (menos denso) água (mais densa)

Figura 7. Representação de funil de decantação (também chamado de funil de bromo ou de separação). Na ilustração, ele é usado para separar dois líquidos imiscíveis com densidades diferentes. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.) Substâncias, misturas e separação de misturas

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A ESTAÇÃO DE TRATAMENTO DE ÁGUA DE TAIAÇUPEBA

Folhapress/Folhapress

A estação, que é a segunda maior da Grande SP, receberá água da represa Billings

Captação A captação é feita por seis Receptação bombas capazes de captar de cal virgem até 20 mil litros de água bruta por segundo Reservatórios de água para limpeza dos filtros

Tratamento A água da represa recebe tratamento químico e físico até atingir pureza suficiente para o consumo

Tanques de floculação

Reservatórios de produtos químicos

Distribuição A água tratada é armazenada em um reservatório antes de ser enviada a depósitos elevados que farão a distribuição

Resíduos Impurezas retiradas da água são depositadas em aterros e reaproveitadas como terra por empresas privadas

8 tanques de decantação Reservatório de água tratada Bombas de elevação

Prédio com 6 bombas de absorção de água bruta

AS ETAPAS DO TRATAMENTO

A água bruta passa por seis etapas até atingir potabilidade necessária para o consumo seguro

2

Regulagem Aplicação de cal e outros produtos químicos regula a acidez da água Floculação Com produtos químicos e a movimentação de pás, as 3 impurezas se aglutinam em flocos de alguns milímetros

4

Decantação Com a água inerte em um tanque de decantação, os flocos se depositam no fundo

A limpeza da água leva cerca de 3 horas

Luciano Amarante/Folhapress

5

Os flocos no fundo são removidos por máquinas que se movem lentamente para não agitar a água Água bruta Tem cor amarelada pela presença de algas, argila, sedimentos, bactérias e outras impurezas

Água em decantação Tem cor menos amarelada que a água bruta porque muitas impurezas já se aglutinaram em flocos

Marcelo Pliger/Folhapress

1

No centro de controle Torneiras fornecem água de cada fase do tratamento. Elas são analisadas dia e noite a cada hora

Cloração A água bruta recebe cloro e outros produtos químicos que eliminam agentes biológicos

Água tratada Não tem cor, cheiro ou presença de bactérias. Possui acidez balanceada e presença de flúor

Fonte: Sabesp Infográfico: Marcelo Pliger, Fabrício Lobel e David Garroux/Folhapress

A água leva cerca de 2h30 para atravessar o tanque de decantação

Calha A parte superior da água, livre dos flocos, desce para a filtragem

6

Filtragem O líquido atravessa 1,85 m de areia, brita e um material plástico microperfurado para se livrar de mais impurezas Os filtros são esvaziados e lavados a cada 40 minutos. A água usada na lavagem retorna ao início do processo de purificação Potável A água segue limpa para o reservatório da ETA e, de lá, para a rede pública

(Imagem fora de escala e em cores ilustrativas)

40

Capítulo 2

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5/27/16 5:30 PM


Após a floculação e a decantação, a água segue para os filtros, compostos de areia de granulometria variada, que retêm as impurezas restantes (etapa 6 do infográfico). Ao fim de todo esse processo há a repetição das etapas de desinfecção e regulagem e a fluoretação, em que se adiciona flúor à água com o intuito de prevenir cáries na população. O flúor, em pequenas doses, é benéfico, pois evita a perda de minerais dos dentes, deixando-os mais resistentes à ação de bactérias e, segundo a Organização Mundial de Saúde (OMS), promovendo também economia em tratamentos dentários. É importante que haja consumo consciente da água. Segundo a OMS, o consumo mínimo de água per capita deve ser de 100 litros diários, quantidade que bastaria para uma pessoa saciar a sede, ter uma higiene adequada e preparar os alimentos. Outro aspecto relacionado ao consumo de água, e que gera diversos problemas, é a produção de esgoto. No Brasil, segundo dados do Sistema Nacional de Informações sobre Saneamento Básico (SNIS, 2014), aproximadamente 41% do esgoto produzido é tratado. Analisando os mapas da Figura 8 podemos verificar que, apesar de boa parte dos estados brasileiros tratarem de 50% a 70% do esgoto coletado (Figura 8b), a quatidade de esgoto coletada ainda é pequena (Figura 8a).

50° O

Equador

AMAPÁ Macapá

Manaus MARANHÃO

PARÁ

Rio Branco

Porto Velho

Palmas

BAHIA MATO GROSSO

MATO GROSSO DO SUL SÃO PAULO

São Paulo

Trópico de Capricórnio

30,1 - 50% 50,1 - 70% 70,1 - 100%

Rio Branco

Aracaju

Porto Velho

BAHIA

Índice de tratamento de esgoto 0 - 10%

Vitória RIO DE JANEIRO Rio de Janeiro

10,1 - 20%

Curitiba

MATO GROSSO DO SUL

São Paulo

ESPÍRITO SANTO Vitória RIO DE JANEIRO Rio de Janeiro

PARANÁ

SANTA CATARINA Florianópolis

30,1 - 50% 590

SÃO PAULO

Curitiba

20,1 - 30%

SANTA CATARINA Florianópolis

Aracaju

Salvador

MINAS GERAIS Belo Horizonte

Campo Grande

Trópico de Capricórnio

Maceió

BRASÍLIA DF GOIÁS Goiânia

OCEANO PACÍFICO

ESPÍRITO SANTO

0

ALAGOAS

MATO GROSSO

Recife

PERNAMBUCO SERGIPE

RONDÔNIA

PARANÁ

RIO GRANDE DO SUL Porto Alegre

Palmas TOCANTINS

Salvador

MINAS GERAIS Belo Horizonte

Campo Grande

20,1 - 30%

ACRE

Maceió

Fortaleza RIO GRANDE DO NORTE Natal João PARAÍBA Pessoa

CEARÁ Teresina

PIAUÍ

Recife

PERNAMBUCO

MARANHÃO

PARÁ

Cuiabá

DF GOIÁS Goiânia

10,1 - 20%

AMAZONAS

BRASÍLIA

Cuiabá

0° São Luís

Manaus

Fortaleza RIO GRANDE DO NORTE Natal João PARAÍBA Pessoa

SERGIPE

RONDÔNIA

Índice de coleta de esgoto 0 - 10%

Equador

Belém

ALAGOAS

TOCANTINS

OCEANO PACÍFICO

AMAPÁ Macapá

RORAIMA

CEARÁ Teresina

PIAUÍ ACRE

OCEANO ATLÂNTICO

Boa Vista

São Luís

Belém

AMAZONAS

50° O

OCEANO ATLÂNTICO

Boa Vista RORAIMA

Mapa de tratamento de esgoto em 2014

b

Mapas: Renato Bassani

Mapa de coleta de esgoto em 2014

a

Granulometria: especificação do diâmetro de qualquer material em grãos.

RIO GRANDE DO SUL Porto Alegre

50,1 - 70%

0

590

70,1 - 100%

Fonte: SNIS. Diagnóstico dos Serviços de Água e Esgotos – 2014: Tabela resumo de informações e indicadores por estado. Brasília, DF, 2014. Disponível em: <http://www.snis.gov.br/diagnostico-agua-e-esgotos/diagnostico-ae-2014>. Acesso em: 22 mar. 2016.

Figura 8. Mapas de coleta (a) e tratamento (b) de esgoto no Brasil.

Separação de misturas heterogêneas A floculação e a decantação, utilizadas no tratamento de água, são dois exemplos de técnica de separação de misturas heterogêneas, em que se costumam utilizar métodos mecânicos. Veremos a seguir outros exemplos.

A levigação consiste no uso de uma corrente de um líquido (normalmente água) para separar uma mistura de substâncias sólidas de densidades diferentes. É bastante utilizada em garimpos de extração de ouro. Para separar essa substância da terra e do cascalho, realiza-se um procedimento em duas etapas: aplicam-se fortes jatos de água nas paredes do solo (barranco, margens de rios) e passa-se a lama que se forma na bateia. Como a densidade do ouro é maior que a dos outros componentes, ele se deposita no fundo dessa vasilha, e o restante é arrastado pela água corrente.

Bateia: vasilha cônica usada na lavagem de areia e cascalho para separação de ouro e diamante.

Substâncias, misturas e separação de misturas

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Anderson Barbosa/Fotoarena

Levigação

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Sérgio Dotta Jr

Centrifugação

Figura 9. Centrífuga em funcionamento.

Fotos: Fernando Favoretto/Criar Imagem

a

b

Quando os valores de densidade dos componentes de uma mistura (formada por materiais sólidos suspensos em um solvente líquido) são muito próximos, convém utilizar a centrifugação, que é um tipo de decantação acelerada por meio de equipamentos de rotação denominados centrífugas. Uma centrífuga (Figura 9) pode girar até 45 mil vezes por minuto. Esse movimento é responsável pela separação dos sólidos de maior densidade no fundo do recipiente. Essa técnica é empregada para separar os componentes sólidos do sangue – basicamente eritrócitos (glóbulos vermelhos), glóbulos brancos e plaquetas – da parte líquida, o soro (quando a centrifugação é feita sem anticoagulantes) ou o plasma (quando a centrifugação é feita com anticoagulantes). Esses componentes são utilizados em exames, solicitados por profissionais de saúde, que servem para o estabelecimento de diagnósticos e o acompanhamento da evolução de uma doença.

Filtração A filtração é empregada na separação de misturas de substâncias sólidas e líquidas ou de substâncias sólidas e gasosas. Basicamente, trata-se de uma técnica que envolve a utilização de um filtro, que permite a passagem do líquido ou do gás, mas retém o sólido. O uso de filtros é muito comum no nosso dia a dia, é peça fundamental dos purificadores domésticos de água, por exemplo. Em algumas regiões do Brasil, para purificar a água, ainda se usam filtros de barro (Figura 10), cujas principais vantagens são o baixo custo de manutenção e a capacidade de deixar a água fresca de modo natural (não há gasto de energia elétrica). O filtro de barro foi criado aqui no Brasil no início do século XX e é considerado uma das maneiras mais eficientes de se filtrar água. Outro exemplo de emprego dessa técnica no cotidiano envolve uma tecnologia mais sofisticada. Entre o fim do século XIX e início do século XX, foi criado e aprimorado um equipamento para auxiliar na eliminação da poeira de pisos, tapetes, estofados e carpetes de casas, salas ou escritórios: o aspirador de pó. Esse equipamento permite separar misturas heterogêneas de sólidos e gases. Quando o ar misturado com a poeira atravessa o filtro de pano ou de papel presente no aspirador, as partículas sólidas ficam retidas, e o ar filtrado é devolvido para o ambiente (Figura 11). Paulo Cesar Pereira

Figura 10. Filtro de barro (a) e vela (b) composta de cerâmica porosa.

saída de ar filtrado porta de entrada de ar com poeira

motor

filtro

Figura 11. Representação de um aspirador de pó e de seu interior.

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ventilador

Capítulo 2

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Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

Nos laboratórios, é comum a utilização da técnica de filtração. Alguns itens podem parecer um pouco diferentes daqueles que utilizamos no cotidiano, porém o conceito envolvido é o mesmo. Na Figura 12, a seguir, temos o esquema de uma filtração simples e o de uma filtração a vácuo, em que se emprega uma bomba de sucção ou uma trompa de vácuo para aumentar a velocidade de filtração. Esses dispositivos são acoplados a um kitassato, produzindo redução da pressão no interior do recipiente (o vácuo não é efetivamente formado, apesar do nome da técnica). A diferença de pressão entre os meios interno e externo faz o líquido passar mais rápido pelo filtro. Filtração simples

a

bastão de vidro

anel de ferro

funil de vidro: usado durante a filtração para retenção de partículas sólidas.

papel de filtro

béquer

filtrado

Filtração a vácuo

b

mangueira torneira trompa de vácuo mangueira

funil de Büchner: utilizado principalmente na filtração por pressão reduzida.

vácuo

filtrado garra: usada para prender o condensador ou outras peças, como balões e erlenmeyers, à haste do suporte universal.

frascos de kitassato: utilizados na filtração por pressão reduzida e em reações em que se deseja coletar um gás desprendido. O da direita é também chamado de frasco de segurança.

Figura 12. Representações esquemáticas de (a) filtração simples e (b) filtração a vácuo de uma mistura de sólido e líquido. (Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.) Substâncias, misturas e separação de misturas

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Greenshoots Communications/Alamy/Latinstock

Flotação A flotação é uma técnica que consiste em borbulhar ar em um meio para separar materiais sólidos suspensos em um solvente líquido. O componente sólido adere às bolhas de ar e é arrastado para a superfície da mistura, formando espumas que podem ser removidas posteriormente. Trata-se de uma técnica inversa à da decantação, que tem por base a precipitação das partículas sólidas em decorrência da ação gravitacional. Ela é muito utilizada na mineração, principalmente na separação de metais como o ouro (Figura 13) e na extração do cobre do minério calcopirita. Outras aplicações são na recuperação de corantes em indústrias de papel, no tratamento de água e esgoto (no lugar da etapa de decantação), na separação de plásticos, entre outras.

Ventilação

Figura 13. Ouro em tanque de flotação com espuma para separar o ouro fino de outras partículas.

A ventilação é uma técnica que utiliza correntes de ar para a separação de componentes cujas densidades sejam diferentes. O fluxo de ar, quando aplicado à mistura, carrega os componentes menos densos, deixando apenas os mais densos. O beneficiamento de cereais, por exemplo, emprega a ventilação para separar as cascas dos grãos.

Extração por solvente É uma técnica de separação que se baseia na solubilidade de um ou mais componentes da mistura. A preparação do café é um bom exemplo do nosso cotidiano em que essa técnica é empregada. Quando passamos água quente pelo pó de café colocado em um filtro (de pano ou papel), ela extrai parte dos componentes do pó, aqueles que são solúveis, dando origem ao café (bebida). Esse procedimento envolve também a técnica de filtração. O preparo de chás e de caldos (de legumes, peixe, carne e outros) é outro exemplo do cotidiano que envolve a extração por solvente.

Dissolução fracionada A dissolução fracionada é empregada na separação de uma mistura de materiais sólidos em que pelo menos um dos componentes se dissolve em um solvente qualquer. A técnica consiste no seguinte (para simplificar, vamos considerar uma mistura de dois componentes): adiciona-se a mistura a um solvente e realiza-se uma filtração. O componente dissolvido passará, e o outro ficará retido no filtro. O sólido dissolvido é separado do líquido por outros processos. Pode-se utilizar a dissolução fracionada na cozinha, por exemplo. Suponha que você tenha derrubado uma grande quantidade de pimenta-do-reino em uma porção de sal. Adicionando água à mistura, o sal se dissolve e pode ser separado da pimenta por filtração. Em seguida, você pode separar esses dois componentes por evaporação.

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Capítulo 2

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Randy Olson/National Geographic Creative/ Corbis/Latinstock

Química em rede A “corrida do ouro” e o mercúrio Mercúrio de garimpo ilegal ameaça água em Pontes e Lacerda, diz MT [...] A atividade de extração de ouro no garimpo ilegal explorado há cerca de dois meses na Serra da Borda pode estar contaminando a água da rede de abastecimento do município de Pontes e Lacerda, localizado a 18 km do local e a 483 km de Cuiabá. O alerta partiu da secretária estadual de Meio Ambiente, Ana Luisa Peterlini, na última sexta-feira (23). De acordo com a secretária, os garimpeiros que estão explorando a área da Serra da Borda têm levado a terra das jazidas para lavagem em suas casas no município com utilização de mercúrio, metal que, em sua forma líquida, auxilia no processo de separação do ouro.

Mãos de garimpeiro pressionando excesso de mercúrio do ouro extraído. A prática é recorrente em garimpos, mas, no caso de Pontes e Lacerda, tem acontecido também no interior das casas – de modo que a água desprezada na lavagem da terra, contendo traços de mercúrio, está escoando para a rede de abastecimento da cidade, o que pode contaminar a água consumida pelas famílias. [...]

DIÓZ, R. Mercúrio de garimpo ilegal ameaça água em Pontes e Lacerda, diz MT. G1 MT, Mato Grosso, 26 out. 2015. Disponível em: <http://g1.globo.com/ mato-grosso/noticia/2015/10/mercurio-de-garimpo-ilegal-ameaca-agua-em-cidade-de-mt-alerta-estado.html>. Acesso em: 5 jan. 2016.

Nos anos 1980, o Brasil protagonizou a exploração do maior garimpo ilegal de ouro a céu aberto do mundo: Serra Pelada, na cidade de Curionópolis, no Pará. Milhares de garimpeiros acamparam ao redor do garimpo com suas famílias e fizeram as escavações com picaretas e pás, carregando nos ombros a terra que escavavam. Nessa época o mercúrio já era utilizado para auxiliar na extração do ouro. Recentemente, a história repetiu-se, e as mesmas condições precárias de escavação e a utilização do mercúrio na extração do ouro foram vistas em uma nova serra, em outro município e estado. Na Serra da Borda, em Mato Grosso, a exploração do ouro é feita sem que haja preocupação com os riscos do contato direto com o mercúrio, nem com o descarte desse resíduo, que causa uma série de danos ao meio ambiente. Os garimpeiros fazem a lavagem de uma porção de terra em que se suspeita haver ouro, com o auxílio da bateia. O ouro, mesmo que esteja lavado, permanece espalhado em pedaços minúsculos pelo cascalho arenoso, sendo impossível ao garimpeiro removê-lo manualmente.

Atividades

Para realizar essa separação, o garimpeiro adiciona a esse material bruto o mercúrio (líquido em temperatura ambiente) que se agrega às partículas de ouro, formando o amálgama ouro-mercúrio (uma liga metálica). Essa liga formada é grande o suficiente para ser separada do restante do cascalho pelo garimpeiro. Posteriormente, para separar os metais, essa liga é aquecida a altas temperaturas, o que faz o mercúrio vaporizar, restando o ouro. Na forma líquida ou como amálgama, o mercúrio é pouco tóxico, mas seu vapor é bastante perigoso. A separação desses metais mediante aquecimento põe em risco, portanto, quem o manipula diretamente, como é o caso dos garimpeiros. Quando o mercúrio é descartado de forma inadequada, transforma-se, em contato com bactérias e matéria orgânica, em substâncias nocivas que contaminam peixes e outros animais, bem como os seres humanos. Sua eliminação do organismo é difícil e lenta. As consequências à saúde dependem da quantidade de mercúrio absorvido e do tempo de exposição.

Escreva no caderno

1. A corrida do ouro na Serra da Borda começou quando a história de um homem que encontrou uma pepita de 20 kg no local foi amplamente divulgada na região em aplicativos de mensagem instantânea. Diferentemente desse caso, as empresas mineradoras precisam pesquisar uma região antes de investir na instalação de um garimpo. Com os seus colegas, levante hipóteses sobre o que é necessário investigar para identificar uma região como possível fonte de uma ou mais substâncias economicamente úteis. 2. Considerando o processo descrito de obtenção do ouro, discuta com seus colegas por que o ouro precisa ser purificado e identifique os processos de separação para purificação do ouro. 3. Pesquise quais são os sintomas da intoxicação mercurial e as formas de tratamento. Quais problemas o mercúrio pode causar aos garimpeiros ou a outros trabalhadores que são expostos diariamente ao mercúrio? 4. Além dos problemas estudados, pesquise quais outras consequências a corrida pelo ouro em Serra Pelada e na Serra da Borda causou aos garimpeiros e à população do entorno. Substâncias, misturas e separação de misturas

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Separação de misturas homogêneas Na separação de misturas homogêneas, costumam-se utilizar métodos que envolvem transformações físicas. Veremos a seguir exemplos de separação de misturas cujos componentes estão nos estados líquido e sólido ou todos no estado líquido.

Evaporação Tireomegalia: também chamada de bócio ou papeira, é o aumento da glândula tireoide, que provoca inchaço no pescoço.

Para separar uma mistura homogênea constituída de um sólido e um líquido, pode-se promover a evaporação deste último. A evaporação é um processo lento, que ocorre à temperatura e pressão ambientes e se baseia na diferença de velocidade em que os componentes da mistura passam do estado líquido para o gasoso: quanto menor o ponto de ebulição do componente, maior a velocidade de evaporação. Essa é a técnica utilizada nas salinas para a obtenção do sal. O sal de cozinha – que é, na verdade, uma mistura de substâncias – desempenha um importante papel em nossa alimentação diária. Seu principal componente, o cloreto de sódio, é utilizado no preparo de alimentos e na indústria alimentícia. Ele costuma ser enriquecido com iodo, que é necessário para o bom funcionamento da glândula tireoide e para a prevenção da tireomegalia. A técnica de produção do cloreto de sódio é muito antiga e consiste no represamento de águas marinhas (ou águas salinas), filtração, decantação e posterior evaporação da água. Durante a evaporação, são formados cristais de cloreto de sódio. Correntes de vento aumentam a velocidade de evaporação, pois retiram as camadas de vapor que se formam acima do líquido, permitindo que mais líquido evapore.

Recristalização A técnica de recristalização se baseia nas diferentes solubilidades de componentes sólidos de uma mistura a diferentes temperaturas. Consiste basicamente na dissolução de um material em uma pequena quantidade de solvente quente, na filtração dessa mistura para eliminar aquilo que não foi solubilizado e, em seguida, no resfriamento lento do filtrado. A substância de interesse se separa do solvente, formando cristais, que são filtrados a vácuo e secos.

Filipe Araujo/Estadão Conteúdo/Photoshot/Otherimages

Figura 14. Extração de sal em Areia Branca, RN, 2012.

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Capítulo 2

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Destilação A destilação pode ser de dois tipos: simples ou fracionada. Usa-se a primeira para separar componentes de uma mistura homogênea que possuam temperaturas de ebulição muito diferentes e que não se degradem ao serem aquecidos. Pode ser empregada para separar misturas de sólidos e líquidos – sal de cozinha e água, por exemplo – e de líquidos – água e etanol, por exemplo. Na destilação simples, a mistura é aquecida, e o vapor formado, cuja composição é diferente da composição do líquido residual, condensa-se no condensador. Se a ebulição ocorrer à temperatura constante, teremos a separação de uma substância (ou de uma mistura azeotrópica); se ocorrer a uma temperatura variável, teremos a separação de uma mistura (que pode ser eutética). O produto obtido, conhecido como destilado, é recolhido em um frasco coletor. A volatilidade tem influência no processo: quanto mais volátil for um dos componentes, mais rápida será a destilação. Na Figura 15, vemos um esquema que mostra como a destilação simples é realizada em laboratório.

balão de fundo redondo: usado para destilação e coleta de líquido destilado em sistemas como o representado nesta figura.

condensador (comum ou de bola): é utilizado em sistemas de destilação para condensar os vapores produzidos.

termômetro

Volatilidade: propriedade que indica a facilidade com que uma substância passa do estado líquido para o gasoso a determinada pressão e temperatura.

torneira

Paulo Cesar Pereira

saída de água mangueiras pedras de ebulição: suas superfícies irregulares servem para impedir que o líquido entre em ebulição de maneira repentina. mistura entrada de água fria

líquido destilado

Figura 15. Representação esquemática de destilação simples. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

O processo de separação de componentes de um sistema depende das características desse sistema. No caso das misturas homogêneas formadas por dois ou mais líquidos com pontos de ebulição muito próximos, a destilação fracionada é o processo de separação mais indicado. Como na destilação simples, essa separação envolve a vaporização de um líquido por aquecimento, seguida da condensação do vapor. A diferença está na utilização de uma coluna de fracionamento, como se pode ver na Figura 16, na página seguinte. Na coluna de fracionamento, em razão da presença de diversos obstáculos, os processos de evaporação e condensação repetem-se várias vezes. O vapor do componente com menor temperatura de ebulição atinge mais rapidamente o topo da coluna e o condensador, condensando-se e sendo recolhido em um recipiente. Em seguida, o mesmo processo ocorre com o componente com temperatura de ebulição maior, que é recolhido em outro recipiente, e assim sucessivamente (caso o sistema tenha mais de dois componentes).

erlenmeyer: utilizado para aquecimento de líquidos, dissolução de substâncias e reações entre soluções. Neste caso, tem a função de frasco coletor. Pode-se utilizar também um balão de fundo redondo ou um béquer.

Sugestão Até o fim. Direção: J. C. Chandor. EUA: Paris Filmes, 2013. 1 DVD (106 min). Título original: All is lost. Robert Redford interpreta um velejador solitário e experiente em uma viagem pelo Oceano Pacífico. A colisão com um contêiner em alto-mar é o início de uma série de problemas que o personagem tem de enfrentar para se manter vivo. Atente para a cena em que ele improvisa a técnica de destilação simples para obter água potável.

Substâncias, misturas e separação de misturas

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Filme de J. C. Chandor. Até o fim. EUA, 2013

manta de aquecimento: usada quando se deseja um aquecimento com distribuição uniforme de calor.

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Figura 16. Representação esquemática de destilação fracionada. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

termômetro coluna de fracionamento: usada para separação de líquidos voláteis com temperaturas de ebulição próximas. condensador

erlenmeyer

balão de fundo redondo

Paulo Cesar Pereira

manta de aquecimento

gás de refinaria

a b gasolina nafta querosene óleo diesel

Photoiconix/Shutterstock.com

Fernando Bueno/Pulsar

É imprescindível para a indústria petrolífera o uso da destilação fracionada. O petróleo é uma mistura de diversos componentes, com diferentes temperaturas de ebulição, que são separados por meio dessa técnica. Nas refinarias, em vez de colunas, empregam-se torres de fracionamento (Figura 17). Os componentes separados, como a gasolina e o gás de cozinha, são de grande valor comercial.

óleo lubrificante

entrada de petróleo bruto a uma temperatura acima de 300 ºC

óleo combustível

betume

Figura 17. (a) Torres de fracionamento em refinaria (Canoas, RS, 2011); (b) Representação esquemática de torre de fracionamento, com os principais componentes do petróleo bruto. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

A destilação é uma técnica antiga, havendo registros de que alquimistas alexandrinos e árabes a utilizavam para a preparação de “águas” medicinais. Por meio dela, iniciados na alquimia pretendiam obter o elixir da longa vida, que curaria todas as doenças, e extrair as quintessências de minerais e seres vivos, substâncias puríssimas que teriam poderes curativos e miraculosos.

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Capítulo 2

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Atividade prática

Professor, essa atividade prática requer preparo prévio. Ver em Orientações para o professor.

Objetivo

Procedimentos

• Utilizar técnicas de separação de misturas para separar os componentes de uma mistura sólida. Esta atividade está dividida em duas partes: a Parte 1 pode ser feita em casa; a Parte 2 deve ser feita no laboratório da escola.

a) Examine a mistura-problema quanto à quantidade de fases e componentes. b) Pese a amostra da mistura-problema. c) Proponha métodos de separação da mistura-problema para obter, ao final, os componentes.

Parte 1

d) Faça um fluxograma do procedimento que será seguido.

Materiais • pote de vidro ou plástico • imã • balança • mistura-problema composta de limalha de ferro (palha de aço) e areia

e) Execute o procedimento proposto. f) Pese os componentes separados. Escreva no caderno

Para concluir

Procedimentos a) Examine a mistura-problema quanto à quantidade de fases e componentes.

mistura, justifique seu uso e indique o componente separado em cada uma delas.

b) Pese a amostra da mistura-problema. c) Proponha métodos de separação da mistura-problema para obter, ao final, os componentes. d) Faça um fluxograma do procedimento que será seguido. e) Execute o procedimento proposto.

2. Você poderia ter utilizado essas técnicas em uma sequência diferente da empregada no experimento? Justifique sua resposta.

3. Verifique a massa da mistura inicial e a soma das massas das substâncias separadas. Faça uma tabela como

f) Pese os componentes separados.

a abaixo. Houve variação? Justifique sua resposta.

Parte 2 Materiais

1. Liste as técnicas utilizadas para a separação da

Massa

Atenção

• mangueira de plástico Esta atividade prática deve ser • vidros de conserva com tampa realizada sob • potes ou garrafas de plástico supervisão e orientação do • béqueres professor. O uso da lamparina a • suporte universal álcool (ou bico de • aro para funil Bunsen) e material perfurocortante • funil requer cuidados • papel de filtro e atenção. Componentes • tripé sólidos recicláveis • tela para aquecimento devem ser descartados • lamparina a álcool adequadamente. • imã • tesoura • resina epóxi • mistura-problema composta de limalha de ferro (palha de aço), areia e sal de cozinha • água • balança • gelo

Mistura-problema

Limalha de ferro

Areia

Sal de cozinha

4. Se, em vez de três sólidos, a mistura-problema fosse constituída de dois líquidos e um sólido, como você a separaria em seus componentes? Considere uma mistura-problema formada por óleo de soja, água e sal de cozinha. Substâncias, misturas e separação de misturas

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Leia o texto a seguir: O morador do Distrito Federal (DF) precisaria reduzir o consumo médio de água em 34 litros diários para atingir um patamar de uso sustentável. Atualmente, cada habitante do DF consome, em média, 184 litros diários, de acordo com a Companhia de Saneamento Ambiental do Distrito Federal (Caesb). O cidadão contribuiria com o meio ambiente e com a disponibilidade do recurso para gerações futuras se consumisse 150 litros diários, segundo parâmetros da Agência Reguladora de Águas, Energia e Saneamento do DF (Adasa). A média recomendada pela Organização Mundial da Saúde (OMS) é ainda menor. Para assegurar as necessidades básicas e minimizar os problemas de saúde, o órgão estipula uma média diária de 100 litros por habitante. [...] O DF está entre as regiões que mais consomem água no país. Em 2011, segundo dados do Sistema Nacional de Informações sobre o Saneamento (Snis) do Ministério das Cidades, o consumo médio chegava a 187 litros de água diários por habitante, média ultra-

passada apenas pelo Rio de Janeiro (237,8), pelo Espírito Santo (192) e pelo Amapá (187,5). Desde então, o DF registrou uma redução, mas, segundo a Caesb, a taxa mantém-se praticamente constante. [...] TOKARNIA, M. Morador do DF usa 84 litros de água a mais por dia do que o recomendado pela OMS. Agência Brasil, Brasília, 20 mar. 2015. Disponível em: <http://agenciabrasil.ebc.com.br/geral/noticia/2015-03/ morador-do-df-usa-84-litros-de-agua-mais-por-dia-do-que-o-recomendadopela-oms>. Acesso em: 13 jan. 2016.

Como você e seus familiares podem saber se são consumidores moderados de água? Proponha uma maneira de calcular a quantidade de água consumida por pessoa em sua casa. 2. A produção de grande parte do que consumimos requer o uso de técnicas de separação de misturas. Pesquise como o açúcar é produzido e indique quais técnicas de separação são empregadas nessa produção. 3. Em um procedimento, foi acrescentado óleo comestível em um recipiente que continha sal de cozinha. Como poderíamos separar o sal do óleo?

4. Analise os dados da tabela. Componentes do petróleo Fração

Temperatura de ebulição (ºC)

Gás residual Gás liquefeito de petróleo (GLP)

— Até 40

Gás combustível Gás combustível engarrafado, uso doméstico e industrial

Gasolina

40‑175

Combustível de automóveis, solvente

Querosene

175‑235

Iluminação, combustível de aviões a jato

Gasóleo leve

235‑305

Diesel, fornos

Gasóleo pesado

305‑400

Combustível, matéria-prima para lubrificantes

Lubrificantes

400‑510

Óleos lubrificantes

Resíduo

Acima de 510

Usos

Asfalto, piche, impermeabilizantes

Fonte de pesquisa: THOMAS, J. E. (Org.). Fundamentos de engenharia de petróleo. Rio de Janeiro: Interciência, 2001 apud: FERNANDES, L. Petróleo e gás natural. Brasília, DF: Departamento Nacional de Produção Mineral. Disponível em: <https://sistemas.dnpm.gov.br/publicacao/mostra_imagem.asp?IDBancoArquivoArquivo53969>. Acesso em: 20 jan. 2015.

Com base nos dados da tabela e em seus conhecimentos, responda às questões. a) Que tipo de técnica é utilizada na separação dos componentes do petróleo? b) Em uma torre de fracionamento de petróleo, ocorreu um erro no ajuste de aquecimento, e, por isso, a temperatura atingida foi de apenas 305 °C. Nessas condições, quais frações de petróleo foram destiladas? c) Liste pelo menos dois problemas ambientais causados pela exploração do petróleo ou decorrentes do uso de seus derivados.

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Capítulo 2

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O Brasil produz anualmente entre mil e 2 000 toneladas de lixo eletrônico. Sucata formada pelo descarte de CPUs, monitores, teclados, celulares, televisores, laptops, o chamado e-lixo cresce exponencialmente, já que a indústria substitui em ritmo frenético os modelos vigentes por outros, mais avançados. Trata-se de problema ambiental grave, já que esse lixo contém quantidades não desprezíveis de substâncias tóxicas, como chumbo, mercúrio, cádmio, arsênico, cobalto e tantas outras, que podem provocar males neurológicos, perda do olfato, audição e visão, até o enfraquecimento ósseo. Jogar esse tipo de lixo nos aterros é contaminação certa dos lençóis freáticos e, por essa via, dos seres humanos e animais. [...] [O processo de reciclagem] Trata-se da coleta e posterior desmontagem dos componentes eletrônicos, de modo a revendê-los separadamente. Assim o e-lixo, que agregado atinge o preço módico de R$ 0,25 o quilo, desmontado em suas partes constitutivas atinge valores 30 vezes maiores. Isso acontece porque, além das substâncias tóxicas e dos metais pesados (um tubo de TV, daqueles antigos, pode conter até 4 kg de chumbo!), o lixo eletrônico constitui-se em rica fonte de metais nobres, como ouro, prata e paládio. Placas de circuito impresso, como as encontradas nos processadores e nas memórias, têm contatos de ouro – que pode ser recuperado. Trata-se de verdadeira atividade de mineração no lixo. Depois de separadas, as plaquinhas são enviadas à Bélgica, onde [uma] empresa [...] detém a tecnologia de extração dos metais nobres da resina que os envolve. [...] CAPRIGLIONE, L. Cooperativa faz garimpo no lixo eletrônico, que oculta ouro e prata. Folha de S.Paulo, São Paulo, 5 jun. 2015. Disponível em: <http://www1.folha.uol.com.br/ambiente/2015/06/1637690cooperativa-faz-garimpo-no-lixo-eletronico-que-oculta-ouro-e-prata.shtml>. Acesso em: 4 jan. 2016.

Atividades

Manfred Rutz/Getty Images

Cooperativa faz garimpo no lixo eletrônico, que oculta ouro e prata

Zoran Milich/Getty Images

CONEXÕES

Além de recolher o lixo eletrônico, as cooperativas são responsáveis por desmontar os aparelhos e separar as suas peças.

Escreva no caderno

1. Os equipamentos eletroeletrônicos estão cada vez mais presentes em nosso cotidiano. Liste os equipamentos eletroeletrônicos de sua residência e estime o tempo de uso de cada um deles. Indique os materiais de que são feitos. 2. Reúna-se em grupo e compare sua lista com as dos seus colegas. Elabore uma lista geral com todos os equipamentos e a média do tempo de uso. Vamos agora imaginar que todos esses equipamentos estão desmontados e amontoados em uma pilha de lixo em uma cooperativa de reciclagem. Pesquise e proponha processos de separação para esses tipos de material. Apresente as propostas do grupo à classe. 3. A cada ano os fabricantes de celulares e computadores apresentam à sociedade equipamentos que superam, em termos tecnológicos, os equipamentos lançados em anos anteriores. Para alguns especia-

listas, isso incentiva o consumo abusivo, fazendo que a quantidade de lixo eletrônico aumente. Analise o tempo médio de uso de cada equipamento eletroeletrônico listado pelo seu grupo e discuta com seus colegas a real necessidade de troca desses equipamentos. Produza um texto posicionando-se em relação a esse tema, levando em consideração a responsabilidade social com o meio ambiente. 4. Faça um levantamento, em sua região, de pontos de coleta e cooperativas que façam a separação de lixo eletrônico. Esta quantidade é adequada para sua região? Justifique. Pesquise em grupo quais são os riscos de fazer descarte inadequado de equipamentos eletroeletrônicos. Monte um cartaz incluindo o levantamento, o resultado da pesquisa e o texto produzido na atividade anterior. Coloque-o em algum local da escola ao qual todas as turmas tenham acesso e possam lê-lo.

Substâncias, misturas e separação de misturas

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Escreva no caderno

1. Um sistema é formado de água líquida, gelo, vapor de água, açúcar dissolvido e óleo vegetal. Podemos dizer que, em relação à quantidade de fases e de componentes, o sistema pode ser classificado em: a) trifásico com cinco componentes. b) bifásico com três componentes. c) tetrafásico com quatro componentes. d) tetrafásico com cinco componentes. e) tetrafásico com três componentes. 2. (UFRRJ) Observe os dados listados na tabela abaixo. Substâncias

Solubilidade a 20 °C (g/100 g de água)

Densidade a 20 °C (g/cm3)

Água

1,00

Álcool etílico (etanol)

0,7893

Gasolina

insolúvel

0,6553

3. (UFES) Na perfuração de uma jazida petrolífera, a pressão dos gases faz com que o petróleo jorre para fora. Ao reduzir-se a pressão, o petróleo bruto para de jorrar e tem de ser bombeado. Devido às impurezas que o petróleo bruto contém, ele é submetido a dois processos mecânicos de purificação, antes do refino: separá-lo da água salgada e separá-lo de impurezas sólidas, como areia e argila. Esses processos mecânicos de purificação são, respectivamente: a) decantação e filtração. b) decantação e destilação fracionada. c) filtração e destilação fracionada. d) filtração e decantação. e) destilação fracionada e decantação. 4. (Cesgranrio-RJ) De acordo com os gráficos de mudanças de estado abaixo, podemos afirmar corretamente que I, II e III correspondem, respectivamente, a: t (ºC)

I vapor

 solubilidade infinita

Com base nessas propriedades físicas, é possível, por exemplo, extrair o álcool que é adicionado à gasolina comercial. Esse procedimento pode ser feito da seguinte maneira: a um determinado volume de gasolina adiciona-se o mesmo volume de água. A mistura é agitada e, a seguir, colocada em repouso. Forma-se, então, um sistema bifásico que pode ser separado com a ajuda de um funil de separação. Tendo como base os dados da tabela, podemos afirmar que nesse procedimento ocorre(m) o(s) seguinte(s) fenômeno(s): I. Quando a gasolina (que contém álcool) é misturada à água, o álcool é extraído pela água, e o sistema resultante é bifásico: gasolina/água-álcool. II. Quando a gasolina (que contém álcool) é misturada à água, a gasolina é extraída pela água, e o sistema resultante é bifásico: álcool/água-gasolina. I II. A mistura água-álcool formada é um sistema homogêneo (monofásico), com propriedades diferentes daquelas das substâncias que a compõem. Dessas considerações, somente: a) I é correta. b) II é correta. c) III é correta. d) II e III são corretas. e) I e III são corretas.

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Editoria de arte

Exercícios complementares

líquido sólido tempo (min) t (ºC)

II vapor líquido sólido tempo (min)

t (ºC)

III vapor líquido sólido tempo (min)

a) mistura azeotrópica, substância pura e mistura eutética. b) mistura, substância pura e mistura azeotrópica. c) mistura, mistura azeotrópica e substância pura. d) substância pura, mistura eutética e mistura azeotrópica. e) substância pura, mistura e mistura eutética. 5. (UFMS) A figura a seguir consiste numa representação esquemática de um sistema de destilação

Capítulo 2

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condensador

balão de destilação

Paulo Cesar Pereira

simples. Essa técnica se aplica à separação de misturas homogêneas de sólidos em líquidos.

Erlenmeyer

Considere uma mistura constituída por água em sua forma líquida e cloreto de sódio dissolvido. Ao final do processo de destilação simples dessa mistura, verifica(m)-se: (01) Presença de água no Erlenmeyer. (02) Presença de cloreto de sódio no balão de destilação. (04) Presença de água 1 cloreto de sódio no Erlenmeyer. (08) Presença de água 1 ácido clorídrico no balão. (16) Circulação de água no condensador. Soma: 19 (01 1 02 1 16)

6. (Unicamp-SP) As curvas de fusão das substâncias A e B estão representadas na figura abaixo. A B

60 40

(2) Decantação. (3) Peneiração. 2a coluna Solo arenoso contaminado com fuligem. Ar com poeira gerada pela trituração de plásticos. Água contaminada com óleo. A sequência correta é: a) 3-2-1. b) 1-3-2. c) 3-1-2. d) 1-2-3. e) 2-1-3. 9. Retome a segunda questão da abertura e indique se mudaria algo na resposta dada no início do capítulo. Discuta com os colegas de sala e procure separar a maior quantidade de componentes da mistura que escolheram. 10. A mistura de estanho e cobre, que forma o bronze, apresenta a seguinte coloração:

20

0

(1) Filtração.

20

40

60

Kagai19927/Shutterstock.com

Editoria de arte

t (°C) 80

8. (UFSM-RS) O tratamento inadequado de resíduos gerados pelo homem causa sérios danos ao meio ambiente. É essencial que esses resíduos sejam corretamente descartados, para que o impacto ambiental seja minimizado. Associe as colunas, observando o tipo de separação mais adequado para cada caso de misturas apresentado. 1a coluna

80 tempo (min)

a) Quais as temperaturas de fusão de A e B? b) A e B misturados em certa proporção formam uma solução sólida (eutético), que funde em temperatura intermediária às de A e B puros. Em que intervalo estará o ponto de fusão do eutético? 7. (Unicamp-SP) Os gases nitrogênio, oxigênio e argônio, principais componentes do ar, são obtidos industrialmente através da destilação fracionada do ar liquefeito. Indique a sequência de obtenção dessas substâncias neste processo de destilação fracionada. Justifique sua resposta. (Dados: Temperaturas de ebulição a 1,0 atm.) Substâncias

Argônio

Nitrogênio

Oxigênio

t/ºC

2186

2196

2183

Barras de bronze.

Essa coloração é bem diferente daquela apresentada na estátua de Perseu na abertura deste capítulo. Proponha uma explicação para esse fenômeno. Substâncias, misturas e separação de misturas

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CAPÍTULO 3

Estudo das transformações químicas Ao pensar em modernidade, muitas pessoas logo imaginam que estamos fazendo referência aos acontecimentos, instituições e formas de agir presente no Mundo Contemporâneo. De fato, esse termo se transformou em palavra fácil para muitos daqueles que tentam definir em uma única palavra o mundo que vivemos. Contudo, não podemos pensar que esse contexto mais dinâmico e mutante surgiu do nada, que não possua uma historicidade. Entre os séculos XVI e XVIII, um volume extraordinário de transformações estabeleceu uma nova percepção de mundo, que ainda pulsa em nossos tempos. Encurtar distâncias, desvendar a natureza, lançar em mares nunca antes navegados foram apenas uma das poucas realizações que definem esse período histórico. De fato, as percepções do tempo e do espaço, antes tão extensas e progressivas, ganharam uma sensação mais intensa e volátil. [...] Além disso, se hoje tanto se fala em tecnologia e globalização, não podemos refutar a ligação intrínseca entre esses dois fenômenos e a Idade Moderna. O advento das Grandes Navegações, além de contribuir para o acúmulo de capitais na Europa, também foi importante para que a dinâmica de um comércio de natureza intercontinental viesse a acontecer. Com isso, as ações econômicas tomadas em um lugar passariam a repercutir em outras parcelas do planeta. No século XVIII, o espírito investigativo dos cientistas e filósofos iluministas catapultou a busca pelo conhecimento em patamares nunca antes observados. Não por acaso, o desenvolvimento de novas máquinas e instrumentos desenvolveram em território britânico o advento da Revolução Industrial. Em pouco tempo, a mentalidade econômica de empresários, consumidores, operários e patrões fixaram mudanças que são sentidas até nos dias de hoje. Em um primeiro olhar, a Idade Moderna pode parecer um tanto confusa por conta da fluidez dos vários fatos históricos que se afixam e, logo em seguida, se reconfiguram. Apesar disso, dialogando com eventos mais específicos, é possível balizar as medidas que fazem essa ponte entre os tempos contemporâneo e moderno. [...] SOUSA, R. Idade moderna. História do Mundo. Goiás, 2016. Disponível em: <http://historiadomundo.uol.com.br/idade-moderna/>. Acesso em: 28 jan. 2016.

• A expansão marítima europeia contribuiu para um maior contato entre diferentes culturas e civilizações e, consequentemente, a troca de conhecimentos e produtos. As necessidades da época tornaram mais intensa a produção de ferro, cerâmicas, vidros, além de outros materiais. Essas necessidades, aliadas às trocas que ocorreram, elevaram a qualidade dos produtos fabricados a um novo patamar, que passou a ser o exigido neste comércio. Para atender a essas e outras demandas, a Química assumiu um papel eminentemente científico e afastou-se das técnicas medievais alquímicas, que ainda influenciavam os pensadores da época. Essa mudança colaborou para que os químicos realizassem reações dentro de parâmetros controlados e elaborassem hipóteses generalizáveis para outras situações. Em sua opinião, como a economia pode afetar o desenvolvimento de uma ciência?

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BeautifulChemistry.net/SPL/Latinstock

Reação entre zinco e nitrato de chumbo. Imagem produzida com lente de 100 mm, f 2.8/macro acoplada à câmera fotográfica.

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Transformações químicas Sugestão Ilha das Flores. Direção: Jorge Furtado. Brasil: Casa de Cinema de Porto Alegre, 1989. (13 min). Um retrato divertido e crítico da mecânica da sociedade de consumo. Acompanhando a trajetória de um simples tomate, desde a plantação até sua degradação e descarte, o curta escancara o processo de geração de riqueza e as desigualdades que surgem no meio do caminho.

As substâncias, como já mencionamos, podem ser identificadas com base em suas propriedades. A água pura, por exemplo, ao nível do mar, passa por processo de fusão à temperatura constante de 0 °C e por processo de ebulição à temperatura constante de 100 °C. Portanto, podemos identificar a substância água com base nessas e em outras propriedades. Esses dois processos em específico, aos quais estão associadas as propriedades temperatura de fusão e temperatura de ebulição, são definidos como transformações físicas. Na fusão, a água é o material constituinte tanto do gelo (estado inicial) como do líquido (estado final) e, na ebulição, tanto do líquido (estado inicial) como do vapor (estado final). Assim, suas propriedades químicas permanecem inalteradas, ou seja, trata-se da mesma substância antes e depois das transformações. Existe, entretanto, outro tipo de transformação, denominado transformação química ou reação química, em que há a formação de uma ou mais substâncias novas a partir de uma ou mais substâncias. Em outras palavras, uma transformação ou reação química ocorre quando uma ou mais substâncias iniciais se convertem em uma ou mais substâncias com propriedades diferentes.

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Evidências de ocorrência de transformação química

Florin Stana/Shutterstock.com

Figura 1. Na imagem, vemos uma maçã fresca e uma deteriorada. A alteração da cor da fruta é sinal de uma transformação química.

Alterações como mudança de cor, liberação de um gás, emissão de luz e formação de precipitados são evidências que normalmente caracterizam as reações químicas. No cotidiano e na natureza, encontramos alguns exemplos desses sinais: quando a água sanitária entra em contato com tecido colorido; um comprimido de antiácido estomacal se dissolve em água; alimentos in natura, como frutas, verduras, legumes e carnes, se deterioram, entre outras situações. Considere esta última. Na compra de um alimento, ele deverá estar firme e possuir coloração vistosa, bem como sabor e cheiro agradáveis. Porém, se não for bem acondicionado, depois de um curto período de tempo suas características se alterarão. Na maioria das vezes, a textura deixa de ser firme, a coloração se torna escura e o sabor e o cheiro se alteram. Verificaremos então que seu consumo não será mais possível. A transformação química pode também gerar (ou absorver) energia na forma de calor, como na queima de um pedaço de papel, de combustível ou de uma substância como o enxofre. Este último é utilizado principalmente na fabricação de ácido sulfúrico e de sulfatos. Esse ácido desempenha importante papel na indústria, pois muitos produtos comuns em nosso dia a dia, como os derivados de petróleo e os fertilizantes usados na agricultura, dependem dele em alguma etapa de sua fabricação.

Figura 2. Navio de carga enferrujado em uma praia próxima de Gytheio, Grécia. A formação de ferrugem é resultado de uma transformação química. O metal, inicialmente brilhante e tenaz, por causa da ação da água do mar e do ar, é convertido em uma substância fosca, porosa e quebradiça.

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Capítulo 3

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Representando uma transformação química Para representar as reações químicas, empregam-se uma série de símbolos e uma linguagem padrão que se resumem no que chamamos de equação química. As substâncias que compõem o estado inicial são chamadas de reagentes, e as que compõem o estado final são denominadas produtos. De modo geral, a reação química pode ser representada da seguinte forma: utilizamos uma seta, entre os dois estados, para indicar que ocorreu uma transformação, que reagentes deram origem a produtos. reagentes  é produtos Neste momento, vamos nos contentar com essa representação simplificada da equação química. Para que seja completa, ela deve conter símbolos e fórmulas químicas, coeficientes estequiométricos, representação dos estados físicos das espécies químicas envolvidas e indicação do calor envolvido. Apresentaremos e discutiremos esses aspectos à medida que avançarmos em nossos estudos. Vamos agora retomar três transformações citadas anteriormente e representá-las em equações químicas simplificadas. Na combustão de enxofre, temos uma reação entre o enxofre e o gás oxigênio, os reagentes, gerando um produto, o dióxido de enxofre, um gás tóxico. Assim: enxofre 1 gás oxigênio  é  dióxido de enxofre

reagentes

produto

Essa representação pode ser lida da seguinte forma: enxofre reage com gás oxigênio, produzindo dióxido de enxofre. Observe na Tabela 1 as diferenças entre as propriedades dos reagentes e as do produto. Elas comprovam a formação de uma nova substância após a transformação. Tabela 1. Propriedades dos reagentes e do produto da reação de queima de enxofre Substâncias Enxofre

Gás oxigênio

Dióxido de enxofre

Temperatura de fusão

95,3 °C

2218,8 °C

275,5 °C

Temperatura de ebulição

444,6 °C

2183,0 °C

210,1 °C

Densidade

2,07 g/mL

0,00131 g/mL

0,00262 g/mL

Cor

cristais amarelos

gás incolor

gás incolor

Propriedades

Fonte de pesquisa: LIDE, D. R. (Ed.). Physical Constants of Inorganic Compounds. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 4-79; 4-92.

Nos casos da queima de combustível e da formação de ferrugem, temos, respectivamente: combustível 1 gás oxigênio  é  gás carbônico 1 água

reagentes produtos

ferro 1 gás oxigênio 1 água  é  óxido de ferro hidratado (ferrugem)

reagentes

produto

Note a formação de novas substâncias após as reações. Se pesquisássemos os valores das propriedades listadas na Tabela 1 para essas substâncias, certamente verificaríamos diferenças entre os reagentes e os produtos. Estudo das transformações químicas

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. O(s) fenômeno(s) a seguir que envolve(m) reação(ões) química(s) é(são): a) digestão dos alimentos.

Equação de combustão do gás metano: gás metano 1 gás oxigênio é gás carbônico 1 água

b) enferrujamento de um balanço de parque.

Composição do lixo brasileiro

c) explosão de dinamite. e) queda de água em uma cachoeira. f) combustão do álcool em um automóvel. 2. Três sólidos diferentes A, B e C são aquecidos, isoladamente, em recipientes abertos e, a seguir, são esfriados. A adquire peso, B perde peso e C não altera seu peso. Assinale a(s) alternativa(s) correta(s):

2% Metal 2% Vidro

25% Papel e papelão

Editoria de arte

53% Material orgânico

d) congelamento de água.

15% Outros 3% Plástico

Todas são corretas.

a) A é um material que pode ter sofrido reação química. b) B pode ser uma mistura em que um dos componentes foi separado. c) A e B podem ter sofrido reações químicas.

Fonte: RECICLOTECA: Centro de Informações sobre Reciclagem e Meio Ambiente. Composição do lixo brasileiro em matéria da Veja 2010. Rio de Janeiro, 10 jan. 2011. Disponível em: <http://www.recicloteca.org. br/coleta-seletiva/a-composicao-do-lixo-brasileiro/>. Acesso em: 6 jan. 2016.

d) Se C não alterou seu peso nem suas propriedades químicas, não sofreu reação química.

Tempo de decomposição de alguns materiais

Analise o gráfico e a tabela ao lado e responda às questões 3 e 4. 3. Quais materiais, que são de fácil decomposição, podem ser encontrados nos aterros sanitários? 4. Quais são os três materiais e objetos que, ao serem descartados no meio ambiente, mais demoram para se decompor? 5. A queima de derivados de petróleo lança na atmosfera uma grande quantidade de dióxido de carbono, um dos gases do efeito estufa. Considerando que o gás metano, emitido pelos lixões, contribui cerca de 23 vezes mais que o dióxido de carbono para o efeito estufa, o seu uso como combustível pode ser considerado ecologicamente correto? Justifique sua resposta.

Material

Tempo aproximado de decomposição

Borracha

Tempo indeterminado

Chiclete

5 anos

Couro

Até 50 anos

Fralda descartável

600 anos

Matéria orgânica

2 anos

Metal

A partir de 10 anos

Plástico

Mais de 100 anos

Vidro

A partir de 4 000 anos

Fonte de pesquisa: lixo.com.br. Tempo de decomposição. Rio de Janeiro, [2015?]. Disponível em: <http://www.lixo.com.br/content/view/146/252/>. Acesso em: 6 jan. 2015.

6. A seguir, descrevemos três transformações: (I) a fusão do gelo, (II) a interação entre sulfato de cobre e hidróxido de sódio e (III) a interação entre cal e água. Evento

Sistema

Estado inicial

Estado final

I

Gelo e calor do ambiente

Sólido transparente e escorregadio

Líquido incolor

II

Soluções de sulfato de cobre e de hidróxido de sódio

Solução azul e solução incolor

Solução incolor e sólido azul

III

Cal e água

Sólido branco e líquido incolor

Formação de bolhas no líquido e sólido branco

Evidências

a) Escreva no caderno as evidências de transformação observadas em cada um dos eventos. b) Quais dos eventos indicados no quadro podem ser considerados transformações químicas? Justifique sua resposta.

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Capítulo 3

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Leis ponderais das transformações químicas Como vimos, as transformações químicas são aquelas que levam à formação de novas substâncias e podem ser evidenciadas por mudança de cor, formação de precipitado, liberação ou absorção de calor, liberação de gás ou emissão de luz. As massas das substâncias envolvidas nessas transformações apresentam relações específicas, que são determinadas por leis chamadas de leis ponderais. Essas leis das reações químicas formaram a base para o desenvolvimento da Química moderna, ciência que passou a ser estruturada em leis matemáticas.

Lei da conservação das massas

Marie-Anne Pierrette Lavoisier. Séc. XVIII. Gravura. Biblioteca Nacional, Paris. Foto: The Bridgeman Art Library/Keystone

Lavoisier é lembrado principalmente pela descoberta do papel do gás oxigênio em reações químicas e como um dos responsáveis por uma reforma radical da Quí­mica. É comum associá-lo ao estabelecimento da Quími­ca como ciência. De fato, suas contribuições foram fundamentais, mas não podemos ignorar todo o trabalho realizado antes por outros cientistas (principalmente no que diz respeito à nomenclatura de substâncias) e as colaborações de Louis Bernard Guyton de Morveau (1737-1810), Antoine François de Fourcroy (1755-1809) e Claude Louis Berthollet (1748-1822). Lavoisier também recebeu grande ajuda de outro importante colaborador, sua esposa Marie-Anne Paulze Lavoisier (1758-1836). Marie participou dos trabalhos de laboratório, traduziu diversas obras que foram indispensáveis para os estudos de Lavoisier (que não dominava muitas línguas) e produziu a série de gravuras que aparecem no seu livro mais famoso Traité élémentaire de chimie [Tratado elementar de Química].

Figura 3. Gravura de Marie-Anne Pierrete Paulze Lavoisier, publicada no clássico livro de Lavoisier, Tratado elementar de Química.

Abaixo, encontramos o texto que seria popularizado e convertido na famosa frase que viria a traduzir a lei da conservação das massas (ou simplesmente lei de Lavoisier): “Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. “[...] podemos estabelecer como­ Axioma: afirmação um axioma que, em todas as opeque não exige prova rações da arte e da natureza, nada para que se considere se cria; uma quantidade igual de verdadeira. matéria existe antes e depois do experimento; a qualidade e a quantidade dos elementos permanecem precisamente as mesmas; e nada ocorre além de variações e modificações na combinação dos elementos. Deste princípio depende toda a arte de executar experimentos químicos: devemos sempre supor uma igualdade exata entre os elementos do corpo examinado e aqueles dos produtos de sua análise”. LAVOISIER, A-L. Tratado elementar de Química. São Paulo: Madras, 2007.

No seu livro, Lavoisier apresentou resultados experimentais obtidos em vinte anos de trabalho em laboratório. Nos estudos que corroboraram a lei da conservação, as reações químicas eram realizadas em sistemas fechados, para que não houvesse perda de reagentes e produtos. Assim, ele pôde notar que as substâncias combinadas (reagentes) e as substâncias formadas (produtos) sempre apresentavam a mesma massa. Lavoisier foi o primeiro a explicitar essa ideia da conservação da massa como um princípio, mas outros filósofos naturais já a haviam considerado de maneira implícita. Vamos ver a seguir um exemplo da aplicação dessa lei. Quando colocamos para reagir 16 g de gás metano com 64 g de gás oxigênio, obtemos 44 g de dióxido de carbono e 36 g de água por meio da reação: ás metano 1 gás oxigênio é dióxido de 1 água g carbono

16 g

1

64 g

5

44 g

1 36 g

massa total 5 80 g massa total 5 80 g

Somando as massas dos reagentes e as dos produtos, verificamos que o resultado é o mesmo; a massa é, portanto, conservada nessa transformação. É importante frisar que as reações devem ocorrer em recipiente fechado. Pode-se notar, no exemplo, por que isso é necessário. Substâncias gasosas constituem os reagentes e os produtos. Em um recipiente aberto haveria troca de matéria com o meio externo, o que resultaria em erros nas medidas de massa. Outra contribuição científica importante de Lavoisier e colaboradores foi a proposta de um novo sistema de nomenclatura química. No livro Méthode de nomenclature Estudo das transformações químicas

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chimique [Método de nomenclatura química], Morveau, Fourcroy, Berthollet e ele listaram em uma série de tabelas os elementos que haviam definido como substâncias não decomponíveis, ou seja, substâncias que não podiam ser, por quaisquer meios, decompostas. Foi a definição operacional de elemento químico dessa época que possibilitou a sistematização da nomenclatura das substâncias químicas. Antes da publicação desse livro, os nomes das substâncias tinham significado amplo; eles podiam estar associados a seu modo de produção, ao nome de pessoas ou a alguma de suas

Contexto histórico A combustão dos materiais sempre chamou a atenção do ser humano tanto pelo seu poder devastador como pela grande liberação de energia. Na tentativa de explicar esse fenômeno diversas hipóteses foram criadas ao longo do tempo. Entre elas, a teoria do flogístico, proposta pelo químico e médico alemão Georg Ernst Stahl (1660-1734), foi a mais persistente, atravessando os séculos e fazendo parte das conclusões experimentais de renomados cientistas. Um deles foi Henry Cavendish (1731-1810), aristocrata inglês, membro e conselheiro da Real Sociedade de Londres (do inglês Royal Society of London, instituição destinada à promoção do conhecimento científico; foi fundada na segunda metade do século XVII). Cavendish acreditava que o flogístico fazia parte da composição de todos os materiais inflamáveis. Na combustão, a massa deles diminuía porque o flogístico era liberado. Na queima de metais – materiais pobres em flogístico –, ao contrário, havia um aumento da massa final. Ainda segundo Cavendish, o metal, ao interagir com um material rico em flogístico, como o carvão, sofria combustão, absorvendo o flogístico. Cavendish dedicou-se aos estudos das reações de combustão com o objetivo de isolar o flogístico, chegando a instalar um laboratório em sua casa. Em um de seus ensaios, ele recolheu ar inflamável desprendido de uma reação entre metais e ácidos diluídos. Nessa ocasião, acreditou ter isolado o flogístico. Posteriormente, tomou conhecimento de que o cientista inglês Joseph Priestley (1733-1804), em seus experimentos, havia obtido ar não inflamável e respirável, que foi denominado “ar puro” ou “ar vital”. Esse “ar puro” era, segundo Lavoisier, que o chamou de “princípio acidificante”, o princípio comum a todos os ácidos. Cavendish, então, decidiu fazer um experimento com o ar inflamável

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características. A nova proposta de nomenclatura se baseou na composição elementar das substâncias. É interessante notar que as ideias do botânico sueco Carolus Linnaeus (1707-1778), particularmente as empregadas para desenvolver um sistema de classificação de plantas (um nome para designar gênero, outro para designar espécie), influenciaram bastante esse grupo de químicos. Com base nessas ideias, foram definidas as classes de substâncias, algumas delas ainda utilizadas atualmente. Apesar disso, a nova nomenclatura levou em torno de vinte anos para ser completamente aceita. e o “princípio acidificante” e conseguiu sintetizar uma substância que, para sua surpresa, não era ácida. Lavoisier repetiu esse experimento e verificou que a substância era a água, mas acreditou que ela era resultado da condensação da umidade do ar. Por fim, Cavendish, com base em uma série de observações a respeito desse experimento, conseguiu demonstrar que havia uma reação entre o “ar inflamável” e o “ar puro” e que o produto era água. Assim, segundo ele, o “ar puro” era um “ar deflogisticado”, pois se tratava da água desprovida de flogístico (ar inflamável). Esse resultado foi comunicado a Lavoisier pelo médico inglês Charles Brian Blagden (1748-1820), colaborador de Cavendish. No entanto, o químico francês tinha convicções bem diferentes – ele duvidava da existência do flogístico. Ou seja, enquanto Cavendish se dedicava a encontrar o flogístico, Lavoisier buscava derrubar o que para ele seria um mito. Por isso, antes mesmo de tomar conhecimento dos experimentos de Cavendish para a produção da água, Lavoisier já havia feito outros que ratificaram sua hipótese da inexistência do flogístico. Em um desses experimentos, ele percebeu que a combustão do mercúrio envolveria a associação de um “ar” presente no ar atmosférico, que ele denominou oxigênio, ao mercúrio, formando, assim, óxido de mercúrio. Este, após calcinação, produzia tanto o mercúrio quanto o gás oxigênio. Assim, concluiu que a ideia da agregação do flogístico ao metal após sua queima não era compatível com as observações experimentais. Com isso, encontrou a justificativa para o aumento de massa de certas substâncias após combustão, o que o levou a desenvolver uma teoria contrária à do flogístico. O trecho a seguir do texto Réflexions sur le phlogistique pour servir de suite à la théorie de la combustion et de la calcination [Reflexões sobre o flogístico para servir na teoria da combustão e calcinação] ilustra suas conclusões a respeito do flogístico.

Capítulo 3

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LAVOISIER, A-L. Réflexions sur le phlogistique pour servir de suite à la théorie de la combustion et de la calcination. Mémoires de l’Académie des Sciences. 1783. (Tradução livre).

Sheila Terry/SPL/Latinstock

“Nas demais memórias que comuniquei à Academia, revi os principais fenômenos da Química; insisti sobre aqueles que acompanham a combustão, a calcinação de metais e, em geral, todas as operações em que há absorção e fixação de ar. Deduzi todas as explicações de um princípio simples, o ar limpo, o ar vital, é composto de um princípio particular [...], denominado princípio oxigênio [...]. Mas, se tudo é explicado em Química de maneira satisfatória sem o auxílio do flogístico, é altamente provável que por si só esse princípio não exista; que seja uma suposição hipotética [...], uma opinião que considero um erro fatal para a Química e que parece ter adiado progressos significativos por causa da maneira equivocada de filosofar que ela introduziu.”

Ilustração do químico francês Lavoisier mostrando a colegas cientistas seu experimento que revelou a composição do ar. Vemos Lavoisier (no centro, de jaqueta vermelha) indicando o aparato usado para estudar a combustão de mercúrio.

Em 1783, considerando essa nova perspectiva, Lavoisier e o matemático, astrônomo e físico francês Pierre Simon Marquis de Laplace (1749-1827) sintetizaram água na presença de cientistas como Blagden, Jean Baptiste Meusnier (1754-1793), Adrien-Marie Legendre (17521833), entre outros. Lavoisier, ao contrário de Cavendish, concluiu que a água era uma substância composta de “ar inflamável” (hidrogênio) e “ar vital” (oxigênio).

Atividades

Assim, para um mesmo experimento, duas interpretações distintas, que dependiam da aceitação ou não da teoria do flogístico, foram desenvolvidas. Para Cavendish, o ar deflogisticado e o ar flogisticado eram a própria água, que se apresentava de diferentes formas conforme a quantidade de flogístico presente. Já para Lavoisier, a água era uma substância composta de oxigênio e hidrogênio.

Escreva no caderno

1. As descobertas de Cavendish contribuíram para o fim da teoria do flogístico, da qual ele foi adepto. Você concorda com essa afirmação? 2. Como o experimento de calcinação do mercúrio e do óxido de mercúrio forneceu as bases para que Lavoisier refutasse a teoria do flogístico? 3. No livro Tio Tungstênio, de Oliver Sacks, lemos o seguinte trecho: “Embora Cavendish tenha sido

o primeiro a observar que hidrogênio e oxigênio formavam água quando explodiam juntos, interpretou essa reação com base na teoria do flogístico. Lavoisier, ao saber do trabalho de Cavendish, repetiu o experimento, reinterpretando os resultados corretamente, e reivindicou a autoria da descoberta, sem dar o crédito a Cavendish”. Reúna-se em grupo e discuta com seus colegas a atitude de Lavoisier.

Lei das proporções definidas No fim do século XVIII, a Química, de maneira geral, se voltou para a análise quantitativa e para a composição das substâncias, que era determinada fundamentalmente por meio de reações de síntese e de decomposição ou análise, procedimento que possibilitou a definição operacional de elemento químico dada por Lavoisier. Essa abordagem quantitativa serviu como pano de fundo para que o químico e farmacêutico francês Joseph Louis Proust (1754-1826) formulasse uma lei com base em uma série de observações experimentais. Proust, que tinha uma postura mais empirista (ou seja, acreditava em conclusões tiradas por experimentos), notou que a composição elementar e as propriedades de uma substância são sempre as mesmas, independentemente da transformação química utilizada para produzi-la. Estudo das transformações químicas

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Essa generalização, denominada lei das proporções definidas (ou simplesmente lei de Proust), foi publicada por ele em um artigo de 1794. Em outras palavras, ela estabelece que a proporção em massa dos elementos que participam da composição de uma substância é constante; desse modo, é possível determinar a regularidade matemática das transformações químicas. É interessante mencionar que houve precursores dessa generalização, cientistas que partilharam do mesmo ponto de vista, em especial Guyton de Morveau, colaborador de Lavoisier, o químico escocês Thomas Thomson (1773-1852), entre outros. Como exemplo de aplicação dessa lei, vamos considerar a reação entre os gases hidrogênio e oxigênio para a formação de água. Observe os resultados de três experimentos com esses elementos: Tabela 2. Reação entre os gases hidrogênio e oxigênio Experimentos

Gás hidrogênio 1

Gás oxigênio é

Água

1

2g

16 g

18 g

2

6g

48 g

54 g

3

10 g

80 g

90 g

Quando a massa de um dos participantes do processo aumenta, para que toda a massa desse participante reaja, a massa do outro participante também deverá aumentar em uma proporção fixa. Matematicamente, podemos demonstrar essa lei da seguinte forma: massa de gás hidrogênio massa de gás oxigênio

5

2g 6g 10 g 1 5 5 5 16 g 48 g 80 g 8

Assim, a massa de gás oxigênio que reage com gás hidrogênio é sempre 8 vezes maior. Por isso, como dissemos, a composição química de uma substância é sempre a mesma, independentemente da forma como ela é obtida. Embora a água possa ser produzida de diversas maneiras (por processos naturais ou laboratoriais), a participação em massa do gás hidrogênio e do gás oxigênio é sempre de 1 : 8. Vejamos, neste outro exemplo, a reação entre mercúrio e gás oxigênio para produzir óxido de mercúrio: Tabela 3. Reação entre mercúrio e gás oxigênio Experimentos

Mercúrio

1

Gás oxigênio é Óxido de mercúrio

1

200 g

16 g

216 g

2

75 g

6g

81 g

3

125 g

10 g

135 g

massa de mercúrio 200 g 75 g 125 g 25 5 5 5 5 massa de gás oxigênio 16 g 6g 10 g 2 Desse modo, independentemente da forma como o óxido de mercúrio é formado, a proporção entre o mercúrio e o gás oxigênio é sempre de 25 : 2. Se em ambos os exemplos de reação tivermos uma quantidade maior de um dos reagentes em relação à proporção fixa, dizemos que esse reagente está em excesso. Por exemplo, em uma reação entre 140 g de mercúrio e 10 g de gás oxigênio e em outra entre 20 g de gás hidrogênio e 80 g de gás oxigênio, haverá um excesso de 15 g de mercúrio e de 10 g de gás hidrogênio, respectivamente. A lei de Proust nos permite distinguir substância de mistura. Em uma mistura, a proporção é variável.

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Capítulo 3

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Exercícios resolvidos 1 Considere a reação química entre cloreto de sódio e nitrato de prata. Essas duas substâncias são solúveis em água. No entanto, observamos a formação de um sólido quando certa quantidade de ambas é adicionada à água. O sólido é o cloreto de prata, que apresenta baixa solubilidade em água. A reação pode ser representada da seguinte forma: cloreto de sódio 1 nitrato de prata é cloreto de prata 1 nitrato de sódio

Nesse caso, há variação de massa entre reagentes e produtos? Resolução

Se considerarmos que o cloreto de sódio e o nitrato de prata foram misturados em um recipiente fechado, em que não há troca de matéria com o meio ambiente, a reação química ocorreu sem alteração de massa, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.

2 (Unicamp-SP) Hoje em dia, com o rádio, o computador e o telefone celular, a comunicação entre pessoas a distância é algo quase que “banalizado”. No entanto, nem sempre foi assim. Por exemplo, algumas tribos de índios norte-americanas utilizavam códigos com fumaça produzida pela queima de madeira para se comunicarem a distância. A fumaça é visível devido à dispersão da luz que sobre ela incide. a) Considerando que a fumaça seja constituída pelo conjunto de substâncias emitidas no processo de queima da madeira, quantos “estados da matéria” ali comparecem? Justifique. b) Pesar a fumaça é difícil, porém, “para se determinar a massa de fumaça formada na queima de uma certa quantidade de madeira, basta subtrair a massa de cinzas da massa inicial de madeira”. Você concorda com a afirmação que está entre aspas? Responda sim ou não e justifique.

Resolução a) Três estados da matéria: o sólido (formado por fuligem), o líquido (formado por gotículas de água) e o gasoso (formado por gás carbônico e monóxido de carbono). b) Não. De acordo com a lei da conservação das massas, em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Nesse caso, o sistema é aberto e a afirmação não levou em conta a massa de gás oxigênio, presente no ar, que reagiu com a madeira.

Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Em um de seus experimentos, Lavoisier aqueceu mercúrio em um recipiente fechado com ar atmosférico. Nesse processo, 50 g de mercúrio reagiram com gás oxigênio e formaram óxido de mercúrio. Considerando que em um recipiente fechado 200 g de mercúrio reagem completamente com 16 g de gás oxigênio para formar o óxido de mercúrio, determine a massa utilizada de gás oxigênio nesse experimento. 4 g 2. Em dois experimentos, foram utilizadas massas de carbono que foram queimadas completamente. No experimento I, foi utilizada uma massa de 1 g de carbo­no; no experimento II, uma massa de 9 g de car­bono. Nos dois casos, a única substância formada foi o gás carbônico. As massas desse gás obtidas nos experimentos I e II foram, respectivamente, 3,66 g e 32,94 g.

Demonstre que a lei das proporções definidas é obedecida nos dois casos. 3. Em um recipiente de vidro com tampa, de massa igual a 20 g, são colocados 2 g de iodeto de potássio pulverizado e 4 g de solução aquosa de nitrato de chumbo. O recipiente, hermeticamente fechado, é agitado. Essa reação química pode ser representada pela seguinte equação: iodeto de potássio 1 nitrato de chumbo é (sólido branco)

(solução transparente)

é nitrato de potássio 1 iodeto de chumbo (sólido branco)

(sólido amarelo)

a) Qual é a principal evidência da ocorrência de reação química nessa transformação? b) Qual é a massa total do recipiente e seu conteúdo ao fim da reação? Justifique sua resposta. 26 g Estudo das transformações químicas

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O modelo científico Quando um cientista investiga uma situação e chega a determinadas conclusões, ele deve organizar formas adequadas de tradução do conhecimento que possibilitem uma leitura inteligível de suas descobertas. Uma das ferramentas utilizadas são os modelos. É por meio deles que a ciência consegue descrever, interpretar, explicar e prever fenômenos, além de elaborar novas hipóteses. Entretanto, um modelo não é real, não possui representação física, ou seja, não é algo palpável. Isso é de extrema importância na ciência: entender um modelo é compreender uma representação imaginária de um objeto, de um sistema ou de uma atividade mental. Em outras palavras, os modelos científicos são tentativas de representar uma realidade – ou aspectos dessa realidade – com a intenção de torná-la descritível qualitativa ou quantitativamente. O conhecimento químico, em particular, é pautado na observação da matéria e de suas propriedades, estruturas e transformações em nível macroscópico. Esse nível representa tudo o que pode ser observado, seja a olho nu, seja por meio de equipamentos de medição ou por comparação. Para explicar o que está ocorrendo em nível submicroscópico, que corresponde a tudo o que não pode ser observado, os cientistas elaboram, portanto, modelos científicos. Mas atenção: não confundir esse nível com o microscópico, em que objetos ou sistemas podem ser observados com um equipamento (um microscópio, por exemplo). Já a comunicação científica se dá por meio de uma linguagem própria e universal constituída de símbolos e representações (nível simbólico). A representação H2O, por exemplo, é reconhecida por cientistas e por boa parte da população de qualquer lugar do planeta como uma representação da substância água. Assim, os químicos observam a matéria e suas transformações em nível macroscópico, interpretam-nas em nível submicroscópico e comunicam-se em nível simbólico. A correta compreensão da Química e de suas transformações se dá quando conseguimos transitar por esses níveis, que são como vértices de um triângulo.

Figura 4. Os três níveis básicos da Química, segundo o modelo de Alex H. Johnstone, e representações desses níveis. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

H2O nívelsubmicroscópico submicroscópico nível

Paulo Cesar Pereira

nível macroscópico macroscópico nível

nível simbólico simbólico nível

Ilustração elaborada com base em: JOHNSTONE, A. H. The Development of Chemistry Teaching. Journal of Chemical Education, v. 70, n. 9, 1993.

Não há modelo científico certo ou errado. Se um modelo não permitir a explicação de determinado fenômeno e a realização de previsões, ele é reformulado. Um exemplo é o modelo de átomo. Essa representação sofreu e vem sofrendo mudanças e reformulações há cerca de dois séculos.

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Capítulo 3

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Atividade prática

Professor, essa atividade prática exige preparo prévio. Ver em Orientações para o professor.

Objetivo • Utilizar as capacidades investigativas e o levantamento de hipótese para inferir a natureza de um objeto.

Materiais • 5 caixas opacas contendo um objeto pequeno em cada uma • ímã de geladeira • balança

Procedimentos a) Construa, em seu caderno, o quadro a seguir. 1

2

3

4

5

Formato do objeto

Atenção

Material do objeto

Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

Magnético? Massa do objeto Descrição e correlação

b) Ao receber uma das caixas opacas, realize algumas ações, sem abrir a caixa, que o ajudem a estimar as propriedades do objeto e preencha o quadro. c) Troque sua caixa com a de outro grupo e repita o procedimento até analisar todas as caixas. d) Ao terminar, indique os possíveis objetos contidos em cada caixa.

Para concluir

Escreva no caderno

1. Descreva, em poucas linhas, as ações realizadas e o que você esperava descobrir com elas. É possível realizar outras ações, não descritas no quadro, que ajudem a determinar os objetos nas caixas?

2. Complete o quadro. Na última linha, descreva os objetos e correlacione suas observações a algum objeto conhecido. Entregue o quadro para seu professor, que será responsável por comparar os resultados.

3. Cientistas trabalham muito com modelos. Explique, de forma sucinta, o que é um modelo.

4. Muitas vezes, cientistas que possuem os mesmos dados chegam a conclusões diferentes. Isso aconteceu nesse experimento? Como o conceito de modelo se aplica a essa situação?

5. Caso tenha havido uma variedade de conclusões, como seria possível restringi-las?

Estudo das transformações químicas

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A teoria atômica de Dalton No início do século XIX, o inglês John Dalton (1766-1844), para defender e aprimorar seus estudos sobre a atmosfera, as misturas entre gases e a dissolução de gases em água, lançou uma hipótese sobre a composição da matéria. Ele sugeriu que pequenas partículas indivisíveis – os átomos – a constituíam. O termo “átomo” vem do grego e significa “aquilo que não pode ser cortado, aquilo que é indivisível”. Pensadores da escola filosófica atomista na Grécia antiga, como Leucipo (nascido em meados do século V a.C.) e Demócrito (460-370 a.C.), acreditavam que essas minúsculas partículas constituíam toda matéria existente. Mas as partículas propostas pelo cientista inglês não podem ser consideradas herdeiras dos átomos gregos, que eram conceitos filosóficos. Em 1808, Dalton publicou a primeira parte do seu livro mais importante, A New System of Chemical ­Philosophy [Um Novo Sistema de Filosofia Química], com seu relato da nova teoria atômica (as outras duas partes são de 1810 e 1827, respectivamente). A hipótese atômica daltoniana foi fundamental para explicar as proporções de combinação de gases na formação de alguns compostos e se mostrou coerente com a lei da conservação das massas e a lei das proporções definidas.

As principais características do modelo científico de Dalton, ou seja, de sua teoria atômica, são as seguintes: • A matéria é constituída de pequenas partículas indivisíveis denominadas átomos, que não podem ser criados nem destruídos. • Átomos de um mesmo elemento são iguais em todas as suas qualidades (tamanho, forma e massa, por exemplo) e diferentes de átomos de outros elementos. • Os átomos podem se combinar numa proporção fixa para formar “átomos compostos” (hoje chamados de moléculas). As reações químicas podem ser consideradas processos em que há união e separação de átomos (rearranjo de átomos). Com base nessa teoria, um novo sentido foi dado ao conceito de elemento, que deixou de ser considerado o mesmo que substância não decomponível. Elemento (químico), segundo Dalton, corresponde a um conjunto de átomos com características semelhantes. Com essa definição, e sabendo que todas as substâncias são constituídas de átomos, podemos classificá-las como simples ou compostas. As substâncias simples são formadas por átomos de um único elemento químico, e as compostas (também chamadas de compostos químicos ou simplesmente compostos), por átomos de dois ou mais elementos.

Você sabia?

É uma deficiência na visão que dificulta a percepção de uma ou de todas as cores. O olho humano possui cones, células capazes de distinguir três grupos de cores: verde, amarelo e vermelho, e azul-violeta. Nas pessoas daltônicas essas células não existem em número suficiente ou apresentam alguma alteração, como explica o oftalmologista Flavio A. Marchi, da Universidade Estadual de Campinas, São Paulo. A deficiência pode atingir os três grupos de cores (monocromatismo), ou apenas os responsáveis pela visão do vermelho (protanopia), do verde (deuteranopia) ou do azul (tritanopia). A palavra “daltonismo” teve origem no nome do químico inglês John Dalton (1766-1844), o primeiro a estudar cientificamente esse distúrbio da visão, do qual ele também padecia. Conta-se que ele só percebeu a deficiência quando, certa vez, comprou um par de meias de seda para a mãe, que ele enxergava como pardo-azuladas. Na verdade, as meias eram vermelhas, e a mãe de Dalton jamais poderia usá-las. É que a família era quacre, grupo cristão conhecido como Sociedade dos Amigos, que acreditava serem as pessoas todas iguais e, assim, elas não deveriam se destacar umas das outras, vestindo-se, por exemplo, com cores berrantes. DAVINI, E. J. V. O que é daltonismo? Superinteressante, São Paulo: Ed. Abril, n. 41, p. 23, fev. 1991. Abril Comunicação S.A. Disponível em: <http://super.abril.com. br/saude/daltonismo-439765.shtml>. Acesso em: 24 mar. 2015.

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SM/SSPL/Easypix

O que é daltonismo?

O teste de cores de Ishihara, ainda usado para diagnosticar problemas de percepção de cores, foi inventado pelo oftalmologista japonês Shinobu Ishihara em 1917.

Capítulo 3

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Representação dos átomos No seu livro, Dalton apresentou símbolos para os elementos e seus compostos. Esse sistema de notação – que, de acordo com alguns historiadores da ciência, inclui concepções influenciadas pelo senso comum – foi substituído mais tarde pelo sistema do químico sueco Jons Jacob Berzelius (1779-1848), que usamos até o presente. Conhecemos atualmente mais de cem elementos químicos, cada um deles com um nome e um símbolo. O sistema de Berzelius estabelece que o símbolo de um elemento deve ser formado por uma ou duas letras do seu nome em latim (ou grego): a inicial deve ser sempre maiúscula e a segunda letra, se necessário, sempre minúscula. Essa última é usada quando há dois ou mais elementos com a mesma inicial. Esse sistema é reconhecido em toda a comunidade científica do mundo. Vejamos alguns exemplos do sistema de Berzelius na Tabela 4.

Elemento

Símbolo

Fósforo

P

Enxofre

S

Prata

Ag

Alumínio

A

Hélio

He

Flúor

F John Dalton. 1835. Coleção particular. Foto: Universal History Archive/UIG/The Bridgeman Art Library/Keystone

Tabela 4. Símbolos de alguns elementos químicos

Estação das Teclas

Note que alguns símbolos têm relação com o nome do elemento em português, mas, como dissemos, eles derivam dos nomes em latim (ou grego). Assim, Ag vem de Argentum, S, de Sulphur, P, de Phosphorus e assim por diante. Os pequenos círculos (Figura 5) continuam representando átomos (e moléculas), mas foram modificados. Atualmente, para fins didáticos, uma das representações utilizadas são as esferas com diâmetros relativos e em cores ilustrativas, como vemos na Figura 6. O

N

O

C

O

S

O

C

C

H

O

Figura 6. Representação de alguns átomos e das moléculas de gás oxigênio (substância simples) e dióxido de carbono (substância composta). (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Figura 5. Símbolos elaborados por Dalton para representar elementos e compostos. Estudo das transformações químicas

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Fórmulas e equações químicas Observe a seguir a equação química simplificada da reação de queima de etanol (ou reação de combustão do etanol): etanol 1 gás oxigênio é dióxido de carbono 1 água Podemos representar as moléculas das substâncias que constituem os reagentes e os produtos dessa reação utilizando fórmulas:

C2H6O 1 O2 é CO2 1 H2O Em uma fórmula, há os símbolos dos elementos que compõem a substância e índices (denominados índices de atomicidade), que indicam a proporção entre os átomos dos elementos. Quando o índice é igual a 1, ele não aparece na fórmula. Assim, C2H6O representa uma substância composta cujas moléculas têm dois átomos do elemento carbono (C), seis do elemento hidrogênio (H) e um do elemento oxigênio (O); O2, uma substância simples cujas moléculas têm dois átomos do elemento oxigênio; CO2, uma substância composta cujas moléculas têm dois átomos do elemento oxigênio e um do elemento carbono; e H2O, uma substância composta cujas moléculas têm dois átomos do elemento hidrogênio e um do elemento oxigênio. Como vimos, uma das características do modelo científico de Dalton é que a matéria é constituída de pequenas partículas indivisíveis denominadas átomos, que não podem ser criados nem destruídos. Tomando-se por base essa característica (que átomos não podem ser destruídos), todos os átomos presentes nos reagentes devem ser encontrados nos produtos, o que não ocorre na reação acima, pois o carbono e o hidrogênio estão em quantidades diferentes (o oxigênio está correto, há três átomos tanto nos reagentes quanto nos produtos). Dessa forma, falta à equação a proporção correta entre as moléculas de reagentes e produtos para que essa característica seja cumprida. Assim, corrigindo:

C2H6O 1 3 O2 é 2 CO2 1 3 H2O 1 molécula de C2H6O 3 moléculas de O2 2 moléculas de CO2

3 moléculas de H2O

Esses números que antecedem as fórmulas são chamados de coeficientes estequiométricos, e a operação que devemos realizar para acrescentar esses coeficientes e garantir a correta proporção chama-se balanceamento. Quando o coeficiente é igual a 1, ele não aparece na equação. Em resumo, essa reação deve ser lida da seguinte forma: uma molécula de etanol reage com três moléculas de oxigênio, resultando em duas de dióxido de carbono e três de água.

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Capítulo 3

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As leis ponderais e a teoria atômica de Dalton Vejamos agora como a teoria de Dalton explica a lei da conservação das massas e a lei das proporções definidas. Os átomos são indivisíveis e não podem ser criados nem destruídos. Em uma transformação química, eles apenas se recombinam (rearranjam), assim a massa se conserva (massa de reagentes é igual à massa de produtos). É exatamente o que diz a lei de Lavoisier. No exemplo a seguir (combustão de enxofre), note que há a mesma quantidade de átomos nos dois lados da equação: enxofre 1 gás oxigênio é dióxido de enxofre

S 1 O2 é SO2 O

+ S

Figura 7. Representação da combustão de enxofre com base no modelo de Dalton. Note que ele é coerente com a lei da conservação das massas. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

O

O

O

S

Além disso, pode-se afirmar, com base na teoria de Dalton e na lei de Proust, que as moléculas são formadas por uma quantidade fixa de átomos de seus elementos constituintes. O dióxido de enxofre, por exemplo, sempre será formado por dois átomos de oxigênio e um de enxofre, independentemente da quantidade de enxofre queimado. Portanto, se queimarmos 1 grama ou 1 tonelada de enxofre, teremos uma quantidade proporcional de dióxido de enxofre. O O

+ S

O

O S

O

O

O S

O S

O

O

Ilustrações: Estação das Teclas

O

S

O S

Lei das proporções múltiplas Com base em seus postulados, Dalton observou que, quando dois elementos diferentes formam mais de um composto, os números de átomos de cada elemento guardam entre si uma razão de números inteiros. Isso ficou conhecido como lei das proporções múltiplas (ou simplesmente lei de Dalton). Para entender melhor essa generalização, vamos analisar o exemplo da reação entre carbono e gás oxigênio (combustão do carbono): Dependendo da quantidade de gás oxigênio utilizado no processo, para uma quantidade fixa de carbono, duas substâncias diferentes se formam: o monóxido de carbono e o dióxido de carbono. O monóxido de carbono é um gás altamente tóxico. Inalado em pequenas quantidades, pode causar dores de cabeça, lentidão de raciocínio, problemas de visão, redução da capacidade de aprendizagem e perda de habilidade manual. Em maiores quantidades, pode levar à morte. O dióxido de carbono é um gás que está presente na atmosfera. É liberado durante a respiração dos animais e na queima de combustíveis fósseis e usado comercialmente em bebidas e extintores de incêndio.

Figura 8. O modelo de Dalton é coerente com a lei das proporções definidas. Ao triplicarmos a quantidade de enxofre e de gás oxigênio, será obtido o triplo da quantidade de dióxido de enxofre. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Estudo das transformações químicas

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Na Tabela 5, são apresentados dois experimentos: no primeiro, há uma proporção em massa de 3 : 8; no segundo, uma proporção de 3 : 4. Tabela 5. Formação de monóxido ou dióxido de carbono Experimento

carbono 1

gás oxigênio

é produto

1

12 g

32 g

44 g dióxido de carbono

2

12 g

16 g

28 g monóxido de carbono

Analisando-se os experimentos, nota-se que no experimento 1 há o dobro de massa de gás oxigênio. Assim, com base na lei de Dalton, o dióxido de carbono deve ter duas vezes mais átomos de oxigênio que o monóxido de carbono.

Estação das Teclas

carbono

12 g

carbono

12 g

gás oxigênio

é

32 g

+

gás oxigênio

16 g

dióxido de carbono

44 g

é

monóxido de carbono

28 g

Martin Bond/SPL/Latinstock

Figura 9. Representações de reações de combustão do carbono formando dióxido de carbono e monóxido de carbono (imagem fora da escala e em cores ilustrativas).

+

Figura 10. Mural que representa John Dalton coletando gás de pântano (metano). Fotografado na prefeitura de Manchester, Reino Unido. Mural pintado por Ford Madox Brown, c. 1879-1893.

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Capítulo 3

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Considerando a lei de Dalton, observe a tabela e assinale a alternativa correta. Experimentos

Substâncias carbono 1 oxigênio é produtos (substâncias formadas)

1

12 g

32 g

44 g

x

2

12 g

16 g

28 g

y

3

1,5 g

2g

3,5 g

z

a) As massas de oxigênio mantêm proporção de 1 : 2 nos experimentos 1 e 2. b) Os compostos x e y são diferentes, pois os experimentos 1 e 2 estão de acordo com a lei de Dalton. c) Os compostos x e z são iguais, e os experimentos 1 e 3 estão de acordo com a lei de Lavoisier. d) Os compostos y e z são iguais, e os experimentos 2 e 3 estão de acordo com a lei de Dalton. e) Os compostos x e y são diferentes, pois os experimentos 1 e 2 estão de acordo com a lei de Proust. 2. (UFAC) “Em um sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”. A afirmação está centrada na: a) Lei de Lavoisier. c) Lei de Dalton. e) Lei de Amagat. b) Lei de Proust. d) Lei de Graham. 3. A tabela a seguir descreve diferentes experimentos em que o magnésio metálico reagiu com gás oxigênio, formando óxido de magnésio. Formação de óxido de magnésio Experimentos

Reagentes (g)

Produto (g)

magnésio

gás oxigênio

óxido de magnésio

1

0,96

0,64

1,6

2

0,48

0,32

0,8

3

0,24

0,16

0,4

Os três experimentos estão de acordo com a lei de Lavoisier? Por quê? 4. (UECE) A análise de 3 amostras de um líquido incolor revelou, em termos aproximados, os dados contidos na tabela a seguir. Amostra

Massa de carbono

Massa de hidrogênio

1

8,62 g

1,64 g

2

13,35 g

2,54 g

3

8,52 g

1,62 g

Com base na tabela, considere a seguinte afirmação: “De acordo com a lei de , o material analisado é ”. Os termos que preenchem de maneira adequada as lacunas da afirmação anterior são, respectivamente: a) Lavoisier e substância. c) Dalton e mistura. b) Proust e substância. d) Richter e mistura. Estudo das transformações químicas

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CONEXÕES A colaboração entre cientistas sempre foi muito importante para o desenvolvimento da ciência. Atualmente, as pesquisas científicas colaborativas não só continuam essenciais como têm sido cada vez mais estimuladas, e um dos principais benefícios é o aumento da produtividade. A tendência é que elas se tornem cada vez mais complexas, exigindo uma gama de conhecimentos que dificilmente são alcançados por apenas um grupo de pesquisa especializado. Assim, as inovações técnico-científicas de variados setores exigem o fortalecimento das relações entre os grupos de pesquisa, da interdisciplinaridade. Muitas vezes os grupos trabalham de maneira independente e, juntos, dão uma grande contribuição para o desenvolvimento de alguma área da ciência. Um exemplo recente pode ser visto no texto a seguir, que retrata como três cientistas (que, podemos afirmar, representam três grupos de pesquisa) desenvolveram um microscópio cuja resolução excede em muito a dos microscópios atuais.

Cientistas ganham Nobel de Química por microscópio de alta resolução [...] Os cientistas americanos Eric Betzig e William E. Moerner, e o romeno naturalizado alemão Stefan W. Hell foram os vencedores do prêmio Nobel de Química de 2014. A Academia Real de Ciências da Suécia premiou os pesquisadores pela invenção do microscópio de fluorescência de alta resolução, que “trouxe a microscopia óptica para a nanodimensão”, segundo o anúncio feito na manhã desta quarta-feira [8 de outubro de 2014]. A partir desta descoberta, os microscópios deixaram de ser limitados por uma resolução que não permitia estudar o mundo com mais detalhes. Com isso, tornou-se possível observar os caminhos de moléculas individuais dentro de células vivas [...]. “A nanoscopia não nos diz apenas onde os processos acontecem, mas quando e como”, disseram os membros da Academia em sua apresentação. Com o uso de moléculas fluorescentes, os vencedores do Nobel de Química deste ano conseguiram contornar a principal limitação encontrada pelos microscópios ópticos: sua resolução máxima. Antes da contribuição destes três cientistas, não era possível observar nada menor do que metade do comprimento de onda da luz, ou seja, 0,2 micrômetro (ou 0,0000002 metro), limite estabelecido em 1873 pelo microscopista Ernst Abbe. Essa resolução era suficiente para observar células e até mesmo o contorno de algumas organelas celulares (estruturas dentro das células), como as mitocôndrias, mas era impossível estudar objetos menores, ou acompanhar a interação de moléculas no interior de uma célula. “Era como ver os prédios de uma cidade sem conseguir identificar como as pessoas vivem dentro deles”, explicou o comunicado da Academia. [...] [...] Stefan Hell publicou em 1994 um artigo sobre um novo método de observação microscópica desenvolvido por ele, denominado depleção via emissão estimulada (stimulated emission depletion, STED). Neste método, um feixe de luz é usado para “acender” todas as moléculas fluorescentes, e então outra luz começa a “apagar” todas as moléculas, menos aquelas em escala de nanômetro (nm). Arrastando estes feixes de luz por toda a amostra, foi possível obter uma imagem de melhor resolução do material estudado. No ano 2000, Hell demonstrou o funcionamento de seu novo microscópio fazendo uma imagem da bactéria E.coli em resolução nunca antes vista em um microscópio óptico. Assim, ao menos na teoria, não havia mais uma resolução limitante para esses microscópios. Enquanto essa técnica coleta a luz de diversos pequenos volumes para criar uma imagem completa, o segundo princípio agraciado com o Prêmio trabalha com a sobreposição de diversas imagens. Eric Betzig e W. E. Moerner contribuíram, de forma independente um do outro, para a criação da microscopia de molécula única. Moerner publicou em 1997 um estudo em que demonstrou ser possível ativar e desativar a fluorescência de moléculas individuais – como se fossem pequenas lâmpadas com interruptores.

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Capítulo 3

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Betzig, por sua vez, começou a questionar se um microscópio poderia alcançar uma melhor resolução uma vez que as moléculas brilhassem em cores diferentes, como vermelho, amarelo e verde. A ideia era registrar uma imagem do material estudado para cada cor, e depois juntá-las, formando a imagem final. Se todas as moléculas de uma cor estivessem distantes o bastante para superar o limite de 0,2 micrômetro, sua posição seria determinada com precisão. Sobrepondo todas as cores, a imagem final teria uma resolução maior do que a que era considerada possível até então. Betzig publicou em 1995 um estudo teórico sobre o assunto, e se afastou da Academia em seguida para trabalhar na empresa do pai. O maior avanço veio em 2005, quando Betzig, de volta à pesquisa científica, tomou conhecimento de proteínas fluorescentes que poderiam ser ativadas e desativadas, similares às descritas por Moerner. Com isso, ele conseguiu desenvolver a ideia que havia tido dez anos antes: as moléculas não precisavam ter brilhos de cores diferentes, elas podiam apenas brilhar em momentos distintos. Em 2006, ele publicou um estudo em que conseguiu captar uma imagem da membrana de um lisossomo com resolução muito melhor do que o limite imposto até então. [...] CIENTISTAS ganham Nobel de Química por microscópio de alta resolução. Veja, 8 de outubro de 2014, Ciência. Disponível em: <http://veja.abril.com.br/noticia/ciencia/cientistas-ganham-nobel-de-quimica-por-microscopio-de-altaresolucao>. Acesso em: 31 jan. 2016.

formiga

fio de cabelo

célula

bactéria

mitocôndria

vírus

proteína

© Johan Jarnestad/The Royal Swedish Academy of Sciences is clearly stated

Limite de difração de Abbe (0,2 µm)

molécula

Escala ilustrada com a indicação do limite da capacidade de visualização do microscópio anterior ao produzido pelos ganhadores do prêmio. [Imagem disponível em: <https://www.nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/2014/popular-chemistryprize2014.pdf>. Acesso em: 31 jan. 2016.]

Atividades

Escreva no caderno

1. Apesar de não terem trabalhado juntos, cada um dos cientistas ganhadores do prêmio Nobel teve uma participação para que uma nova técnica de microscopia, a nanoscopia, fosse desenvolvida. Identifique a participação de cada um nessa pesquisa. 2. O texto informa que o microscópio anterior ao STED apresentava um limite de resolução. Como o STED poderá influenciar futuras pesquisas nas áreas de Química, Biologia e Medicina? 3. Os avanços tecnológicos estão ocorrendo de maneira cada vez mais rápida, e isso se deve em grande par-

te à contribuição de diversos grupos de pesquisa, que trabalham de forma colaborativa ou independente. É cada vez mais comum vermos grandes descobertas e desenvolvimentos tecnológicos associados a mais de um cientista. Reúna-se em grupo e façam um levantamento dos ganhadores do prêmio Nobel de Química. Escolham ao menos uma premiação que tenha envolvido mais de um ganhador e pesquisem o tema laureado e qual foi a contribuição de cada cientista. Apresentem os resultados dessa pesquisa à classe. Organizem-se de forma que todos os integrantes do grupo participem da pesquisa e de sua apresentação. Estudo das transformações químicas

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Escreva no caderno

Exercícios complementares 1. No século XVIII, Lavoisier introduziu a lei da conservação das massas, que propõe que a matéria não

A massa de oxigênio, em gramas, consumida nessa reação, é aproximadamente de:

pode ser destruída nem criada. Isso significa dizer

a) 32.

que, se em uma reação é utilizada uma massa de re-

b) 48.

agente numericamente igual a 1 g, a massa final dos produtos também será de 1 g, desde que o sistema se mantenha fechado. Isso indicou um novo caminho para a Química. Com base nessa lei, resolva o seguinte problema: Uma molécula de fósforo reage com seis moléculas de cloro gasoso, formando quatro moléculas de tricloreto de fósforo de acordo com a reação a seguir: P4 1 6 C,2 é 4 PC,3 Houve obediência à lei de Lavoisier nessa reação? Justifique sua resposta. 2. Considere que sobre a base conceitual do modelo de Dalton sejam feitas as seguintes afirmações: I. O átomo é uma esfera rígida. II. Os átomos caracterizam os elementos químicos, e somente os átomos de um mesmo elemento são idênticos em todos os aspectos. III. As transformações químicas consistem em rearranjo de átomos. IV. Compostos químicos são formados de átomos de dois ou mais elementos unidos em uma razão fixa. Qual das opções abaixo se refere a todas as afirmações corretas? a) I e IV. b) II e III. c) II e IV. d) II, III e IV. e) I, II, III e IV. 3. (Cefet-MG) A oxidação espontânea do ferro, repre-

d) 72. 4. (Ulbra-RS) O cimento é um pó fino, com propriedades aglomerantes, aglutinantes e ligantes. É constituído basicamente de sulfato de cálcio (gesso) e clínquer, combinações de quatro componentes principais: óxido de cálcio, CaO, óxido de alumínio, A,2O3, óxido de ferro, Fe2O3 e sílica, SiO2. Em menores quantidades, estão o óxido de magnésio, MgO, e sulfatos alcalinos originados de compostos de enxofre presentes nas argilas e no combustível de aquecimento do forno rotativo, utilizado no processo de fabricação do cimento. Com base nessas informações, qual ou quais da(s) alternativa(s) é (são) correta(s)? I. Uma substância pura. II. Um elemento químico. III. Uma mistura de substâncias simples. IV. Uma mistura de substâncias compostas. V. Uma mistura de substâncias simples e compostas. a) I. b) II, III, IV. c) IV. d) II e III. e) Todas as alternativas estão corretas. 5. (Ceeteps-SP) Nas cidades, o saneamento básico envolve o tratamento da água que será fornecida para a população, e este deve ser feito em uma estação de tratamento de água (ETA). Em uma das etapas desse processo, o gás cloro é borbulhado na água ocorrendo a reação química representada por: C 2 + H 2O → HC + HCO

sentada na equação, leva à formação da ferrugem,

Na reação dada, temos:

caracterizada como óxido de ferro III.

a) uma transformação física.

3 O 2 (g) → Fe 2O 3(s) 2 Suponha que uma placa de ferro de 112 g foi guar-

b) quatro substâncias compostas.

dada em um recipiente fechado, com ar. Após a de-

e) duas substâncias simples e duas substâncias compostas.

2 Fe(s) +

gradação completa, detectou-se 160 g de ferrugem.

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c) 56.

c) duas substâncias simples como produtos da reação. d) uma substância simples e três substâncias compostas.

Capítulo 3

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6. (Ceeteps-SP) As cores com as quais se compõem os magníficos vitrais que ornamentam, por exemplo, catedrais famosas, podem ser obtidas a partir de misturas de pigmentos, durante o processo de fabricação dos vidros. Alguns exemplos são encontrados no quadro a seguir: Fórmula química dos pigmentos

Cor

MnO2

lilás

Co2O3

azul

Cr2O3

verde

As fórmulas apresentadas no quadro referem-se a:

I II. Para se obter o sulfato de bário, da mistura água e sulfato de bário, pode-se realizar uma filtração. É válido o que se afirma em: a) I, apenas. b) II, apenas. c) I e III, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III. 8. (UFMS) Verifica-se, experimentalmente, que dois elementos A e B reagem quimicamente para produzir um ou mais compostos. Os dados experimentais são mostrados na tabela.

a) misturas homogêneas sólidas. b) misturas heterogêneas líquidas. c) misturas homogêneas líquidas. d) substâncias compostas. e) substâncias simples. 7. (Ceeteps-SP) Durante uma caminhada, um rapaz sente dores fortes e é encaminhado ao hospital, onde o médico suspeita de apendicite e, por isso, solicita um exame radiológico. Nos exames de raios X, algumas estruturas anatômicas são facilmente visualizadas devido à opacidade dos tecidos, por exemplo, os tecidos ósseos. Porém, outros órgãos apresentam densidade semelhante em toda a estrutura anatômica, impedindo sua perfeita visualização, por exemplo, os intestinos. Para esses exames é necessário o uso de contraste que se consegue pelo uso de substâncias capazes de absorver os raios X, de modo que órgãos internos preenchidos pelo contraste tornam­ ‑se brancos no filme de raios X, realçando a imagem da estrutura do órgão. Isto cria a necessária distinção (contraste) entre o órgão examinado e os tecidos vizinhos. O contraste auxilia o médico a visualizar anomalias no órgão sob exame. Uma substância usada como contraste em exames radiológicos é o sulfato de bário (BaSO4), porque é um sólido insolúvel em água e em gordura, sendo eliminado pelo sistema digestório. Considere as afirmações. I. O sulfato de bário (BaSO4) é uma substância composta. II. A mistura sulfato de bário e água, usada como contraste, é uma mistura homogênea.

Experimento

Massa (g) de A

Massa (g) de B

Massa (g) do composto

I

6,08

4,00

10,08

II

18,24

12,00

30,24

III

3,04

2,00

5,04

Através de um quarto experimento, verifica-se que 80,00 g do elemento B combinam com 355,00 g de um terceiro elemento C para produzir 435,00 g do composto X. Com base nos dados, é correto afirmar que: 01. A Lei de Lavoisier é mostrada em todos os experimentos. 02. Os experimentos I, II e III não comprovam a Lei de Proust. 04. 8,00 g de B reagirão com 12,00 g de A. 08. A Lei de Dalton é verificada em todos os experimentos. 16. Os experimentos I, II e III ilustram a formação de mais de um composto. 32. 16,00 g de B reagem com 71,00 g de C produzindo 87,00 g de X. Soma: 37(01 1 04 1 32)

9. Releia o enunciado da questão de abertura deste capítulo. Você consegue identificar nele algo que possa ser associado a um dos temas estudados neste capítulo?

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CAPÍTULO 4

Sergio Ranalli/Pulsar

A estrutura do átomo A descoberta da energia elétrica é um dos marcos da civilização moderna. Há milhares de anos, o ser humano utilizava apenas a energia do Sol e do fogo como forma de iluminação. Atualmente, mesmo que o dia não esteja ensolarado e não tenhamos ao nosso redor tochas, velas, lamparinas ou lampiões, podemos iluminar os ambientes utilizando o movimento de partículas carregadas eletricamente. Parece estranho, mas é isso mesmo. A energia elétrica que usamos para diversos fins, incluindo a iluminação de ambientes, nada mais é do que um fluxo organizado de partículas com cargas elétricas. É o movimento dessas partículas também o responsável pelos raios e relâmpagos que observamos no céu, principalmente antes de começar uma tempestade. Neste capítulo estudaremos a origem dessas partículas e algumas de suas características.

1. Qual a importância da energia elétrica para nós? Como seria viver sem ela?

2. É possível explicar a existência de partículas com carga elétrica utilizando o modelo atômico de Dalton? Por quê?

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Foto noturna do inĂ­cio de uma tempestade com raios na cidade de Londrina, PR, em 2015.

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Os fenômenos elétricos da matéria Roger Ressmeyer/Corbis/Latinstock

No início do século XIX, os cientistas buscavam respostas para vários fenômenos observados na natureza que não podiam ser explicados com base nos modelos e teorias propostos sobre a composição da matéria, incluindo o modelo atômico de Dalton. Um exemplo desses fenômenos era a eletrização por atrito, observada desde a Antiguidade. Ao provocar atrito entre o âmbar amarelo e materiais como lã, seda ou peles de animais, o filósofo grego Tales de Mileto (c. 624 a.C.-c. 558 a.C.) percebeu que o âmbar adquiria a propriedade de atrair corpos leves, como palha, penas e pedaços de madeira. Em um dia seco, podemos observar o mesmo fenômeno ao atritar um pente de plástico nos cabelos secos e limpos, ou simplesmente ao penteá-los. O mesmo acontece quando aproximamos certos materiais atritados aos pelos de um animal (Figura 1). Outro tópico que intrigava os cientistas era a ocorrência de descargas elétricas, como os raios e choques elétricos. Alguns cientistas sabiam como produzir eletricidade, mas ainda não havia uma explicação para o fenômeno da atração e repulsão entre materiais, nem se compreendia de que maneira ocorria o processo de transmissão da eletricidade a grandes distâncias, por meio de corpos ou de fios metálicos. Esses fenômenos são explicados pela movimentação de cargas elétricas na matéria. Contudo, essa interpretação só foi possível no fim do século XVIII, com a contribuição dos estudos de diversos cientistas da época, com destaque para a pesquisa sobre a natureza elétrica dos raios do estadunidense Benjamin Franklin (1706-1790). Diversos experimentos e pesquisas foram então realizados em busca de um modelo que explicasse os fenômenos elétricos e comprovasse a existência de partículas eletricamente carregadas como constituintes da matéria.

Figura 1. Quando atritamos um balão de aniversário em um tecido e o aproximamos dos pelos de um animal, percebemos que eles são atraídos pelo balão.

Descarga elétrica: fluxo repentino de cargas elétricas, que tem origem em materiais carregados eletricamente.

Você sabia?

Anetlanda/Shutterstock.com

De onde vem o âmbar? O âmbar é uma resina fóssil produzida principalmente por uma espécie de pinheiro que existiu há cerca de 30 milhões de anos em regiões de clima temperado. Em razão do aumento da temperatura ambiente e como forma de proteção, essas árvores liberavam uma resina pegajosa que escorria lentamente pelo tronco e pelos ramos aprisionando insetos, folhas, sementes, o que a tornava mais volumosa. Com o passar do tempo, essa resina endurecia e transformava-se no âmbar. Essas formações conservam a sua forma tridimensional, constituindo importante material de estudo de espécies já extintas. O âmbar sempre fascinou a humanidade, desde os mais remotos tempos, por se acreditar nos seus poderes medicinais e sobrenaturais, além da beleza artística dos seus diferentes matizes dourados. Essa resina, quando atritada, se eletrizava. Por causa dessa característica, os gregos a chamavam de élektron, termo que originou a palavra eletricidade. A maioria das espécies encontradas fossilizadas no âmbar é de insetos e aracnídeos.

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Capítulo 4

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Em 1857 o físico e inventor alemão Heinrich Geissler (1814-1879) construiu um instrumento utilizado para estudar descargas elétricas em gases. O instrumento, que ficou conhecido como tubo de Geissler, era feito de vidro e continha em seu interior um gás e duas extremidades metálicas, chamadas eletrodos (Figura 2). Para reduzir a quantidade de gás dentro do tubo era usada uma bomba de vácuo, diminuindo assim a pressão interna. Na época essas bombas não eram muito eficientes, restando sempre uma pequena quantidade de gás no interior do tubo. ! ânodo

Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

@ cátodo

entrada para bomba de vácuo

Figura 2. Representação esquemática de um tubo de Geissler. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

gerador de energia elétrica

Ilustração produzida com base em: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson, 1994. v. 1. p. 232.

Ao conectar o instrumento a um gerador de energia elétrica, um dos eletrodos adquiria carga negativa (cátodo) e o outro, carga positiva (ânodo). Ocorria, então, uma descarga elétrica no gás contido no interior do tubo, surgindo uma luminosidade, cuja cor dependia do gás utilizado. Esse instrumento foi o precursor das lâmpadas fluorescentes e dos anúncios luminosos, comuns em estabelecimentos comerciais, como o mostrado na Figura 3. Com base nos tubos produzidos por Geissler, o físico inglês William Crookes (1832-1919) construiu ampolas (tubos com pontas afuniladas) para descargas elétricas com gases a pressões ainda menores (condição mais próxima do vácuo) e com o ânodo perpendicular ao cátodo. Crookes verificou que, quando aplicada uma alta-tensão nessas ampolas, a luminosidade aparecia apenas na parede em frente ao polo negativo (cátodo), que havia sido recoberta por uma substância fluorescente (sulfeto de zinco). Esses raios que se originavam no cátodo e seguiam em direção ao ânodo, formando uma mancha luminosa, foram chamados de raios catódicos (Figura 4). mancha luminosa @ cátodo sombra

Alexandre

Tokitaka/Pu

lsar

Figura 3. Anúncio luminoso utilizando gases a baixa pressão.

Fluorescente: material que emite luz por um processo que não envolve aquecimento e cuja emissão não persiste por mais do que 1028 segundo após o desligamento da fonte de excitação. Difere dos materiais fosforescentes, cujas emissões se mantêm por até alguns minutos.

! ânodo porta-objetos Ilustração produzida com base em: THE CATHODE RAY TUBE SITE. Crookes Tubes: Radiant Matter, 2015. Disponível em: <http://www.crtsite.com/page7.html>. Acesso em: 16 jan. 2016.

Figura 4. Representação esquemática de uma ampola de Crookes utilizada no estudo dos raios catódicos. Observe que a presença de um objeto na trajetória dos raios leva à formação de uma sombra com o formato desse objeto na parede da ampola recoberta por uma substância fluorescente. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.) A estrutura do átomo

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World History Archive/Alamy/Latinstock

Figura 5. Thomson realizando experimento no Laboratório Cavendish, na Universidade de Cambridge, Inglaterra.

Em meados do século XIX, as fábricas britânicas, que estavam em ritmo acelerado de produção e expansão, dependiam cada vez mais de equipamentos e pesquisas específicas. Em conjunto com algumas universidades, essas fábricas estimularam a criação de um laboratório que fosse um grande centro de pesquisas, o qual recebeu o nome de Laboratório Cavendish. Até a Segunda Guerra Mundial, as pesquisas mais importantes da Europa foram realizadas nesse local. Foi no Laboratório Cavendish (Figura 5), em 1897, que o físico inglês Joseph John Thomson (1856-1940), utilizando ampolas de Crookes adaptadas, observou algumas propriedades dos raios catódicos, chegando a algumas conclusões:

• propagam-se em linha reta, pois projetam sombra quando incidem sobre um anteparo (Figura 4); • apresentam massa, pois movimentam as pás de uma hélice colocada no interior da ampola quando nela colidem (Figura 6a); • apresentam carga elétrica negativa, pois são atraídos por uma placa com carga elétrica positiva e são repelidos por uma placa carregada negativamente (Figura 6b), conforme havia sido descrito pelo físico francês Jean-Baptiste Perrin (1870-1942), em 1895. • apresentam a mesma natureza independentemente do tipo de material (gás) analisado, o que indica que são partículas fundamentais da matéria e estão presentes em qualquer material. Essa última conclusão foi possível, pois, avaliando o desvio do feixe de raios catódicos em experimentos como o representado na Figura 6b, Thomson estimou, por meio de cálculos que envolvem conhecimentos de eletricidade e magnetismo, a razão numérica entre a carga elétrica e a massa das partículas observadas. Thomson verificou que esse valor se mantinha, independentemente do gás analisado no tubo, o que indicava que se tratava sempre do mesmo tipo de partículas. b

a

raios catódicos

 ânodo  cátodo

placa com carga positiva

 ânodo Paulo Cesar Pereira

 cátodo

pás

Ilustração produzida com base em: THE CHEMISTRY COLLECTION. Gas Discharge: Crookes Tubes. Melbourne: The University of Melbourne, 2009.

placa com carga negativa Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL JR., P. Chemistry & Chemical Reactivity. 3rd ed. Orlando: Saunders College, 1996. p. 64.

Figura 6. Representações esquemáticas de dois experimentos de Thomson sobre o estudo dos raios catódicos. Em (a), a seta preta indica o sentido de propagação do feixe de raios catódicos, que movimenta as pás da hélice no interior da ampola. Em (b), o feixe (indicado em verde para fins didáticos) é desviado no sentido da placa com carga positiva. (Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.)

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Capítulo 4

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Com base nos resultados obtidos em seus estudos, Thomson propôs em 1904 um novo modelo para o átomo. Segundo esse modelo, o átomo seria uma pequena esfera positiva, na qual estariam englobadas minúsculas partículas de carga negativa (chamadas de corpúsculos por Thomson), uniformemente distribuídas, de tal maneira que a carga total do átomo fosse nula (Figura 7). Essas minúsculas partículas carregadas com carga negativa foram posteriormente chamadas de elétrons, nome que havia sido proposto em 1891 pelo físico irlandês George Johnstone Stoney (1826-1911) para a quantidade fundamental de carga elétrica. Dessa forma, os raios catódicos seriam, na verdade, um fluxo de partículas menores que o átomo, os elétrons. No entanto, o valor da carga elétrica dessas partículas ainda era desconhecido. Thomson e seus alunos propuseram alguns experimentos para determiná-lo, mas encontraram dificuldades técnicas e os valores variavam. Em 1909, o físico estadunidense Robert Andrews Millikan (1868-1953), com auxílio de Harvey Fletcher (1884-1981), físico e aluno de doutorado, realizou um experimento que, de maneira simplificada, considerava o comportamento da queda de pequenas gotas de óleo eletrizadas (Figura 8). Com base na observação do comportamento das gotas eletrizadas entre as placas de carga positiva e negativa, e com os resultados obtidos após a repetição do experimento, foi possível constatar que a carga elétrica das gotas de óleo era sempre um múltiplo de 1,592  10219 C (coulomb) e que, portanto, esse era o valor da unidade fundamental de carga elétrica. Atualmente, o valor aceito para a carga do elétron é 1,602  10219 C. De acordo com Thomson, os átomos poderiam transferir ou receber elétrons, tornando-se eletricamente carregados. Ao transferir um ou mais elétrons, o átomo ficaria com carga total positiva e, ao receber, com carga total negativa. O átomo eletricamente carregado foi chamado de íon (do grego ión, o que vai), termo introduzido pelo físico e químico inglês Michael Faraday (1791-1867) em 1834.

elétron

Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

O modelo atômico de Thomson

esfera de carga positiva Ilustração produzida com base em: FERREIRA, L. R. B. V.; DAVID, M. A.; SOUZA, P. S. Modelos e representações do átomo. Betim: Centro de Referência Virtual do Professor, 21 abr. 2008.

Figura 7. Representação esquemática do modelo atômico de Thomson. Em laranja estão representados os elétrons e em rosa, a esfera de carga positiva. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

borrifador gotas de óleo

! placa com carga positiva

fonte de raios X

gotas de óleo eletrizadas visor

fonte de luz

placa com carga negativa

@

raios X

Figura 8. Representação esquemática do experimento de Fletcher-Millikan. Parte das gotas borrifadas é eletrizada. Com a observação do comportamento dessas gotas foi possível determinar a carga do elétron. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.) Ilustração produzida com base em: BROWN, T. L. et al. Chemistry the Central Science. 13th ed. New Jersey: Pearson, 2015. p. 45. A estrutura do átomo

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A descoberta dos prótons Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein (1850-1930), ao adaptar um cátodo perfurado a uma ampola de Crookes, observou o aparecimento de um feixe luminoso atrás do cátodo, no sentido oposto ao do fluxo de elétrons. Além disso, o feixe de raios era desviado por uma placa negativa externa à ampola. Goldstein chegou à conclusão de que esse feixe era carregado positivamente e o chamou de raios canais (Figura 9). Em 1904, utilizando uma ampola adaptada de Goldstein preenchida com gás hidrogênio, o físico neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937), aluno de Thomson, detectou pequenas partículas de carga positiva, que eram 1 836 vezes mais pesadas que o elétron. Essas partículas eram a parte elementar dos raios canais e foram, mais tarde, chamadas de prótons (próton, do grego prôtos, primeiro). Mas, até então, não se sabia como essas partículas estariam distribuídas no átomo.

Figura 9. Representação esquemática do experimento de Goldstein com os raios canais. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

raios catódicos Paulo Cesar Pereira

raios canais

@ cátodo entrada para bomba de vácuo

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL JR., P. Chemistry & Chemical Reactivity. 3rd ed. Orlando: Saunders College, 1996. p. 67.

Escreva no caderno

Exercícios propostos

Uma evidência de que os fenômenos elétricos estão presentes em nosso dia a dia é a observação de situações como os chamados choques inesperados (choques estáticos), produzidos, por exemplo, pelo contato de duas pessoas ao se cumprimentarem ou quando, ao sair de um automóvel, encostamos em um objeto de metal, como um portão. Qual modelo atômico – de Dalton ou de Thomson – é mais adequado para explicar esse fenômeno? Justifique sua resposta. 2. Thomson observou e mediu algumas propriedades dos raios catódicos com ampolas de Crookes e chegou à conclusão de que a matéria era constituída também de partículas elétricas (os elétrons). Considerando seus conhecimentos sobre os raios catódicos, responda aos itens a seguir.

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c) Além da carga elétrica negativa e da trajetória retilínea, cite outras características dos raios catódicos de acordo com Thomson. 3. (UFG-GO) O esquema a seguir representa de modo simplificado o experimento de J. J. Thomson. Um feixe de partículas sai do cátodo, passa através de um orifício no ânodo e sofre a influência das placas metálicas A e B. A

Editoria de arte

1. O fato de os materiais poderem apresentar carga elétrica foi observado primeiro por Tales de Mileto, ao notar que o âmbar, quando friccionado com lã ou seda, atraía pequenos objetos.

! ânodo

cátodo

B ânodo

De acordo com esse esquema, o feixe se aproxima de A quando: a) as placas A e B forem negativas.

a) Os raios catódicos têm trajetória retilínea. Qual evidência comprova essa afirmação?

b) a placa A for negativa e a B, positiva.

b) O que Thomson utilizou para demonstrar que os raios catódicos tinham carga elétrica negativa?

d) as placas A e B forem positivas.

c) a placa A for positiva e a B, negativa. e) as placas A e B forem neutras.

Capítulo 4

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Os fenômenos radioativos Quando se descobriu, no fim do século XIX, que alguns materiais eram capazes de emitir espontaneamente radiações que podiam atravessar diversas superfícies e deixar marcas em filmes fotográficos, abriu-se uma nova perspectiva à investigação sobre a constituição atômica da matéria. Os cientistas tinham à disposição novas ferramentas de trabalho: as chamadas emissões radioativas. Em 1898, Rutherford realizou um experimento para determinar algumas características dessas emissões. Utilizando um material que emitia essas radiações espontaneamente, fez que um feixe passasse por duas placas carregadas com cargas opostas e atingisse um anteparo fluorescente. O material foi envolto por um bloco de chumbo com apenas uma pequena abertura, para direcionar a liberação dessas emissões, conforme mostra a Figura 10. placa carregada positivamente Paulo Cesar Pereira

bloco de chumbo

!

  @ amostra de material radioativo

placa carregada negativamente anteparo fluorescente

Figura 10. Representação esquemática do experimento de Rutherford sobre as emissões radioativas. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.) Ilustração produzida com base em: CHANG, R. Química. Trad. E. J. H. D’Bourneville. 9. edición. Ciudad de México: McGraw-Hill: Interamericana, 2007. p. 46.

Rutherford observou dois tipos de emissões: • Radiações que desviavam pouco em direção à placa negativa e que, portanto, deveriam possuir carga positiva e maior massa, as quais ele chamou de partículas alfa (). • Radiações que desviavam bastante em direção à placa positiva e que, portanto, deveriam possuir carga negativa e menor massa, as quais ele chamou de partículas beta (). Figura 11. Rutherford e Geiger ao lado do equipamento utilizado para contagem de partículas alfa, na Universidade de Manchester, Inglaterra, 1908. SPL/Latinstock

Em 1900, o químico e físico francês Paul Villard (1860-1934), ao repetir o experimento de Rutherford, observou que existia uma terceira emissão, composta de radiações que não tinham sua trajetória desviada e atravessavam a placa, as quais ele chamou de radiação gama ().

O modelo atômico de Rutherford Com base nesses experimentos, dois alunos de doutorado de Rutherford, Johannes Hans Wilhelm Geiger (1882-1945) e Ernest Marsden (1889-1970), desenvolveram um método de contagem das partículas alfa. Em 1909, Rutherford pediu a seus alunos que empregassem esse método experimental para tentar comprovar o modelo de Thomson para a constituição da matéria. Para isso eles bombardearam com partículas alfa uma finíssima lâmina de ouro e contaram a quantidade de emissões que atravessaram o material. A estrutura do átomo

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Geiger, Marsden e Rutherford previram que no experimento todas as emissões alfa, lançadas sobre o anteparo, iriam atravessá-lo sem sofrer grandes desvios (no máximo em torno de 3 graus). No entanto, acabaram se deparando com uma situação inesperada, como mostra a Figura 12.

Ilustração produzida com base em: CHANG, R. Química. Trad. E. J. H. D’Bourneville. 9. edición. Ciudad de México: McGraw-Hill: Interamericana, 2007. p. 47.

Cintilação: brilho intenso e intermitente, como o das estrelas.

feixe de partículas  bloco de chumbo

anteparo fluorescente

placa de chumbo

As cintilações, produzidas pela colisão das partículas alfa com o anteparo, indicavam que a maioria dessas partículas (mais de 99,9%) atravessava a lâmina de ouro praticamente sem sofrer desvios. Algumas eram desviadas em ângulos muito superiores a 3 graus, e outras não a atravessavam e eram refletidas em ângulos próximos a 180 graus. Rutherford considerava que uma partícula de grande massa e carga positiva, como a partícula alfa, atravessaria facilmente um material cuja carga elétrica positiva estaria uniformemente distribuída em grande volume (de acordo com o modelo de Thomson). Por isso, ao observar os resultados, ele supôs que ou o experimento apresentava imperfeições ou a constituição da matéria não obedecia ao modelo proposto por Thomson (Figura 13). b Editoria de arte

a Figura 13. Representação esquemática do resultado esperado segundo o modelo de Thomson (a) e do obtido (b) no experimento de Geiger-Marsden. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

lâmina de ouro

orifício

Paulo Cesar Pereira

Figura 12. Representação esquemática do experimento de Geiger-Marsden. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

amostra de material radioativo

Ilustração produzida com base em: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson, 1994. v. 1. p. 238.

Após várias repetições desse experimento, Rutherford convenceu-se de que o modelo de átomo proposto por Thomson era incompatível com esses resultados. Em 1911, Rutherford propôs um novo modelo para o átomo, em que haveria uma distribuição desigual de cargas elétricas, ou seja, uma região com densidade de cargas positivas muito elevada, o que impediria a passagem de algumas das partículas alfa, e uma segunda região de cargas elétricas negativas, por onde passariam praticamente todas as partículas alfa. Assim: • A matéria seria formada por átomos cuja distribuição de massa ocorreria de forma desigual. • Haveria uma região pequena, densa e dotada de carga positiva, que concentraria praticamente toda a massa do átomo, posteriormente denominada núcleo (representado na Figura 13b por um ponto preto). • O restante do átomo seria quase desprovido de massa, representando um imenso vazio de matéria onde se movimentariam partículas de carga elétrica negativa, os elétrons. Essa parte foi denominada eletrosfera. O fato de o núcleo ser uma região muito pequena (cerca de 10 mil a 100 mil vezes menor que o átomo como um todo) e de alta densidade intrigou Rutherford, que já desconfiava da existência de outra partícula, de massa próxima à dos prótons e sem carga elétrica, também presente no núcleo do átomo. Rutherford acreditava que os prótons sozinhos não poderiam produzir uma densidade tão alta para o núcleo. Além disso, era impossível explicar a estabilidade de um núcleo repleto de partículas com cargas positivas (que não se repeliam).

84

Capítulo 4

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Rutherford trabalhou intensamente na tentativa de detectar essas partículas, mas em vão. Somente em 1932, o físico inglês James Chadwick (1891-1974) determinou a presença dos nêutrons no núcleo do átomo, que então foram incorporados ao modelo de Rutherford (Figura 14). É importante ressaltar que o modelo atômico não é uma descoberta, já que se trata de uma hipótese científica que procura explicar e prever o comportamento da matéria. Enquanto for possível explicar as observações feitas no cotidiano e nos laboratórios científicos por meio de um modelo, ele é aceito. No entanto, quando ele passa a não ser mais suficiente para justificar algum fenômeno, é necessária uma adequação. Todo modelo apresenta limitações e será tão melhor quanto mais próximo for do objeto a ser estudado, ou seja, quanto maior for a quantidade de características iguais ou semelhantes às do objeto de estudo.

Paulo Cesar Pereira

nêutron

elétron núcleo

próton

[...] mudam os modelos, mas não a realidade. Temos na verdade uma nova ideia de átomo [...] para explicar uma realidade que não mudou. A mudança que ocorre é no nosso conhecimento sobre a realidade. CHASSOT, A. Alfabetização científica. 2001, p. 259 apud MELO, M. R.; LIMA NETO, E. G. Dificuldades de ensino e aprendizagem dos modelos atômicos em Química. Química Nova na Escola, São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, v. 35, n. 2, p. 114, maio 2013.

As partículas fundamentais do átomo Após a descoberta de Chadwick, três partículas fundamentais do átomo (partículas subatômicas) passaram a ser reconhecidas: os prótons, os nêutrons e os elétrons. A Tabela 1 mostra algumas características dessas partículas.

eletrosfera

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL JR., P. Chemistry & Chemical Reactivity. 3rd ed. Orlando: Saunders College, 1996. p. 71.

Figura 14. Representação esquemática do modelo atômico proposto por Rutherford após a descoberta dos nêutrons. É importante lembrar que os diâmetros da eletrosfera e do núcleo não estão em proporção nesta imagem, já que o núcleo seria cerca de 10 mil a 100 mil vezes menor que o átomo. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Tabela 1. Características das partículas fundamentais do átomo

Partícula

Símbolo

Massa (kg)

Massa relativa

Carga (C)

Carga relativa

Próton

p1

1,67262  10227

1

11,60217  10219

11

Nêutron

n0

1,67493  10227

1

0

Elétron

e2

9,10938  10231

1 1836

21,60217  10219

0 21

Fonte de pesquisa: MOHR, P. J.; TAYLOR, B. N.; NEWELL, D. B. CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants. In: LIDE, D. R. (Ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 1-1, 1-5.

Observe na tabela que, quando expressos no Sistema Internacional de Unidades (SI), os valores de massa e de carga são muito pequenos; por isso, adotaremos valores relativos. Por exemplo, adotaremos para a massa do próton e 1 , ou seja, prótons do nêutron o valor 1 e para a massa do elétron, o valor 1836 e nêutrons têm massas aproximadamente 1 836 vezes maiores que a massa do elétron, que pode ser considerada desprezível. Consideraremos, também, que os valores de carga elétrica do próton (11) e do elétron (21) são numericamente iguais, porém de sinais contrários. A estrutura do átomo

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Contexto histórico O desenvolvimento da tecnologia do vácuo Os experimentos de Thomson com os raios catódicos, de Rutherford com o feixe de partículas alfa e de muitos outros cientistas dos séculos XVIII e XIX só foram possíveis de serem realizados após o aprimoramento de bombas capazes de reduzir a pressão no interior dos recipientes. No entanto, o caminho desde o entendimento do conceito de vácuo até o desenvolvimento de bombas capazes de retirar o ar do interior de um recipiente foi de muitas divergências ideológicas e de muita persistência dos cientistas que estudaram o assunto. O texto a seguir apresenta algumas informações sobre o desenvolvimento das primeiras bombas de vácuo. [...] Durante séculos o conceito de vácuo foi muito discutido e debatido, inicialmente no campo da Filosofia e, depois, no das Ciências Naturais. [...]

Tão logo foi possível produzir um vácuo, ainda que precário, espetaculares demonstrações foram possíveis: a chama de uma vela se extinguia na ausência de ar, o som não se propagava etc. Mas a mais espetacular e conhecida experiência dessa fase foi certamente a dos “Hemisférios de Magdeburgo”, onde dois hemisférios de metal com juntas de vedação de couro eram justapostos e tornava-se muito difícil separá-los quando o ar era retirado de dentro da esfera formada. [...] Akg-Images/Latinstock

Foi somente no século XVII com o uso mais intenso da experiência como auxiliar do raciocínio científico que dois problemas começaram a ser devidamente equacionados: a natureza do ar e a possibilidade de produzir uma região do espaço sem ar ou, pelo menos, com uma quantidade muito pequena de ar. [...]

[...] [O] pesquisador na área da tecnologia de vácuo [...] Otto von Guericke (1602-1686) [...] se interessou [...] pelos efeitos que se poderia produzir retirando-se o ar de um ambiente. A ideia de Von Guericke era bombear toda a água de um recipiente fechado, com auxílio de uma bomba de água, supondo que aí não restaria mais nada. Não só a experiência foi muito difícil pela força necessária para mover o pistão, [...] como pelo fato de [...] tão logo a água era retirada do recipiente o ar penetrava por qualquer pequena fresta. [Von Guericke] percebeu que um dos problemas (até hoje) enfrentados por quem deseja fazer vácuo é a vedação, que deve ser muito boa. Mais tarde notou que não era necessário encher de água o recipiente, bastava bombear o próprio ar com um pistão. O fato é que a partir de tais experiências foi produzida, finalmente, a primeira bomba de vácuo [...].

Gravura ilustrando o experimento realizado por Otto von Guericke na década de 1650 e as partes da esfera de metal utilizada. (Imagem colorida artificialmente.)

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Capítulo 4

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SPL/Latinstock

Otto Von Guericke foi um grande experimentalista, [...] suas ideias para produzir vácuo foram desenvolvidas e as bombas de vácuo a pistão eram comuns nos laboratórios de Física do século XVIII e XIX. [...]. As chamadas máquinas pneumáticas logo começaram a aparecer. Um dos grandes pesquisadores sobre o assunto foi Robert Boyle, na Inglaterra, que construiu e aperfeiçoou um desses engenhos a pistão. Outras técnicas foram sendo desenvolvidas com o passar do tempo. [...] No século XIX o uso de bombas de vácuo permitiu estudar correntes elétricas em gases a baixa pressão nos chamados tubos de raios catódicos. Isso veio permitir o aparecimento de fatos notáveis do ponto de vista científico e tecnológico: os raios X, a descoberta do elétron e o próprio uso do tubo de raios catódicos para a produção de imagens de televisão ou monitores de computadores. O elétron foi a primeira partícula elementar descoberta em 1897 por J. J. Thomson a partir do estudo dos raios catódicos. Mais tarde, técnicas de vácuo permitiram estudar outras partículas e, já no século XX, a construção de aceleradores de partículas, como o “cíclotron”, “bétatron” e outros, veio trazer ao conhecimento fatos notáveis sobre a estrutura da matéria. E todos esses aceleradores somente funcionam graças ao vácuo que é produzido no seu interior e que permite o movimento dessas pequenas partículas sem que colidam com moléculas de ar. [...] O mesmo estudo das descargas em gases rarefeitos permitiu a construção no início da década de 60 do século XX do primeiro laser. Os lasers a gás de baixa pressão [...] ainda são os tipos mais importantes para várias aplicações industriais e médicas. [...]

Ilustração da primeira bomba de vácuo planejada pelo cientista Robert Boyle em 1654.

STEMPNIAK, R. A. A ciência e a tecnologia do vácuo: resumo histórico e algumas aplicações. São Paulo: Sociedade Brasileira de Vácuo: Faculdade de Ciências Aplicadas de São José dos Campos, 2002. p. 3, 5, 7 e 13. Disponível em: <http://www.sbvacuo.org.br/noticias/o-que-e-vacuo.pdf>. Acesso em: 10 fev. 2016.

Atividades

Escreva no caderno

1. A tecnologia das bombas de vácuo foi desenvolvida ao longo dos séculos, no entanto o texto nos revela a história de seu desenvolvimento a partir do século XVII. Reúna-se em grupo e pesquisem como o conceito de vácuo surgiu na Grécia antiga e evoluiu até os tempos de Otto von Guericke. 2. Analise o texto e explique como a evolução das bombas de vácuo auxiliou na descoberta dos elétrons. 3. Pesquise exemplos de equipamentos ou produtos do seu dia a dia que utilizam vácuo em seu processo de fabricação ou de funcionamento e procure explicar a importância da ausência de ar ou de outro gás nesse processo.

A estrutura do átomo

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Rutherford defendia a ideia de que a matéria se comportava de acordo com o modelo atômico proposto por seu professor, J. J. Thomson. Questionado sobre um possível experimento de bombardeamento de materiais com partículas alfa, Rutherford estava convicto de que todas as partículas alfa atravessariam a matéria, comprovando o modelo de Thomson. Considerando as ideias de Rutherford e Thomson sobre a constituição da matéria, é correto afirmar que: a) a matéria é formada por partículas de massa elevada e dotadas unicamente de cargas elétricas positivas. b) a inicialmente Rutherford também defendia que a distribuição de cargas elétricas era homogênea, assim como no modelo de Thomson. c) no modelo atômico de Thomson, as partículas que formavam a matéria apresentavam mais cargas negativas do que positivas. d)  a hipótese do experimento desenvolvido por Rutherford era de que as partículas alfa colidiriam com as partículas positivas do átomo e não atravessariam a matéria. e) a pequena massa das partículas alfa provocaria repulsão nas cargas elétricas positivas e negativas e não atravessaria a matéria. 2. A base da teoria Leucipo-Demócrito, desenvolvida na Antiguidade grega, é que existiriam os átomos e o vácuo: o mundo seria, portanto, composto de montes de matéria em um mar de vazio. Relacione essa característica da concepção atômica grega com os resultados do experimento desenvolvido por Rutherford e colaboradores. 3. (Unifor-CE) Considerando os resultados da experiência de Rutherford, que investigou a deflexão de partículas alfa em lâminas metálicas muito finas, pode-se afirmar que: I. Eles seriam os mesmos, se tivessem sido utilizadas lâminas metálicas espessas.

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É correto o que se afirma somente em: a) I.

d) I e II.

b) II.

e) II e III.

c) III. 4. (UFPA) No estudo do átomo, geralmente causa admiração a descoberta de Rutherford e colaboradores a respeito da dimensão do núcleo atômico em relação ao tamanho do próprio átomo. É comum, em textos de Química, o uso de uma analogia em que um objeto redondo é colocado no centro do campo de futebol, do estádio do Maracanã, para ajudar na visualização de quão pequeno é o núcleo atômico. Na tabela, a seguir, encontram-se os diâmetros de alguns “objetos” redondos e o diâmetro interno aproximado do estádio do Maracanã.

Diâmetros de objetos redondos Objeto

Diâmetro

Grão de areia

0,5 mm

Bola de ping-pong

40 mm

Bola de futebol

22 cm

Estádio do Maracanã

200 m

Considerando-se a razão de diâmetros núcleo/átomo, encontrada na experiência de Rutherford, é correto afirmar: a) A analogia que usa a bola de ping-pong apresenta a melhor aproximação para a razão de diâmetros núcleo/átomo. b) A analogia que usa o grão de areia apresenta a melhor aproximação para a razão de diâmetros núcleo/átomo. c) A analogia que usa a bola de futebol subestima a razão de diâmetros núcleo/átomo em duas ordens de magnitude.

II. A eletrosfera praticamente não impõe resistência ao movimento das partículas alfa.

d) A analogia que usa a bola de ping-pong superestima a razão de diâmetros núcleo/átomo em 1024 ordens de magnitude.

I II. O fato de apenas uma pequena porção das partículas alfa terem sofrido grandes desvios indica que o núcleo é maciço e constitui a menor parte do átomo.

e) A analogia que usa a bola de futebol apresenta a melhor aproximação para a razão de diâmetros núcleo/átomo.

Capítulo 4

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Número atômico, número de massa e elemento químico

A5Z1N

SPL/Latinstock

Em 1913, Henry Moseley (1887-1915), físico inglês, assistente de Rutherford, percebeu que o comportamento dos átomos, quando bombardeados por uma fonte de radiação, estava relacionado com sua carga nuclear, ou seja, com a quantidade de prótons no núcleo. Moseley deduziu uma variável matemática para traduzir essa relação, a qual chamou de número atômico. O número atômico, representado pela letra Z, indica a quantidade de prótons presentes no núcleo de um átomo. É considerado a grandeza que caracteriza um elemento químico, que é o conjunto de todos os átomos que apresentam a mesma quantidade de prótons no núcleo, ou seja, o mesmo número atômico. Independentemente da quantidade de nêutrons no núcleo e de elétrons na eletrosfera, todos os átomos de um mesmo elemento químico apresentam o mesmo número atômico. Além do número atômico, um átomo é descrito pelo seu número de massa (A), que é a soma da quantidade de prótons (número atômico, Z) e de nêutrons (N) no núcleo de um átomo. Assim, a representação matemática do número de massa é: Figura 15. O trabalho de Henry Moseley com a dedução do número atômico contribuiu para a posterior organização da posição dos elementos químicos na tabela periódica.

Isso implica, por exemplo, que um átomo de alumínio que apresenta número de massa igual a 27 e número atômico igual a 13 possui 14 nêutrons em seu núcleo (27 5 13 1 14). A convenção atual, recomendada pela IUPAC, determina que, na representação do átomo de um elemento químico, o número atômico esteja indicado na parte inferior esquerda do símbolo desse elemento e o número de massa na parte superior esquerda. Desta forma:

E

A Z

Assim, o átomo de alumínio utilizado como exemplo, cujo símbolo é A, seria representado da seguinte forma: 27 13 A. O símbolo de um elemento, seu nome e seu número atômico podem ser consultados na tabela periódica que se encontra na parte final deste livro. A estrutura do átomo

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Relações internucleares É possível estabelecer relações entre dois núcleos de átomos diferentes (de um mesmo elemento químico ou de elementos químicos diferentes). Para isso, são consideradas as partículas fundamentais.

Isótopos Foi em 1913 que o químico inglês Frederick Soddy (1877-1956) e outros cientistas demonstraram que um mesmo elemento químico poderia apresentar átomos com massas diferentes. Após a comprovação da existência dos nêutrons por Chadwick, a explicação para esse fenômeno ficou clara: embora a quantidade de prótons no núcleo seja sempre a mesma em todos os átomos de um mesmo elemento químico, a quantidade de nêutrons pode variar, alterando assim a massa do átomo. Soddy chamou esses átomos de isótopos (do grego ísos, mesmo, e tópos, lugar). Portanto, dizemos que os isótopos são átomos diferentes de um mesmo elemento químico, com o mesmo número atômico (Z), mas com número de massa (A) e número de nêutrons diferentes. A maioria dos elementos apresenta isótopos naturais e/ou artificiais (obtidos em laboratório). Apenas 20 elementos químicos não apresentam isótopos naturais. O estanho é o elemento com maior quantidade de isótopos naturais, com 10 isótopos. Na natureza, esses isótopos são encontrados em uma proporção praticamente constante. Na Tabela 2 são apresentados alguns exemplos. Tabela 2. Símbolos de alguns átomos, quantidade de partículas fundamentais, número de massa e abundância natural Elemento químico Hidrogênio (1H)

Hélio (2He)

Carbono (6C)

Oxigênio (8O)

Cloro (17C,)

Isótopo

Símbolo

Prótons (p1)

Elétrons (e2)

Nêutrons (n0)

Número de massa (A)

Abundância natural (%)

H

1

1

0

1

99,99

Prótio

1 1

Deutério

2 1

H

1

1

1

2

0,01

Trítio

3 1

H

1

1

2

3

He

2

2

1

3

0,0001

He

2

2

2

4

99,9999

C

6

6

6

12

98,93

C

6

6

7

13

1,07

C

6

6

8

14

Hélio-3

3 2

Hélio-4

4 2

Carbono-12

12 6

Carbono-13

13 6

Carbono-14

14 6

Oxigênio-16

16 8

O

8

8

8

16

99,757

Oxigênio-17

17 8

O

8

8

9

17

0,038

Oxigênio-18

18 8

O

8

8

10

18

0,205

C,

17

17

18

35

75,76

C,

17

17

20

37

24,24

Cloro-35

35 17

Cloro-37

37 17

Nota: O traço (—) significa que o isótopo é extremamente raro na natureza. Fonte de pesquisa: LIDE, D. R. (Ed.). Atomic Masses and Abundances. In: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 1-9.

Note que os isótopos do hidrogênio são os únicos que recebem nomes diferenciados – prótio (11H), deutério (21H) e trítio (31H) –; nos demais é adicionado apenas o número de massa após um hífen.

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Capítulo 4

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Como há uma abundância relativamente constante de cada isótopo na natureza, podemos afirmar que, em uma amostra de gás cloro, por exemplo, cerca de 76% dos átomos serão cloro-35, enquanto cerca de 24% serão cloro-37. Dessa forma, para calcular a massa de um elemento que apresenta isótopos, utilizamos uma média ponderada das massas de todos os seus isótopos, chamada de massa atômica, como veremos mais adiante.

Isóbaros Quando dois ou mais átomos de elementos químicos diferentes apresentam o mesmo número de massa e números atômicos distintos, eles são chamados isóbaros (do grego ísos, mesmo, e báros, peso). Por exemplo, o átomo de ger76 mânio-76 (76 Ge) e o de selênio-76 (34 Se) têm em comum apenas o número de 32 massa, portanto são átomos isóbaros. Theodore Gray/Visuals Unlimited/Glow Images

Theodore Gray/Visuals Unlimited/Glow Images

Explique aos alunos que nos minérios de germânio e selênio, mostrados nas imagens, há uma mistura de isótopos e que o isótopo mais comum do germânio é o 74, e o do selênio, o 80.

Figura 17. Amostra de selênio.

Figura 16. Amostra de germânio.

76 32

A  76  Ge Z  32 A  Z  N Æ 76  32  N Æ N  44 

76 34

A  76  Se Z  34 A  Z  N Æ 76  34  N Æ N  42 

Isótonos

Biophoto Associates/Photoresearchers/Latinstock

Theodore Gray/Visuals Unlimited/Glow Images

Os átomos são considerados isótonos (do grego ísos, mesmo, e tónos, força) quando apresentam a mesma quantidade de nêutrons no núcleo, mas não a mesma quantidade de prótons e número de massa. O átomo de boro, 115B, e o de carbono, 126 C, por exemplo, apresentam a mesma quantidade de nêutrons. São, portanto, átomos isótonos.

Figura 18. Amostra de boro.

A  11  B Z  5 A  Z  N Æ 11 5  N Æ N  6 

11 5

Figura 19. Carbono diamante (bruto).

12 6

A  12  C Z  6 A  Z  N Æ 12  6  N Æ N  6  A estrutura do átomo

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Diferença entre átomos e íons Os átomos são sistemas eletricamente neutros, ou seja, apresentam mesma quantidade de prótons e de elétrons. Em determinadas situações, um átomo pode transferir ou receber elétrons e se transformar em um íon. Os íons podem ser positivos (cátions) ou negativos (ânions). Nos cátions, a quantidade de elétrons é sempre menor que a quantidade de prótons, por isso esses íons têm carga positiva. Nos ânions, a quantidade de elétrons é sempre maior que a quantidade de prótons, portanto esses íons têm carga elétrica negativa. Observe na Tabela 3 como são representados alguns átomos neutros e íons. Note que os íons apresentam, no lado superior direito do símbolo do elemento químico, um número e a carga elétrica. Esse número indica a quantidade de elétrons transferidos ou recebidos pelo íon. Tabela 3. Exemplos de representações de átomos neutros e íons Tipo

Representação A Z

Átomos neutros

E

Cátions

A c arga Z

Ânions

A c arga Z

E E

Exemplos 23 11

32 Na, 16 S, 199F, 23 11

Na,

40 20

40 20

Ca

Ca2

32 2 19  16 9

S , F

Quando dois átomos ou íons apresentam a mesma quantidade de elétrons, eles são chamados de isoeletrônicos. Por exemplo, Na1, F2 e Ne têm 10 elétrons cada um e são, portanto, espécies químicas isoeletrônicas. Os íons que apresentam apenas uma carga, seja ela positiva, seja negativa, são chamados monovalentes; aqueles com duas cargas, bivalentes; e aqueles com três cargas, trivalentes. Por exemplo, o Ca21 é um cátion bivalente; já o F2 é um ânion monovalente. Note que, no caso dos íons monovalentes, omite-se o número 1 ao lado da carga na representação. Os íons podem ser monoatômicos, isto é, formados por apenas um átomo, ou poliatômicos, formados por dois ou mais átomos ligados, com carga elétrica total positiva ou negativa. Em relação à nomenclatura dos íons monoatômicos, há uma diferenciação entre cátions e ânions. A IUPAC recomenda que, nos casos em que um elemento formar apenas um cátion, utilize-se o mesmo nome do elemento para o seu íon. Por exemplo, o elemento sódio (Na) forma apenas o íon Na1, chamado íon sódio. Quando um mesmo elemento formar mais de um cátion, recomenda-se o uso do nome do elemento seguido por um símbolo do Sistema de Numeração Romano, entre parênteses, indicando a carga do íon. Assim, o cátion monovalente do elemento cobre, Cu1, é chamado íon cobre(I), enquanto o Cu21 é chamado íon cobre(II). Há também um sistema antigo, ainda aceito, para os casos em que um elemento forma apenas dois cátions. Nele, utiliza-se a raiz do nome do elemento e acrescenta-se o sufixo -oso para o íon de menor carga e -ico para o de maior carga. No caso do elemento ferro (Fe), por exemplo, o íon Fe21 é chamado íon ferroso, enquanto o íon Fe31 é chamado íon férrico. Já para os ânions monoatômicos, o nome do íon é determinado pela adição do sufixo -eto à raiz do nome do elemento. Por exemplo, o íon F2 é chamado fluoreto; o S22, sulfeto; o N32, nitreto; e o H2, hidreto. No caso de íons poliatômicos, como o OH2 (hidróxido), formado por um átomo de oxigênio e um átomo de hidrogênio, e o NH14 (amônio), formado por um átomo de nitrogênio e quatro de hidrogênio, existem outras regras de nomenclatura, que estudaremos mais adiante.

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Capítulo 4

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. O símbolo do elemento químico magnésio é Mg. Determine a representação química do íon desse elemento químico que apresenta 12 prótons, 12 nêutrons e 10 elétrons.

6. Observe a seguir as representações de espécies químicas dos elementos cloro, bário e iodo.

2. (UERJ) Com base no número de partículas subatômicas que compõem um átomo, as seguintes grandezas podem ser definidas:

Sobre essas representações, pode-se afirmar que:

Grandeza

Símbolo

Número atômico

Z

Número de massa

A

Número de nêutrons

N

Número de elétrons

E

c) Z e E.

b) a espécie química do elemento bário é um cátion. c) a espécie química do elemento iodo apresenta mais prótons que elétrons.

e) a espécie química do elemento bário apresenta menos prótons que elétrons.

Os símbolos dessas duas grandezas são: b) E e N.

a) a espécie química do elemento cloro é um íon.

d) a espécie química do elemento bário ganhou elétrons.

O oxigênio é encontrado na natureza sob a forma de três átomos: 16 O, 17 O e 18 O. No estado fundamental, esses átomos possuem entre si quantidades iguais de duas das grandezas apresentadas. a) Z e A.

C,, 138 Ba21 e 131 I2 56 53

37 17

d) N e A.

Nota do autor: Considere o átomo no estado fundamental como o átomo neutro, sem carga. 3. (UFSJ-MG) Se um dado átomo possui 6 elétrons, 6 prótons e 7 nêutrons, é correto afirmar que: a) seu número atômico é 7.

7. Um átomo do elemento químico X perde três elétrons para formar o cátion X3+, com 21 elétrons. O elemento químico X é isótopo do elemento químico W, que possui 32 nêutrons. Um átomo do elemento químico Y possui número de massa (A) igual a 55 e é isóbaro do elemento químico X. Com base nas informações fornecidas, determine: a) o número de massa e o número atômico do elemento químico X. b) o número de massa do elemento químico W. 8. (FGV-SP) A tabela seguinte apresenta dados referentes às espécies K, K1, Ca21 e S22. Espécie

Z

Nêutrons

K

19

22

K1

19

22

Ca21

20

22

S22

16

18

b) há 13 partículas no núcleo. c) ele está positivamente carregado. d) seu número de massa é 12. 4. Determinado elemento químico A apresenta número atômico Z e número de massa igual a 2Z 1 9. Outro elemento químico, B, tem número atômico Z 2 2 e número de massa igual a 83. Um terceiro elemento químico, C, que tem 45 nêutrons, é simultaneamente isótopo de B e isóbaro de A. Com base nesses dados, determine o número atômico dos elementos químicos A e B. 5. (ITA-SP) Assinale a opção que apresenta o elemento químico com o número correto de nêutrons: a) 199 F tem zero nêutron. b) 2412 Mg tem 24 nêutrons. c)

197 79

Au tem 79 nêutrons.

d) 33 As tem 108 nêutrons. 75

U tem 146 nêutrons. e) 238 92

Em relação a essas espécies, são feitas as seguintes afirmações: I. K1 e Ca21 são isótonos; II. K e Ca21 são isóbaros; III. K1 tem mais prótons que K; IV. K1 e S22 têm o mesmo número de elétrons. É correto apenas o que se afirma em a) I e II.

c) I e IV.

b) I e III.

d) II e III.

e) II e IV.

A estrutura do átomo

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CONEXÕES

Modelo de aparelho de TV CRT colorida, muito comum nas residências na década de 1990. aquecedor

ânodos aceleradores feixe de elétrons tela

Encyclopaedia Britannica/UIG/Universal Images Group/Latinstock

isolante cátodo emissor de elétrons

feixes de elétrons

bobina de deflexão

abertura em grade

tela de vidro revestimento de fósforo na parte interna da tela

Representação esquemática dos componentes de uma TV CRT colorida. É importante salientar que os feixes de elétrons não são coloridos. Trata-se de um recurso didático para ilustrar a diferença de intensidade que há entre esses feixes. Assim o feixe “vermelho”, por exemplo, tem uma intensidade tal que, ao bombardear a substância fluorescente presente na tela, faz com que ela emita radiação visível na cor vermelha.

O século XX foi marcado por muitos avanços tecnológicos, dentre eles, um dos mais presentes no cotidiano é o aparelho de televisão em cores. No entanto, o funcionamento desse equipamento ainda é um mistério para muitos. Os primeiros aparelhos de televisão (TV) em cores eram constituídos de um tubo muito semelhante àquele utilizado por Thomson em seu experimento com raios catódicos. Esses aparelhos, chamados de TVs CRT (tubo de raios catódicos), ou simplesmente TVs de tubo, são encontrados até hoje em algumas residências, em razão do seu baixo custo. O processo de formação da imagem nesses aparelhos de televisão utiliza a emissão de raios catódicos. O tubo que gera a imagem possui um par de eletrodos, denominados canhão eletrônico, um par de bobinas e uma tela impregnada com uma substância fluorescente. O cátodo, presente no canhão eletrônico, emite feixes de elétrons em alta velocidade que atravessam o vácuo formado no tubo. Esses feixes de elétrons são direcionados pelas bobinas e colidem com a tela. A substância fluorescente presente na tela, ao ser bombardeada pelos feixes de elétrons, emite radiação visível em três cores específicas: azul, vermelha e verde, dependendo da intensidade do feixe. Como essa emissão de radiação é momentânea, a imagem precisa ser atualizada muitas vezes, de modo que, quando ocorre um intervalo muito longo entre cada atualização, a visualização da imagem fica prejudicada. Ao nos aproximarmos da tela de uma TV CRT, podemos visualizar os pontos (pixels) que formam as imagens. Porém, como o cérebro humano é capaz de agrupar esses pontos, ao nos afastarmos, conseguimos observar as imagens como um todo, de modo que a coloração das imagens passa a ser composta da fusão de duas ou três cores emitidas. Trevor Clifford Photograph/SPL/Latinstock

Erwin Purnomo Sidi/Dreamstime/Glow Images

TV CRT, Plasma, LCD, LED, OLED: qual é a diferença entre elas?

Visualização dos pixels na tela de uma TV CRT colorida.

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Capítulo 4

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será o tamanho deles e melhor será a definição da imagem (a qualidade). Entre os modelos mais novos, a HDTV (televisão de alta definição) tem uma melhor eficiência do efeito causado pelos feixes de elétrons na tela, chegando a ter mais de 1 000 linhas de pixels, o equivalente a 1 milhão de pixels. Na versão UHDTV (televisão de ultra-alta definição) há até 8 milhões de pixels. A tela de uma TV UHD é baseada na tecnologia OLED (diodo orgânico emissor de luz), constituída por componentes eletrônicos à base de substâncias orgânicas capazes de emitir luz quando submetidas a estímulos gerados pela corrente elétrica. A radiação emitida por essas substâncias é correspondente a todas as cores primárias, cuja combinação leva à formação de uma imagem de altíssima qualidade. E, como não há tubo, nem câmaras, nem placas de vidro, sua tela pode ser fabricada com painéis flexíveis, possibilitando a construção de aparelhos com formatos diferenciados. Fontes de pesquisa: PIERES, A., DA DALT, S. Raios catódicos. Porto Alegre: Evangraf, 2011. p. 52-54. Disponível em: <http://www.uf rgs.br/sead/servicos-ead/publicacoes-1/ pdf/Raios_Catodicos.pdf>. Acesso em: 11 fev. 2016. MORIMOTO, C. E. Monitores: LCD 3 CRT 3 Plasma 3 OLED. In: Hardware: o guia definitivo. GDH Press e Sul Editores. 1o out. 2007. Disponível em: <http://www.hardware.com.br/livros/hardware/ monitores-lcd-crt-plasma-oled.html>. Acesso em: 11 fev. 2016.

manaemedia/Shutterstock.com

Outro modelo de tela que surgiu depois do CRT foi o da TV de plasma. A tela desse tipo de TV é formada por pequenas câmaras seladas, preenchidas com uma mistura dos gases xenônio e neônio. Cada câmara contém dois eletrodos e é revestida por uma camada de substância fluorescente. Esse sistema fica localizado entre duas placas de vidro e, assim, quando o feixe de elétrons colide com os gases contidos nas câmaras, ocorre ionização, formando plasma. No estado de plasma (quarto estado da matéria), os gases emitem radiação ultravioleta, o que faz com que a substância fluorescente passe a emitir luz, formando uma imagem com melhor definição que as da TV CRT. Cada ponto da tela da TV de plasma é composto de três câmaras. Cada uma delas emite uma cor: verde, azul ou vermelha, dependendo da susbtância utilizada em seu revestimento. Como essas câmaras possuem um tamanho relativamente grande, esse tipo de TV tende a apresentar telas maiores (em geral 40 polegadas). Uma desvantagem desse modelo, porém, é o seu alto consumo de energia. Apresentando uma variação de tecnologia de formação de imagem, na TV de LCD (tela de cristal líquido) a tela de vidro é revestida por uma camada de silício amorfo e possui diversos sulcos preenchidos por cristal líquido – substância cuja estrutura molecular é alterada pela corrente elétrica, podendo se tornar transparente ou opaca. Esse sistema, ao ser eletrizado e submetido à radiação emitida por uma fonte de luz fluorescente, produz diferentes tons de opacidade, gerando cores de tonalidades variadas, que resultam em uma imagem com maior nitidez. Já as novas TVs de LED (diodo emissor de luz) são uma variação das TVs de LCD, nas quais as lâmpadas de LED substituem a lâmpada fluorescente no processo de formação de imagem, aumentando ainda mais sua qualidade. Como a imagem da TV, independentemente da tecnologia do aparelho, é formada por pixels, podemos dizer que, quanto maior for a densidade de pixels, menor

Modelo de aparelho de televisão UHD.

Atividades

Escreva no caderno

1. O feixe de elétrons tem funções diferentes nos modelos de TV CRT e de plasma. Essa afirmação está correta? Qual é a atuação desse feixe no processo de formação de imagem em cada modelo?

em dupla e pesquisem sobre qual seria a razão para isso e como esse fenômeno se relaciona com os experimentos de Thomson com os raios catódicos.

2. Uma das recomendações de cuidados com TVs do tipo CRT é a de não aproximar um ímã da tela, pois ocorre distorção de sua imagem. Reúna-se

3. Uma TV UHD pode apresentar um design curvo. Por que, dos modelos de TV citados no texto, esse é o único que pode ser curvo?

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Escreva no caderno

EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES Exercícios complementares 1. (FGV-SP) As figuras representam alguns experimentos de raios catódicos realizados no início do século passado, no estudo da estrutura atômica. Alta-tensão

@

ânodo 

Assinale a alternativa que apresenta o resultado que era previsto para o experimento de acordo com o modelo de Thomson.

Para vácuo (a) Sombra

@ (b)

Amostra de sulfeto de zinco

 

@ @ (c)

O tubo nas figuras (a) e (b) contém um gás submetido à alta-tensão. Figura (a): antes de ser evacuado. Figura (b): a baixas pressões. Quando se reduz a pressão, há surgimento de uma incandescência, cuja cor depende do gás no tubo. A figura (c) apresenta a deflexão dos raios catódicos em um campo elétrico. Em relação aos experimentos e às teorias atômicas, analise as seguintes afirmações: I. Na figura (b), fica evidenciado que os raios catódicos se movimentam numa trajetória linear. II. Na figura (c), verifica-se que os raios catódicos apresentam carga elétrica negativa. III. Os raios catódicos são constituídos por partículas alfa. IV. Esses experimentos são aqueles desenvolvidos por Rutherford para propor a sua teoria atômica, conhecida como modelo de Rutherford. As afirmativas corretas são aquelas contidas apenas em: a) I, II e III. b) II, III e IV.

c) I e II. d) II e IV.

e) IV.

2. (UFMG) Na experiência de espalhamento de partículas alfa, conhecida como “experiência de Rutherford”, um feixe de partículas alfa foi dirigido contra uma lâmina finíssima de ouro, e os experimentadores (Geiger e Marsden) observaram que um grande número dessas partículas atravessava a lâmina sem

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Esse resultado levou Rutherford a modificar o modelo atômico de Thomson, propondo a existência de um núcleo de carga positiva, de tamanho reduzido e com, praticamente, toda a massa do átomo.

a) A maioria das partículas atravessaria a lâmina de ouro sem sofrer desvios e um pequeno número sofreria desvios muito pequenos. b) A maioria das partículas sofreria grandes desvios ao atravessar a lâmina. c) A totalidade das partículas atravessaria a lâmina de ouro sem sofrer nenhum desvio. d) A totalidade das partículas ricochetearia ao se chocar contra a lâmina de ouro, sem conseguir atravessá-la. 3. (UFMG) Em 1909, Geiger e Marsden realizaram, no laboratório do professor Ernest Rutherford, uma série de experiências que envolveram a interação de partículas alfa com a matéria. Esse trabalho às vezes é referido como “Experiência de Rutherford”. O desenho a seguir esquematiza as experiências realizadas por Geiger e Marsden. Po

Pb

Pb

PARTÍCULAS ALFA

ZnS

Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

cátodo

sofrer desvios, mas que um pequeno número sofria desvios muito acentuados.

Au

Uma amostra de polônio radioativo emite partículas alfa que incidem sobre uma lâmina muito fina de ouro. Um anteparo de sulfeto de zinco indica a trajetória das partículas alfa após terem atingido a lâmina de ouro, uma vez que, quando elas incidem na superfície de ZnS, ocorre uma cintilação. a) Explique o que são partículas alfa. b) Descreva os resultados que deveriam ser observados nessa experiência se houvesse uma distribuição homogênea das cargas positivas e negativas no átomo. c) Descreva os resultados efetivamente observados por Geiger e Marsden. d) Descreva a interpretação dada por Rutherford para os resultados dessa experiência.

Capítulo 4

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4. (IFSul-RS) Existe uma espécie de água formada por um isótopo do H de número de massa igual a 2 que é denominada “água pesada”. Quando comparada com a água comum, onde o H possui A 5 1, conclui-se que a molécula dessa água apresenta maior número de: a) nêutrons.

c) elétrons.

b) prótons.

d) átomos.

5. (UFRN) Leia o texto abaixo. Traquinagens etílicas. Análises de átomos de carbono flagram adulterações no processo de fabricação de bebidas alcoólicas. Nos últimos cinco anos pesquisadores brasileiros passaram a estudar o grau de adulteração em produtos nacionais e estrangeiros a partir de análise da quantidade existente, em seu conteúdo, da forma estável mais pesada do átomo de carbono denominado carbono 13 (136 C), muito mais raro do que o leve carbono 12 (126 C). A relação entre o número de átomos desses dois tipos de carbono pode denunciar a adoção de alguns procedimentos ilegais. De acordo com os ingredientes usados, cada produto apresenta uma assinatura padrão que reflete a proporção de átomos do escasso carbono 13 em relação aos átomos de carbono 12. Se numa amostra de bebida essa proporção se distancia de sua assinatura padrão, é sinal de que o produto foi alvo de alguma adulteração. PIVETTA, Marcos. Traquinagens etílicas. Revista Pesquisa Fapesp, dez. 2003. [Adaptado]

O teste descrito no texto se baseia na propriedade dos átomos de carbono conhecida como: a) isotopia. c) isotonia. b) isomeria.

d) isobaria.

6. (Udesc-SC) O urânio encontrado na natureza é formado por uma mistura de três isótopos. Os mais abundantes são o urânio-238 (238U) com aproximadamente 99,3%; o isótopo 235U com aproximadamente 0,7% e o isótopo 234U nas concentrações traço. O urânio (235U) é utilizado como combustível para reatores e na confecção de bombas nucleares. Desta forma, o 238U é convertido para o isótopo 235U através do processo de enriquecimento. Assinale a alternativa correta em relação às propriedades de isotopia do urânio. a) O número de elétrons (e) dos isótopos de urânio é: isótopo 234U e 5 141, isótopo 235U e 5 142 e isótopo 238 U e 5 139. b) Os isótopos são átomos com o mesmo número de massa.

c) Os isótonos são átomos com o mesmo número de prótons. d) O número de nêutrons (n) dos isótopos de urânio é: isótopo 234U n 5 142, isótopo 235U n 5 143 e isótopo 238 U n 5 146. e) O número de prótons (p) dos isótopos de urânio é: isótopo 234U p 5 234, isótopo 235U p 5 235 e isótopo 238 U p 5 238. Nota do autor: O número atômico do elemento urânio é 92. 7. (Unemat-MT) Isótopos radioativos do iodo têm grande importância na medicina. São usados no diagnóstico e no tratamento de problemas da tireoide. O isótopo do iodeto 15341I usado para esse fim apresenta os seguintes números de prótons, nêutrons e elétrons, respectivamente: a) 131; 53; 78. b) 53; 53; 132. c) 53; 78; 54. d) 54; 131; 53. e) 131; 78; 53. Nota do autor: O número atômico do elemento iodo é 53. 8. (UFRGS-RS) Na reunião da IUPAC, que celebrou o fim do Ano Internacional da Química, os mais novos elementos foram oficialmente denominados de fleróvio, em homenagem ao físico russo Georgiy Flerov, e de livermório, em homenagem ao Laboratório Livermore da Califórnia. Esses são os dois elementos mais pesados da tabela periódica e são altamente radioativos. O fleróvio (F) apresenta número atômico 114 e número de massa 289, e o livermório (Lv) apresenta número atômico 116 e número de massa 292. O número de nêutrons em cada átomo do elemento fleróvio e o número de nêutrons em cada átomo do elemento livermório são, respectivamente, a) 114 e 116. b) 175 e 176. c) 189 e 192. d) 289 e 292. e) 403 e 408.

Na abertura deste capítulo podemos observar os 9. raios no céu noturno da cidade de Londrina. Pesquise e procure explicar a formação desses raios com base no que você estudou neste capítulo. A estrutura do átomo

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CAPÍTULO 5

ESO/B.Tafreshi (twanight.org)

Os átomos e a emissão de luz

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Quando olhamos para o céu à noite, percebemos que estamos rodeados de estrelas, e, embora pareça que elas estejam distribuídas aleatoriamente no Universo, na verdade estão agrupadas em galáxias – conjuntos de astros, estrelas, poeira e gases unidos pela força da gravidade. A nossa galáxia, chamada de Via Láctea, reúne milhares de estrelas e tem um diâmetro de cerca de 100 000 anos-luz (aproximadamente 9,5 ? 1020 metros). É uma parte da Via Láctea que vemos no céu desta imagem. Cenas como esta podem ser observadas em locais afastados do excesso de iluminação artificial das cidades e em ambientes com clima favorável. No deserto do Atacama, no Chile, por exemplo, não chove em cerca de 300 noites por ano, fato que o torna um dos lugares mais apropriados do Hemisfério Sul para a construção de observatórios astronômicos. Nos observatórios, os telescópios apontados para o céu captam e transmitem diversos tipos de informação que são investigados pelos pesquisadores. Analisando a luz emitida por uma estrela, por exemplo, é possível saber, aproximadamente, qual a sua temperatura, idade e composição química. Quanto maior a temperatura de uma estrela, mais azulada é a luz emitida por ela e captada pelos telescópios e, quanto menor a temperatura, mais avermelhada é essa emissão. Já a idade e a composição química são informações interligadas, pois, quanto mais velha é uma estrela, maior é o número de elementos químicos presentes na sua composição que apresentam número atômico elevado. Essa informação pode ser obtida analisando a luz captada pelo telescópio em um equipamento acoplado a ele, chamado espectroscópio. Nele a luz é decomposta nas cores que a constituem, formando um espectro, que pode ser comparado com os espectros dos elementos químicos conhecidos. Por meio dessa comparação é possível determinar com precisão a composição química da estrela. • Assim como as cores das luzes emitidas pelas estrelas chamam a nossa atenção, é provável que você também já tenha reparado na cor da chama de uma vela. Ela é semelhante à cor da chama que sai da boca de um fogão a gás? Qual das duas chamas deve apresentar temperatura maior? Justifique sua resposta.

Parte da Via Láctea observada na região do observatório La Silla, nos arredores do deserto do Atacama, no Chile, em 2014. O observatório situa-se a 2 400 metros de altitude e possui um dos céus noturnos mais escuros da face da Terra.

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O comportamento da luz e os modelos atômicos Após o anúncio do modelo atômico de Rutherford e da descoberta do nêutron por Chadwick, surgiram diversos questionamentos sobre como ocorreria a estabilidade do átomo. De acordo com a proposta, o átomo teria um núcleo dotado de carga elétrica positiva em torno do qual os elétrons, de carga negativa, orbitariam (Figura 1). Entretanto, segundo a Física clássica, esse modelo era considerado improvável.

Figura 1. Representação esquemática do modelo atômico após a descoberta dos nêutrons. É importante lembrar que os diâmetros da eletrosfera e do núcleo não estão em proporção nesta imagem. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

elétron núcleo

próton

Paulo Cesar Pereira

nêutron

eletrosfera

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL JR., P. Chemistry & Chemical Reactivity. 3rd ed. Orlando: Saunders College, 1996. p. 71.

Como seria possível elétron e núcleo coexistirem em equilíbrio? Por um lado, se os elétrons estivessem estáticos na eletrosfera, ou seja, sem movimento, a atração das cargas os levaria a colidir com o núcleo. Como isso não ocorria, era esperado que os elétrons executassem algum movimento, de modo que se evitasse essa colisão. Por outro lado, se uma partícula de carga negativa e massa diminuta como o elétron girasse em torno de uma região de massa muito maior e dotada de carga positiva (o núcleo), haveria a tendência de essa partícula perder energia e “cair”, em espiral, na direção do núcleo, o que destruiria a matéria. O impasse no modelo de Rutherford só foi resolvido com a contribuição do físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962), que havia sido aluno de Rutherford. Bohr considerava que a base para o entendimento dos fenômenos eletrônicos estava no comportamento da luz emitida pelos átomos quando excitados por uma fonte de energia. Vamos, então, analisar brevemente algumas características da luz.

Ilana Lansky/Olhar Imagem

Figura 2. Arco-íris na Serra da Calçada em Brumadinho, Minas Gerais, 2011.

100

O espectro eletromagnético O arco-íris (Figura 2) é um fenômeno que ocorre na natureza por causa da refração da luz branca, procedente do Sol, ao atravessar pequenas gotas de água presentes no ar. A luz branca, quando refratada, sofre dispersão, ou seja, se decompõe em suas cores constituintes. A faixa luminosa colorida que provém da dispersão da luz branca é conhecida como espectro da luz visível. O mesmo ocorre quando um feixe de luz branca atravessa um prisma, o que já havia sido descrito pelo inglês Isaac Newton (1642-1727), século XVII.

Capítulo 5

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Ilustraçþes: Paulo Cesar Pereira

Em 1873, o físico e matemåtico escocês James Clerk Maxwell (1831-1879) apresentou uma teoria segundo a qual a luz seria composta de ondas eletromagnÊticas. Essas ondas são caracterizadas por apresentarem velocidade constante no våcuo (c  3  108 m/s), comprimento de onda específico e determinada frequência. O comprimento de onda, representado pela letra grega lâmbda (Ν), Ê a distância entre dois picos (pontos mais altos) ou dois vales (pontos mais baixos) de uma onda, medida em nanômetros (nm) (Figura 3). Assim, cada cor observada no espectro da luz visível corresponde a uma onda diferente, com frequência e comprimento de onda distintos. Hå diversos tipos de onda eletromagnÊtica, como os raios X, a radiação ultravioleta, as ondas de rådio, entre outros, porÊm todos apresentam as características citadas acima. A Figura 4 mostra o espectro eletromagnÊtico da luz no våcuo. Note que apenas uma faixa desse espectro Ê visível ao olho humano. comprimento

a

comprimento comprimento

b Figura 3. Representação esquemåtica do comprimento de duas ondas quaisquer, representadas em mesma escala. comprimento

A frequência de uma onda, representada pela letra grega ni (ν), Ê a quantidade de comprimentos de onda que passa por determinado ponto em um intervalo de tempo igual a um segundo, e sua unidade de medida Ê o hertz (Hz). Quanto maior o comprimento de uma onda, menor Ê a sua frequência. energia

1024

1022

1020

raios  1016 1014 Comprimento de onda (Îť)

1012

1018

1016

raios X

UV

1010

108

1014

1012

1010

infravermelho

micro-ondas

106 104

102

108

106

FM AM ondas de rĂĄdio 100

102

Frequência (ν) 102 100 ν (Hz)

104

ondas longas de rĂĄdio 104

106

108

Îť (m)

espectro visĂ­vel

400

500

600

700 Îť (nm)

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R. Chemistry & Chemical Reactivity. 8th ed. Belmont: Brooks/Cole: Cengage Learning, 2012. p. 269.

Figura 4. Representação do espectro eletromagnÊtico da luz no våcuo. Observe que quanto maior a frequência de uma onda, maior a sua energia e menor o seu comprimento de onda. Assim, a luz de cor azul, por exemplo, Ê muito mais energÊtica que a luz de cor vermelha, que apresenta comprimento de onda maior, porÊm frequência menor.

VocĂŞ sabia? Radiação ultravioleta e fotoproteção A exposição Ă luz solar tem efeito cumulativo e pode prejudicar nosso organismo. Isso porque um dos componentes da luz solar ĂŠ a radiação ultravioleta (UV), que penetra na pele e pode causar alteraçþes como mudança de coloração, pintas, rugas e tumores tanto benignos (nĂŁo cancerosos) quanto malignos, como o melanoma. Uma das medidas de proteção Ă  exposição solar ĂŠ o uso de fotoprotetores. Os fotoprotetores apresentam dois tipos de filtros para a radiação UV: os filtros fĂ­sicos, que refletem a maior parte dessa radiação, e os filtros quĂ­micos, que absorvem os raios UVA e UVB (principais responsĂĄveis pelos efeitos da radiação UV) e os convertem em uma radiação de baixa energia, nĂŁo prejudicial. A radiação UVA tem comprimento de onda mais longo (entre 315 nm e 400 nm) e ĂŠ capaz de atingir camadas profundas da pele, causando pigmentação e seu envelhecimento, alĂŠm de induzir mutaçþes que podem levar Ă  formação de melanomas. JĂĄ a radiação UVB tem comprimento de onda mais curto (entre 280 nm e 315 nm), causando vermelhidĂŁo, queimaduras e lesĂľes prĂŠ-câncer. Os rĂłtulos dos fotoprotetores indicam o fator de proteção solar (FPS). Quanto maior ĂŠ o valor do FPS, maior ĂŠ a proteção Ă  radiação e o tempo que uma pessoa pode ficar exposta ao sol com o produto. Assim, se o tempo que uma pessoa pode ficar exposta ao sol, sem nenhuma proteção, ĂŠ de 10 minutos, utilizando um fotoprotetor de FPS 15, por exemplo, esse tempo ĂŠ multiplicado por 15, ou seja, passa a ser de 150 minutos. Ă&#x2030; importante lembrar, entretanto, que os fotoprotetores devem ser aplicados de 20 a 30 minutos antes da exposição Ă  luz solar e reaplicados a cada 2 ou 3 horas.

Os ĂĄtomos e a emissĂŁo de luz

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Charles D. Winters/ Science Source/Diomedia

Figura 5. A cor emitida por um metal quando aquecido depende da sua temperatura, de modo que, quanto maior a energia fornecida ao metal, maior é a frequência da luz emitida por ele.

Quando aquecemos um pedaço de metal, após algum tempo observamos que inicialmente surge uma coloração avermelhada (Figura 5). À medida que fornecemos mais energia, o metal vai mudando de cor, podendo se tornar ligeiramente azulado ao atingir altas temperaturas. Esse fenômeno, que envolve a relação entre a radiação eletromagnética e a temperatura da matéria, foi estudado por diversos cientistas que propuseram explicações abrangendo conhecimentos de Física e Matemática. Esses conhecimentos foram importantes para a formação de um novo modelo atômico. Por volta de 1900, o físico alemão Max Planck (1858-1947) propôs uma explicação para a relação entre a temperatura e a cor das radiações eletromagnéticas emitidas pelos metais. Segundo Planck, a energia liberada pelos átomos não era contínua, mas acontecia sob a forma de uma quantidade fixa (um “pacote”) de energia, o quantum – no plural, quanta. Pouco tempo depois de Planck apresentar suas teorias sobre a quantização da energia, o físico alemão Albert Einstein (1879-1955) propôs, em 1905, que a luz seria formada por pequenas partículas, atualmente chamadas de fótons, com energia proporcional à frequência, ou seja, quanto maior a energia, maior a frequência. Como vimos anteriormente, quanto maior a frequência de uma onda, menor é o seu comprimento, o que justificaria a observação da mudança de coloração do metal ao atingir altas temperaturas. Então, a luz é formada por ondas ou por partículas? Apesar de contrastantes, as duas teorias são adotadas até hoje. Isso acontece porque, em alguns experimentos, a teoria ondulatória permite explicar melhor o comportamento da luz, enquanto em outros a teoria corpuscular é mais apropriada. Dizemos, portanto, que a luz apresenta um comportamento dual (dualidade onda-partícula), ou seja, ora se comporta como onda, ora como partícula.

Os espectros atômicos

a

b

c

Fotos: SPL/Latinstock

Em meados de 1855, o químico alemão Robert Bunsen (1811-1899) havia notado que, quando se aproximavam certos compostos de uma chama, surgia uma luz com coloração característica (Figura 6). Quando um feixe dessa luz emitida incidia sobre um prisma, ocorria a sua separação em outras cores, que apareciam como linhas (raias) em vez de formar um espectro contínuo como o observado na luz solar.

Figura 6. Quando aproximamos compostos contendo cátions de lítio de uma chama, como a de um bico de Bunsen, ela adquire uma coloração avermelhada (a). O mesmo ocorre com outros cátions, como o de cobre, que torna a chama esverdeada (b), e o de potássio, que a torna arroxeada (c).

102

Capítulo 5

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O mesmo foi observado por Bohr ao estudar a emissão de luz gerada por átomos no estado gasoso quando submetidos a altas tensões. O espectro da emissão desses átomos nos tubos de raios catódicos só apresentava algumas linhas de cores diferentes, ou seja, alguns comprimentos de onda. Tratava-se, portanto, de um espectro descontínuo (ou discreto) de energia, também conhecido como espectro de linhas (Figura 7). tubo de descarga contendo gás hidrogênio

Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

Figura 7. Representação esquemática do espectro de emissão do gás hidrogênio. A luz emitida pelo gás no interior do tubo de descarga passa através de uma fenda que alinha e direciona o feixe de luz para o prisma. Ao passar pelo prisma, o feixe de luz é decomposto, atingindo o filme fotográfico em diferentes raios que o compõem. Esse arranjo experimental deu origem a um instrumento denominado atualmente espectroscópio. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

filme fotográfico fenda

prisma

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R. Chemistry & Chemical Reactivity. 8th ed. Belmont: Brooks/Cole: Cengage Learning, 2012. p. 273.

O modelo atômico de Rutherford-Bohr Em 1913, com base no modelo atômico de Rutherford, nos estudos sobre a luz e na tentativa de explicar as emissões descontínuas do átomo de hidrogênio, Bohr elaborou uma série de postulados, que estão resumidos a seguir.

a

Efóton (energia do fóton) e2 E1

energia do e2 no estado estacionário: E1

núcleo

• O elétron (e2) giraria em torno do núcleo do átomo seguindo uma órbita circular. • Somente órbitas de certos raios seriam permitidas para os elétrons de um átomo. • Em cada órbita permitida o elétron apresentaria energia constante e bem definida. Quanto mais distante do núcleo, maior a energia. • Em uma órbita permitida (estado ou nível de energia) o elétron não absorveria nem emitiria energia espontaneamente. • Um elétron só emitiria ou absorveria energia ao passar de uma órbita permitida para outra. Essa energia seria emitida ou absorvida na forma de fótons (Figura 8), ou seja, de forma quantizada (descontínua). O modelo de Rutherford, acrescido dos postulados de Bohr, ficou conhecido como modelo atômico de Rutherford-Bohr. De acordo com esse modelo, as linhas observadas no espectro do gás hidrogênio (Figura 7) ocorreriam porque diversas transições seriam possíveis para o elétron de um átomo de hidrogênio.

b

energia do e2 no estado excitado: E2

E2

E 5 E2 2 E1 5 Efóton

c

Efóton

Figura 8. Representação esquemática do processo de absorção e emissão de energia segundo os postulados de Bohr. Ao receber energia (a), o elétron (e2) passaria para uma órbita ou estado de maior energia (estado excitado) (b). Porém, essa situação é instável e o elétron tenderia a voltar ao estado inicial (estacionário ou fundamental), liberando a mesma quantidade de energia recebida, na forma de um fóton (c). (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

E

Ilustração produzida com base em: UT ASTROPHYSICS. Atomic Excitation and De-excitation. Knoxville, [201?]. Disponível em: <http://csep10.phys.utk.edu/astr162/ lect/light/bohrframe/excitation.html>. Acesso em: 12 fev. 2016. Os átomos e a emissão de luz

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Caso julgue apropriado, explique aos alunos que na Figura 9 estão representadas apenas transições cujos fótons emitidos apresentam comprimentos de onda na região visível do espectro, mas que existem outras transições possíveis.

Como os átomos do elemento hidrogênio apresentam apenas um elétron orbitando na eletrosfera, de acordo com Bohr, esse elétron poderia passar (“saltar”) para diferentes órbitas permitidas dependendo da energia fornecida e, ao retornar à órbita inicial, emitiria um fóton com comprimento de onda característico (Figura 9). Como na amostra de gás hidrogênio dentro do tubo de descarga estão presentes diversos átomos de hidrogênio, cada elétron desses átomos, em dado momento, seria excitado para uma órbita distinta e retornaria para a órbita inicial, dando origem às diversas linhas no espectro que representam essas transições.

Paulo Cesar Pereira

Figura 9. Representação esquemática das transições observadas no espectro de emissão do gás hidrogênio na região do visível e sua relação com os comprimentos de onda dos fótons emitidos. Observe que, quanto maior é a energia envolvida na transição do elétron de um nível para outro, menor é o comprimento de onda do fóton emitido. (Imagem fora de escala.)

Nível de energia

8

4 3

410 nm

486 nm

656 nm

434 nm 2

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R. Chemistry & Chemical Reactivity. 8th ed. Belmont: Brooks/Cole: Cengage Learning, 2012. p. 277.

É importante ressaltar que a distribuição das linhas no espectro de emissão varia de acordo com o elemento químico analisado, pois as órbitas de cada elemento apresentam valores distintos de energia em razão da variação na quantidade de prótons no núcleo (número atômico) e de elétrons na eletrosfera.

Química em rede Lasers A palavra laser é uma sigla que vem do inglês (light amplification by stimulated emission of radiation) e significa “amplificação da luz por emissão estimulada de radiação”. Diferentemente da luz emitida por uma lâmpada incandescente, que se espalha por todo o ambiente, no laser os raios de luz não se espalham, incidindo praticamente no mesmo ponto. Como vimos neste capítulo, em um processo de absorção atômica, o elétron é excitado por um fóton, passando para um estado de maior energia. Como esta é uma situação instável, o elétron volta ao estado fundamental,

liberando a mesma quantidade de energia com a qual foi excitado na forma de um fóton; esse processo é chamado de emissão atômica. A emissão atômica é espontânea, porém relativamente lenta. Em um laser, o processo de emissão é estimulado: além do fóton inicial que leva o elétron ao estado excitado, um segundo fóton acelera o processo de retorno ao estado inicial. Dessa forma, é produzido um efeito em cadeia, no qual os fótons emitidos interagem com outros átomos, resultando em efeitos de absorção atômica e/ou emissão estimulada.

estado excitado

E

Editoria de arte

fóton emitido t1

estado inicial

E

E t2 , t1

t2 E

fóton E

absorção (A)

emissão (B)

emissão estimulada (C)

Ilustração produzida com base em: PAUL, D. J. Stimulated Emission. Glasgow: University Glasgow, 2002. Disponível em: <http://userweb.eng.gla.ac.uk/douglas.paul/QCL/stimulated.html>. Acesso em: 12 fev. 2016.

Representação esquemática comparando o processo de emissão espontânea com o de emissão estimulada. Em (A), o elétron absorve energia de um fóton externo (E) e a usa para passar para um estado de maior energia. Em (B), o elétron volta ao seu estado de energia mais baixa, emitindo um fóton com a mesma energia fornecida (E). Finalmente, em (C) é representado o retorno do elétron ao estado de menor energia, estimulado por outro fóton, externo, em um intervalo de tempo mais curto. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

104

Capítulo 5

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Atividades

Maciej Oleksy/Shutterstock.com

O efeito ainda é amplificado com o uso de espelhos para que os fótons interajam mais tempo, aumentando a emissão de fótons. Uma fração desses fótons é canalizada e forma um feixe de raios de luz paralelos que focam em apenas um ponto. Apesar de a compreensão do funcionamento do laser se apoiar em conceitos básicos, na sua origem, quando o físico estadunidense Charles H. Townes (1915-2015) criou o primeiro maser (antecessor do laser, cuja única diferença é que ele emitia luz não visível, enquanto o laser emite luz visível), ele foi largamente desacreditado até por Bohr. Atualmente, o laser tem diversas aplicações nas mais diferentes áreas do conhecimento. Uma das características mais marcantes do laser é que a luz emitida por ele é monocromática, ou seja, todos os fótons liberados têm a mesma energia. Dessa forma, a luz resultante tem apenas um comprimento de onda e, consequentemente, uma única cor. Isso é importante, pois várias das aplicações dos lasers requerem luz com uma energia determinada. Os aparelhos de blu-ray, por exemplo, têm em seu leitor um raio laser de um feixe de luz monocromática azul. Daí o nome blu-ray, cuja tradução do inglês significa “raio azul”. Note que, em relação à palavra original em inglês para azul, blue, falta a letra “e”, pois em alguns países não é possível o registro comercial de palavras comuns. Enquanto a capacidade de um DVD é de no máximo r/ ke ro pix eb sy 4,7 GB, um disco blu-ray comum é capaz de armazenar ag Ea m e/I aIk até 50 GB de dados. Isso é possível justamente por causa ich M t er do laser utilizado na gravação e leitura do disco. O laser rb No azul apresenta comprimento de onda menor que o laser Vista da parte interna de um aparelho de blu-ray. Nesse tipo de vermelho, usado na leitura e gravação do DVD e, por esse aparelho, um laser de cor azul é utilizado para leitura do disco. motivo, focaliza uma região menor do disco, permitindo que as informações sejam gravadas e lidas em pontos menores, aumentando sua capacidade de armazenamento. Escreva no caderno

1. Os processos de absorção e emissão atômica (espontânea ou estimulada) discutidos no texto se relacionam com o modelo atômico de Rutherford-Bohr. Porém, tanto Rutherford quanto Bohr eram físicos. Seus estudos mostram que as áreas das ciências se inter-relacionam a todo momento para o desenvolvimento de cada uma. Uma tecnologia como o laser é construída com saberes de diferentes áreas, assim como tem aplicações diversas. Quais outras áreas e conceitos científicos e tecnológicos você consegue relacionar com o desenvolvimento do laser? Discuta com seus colegas e apresente as conexões encontradas. 2. Em grupo, discuta com seus colegas quais são as aplicações do laser nas figuras abaixo. Quais áreas essas aplicações modificaram e que mudanças trouxeram? Há outras aplicações que não aparecem nas imagens? Compartilhem com a turma.

Alamy/Latinstock

c)

BSIP/Diomedia

b) David R. Frazier Photolibrary, Inc./Science Source/Diomedia

a)

3. Nos filmes de ficção científica os lasers são largamente utilizados, por exemplo, em cenas em que naves no espaço, emitindo um raio laser, explodem objetos, com a possibilidade de observar a trajetória dos raios e escutar o som da explosão. Em outros casos, personagens são jogados para trás quando atingidos por disparos de armas a laser. Pesquise se essas representações dos raios laser estão de acordo com as propriedades da luz.

Os átomos e a emissão de luz

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. As alternativas a seguir apresentam exemplos de ondas eletromagnéticas. Organize-as em ordem crescente de energia com base nas informações apresentadas na Figura 4 deste capítulo. I. Radiação ultravioleta emitida pelo Sol, responsável pelo bronzeamento da pele. II.  Micro-ondas emitidas em forno utilizado para aquecer alimentos. III. Raios X usados para detectar fraturas ósseas. IV. Luz verde emitida por um laser. V. Onda de rádio emitida por uma estação de rádio FM. V, II, IV, I, III

2. (Unesp-SP) Na evolução dos modelos atômicos, a principal contribuição introduzida pelo modelo de Bohr foi: a) a indivisibilidade do átomo.

d) o átomo é uma esfera positiva que, para tornar-se neutra, apresenta elétrons (partículas negativas) incrustados em sua superfície. 4. (UEG-GO) A fabricação de fogos de artifício requer um controle rigoroso das variações do processo como, por exemplo, a proporção dos componentes químicos utilizados e a temperatura de explosão. A temperatura necessária para acionar os fogos de artifício de médio e grande porte é de cerca de 3 600 oC. É a geração desse calor que é responsável pela produção de ondas luminosas, pois provoca a emissão atômica, ou seja, a emissão de luz que ocorre quando o elétron sofre uma transição de um nível mais energético para outro de menor energia.

b) a existência de nêutrons.

Considerando este assunto, responda aos itens abaixo:

c) a natureza elétrica da matéria.

a) A qual modelo atômico esse fenômeno de emissão de luz está ligado?

d) a quantização de energia das órbitas eletrônicas. e) a maior parte da massa do átomo está no núcleo.

Editoria de arte

3 . (UECE) Cada elemento químico apresenta um espectro característico, e não há dois espectros iguais. O espectro é o retrato interno do átomo e assim é usado para identificá-lo, conforme ilustração dos espectros dos átomos dos elementos hidrogênio, hélio e mercúrio. H

  comprimento de onda

He

1 nm  109 m

Hg 400

500

600

700

, nm

Bohr utilizou o espectro de linhas para representar seu modelo atômico, assentado em postulados, cujo verdadeiro é: a) ao mudar de órbita ou nível, o elétron emite ou absorve energia superior à diferença de energia entre as órbitas ou níveis onde ocorreu esta mudança. b) todo átomo possui um certo número de órbitas, com energia constante, chamadas estados estacionários, nos quais o elétron pode movimentar-se sem perder nem ganhar energia.

106

c) os elétrons descrevem, ao redor do núcleo, órbitas elípticas com energia variada.

b) Explique esse fenômeno de emissão de luz em termos de elétrons e níveis de energia. 5. (Fepecs-DF) Algumas substâncias, quando sujeitas a radiações ultravioleta, emitem luz visível. Os átomos dessas substâncias fluorescentes absorvem a radiação ultravioleta, invisível para o olho humano, e irradiam radiação visível para o ser humano. Esse fenômeno físico é chamado de fluorescência. Outras substâncias, chamadas fosforescentes, demoram de minutos a algumas horas para que ocorra a emissão de luz. Devido a essas propriedades – de fluorescência e fosforescência –, essas substâncias são utilizadas, por exemplo, para fazer com que ponteiros de relógios sejam visíveis à noite, para detectar falsificações em notas ou bilhetes, e nos uniformes dos garis. Esse fenômeno deve-se ao fato de que, após absorverem a radiação ultravioleta, os elétrons: a) passam a uma nova órbita, liberando o seu excesso de energia na forma de fótons. b) se mantêm em sua órbita, liberando energia na forma de fótons. c) relaxam e voltam à sua órbita inicial, liberando o seu excesso de energia na forma de fótons. d) se mantêm em sua órbita, absorvendo energia na forma de ondas eletromagnéticas. e) escapam de sua órbita, liberando energia térmica.

Capítulo 5

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A distribuição eletrônica em níveis de energia Segundo o modelo atômico de Rutherford-Bohr, a eletrosfera do átomo estaria dividida em níveis de energia, identificados por um número inteiro positivo (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ...), chamado de número quântico principal, cujo símbolo é n. Os níveis 1 a 7 são comumente simbolizados pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, em que K é o nível mais próximo do núcleo e o de menor energia, e Q o mais afastado e mais energético (Figura 10).

Editoria de arte

K

L

M

N

O

P

Q

Figura 10. Representação dos níveis de energia na eletrosfera dos átomos segundo o modelo de Rutherford-Bohr. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

núcleo

De acordo com Bohr, os elétrons de um átomo no estado fundamental (estado menos energético e, portanto, mais estável) seriam distribuídos nos níveis de energia em ordem crescente de energia, ou seja, os níveis mais próximos do núcleo, menos energéticos, seriam preenchidos primeiro. Além disso, o número máximo de elétrons em cada nível poderia ser determinado pela equação: Nelétrons 5 2n2. Essa equação prevê com exatidão a quantidade de elétrons nos níveis mais próximos do núcleo, porém observa-se, nos elementos químicos conhecidos, que a quantidade máxima de elétrons nos níveis mais afastados do núcleo (mais energéticos) é menor que a prevista, como mostra a Tabela 1. Tabela 1. Quantidade máxima de elétrons nos níveis de energia dos elementos conhecidos Nível de energia

Valor de n

Quantidade teórica de elétrons (2n2)

Quantidade máxima observada

K

1

(2 ? 12) 5 2

2

L

2

(2 ? 22) 5 8

8

M

3

(2 ? 32) 5 18

18

N

4

(2 ? 42) 5 32

32

O

5

(2 ? 52) 5 50

32

P

6

(2 ? 62) 5 72

18

Q

7

(2 ? 72) 5 98

8

Margrethe Bohr Collection/American Institute of Physics/SPL/Latinstock

n51 n52 n53 n54 n55 n56 n57

Figura 11. Niels Bohr (à esquerda) ao lado de Max Planck (à direita), em 1930.

Os átomos e a emissão de luz

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Caso julgue apropriado, explique aos alunos que essas regras não se aplicam à distribuição eletrônica de alguns metais de transição (elementos de número atômico de 21 a 28, 39 a 46, 57 a 78 e 89 a 111).

Assim, foi proposto que, ao se fazer a distribuição eletrônica de um elemento químico, o último nível a ser preenchido não poderia apresentar mais de 8 elétrons. Quando isso acontecesse, esse nível permaneceria com 8 e o seguinte receberia os elétrons restantes. Além disso, quando a quantidade de elétrons em um nível fosse maior que 18 e menor que 32, ficariam 18 elétrons nesse nível, e o restante iria para o seguinte, valendo também a regra anterior. Na Tabela 2 são apresentados exemplos de como ocorre a distribuição de elétrons de alguns elementos, no estado fundamental. Lembre-se de que em um átomo (neutro) a quantidade de prótons é igual à quantidade de elétrons.

Tabela 2. Distribuição eletrônica de alguns elementos Elemento Hélio

Quantidade de elétrons por nível de energia

Símbolo (ZE)

K (n 5 1)

He

2

C

2

4

A

2

8

3

Br

2

8

18

7

Sr

2

8

18

8

2

2

L (n 5 2)

M (n 5 3)

N (n 5 4)

O (n 5 5)

P (n 5 6)

Carbono

6

Alumínio

13

Bromo

35

Estrôncio

38

Césio

55

Cs

2

8

18

18

8

1

Chumbo

82

Pb

2

8

18

32

18

4

Note que, por exemplo, na distribuição eletrônica do elemento estrôncio (38Sr) teoricamente seria possível manter 10 elétrons no nível N, pois ele comporta até 32 elétrons. Porém, isso não acontece, pois nesse caso o nível N seria o último a ser preenchido, no entanto, de acordo com o proposto, o último nível não poderia ter mais de 8 elétrons; então nele ficam 8 elétrons e vão 2 para o nível seguinte, O. Da mesma forma, no caso do elemento chumbo (82Pb) o nível O não poderia ficar com 22 elétrons, portanto ficam 18 elétrons nesse nível e o restante vai para o nível P. Essa distribuição eletrônica pode ser indicada da seguinte forma: 2 2 8 2 18 2 32 2 18 2 4. O último nível ou nível mais externo da eletrosfera de um átomo no estado fundamental é chamado de camada de valência. Conhecer a quantidade de elétrons na camada de valência é importante para compreender as interações que ocorrem entre os átomos na formação de substâncias. Os elétrons presentes na camada de valência são chamados de elétrons de valência. Dessa forma, a camada de valência do elemento alumínio (13A,), por exemplo, é o nível M, que apresenta 3 elétrons de valência. Já a camada de valência do átomo de bromo (35Br) é o nível N, que contém 7 elétrons de valência. Na formação dos cátions, os primeiros elétrons a serem transferidos por um átomo são os elétrons presentes na camada de valência. De modo semelhante, na formação dos ânions, os elétrons recebidos pelo átomo preenchem sua camada de valência. Por exemplo, no caso do elemento alumínio, seu íon mais comum é um cátion trivalente, o A,31, ou seja, um átomo de alumínio que transferiu seus 3 elétrons da camada de valência. Já no caso do bromo, seu íon mais comum é um ânion monovalente, Br2, que apresenta um elétron a mais que o átomo neutro que lhe deu origem. A distribuição eletrônica desses íons é mostrada na Tabela 3.

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Capítulo 5

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Tabela 3. Distribuição eletrônica de alguns íons Íon (ZEcarga) 13

Quantidade de elétrons por nível de energia K (n 5 1)

L (n 5 2)

A 31

2

8

Br 2

2

8

35

M (n 5 3)

N (n 5 4)

18

8

O (n 5 5)

Assim, observamos que o cátion A31 apresenta o nível M vazio e, portanto, seu nível mais externo passou a ser o L. Já o ânion Br2 apresenta seu nível mais externo, N, preenchido com 8 elétrons. De modo geral, quando um átomo apresenta menos de 5 elétrons em sua camada de valência, ele tende a formar cátions, ou seja, é mais propenso a transferir seus elétrons de valência. Já quando um átomo apresenta 5 ou mais elétrons em sua camada de valência, ele tende a formar ânions, ou seja, é mais propenso a receber elétrons. Nos dois casos, a tendência é que os íons fiquem com 8 elétrons na camada de valência.

Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Com base nos postulados e na teoria quântica, Bohr estabeleceu um novo modelo de átomo para a estrutura da matéria. Segundo esse modelo, o átomo apresentaria a eletrosfera dividida em níveis de energia.

4. (UFMG) Na crosta terrestre, o segundo elemento mais abundante, em massa, tem, no estado fundamental, a seguinte configuração eletrônica: nível 1: completo; nível 2: completo; nível 3: 4 elétrons A alternativa que indica corretamente esse elemento é:

a) Quantos e quais são os níveis de energia conhecidos?

a) A, (Z 5 13).

d) O (Z 5 8).

b) Qual o número de elétrons observado em cada nível de energia?

b) Fe (Z 5 26).

e) Si (Z 5 14).

2. Quando os fogos de artifício explodem no céu noturno, podemos observar um show de luzes coloridas. Isso acontece porque os fogos de artifício contêm diferentes sais em sua composição que são os responsáveis pelas cores produzidas. A luz verde, por exemplo, é produzida pelo átomo de bário formado pela queima do cloreto de bário, BaC,2. a) Determine a diferença entre o átomo de bário (Z 5 56) e seu íon Ba2+, presente no composto iônico BaC,2, por meio da distribuição eletrônica em níveis de energia. b) Qual é a explicação para a produção de luz verde pelo átomo de bário? 3. De acordo com os postulados de Bohr, os elétrons estariam distribuídos na eletrosfera em órbitas circulares, determinando níveis de energia permitidos para o elétron. Qual dos níveis a seguir é o mais energético? a) Nível 1 ou K.

d) Nível 7 ou Q.

b) Nível 3 ou M.

e) Nível 8 ou O.

c) Nível 6 ou P.

c) N (Z 5 7). 5. O átomo de cálcio apresenta 2 elétrons em seu nível mais externo, nível 4. Qual das alternativas a seguir representa seu número atômico? a) 2

b) 4

c) 8

d) 10

e) 20

6. (UEL-PR) Um átomo neutro de certo elemento, no estado fundamental, tem eletrosfera constituída por 11 elétrons distribuídos, na ordem crescente de energia de dentro para fora, na configuração 2, 2, 6, 1. Satisfazem essa configuração átomos de: a) neônio (Z 5 10).

d) sódio (Z 5 11).

b) flúor (Z 5 9).

e) magnésio (Z 5 12).

c) cloro (Z 5 17). 7. (PUC-MG) O íon óxido O22 possui a mesma configuração que: a) o íon fluoreto F2.

c) o íon cálcio Ca21.

b) o átomo de sódio Na.

d) o íon sulfeto S22.

Dados: O (Z 5 8); F (Z 5 9); Na (Z 5 11); Ca (Z 5 20); S (Z 5 16) Nota do autor: o exercício se refere à configuração eletrônica do íon. Os átomos e a emissão de luz

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American Philosophical Society/SPL/Latinstock

Os subníveis de energia

Figura 12. Arnold Sommerfeld ao lado de Niels Bohr em 1919.

Com o desenvolvimento de equipamentos mais sofisticados para a obtenção de espectros, os cientistas notaram que algumas linhas que haviam sido observadas nos espectros de emissão dos elementos químicos eram na verdade uma junção de duas ou mais linhas finas com valores de comprimentos de onda muito próximos, o que indicava uma nova série de emissão de energia. Em busca de uma explicação para esse fato, o físico alemão Arnold Sommerfeld (1868-1951) propôs, em 1915, que os níveis de energia postulados por Bohr poderiam apresentar subdivisões, que foram chamadas de subníveis de energia. Esse conceito envolve conhecimentos aprofundados de Mecânica Quântica. De maneira simplificada, podemos dizer que o nível de energia de um elétron especifica a distância média em relação ao núcleo, enquanto o subnível se relaciona com o formato de sua órbita. Segundo Sommerfeld, cada nível de energia seria constituído de uma quantidade de subníveis igual ao valor do número quântico principal (n) e, além das órbitas circulares, os átomos também deveriam apresentar órbitas elípticas, de modo que para cada n órbitas circulares deveria haver n 2 1 órbitas elípticas. Dessa forma, o nível 1 seria constituído por um único subnível (uma órbita circular), o nível 2, por dois subníveis (uma órbita circular e uma elíptica), o nível 3, por três subníveis (uma órbita circular e 2 elípticas) e assim por diante. Assim como os níveis de energia, os subníveis também são identificados por um número inteiro, chamado de número quântico secundário, indicado pela letra  ( 5 0, 1, 2, 3). Nos elementos químicos conhecidos são observados apenas 4 subníveis, que são representados pelas letras s, p, d e f. Do mesmo modo que ocorre com os níveis de energia, cada um desses subníveis comporta uma quantidade máxima de elétrons, como mostra a Tabela 4. Tabela 4. Quantidade de subníveis por nível de energia e quantidade máxima de elétrons Quantidade máxima de elétrons por subnível

Nível (n)

Quantidade máxima de elétrons

K (n 5 1)

2

s

2

L (n 5 2)

8

s, p

2

6

M (n 5 3)

18

s, p, d

2

6

10

N (n 5 4)

32

s, p, d, f

2

6

10

14

O (n 5 5)

32

s, p, d, f

2

6

10

14

P (n 5 6)

18

s, p, d

2

6

10

Q (n 5 7)

8

s, p

2

6

Subníveis ()

s ( 5 0)

p ( 5 1)

d ( 5 2)

f ( 5 3)

Vamos considerar, por exemplo, o elemento neônio (10Ne), que possui 10 elétrons em sua eletrosfera. De acordo com a distribuição em níveis, no estado fundamental, deve haver 2 elétrons no nível K e 8 elétrons no nível L. No início, acreditava-se que os 8 elétrons presentes neste último nível apresentavam o mesmo conteúdo de energia. Entretanto, diversos fatos experimentais demonstraram

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Capítulo 5

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Diagrama de energia para os subníveis Para garantir a estabilidade da eletrosfera, os elétrons nos subníveis estariam distribuídos em ordem crescente de energia (em geral, s , p , d , f), preenchendo cada subnível menos energético (e, consequentemente, cada nível menos energético), antes de seguir para o próximo. Esse princípio, desenvolvido pelo físico alemão Erwin Madelung (1881-1972), deu origem a um diagrama de energia para os subníveis, que ficou conhecido como diagrama de preenchimento. Nesse diagrama, a ordem de preenchimento dos subníveis pode ser prevista de acordo com a sequência das diagonais representadas pelas setas na Figura 13. Os números à esquerda das letras indicam o nível de energia ao qual o subnível pertence, as letras indicam o subnível e os números K (n 5 1) à direita, a quantidade máxima de elétrons observada no respectivo subnível. Utilizando novamente o exemplo do átomo de neônio (10Ne) L (n 5 2) no estado fundamental, sua distribuição eletrônica em subníveis, de acordo com o diagrama de preenchimento, pode ser re- M (n 5 3) presentada por: 1s2 2s2 2p6. Isso significa que no nível 1 (K) há 2 elétrons, localizados no subnível s. Já no nível 2 (L), há 2 elé- N (n 5 4) trons no subnível s e 6 no subnível p. Note que nesse último nível o átomo de neônio apresenta um total de 8 elétrons (2 1 6). O (n 5 5) A Tabela 5 mostra alguns exemplos de distribuição eletrônica em subníveis. Tabela 5. Distribuição eletrônica de alguns elementos em subníveis Elemento

Símbolo (ZE)

Lítio

3

Oxigênio

8

1s2 2s1

O

1s2 2s2 2p4

Mg

1s2 2s2 2p6 3s2

A

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Ca

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Fe

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

12

Alumínio

13

Cálcio

20

Ferro

26

Alguns materiais e exames vestibulares se referem ao diagrama de preenchimento como diagrama de Pauling, entretanto não há evidências de que o químico americano Linus Pauling (19011994) tenha contribuído para o seu desenvolvimento.

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

3d10

4s2

4p6

4d10

4f14

5s2

5p6

5d10

5f14

P (n 5 6)

6s2

6p6

6d10

Q (n 5 7)

7s2

7p6

Distribuição

Li

Magnésio

Caso julgue apropriado, explique aos alunos que o desenvolvimento da Física Quântica levou à elaboração de outro modelo atômico, o modelo quântico, que, por questões didáticas, não será apresentado nesta obra. Nesse modelo, a eletrosfera seria uma nuvem eletrônica que representaria a probabilidade de encontrar elétrons em determinado local ao redor do núcleo.

Editoria de arte

que isso não é verdade e que 2 desses elétrons apresentam energia inferior à dos demais. Logo, podemos concluir que no nível L existem duas regiões de energia, uma com 2 elétrons de menor energia e outra com 6 elétrons de energia superior à dos dois anteriores. Essas duas regiões são chamadas subníveis de energia.

Observe a distribuição eletrônica do elemento ferro, 26 Fe. Segundo o diagrama de preenchimento, o subnível 4s é menos energético que o subnível 3d, embora o 4s esteja um nível acima. Esse fenômeno é observado na natureza e, de acordo com Madelung, é possível prevê-lo matematicamente. Será menos energético o subnível cuja soma do número quântico principal e do secundário (n 1 ) for menor. Assim, para o subnível 3d essa soma é igual a 5 (3 1 2), enquanto para o subnível 4s é igual a 4 (4 1 0). Portanto, o subnível 4s é menos energético e será preenchido primeiro.

Ilustração produzida com base em: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson, 1994. v. 1. p. 283.

Figura 13. Diagrama de preenchimento dos subníveis de energia mostrando a quantidade máxima de elétrons em cada subnível.

Caso julgue apropriado, explique aos alunos que essa ordem de preenchimento é válida para todos os elementos, o que não ocorria na proposta de Bohr.

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É importante lembrar que, embora o subnível 4s seja menos energético que o 3d, ele continua sendo o último subnível da eletrosfera (nível mais externo) do átomo de ferro, ou seja, é o subnível 4s que forma a camada de valência no caso desse átomo. Existe ainda outra forma de representar a distribuição eletrônica em subníveis: utilizando a distribuição dos elementos químicos que fazem parte de um grupo chamado gases nobres, que estudaremos mais adiante. Hélio (2He) ä [He] 5 1s2 Neônio (10Ne) ä [Ne] 5 [He] 2s2 2p6 Argônio (18Ar) ä [Ar] 5 [Ne] 3s2 3p6 Criptônio (36Kr) ä [Kr] 5 [Ar] 4s2 3d10 4p6 Xenônio (54Xe) ä [Xe] 5 [Kr] 5s2 4d10 5p6 Radônio (86Rn) ä [Rn] 5 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6 Dessa maneira, sabendo que a distribuição eletrônica em subníveis do elemento hélio (2He) é 1s2, podemos dizer que a distribuição do elemento neônio (10Ne) é [He] 2s2 2p6, ou seja, substituímos o 1s2 pela indicação de que se trata da repetição da distribuição de um átomo de hélio. Exemplos: Argônio (18Ar): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

ou [Ne] 3s2 3p6

Cálcio (20Ca): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ou [Ar] 4s2 Entretanto, nessa representação, é comum encontrarmos a distribuição geométrica dos subníveis e não a distribuição por ordem crescente de energia, ou seja, em vez de demonstrar o preenchimento seguindo as diagonais do diagrama, segue-se a ordem dos níveis eletrônicos na horizontal. Assim, a distribuição geométrica do elemento ferro seria [Ar] 3d6 4s2, em que o nível 4 viria por último, por ser mais externo que o nível 3, desconsiderando o seu conteúdo energético.

Distribuição eletrônica dos íons em subníveis Vamos considerar agora o elemento oxigênio (8O) no estado fundamental. Como vimos na Tabela 5, sua distribuição eletrônica em subníveis de energia é a seguinte: 1s2 2s2 2p4. Note que, no último nível (nível 2), o átomo de oxigênio apresenta o total de 6 elétrons. Na formação do seu íon, esse átomo tem a tendência de receber 2 elétrons, ou seja, formar um ânion bivalente ( 8 O22) com 8 elétrons na camada de valência. Assim, a distribuição eletrônica em subníveis desse ânion é: 1s2 2s2 2p6. Observe que os 2 elétrons recebidos entraram no último nível, no subnível mais externo. Já o elemento ferro (26Fe), cuja distribuição eletrônica em subníveis é: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6, tende a formar um cátion bivalente (26 Fe21). Nesse caso, o átomo transfere 2 elétrons do último nível (nível 4), ficando com a seguinte distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6. O átomo de ferro apresenta uma exceção, podendo também formar um cátion trivalente ( 26 Fe31) e adquirir então a seguinte distribuição: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5. Observe que, como o último nível do átomo no estado fundamental possuía apenas 2 elétrons, o terceiro foi retirado do nível imediatamente inferior.

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Capítulo 5

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Os metais gálio e rubídio apresentam algumas características similares. Eles são visualmente parecidos e, em ambientes com temperatura acima de 40 °C, são encontrados na fase líquida. Apesar disso, podemos observar diferenças se compararmos a distribuição eletrônica de seus átomos. Escreva em seu caderno a distribuição eletrônica em subníveis desses metais de acordo com a ordem crescente de energia: a) 31Ga

b) 37Rb

2. Para os átomos do exercício anterior: I. Determine quantos elétrons há em cada nível de energia. II. Escreva em seu caderno a distribuição eletrônica em subníveis de acordo com a ordem geométrica abreviada. 3. O dióxido de titânio tem diversas aplicações e é utilizado em indústrias como a farmacêutica, a cosmética e a de produtos químicos para construção. Ele é um composto iônico formado pelos íons Ti4+ e O2–. Na configuração eletrônica do átomo de titânio há 2 elétrons no subnível 3d. a) Qual o número atômico desse átomo? b) Quantos elétrons esse átomo apresenta na camada de valência? c) Qual é a distribuição eletrônica em subníveis do cátion Ti4+? 4. (Fuvest-SP) A seguir são mostradas quatro configurações eletrônicas. III. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 I. 1s2 2s2 2p6 2 2 6 2 II. 1s 2s 2p 3s IV. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 a) Qual das configurações corresponde a cada um dos átomos C, Mg, Ne? b) Quais configurações apresentam a mesma quantidade de elétrons na camada de valência? (Dados os números atômicos: C 5 17, K 5 19, A 5 13, Ne 5 10 e Mg 5 12)

5. (UFC-CE) O íon cádmio (Cd ) apresenta elevado grau de toxidez. Essa observação é atribuída a sua capacidade de substituir íons Ca2+ nos ossos e dentes, e íons Zn2+ em enzimas que contêm enxofre. Assinale a alternativa que representa corretamente as configurações eletrônicas dos íons Cd2+, Zn2+ e Ca2+, respectivamente. 2+

a) [Kr] 4d10 – [Ar] 3d10 – [Ne] 3s2 3p6 b) [Kr] 4d8 5s2 – [Ar] 3d10 – [Ar] 4s1 c) [Kr] 4d9 5s1 – [Ar] 3d10 4s1 – [Ar] 4s1 d) [Kr] 4d10 5s2 – [Ar] 3d10 4s2 – [Ar] 4s2 e) [Kr] 4d10 5s2 5p2 – [Ar] 3d10 4s2 4p2 – [Ne] 3d2 4s2 Nota: 18Ar; 20Ca; 36Kr; 30Zn; 48Cd; 10Ne.

6. (UFMS) Uma grande fabricante mundial de brinquedos anunciou recentemente uma chamada aos clientes devido à necessidade de substituição de alguns de seus produtos (recall), com elevados teo­ res de chumbo presentes no pigmento utilizado nas tintas aplicadas nesses brinquedos. O chumbo, na sua forma catiônica, possui elevada toxicidade, afetando principalmente a síntese da hemoglobina nos organismos. Sabendo-se que o número atômico (Z) do chumbo é 82 e do xenônio é 54, assinale a alternativa que apresenta a configuração eletrônica correta para o cátion bivalente do chumbo. a) [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p2. b) [Xe] 6s2 4f14 5d10. c) [Xe] 4f14 5d9 6p1. d) [Xe] 6s1 4f14 5d10 6p1. e) [Xe] 6s2 4f14 5d8 6p2. 7. (Ufla-MG) Temos as seguintes configurações eletrônicas dos átomos A, B, C, D e E no estado fundamental A – 1s2 2s2

D – 1s2 2s2 2p6

B – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

E – 1s2 2s2 2p6 3s2

C – 1s2 2s2 2p3 É correto afirmar que: a) o átomo que tem mais elétrons na última camada eletrônica é o D. b) o átomo C apresenta 3 camadas eletrônicas ocupadas. c) o átomo A tem o mesmo número de camadas eletrônicas que o átomo E. d) o átomo B tem 3 elétrons na última camada eletrônica. e) os átomos A e E têm suas últimas camadas eletrônicas completas. 8. (FGV-SP) Uma nova e promissora classe de materiais supercondutores tem como base o composto diboreto de zircônio e vanádio. Esse composto é sintetizado a partir de um sal de zircônio (IV). (Revista Pesquisa Fapesp, junho 2013, adaptado)

O número de prótons e de elétrons no íon Zr4+ e o número de elétrons na camada de valência do elemento boro no estado fundamental são, respectivamente: Dados: Zr (Z 5 40); B (Z 5 5). a) 36; 40; 5.

d) 40; 36; 5.

b) 36; 40; 3.

e) 40; 36; 3.

c) 40; 44; 3. Os átomos e a emissão de luz

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Bioluminescência abre novos caminhos na pesquisa científica A bioluminescência, ou o processo biológico pelo qual animais, como o vaga-lume e a água-viva, emitem luz a partir de suas células, já provocou revoluções importantes na ciência, especialmente na área da saúde. [...] Darwin Charles Darwin, o pai da Teoria da Evolução, foi um dos primeiros cientistas modernos a documentar o processo. Na noite de janeiro de 1832, próximo à costa de Tenerife, na Espanha, o jovem Darwin vagava pelo convés do navio HMS Beagle. Enquanto olhava distraído para o mar, ele foi surpreendido por um brilho sobrenatural vindo de dentro do oceano. “O mar estava iluminado por inúmeros pontinhos que, no rastro do navio, deixavam uma cor levemente leitosa, quase uniforme”, escreveu Darwin. [...] Depois de Darwin, demorou mais de um século até que um experimento prático fosse feito para estudar a bioluminescência. Campbell, da Universidade de Cardiff, no País de Gales, realizou uma pesquisa pioneira durante os anos 70 e 80, levando à descoberta de que criaturas vivas produzem luz usando enzimas especiais, chamadas luciferases. Essas enzimas participam de uma reação química nas células, que são responsáveis pela emissão de luz. [...] Mercado amplo [...] Tendo descoberto as enzimas envolvidas na bioluminescência, ele percebeu que combinando luciferases com outras moléculas, era possível aproveitar a emissão de luz para mensurar processos biológicos. [...] Campbell identificou, por exemplo, que, ao unir a enzima da luminescência a um anticorpo – ou seja, a molécula produzida pelo sistema imunológico humano para autoproteção –, podia diagnosticar uma doença.

Atividades

Travelart/Alamy/Latinstock

EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES CONEXÕES

[...] Outras aplicações do processo ainda estão sendo pesquisadas. Na Universidade de Lausanne, na Suíça, o professor Jan van der Meer desenvolveu um teste para detectar a presença de arsênio Na foto, observa-se o fenômeno da na água potável, usando “maré láctea”, causada pelo brilho para isso uma bactéria ge- de bactérias bioluminescentes. Ilhas Maldivas, ao sul do continente neticamente modificada. asiático, em 2010. [...] Outros pesquisadores chegaram até a modificar as plantas para que possam emitir luz. Assim, elas podem indicar quando precisam de água ou nutrientes, um sinal de doença ou uma infestação. Há alguns anos, uma equipe de estudantes de graduação da Universidade de Cambridge pesquisou a ideia das árvores luminescentes que atuam como “luminárias” naturais. [...] [Em 2010, um] grupo, formado por cientistas israelenses e americanos, inseriu genes emissores de luz de uma bactéria nos cloroplastos das plantas – as estruturas em suas células responsáveis pela conversão da energia solar em luz. [...] Mas os pesquisadores precisarão ainda encontrar formas de aumentar a emissão de luz de tais organismos de laboratório para que árvores geneticamente modificadas possam iluminar aglomerações urbanas. [...] RINCON, P. Bioluminescência abre novos caminhos na pesquisa científica. BBC Brasil, 24 jan. 2013. Disponível em: <http://www.bbc.com/portuguese/ noticias/2013/01/130124_bioluminescencia_pesquisa_lgb>. Acesso em: 7 mar. 2016.

Escreva no caderno

1. Qual é o propósito da bioluminescência na natureza? Pesquise o porquê de alguns organismos apresen­ tarem bioluminescência. 2. Selecione um modelo atômico que ajude a compreender esse fenômeno e tente justificar essa escolha. 3. Como vimos no texto, uma possível aplicação tecnológica da bioluminescência seria na iluminação de vias públicas, em que plantas modificadas fariam a função de postes de luz. Em grupo, pesquisem sobre essas modificações – que são feitas não só em plantas, mas também em animais – e discutam-nas. Apresentem para a classe o posicionamento do grupo concordando ou não com pesquisas que fazem tais alterações e justifiquem esse posicionamento.

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Capítulo 5

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Exercícios complementares 1. (UFRGS‑RS) A partir do século XIX, a concepção da ideia de átomo passou a ser analisada sob uma nova perspectiva: a experimentação. Com base nos dados experimentais disponíveis, os cientistas faziam proposições a respeito da estrutura atômica. Cada nova teoria atômica tornava mais clara a compreensão da estrutura do átomo. Assinale, no quadro abaixo, a alternativa que apresenta a correta associação entre o nome do cientista, a fundamentação de sua proposição e a estrutura atômica que propôs. Cientista

Fundamentação

Estrutura atômica

a) John Dalton Experimentos com raios catódicos que foram interpretados como um feixe de partículas carregadas negativamente denominadas elétrons, os quais deviam fazer parte de todos os átomos.

O átomo deve ser um fluido homogêneo e quase esférico, com carga positiva, no qual estão dispersos uniformemente os elétrons.

b) Niels Bohr

Os elétrons movimentam‑se em torno do núcleo central positivo em órbitas específicas com níveis energéticos bem definidos.

Leis ponderais que relacionavam entre si as massas de substâncias participantes de reações.

Experimentos c) Ernest Rutherford envolvendo o fenômeno da radioatividade.

O átomo é constituído por um núcleo central positivo, muito pequeno em relação ao tamanho total do átomo, porém com grande massa, ao redor do qual orbitam os elétrons com carga negativa.

d) Joseph Thomson

Princípios da teoria da A matéria é mecânica quântica. descontínua e formada por minúsculas partículas indivisíveis denominadas átomos.

e) Demócrito

Experimentos sobre condução de corrente elétrica em meio aquoso.

Os átomos são as unidades elementares da matéria e comportam-se como se fossem esferas maciças, indivisíveis e sem cargas.

Escreva no caderno

2. (UFPR) Segundo o modelo atômico de Niels Bohr, proposto em 1913, é correto afirmar: a) No átomo, somente é permitido ao elétron estar em certos estados estacionários, e cada um desses estados possui uma energia fixa e definida. b) Quando um elétron passa de um estado estacionário de baixa energia para um de alta energia, há a emissão de radiação (energia). c) O elétron pode assumir qualquer estado estacionário permitido sem absorver ou emitir radiação. d) No átomo, a separação energética entre dois estados estacionários consecutivos é sempre a mesma. e) No átomo, o elétron pode assumir qualquer valor de energia. 3. (Unesp-SP) O sucesso do modelo atômico de Niels Bohr estava na explicação da emissão de luz pelos átomos. A emissão de luz é provocada por uma descarga elétrica através do gás sob investigação. Bohr desenvolveu um modelo do átomo de hidrogênio que lhe permitiu explicar esse fenômeno. a) Descreva o modelo de Bohr. b) Descreva o que ocorre, segundo o modelo do átomo de Bohr, com o elétron do hidrogênio quando submetido à descarga elétrica. 4. (UFSC) Quando uma pequena quantidade de cloreto de sódio é colocada na ponta de um fio de platina e levada à chama de um bico de Bunsen, a observação macroscópica que se faz é que a chama inicialmente azul adquire uma coloração laranja. Outros elementos metálicos ou seus sais produzem uma coloração característica ao serem submetidos à chama, como exemplo: potássio (violeta), cálcio (vermelho-tijolo), estrôncio (vermelho-carmim) e bário (verde). O procedimento descrito é conhecido como teste de chama, que é uma técnica utilizada para a identificação de certos átomos ou cátions presentes em substâncias ou misturas. Sobre o assunto acima e com base na Teoria Atômica, é correto afirmar que: 01. as cores observadas para diferentes átomos no teste de chama podem ser explicadas pelos modelos atômicos de Thomson e de Rutherford. Os átomos e a emissão de luz

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Escreva no caderno

Exercícios complementares 02. as cores observadas na queima de fogos de artifícios e da luz emitida pelas lâmpadas de vapor de sódio ou de mercúrio não são decorrentes de processos eletrônicos idênticos aos observados no teste de chama. 04. a cor da luz emitida depende da diferença de energia entre os níveis envolvidos na transição das partículas nucleares e, como essa diferença varia de elemento para elemento, a luz apresentará uma cor característica para cada elemento. 08. no teste de chama as cores observadas são decorrentes da excitação de elétrons para níveis de energia mais externos provocada pela chama e, quando estes elétrons retornam aos seus níveis de origem, liberam energia luminosa, no caso, na região da luz visível. 16. as cores observadas podem ser explicadas considerando-se o modelo atômico proposto por Bohr.

Soma: 24 (08 + 16)

5. (PUC-RJ) Na produção de fogos de artifício, diferentes metais são misturados à pólvora para que os fogos, quando detonados, produzam cores variadas. Por exemplo, o sódio, o estrôncio e o cobre produzem, respectivamente, as cores amarela, vermelha e azul. Se a localização dos elétrons num determinado nível depende da sua quantidade de energia, é incorreto afirmar que: a) quando a pólvora explode, a energia produzida excita os elétrons dos átomos desses metais, fazendo-os passar de níveis de menor energia para níveis de maior energia. b) os níveis de menor energia são aqueles mais próximos do núcleo, e os níveis de maior energia são aqueles mais distantes do núcleo. c) quando o elétron retorna para o estado fundamental, ele cede energia anteriormente recebida sob a forma de luz. d) a luminosidade colorida nos fogos de artifício não depende do salto de elétrons de um nível para outro.

I II. A teoria atômica de Rutherford preceitua que, quando um elétron recebe energia suficiente do exterior, ele salta para outra órbita. IV. Sommerfeld formulou a ideia de orbital como sendo uma região no espaço onde há a maior probabilidade de se encontrar o elétron. Assinale a alternativa que representa as afirmativas corretas: a) I, II, III e IV.

d) II, III e IV.

b) I, II e III.

e) I e II

c) I, II e IV. 7. (UERJ) Uma manifestação comum nas torcidas de futebol é a queima de fogos de artifícios coloridos, de acordo com as cores dos times. Fogos com a cor vermelha, por exemplo, contêm um elemento que possui, como mais energético, um subnível s totalmente preenchido. Assim, a torcida do América, para saudar o seu time com um vermelho brilhante, deverá usar fogos contendo o elemento cujo símbolo é: a) Cd

I. O mesmo elemento químico pode apresentar dois ou mais átomos diferentes. II. A teoria atômica de Bohr estabelece que os elétrons se movimentam em órbitas estacionárias e, neste movimento, não emitem energia espontaneamente.

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c) K

d) Sr

Nota do autor: 19K; 27Co; 38Sr; 48Cd. 8. (Cefet-PR) A soma do número de elétrons do subnível mais energético das espécies químicas N 32 , O 22 , A31 é igual a: Dados:

14 7

N;

16 8

O;

27 13

A.

a) 18.

c) 14.

b) 8.

d) 24.

e) 20.

9. (Cefet-MG) O chumbo é um componente de soldas, usado no revestimento de cabos. Interessado em suas características, um estudante de química montou a tabela seguinte. Características do chumbo

e) no laboratório, o estrôncio poderia ser identificado pela coloração vermelha quando este recebe o calor de uma chama. 6. (UFCG-PB) Considere as seguintes afirmativas relativas à estrutura atômica:

b) Co

Número de níveis

5

Subnível de valência

p

Número de elétrons no subnível de valência

2

Número de elétrons no estado fundamental

207

O número de informações corretas dessa tabela é (são): a) 1.

b) 2.

c) 3.

d) 4.

Pb. Nota do autor: 207 82

Capítulo 5

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10. (UFSM-RS) Como é difícil para o escoteiro carregar panelas, a comida mateira é usualmente preparada enrolando o alimento em folhas de papel-alumínio e adotando uma versão moderna de cozinhar com o uso de folhas ou argila.

afastados para longe do núcleo. Quando você desliga o interruptor, o estímulo acaba e os elétrons retornam, aos poucos, para seus lugares de origem, liberando o seu excesso de energia na forma de fótons. Daí a luminescência.

A camada de valência do elemento alumínio no seu estado fundamental é a , e o seu subnível mais energético é o . Assinale a alternativa que completa corretamente as lacunas.

(Texto adaptado do artigo de aplicações da fluorescência, de Daniela Freitas)

A partir das informações do texto, pode-se concluir que o melhor modelo atômico que representa o funcionamento dos interruptores no escuro é o de:

a) terceira – 3s

b) Bohr

b) segunda – 2p

c) Thomson

c) segunda – 3p

d) Heisenberg

d) primeira – 3s

13. (PUC-RJ) As respectivas distribuições eletrônicas do último nível das espécies químicas K, K1, K21 só podem ser:

e) terceira – 3p Nota do autor: 13A. 11. (Uesc-BA) A cor das pedras preciosas decorre da presença de íons na estrutura química dessas gemas. O rubi tem a cor vermelha em razão da presença de íons Cr31, e as safiras apresentam cores variadas atribuídas aos íons Co21 e Fe21, entre outros. A distribuição eletrônica desses íons obedece ao princípio da energia mínima. Assim, os elétrons são colocados nos subníveis de menor energia no átomo. Considerando-se a tendência à energia mínima na distribuição eletrônica, é correto afirmar: 01. A distribuição eletrônica do íon Cr tada por [Ar] 4s1 3d2.

a) Rutherford

31

é represen-

a) 4s0 – 4s1 – 4s2 b) 4s1 – 3s2 3p6 – 3s2 3p5 c) 4s1 – 4s2 – 4s2 4p1 d) 4s2 – 4s1 – 4s2 4p6 e) 4s1 – 4s2 – 4s3 Nota do autor: 19K. 14. (UFPR) Considere as seguintes afirmativas sobre dois elementos genéricos X e Y: • X tem número de massa igual a 40; • X é isóbaro de Y; • Y tem número de nêutrons igual a 20.

02. Os elétrons de maior energia no íon Co21 apresentam a configuração eletrônica 4s2. 03. A configuração eletrônica do íon Fe21 é representada por [Ar] 3d6 4s2. 04. A configuração eletrônica do íon Co é representada por [Ar] 3d7. 21

Assinale a alternativa que apresenta, respectivamente, o número atômico e a configuração eletrônica para o cátion bivalente de Y. a) 20 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. b) 18 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.

05. A configuração eletrônica da camada de valência do átomo de ferro é representada por 3d8.

c) 20 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p2.

Nota do autor: 18Ar; 24Cr; 26Fe; 27Co.

e) 18 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

12. (PUC-MG) Os interruptores brilham no escuro graças a uma substância chamada sulfeto de zinco (ZnS), que tem a propriedade de emitir um brilho amarelo esverdeado depois de exposta à luz. O sulfeto de zinco é um composto fosforescente. Ao absorverem partículas luminosas, os elétrons são estimulados e

d) 20 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

15. Reveja sua resposta para a pergunta da abertura deste capítulo. Com base no que você estudou até esta etapa de aprendizagem, qual seria a relação entre a cor e a temperatura das chamas da vela e do fogão a gás? Os átomos e a emissão de luz

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CAPÍTULO 6

A tabela periódica dos elementos

A organização é uma necessidade presente em diversas atividades cotidianas. Vamos usar como exemplo uma loja de roupas. Fica mais fácil encontrar o que procuramos quando peças similares estão agrupadas em uma mesma divisão ou arara, separando assim jaquetas de bermudas, por exemplo. Ou quando peças que se combinam, como calças e camisetas, são deixadas perto umas das outras. As peças podem ainda ser organizadas por cor e/ou por tamanho, facilitando a localização da peça de interesse. Nas lojas de roupas ocorre também a troca do tipo de peças em exposição de acordo com a estação do ano. Em casa podemos fazer algo parecido, organizando nossas roupas de modo a deixar as peças que mais utilizamos no verão mais fáceis de serem encontradas quando estivermos nessa estação e trocá-las de lugar quando a estação do ano mudar. Fazendo essa rotatividade com as roupas, criamos uma rotina, um evento periódico: a cada troca de estação ou a cada duas estações (primavera-verão, outono-inverno), que também são periódicas, alternamos as roupas que ficam mais fáceis de localizar no dia a dia. Com a organização dos elementos químicos aconteceu algo semelhante. Durante muitos anos, os cientistas procuraram formas de agrupar os elementos conhecidos, de modo que fosse possível encontrar semelhanças entre eles. Várias tentativas foram feitas até que se chegasse à tabela usada atualmente, como estudaremos neste capítulo. Nessa tabela foi possível posicionar os elementos que eram semelhantes em relação a algumas propriedades nos mesmos grupos. Após algum tempo, os cientistas notaram que essa organização não só agrupava os elementos com características comuns, mas também tornava possível enxergar uma periodicidade na ocorrência de certas propriedades, ou seja, tornou-se possível observar a repetição de algumas propriedades em intervalos constantes.

1. Cite exemplos em que a organização por características comuns facilita a busca e/ou localização de uma informação ou um objeto.

2. Faça uma pesquisa e cite exemplos de eventos ou fenômenos periódicos, deixando claro qual o seu intervalo de ocorrência.

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fiphoto/Shutterstock.com

Peças de roupas organizadas em uma loja por tipo e cor.

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Histórico do desenvolvimento da tabela periódica Embora alguns elementos fossem conhecidos desde a Antiguidade – como os metais cobre, chumbo, ouro, prata e ferro –, a primeira descoberta científica de um elemento químico ocorreu em 1669, quando o alquimista alemão Hennig Brand (1630-1710) isolou o elemento fósforo a partir da destilação de uma grande quantidade de urina humana. Nos dois séculos seguintes vários elementos foram descobertos. Os cientistas da época começaram, então, a acumular uma variedade de informações sobre as propriedades dos elementos químicos e algumas relações atômicas, o que teria iniciado a busca por uma maneira adequada de organizar esses elementos.

Tríades de Döbereiner Em 1817, o químico alemão Johann Döbereiner (1780-1849) percebeu que havia uma relação matemática entre as massas de alguns elementos químicos conhecidos na época. Ao analisar os elementos cálcio, estrôncio e bário, ele notou que o valor da massa do átomo de estrôncio era praticamente igual à média aritmética dos valores das massas dos átomos de cálcio e de bário, elementos recém-descobertos. Döbereiner denominou essa relação matemática de regra das tríades. Mais tarde, em 1829, essa regra também foi verificada em outras tríades de elementos, como cloro, bromo e iodo e lítio, sódio e potássio. A Tabela 1 mostra que mesmo utilizando os valores atuais, aproximados, de massa atômica desses elementos, essa relação ainda se mantém, de modo que o valor da massa dos elementos no centro das tríades é bastante próximo do valor médio da massa dos outros dois. Tabela 1. Massa atômica de alguns elementos seguindo a organização das tríades de Döbereiner

Fonte de pesquisa: WIESER, M. E. et al. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry, v. 85, n. 5, p. 1055-1057, 29 abr. 2013. Disponível em: <http://www.degruyter.com/view/j/ pac.2013.85.issue-5/pac-rep-13-03-02/pac-rep-13-03-02. xml>. Acesso em: 15 fev. 2016.

Tríade Elemento Massa atômica Tríade Elemento Massa atômica Tríade Elemento

Cálcio, estrôncio e bário Sr Ba 87,6 137,3 Cloro, bromo e iodo Br I C, 35,5 79,9 126,9 Lítio, sódio e potássio Li Na K

Massa atômica

6,9

Ca 40,1

23,0

39,1

No entanto, o estudo das tríades dos elementos químicos foi abandonado, uma vez que naquela época não podiam ser determinados valores precisos das massas dos átomos e também pelo fato de que muitos dos metais conhecidos não podiam ser agrupados dessa forma.

Parafuso telúrico de Chancourtois Em 1862, o geólogo francês Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois (18201886) procurou posicionar os elementos químicos conhecidos sobre a espiral de um cilindro. Ao longo dessa superfície cilíndrica, Chancourtois traçou uma linha com inclinação de 45º e organizou os elementos em ordem crescente de massa, de modo que os que ficavam em uma mesma vertical do cilindro (geratriz) apresentavam propriedades semelhantes.

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Capítulo 6

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Essa proposta de classificação dos elementos foi chamada de parafuso telúrico (Figura 1). O termo “parafuso” remete à estrutura cilíndrica e à leitura em espiral, de cima para baixo, de sua organização; já o termo “telúrico” advém do fato de que o elemento telúrio ocupava a posição central na representação, além de tellus em latim significar terra. Como Chancourtois era também geólogo, era comum a aplicação da nomenclatura usada na Mineralogia em seus trabalhos. Editoria de arte

SSPL/Getty Images

0 H 4 Li

8

Be B

12 16

N

O

20

O F

A

28 32 S

40

Ilustração elaborada com base em: ROYAL SOCIETY OF CHEMISTRY. Development of the Periodic Table: History-AlexandreEmile Béguyer de Chancourtois. London, UK, 2016. Disponível em: <http://www.rsc.org/ periodic-table/history/about>. Acesso em: 12 abr. 2016.

Na Mg

24

36

C

Figura 1. Reprodução do parafuso telúrico disponível no Museu Britânico de História Natural. Ao lado da foto está representada a planificação de parte da estrutura cilíndrica. Os valores à esquerda indicam a massa de cada elemento.

Si P

S

C K

Ca

Embora Chancourtois tenha sido um dos primeiros cientistas a propor uma organização dos elementos químicos de modo a evidenciar semelhanças em suas propriedades, seu trabalho não foi muito divulgado entre os cientistas da época em razão da dificuldade de visualização da estrutura tridimensional de sua organização. Por motivos desconhecidos, a representação do parafuso telúrico não foi incluída em seu trabalho original, tendo sido publicada posteriormente.

Em 1863, o químico e músico inglês John Alexander Reina Newlands (18371898) dispôs em 11 grupos e em ordem crescente de massa os cerca de 60 elementos químicos conhecidos até aquele momento, numerando-os de acordo com a posição que ocupavam em uma tabela. Isso o levou a perceber certa regularidade nas propriedades físicas e químicas dos elementos, já que elas pareciam se repetir a cada sete elementos. Newlands fez uma analogia com a regularidade das notas musicais e propôs em 1864 a lei das oitavas. De acordo com essa lei, as propriedades de um elemento seriam semelhantes às do sétimo elemento posterior a ele. Assim, Newlands dizia que, tal como a oitava nota é a mesma que a primeira na escala musical, mas em uma frequência diferente, um dado elemento químico encontrava-se, de certa maneira, “repetido”, em relação às suas propriedades, no sétimo elemento seguinte. Newlands publicou em 1865 sua tabela com a organização dos elementos (Tabela 2), aperfeiçoada posteriormente em 1886. Porém, a lei das oitavas falhava em alguns aspectos: não era confiável para elementos com massa maior que a do cálcio, havia mais de um elemento ocupando a mesma posição, não havia espaço na tabela para acomodar novos elementos, e elementos que normalmente não pertenceriam ao mesmo grupo eram posicionados na mesma linha.

Oitava: Na linguagem musical, conjunto de 12 notas composto de sete notas principais (dó, ré, mi, fá, sol, lá e si, que correspondem às teclas brancas do piano) e cinco notas intermediárias (bemóis e sustenidos, que correspondem às teclas pretas). A cada oitava acima, a frequência de uma nota musical dobra (torna-se mais aguda), e, a cada oitava abaixo, a frequência da mesma nota cai pela metade (torna-se mais grave). Evan Sharboneau/Alamy/Glow Images

Lei das oitavas de Newlands

A tabela periódica dos elementos

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Tabela 2. Organização dos elementos químicos segundo a lei das oitavas (1865) H

1

F

8

C,

15

Co/Ni

22

Br

29

Pd

36

I

42

Pt/Ir

50

Li

2

Na

9

K

16

Cu

23

Rb

30

Ag

37

Cs

44

T,

53

G,

3

Mg

10

Ca

17

Zn

25

Sr

31

Cd

38

Ba/V

45

Pb

54

Bo

4

A

11

Cr

18

Y

24

Ce/La

33

U

40

Ta

46

Th

56

C

5

Si

12

Ti

19

In

26

Zr

32

Sn

39

W

47

Hg

52

N

6

P

13

Mn

20

As

27

Di/Mo

34

Sb

41

Nb

48

Bi

55

O

7

S

14

Fe

21

Se

28

Ro/Ru

35

Te

43

Au

49

Os

51

Nota: Na época, o elemento berílio (Be) era chamado de glucínio, cujo símbolo era G. Fonte de pesquisa: ROYAL SOCIETY OF CHEMISTRY. The Development of the Periodic Table (pre-16): John Newlands. London, UK, 2016. Disponível em: <http://www.rsc.org/education/teachers/resources/periodictable/pre16/develop/newlands.htm>. Acesso em: 15 fev. 2016.

Tabela periódica de Mendeleev Em 1869, o químico russo Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907) procurava uma forma de organizar os elementos químicos em uma tabela que pudesse ser incluída no livro que escrevia para seus alunos. Mendeleev montou, então, uma ficha para cada elemento contendo seu símbolo, sua massa atômica (na época, peso atômico) e suas propriedades físicas e químicas conhecidas. Ao organizar as fichas em cima de uma mesa, ordenando os elementos por sua massa e agrupando-os de acordo com suas propriedades, ele observou que algumas dessas propriedades se repetiam a intervalos regulares. Na tabela proposta por Mendeleev (Tabela 3), chamada posteriormente de tabela periódica dos elementos, os elementos com propriedades semelhantes foram dispostos em uma mesma linha horizontal, constituindo grupos. Havia também espaços em branco, que seriam preenchidos por novos elementos ainda não descobertos. Para esses casos, a previsão de Mendeleev incluía a densidade desses elementos, sua massa e alguns compostos que eles poderiam formar, de acordo com o que era observado para os demais elementos do grupo. Tabela 3. Organização da tabela proposta por Mendeleev em 1869

H 5 1

Li 5 7

Be 5 9,4 B 5 11 C 5 12 N 5 14 O 5 16 F 5 19 Na 5 23

Mg 5 24 A 5 27,4 Si 5 28 P 5 31 S 5 32 C 5 35,5 K 5 39 Ca 5 40 ? 5 45 ?Er 5 56 ?Yt 5 60 ?In 5 75,6

Ti 5 50 V 5 51 Cr 5 52 Mn 5 55 Fe 5 56 Ni 5 Co 5 59 Cu 5 63,4 Zn 5 65,2 ? 5 68 ? 5 70 As 5 75 Se 5 79,4 Br 5 80 Rb 5 85,4 Sr 5 87,6 Ce 5 92 La 5 94 Di 5 95 Th 5 118?

Zr 5 90 Nb 5 94 Mo 5 96 Rh 5 104,4 Ru 5 104,4 P 5 106,6 Ag 5 108 Cd 5 112 Ur 5 116 Sn 5 118 Sb 5 122 Te 5 128? I 5 127 Cs 5 133 Ba 5 137

? 5 180 Ta 5 182 W 5 186 Pt 5 197,4 Ir 5 198 Os 5 199 Hg 5 200 Au 5 197? Bi 5 210?

T 5 204 Pb 5 207

Nota: Na época, Mendeleev usou o símbolo P para o elemento paládio, hoje simbolizado por Pd; Yt para o itérbio, hoje Yb, Ur para o urânio, hoje apenas U, e Di para o didímio, que hoje se sabe era uma mistura de dois elementos (praseodímio e neodímio). Fonte de pesquisa: ROYAL SOCIETY OF CHEMISTRY. The Development of the Periodic Table (pre-16): Dmitri Mendeleev. London, UK, 2016. Disponível em: <http://www.rsc.org/education/teachers/resources/periodictable/pre16/develop/newlands.htm>. Acesso em: 15 fev. 2016.

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Capítulo 6

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A tabela periódica atual Em 1913, Moseley percebeu que o comportamento dos átomos estava relacionado com a quantidade de prótons no núcleo. A partir dessa descoberta as massas dos átomos deixaram de ser a referência para a organização dos elementos químicos, que passou a ser feita de acordo com o número atômico (Z). Essa descoberta permitiu explicar, por exemplo, a posição do telúrio (Te) anterior à do iodo (I), de massa menor, já que esses elementos assumiam essas mesmas posições quando ordenados pelo número atômico – 52 no caso do telúrio e 53 no caso do iodo. É importante lembrar que a introdução do conceito de número atômico só foi possível após a proposição do modelo atômico de Rutherford (1911), que previa a existência de um núcleo no átomo. Mendeleev não chegou a ter contato com essas teorias, já que faleceu em 1907. Várias alterações foram feitas na tabela periódica com o passar dos anos – os grupos foram dispostos na vertical, novos elementos foram descobertos, outros foram sintetizados e alguns valores de massa atômica foram revistos – até que se chegasse à tabela que conhecemos hoje, mostrada na Figura 3.

Eka: palavra em sânscrito que significa “um”. Mendeleev usava os prefixos eka-, dvi- e tri-, que correspondem, respectivamente, aos números um, dois e três, para indicar quantos espaços após um elemento conhecido o elemento predito por ele apareceria em sua tabela. Dessa forma, o gálio (eka-alumínio) seria o elemento a ocupar o primeiro espaço vazio após o alumínio.

Science Museum London/Diomedia

Mendeleev propôs que haveria um elemento entre o alumínio (A) e o urânio, o qual chamou de eka-alumínio, prevendo que o valor de sua massa atômica seria igual a 68. Propôs também a existência do eka-silício entre os elementos silício (Si) e estanho (Sn). Posteriormente esses elementos foram descobertos: o gálio (eka-alumínio) em 1875 e o germânio (eka-silício) em 1886, corroborando as previsões de Mendeleev. O fato de Mendeleev ter predito a posição e as propriedades de novos elementos impressionou a comunidade científica, convencendo os cientistas de que a organização proposta por ele não era aleatória. Nessa mesma época, o médico e químico alemão Julius Lothar Meyer (18301895), que estudava a relação entre as massas e os volumes dos átomos, também publicou uma tabela em que os elementos eram organizados de acordo com essa relação e agrupados em função de suas propriedades físicas e químicas semelhantes, que se repetiam periodicamente. Embora seu trabalho fosse muito similar ao de Mendeleev, Meyer não estava seguro de suas conclusões e só publicou seus resultados em 1870. Em 1871, Mendeleev publicou uma nova versão de sua tabela periódica, na qual organizava os elementos em ordem crescente de massa atômica e em linhas verticais, distinguindo os grupos, além de incluir informação sobre a reatividade de cada elemento, como mostra a Figura 2. Nessa tabela, R2O, RO, R2O3, RH4 etc. representavam a proporção do elemento pertencente ao grupo, indicado pela letra R, e de oxigênio (O) ou de hidrogênio (H) nas substâncias conhecidas formadas por esses elementos. Além disso, Mendeleev indicou entre parênteses os elementos que formavam mais de uma substância conhecida e por traços os elementos ainda desconhecidos.

Figura 2. Tabela proposta por Mendeleev em 1871 para a organização dos elementos. Note que, nessa época, os índices indicando a proporção de cada elemento em uma substância apareciam ao lado dos símbolos na parte superior, e não na inferior, como representamos atualmente.

A tabela periódica dos elementos

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124

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Sódio

Lítio

Li

Be

Fr

(223)

Frâncio

87

Césio 132,9

Cs

55

85,5

Rubídio

Sr

Rb Ítrio

Y

AcLr

Hf

Háfnio 178,5

72

91,2

Zr

Zircônio

40

Ti

H

4

Titânio 47,9

22

La

Ac

Ta

Ce

Th

Tório 232,0

90

Cério 140,1

58

(268)

Dúbnio

Db

105

Tântalo 180,9

73

92,9

Nióbio

Nb

41

V

6

W

Pr

Pa

Protactínio 231,0

91

Praseodímio 140,9

59

(271)

Seabórgio

Sg

106

Tungstênio 183,8

74

95,9

Molibdênio

Mo

42

Cr

Crômio 52,0

24

Não metais

7

Mn

Nd

U

Urânio 238,0

92

Neodímio 144,2

60

(270)

Bóhrio

Bh

107

Rênio 186,2

Re

75

(98)

Tc

Tecnécio

43

Manganês 54,9

25

Lantanídeos Actinídeos

Metais

Vanádio 50,9

23

5

Pm

Netúnio (237)

Np

93

Promécio (145)

61

(277)

Hássio

Hs

108

Ósmio 190,2

Os

76

101,1

Rutênio

Ru

Ferro

Fe

55,8

44

26

G a s e s n o b r e s

8

Ir

Sm

Plutônio (244)

Pu

94

Samário 150,4

62

(276)

Meitnério

Mt

109

Irídio 192,2

77

102,9

Ródio

Rh

45

Cobalto 58,9

Co

27

9

Grupos

Pt

Eu

Amerício (243)

Am

95

Európio 152,0

63

(281)

Darmstádtio

Ds

110

Platina 195,1

78

106,4

Paládio

Pd

46

Ni

Níquel 58,7

28

Tc - Artificial

Li - Sólido Br - Líquido H - Gasoso

Prata

Gd

Cúrio (247)

Cm

96

Gadolínio 157,2

64

(281)

Roentgênio

Rg

111

Ouro 197,0

Au

79

107,9

Ag

47

63,5

Cobre

11

Cu

29

Estado físico a 0 ºC e 105 Pa

10

Tb

Berquélio (247)

Bk

97

Térbio 158,9

65

(285)

Copernício

Cn

112

Mercúrio 200,6

Hg

80

112,4

Cádmio

Cd

Zinco

Zn

65,4

48

30

12

T

Dy

Cf

Califórnio (251)

98

Disprósio 162,5

66

()

Nihonium

Nh

113

Tálio 204,4

81

In

Índio 114,8

49

69,7

Gálio

Ga

31

A

B

Boro

Alumínio 27,0

13

10,8

5

13 GRUPO DO BORO

Silício

Si

Ho Es

Einstênio (252)

99

Hólmio 164,9

67

(289)

Fleróvio

F

114

Chumbo 207,2

Pb

82

118,7

Estanho

Sn

50

Germânio 72,6

Ge

32

28,1

14

C

Carbono 12,0

6

14 GRUPO DO CARBONO

15

Bi

Er

Férmio (257)

Fm

100

Érbio 167,3

68

()

Moscouvium

Mc

115

Bismuto 209,0

83

121,7

Antimônio

Sb

51

Arsênio 74,9

As

33

P

Fósforo 31,0

15

N

Nitrogênio 14,0

7

GRUPO DO NITROGÊNIO

Telúrio

Te

Tm

Mendelévio (258)

Md

101

Túlio 168,9

69

(293)

Livermório

Lv

116

Polônio (209)

Po

127,6

84

52

Se

Selênio 79,0

34

S

Enxofre 32,1

16

O

Oxigênio 16,0

8

16 GRUPO DO OXIGÊNIO

Cloro

F

Flúor

At

Yb

Nobélio (259)

No

102

Itérbio 173,0

70

()

Tennessine

Ts

117

Astato (210)

85

I

Iodo 126,9

53

Br

Bromo 79,9

35

35,5

C

17

19,0

9

HALOGÊNIOS

17

Hélio

Xe

Lu

Lr

Laurêncio (262)

103

Lutécio 175,0

71

()

Oganesson

Og

118

Radônio (222)

Rn

86

131,3

Xenônio

54

Kr

Criptônio 83,8

36

Ar

Argônio 39,9

18

Neônio 20,2

Ne

10

He 4,00

2

GASES NOBRES

18

WIESER, Michael E. et al. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry, v. 85, n. 5, p. 1055-1057, 29 abr. 2013. Disponível em: <http://www.degruyter.com/view/j/pac.2013.85.issue-5/pac-rep-13-03-02/pac-rep-13-03-02.xml>. Acesso em: 15 fev. 2016.

Fontes de pesquisa: INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY (IUPAC). Periodic Table of the Elements. 8 jan. 2016. Disponível em: <http://iupac.org/fileadmin/ user_upload/news/IUPAC_Periodic_Table-8Jan16.pdf>. Acesso em: 15 fev. 2016.

Notas: Os valores de massa atômica foram arredondados para facilitar a leitura. Os valores que aparecem entre parênteses referem-se à massa do isótopo mais estável do elemento. Os elementos 113, 115, 117 e 118 tiveram sua descoberta confirmada em 2015, e a IUPAC recomendou a aceitação dos nomes e símbolos submetidos pelos grupos de pesquisa envolvidos nessa descoberta em junho de 2016. Até a finalização deste livro, esses nomes e símbolos estavam sob consulta pública.

Actínio (227)

89

ACTINÍDEOS

Lantânio 138,9

57

LANTANÍDEOS

(267)

Rutherfórdio

Rf

89-103 104

LaLu

57-71

88,9

39

Sc

Escândio 45,0

21

3

Antigamente os grupos eram chamados de famílias, porém essa nomenclatura é desaconselhada pela IUPAC, bem como sua representação utilizando números e letras (IA, IIA, ..., VIIA, 0).

Massa atômica

Nome do elemento

Símbolo

Número atômico

(226)

Rádio

Ra

88

Bário 137,3

Ba

56

87,6

Estrôncio

38

Cálcio 40,1

Ca

20

Magnésio 24,3

Mg

12

Berílio 9,01

4

METAIS ALCALINOTERROSOS

2

Potássio 39,1

37

19

K

Na

23,0

11

6,94

3

H

Hidrogênio 1,01

Períodos

7

6

5

4

3

2

1

1

METAIS ALCALINOS

1 Alex Argozino

Figura 3. Tabela periódica dos elementos.

Capítulo 6

6/10/16 9:38 AM


Estudo da tabela periódica Vamos agora estudar as características da organização atual dos elementos químicos. A disposição moderna dos elementos de acordo com suas propriedades físicas e químicas produziu a tabela ou classificação periódica dos elementos (Figura 3), que é formada por sete linhas, chamadas de períodos, e 18 colunas, chamadas de grupos. É importante ressaltar que essa tabela deve ser utilizada como uma ferramenta de consulta das propriedades e organização dos elementos químicos, não sendo necessário memorizá-la.

Símbolos Como vimos no capítulo 3, a representação dos elementos químicos segue o método proposto por Berzelius, de modo que o símbolo de um elemento é formado por uma ou duas letras do seu nome em latim (ou grego), sendo a inicial sempre maiúscula e a segunda, se necessária para diferenciar dois elementos com a mesma letra inicial, sempre minúscula. Cada quadrinho da tabela periódica apresenta informações sobre um elemento químico. A quantidade de informações pode variar, a maioria das tabelas apresenta o número atômico, o símbolo e o nome do elemento. Outras apresentam também o valor de massa atômica de cada elemento, sua distribuição eletrônica e valores de algumas propriedades dos elementos.

Períodos Os períodos na tabela periódica são numerados de 1 a 7. Cada número corresponde à quantidade de níveis de energia na eletrosfera dos elementos dispostos naquele período. Assim, os elementos localizados no 1o período possuem elétrons distribuídos apenas no primeiro nível de energia (K); os localizados no 2o período possuem elétrons distribuídos nos dois primeiros níveis de energia (K e L), e assim por diante, como é possível observar na Tabela 4. O 6o e o 7o períodos da tabela periódica são mais longos que os demais, pois apresentam na terceira posição os elementos de número atômico de 57 a 71 (chamados de lantaní­deos) e de 89 a 103 (chamados de actinídeos), que são usualmente posicionados abaixo da tabela. Tabela 4. Exemplos da relação entre a distribuição eletrônica em níveis de energia e o período dos elementos Elemento (ZE)

Distribuição eletrônica em níveis de energia

Quantidade de níveis Período de energia

Hélio (2He)

2

1

1o

Flúor (9F)

2–7

2

2o

Cálcio (20Ca)

2–8–8–2

4

4o

Rádio (88Ra)

2 – 8 – 18 – 32 – 18 – 8–2

7

7o

O 7o período apresenta também quatro elementos químicos (de números atômicos 113, 115, 117 e 118) sintetizados recentemente em laboratório cujos nomes e símbolos submetidos à divisão de Química Inorgânica da IUPAC tiveram sua aceitação recomendada em junho Professor, comente com os alunos que, após recomendação de 2016.

Grupos

de aceitação pela IUPAC, nomes e símbolos de novos elementos devem passar por um período de consulta pública.

Os grupos na tabela periódica correspondem a conjuntos de elementos com propriedades químicas semelhantes e são numerados de 1 a 18. Os elementos dos grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18 são chamados de elementos representativos. Já os elementos dos grupos 3 a 12 são chamados de elementos de transição, sendo os lantanídeos e os actinídeos denominados elementos de transição interna. Os grupos que compreendem os elementos representativos recebem também nomes usuais, como mostra a Tabela 5. Nas Orientações para o professor há indicações sobre como localizar os elementos representativos na tabela periódica.

Tabela 5. Grupos dos elementos representativos Grupo

Nome do grupo

Elementos químicos

No de elétrons na camada de valência

1

Metais alcalinos

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

1

2

Metais alcalinoterrosos

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

2

13

Grupo do boro

B, A, Ga, In, T, Nh

3

14 15 16

Grupo do C, Si, Ge, Sn, carbono Pb, F Grupo do N, P, As, Sb, Bi, Mc nitrogênio Grupo do oxigênio O, S, Se, Te, (ou calcogênios) Po, Lv

4 5 6

17

Halogênios

F, C, Br, I, At, Ts

7

18

Gases nobres

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Og

8

O período em que um elemento se encontra na tabela periódica pode ser definido pela sua distribuição eletrônica. Para os elementos representativos, a distribuição eletrônica aponta, também, a qual grupo o elemento pertence. O comportamento químico dos elementos representativos está relacionado com a quantidade de elétrons na camada de valência, pois todos os elementos de um mesmo grupo possuem a mesma quantidade de elétrons nesse nível. A única exceção é o elemento hélio (Z 5 2), que possui apenas dois elétrons, mas apresenta propriedades semelhantes às dos elementos do grupo 18 e não do grupo 2. É importante ressaltar que, apesar de o elemento hidrogênio ocupar uma posição na mesma coluna que o grupo dos metais alcalinos, ele não apresenta as mesmas propriedades químicas dos elementos desse grupo. O hidrogênio na verdade não faz parte de nenhum grupo da tabela periódica. A tabela periódica dos elementos

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Contexto histórico Mendeleev e a elaboração da tabela periódica

[...] Durante décadas existira uma grande confusão com respeito aos pesos atômicos de muitos elementos. Só quando ela foi finalmente esclarecida, na conferência de Karlsruhe de 1860, Mendeleiev e outros puderam começar a pensar na elaboração de uma taxonomia completa dos elementos. [...] Com os antigos pesos atômicos [...] podia-se ter uma ideia de tríades ou grupos locais, mas não era possível ver que havia uma relação numérica entre os próprios grupos [...]. Só quando [o químico italiano Stanislao] Cannizzaro mostrou como era possível obter pesos atômicos confiáveis e salientou, por exemplo, que os pesos atômicos corretos dos metais alcalinoterrosos (cálcio, estrôncio e bário) eram 40, 88 e 137 (e não 20, 44 e 68, como antes se acreditava), ficou claro quanto esses elementos eram próximos dos metais alcalinos – potássio, rubídio e césio. Essa proximidade, e por sua vez a proximidade dos pesos atômicos dos halogênios – cloro, bromo e iodo –, foi o que impulsionou Mendeleiev, em 1868, a elaborar uma pequena tabela justapondo esses três grupos: C<

35,5

K

39

Ca

40

Br

80

Rb

85

Sr

88

I

127

Cs

133

Ba

137

E foi nessa etapa, quando viu que o arranjo dos três grupos de elementos em ordem de peso atômico produzia um padrão repetitivo – um halogênio seguido por um metal alcalino e então por um metal alcalinoterroso –, que Mendeleiev, julgando que esse poderia ser um fragmento de um padrão mais amplo, avançou para a ideia de que haveria uma periodicidade governando todos os elementos – uma Lei Periódica. 4

126

A primeira tabela pequena de Mendeleiev tinha de ser preenchida e então ampliada em todas as direções [...]; isso, em si, requeria algumas especulações ousadas. Que elemento, ele se perguntou, seria quimicamente afim dos metais alcalinoterrosos, mas seguiria o lítio em peso atômico? Aparentemente não existia um elemento com tais características – ou seria o berílio, em geral considerado trivalente, com um peso atômico de 14,5? E se, em vez disso, ele fosse bivalente, e, portanto, com um peso atômico não de 14,5 mas de 9? Nesse caso, ele se seguiria ao lítio e se encaixaria perfeitamente no espaço vago. Movendo-se entre o cálculo consciente e o palpite, entre a intuição e a análise, Mendeleiev em poucas semanas chegou a uma tabulação de trinta e tantos elementos em ordem ascendente de peso atômico, uma tabulação que agora indicava haver uma recapitulação de propriedades a cada oitavo elemento. E na noite de 16 de fevereiro de 1869, conta-se, Mendeleiev teve um sonho no qual viu quase todos os elementos conhecidos organizados em uma grande tabela. Na manhã seguinte, ele a pôs no papel4. [...] SPL/Latinstock

Em 1860, o primeiro congresso científico internacional – o Congresso de Karlsruhe, na Alemanha – teve grande influência no desenvolvimento das pesquisas de alguns cientistas. Foram convidados para esse congresso 140 químicos, representantes de doze países. Nele foram discutidas as definições de átomos, moléculas, massa atômica (na época denominada de peso atômico), além de propostas de padronização de nomenclaturas químicas que permitissem uma melhor comunicação entre os cientistas de diversos países. Entre os participantes estava Mendeleev, cujo trabalho de classificação dos elementos foi influenciado pelas informações que obteve nesse congresso, como podemos verificar no texto a seguir.

Anotações de Mendeleev na elaboração da primeira versão da tabela periódica em 1869.

E sse [...] é o mito aceito, que foi depois divulgado pelo próprio Mendeleiev [...]. Mas, examinando a tabela que Mendeleiev de fato esboçou, podemos ver que ela é cheia de transposições, cancelamentos e cálculos nas margens. Isso ilustra vividamente a luta criativa para entender o que se passava em sua mente. [...]

Capítulo 6

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Dagmar Petrikov

Em um ato de [...] confiança, Mendeleiev reservou diversos espaços vazios em sua tabela para elementos “ainda desconhecidos”. Afirmou que, inferindo com base nas propriedades dos elementos acima e abaixo (e também, em certo grau, nas propriedades dos elementos de ambos os lados), era possível fazer uma previsão [...] de como seriam esses elementos desconhecidos. E foi exatamente o que ele fez em sua tabela de 1871, predizendo com detalhes um novo elemento (“ecalumínio”) que estaria abaixo do alumínio no Grupo III. Quatro anos depois, um elemento exatamente com essas características foi descoberto pelo químico francês Lecoq de Boisbaudran, recebendo o nome de gálio [...]. [...] Houve, de início, algumas discrepâncias entre as observações de Lecoq e as predições de MendeMonumento construído em homenagem à tabela periódica de Mendeleev, na cidade de Bratislava, capital da Eslováquia. leiev, mas todas foram rapidamente elucidadas, danFoto de 2012. do razão ao segundo. De fato, afirmou-se que Mendeleiev tinha mais noção das propriedades do gálio Curiosamente, a chave de toda a tabela não foi an– um elemento que ele nunca vira – do que o homem que tevista por Mendeleiev, e talvez não pudesse ter sido, o descobrira. pois o problema não era faltar um elemento, mas toda Subitamente, Mendeleiev deixou de ser visto como uma família ou grupo. Quando o argônio foi descoberto, um mero teórico ou sonhador e foi reconhecido como um em 1894 – um elemento que não parecia enquadrar-se homem que descobrira uma lei básica da natureza; a taem lugar nenhum na tabela –, Mendeleiev a princípio bela periódica transformou-se de um esquema [...] não negou que ele pudesse ser um elemento [...]. Mas então comprovado em um guia inestimável capaz de permificou evidente que havia um espaço para ele, exatamentir que uma imensa quantidade de informações químite entre o cloro e o potássio, e, na verdade, para todo cas antes desconexas viesse a ser coordenada. A tabeum grupo situado entre os halogênios e os metais alcala também poderia ser usada para sugerir todo tipo de linos em cada período. Isso foi percebido por Lecoq, que pesquisas no futuro, incluindo uma busca sistemática foi além e predisse os pesos atômicos dos outros cinco de elementos “faltantes”. “Antes da promulgação desta gases ainda não conhecidos [...]. Com a descoberta do lei”, diria Mendeleiev quase vinte anos mais tarde, “os hélio, neônio, criptônio e xenônio, ficou claro que esses elementos químicos eram meros fatos fragmentários e gases formavam um grupo periódico perfeito, um grupo acidentais da Natureza; não havia razão especial para tão inerte, [...] que durante um século escapou à atenesperarmos a descoberta de novos elementos.” [...] ção dos químicos. [...] SACKS, O. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. Tradução Laura Teixeira Motta. São Paulo: Companhia das Letras, 2001. p. 199-205.

Atividades

Escreva no caderno

1. Como vimos, após o Congresso de Karlsruhe, já utilizando valores atualizados de massas atômicas, Mendeleev foi capaz de investigar outras relações entre os elementos químicos e suas propriedades. Explique por que esse congresso possibilitou que Mendeleev ampliasse sua tabela. 2. Mendeleev previu não só a existência de elementos ainda não descobertos, para os quais havia reservado espaços em sua tabela, como também suas propriedades. Em que Mendeleev se baseou para prever a existência de novos elementos químicos e suas propriedades? 3. Em grupo, pesquise e procure relacionar propriedades de elementos previstos por Mendeleev com as determinadas experimentalmente. Debatam sobre os erros e acertos do cientista russo para os elementos previstos, citando exemplos. 4. Com base no estudo deste capítulo e nas informações apresentadas no texto, é possível afirmar que a elaboração da tabela periódica é mérito de apenas um cientista? Discuta com seus colegas quais seriam os motivos que levam a apenas um cientista ser lembrado como responsável pela proposta de um conceito, uma teoria, um modelo etc. A tabela periódica dos elementos

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Quando propôs a lei das oitavas em 1865 para a Sociedade Química, John Newlands foi ridicularizado. Um dos cientistas presentes perguntou-lhe sarcasticamente se ele havia tentado organizar os elementos em ordem alfabética. Foi necessário um quarto de século para que ele fosse reconhecido. Explique qual foi a principal contribuição de Newlands na história da tabela periódica e por que a lei das oitavas não era aplicável a todos os elementos. 2. A tabela periódica proposta por Mendeleev representa um divisor de águas na história da Química. A sistematização das informações sobre os elementos químicos foi primordial para a formação de uma linguagem química universal e consequentemente para a consolidação da Química como ciência. Em quais aspectos a tabela proposta por Mendeleev difere das de seus antecessores? Explique a importância da previsão das propriedades dos elementos na formulação dessa tabela. 3. Utilizando a tabela periódica e considerando a distribuição eletrônica em níveis de três elementos químicos indicados pelas letras A, B e C: Aé2–8–2

Elementos tóxicos presentes em diversas partes de um computador Elemento

Onde se localiza

Efeitos tóxicos no ser humano

Chumbo

Tubos de raios catódicos e soldas

Danos neurológicos, renais e sanguíneos

Vanádio

Tubos de raios catódicos

Distúrbios gastrointestinais, inapetência

Bromo

Retardantes de chama em circuitos impressos, fios e cabos

Desordem hormonal, nervosa e reprodutiva

Antimônio

Alguns tipos de retardantes de chama

Nefrite, problemas cardiovasculares e gastrointestinais

Cádmio

Algumas baterias, soldas e circuitos integrados

Danos aos ossos, rins, dentes e pulmões. Possível agente cancerígeno

Bário

Vidro (tela) de um tubo de raios catódicos

Distúrbios gastrointestinais, convulsões, hipertensão, lesões renais e cardíacas

Mercúrio

Soldas, termostatos e sensores

Danos neurológicos e hepáticos

Berílio

Liga antifricção (cobre‑berílio)

Edema e câncer pulmonar

B é 2 – 8 – 18 – 6 C é 2 – 8 – 18 – 18 – 8 a) Identifique o período e o grupo (número e nome) da tabela periódica a que cada elemento pertence. b) Localize esses elementos na tabela periódica e indique seus símbolos, incluindo número atômico. c) Pesquise e cite aplicações desses elementos.

Fernando Favoretto

4. O que devemos fazer com o celular que estragou? Jogar fora? Descartar no lixo caseiro? Já parou para pensar nisso? O celular é apenas um dos aparelhos eletroeletrônicos de uso diário. Além do telefone móvel, usamos calculadora eletrônica, aparelhos de TV, geladeira, computador, com todos os seus acessórios como mouse e teclado, etc. Contudo, quando esses dispositivos se tornam obsoletos, muitas vezes são descartados nos recipientes de lixo domésticos ou depositados na porta das casas para serem recolhidos por caminhões de lixo e levados para os lixões. [...] Entretanto, os elementos tóxicos presentes no computador, por exemplo, podem ser muito prejudiciais ao ser humano. Observe a tabela a seguir.

128

Fonte: OLIVEIRA, R. da S.; GOMES, E. S.; AFONSO, J. C. O lixo eletroeletrônico: uma abordagem para o Ensino Fundamental e Médio. Química Nova na Escola, São Paulo: Sociedade Brasileira de Química, v. 32, n. 4, p. 241, nov. 2010.

Considerando o tema proposto e os dados da tabela: a) Pesquise a composição das baterias dos aparelhos de celular. Algum dos elementos químicos encontrados nelas também está presente nos computadores? Em caso afirmativo, cite os possíveis efeitos tóxicos desse(s) elemento(s) nos seres humanos. b) Pesquise em quais dispositivos eletrônicos os tubos catódicos estão presentes e quais são os possíveis efeitos tóxicos dos elementos químicos presentes nesses tubos. c) Proponha medidas para reduzir os impactos ambientais produzidos pelo descarte desses materiais eletroeletrônicos.

Capítulo 6

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Propriedades dos elementos da tabela periódica Como vimos, a repetição de algumas propriedades dos elementos químicos à medida que o número atômico aumenta deu origem à organização deles em períodos e grupos. Com isso, muitas previsões foram estabelecidas − e antecipações feitas – para elementos ainda na iminência de serem descobertos. Daí a grande importância da tabela periódica: é uma ferramenta de consulta que guarda dezenas de informações acerca de cada um dos elementos. Após a classificação dos elementos químicos na tabela periódica, de acordo com Mendeleev e Moseley, outras propriedades físico-químicas também foram observadas. Existem dois tipos de propriedade: as periódicas e as aperiódicas (não periódicas). As propriedades periódicas, que abordaremos no tópico a seguir, repetem-se em determinados intervalos. As propriedades aperiódicas não apresentam intervalos de repetição, como a massa atômica, a dureza de um material e o calor específico.

Calor específico: quantidade de energia necessária para elevar em 1 ºC a temperatura de 1 g de determinada substância.

Propriedades periódicas dos elementos Grande parte das atividades que fazemos durante o decorrer da semana é periódica. Aliás, até mesmo os dias, as semanas, os meses e os anos são fenômenos periódicos, ou seja, apresentam um intervalo de tempo determinado para sua repetição, chamado período. No caso dos dias, esse período é de 24 horas; da semana, 7 dias; do mês, 30 dias e assim por diante. De forma semelhante aos fenômenos periódicos, as propriedades periódicas dos elementos químicos repetem-se em intervalos definidos, mas em função dos números atômicos. Entre essas propriedades, vamos analisar o raio atômico, a energia de ionização, a afinidade eletrônica, a eletronegatividade e o caráter metálico ou não metálico.

Raio atômico

Editoria de arte

Como a eletrosfera de um átomo não apresenta formato definido, não é possível medir seu tamanho com precisão. Porém, quando átomos idênticos estão posicionados lado a lado, como em uma substância simples, pura, no estado sólido, observamos que a distância entre os núcleos de dois desses átomos é sempre a mesma. Dessa forma, o raio atômico (r) é igual à metade dessa distância (d) (Figura 4), expressa, geralmente, em picômetros (pm), sendo que 1 pm equivale a 10212 m. Por exemplo, a distância entre os núcleos de dois átomos de cloro adjacentes, ou seja, sua distância internuclear, é igual a 198 pm. Esse valor é numericamente igual ao diâmetro de um átomo de cloro e, portanto, o valor do seu raio atômico será igual à metade desse valor, 99 pm. d Figura 4. Representação esquemática da determinação do raio atômico (r) para um átomo qualquer. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

d

r

r

Ilustração produzida com base em: ATKINS, P.; JONES, L. Chemical Principles: the Quest for Insight. 4. ed. New York: Freeman, 2008. p. 40.

Sugestão Tabela periódica dinâmica, de Michael Dayah, 1o out. 1997. Disponível em: <http://tub.im/ 7fjh3u>. Acesso em: 15 fev. 2016. A Ptable (de Periodic Table) é uma tabela interativa, em português, que permite observar a organização dos elementos químicos e estudar algumas de suas propriedades. Quando você clica em um elemento, aparecem em uma janela suas características principais, aplicações, histórico, presença na natureza e imagens. Você também pode escolher quais características dos elementos serão visualizadas na tabela. Na segunda aba, por exemplo, ao clicar sobre um elemento na tabela, algumas de suas propriedades aparecem listadas e é possível observar, por meio de cores, como essas propriedades variam entre os elementos.

A tabela periódica dos elementos

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129

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Na Figura 5 são mostrados, em proporção, os raios atômicos dos elementos representativos naturais.

2

3

4

5

Períodos 6

37

2

...

13

14

15

16

17

18

H

31

Grupos He

Li

Be

152

112

Na

Mg

A

Si

P

S

C

Ar

186

160

143

118

110

103

100

98

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

227

197

135

122

120

119

114

112

Rb

Sr

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

248

215

167

140

140

142

133

131

Cs

Ba

T

Pb

Bi

Po

265

222

170

146

150

168

B

82

C

77

70

N

O

73

72

F

71

Ne

Paulo Cesar Pereira

1 1

Ilustração produzida com base em: KOTZ, J. C.; TREICHEL JR., P. Chemistry & Chemical Reactivity. 3rd ed. Orlando: Saunders College, 1996. p. 377.

Editoria de arte

Figura 5. Representação dos raios atômicos, em picometros, dos elementos representativos naturais. Na imagem as esferas roxas representam os metais, as amarelas, os não metais, as azuis, os gases nobres e a laranja, o hidrogênio. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Figura 6. Representação da tendência de aumento do raio atômico na tabela periódica.

Observe que, de modo geral, o raio atômico aumenta de cima para baixo nos grupos. Isso ocorre por causa do aumento no número de níveis de energia (camadas da eletrosfera). Já nos períodos, o raio tende a aumentar da direita para a esquerda (Figura 6). Todos os elementos de um período apresentam o mesmo número de níveis de energia. Contudo, à medida que nos deslocamos para a esquerda na tabela periódica, o número atômico diminui e, consequentemente, a atração do núcleo sobre a eletrosfera é menor, o que aumenta o raio atômico. Em outras palavras, um elemento que possui um número menor de prótons exerce menos atração sobre a eletrosfera, apresentando, portanto, um raio atômico maior.

Raio iônico

1e  1e  Figura 7. Representação esquemática da formação de um cátion. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

130

Alex Argozino

A transferência de elétrons na formação de um cátion resulta em diminuição do número de níveis de energia ou diminuição da repulsão entre os elétrons existentes no íon formado. Assim, o tamanho de um átomo é reduzido ao formar um cátion, e o raio torna-se menor, como ilustra a Figura 7. Já na formação de um ânion, ocorre o contrário: o recebimento de elétrons por um átomo aumenta a repulsão existente entre os elétrons, o que tende a aumentar o tamanho da eletrosfera e, consequentemente, o raio iônico.

Capítulo 6

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Dessa forma, o raio do cátion é sempre menor e o do ânion, sempre maior que o do átomo que lhes deu origem. O Gráfico 1 mostra os raios atômicos e iônicos de alguns elementos. Note que, embora os valores dos raios iônicos sejam menores, o perfil das linhas é o mesmo. Gráfico 1. Comparação entre o raio atômico e o raio iônico de alguns elementos Raio (pm) 300 Cs K Na

200

Li Cs

150 K

Editoria de arte

250

Rb

Rb

100 Na 50

Li

0

10 20 30 40 50 60 Número atômico

Gráfico elaborado com base em: CHANG, R. Química. Trad. E. J. H. D’Bourneville. Novena edición. Ciudad de México: McGraw-Hill: Interamericana, 2007. p. 326.

No caso dos íons isoeletrônicos (mesmo número de elétrons), aqueles com menor número atômico possuem maior raio por causa da menor atração do núcleo pela eletrosfera. Por isso, se compararmos, por exemplo, os raios dos íons de nitrogênio, oxigênio, flúor, sódio, magnésio e alumínio, que apresentam 10 elétrons na eletrosfera, temos: 7

N3−  8 O2  9 F  11Na  12Mg2  13 A3

Energia de ionização Quando um elétron de um átomo recebe energia, ele pode passar para um nível de energia maior, mais afastado do núcleo. Porém, se um elétron da camada de valência de um átomo receber uma quantidade de energia suficientemente alta, é possível removê-lo da eletrosfera, transformando o átomo em um íon de carga positiva (cátion). Esse processo é chamado de ionização. A energia envolvida nesse processo é chamada de energia (ou potencial) de ionização (Ei) e corresponde à energia mínima necessária para retirar um elétron do nível mais externo de um átomo no estado gasoso, transformando-o em um cátion, também no estado gasoso. A ionização de um átomo pode ser representada genericamente da seguinte forma: átomo(g) + energia de ionização → cátion (g)  e Os valores de energia de ionização são, na maioria, teóricos, pois não podem ser determinados experimentalmente, uma vez que nem todos os átomos podem ser obtidos isolados no estado gasoso. A tabela periódica dos elementos

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131

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Elétron-volt (eV): unidade de medida de energia que equivale a 1,6  1019 J. Por definição, 1 elétron-volt é a energia adquirida por um elétron quando acelerado, no vácuo, por uma diferença de potencial de 1 volt. He

Energia de ionização (eV) 25

O Gráfico 2 mostra os valores de energia de ionização, em elétron-volts (eV), para alguns elementos químicos. Observe que os picos que aparecem no gráfico ocorrem com certa periodicidade, fazendo que os elementos do grupo dos gases nobres fiquem todos na parte superior do gráfico, enquanto os do grupo dos metais alcalinos se alinham na parte inferior. Gráfico 2. Variação da energia de ionização em função do número atômico Ne Ilustrações: Editoria de arte

20 Ar Kr

15

Xe Rn 10

5

Li

Na K

Rb

Cs

0 0

10

20

30

40

50

60

70

80

90 Número atômico

Gráfico elaborado com base em: LIDE, D. R. (Ed.). Ionization energies of atoms and atomic ions. In: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. 10-203–10-204.

Ao analisarmos os valores de energia de ionização do sódio (Na) e do argônio (Ar), por exemplo, observamos que há um aumento de 5,1 eV para 15,8 eV. Esses elementos químicos pertencem a um mesmo período, porém a grupos diferentes. Na(g)  5,1eV é Na(g)  e Ar(g)  15,8 eV é Ar(g)  e

Figura 8. Representação da tendência de aumento da energia de ionização na tabela periódica.

132

Em um período, quanto maior o número atômico, maior a atração do núcleo sobre os elétrons e, portanto, maior será a energia necessária para remover um elétron desse átomo. Assim, quanto menor o raio atômico, maior é a energia de ionização de um átomo. Porém, quando analisamos elementos de um mesmo grupo, como os dos gases nobres ou os dos metais alcalinos destacados, observamos que a energia de ionização aumenta de baixo para cima na tabela periódica, ou seja, quanto menor a quantidade de níveis de energia, mais próxima a eletrosfera está do núcleo, aumentando a atração nuclear, o que faz que a energia necessária para remover um elétron seja mais alta. Dessa forma, a energia de ionização aumenta, de modo geral, da esquerda para a direita nos períodos e de baixo para cima nos grupos (Figura 8). É possível, também, retirar mais de um elétron de um átomo, basta que seja fornecida energia suficiente após a retirada do primeiro elétron. Assim, chamamos de primeira energia de ionização a energia necessária para a retirada do primeiro elétron de um átomo neutro, isolado, no estado gasoso; de segunda energia de ionização a energia necessária para retirar o segundo elétron, e assim por diante.

Capítulo 6

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26/05/16 19:20


A energia necessária para retirar o primeiro elétron de um átomo é sempre menor que a energia necessária para retirar o segundo, que é menor ainda que a necessária para retirar o terceiro e assim sucessivamente, como mostrado no exemplo a seguir. A(g)  6,0 eV é A(g)  e A(g)  18,8 eV é A2(g)  e A2(g)  28,4 eV é A3(g)  e

A afinidade eletrônica (ou eletroafinidade) está relacionada com a tendência que um átomo isolado, no estado gasoso, tem de receber um elétron. Dessa forma, a afinidade eletrônica mede a energia liberada por esse átomo quando um elétron é adicionado à sua eletrosfera, formando um íon de carga negativa (ânion). A tendência de receber elétrons depende do tamanho do raio atômico, de modo que, quanto menor for o raio de um átomo, maior será a atração do núcleo sobre os elétrons e, consequentemente, maior será a afinidade eletrônica. Dessa forma, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita nos períodos e de baixo para cima nos grupos (Figura 9), como mostram as reações a seguir.

Editoria de arte

Afinidade eletrônica

Figura 9. Representação da tendência de aumento da afinidade eletrônica na tabela periódica.

Li(g)  e é Li(g)  0,5 eV O(g)  e é O(g)  2,5 eV F(g)  e é F(g)  4,1 eV C(g)  e é C(g)  3,8 eV Br(g)  e é Br(g)  3,6 eV Entretanto, é importante lembrar que, para que um átomo receba elétrons, é necessário que sua camada de valência esteja incompleta, ou seja, que seja possível receber novos elétrons nesse nível de energia. Por isso, o conceito de afinidade eletrônica não se aplica aos gases nobres, que apresentam suas camadas de valência completamente preenchidas. Para adicionar um elétron na eletrosfera dos gases nobres seria necessário fornecer energia e, como vimos, a afinidade eletrônica está relacionada apenas com a energia liberada, o que não ocorre no caso desses elementos. A afinidade eletrônica é difícil de ser medida experimentalmente e, por esse motivo, são utilizados valores estimados para alguns elementos. A variação da afinidade eletrônica na tabela periódica também é similar à da energia de ionização, porém é de fundamental importância entender a diferença entre elas. A energia de ionização mede a capacidade que um átomo neutro isolado, no estado gasoso, tem de “perder” elétrons, formando cátions. Já a afinidade eletrônica mede a facilidade que um átomo neutro isolado tem de receber elétrons no estado gasoso, formando ânions.

Caso julgue apropriado, explique aos alunos que não se deve confundir eletronegatividade com afinidade eletrônica, já que eletronegatividade é a tendência de atrair elétrons em uma ligação química, enquanto eletroafinidade é a tendência de atração de um elétron adicional por um átomo isolado no estado gasoso.

A tabela periódica dos elementos

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133

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Eletronegatividade

Gráfico 3. Variação da eletronegatividade em função do número atômico

Eletronegatividade

F

4

C

3

Br

I

Ru

H 2 Mn

1 Li 0

Na

Zn

K

10

20

Ilustrações: Editoria de arte

Figura 10. Representação da tendência de aumento da eletronegatividade na tabela periódica.

A eletronegatividade indica a capacidade que um átomo de um elemento tem de atrair elétrons quando ligado a outro(s) átomo(s) em uma substância. Diversas escalas de eletronegatividade já foram propostas pelos cientistas ao longo do tempo, porém a escala mais antiga e mais comumente utilizada é a definida pelo químico estadunidense Linus Pauling. A escala de eletronegatividade de Pauling foi formulada com base na relação entre a energia de ionização e a afinidade eletrônica dos elementos e, por esse motivo, não é definida para os gases nobres. Um átomo que apresenta alta eletronegatividade normalmente também apresenta alta energia de ionização (não tem tendência de ceder elétrons facilmente) e alta afinidade eletrônica (alta tendência de capturar elétrons). O Gráfico 3 mostra a variação nos valores de eletronegatividade para alguns elementos. Observe que, de modo geral, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita nos períodos e de baixo para cima nos grupos da tabela periódica (Figura 10).

Rb 30

40

50

Número atômico

Gráfico elaborado com base em: CHANG, R. Química. Trad. E. J. H. D’Bourneville. Novena edición. Ciudad de México: McGraw-Hill: Interamericana, 2007. p. 370.

Caráter metálico

Figura 11. Representação da tendência de aumento do caráter metálico na tabela periódica.

134

O agrupamento dos elementos químicos na tabela periódica levou à descoberta de várias regularidades. O lado esquerdo da tabela, por exemplo, agrupa os elementos químicos de caráter metálico, enquanto o lado direito agrupa a maioria dos elementos não metálicos, e o extremo direito da tabela periódica agrupa os gases nobres, como mostrado na Figura 3. Os elementos de caráter metálico tendem a formar substâncias simples que apresentam brilho característico, alta maleabilidade (formando facilmente lâminas e fios), boa condutibilidade elétrica e calorífica, alta densidade, além de serem sólidas nas condições ambientes (a 25 ºC e pressão atmosférica ao nível do mar), com exceção do mercúrio, que forma uma substância simples líquida. Já os elementos de caráter não metálico tendem a formar substâncias simples de cores opacas, que não conduzem bem calor e corrente elétrica e que, quando no estado sólido, são quebradiças, ou seja, fragmentam-se com facilidade. Dos 22 elementos não metálicos, incluindo o hidrogênio, metade forma substâncias simples no estado gasoso nas condições ambientes. Dessa forma, podemos dizer que o caráter metálico tende a aumentar da direita para a esquerda nos períodos e de cima para baixo nos grupos da tabela periódica (Figura 11).

Capítulo 6

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27/05/16 17:17


Escreva no caderno

Exercícios propostos

Na

S C Ar

K

a) Indique o nome de cada elemento representado e determine o grupo e o período a que cada um deles pertence. b) Organize os elementos representados em: • ordem crescente de energia de ionização; • ordem crescente de afinidade eletrônica.

c) Somente as afirmativas I e III são verdadeiras. Editoria de arte

1. Observe a representação de parte da tabela periódica.

d) Somente as afirmativas I e IV são verdadeiras. e) Somente as afirmativas II e IV são verdadeiras. 4. (Udesc-SC) A ciência usa o recurso de modelos para explicar os fenômenos observados. Em muitas situa­ ções o modelo de Dalton para o átomo é suficiente para entender alguns fenômenos, mas a razão da periodicidade das propriedades físicas e químicas na Tabela Periódica só foi possível a partir do modelo de Bohr. Com relação às propriedades na Tabela Periódica atual, pode-se afirmar que:

c) Determine qual dos elementos apresenta maior eletronegatividade.

a) para cada coluna na Tabela Periódica, de acordo com o modelo de Bohr, os elétrons começam a preencher um novo nível de energia.

d) Compare os raios dos íons de sódio e de potássio e organize-os em ordem decrescente. Para isso, considere a perda de um elétron.

b) a primeira energia de ionização corresponde ao elétron mais fortemente ligado ao núcleo.

2. (UFMS) Com relação às propriedades periódicas, é correto afirmar que, num mesmo período, os não metais, quando comparados aos metais, 01. são menos eletronegativos e têm menores raios atômicos.

c) ao longo de um período, o raio atômico diminui. Portanto, a energia de ionização também diminui. d) de acordo com o modelo de Bohr, a primeira energia de ionização do sódio (Na) é maior que a primeira energia de ionização do cloro (C).

02. têm maiores energias de ionização e menores raios atômicos.

e) a variação das energias de ionização observada ao longo da Tabela Periódica está relacionada às distâncias dos elétrons ao núcleo.

04. são mais eletronegativos e têm menores raios atômicos.

5. (Unemat-MT) Leia atentamente os itens a seguir e considere os seguintes aspectos:

08. têm maiores raios atômicos e são mais eletronegativos.

I. Quanto maior a tendência do átomo de perder elétrons, maior será sua eletronegatividade.

16. têm menores raios atômicos e menores energias de ionização. Soma: 6 (02 1 04)

II. Quanto maior a tendência do átomo de ganhar elétrons, maior será seu caráter metálico.

3. (Udesc-SC) De acordo com as propriedades periódicas dos elementos químicos, analise as proposições abaixo.

I II. Nos dois primeiros períodos da Tabela periódica, a eletronegatividade cresce dos metais alcalinos para os halogênios.

I. O tamanho do raio atômico dos elementos químicos cresce da direita para a esquerda nos periódicos e cresce de cima para baixo nos grupos.

Assinale a alternativa correta.

II. O tamanho do raio atômico dos elementos químicos cresce da esquerda para direita nos periódicos, assim como a eletropositividade.

c) Somente III é verdadeira.

I II. O iodo apresenta raio atômico menor do que o cloro. IV. O nitrogênio apresenta raio atômico maior do que o flúor.

a) Somente I é verdadeira. b) Somente II é verdadeira. d) Somente I e II são verdadeiras. e) I, II e III são verdadeiras. 6. (PUC-MG) Considere os elementos B, A,, C e Si. Consultando uma tabela periódica, sobre eles é CORRETO afirmar: a) O A, possui o maior caráter metálico.

Analise a alternativa correta.

b) O B apresenta o maior raio atômico.

a) Somente a afirmativa I é verdadeira.

c) O C é o átomo menos eletronegativo.

b) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.

d) O Si apresenta a maior energia de ionização. A tabela periódica dos elementos

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135

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CONEXÕES A descoberta de elementos (naturais ou sintéticos) é importante por permitir o desenvolvimento de novos conhecimentos e tecnologias, mas nem sempre a maneira como o elemento pode ser utilizado é conhecida imediatamente após a sua descoberta, para isso, muitas vezes, é necessário muito trabalho em diversas áreas para se saber o potencial do elemento descoberto.

136

Capítulo 6

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21/05/16 18:22


José Luís Juhas

Mesmo que um elemento já possua uma aplicação bem definida, nada impede que surjam novos modos de empregá-lo, ou seja, os elementos químicos ganham novas utilidades à medida que se desenvolvem novos saberes. Veja, abaixo, a tabela periódica dos elementos ilustrada de acordo com algumas aplicações atuais ou forma de ocorrência na natureza.

Ilustração produzida com base em: ENEVOLDSEN, K. The Periodic Table of the Elements, in Pictures. Seattle, 2005-2013. Disponível em: <http://elements.wlonk.com/Elements_Pics+Words_11x8.5.pdf>. Acesso em: 15 fev. 2016.

A tabela periódica dos elementos

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137

6/10/16 10:48 AM


7

Grupos

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

GRUPO DO BORO

GRUPO DO CARBONO

GRUPO DO NITROGÊNIO

GRUPO DO OXIGÊNIO

HALOGÊNIOS

GASES NOBRES

2

Não metais

Mn

anganês

Tc

ecnécio

Re

Rênio 2

7

Bh

Bóhrio

)

G a s e s n o b r e s

5

B

10,8

13

26

Fe

55,8

27

28

Cobalto 58,9

Níquel 58,7

Rh

Pd

Co

Ferro

44

45

Ru

Rutênio

Ródio

101,1

102,9

76

77

Os

Ir

Irídio 192,2

Ósmio 190,2

108

109

Hs

Mt

Hássio

Meitnério

(277)

(276)

Ni

46

Paládio

106,4

78

Pt

Platina 195,1

110

Ds

Darmstádtio

(281)

29

30

Cu

63,5

Cobre

Zn Zinco

48

Ag

Cd

Prata

Cádmio

107,9

112,4

79

80

Au

Hg

Ouro 197,0

Mercúrio 200,6

111

112

Rg

Roentgênio

(281)

A

Alumínio 27,0

65,4

47

Boro

Cn

Copernício

(285)

31

Ga

69,7

49

Gálio

In

Índio 114,8

81

T

Tálio 204,4

113

Nh

Nihonium

()

6

C

Carbono 12,0

14

Si

28,1

Silício

32

Ge

Germânio 72,6

50

Sn

Estanho

118,7

82

Pb

Chumbo 207,2

114

F

Fleróvio

(289)

7

N

Nitrogênio 14,0

15

P

8

O

Oxigênio 16,0

16

S

Fósforo 31,0

Enxofre 32,1

As

Se

33

Arsênio 74,9

51

Sb

Antimônio

121,7

83

Bi

Bismuto 209,0

115

Mc

Moscouvium

()

34

Selênio 79,0

52

Te

Telúrio

127,6

84

Po

Polônio (209)

116

Lv

Livermório

(293)

He

4,00

9

F

19,0

Flúor

17

C

35,5

35

Cloro

Br

Bromo 79,9

53

I

Iodo

126,9

85

At

Astato (210)

117

Ts

Tennessine

()

Hélio

Alex Argozino

CONEXÕES

10

Ne

Neônio 20,2

18

Ar

Argônio 39,9

36

Kr

Criptônio 83,8

54

Xe

Xenônio

131,3

86

Rn

Radônio (222)

118

Og

Oganesson

()

Tabela periódica ganha quatro novos elementos, todos superpesados

Nd

eodímio 2

U

Urânio 0

61

62

Promécio (145)

Samário Európio da (IUPAC, na sigla 150,4 152,0

Pm

93

Np

Netúnio (237)

63

64

65foram descobertos 66 68 69 Eles por67 russos, americanos e japoneses

70

71

Sm EuInternacional Gd de Química Tb Pura Dy Er possíveis Tm para Yb Ludifícil aplicações práticas eles, e é muito [...] A União e Aplica- Ho

Térbio Disprósio Lutécio Túlio Itérbio Érbioseriam suas saber até quais propriedades químicas [...] em Gadolínio inglês) e a União Internacional de Hólmio 157,2 158,9 162,5 164,9 167,3 168,9 173,0 175,0 [...] Física Pura e Aplicada (IUPAP) reconheceram a produção A IUPAC e a IUPAP atribuíram a criação do ununde quatro novos elementos químicos, que agora passam trium (113) ao Instituto Riken, no Japão. Já os elemena fazer parte oficialmente da tabela periódica. Proviso94riamente 95 96 ununtrium 97 (Uut), ununpentium 98 99 tos 115 100 102 como resultado 103 e 117 foram101 reconhecidos da batizados de colaboração entre o Instituto Conjunto para Pesquisas (Uup), ununseptium (Uus) e ununoctium (Uuo), eles têm Nucleares Férmio de Dubna,Mendelévio na Rússia, Nobélio com os laboratórios como número atômico, isto de prótons Einstênio Plutônio Amerício Cúrioé, a quantidade Berquélio Califórnio Laurêncio Lawrence Livermore(259) e Oak Ridge, em seu núcleo, 113, 115, e (252)nacionais (244) (243) (247) 117 e 118, (247) respectivamente, (251) (257) (258) (262) ambos nos EUA. O ununoctium (118), por sua vez, foi apontacompletam as lacunas que restavam na sétima linha da do como produzido apenas pela instituição em Dubna tabela. e pelo Lawrence Livermore. Essas organizações gaCriados em laboratório por meio da fusão de átomos nham o privilégio de sugerir os nomes oficiais para os de outros elementos, com a ajuda de poderosos aceleranovos elementos, limitados por alguns critérios. [...]. dores de partículas, os novos integrantes da tabela pe[...] riódica não são encontrados na natureza e têm “vidas” A decisão das duas uniões de dar a primazia na proextremamente curtas, sofrendo decaimentos radioativos dução do ununtrium (113) ao Riken foi especialmente em milésimos de segundo. Diante disso, não existem

Pu

138

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Capítulo 6

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6/10/16 10:49 AM


Kazuhiro Nogi/AFP/Getty Images

O cientista Kosuke Morita aponta o elemento 113 na tabela, descoberto por sua equipe.

comemorada pelos cientistas da instituição japonesa. Trata-se da primeira vez em que um elemento foi reconhecido como criação de um laboratório na Ásia. Eles iniciaram a busca pelo ununtrium em setembro de 2003, quando o grupo de pesquisadores liderado por Kosuke Morita começou a usar o acelerador de partículas do Riken para bombardear uma fina camada de bismuto (elemento 83) com átomos de zinco (elemento 30), a uma velocidade equivalente a 10% da velocidade da luz, na esperança de que eventualmente se fundissem. Os pesquisadores japoneses relataram seu primeiro sucesso nos experimentos

em julho de 2004. Nesta época, a colaboração russo-americana anunciou a identificação do mesmo elemento como resultado do primeiro decaimento radioativo no processo de criação do ununpentium (115). Mas, para a IUPAC e a IUPAP, a pesquisa nipônica foi pioneira. [...] BAIMA, C. Tabela periódica ganha quatro novos elementos, todos superpesados. O Globo, Rio de Janeiro, 4 jan. 2016. Disponível em: <http://oglobo.globo. com/sociedade/ciencia/tabela-periodica-ganha-quatro-novos-elementos-todossuperpesados-18404524#ixzz3wnkZk5QP>. Acesso em: 9 jan. 2016.

Em junho de 2016, após a publicação do artigo acima, os nomes e os símbolos que os grupos de pesquisa envolvidos na descoberta desses elementos, obedecendo às regras de nomenclatura, submeteram à divisão de Química Inorgânica da IUPAC foram revisados, e sua aceitação, recomendada. São eles nihonium (Nh, número atômico 113, que havia recebido o nome provisório unúntrio), moscouvium (Mc, número atômico 115, que havia recebido o nome provisório ununpêntio), tennessine (Ts, número atômico 117, que havia recebido o nome provisório ununsêptio) e oganesson (Og, número atômico 118, que havia recebido o nome provisório ununóctio). Após um período de aproximadamente cinco meses de consulta pública, esses nomes e símbolos passam a ser considerados definitivos.

Atividades

Escreva no caderno

1. Segundo o texto, a criação do nihonium foi atribuída ao Instituto Riken pela IUPAC e pela IUPAP. Pesquise o que são essas organizações. 2. A descoberta do nihonium foi oficializada apenas em 2015. No entanto, sua descoberta aconteceu em 2004. Por que a divulgação, por meio dos órgãos oficiais, se deu tantos anos depois? Pesquise o tema e apresente suas conclusões à classe.

3. Procure saber se o Brasil possui um acelerador de partículas. Em caso afirmativo, em sua opinião, por que seria interessante para o país ter essa tecno­l ogia? 4. Escolha na tabela periódica um elemento químico e pesquise se e como a aplicação deste elemento se modificou desde sua descoberta até os dias atuais.

A tabela periódica dos elementos

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Exercícios complementares 1. (UFU-MG) No início do século XIX, com a descoberta e o isolamento de diversos elementos químicos, tornou-se necessário classificá-los racionalmente para a realização de estudos sistemáticos. Muitas contribuições foram somadas até se chegar à atual classificação periódica dos elementos químicos. Em relação à classificação periódica atual, responda: a) Como os elementos são listados, sequencialmente, na tabela periódica? b) Em quais grupos da tabela periódica podem ser encontrados: um halogênio, um metal alcalino, um metal alcalinoterroso, um calcogênio e um gás nobre?

Assinale a alternativa correta: a) Apenas as afirmações I e II são verdadeiras. b) Apenas as afirmações II e III são verdadeiras. c) Apenas as afirmações I e III são verdadeiras. d) Todas as afirmações são verdadeiras. 3. (Uespi-PI) Os cloratos são agentes oxidantes úteis. O clorato de potássio, KCO 3, por exemplo, é usado como fonte de oxigênio em fogos de artifício e em fósforos. Os elementos que o constituem, na ordem indicada na fórmula, pertencem às famílias dos: a) Alcalinoterrosos, halogênios e calcogênios. b) Alcalinoterrosos, calcogênios e halogênios. c) Calcogênios, halogênios e alcalinoterrosos.

2. (UEG-GO) A tabela periódica, segundo Mendeleev Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907) nasceu na Sibéria, sendo o mais novo de dezessete irmãos. Mendeleev foi educado em St. Petersburg e, posteriormente, na França e na Alemanha. Conseguiu o cargo de professor de química na Universidade de St. Petersburg. Escreveu um livro de química orgânica em 1861. “Mendeleev, o pai da tabela periódica. Através dos seus estudos, foi possível desenvolver o modelo atual da tabela.” MERCK. História da tabela periódica.

Várias propriedades físicas e químicas dos elementos podem ser constatadas e até mesmo previstas, com base nas regularidades observadas na tabela periódica. Sobre este assunto, julgue as seguintes afirmações. I. A primeira versão da Lei Periódica, creditada ao químico russo Dimitri Ivanovich Mendeleev, pode ser assim enunciada: “Algumas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente em função de suas massas atômicas”. II. Moseley, através do estudo dos espectros de emissão de vários elementos, comprovou que certas propriedades dos elementos variam periodicamente em função dos números atômicos crescentes e não dos números de massa. III. De acordo com os experimentos de Moseley, embora o telúrio apresente um menor número atômico, ele deve ser colocado na tabela depois do iodo por apresentar uma maior massa atômica.

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Escreva no caderno

d) Alcalinos, halogênios e calcogênios. e) Alcalinos, gases nobres e calcogênios. 4. (Unemat-MT) Os elementos químicos são distribuídos na tabela periódica dentro dos grupos (ou famílias) e das séries (ou períodos), em função das características que apresentam individualmente. Desta forma, assinale a alternativa correta. a) Os átomos dos elementos químicos pertencentes a um mesmo grupo da tabela periódica possuem o mesmo número de elétrons de valência, o que caracteriza as suas mesmas propriedades químicas. b) Os átomos dos elementos químicos pertencentes a um mesmo grupo da tabela periódica possuem a mesma densidade, o que caracteriza as suas mesmas propriedades químicas. c) Os átomos dos elementos químicos pertencentes a um mesmo grupo da tabela periódica possuem o mesmo número de camadas eletrônicas, o que caracteriza as suas mesmas propriedades químicas. d) Os átomos dos elementos químicos pertencentes a um mesmo grupo da tabela periódica possuem a mesma eletronegatividade, o que caracteriza as suas mesmas propriedades químicas. e) Os átomos dos elementos químicos pertencentes a um mesmo grupo da tabela periódica possuem o mesmo raio atômico, o que caracteriza as suas mesmas propriedades químicas. 5. (UFT-TO) Analise as proposições a seguir, com relação às propriedades periódicas dos elementos químicos:

Capítulo 6

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I. A eletronegatividade é a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação, e relaciona-se com o raio atômico de forma diretamente proporcional, pois a distância núcleo-elétrons da ligação é menor. II. A eletroafinidade é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, captura um elétron; portanto, quanto menor o raio atômico, menor a afinidade eletrônica.

Raio atômico (em picômetros)

Raio iônico (em picômetros)

Na

190

Na+

90

Mg

160

60

Mg

2+

I II. Energia (ou potencial) de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo gasoso e isolado, em seu estado fundamental.

De acordo com os dados apresentados, a porcentagem aproximada de diminuição do diâmetro do íon Mg 2+ bem como a explicação para o fato são, respectivamente:

IV. O tamanho do átomo, de modo geral, varia em função do número de níveis eletrônicos (camadas) e do número de prótons (carga nuclear).

a) 35% em relação ao diâmetro do íon Na1, pois há um próton a mais em seu núcleo, aumentando a atração núcleo-eletrosfera.

É correto o que se afirma em: a) Apenas I, III e IV.

d) Apenas II e IV.

b) Apenas III e IV.

e) I, II, III e IV.

c) Apenas I e II. 6. (UFTM) O Brasil é o maior produtor de nióbio do mundo, com produção aproximada de 80 mil toneladas em 2010, o que corresponde a 96% do total mundial. Minas Gerais é o principal estado brasileiro produtor de nióbio. O consumo de nióbio deve aumentar no futuro, especialmente devido à sua aplicabilidade em práticas industriais sustentáveis. O ferronióbio pode, por exemplo, ser usado na produção de carros mais leves, que consomem menos combustível. (www.ibram.org.br. Adaptado.) Quanto às propriedades do nióbio, podemos afirmar que a sua primeira energia de ionização e o seu raio atômico, quando comparados aos do ferro, são, respectivamente:

b) 65% em relação ao diâmetro do íon Na1, pois o íon Mg 2+ tem carga efetiva e raio iônico maiores. c) 65% em relação ao diâmetro do átomo de Mg, pois nem todo cátion tem o raio iônico maior do que o raio atômico do átomo do qual é derivado. d) 35% em relação ao diâmetro do átomo de Na, pois o íon Mg 2+ tem maior carga efetiva e menor raio iônico. e) 65% em relação ao diâmetro do íon Na1, pois este tem maior carga efetiva e menor raio iônico. 8. (UFRGS-RS) Considerando a posição dos elementos na tabela periódica e as tendências apresentadas por suas propriedades periódicas, pode-se afirmar que: a) Um átomo de halogênio do 4o período apresenta menor energia de ionização do que um átomo de calcogênio do mesmo período.

c) Maior e menor, e o nióbio localiza-se no quinto período da classificação periódica.

b) Um metal alcalinoterroso do 3o período apresenta menor raio atômico do que um metal do 5o período do mesmo grupo. c) Um átomo de gás nobre do 2o período tem maior raio atômico do que um átomo de gás nobre do 6o período. d) Um átomo de ametal do grupo 14 é mais eletronegativo do que um átomo de ametal do grupo 16, no mesmo período. e) Um átomo de metal do grupo 15 é mais eletropositivo do que um átomo de metal do grupo 1, no mesmo período.

d) Menor e maior, e o nióbio localiza-se no quinto período da classificação periódica.

Nota do autor: O termo “ametal” atualmente foi substituído por “não metal”.

a) Maior e maior, e o nióbio localiza-se no quarto período da classificação periódica. b) Maior e maior, e o nióbio localiza-se no quinto período da classificação periódica.

e) Menor e menor, e o nióbio localiza-se no quarto período da classificação periódica. 7. (UFG-GO) A tabela a seguir apresenta os valores de raio atômico e raio iônico para alguns átomos e íons.

9. Quais são as formas de agrupamento dos elementos químicos presentes na tabela periódica atual? A tabela periódica dos elementos

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CAPÍTULO 7

Ligações químicas

Pesquisa cria biofábricas de proteínas e reproduz teia de aranha [...] Houve um tempo em que a humanidade precisava extrair matéria-prima direto da natureza para sobreviver. Ao longo dos anos, e com o desenvolvimento das tecnologias, o homem passou a produzir tudo o que precisa para sua existência. Porém, ainda existem materiais que somente os seres recolhidos nos biomas são capazes de fabricar. Mas isso já está mudando. A teia da aranha, por exemplo, é flexível e resistente, duas características cobiçadas pelas indústrias. Assim como os plásticos, as fibras das aranhas servem para inúmeros artigos, desde materiais médicos, como fio para microssutura, até para a defesa nacional, na produção de coletes à prova de balas. Mas seriam necessários milhares destes animais para produção das fibras em escala industrial. Pesquisadores da Empresa Brasileira de Pesquisa Agropecuária (Embrapa), financiados pela Fundação de Apoio à Pesquisa do Distrito Federal (FAPDF), desenvolveram uma forma de produzir fibras com as mesmas características das teias de aranha, mas sem precisar retirar o animal da fauna. Isso possibilita a reprodução do material pelas indústrias de forma sustentável e econômica. [...] PORTAL BRASIL. Pesquisa cria biofábricas de proteínas e reproduz teia de aranha. Brasília, DF, 30 jul. 2014. Disponível em: <http://www.brasil.gov.br/ ciencia-e-tecnologia/2014/04/pesquisa-cria-biofabricas-de-proteinas-ereproduz-teia-de-aranha>. Acesso em: 4 fev. 2016.

1. Busque uma explicação para a flexibilidade e a resistência da teia de aranha.

2. Como as aranhas conseguem subir na teia sem cair?

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papkin/Shutterstock.com

Os fios da teia são proteínas secretadas por glândulas chamadas sericígenas, localizadas no abdome da aranha. As características do fio e o desenho da teia dependem da espécie da aranha. Na imagem, a teia está coberta com gotas de orvalho.

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Archives Charmet/The Bridgeman Art Library/Keystone

Introdução ao conceito de ligação química Em capítulos anteriores, vimos como é importante para o conhecimento químico o uso de modelos, sem eles a Química se restringiria à mera descrição de fenômenos macroscópicos. Estudaremos agora alguns conceitos fundamentados nas estruturas eletrônicas dos átomos que nos auxiliarão na compreensão do comportamento das substâncias e de suas diferentes propriedades físicas e químicas. Um deles, o de ligação química, possibilita uma correlação entre os aspectos submicroscópicos e macroscópicos da matéria. No início do século XX, buscou-se relacionar a estrutura eletrônica dos átomos à ideia de ligação química, na tentativa de explicar por que dois ou mais átomos se ligam, formando uma substância simples ou composta. O químico alemão Richard Wilhelm Heinrich Abegg (1869-1910) foi pioneiro em reconhecer que os gases nobres, cujos átomos têm oito elétrons na camada mais externa, apresentam maior Professor, esta imagem é uma oportunidade para estimular uma discussão sobre a presença hegeestabilidade. Em 1916, o físico alemão Walther Ludwig Julius Kossel (1888-1956) mônica de homens na Ciência. chamou de elétrons de valência os elétrons da camada mais externa do átomo de Bohr e afirmou que os átomos perdem ou recebem elétrons nessa camada de valência, produzindo íons – cátions ou ânions, respectivamente – que se unem por ação de uma força de atração eletrostática. No mesmo ano, o físico-químico norte-americano Gilbert Newton Lewis (1875-1946) sugeriu que a ligação química resultava do compartilhamento de pares de elétrons. Posteriormente, Irving Langmuir (1881-1957), outro físico-químico norte-americano, organizou essas ideias e chamou de “regra do octeto” a tendência que os átomos têm de adquirir uma configuração com oito elétrons na última camada, de ligação iônica a união de íons por atração eletrostática Figura 1. Congressos são importantes acontecimentos para a (os compostos formados são denominados compostos iôtroca de saberes e tecnologias, o que é fundamental para o avanço da ciência. Na foto estão muitos cientistas que participaram do nicos) e de ligação covalente a união de átomos median5o Congresso de Física (Bruxelas, outubro de 1927), entre eles te compartilhamento de pares de elétrons (os compostos importantes nomes, como Albert Einstein, Max Planck, Irving formados são denominados de compostos moleculares). Langmuir, e a única mulher retratada é Marie Curie.

A regra do octeto Os átomos dos gases nobres apresentam configurações eletrônicas muito estáveis por causa de suas elevadas energias de ionização, baixas afinidades eletrônicas e quase falta de reatividade química. Todos eles (exceto o hélio) têm oito elétrons na camada de valência, conforme mostra a Tabela 1. Quando átomos, em uma reação, perdem ou ganham elétrons, formando íons, eles Tabela 1. Configuração eletrônica tendem a adquirir uma configuração com oito elétrons dos átomos dos gases nobres de valência. Essa observação resultou na generalização Níveis da regra do octeto: átomos de diferentes elementos Elementos químicos, ao formar ligações, tendem a doar, receber ou K L M N O P compartilhar elétrons até que estejam com oito elétrons Hélio (He) 2 na camada de valência (ou dois, se a primeira camada for Neônio (Ne) 2 8 a de valência), como um átomo de gás nobre no estado Argônio (Ar) 2 8 8 fundamental. É importante frisar que a regra do octeto serve apeCriptônio (Kr) 2 8 18 8 nas como uma base para a compreensão de alguns conXenônio (Xe) 2 8 18 18 8 ceitos relacionados à ligação química. Existem exceções Radônio (Rn) 2 8 18 32 18 8 a essa regra – por exemplo, compostos iônicos de metais

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Capítulo 7

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de transição, moléculas e íons poliatômicos contendo um número ímpar de elétrons e moléculas e íons poliatômicos em que pelo menos um átomo adquire estabilidade com menos de um octeto de elétrons de valência ou mais de um octeto de elétrons de valência –, mas não as abordaremos aqui. Um entendimento mais aprofundado do conceito de ligação tornou-se possível com o desenvolvimento da Mecânica Quântica – parte da Física Moderna que estuda sistemas submicroscópicos (moléculas, átomos, elétrons, prótons e outras partículas subatômicas).

Íons poliatômicos: são íons formados por dois ou mais átomos.

Ligação iônica Duas propriedades periódicas que estudamos anteriormente nos ajudarão a compreender as ligações iônicas: a afinidade eletrônica e a energia de ionização. A ligação iônica é formada entre átomos de elementos que apresentam alta afinidade eletrônica e átomos de elementos que apresentam baixa energia de ionização. Em outras palavras, esse tipo de ligação ocorre entre átomos que possuem a tendência de receber elétrons e átomos que possuem a tendência de perder elétrons, ou seja, retomando a definição de Kossel, entre ânions (íons de carga negativa) e cátions (íons de carga positiva) por ação de uma força de atração eletrostática. Essa força é diretamente proporcional à magnitude da carga e inversamente proporcional à distância. Assim, quanto maior forem as cargas das espécies químicas envolvidas – nesse caso, as dos íons – e menor a distância entre elas, maior será a força. Compostos iônicos ou substâncias iônicas constituem-se basicamente a partir da interação entre cátions (geralmente metais, que estão do lado esquerdo da tabela periódica) e ânions (não metais, que estão do lado direito da tabela periódica, exceto os gases nobres). Os compostos iônicos apresentam elevadas temperaturas de fusão e tendem a ser sólidos em condições ambiente. São bons condutores de corrente elétrica quando fundidos ou dissolvidos em água, em razão da liberdade de movimentação dos íons, e solubilizam-se bem em água. Apresentam dureza relativamente alta, consequência também da força de atração eletrostática, porém são quebradiços. A ligação iônica é estabelecida, por exemplo, quando o gás cloro reage com o metal sódio. Observe as tabelas a seguir. É possível verificar que, com base na regra do octeto, o sódio deve perder um elétron, e o cloro, receber um elétron, para que assim ambos fiquem com oito elétrons na camada mais externa.

Em alguns livros é utilizado o termo “ametal” para se referir aos não metais. No entanto, não é recomendado pela IUPAC o uso desse termo.

Tabela 2. Configuração eletrônica do átomo de sódio (Na) Camada

Quantidade de elétrons

K

2

L

8

M

1

Tabela 3. Configuração eletrônica do átomo de cloro (C) Camada

Quantidade de elétrons

K

2

L

8

M

7 Ligações químicas

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Nessa reação, há, portanto, uma transferência de elétron do átomo de sódio para o de cloro. O produto formado, o cloreto de sódio (NaC), composto iônico predominante no sal de cozinha que utilizamos, resulta da atração eletrostática entre o cátion Na1 e o ânion C2. Esse processo pode ser representado da se-

Paulo Cesar Pereira

guinte forma (Figura 2).

Na

Na

C

C

Figura 2. Representação esquemática da transferência de um elétron do átomo de sódio para o de cloro. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Uma maneira simples de representar os elétrons de valência – ou seja, aqueles que, na maioria dos átomos, ocupam a camada mais externa e estão envolvidos em ligações químicas – foi proposta pelo químico Gilbert Lewis e ficou conhecida como estrutura ou símbolo de Lewis. O símbolo de Lewis consiste no símbolo do elemento químico com pontos ilustrando cada elétron de valência. Esses pontos devem ser posicionados nos quatro lados do símbolo do elemento, que são equivalentes, e cada lado pode ter até dois pontos-elétrons. Na representação a seguir, do lado esquerdo, temos os símbolos de Lewis para o átomo de sódio e o de cloro e, do lado direito, temos a fórmula iônica do NaC. Note que um elétron foi transferido do sódio para o cloro. Na

 C



Na

C



Essa fórmula do cloreto de sódio é também chamada de fórmula eletrônica de Lewis. É importante frisar que os elétrons de valência não são efetivamente bolinhas pretas ou laranjas e que eles estão superdimensionados. Além disso, essas partículas são todas iguais, independentemente do tipo de átomo ao qual estão associadas. A menor proporção em números inteiros entre cátions e ânions nos dá as fórmulas unitárias dos compostos iônicos. Por serem eletricamente neutros, a carga total dos cátions deve neutralizar a carga total dos ânions. Dessa forma, essa proporção entre os íons será determinada pelo somatório geral de cargas. No caso do NaC, como vimos, há um Na1 (carga 11) para cada C2 (carga 12), assim cada cátion de sódio liga-se a um ânion de cloro. Para compor a fórmula unitária, escrevemos primeiramente o símbolo do cátion seguido do símbolo do ânion. A proporção entre os íons é representada por meio de índices subscritos e à direita dos símbolos. As cargas individuais dos íons não devem aparecer na fórmula, pois, como dissemos, a carga elétrica total de uma substância iônica é igual a zero. Vejamos dois exemplos. fórmula unitária

Ca121 F22 ä

CaF2

fluoreto de cálcio

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fórmula unitária

A231 O322 ä

A2O3

óxido de alumínio

Capítulo 7

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Retículo cristalino

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Os compostos iônicos são formados por uma quantidade muito grande de cátions e ânions que se organizam em estruturas reticulares (estruturas em rede) por causa da atração eletrostática. Essas estruturas apresentam uma forma geométrica bem definida, específica de cada composto iônico. O NaC, por exemplo, tem um arranjo reticular cúbico, em que cada íon de sódio é circundado por seis íons de cloro e cada íon de cloro é circundado por seis de sódio, formando o que chamamos de retículo cristalino iônico (Figura 3). Esse tipo de substância é muito resistente ao calor e apresenta elevadas temperaturas de fusão.

Exercícios propostos

Legenda: Na1 C2 Figura 3. Representação do retículo cristalino iônico do cloreto de sódio (NaC). (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.) Escreva no caderno

1. Um estudante de Química fez as seguintes observações sobre dois elementos químicos: • O elemento químico A está localizado no terceiro período e no grupo dos metais alcalinos da tabela periódica; o elemento químico B está localizado no terceiro período e no grupo dos halogênios. Ambos podem ser encontrados na forma de íons dissolvidos em águas marinhas. • O elemento A, quando na forma de substância simples, encontra-se no estado sólido; o elemento B, quando na forma de substância simples, encontra-se no estado gasoso e sua fórmula é biatômica (dois átomos). Com base nessas informações, na tabela periódica e em seus conhecimentos:

3. Considera-se que as ligações iônicas são o resultado da transferência de elétrons entre átomos de duas substâncias, formando um retículo composto de espécies eletricamente carregadas (íons): os retículos iônicos.

a) Identifique os elementos químicos A e B e represente seus símbolos. b) Represente a configuração eletrônica dos dois elementos químicos. c) Determine o tipo de ligação química formada entre os elementos químicos A e B. Justifique sua resposta.

d) no estado sólido, são bons condutores de eletricidade.

2. (Vunesp-SP) Têm-se dois elementos químicos, A e B, com números atômicos iguais a 20 e 35, respectivamente. a) Escrever as configurações eletrônicas dos dois elementos. Com base nas configurações, dizer a que grupo da tabela periódica pertence cada um dos elementos em questão. b) Qual será a fórmula do composto formado entre os elementos A e B? Que tipo de ligação existirá entre A e B no composto formado? Justificar.

A respeito dos retículos iônicos, é correto julgar que: a) são formados unicamente de íons de carga positiva. b) são eletricamente instáveis, sofrendo repulsão constantemente. c) possuem íons organizados e forma geométrica bem definida.

e) as forças iônicas são fracas, pois os retículos iônicos apresentam baixa temperatura de fusão. 4. Em relação aos compostos iônicos, é correto afirmar que: a) são constituídos de, no mínimo, dois elementos químicos. b) quando no estado sólido, não apresentam organização dos íons. c) em condições ambiente, apresentam-se no estado sólido ou gasoso. d) são sintetizados unicamente em laboratórios. e) são formados de átomos ou íons. Ligações químicas

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Ligação covalente Muitas das substâncias com as quais lidamos no dia a dia apresentam características bem diversas das substâncias iônicas. Suas temperaturas de fusão e ebulição são baixas; elas podem ser sólidas, líquidas ou gasosas em condições ambiente e muitas delas, quando estão na forma sólida, são flexíveis. Nessas substâncias, as ligações químicas ocorrem entre átomos, e não entre íons. Como sugerido por Gilbert Lewis, a configuração eletrônica de gás nobre adquirida por átomos envolvidos nesse tipo de ligação, denominado ligação covalente, resulta do compartilhamento de pares de elétrons de valência. As ligações covalentes ocorrem preferencialmente entre elementos não metálicos com elevados potenciais de ionização e altas afinidades eletrônicas. Quando dois ou mais átomos (do mesmo elemento químico ou de elementos químicos diferentes) ligam-se por meio de compartilhamento de elétrons, eles constituem estruturas de massa molar definida denominadas moléculas. As substâncias formadas por moléculas são chamadas de substâncias moleculares. Essas moléculas podem ser representadas por três tipos de fórmula: molecular, estrutural e eletrônica (ou de Lewis). A fórmula molecular inclui os símbolos dos elementos químicos e índices numéricos que indicam as proporções relativas de cada átomo. Considere como exemplo a substância água, cuja fórmula molecular é H2O. Dizemos que, na molécula de água, dois átomos de hidrogênio estão unidos a um de oxigênio. Já a fórmula estrutural, além de indicar a quantidade de átomos que compõem a molécula por meio dos símbolos dos elementos, exibe a posição relativa deles. Vejamos novamente o exemplo da água. H

O

H

Paulo Cesar Pereira

Os traços entre os símbolos significam que pares de elétrons estão sendo compartilhados. Na fórmula eletrônica ou fórmula de Lewis, são ilustrados por meio de pontos os elétrons presentes na camada de valência dos átomos, ou seja, utilizam-se os símbolos de Lewis. Na fórmula da água a seguir, vemos os pares de elétrons compartilhados (os dois pontos entre os átomos de hidrogênio e oxigênio) e os não compartilhados (os dois pares de pontos sobre o átomo de oxigênio). H

O

H

Pode-se também utilizar o traço para os elétrons compartilhados e os pontos para os não compartilhados, quando houver. H Legenda: Si

O

Figura 4. Estrutura cristalina do quartzo, um sólido reticular. Observe que os átomos de silício e oxigênio unidos por ligação covalente formam um arranjo regular e repetitivo, uma característica das redes cristalinas. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

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O

H

As substâncias moleculares, como as iônicas, também podem formar redes ou retículos cristalinos. Normalmente, esses compostos são sólidos e quebradiços. Como exemplo típico de sólidos reticulares, temos o grafite, o diamante e o quartzo. O quartzo tem como fórmula geral o dióxido de silício ou sílica (SiO2), principal componente da areia, cuja estrutura molecular é formada por uma rede de átomos de oxigênio e silício unidos por ligações covalentes, como mostra a Figura 4.

Capítulo 7

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Você sabia?

[...] Como ocorre com grande parte dos materiais ditos antigos, o início de sua fabricação [do vidro] é, geralmente, incerto. Plínio, o grande naturalista romano, nascido no ano 23 de nossa era, em sua enciclopédia Naturalis historia atribui aos fenícios a obtenção dos vidros. Segundo o relato, ao desembarcarem nas costas da Síria há cerca de 7000 a.C., os fenícios improvisaram fogões usando blocos de salitre sobre a areia. Observaram que, passado algum tempo de fogo vivo, escorria uma substância líquida e brilhante que se solidificava rapidamente. Admite-se que os fenícios dedicaram muito tempo à reprodução daquele fenômeno, chegando à obtenção de materiais utilizáveis. Shelby, em seu livro Introduction to glass science and technology (Introdução à ciência e tecnologia do vidro), oferece-nos um cenário sugerindo que a combinação de sal marinho (NaC) e talvez ossos (CaO), presentes nos pedaços de madeira utilizados para fazer fogo sobre a areia (SiO2), na beira da água salgada do mar (o Mediterrâneo?), reduziria suficientemente o seu ponto de fusão, de tal modo que vidro bruto, de baixa qualidade, poderia ser formado. [...] ALVES, O. L.; GIMENEZ, I. F.; MAZALI, I. O. Vidros. Química Nova na Escola: cadernos temáticos, São Paulo, maio 2001. Edição especial. Disponível em: <http://qnesc.sbq.org.br/online/cadernos/02/vidros.pdf>. Acesso em: 15 abr. 2016.

Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

Do fogo e da areia se fez o vidro

Um dos tipos de vidro mais comum tem como fórmula geral o dióxido de silício ou sílica (SiO2), semelhante ao quartzo. Entretanto, o vidro é um sólido amorfo, ou seja, não reticular. Não há periodicidade no arranjo dos átomos de silício e oxigênio, que estão distribuídos de maneira um tanto aleatória. Compare esta ilustração com a da Figura 4. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Tipos de ligação A ligação covalente forma-se quando dois átomos aproximam-se um do outro de modo que os dois núcleos carregados positivamente se repelem, os elétrons de um átomo repelem os do outro átomo e o núcleo de um atrai os elétrons do outro. Há nessa aproximação, portanto, uma atuação simultânea de forças de atração e de repulsão. Como a molécula é estável, um equilíbrio deve se estabelecer entre essas forças, favorecendo a união dos átomos. Quando dois átomos encontram-se a uma distância mínima possível (em que as forças de atração compensam as de repulsão) e estes compartilham um par de elétrons, forma-se uma ligação simples. Quando dois pares de elétrons são compartilhados, forma-se uma ligação dupla. Quando três pares são compartilhados, temos uma ligação tripla. Na molécula F2, ocorre uma ligação covalente simples entre os átomos de flúor. Para adquirir configuração eletrônica de gás nobre, os dois átomos de flúor devem estabelecer uma ligação entre si por meio do compartilhamento de um elétron de cada átomo. Desse modo, cada um dos átomos fica com oito elétrons na camada de valência. A formação dessa ligação simples pode ser representada conforme a fórmula eletrônica de Lewis. F



F

átomos de flúor

F F molécula de flúor (fórmula eletrônica)

ou

F F molécula de flúor (fórmula estrutural)





 

Figura 5. Representação da formação de uma ligação covalente entre átomos de hidrogênio. As setas pretas representam forças de atração e as setas laranja, de repulsão. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

No caso de N2 e O2, por exemplo, que envolvem elementos dos grupos 15 e 16, respectivamente, para que o octeto seja atingido, são necessárias ligações triplas e duplas. Vejamos. N



N

N N

ou

N N

O



O

O O

ou

O O

Em alguns casos, o par de elétrons compartilhado entre os átomos é proveniente de apenas um dos átomos que participa da ligação. Esse tipo de ligação, durante muito tempo, foi chamado de ligação coordenada ou dativa. É importante frisar que essa ligação não difere efetivamente da ligação covalente que estamos estudando, trata-se, também, de compartilhamento de elétrons. Ligações químicas

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H N

H

H  H

H

H

N

H

H

Ela ocorre quando um dos átomos adquire uma configuração de gás nobre e o outro não. O primeiro então compartilha um de seus pares de elétrons com o segundo, para que este também atinja o octeto. Essa ligação era representada por uma seta (é), indicando, de maneira equivocada, que um átomo doava um par de elétrons para outro. Atualmente, ela é representada por um único traço (–), como o da ligação simples. Essa ligação também pode se formar entre um átomo e um íon. Como exemplo, podemos citar a produção do íon amônio a partir da reação entre a amônia e o íon H (que chamamos de próton, pois resulta da perda de um elétron por um átomo de hidrogênio; veja representação da reação ao lado). O nitrogênio da amônia apresenta cinco elétrons na camada de valência, três dos quais são empregados em compartilhamento com três átomos de hidrogênio. Dessa forma, seu octeto se completa, e os átomos de hidrogênio adquirem a configuração eletrônica do gás nobre hélio. O par de elétrons não compartilhado do nitrogênio, destacado em verde na representação, passa então, após reação, a ser compartilhado com o íon H, e uma ligação covalente se estabelece.

Alotropia Alguns elementos químicos têm a propriedade de constituir duas ou mais substâncias simples. Chamamos essa propriedade de alotropia e as diferentes substâncias formadas de variedades alotrópicas (ou alótropos). As variedades alotrópicas podem diferir quanto à organização cristalina, às propriedades físicas e químicas e à quantidade de átomos (atomicidade). Na Tabela 4, temos alguns exemplos de elementos químicos que formam alótropos. Tabela 4. Principais variedades alotrópicas de alguns elementos Elemento químico

Variedades alotrópicas mais comuns

Carbono

Cn – diamante

Cn – grafita

Fósforo

P4 – branco

(P4)n – vermelho

Enxofre

S8 – rômbico

S8 – monoclínico

a

Atomicidade C60 – buckminsterfulereno Cn – nanotubo de carbono Cn – grafeno Pn – negro

Atomicidade Estrutura

b

150

SPL/Latinstock

c

Figura 6. Modelo representativo da grafita (a), do diamante (b) e do buckminsterfulereno (c). Cristais de enxofre rômbico (d) e cristais de enxofre monoclínico (e).

Estrutura

d

Dirk Wiersma/SPL/Latinstock

O2 – gás oxigênio

e

Andrew Lambert Photography/ SPL/Latinstock

O3 – gás ozônio

Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

Oxigênio

Diferença

Capítulo 7

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Quais são as principais características da ligação covalente? Dê exemplos de compostos em que há esse tipo de ligação. 2. De acordo com a regra do octeto, os átomos devem compartilhar elétrons para atingir um total de oito elétrons na camada de valência. Desse modo, adquirem configuração de gás nobre. O hidrogênio na molécula H2 é uma exceção, pois adquire a configuração do gás nobre hélio, que tem apenas dois elétrons na camada de valência. Com base nas informações do texto, é correto afirmar que: a) os átomos que possuem oito elétrons na camada de valência são instáveis quimicamente. b) as ligações iônicas ocorrem entre átomos que não têm a necessidade de se unir a outros átomos para adquirir estabilidade, como metais e não metais. c) as ligações covalentes ocorrem por meio do compartilhamento de pares de elétrons. d) as ligações covalentes resultam somente em substâncias sólidas com alta temperatura de fusão. e) todos os gases nobres se estabilizam com oito elétrons na última camada. 3. A seguir, estão representadas, segundo a regra do octeto, as ligações covalentes da molécula de nitrogênio.

N N Considerando as informações e seus conhecimentos sobre ligações químicas, é correto afirmar que: a) o nitrogênio apresenta três elétrons na camada de valência. b) o nitrogênio representado é um íon N41. c) a molécula N2 possui ao todo seis elétrons. d) o nitrogênio na molécula N2 estabelece três ligações covalentes. e) o nitrogênio na molécula N2 desobedece à regra do octeto.

4. Um dos gases responsáveis pelo efeito estufa é o dióxido de carbono ou gás carbônico. Formado pela união de dois átomos de oxigênio e um átomo de carbono, o gás carbônico é uma substância molecular que também tem inúmeras aplicações nas indústrias, como a utilização em refrigerantes e extintores de incêndio. Com base nessas informações e em seus conhecimentos, responda ao que se pede. a) Consultando a tabela periódica, determine o número de elétrons presentes na camada de valência do carbono e do oxigênio. b) Considerando o tipo de ligação química e a regra do octeto, indique as ligações presentes no dióxido de carbono. 5. Leia o texto a seguir. [...] O termo sílica refere-se aos compostos de dióxido de silício (SiO2) nas suas várias formas incluindo: sílicas cristalinas; sílicas vítreas e sílicas amorfas. O dióxido de silício é um composto binário natural formado pelos dois elementos químicos mais abundantes na crosta da Terra: oxigênio e silício. Aproximadamente 60% da constituição do planeta é formado de sílica e seus compostos (Terra Filho & Santos, 2006). Os depósitos de sílica estão presentes no mundo todo e podem ter origem em várias eras geológicas. [...] RIBEIRO, F. S. N. (Coord.). O mapa da exposição à sílica no Brasil. Rio de Janeiro: UERJ: Ministério da Saúde, 2010. Disponível em: <http:// bvsms.saude.gov.br/bvs/publicacoes/mapa_exposicao_silica_brasil.pdf>. Acesso em: 7 mar. 2016.

Pesquise e responda às questões. a) Cite alguns dos usos mais frequentes da sílica. b) Qual doença pode ser provocada pela inalação de partículas finas da sílica? c) Quais trabalhadores estão mais suscetíveis a essa doença? d) Qual o principal sistema fisiológico atingido por essa doença?

Polaridade da ligação Quando uma ligação covalente é estabelecida entre dois átomos cujas eletronegatividades são iguais, ela é denominada ligação covalente não polar (apolar). Nesse caso, os elétrons distribuem-se igualmente entre os dois átomos. Um exemplo é a ligação formada entre os átomos de hidrogênio na formação da molécula H2. A ligação covalente é polar quando ela estabelece-se entre átomos de elementos químicos diferentes, que apresentam valores diferentes de eletronegatividade. Nesse caso, o par de elétrons compartilhado encontra-se mais próximo do átomo de maior eletronegatividade. Ligações químicas

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Considere a ligação entre os átomos de hidrogênio e de oxigênio para a formação da molécula de água (H2O). Os átomos que compõem a molécula são provenientes de elementos químicos diferentes, o que implica diferentes valores de eletronegatividade. Na tabela periódica resumida abaixo, há os valores de eletronegatividade de alguns elementos químicos. Paulo Cesar Pereira

Eletronegatividade 1,5 1,5 - 1,9 2,0 - 2,9 3,0 - 4,0

Ilustração produzida com base em: BROWN, T. L. Chemistry the Central Science. 13th ed. New Jersey: Pearson. 2015. p. 310.

Figura 7. Tabela periódica resumida com os valores de eletronegatividade de alguns elementos químicos. Os elementos mais eletronegativos estão em vermelho e os com baixa eletronegatividade, em amarelo. É importante salientar que a eletronegatividade não tem unidade de medida.

Como a eletronegatividade do oxigênio é maior que a do hidrogênio, os pares de elétrons compartilhados entre os átomos de hidrogênio e o de oxigênio estão mais próximos do átomo de oxigênio. Isso pode ser representado pelo símbolo  (letra grega minúscula delta) com carga negativa sobre o átomo mais eletronegativo (oxigênio) e pelo símbolo  com carga positiva sobre o átomo menos eletronegativo (hidrogênio). Em outras palavras, os símbolos ß2 e ß1 simbolizam que o oxigênio tem uma carga parcial negativa e os hidrogênios, uma carga parcial positiva, respectivamente. É importante ter em mente que carga parcial não é o mesmo que carga de um íon. O oxigênio não recebe os elétrons do hidrogênio, como seria de esperar se ele formasse ligação iônica com o hidrogênio, nem este doa elétrons ao oxigênio. O aspecto parcial indica uma tendência de deslocamento de elétrons na molécula. ß

+

H

ß−

O

+

Até aqui tratamos ligações iônicas e covalentes separadamente, entretanto elas não estão apartadas de maneira absoluta. Uma ligação pode ser classificada, de acordo com seu caráter, em mais ou menos iônica, bem como em mais ou menos covalente. Ou seja, há uma série contínua de tipos de ligação entre os dois extremos. Uma maneira de determinar esse caráter é mediante o cálculo da diferença entre as eletronegatividades dos átomos envolvidos na ligação. Quanto menor for essa diferença, mais covalente apolar será a ligação. À medida que ela vai aumentando, a ligação vai adquirindo caráter mais polar. Um aumento adicional dessa diferença de eletronegatividade resulta em uma ligação com caráter mais iônico, até que efetivamente se chega a um composto formado por íons. Veja o esquema a seguir, em que X, W e Y são átomos quaisquer e a eletronegatividade de Y é maior que a de W, que é maior que a de X. Caráter iônico X

:

X

ligação covalente apolar

152

ß X

:

ß W

ligação covalente polar

X

Y

ligação iônica

Capítulo 7

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Polaridade das moléculas Toda ligação química covalente estabelecida entre dois átomos cujas eletronegatividades apresentam certa diferença é polar. Entretanto, não podemos afirmar que uma molécula com esse tipo de ligação é polar. A polaridade da molécula não depende apenas dessa diferença entre as eletronegatividades dos átomos ligantes, mas também da geometria dessa molécula, isto é, de como seus átomos estão dispostos no espaço. Duas cargas elétricas parciais de igual magnitude e sinais opostos a certa distância uma da outra produzem um dipolo, cuja medida quantitativa é denominada momento dipolar (). O produto do módulo da carga parcial (||) pela distância (d) entre os núcleos dos átomos ligados resulta no momento dipolar:  5 || ? d, que pode ser representado por uma seta (ou vetor), indicando, por convenção, o sentido do deslocamento dos elétrons na ligação, do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo. O vetor momento dipolar () deve apresentar módulo – ou seja, um valor associado a uma grandeza –, direção – ou seja, uma linha imaginária ao longo da qual os elétrons se deslocam – e sentido – ou seja, a orientação do deslocamento de elétrons. Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos participantes da ligação, maior será o momento dipolar  (e, consequentemente, maior será a magnitude do vetor). Para determinar a polaridade da molécula, faz-se um somatório dos vetores associados a cada ligação polar e obtém-se um vetor resultante (R), que depende da geometria da molécula. Se o resultante for nulo, a molécula será apolar, mesmo se possuir diversas ligações polares. Se R for diferente de zero, a molécula será polar. Vamos observar a molécula de água (H2O). Em virtude da diferença entre a eletronegatividade do átomo de hidrogênio e a do átomo de oxigênio, a ligação entre eles é polar. Analisando a molécula de água, temos que ela é uma substância que apresenta geometria molecular do tipo angular. Dessa forma temos: 1

δ

+

H

δ− δ−

R

2

O

+

2

1

1 1 2 5 R  Æ  R  0 Na molécula de CO2, o somatório vetorial é igual a zero, porque os dois vetores têm a mesma intensidade, apontam em uma mesma direção, mas em sentidos contrários. Logo, a molécula de CO2 é apolar. 2

1 2

δ

4

δ

2

δ

O lC lO

1 1 2 5 R  Æ  R 5 0 Saber se uma molécula é polar ou apolar é interessante porque muitas propriedades das substâncias, como solubilidade, temperaturas de fusão e de ebulição, condutividade etc., são determinadas por essa característica.

Modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência Em 1939, o físico-químico japonês Ryutaro Tsuchida (1903-1962) e, de maneira independente, em 1940, os químicos ingleses Nevil Vincent Sidgwick (1873-1952) e Herbert Marcus Powell (1906-1991) sugeriram que havia uma relação entre a geometria molecular e os elétrons de valência (tanto os compartilhados em ligações como os não compartilhados). Em 1957, o químico inglês Ronald James Gillespie (1924-) e o químico australiano Ronald Sydney Nyholm (1917-1971) aprimoraram essa proposta, que ficou conhecida como modelo da Ligações químicas

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repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (RPECV; nas universidades do Brasil é comum o uso da sigla VSEPR, que remete ao nome do modelo em inglês valence-shell electron-pair repulsion). Como vimos anteriormente, uma ligação covalente simples forma-se mediante compartilhamento de pares de elétrons entre dois átomos. Isso significa que há uma região entre esses átomos onde um par de elétrons ligantes são encontrados com maior probabilidade. Alguns átomos em uma molécula podem ter também pares de elétrons não ligantes, ou seja, elétrons que não participam de ligação. Chamamos os pares ligantes e não ligantes de domínios de elétrons. Assim, como no exemplo dos balões, esses elétrons guardam entre si a maior distância possível e assim garantem a menor repulsão e o máximo de estabilidade. Em resumo, o modelo RPECV estabelece que, para deduzir a geometria da molécula, devemos conhecer a quantidade de átomos presente na molécula e identificar se há um átomo central, quantas ligações ele realiza e se possui (e quantos) pares de elétrons não ligantes. Uma estratégia é desenhar a estrutura de Lewis da molécula (íon ou agrupamento iônico), determinar os domínios de elétrons em torno do átomo central (se houver; as ligações duplas e triplas contam como um domínio), organizá-los de modo que a repulsão entre eles seja minimizada e, por fim, deduzir a geometria molecular. Na tabela a seguir, temos os principais exemplos de geometria molecular. Todas as moléculas que possuem domínios de elétrons iguais aos representados na tabela assumem o mesmo tipo de geometria.

Há um tipo de representação, denominada notação em cunha, na qual as ligações que estão no plano da folha de papel são representadas por traços (—). As cunhas cheias ( ) indicam que um átomo ou grupo de átomos está para fora do plano da folha de papel, ou seja, mais próxima do observador, enquanto as cunhas tracejadas ( ) indicam que um átomo ou grupo de átomos está para dentro do plano, ou seja, mais distante do observador.

Tabela 5. Principais exemplos de geometria molecular Disposição dos domínios

2

Domínios ligantes

Domínios não ligantes

2

0

Geometria da molécula B

A

B

Exemplos O lC lO

linear B

3

0

A

B

F B

B

trigonal plana ou triangular

3

2

1

A

B

F

Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

Domínios de elétrons

F

S O

B

O

angular B

4

0

A

B

H H

B

H

C

H

H

B

3

1

A

B

B

B

H

H

tetraédrica

4

C

H

N

H

H

H

piramidal ou pirâmide trigonal

2

2

A

B B

H

O H

angular (Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.)

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Capítulo 7

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. O que determina a polaridade de uma molécula? Identifique qual das substâncias a seguir é mais polar.

Com base nas informações do texto, nas fórmulas estruturais e em seus conhecimentos:

H 2 I   H 2 Br  H 2 C,  H 2 F

a) Identifique quais das substâncias citadas apresentam ligações covalentes polares e quais apresentam ligações covalentes apolares.

2. Apresente a fórmula estrutural de cada uma das moléculas, identifique sua geometria molecular e classifique-as em apolares ou polares. b) BF3

a) N2

c) CC,4

d) NH3

3. A polaridade das ligações químicas é determinada com base na diferença de eletronegatividade entre os átomos que participam da ligação. No dia a dia, utilizamos diversas substâncias ou misturas de substâncias formadas por ligações covalentes polares e apolares. Entre elas, podemos citar substâncias como água, oxigênio e misturas de substâncias como gás natural veicular (GNV) e gás liquefeito de petróleo (GLP). Observe abaixo as fórmulas estruturais do metano e do propano. metano

propano

H H

C

H

H

H principal componente do gás natural veicular

  

H

H

H

C

C

C

H

H

H

H

um dos componentes do gás liquefeito do petróleo

b) Determine o número de ligações covalentes polares presentes na estrutura da substância propano. 4. Moléculas que apresentam quatro domínios de elétrons podem assumir três formas geométricas distintas: tetraédrica, piramidal ou angular. São exemplos de moléculas tetraédrica, piramidal e angular, respectivamente, o metano (CH4), a amônia (NH3) e a água (H2O). Com base no modelo da repulsão dos elétrons da camada de valência e em seus conhecimentos sobre geometria e polaridade de moléculas: a) Represente a geometria das três moléculas citadas no texto. b) Justifique a geometria adotada em cada um dos casos do item anterior. c) Classifique as três substâncias no que diz respeito ao critério de polaridade molecular.

Interações intermoleculares O físico holandês Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) – estudando o comportamento dos gases – contribuiu para o esclarecimento do porquê de as moléculas permanecerem unidas em uma substância ao determinar as forças de atração eletrostática que se estabelecem entre moléculas eletricamente neutras. Há três tipos delas: • dipolo induzido-dipolo induzido; • dipolo permanente-dipolo permanente; • interações íon-dipolo permanente (que são casos especiais de dipolos permanentes); • ligações de hidrogênio (que são casos especiais de dipolos permanentes). As duas primeiras são frequentemente chamadas de forças intermoleculares, interações intermoleculares ou forças de van der Waals. As propriedades da matéria (temperaturas de fusão e ebulição, solubilidade etc.) estão intimamente relacionadas com o tipo de interação estabelecida entre as moléculas que constituem cada substância. É importante frisar que todas essas interações são eletrostáticas. Entretanto, elas são muito mais fracas que as ligações iônicas, pois ocorrem entre cargas positivas e negativas de moléculas eletricamente neutras, cujas magnitudes são menores que as das cargas dos íons. Além disso, as moléculas encontram-se a distâncias bem maiores que as entre íons em uma ligação iônica. (Lembre-se de que a força eletrostática é diretamente proporcional à magnitude da carga e inversamente proporcional à distância). Ligações químicas

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Interações dipolo induzido-dipolo induzido ß

ß

ß

Ilustrações: Paulo Cesar Pereira

ß

ß ß ß ß Figura 8. Interações dipolo induzido-dipolo induzido nas moléculas de bromo (Br2). As distorções nas eletrosferas decorrem da aproximação das moléculas. As setas indicam as forças eletrostáticas de atração. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

A princípio poderíamos pensar que entre moléculas apolares eletricamente neutras não deve haver interação eletrostática. Entretanto, quando se aproximam umas das outras, ocorre uma interação entre as eletrosferas dessas moléculas (os elétrons se repelem), produzindo momentaneamente regiões com diferentes cargas elétricas. O desenvolvimento dessas cargas elétricas parciais ocasiona a formação de momentos dipolos instantâneos, que explicam as forças de atração pouco intensas entre as moléculas. O mesmo pode ocorrer entre átomos de gases nobres. Essas interações momentâneas são denominadas dipolo induzido-dipolo induzido ou força de dispersão de London, em homenagem ao físico germano-estadunidense Fritz Wolfgang London (1900-1954), cientista que a estudou. Na Figura 8, vemos a formação de dipolos induzidos em moléculas de Br2. A intensidade de atração entre essas moléculas depende da “plasticidade” de suas eletrosferas, ou seja, da facilidade com que elas são distorcidas, resultando na produção de dipolos. Moléculas formadas por átomos grandes (com maior quantidade de elétrons) tendem a polarizar mais fortemente, por isso os dipolos resultantes são mais intensos, propiciando uma interação mais forte entre elas. É possível explicar o estado físico de substâncias formadas por moléculas apolares com base na intensidade desse tipo de interação. Por exemplo, as interações dipolo induzido-dipolo induzido presentes entre moléculas de iodo (I2 ) são intensas o suficiente para garantir que essa substância, em condições ambiente, esteja no estado sólido. À medida que subimos no grupo 17 da tabela periódica, o raio atômico diminui. As moléculas formadas por esses átomos apresentam dipolos induzidos menos intensos, resultando em interações mais fracas entre elas. Assim, Br2 é um líquido em condições ambiente, já C2 e F2 são gases.

Interações dipolo permanente-dipolo permanente Moléculas polares apresentam uma carga parcial positiva e uma negativa, ou seja, elas têm um momento dipolar permanente. A interação entre elas, mais forte que a entre moléculas apolares, resulta da atração eletrostática entre a parte parcialmente positiva de uma molécula e a parte parcialmente negativa de uma molécula vizinha. Chamamos esse tipo de interação de dipolo permanente-dipolo permanente, que, como a dipolo induzido-dipolo induzido, é efetiva apenas quando as moléculas estão muito próximas umas das outras. Considere, por exemplo, a substância HC. Por causa da diferença de eletronegatividade entre o átomo de hidrogênio e o de cloro, a molécula é polar e apresenta um momento dipolar permanente. Assim, a interação entre elas deve ser dipolo permanente-dipolo permanente (Figura 9). Uma observação interessante a se fazer é que moléculas polares podem induzir a formação de um dipolo em moléculas apolares. Em refrigerantes e água gaseificada, por exemplo, as intenções que podem ocorrer entre as moléculas de água e de dióxido de carborno são do tipo dipolo permanente-dipolo induzido. ß1 ß1 H

Figura 9. Interações dipolo permanente-dipolo permanente entre moléculas de HC. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

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ß1 H

C

ß1

ß1 H

C

ß1 ß1

ß1 ß1

ß1

ß1

H

H

H

C

C ß1 ß1 H

C

C

ß1

ß1

ß1

H

C

C

ß1 ß1

ß1 ß1

H

H

C

ß1 ß1

ß1 ß1

ß1 ß1

H

H

H

C

C

C

C

Capítulo 7

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Interações íon-dipolo permanente Uma interação íon-dipolo permanente ocorre entre íons e moléculas polares. Os ânions são atraídos pela extremidade positiva do dipolo, e os cátions, pela extremidade negativa. A intensidade dessa interação depende tanto da carga iônica quanto do momento dipolo. Veremos no próximo capítulo exemplos em que essas forças são importantes.

Ligações de hidrogênio As ligações de hidrogênio formam-se entre moléculas em que um átomo de hidrogênio está ligado covalentemente a um átomo pequeno e altamente eletronegativo (que pode ser flúor, oxigênio ou nitrogênio). Essa “ligação” (antigamente chamada de ponte de hidrogênio) é, na verdade, resultado da atração eletrostática entre o átomo de hidrogênio (carga parcial positiva) de uma molécula e o átomo eletronegativo (carga parcial negativa) de uma molécula vizinha. A ligação de hidrogênio, que pode ser considerada um caso especial de dipolo permanente-dipolo permanente, é uma interação bastante forte. Como o átomo de hidrogênio é bem pequeno, comparado com os demais, ele se aproxima com facilidade do átomo eletronegativo e interage intensamente com ele, particularmente com seus pares de elétrons não ligantes. A ligação de hidrogênio ocorre, por exemplo, entre moléculas de água (Figura 10a). Um comportamento curioso dessa substância – o fato de a densidade do gelo ser menor que a da água líquida – pode ser explicado com base nessa interação. As interações de hidrogênio possibilitam que as moléculas de água assumam uma organização mais aberta (uma estrutura hexagonal) no gelo e ocupem um espaço maior, aumentando seu volume (lembre que, para uma mesma massa, um aumento de volume implica uma diminuição de densidade). Isso explica por que o gelo flutua na água. Quando ele derrete, essa estrutura se desfaz. As ligações de hidrogênio são mais caóticas no líquido, mas capazes de manter as moléculas unidas.

b

Martyn F. Chillmaid/SPL/Latinstock

Paulo Cesar Pereira

a

Figura 10. (a) Ligações de hidrogênio entre moléculas de H2O. (b) Garrafa de vidro quebrada. Isso mostra que o volume da água aumenta quando ela passa do estado líquido para o estado sólido, por isso não se devem colocar garrafas cheias de água em freezer e congelador. A organização mais aberta das moléculas de água, possibilitada pelas interações de hidrogênio, ocasiona o aumento do volume da água ao solidificar.

Ligações químicas

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Química em rede Interações intermoleculares e os gostos

diogoppr/Shutterstock.com

Quando você morde uma maçã, se ela estiver madura, é instantâneo o gosto doce que vem à boca. Que interações intermoleculares desempenham esse importante papel na percepção do gosto e, portanto, no prazer de comer? As substâncias responsáveis pelo gosto estabelecem interações químicas com os receptores gustatórios localizados nas papilas linguais. Esses receptores são grupos proteicos que, ao interagirem com substâncias específicas presentes na comida, desencadeiam uma série de reações que, por sua vez, resultam em impulsos elétricos. Uma região específica do cérebro os interpreta como gosto. Exemplos dessas substâncias são as moléculas de sacarose, associadas ao gosto doce, o cloreto de sódio, associado ao gosto salgado, e a cafeína, associada ao gosto amargo. As interações entre os receptores gustatórios e as moléculas ou os íons associados ao gosto envolvem, principalmente, ligação de hidrogênio e as forças di-

Atividades

polo permanente-dipolo permanente e íon-dipolo permanente. Elas são temporárias no sentido de que não há formação de ligações iônicas ou covalentes, cujo rompimento requer mais energia. Ou seja, não se produzem novas substâncias nesse processo. Uma indicação do caráter temporário é que, com um simples enxágue da boca com água, deixamos de sentir um gosto. Para entender como ocorrem essas interações intermoleculares, é importante conhecer não só as estruturas dos compostos associados ao gosto, mas também as dos receptores gustatórios. Já se chegou ao entendimento de diversos aspectos das estruturas desses receptores, apesar de, no nível molecular, elas não terem sido completamente esclarecidas O aprofundamento desse conhecimento permitirá, por exemplo, no caso dos receptores gustatórios que reconhecem o gosto doce, o desenvolvimento de adoçantes mais eficientes.

O gosto salgado que sentimos ao comer certos alimentos resulta da interação entre o sal utilizado como tempero e os receptores gustatórios presentes nas papilas linguais. Escreva no caderno

1. Além dos já conhecidos gostos salgado, doce, azedo e amargo, não muito tempo atrás se descobriu um quinto gosto (recentemente tem havido indícios de que existem outros receptores associados a outros gostos, como o metálico e o de gordura): o umami, termo em japonês que significa “delicioso” ou “saboroso”. Esse gosto é causado pelos compostos glutamato, inosinato e guanilato, que se ligam a um grupo proteico (receptor) específico. Você já experimentou alimentos que tenham o gosto umami? Pesquise e debata com seus colegas que tipo de substância é responsável pelo gosto umami, em que alimentos ele pode ser encontrado e como é utilizado na culinária. 2. Que efeito tem o uso de especiarias como açafrão, canela, baunilha, cominho, cravo, orégano, entre outros, na culinária, já que elas não estão associadas a um gosto específico? Levante hipóteses e discuta-as com seus colegas. 3. Pesquise como os receptores gustatórios estão distribuídos pela boca (se necessário, peça ajuda ao professor de Biologia) e, com base em sua pesquisa, verifique se é correto associar a sensação de determinado sabor a uma região da língua.

158

Capítulo 7

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 s interações intermoleculares A e algumas propriedades físicas Podemos utilizar o conhecimento das interações intermoleculares para explicar certas propriedades físicas das substâncias, como as temperaturas de fusão e ebulição, a solubilidade, entre outras. Apesar de não serem os únicos fatores que afetam o comportamento ou determinam as características de uma substância, a intensidade e o tipo de interação nos permitem fazer previsões e distinções. Vejamos a relação entre essas forças intermoleculares e duas propriedades físicas: temperatura de ebulição e solubilidade.

Temperatura de ebulição Vamos considerar duas substâncias moleculares, a água (H2O) e o metano (CH4). As moléculas de água mantêm-se unidas por meio de ligações de hidrogênio, como vimos, uma interação forte. Já as de metano, por serem apolares, mantêm-se unidas mediante interações dipolo induzido-dipolo induzido, uma interação fraca. Com base nessas informações, o que podemos afirmar sobre suas temperaturas de ebulição? Veja a Tabela 6. Tabela 6. Relação entre interações intermoleculares e temperatura de ebulição (à pressão de 1 atm) Substância

Massa molar

Interação intermolecular

Temperatura de ebulição

H2O

18

Ligação de hidrogênio

100 °C

CH4

16

Dipolo induzido

2161,5 °C

No âmbito molecular, quando uma substância passa do estado sólido para o líquido, suas partículas deixam de se organizar de maneira compacta, adquirindo uma disposição menos rígida no estado líquido. Na passagem do estado líquido para o gasoso, as partículas ficam ainda menos organizadas e passam a ter maior liberdade de movimento. Essas transformações físicas decorrem da diminuição do número de interações entre elas, que, por sua vez, resulta do fornecimento de energia ao sistema. Uma quantidade pequena de energia deve ser fornecida para que substâncias cujas partículas interagem de maneira fraca passem de um estado físico para outro. O rompimento de interações fracas requer pouca energia, portanto essas substâncias devem ter temperaturas de fusão e ebulição mais baixas. De maneira geral, podemos afirmar que quanto menor for a intensidade das interações intermoleculares, menores serão as temperaturas de ebulição (e de fusão). Com essa análise, podemos entender por que a temperatura de ebulição do metano é muito menor que a da água. Podemos organizar as forças intermoleculares em ordem decrescente de intensidade e generalizar ainda mais afirmando que substâncias cujas moléculas interagem mediante ligação de hidrogênio terão temperaturas de ebulição maiores que as substâncias cujas moléculas interagem por meio de interações dipolo permanente-dipolo permanente e assim por diante. Isso é Ligações químicas

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válido para moléculas com massas moleculares semelhantes, como a água e o metano (Tabela 6), e quando outras variáveis, como a pressão, são mantidas constantes. ligação de hidrogênio . dipolo permanente-dipolo permanente . dipolo induzido-dipolo induzido

Você sabia? A tensão superficial Quando a água no estado líquido ocupa um volume definido em um recipiente, notamos de maneira bem clara uma superfície que a separa do ambiente. As moléculas localizadas nessa superfície interagem apenas com as que estão ao lado e com as localizadas no interior do líquido. Já essas no interior interagem com todas as outras que as circundam, em todas as direções. Há, portanto, uma diferença entre as interações moleculares estabelecidas na superfície e as presentes no interior. As forças no interior se anulam. Na superfície, há uma força resultante voltada para dentro do líquido. Um equilíbrio é atingido, e a tendência que as moléculas de superfície têm de penetrar no líquido é impedida pela resistência das que estão no interior. Esse equilíbrio de forças é chamado de tensão superficial. Trata-se de uma propriedade importante da água – bem como de outros líquidos – e explica uma série de fenômenos, como a capacidade que os insetos têm de andar sobre a água, a formação de gotas etc. Para ler um pouco mais a respeito, acesse o site do órgão de divulgação científica e tecnológica da Universidade Federal do Ceará, Seara da Ciência. Nele, você encontrará um texto claro e sucinto a respeito do tema (disponível em: http://tub. im/m6r43x. Acesso em: 16 fev. 2016).

Solubilidade Podemos agora ampliar a definição de solubilidade apresentada no início deste livro: a quantidade de sólido que pode ser dissolvida em determinada quantidade de líquido a uma pressão e uma temperatura específicas. Dizemos que uma substância é solúvel em outra quando juntas constituem uma mistura homogênea. Considere a sacarose (açúcar). Se acrescentarmos uma pequena porção desse composto a um recipiente com água, verificaremos a formação de uma mistura homogênea; o açúcar se dissolve em água. Mas, se acrescentarmos essa mesma porção a um recipiente com gasolina, veremos que o açúcar é insolúvel nessa substância. O inverso ocorrerá se acrescentarmos uma porção de óleo diesel à água e à gasolina. Devemos considerar que tipo de interação se estabelece entre as moléculas de sacarose, as de óleo diesel, as de água e as de gasolina. As moléculas de sacarose, como as de água, são polares e mantêm-se unidas, em sua maioria, por atuação de forças dipolo permanente-dipolo permanente (também por ligação de hidrogênio, no caso da água interagindo com o grupo OH da sacarose). De modo geral, quando duas substâncias são formadas por moléculas polares que interagem por causa da atuação de forças do mesmo tipo, elas são bastante solúveis entre si e formam uma mistura homogênea. A gasolina e o óleo diesel, cujas moléculas são apolares e interagem por meio de dipolo induzido, também são solúveis entre si e formam uma mistura homogênea. Em geral, temos que substâncias polares são solúveis em substâncias polares e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares.

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Capítulo 7

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Atividade prática

Atenção

Objetivo • Analisar como a tensão superficial da água é alterada por meio da adição de detergente.

Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

Materiais • 3 recipientes similares • água • 1 espátula (ou colher de chá) • detergente • 2 clipes metálicos iguais • papel higiênico

• temperos moídos variados • hastes flexíveis com pontas de algodão • 2 moedas (de preferência de 25 centavos) • conta-gotas • 1 proveta (ou algum recipiente graduado)

a) Separe dois recipientes com formatos similares e adicione 50 mL de água em cada um. b) Nomeie os recipientes como “Sem detergente” e “Com detergente”. c) Adicione uma colher de chá de detergente ao recipiente nomeado como “Com detergente” e agite vagarosamente para evitar a formação de espuma. d) Utilizando o conta-gotas, goteje água do recipiente “Sem detergente” sobre uma das moedas, até que a água escorra pela lateral. Anote o número de gotas que foram necessárias. e) Repita o procedimento anterior utilizando o líquido do recipiente “Com detergente” e água gotejando-o na outra moeda. Anote o número de gotas que foram necessárias. f) Nos recipientes “Sem detergente” e “Com detergente” coloque, cuidadosamente e ao mesmo tempo, duas tiras de papel higiênico com um clipe metálico sobre cada uma delas. Anote suas observações. clipe g) Preencha o outro recipiente com 50 mL de água e adicione os temperos variados. Anote papel metálico higiênico suas observações. h) Adicione detergente a uma das pontas da haste flexível. i) Mergulhe a ponta sem detergente da haste no centro do recipiente com temperos varia- Esquema do experimento com o clipe metálico. dos e observe. j) Em seguida, inverta a haste e mergulhe a ponta com detergente. Registre suas observações.

Paulo Cesar Pereira

Procedimentos

Escreva no caderno

Para concluir

H2 C

O S

Na O



O Polar

C H2

H2 C C H2

H2 C C H2

H2 C C H2

Apolar

De maneira simplificada, ela pode ser representada da seguinte forma:

H2 C C H2

C H2

CH3

Paulo Cesar Pereira

O

Editoria de arte

1. No detergente há moléculas chamadas surfactantes, que são formadas por uma pequena porção polar e uma grande porção apolar. Observe a representação de uma molécula de dodecilsulfato de sódio, principal componente da maioria dos detergentes:

Desenhe, em seu caderno, a interface entre água e ar e utilize seus conhecimentos sobre interações químicas para posicionar as moléculas do detergente nessa interface. Use a representação simplificada da molécula de dodecilsulfato de sódio. Justifique. 2. Com base no desenho que você fez na atividade anterior, explique como o detergente é capaz de reduzir a tensão superficial da água. 3. Explique o que foi observado quando você adicionou temperos à água. O que ocorreu quando a haste sem detergente e, depois, a haste com detergente entraram em contato com a água? Ligações químicas

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Considerando as moléculas NH3, O2 e CH3C, responda às questões. a) Qual é a polaridade de cada uma das moléculas citadas? b) Que tipo de interação existe quando cada uma dessas substâncias está no estado líquido? 2. Quando uma substância apolar no estado gasoso em condições ambiente é submetida a altas pressões e baixas temperaturas, ocorrem interações entre suas moléculas, o que as torna polarizadas, ou seja, surgem polos positivo e negativo nas moléculas. Esse tipo de polaridade é chamado de dipolo induzido, pois só aparece na presença de outra molécula. Os dipolos induzidos são, geralmente, menos intensos que os dipolos permanentes. Mesmo assim, as interações dipolo induzido-dipolo induzido são fortes o suficiente para garantir a mudança de estado físico das substâncias de gasoso para líquido, por exemplo. Considerando essas informações e seus conhecimentos, responda. a) No que diz respeito à polaridade das moléculas, o que difere uma interação dipolo permanente-dipolo permanente de uma interação dipolo induzido-dipolo induzido?

b) Comparando as interações intermoleculares que ocorrem entre as moléculas de oxigênio e as interações que ocorrem entre as moléculas de cloreto de hidrogênio (HC), qual delas é mais forte? 3. (Vunesp-SP) A água, a amônia e o metano têm massas moleculares muito próximas. Apesar disso, a água possui ponto de ebulição muito mais elevado que os da amônia e o do metano. Essas observações experimentais podem ser explicadas porque: a) a água apresenta ligações iônicas, enquanto o metano e a amônia são formados por ligações covalentes. b) os tipos de ligação não interferem no ponto de ebulição. c) todos os três compostos apresentados têm ligações covalentes, porém a amônia e o metano são polares. d) as moléculas de água apresentam ligações covalentes oxigênio-hidrogênio, facilmente rompíveis. e) a água possui moléculas polares que formam ligações de pontes de hidrogênio, aumentando a força de coesão entre suas moléculas.

rtem/Shutterstock.com

Ligação metálica Os metais estão presentes na constituição de muitos materiais ao nosso redor, desde os portões das casas aos computadores nos escritórios. O cobre e o ferro são metais muito presentes na vida de todos nós. A produção de ferro corresponde a cerca de 95% da produção mundial de metais. Esse metal é amplamente usado em automóveis, navios e edifícios por causa de sua alta resistência e abundância na crosta terrestre. Quando é necessário maior dureza, o ferro é substituído pelo aço ou pelo ferro fundido, que são ligas de ferro e carbono. O zinco, o estanho, o berílio, o níquel e o crômio também são metais muito importantes. O zinco é muito usado na produção de latão por causa de seu baixo custo. Com o estanho se produzem ligas como o bronze, o metal de sino, a solda macia e o metal-branco. É também essencial para a produção de vidro, sabonetes, perfumes, papel, medicamentos e fungicidas. Os átomos que constituem as substâncias metálicas mantêm-se unidos por meio de ligações metálicas. Esse tipo de ligação, que apresenta características distintas das outras que estudamos neste capítulo, e as propriedades dos metais podem ser explicados utilizando-se o modelo de “mar de elétrons”. Metal de sino: um tipo de bronze. Solda macia: liga metálica constituída de estanho e chumbo. Figura 11. Produção de liga de aço em siderurgia.

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Metal-branco: liga metálica utilizada em locais onde há grande atrito (fricção). Essas ligas são tratadas com carbono, em processo chamado de cementação, ou com nitrogênio, em processo chamado de nitretação.

Capítulo 7

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íon metálico

Paulo Cesar Pereira

O modelo de ligação “mar de elétrons” As ligações metálicas caracterizam-se por um grande número de elétrons de valência deslocados, ou seja, que transitam livremente entre os átomos dos metais quando estes estão próximos o suficiente para criar a ligação. Isso constitui um “mar de elétrons”, no qual uma série de cátions metálicos se encontram “imersos”. Forma-se assim uma rede eletrônica cuja intensidade depende do tipo de metal. Normalmente, à medida que se aumenta o número de elétrons na camada de valência em um metal, a intensidade da ligação metálica também aumenta. Os elétrons mantêm-se presos aos cátions mediante atração eletrostática, mas deslocam-se com facilidade pela substância metálica. Isso ocorre porque nenhum elétron está preso a um cátion específico. Esse modelo de ligação explica uma série de propriedades dos metais, como condutividade elétrica, condutividade térmica, maleabilidade e ductilidade. Woohae Cho/Bloomberg/Getty Images

As propriedades dos metais estão associadas às ligações metálicas que se constituem entre os átomos. A condutividade térmica dos metais é muito elevada e explica-se pela facilidade que seus elétrons se deslocam. Quando aquecemos uma extremidade de uma barra de ferro, por exemplo, a energia fornecida é rapidamente transmitida para a outra extremidade por causa da mobilidade dos seus elétrons de valência. Em outras palavras, energia térmica (fornecida pela fonte de calor) converte-se em energia cinética (associada ao movimento de partículas), e esta, por sua vez, é prontamente transferida e reconvertida em energia térmica. Quando uma tensão é aplicada a um metal, seus elétrons passam a deslocar-se de maneira ordenada, o que explica sua alta condutividade elétrica. Os metais podem, com certa facilidade, ser moldados em forma de folhas e de fios. Os metais são, portanto, maleáveis e dúcteis. A moldagem de metais é fundamental para a produção de diversos artefatos de uso cotidiano. As folhas de zinco, de ferro e de alumínio são muito empregadas na indústria. Os fios de cobre utilizados na rede elétrica interna de nossas casas só podem ser produzidos porque o cobre é um metal bastante dúctil.

Figura 12. Modelo “mar de elétrons” para ligação metálica. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Evok20/Shutterstock.com

Propriedades dos metais

elétron

Figura 13. Os metais são maleáveis e dúcteis, podendo ser convertidos em folhas e em fios. Escreva no caderno

Exercícios propostos

1. Identifique as principais propriedades e características dos metais, relacionando-as à ampla utilização dessas substâncias em diversos setores da indústria. 2. Quando falamos em reciclagem de metais, rapidamente nos lembramos do alumínio. A reciclagem de um metal é possível graças às suas propriedades, que permitem que ele seja reutilizado inúmeras vezes e ainda conserve suas características. Pesquise as etapas da reciclagem do alumínio. 3. (UERJ) Um laboratório recebe três amostras para análise. A tabela abaixo descreve algumas de suas principais características. Amostra

Aspecto do material

Condutividade elétrica à temperatura ambiente

Ponto de fusão

Ponto de ebulição

I

Sólido

Alta

II

Pó branco

Muito baixa

194 ºC

III

Pó branco

Muito baixa

714 ºC

1 412 ºC

Três elementos químicos fazem parte da constituição das amostras; no entanto, cada uma é composta por apenas dois deles. Os átomos desses três elementos, no estado fundamental, possuem 2, 3 e 7 elétrons de valência situados na terceira camada eletrônica. Explique a alta condutividade elétrica da amostra I, a partir de sua composição química, e indique as fórmulas das substâncias presentes nas amostras II e III. Ligações químicas

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CONEXÕES Beto Novaes/EM/D.A Press

Minas desenvolve tecnologia de ponta para esfoliação do grafite

Estudantes analisam o grafeno, folhas que compõem o grafite, ainda em estado líquido. Material é de grande interesse para aplicação na indústria. [...] Não se trata do petróleo. Nossa riqueza, encontrada largamente em Minas, recebe o nome de grafeno, as folhas que compõem o grafite. Primo pobre do diamante, o grafite há um tempo tem papel de destaque na indústria, que deverá ser potencializado. Minas foi, no período áureo da mineração, um dos principais fornecedores de diamante para o mundo e não só extrai o grafite, como desenvolveu tecnologia de ponta para esfoliá-lo, tornando-o um material mais resistente e de maior valor para a indústria. Objeto de interesse da corrida internacional de laboratórios, o grafeno é, ao lado dos nanotubos, um dos principais nanomateriais de carbono de interesse industrial. Por um capricho da natureza, o carbono pode formar o grafite da ponta de um lápis ou o diamante cobiçado de uma joia avaliada em milhões. A diferença entre os dois minerais é a forma como os átomos de carbono se organizam. Mas, se a natureza pode rearranjar os átomos de carbono de modo a torná-los mais preciosos, a ciência também dispõe de tecnologia para esfoliar o grafite e torná-lo um material mais no-

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bre. “O grafite é o nosso novo ouro negro. Quando esfoliado, se torna material de alto valor agregado”, diz a professora e pesquisadora da Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG) Glaura Goulart Silva. O grafeno é obtido por meio do isolamento de folhas de grafite ou por deposição química de fase vapor. A tecnologia foi desenvolvida por pesquisadores do Centro de Tecnologia e Nanomateriais de Carbono (CTNT) e a patente foi depositada pela UFMG. O grafite é um mineral composto por folhas empilhadas de carbono na estrutura do grafeno. Pode ser usado na produção desde um simples lápis, como também em lubrificantes e baterias. “Quando se esfolia o grafite, separando essas folhas, temos o grafeno.” Isso é feito em uma escala nano, em que as partículas podem ser mil vezes menores do que o micro. O termo nano se refere a um material com fator de grandeza correspondente a um bilionésimo do metro. Para se ter uma ideia, seria algo como o diâmetro de um fio de cabelo dividido por 100 mil. Nova fronteira do conhecimento científico, a nanotecnologia é um campo de pesquisa avançado

Capítulo 7

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na UFMG. “Grafite é um material abundante em Minas. Nós o temos em quantidade e qualidade superiores a vários lugares do mundo. Outra riqueza que o estado tem é a competência científica para explorar o grafite”, ressalta a pesquisadora. Aplicações A esfoliação do grafite é um processo que está sendo estudado por pesquisadores em diferentes universidades no mundo. “Desenvolvemos uma rota tecnológica de esfoliação do grafite. Não é a única do mundo, mas é uma tecnologia que compete com o que há de mais avançado em nanotecnologia”, diz. O processo permite esfoliar o grafite em poucas folhas, duas ou três, o que exige muita tecnologia. O grafeno pode ter aplicações do mesmo tipo que o grafite, como o uso em misturas para lubrificantes, dispositivos de energia, eletrônica, revestimentos com alto poder de proteção contra corrosão e agentes químicos agressivos. “Pelo fato de ser um material nanométrico, o impacto pode ser muitas vezes superior ao grafite. As propriedades finais podem ser expandidas milhares de vezes. Isso faz toda a diferença.” Os materiais feitos com o grafeno podem ser mais resistentes em um espectro maior de temperatura e pressão. [...] A pesquisa foi desenvolvida por uma equipe interdisciplinar formada por químicos, físicos, engenheiros e biólogos. Com a coordenação do professor Marcos Pimenta, o grupo com 40 pesquisadores é formado por professores, graduados, mestres e doutores. “Também temos alunos de iniciação científica, que é uma maneira de formarmos recursos humanos de alto nível. Nenhuma tecnologia tem chances

Atividades

de crescer se não houver especialistas para lidar com ela”, pondera Glaura. A patente foi depositada em 2012 e está aguardando o processo para o registro. [...] O desenvolvimento da tecnologia é uma forma de aumentar o valor dos produtos extraídos em Minas. O extrativismo mineral, embora fonte de riqueza para o estado, não explora todo o potencial dos materiais. “É uma maneira de desenvolver produtos mais especializados. Sempre foi um desejo ultrapassar a fase da exploração do mineral bruto e produzir algo com maior valor agregado.” A pesquisadora lembra que, na corrida internacional para o desenvolvimento dessa tecnologia, Minas está em pé de igualdade no campo da nanotecnologia com o que é produzido nos principais centros mundiais. Nanotecnologia O CTNT começou a ser implantado no Parque Tecnológico de Belo Horizonte (BHTec) em 2010. Nos primeiros anos, o foco foi no desenvolvimento dos nanotubos de carbono, que são sistemas unidimensionais que podem se comportar eletronicamente como metal ou como um semicondutor, a depender da configuração geométrica que assumem. As propriedades eletrônicas peculiares colocam os nanotubos como materiais do futuro. Podem ser usados em diferentes áreas da biomedicina aos sensores, passando por eletrônicos e componentes aeroespaciais. O centro ampliou a pesquisa para outros nanomateriais, como é o caso do grafeno. CRUZ, M. M. Minas desenvolve tecnologia de ponta para esfoliação do grafite. Em.com.br, Belo Horizonte, 7 jul. 2015. Disponível em: <http://www.em.com.br/app/noticia/tecnologia/2015/07/07/ interna_tecnologia,665729/nosso-ouro-negro.shtml>. Acesso em: 18 fev. 2016.

Escreva no caderno

1. No texto, a jornalista chama o grafite de “primo pobre do diamante”. Em sua opinião, por que ela usa essa expressão para comparar o diamante e o grafite? 2. Pesquise e compare a estrutura dos nanotubos de carbono com as estruturas dos alótropos do carbono apresentadas no capítulo. Há alguma semelhança? 3. Recentemente foi produzido um nanomaterial que apresenta as seguintes caraterísticas estruturais: uma parte apolar conecta-se a uma nanocamada de carbono que, por sua vez, está ligada a uma parte polar. Considerando a recente crise hídrica ocorrida no Brasil no ano de 2015, de que forma esse nanomaterial poderia contribuir para diminuir o consumo de água ao ser aplicado como revestimento de paredes e equipamentos? 4. Apesar dos vários benefícios obtidos a partir do desenvolvimento da nanotecnologia, há uma intensificação de debates entre cientistas a respeito dos impactos que ela poderia causar à saúde, à sociedade e à natureza. Pesquise sobre os benefícios e os malefícios da nanotecnologia e discuta com seus colegas sobre como ela pode ser empregada de maneira segura e equilibrada.

Ligações químicas

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Exercícios complementares 1. (UFC-CE) A água apresenta-se no estado líquido, à temperatura ambiente e à pressão atmosférica, e entra em ebulição a uma temperatura que é cerca de 200 °C mais elevada do que a do ponto de ebulição previsto teoricamente, na ausência das ligações de hidrogênio. Com relação às ligações de hidrogênio, assinale a alternativa correta. a) Ocorrem entre moléculas, onde o átomo de hidrogênio é ligado prevalentemente aos átomos mais eletropositivos, pelos seus pares de elétrons ligantes. b)Originam-se da atração entre os átomos de hidrogênio de uma molécula de água, que têm carga parcial negativa, e o átomo de oxigênio de uma outra unidade molecular, que tem carga parcial positiva. c) No estado sólido, as ligações de hidrogênio presentes na água são mais efetivas, resultando em efeitos estruturais que conferem menor densidade ao estado sólido do que ao líquido. d) Quanto maior for a eletronegatividade do átomo ligado ao hidrogênio na molécula, maior será a densidade de carga negativa no hidrogênio, e mais fraca será a interação com a extremidade positiva da outra molécula. e) São interações muito mais fortes do que as ligações covalentes polares convencionais, e desempenham papel fundamental na química dos seres vivos. 2. (UFSM-RS) O amianto, conhecido também como asbesto, é um material constituído por fibras incombustíveis. É empregado como matéria-prima na fabricação de materiais isolantes usados na construção civil, como o fibrocimento. O uso dessas fibras vem tendo uma queda desde a década de 60, quando estudos confirmaram os efeitos cancerígenos desse material, principalmente sobre o aparelho respiratório. Entre seus componentes, além do SiO2, estão o óxido de magnésio (MgO) e o óxido de alumínio (A2O 3). Em relação ao composto MgO, analise as afirmativas: I. A ligação entre o magnésio e o oxigênio se dá por transferência de elétrons, sendo classificada como ligação iônica. II. Os átomos não alcançam a configuração de gás nobre após a ligação. III. Após a ligação entre os átomos de magnésio e oxigênio, há formação de um cátion Mg21 e um ânion O22. Está(ão) correta(s) a) apenas I. b) apenas II. c) apenas III. d) apenas I e II. e) apenas I e III.

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Escreva no caderno

3. (Udesc-SC) Os tipos de ligações químicas dos compostos NH3; CO2; Fe2O3; C 2; KI são, respectivamente: a) covalente polar, covalente polar, iônica, covalente apolar, iônica. b) covalente apolar, iônica, covalente polar, covalente apolar, iônica. c) covalente apolar, covalente polar, iônica, covalente apolar, iônica. d) covalente polar, covalente apolar, iônica, covalente polar, iônica. e) covalente polar, covalente apolar, iônica, covalente apolar, covalente polar. 4. (UEA-AM) A queima de florestas é uma das imagens mais negativas do Brasil no exterior. Durante a queima são liberadas toneladas de gás carbônico (CO2), um dos gases do efeito estufa. A derrubada de florestas altera o equilíbrio ecológico da região, interferindo no ciclo das chuvas (precipitação de H2O) e na fertilidade do solo. Pode-se afirmar corretamente que as geometrias moleculares e as polaridades das moléculas de água e de gás carbônico são, respectivamente, a) linear e polar; angular e apolar. b) angular e apolar; linear e apolar. c) angular e polar; linear e polar. d) angular e polar; linear e apolar. e) linear e apolar; angular e polar. 5. (UFMS) Certamente você já estourou pipoca no micro-ondas ou já aqueceu algum alimento utilizando esse eletrodoméstico. Você sabe como isso ocorre? O micro-ondas emite uma radiação eletromagnética com comprimento de onda maior que o da luz e menor que o das ondas de rádio. À medida que as ondas passam pelas moléculas de água, estas absorvem a radiação e movimentam-se mais rapidamente. Ao colidirem com moléculas vizinhas, transferem a elas parte de sua agitação térmica e, assim, o alimento vai sendo aquecido. Moléculas polares são capazes de absorver as micro-ondas e transformar essa energia em agitação térmica. Fonte: CISCATO, C. A. M.; PEREIRA, F. P. Planeta Química. São Paulo: Ática, 2008, p. 89-90. (adaptado)

Então, analise as afirmações: I. A molécula de água é polar, pois sua geometria é angular, assim, apresenta capacidade de dissolver substâncias polares, como o sal de cozinha e o óleo utilizados para o cozimento de macarrão, formando uma mistura heterogênea com duas fases distintas. II. A água é uma substância simples, formada por elementos com diferentes valores de eletronegatividade.

Capítulo 7

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a) ligações de hidrogênio.   d) dipolo dipolo. b) dipolo induzido.   e) iônica. c) covalentes. 7. (UCS-RS) O sulfeto de hidrogênio, H2S, é um dos compostos responsáveis pela halitose, ou mau hálito. Ele é formado pela reação das bactérias presentes na boca com os restos de alimento. Apesar de apresentar estrutura semelhante à molécula de água, o H2S é um gás à temperatura ambiente e pressão atmosférica, porque apresenta: a) forças intermoleculares mais fracas em relação às ligações de hidrogênio na água. b) forças intermoleculares mais fortes em relação às ligações de hidrogênio na água. c) ligação iônica, e a água apresenta geometria angular. d) ligação covalente, e a água apresenta ligação iônica. e) geometria linear e ligação covalente. 8. (UEMG) As propriedades exibidas por um certo material podem ser explicadas pelo tipo de ligação química presente entre suas unidades formadoras. Em uma análise laboratorial, um químico identificou para um certo material as seguintes propriedades: • Alta temperatura de fusão e ebulição

d)

2 3 4 5 Período

2 3 4 5 Período

b)

e)

2 3 4 5 Período

2 3 4 5 Período

c)

2 3 4 5 Período

1 0. (Ufla-MG) O alumínio e o cobre são largamente empregados na produção de fios e cabos elétricos. A condutividade elétrica é uma propriedade comum dos metais. Este fenômeno deve-se: a) à presença de impurezas de ametais que fazem a transferência de elétrons. b) ao fato de os elétrons nos metais estarem fracamente atraídos pelo núcleo. c) à alta afinidade eletrônica destes elementos. d) à alta energia de ionização dos metais. e) ao tamanho reduzido dos núcleos dos metais. 11. Leia suas respostas das questões de abertura deste capítulo e as reavalie com base nos conhecimentos adquiridos. Ligações químicas

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Ilustrações: Editoria de arte

a)

Temperatura

6. (UFAC) Dentre os gases dissolvidos na água, o oxigênio é um dos mais importantes indicadores da qualidade da água. O oxigênio é fundamental à sobrevivência dos organismos aquáticos. Além dos peixes, as bactérias aeróbicas consomem o oxigênio dissolvido, para oxidar a matéria orgânica (biodegradável). A disponibilidade do oxigênio, em meio aquático, é baixa em virtude da sua limitada solubilidade em água devido às fracas interações intermoleculares entre as moléculas do gás (apolares) e as moléculas da água (polares). O lançamento de esgotos domésticos e efluentes industriais, ricos em matéria orgânica, nos corpos-d’água, ocasiona uma maior taxa de respiração de micro-organismos, causando uma substancial redução do oxigênio dissolvido. As interações intermoleculares existentes entre a água e o gás oxigênio nela dissolvido são do tipo:

9. (Unifesp-SP) Assinale a alternativa que apresenta o gráfico dos pontos de ebulição dos compostos formados entre o hidrogênio e os elementos do grupo 17, do 2o ao 5o período.

Temperatura

d) apenas II e IV. e) apenas III e IV.

a) metálica b) covalente c) dipolo induzido d) iônica

Temperatura

a) apenas I e II. b) apenas I e III. c) apenas II e III.

A partir das propriedades exibidas por esse material, assinale a alternativa que indica o tipo de ligação predominante no mesmo:

Temperatura

Estão corretas

• Boa condutividade elétrica em solução aquosa • Mau condutor de eletricidade no estado sólido

Temperatura

I II. O compartilhamento de elétrons entre os átomos de hidrogênio e oxigênio na molécula de água ocorre através de ligações do tipo covalente. IV. A água apresenta ponto de ebulição (PE) maior que a amônia, pois as forças intermoleculares na água são maiores que na amônia.

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CAPÍTULO 8

Compostos inorgânicos Tio Dave deu-me instruções minuciosas sobre a escolha da aparelhagem – tubos de ensaio, frascos, cilindros graduados, funis, pipetas, bico de Bunsen, cadinhos, óculos de segurança, gancho de platina, dessecador, maçarico, retorta, um conjunto de espátulas, uma balança. Instruiu-me também sobre reagentes básicos – ácidos e álcalis, alguns dos quais ele me forneceu de seu próprio laboratório, junto com um estoque de garrafas arrolhadas de todos os tamanhos, frascos de formas e cores diversas (verde-escuros ou marrons para substâncias químicas sensíveis à luz), com tampas de vidro esmerilhado que os vedavam totalmente. SACKS, O. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. São Paulo: Companhia das Letras, 2011. p. 70.

No texto, Oliver Sacks, relembrando sua infância, conta como seu tio Dave o orienta de forma minuciosa na escolha dos principais equipamentos para montar um pequeno laboratório de química. A utilização de equipamentos adequados, assim como a obediência às rotinas laboratoriais, faz parte dos procedimentos seguros que devem ser adotados em um laboratório. Outro fator que deve ser considerado é o armazenamento dos reagentes. As propriedades químicas das substâncias determinam o tipo de frasco adequado para o armazenamento. Além disso, algumas substâncias são gases em condições ambiente e outras são sensíveis à luz, ao calor e à umidade. O ácido fluorídrico, por exemplo, não pode ser guardado em frascos de vidro, pois, além de ser uma substância gasosa em condições ambiente, reage fortemente com o vidro. 1. Alguns frascos de medicamentos ou embalagens de alimentos apresentam no rótulo a seguinte orientação para armazenamento: “guardar ao abrigo da luz”. Em sua opinião, que tipo de influência pode ter a luz sobre esses produtos? 2. Considerando os perigos potenciais existentes em um laboratório, principalmente os relacionados ao manuseio e ao transporte de produtos químicos, escreva, em seu caderno, quais medidas você acha que devem ser tomadas para evitá-los.

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Na bancada do laboratรณrio, os reagentes devem ser armazenados em frascos adequados e com tampa.

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Compostos orgânicos e inorgânicos Vimos anteriormente que os alicerces do método científico e a ciência Química, tal como ela se configura hoje, começaram a ser instituídos no século XVII. Vimos também que, no final do século XVIII, Lavoisier, Berthollet, Morveau e Fourcroy trabalharam para desenvolver uma nomenclatura para as substâncias. Isso revela uma busca por formas de organizá-las de acordo com critérios mais alinhados ao método científico. Para eles, o raciocínio científico exigia o estabelecimento de uma linguagem mais elaborada e rigorosa, que implicava classificações. Além disso, o grande número de compostos descobertos tornava imprescindível o agrupamento em classes de substâncias que apresentavam propriedades químicas semelhantes. No século XIX, uma reação química deu início à classificação moderna das substâncias com base em suas características estruturais, e não em sua origem. A síntese da ureia, realizada em laboratório por Friedrich Wöhler (1800-1882), colocou em descrédito a teoria da força vital. De acordo com essa teoria, defendida por cientistas como Berzelius, certos compostos, como a ureia, só poderiam ser sintetizados por seres vivos, que seriam dotados de força vital. Assim, o trabalho de Wöhler propiciou outra distinção entre compostos orgânicos e inorgânicos, que é utilizada até hoje. Compostos orgânicos são aqueles que apresentam átomos de carbono ligados entre si de maneira sequencial, constituindo o que chamamos de cadeia carbônica. Porém, há compostos orgânicos formados por um único átomo de carbono, e nem todo composto que apresenta átomo de carbono é orgânico. Já os inorgânicos são normalmente definidos em oposição aos orgânicos, ou seja, são aqueles que não apresentam átomos de carbono formando cadeias. Essas substâncias podem ser formadas por átomos de não metais ligados a metais ou apenas por elementos não metálicos e podem ser iônicas ou moleculares. Neste capítulo, estudaremos algumas classes de compostos inorgânicos. De maneira geral, elas se dividem em ácidos, bases, sais e óxidos. Entretanto, evitaremos definições rígidas, pois a inserção de uma espécie química em uma ou outra classe funcional está relacionada a seu comportamento. Além disso, a divisão em quatro categorias distintas não é excludente, já que há óxidos que se comportam como ácidos ou mesmo como bases. A classificação é sempre relativa a um meio, a uma outra espécie química ou a uma determinada teoria.

Definições de ácido e base ao longo da história O estudo do comportamento ácido-base dos materiais começou há muitos séculos. O termo ácido, ou acidez, do latim acidus, por exemplo, pode ser encontrado em escritos que foram publicados na Antiguidade. O uso do termo básico, ou base, é mais recente e data do século XVIII. Ao longo dos anos, na tentativa de explicar o comportamento ácido ou básico das substâncias, diversas teorias foram desenvolvidas. O alquimista Nicolas Lémery (1645-1715) chegou a propor que os materiais de caráter ácido eram constituídos por partículas pontiagudas que perfuravam os tecidos do nosso corpo ao entrar em contato com eles.

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Capítulo 8

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Nicolas Lémery Cours de Chymie. 1675. Gravura. Coleção particular. Foto: SPL/Latinstock

Em torno de 1830, sabia-se que todas as substâncias ácidas tinham em sua constituição hidrogênio, mas nem todas substâncias que tinham hidrogênio eram ácidas. Na década de 1880, o químico sueco Svante August Arrhenius (18591927) estabeleceu a teoria de que o caráter ácido-base de um composto só podia ser determinado quando ele entrava em contato com a água. Segundo Arrhenius, ácido era toda substância que, em meio aquoso, produzia o íon H1; base, por sua vez, era qualquer substância que, em meio aquoso, produzia o íon OH2. Assim, é possível afirmar que a teoria ácido-base de Arrhenius leva em consideração o comportamento de uma espécie química, ou seja, dependendo do meio em que se encontra, uma substância pode ou não manifestar seu caráter ácido-base. O químico sueco enfrentou muita resistência às suas teorias. Sua tese de doutorado, sobre a teoria da dissociação iônica, que veremos mais adiante neste capítulo, foi quase rejeitada pela Universidade de Uppsala, na Suécia. Entretanto, as mesmas descobertas valeram-lhe a conquista, em 1903, do Prêmio Nobel de Química, o que mostra como o desenvolvimento da Ciência pode ser tortuoso e complexo. No início do século XX, especificamente em 1923, Johannes Nicolaus Brönsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry (1874-1936) desenvolveram a teoria protônica. De acordo com ela, não era necessária a presença de água para classificar uma espécie química como ácido ou base. Segundo Brönsted e Lowry, uma substância doadora de íons H1 apresenta caráter ácido e uma receptora de íons H1, caráter básico. Essa teoria não encerrou a busca dos cientistas da época por novos conhecimentos e generalizações. Também em 1923, o norte-americano Gilbert Lewis (1875-1946) propôs que ácido e base podiam ser definidos em termos de comportamento eletrônico. Segundo Lewis, ácido é toda espécie química capaz de receber um par de elétrons e base é toda espécie química capaz de doar um par de elétrons. Essas três teorias distinguem-se em termos de abrangência, o que significa que uma não contradiz a outra. A de Lewis engloba a de Brönsted-Lowry, que, por sua vez, engloba a de Arrhenius. Em outras palavras, pode-se dizer que um ácido e uma base de Arrhenius são também um ácido e uma base de Brönsted-Lowry e de Lewis, mas o inverso não é necessariamente verdade. É importante ter em mente que muitas vezes teorias podem coexistir, cada uma funcionando como uma ferramenta específica, ou seja, adequada para um determinado tipo de sistema. Neste capítulo, usaremos a teoria de Arrhenius para definir as classes dos compostos inorgânicos.

Figura 1. Ilustração do livro Cours de Chymie, de Nicolas Lémery, químico francês, um dos primeiros a desenvolver teorias a respeito do comportamento ácido ou básico das substâncias. Compostos inorgânicos

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Ácidos

Steve Gschmeissner/SPL/Latinstock

Solução aquosa: mistura homogênea que resulta da interação entre as partículas de água e as de uma substância qualquer. A dissolução dessa substância em água ocorre por meio de processos que dependem das características de suas partículas.

Figura 2. Micrografia eletrônica de varredura colorida (MEV) do revestimento glandular (mucosa) do estômago. A mucosa gástrica secreta enzimas digestivas e HC,. Aumento de 26 vezes.

A importância do estudo do caráter ácido das substâncias é muito grande. Os ácidos estão envolvidos em diversos processos, seja na indústria (entre os vinte principais produtos químicos industriais, três são ácidos), em nossa casa ou em nosso corpo. As frutas cítricas, como o limão, a laranja, o abacaxi, possuem ácido cítrico, que em solução aquosa é responsável pelo gosto azedo delas. O vinagre, usado como tempero, é uma solução aquosa de ácido acético. O cloreto de hidrogênio (HC,), fabricado por células de nosso estômago, tem papel importantíssimo na digestão, pois se trata de um dos componentes do suco gástrico. A produção industrial de ácido acetilsalicílico é de milhares de toneladas em todo o mundo. Essa substância tem função de analgésico e antipirético (antitérmico), mas é contraindicada em casos de distúrbios hemorrágicos. Como vimos, de acordo com Arrhenius, ácidos são compostos químicos que, em solução aquosa, produzem o íon positivo H1. As substâncias ácidas são moleculares e, quando se dissolvem em água, sofrem ionização, ou seja, rompem-se ligações covalentes presentes em suas moléculas e formam-se íons solvatados. A solvatação é um processo em que partículas (moléculas ou íons) de uma substância são envolvidas e estabilizadas por partículas de um solvente. Na dissolução de um ácido em água, moléculas de água (solvente) circundam os íons resultantes da ionização do ácido. Nesse caso, o processo é denominado hidratação. Vejamos um exemplo: a dissolução do HC, em água resulta no rompimento da ligação covalente entre hidrogênio e cloro e na formação do cátion H1 e do ânion C,2 solvatados (Figura 3). Podemos representar a ionização de HC, por meio da seguinte equação: água H1(aq) 1 C,−(aq) HC,(g) b∫

Note que foram incluídas outras informações na equação química. As letras entre parênteses indicam o estado físico das substâncias – (s): sólido, (,): líquido ou (g): gasoso – e se elas estão dissolvidas ou não em água, formando uma solução aquosa (aq). No entanto, a estabilidade do íon H1 é muito pequena. Como o H1 precisa de dois elétrons para se estabilizar, ele une-se à água, formando o íon hidroxônio ou hidrônio (H3O1). Assim, o composto HC, é ácido, pois, ao interagir com a água, produz o íon hidroxônio: HC, (aq) + H2O( ,) → H3O+ (aq) + C,− (aq)

= HC,

Figura 3. Representação da ionização do HC, em água. Nessa representação é mostrada a solvatação dos íons C,2 e H1. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

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= H2O

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Neste momento, não é necessário que o aluno saiba balancear as equações químicas, é importante que ele entenda o que será formado e as características de cada composto. No próximo capítulo, o balanceamento de equações químicas será abordado. Oriente os alunos para que não se preocupem com isso, principalmente nos exercícios.

s ac a

rose

s ac ar o

Paulo Cesar Pereira

Nem toda substância molecular, entretanto, comporta-se como um ácido em meio aquoso. De modo geral, quando se dissolve em água, suas moléculas também são solvatadas, porém, nesse processo, não se verifica a formação de íons. A Figura 4 mostra uma representação do processo da dissolução da sacarose em água.

se

sacarose sacarose sacarose

sacarose

sacarose sacarose sacarose

sacarose sacarose sacarose sacarose sacarose sacarose

sacarose

sacarose

Figura 4. Representação da dissolução de sacarose em água. A molécula de sacarose foi representada com essa forma elipsoide para facilitar a compreensão do processo de dissolução. É possível, entretanto, ilustrá-la usando as esferas padrão referentes aos átomos de carbono, oxigênio e hidrogênio, que constituem essa molécula. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Como as moléculas de água e as de sacarose são polares e têm átomos de hidrogênio ligados a átomos de oxigênio, formam-se ligações de hidrogênio (que não estão ilustradas na Figura 4). Podemos representar a dissolução de C12H22O11 por meio da seguinte equação: água C12H22O11 (aq) C12H22O11 (s) b∫

Vejamos agora o composto H2SO4, cujo caráter ácido pode ser representado pela equação a seguir. A seta dupla indica que a reação acontece nos dois sentidos. H2SO4 (aq) + 2 H2O( )  2 H3O+ (aq) + SO24− (aq) No H2SO4 existem dois hidrogênios ionizáveis. A quantidade de hidrogênios ionizáveis é um dos critérios de classificação dos ácidos: quando há dois hidrogênios ionizáveis, o ácido é chamado de diácido; quando há três hidrogênios ionizáveis, ele é chamado de triácido e assim por diante. As ionizações dos hidrogênios presentes em diácidos, triácidos e outros ocorram em etapas. No caso do H2SO4, considerando a ionização dos dois hidrogênios, temos duas etapas que podem ser assim representadas: 1a etapa

H2SO4 (aq) + H2O( )  H3O+ (aq) + HSO−4 (aq)

HSO4− (aq) + H2O()  H3O+ (aq) + SO24− (aq) 2a etapa Equação global H2SO4 (aq) + 2 H2O()  2 H3O+ (aq) + SO24− (aq)

Joe Belanger/Shutterstock.com

Quando todos os hidrogênios ionizáveis são liberados, dizemos que ocorreu a ionização total do ácido.

Figura 5. O H2SO4 está presente em baterias de automóveis. Compostos inorgânicos

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Classificação dos ácidos A classificação dos ácidos estende-se a outros critérios além da quantidade de hidrogênios ionizáveis; ela pode ser quanto ao número de elementos químicos, à presença de oxigênio, à volatilidade e ao grau de ionização. Observe a Tabela 1 a seguir. Tabela 1. Classificação dos ácidos Monoácidos: apresentam apenas um hidrogênio ionizável. Ex.: HNO3, HC,, HCN, HNO2. Diácidos: apresentam dois hidrogênios ionizáveis. Ex.: H2S, H2SO4, H2MnO4.

Número de hidrogênios ionizáveis

Triácidos: apresentam três hidrogênios ionizáveis. Ex.: H3PO4, H3BO3. Tetrácidos: apresentam quatro hidrogênios ionizáveis. Ex.: H4P2O7. Binários: formados por átomos de dois elementos químicos. Ex.: HC,, H2S, HBr.

Número de elementos químicos

Ternários: formados por átomos de três elementos químicos. Ex.: HCN, HC,O, H3BO3. Quaternários: formados por átomos de quatro elementos químicos. Ex.: HOCN, H4Fe(CN)6. Hidrácidos: não apresentam átomos de oxigênio. Ex.: HC,, HBr, HCN, H2S.

Presença de oxigênio

Oxiácidos: apresentam átomos de oxigênio. Ex.: HC,O, H2CO3, HNO3. Fixos: ácidos cuja temperatura de ebulição é elevada. Ex.: H2SO4 , H4P2O7.

Volatilidade

Voláteis: apresentam baixa temperatura de ebulição. Ex.: HC,, HBr, HCN, HNO3. Fortes: apresentam grau de ionização (a) superior a 50%.

Grau de ionização

Moderados: apresentam grau de ionização (a) entre 5% e 50%. Fracos: apresentam grau de ionização (a) inferior a 5%.

Grau de ionização dos ácidos O grau de ionização de um composto está associado à quantidade de íons livres em um determinado meio (água ou alguma outra substância no estado líquido). No caso dos ácidos, esse conceito permite estabelecer uma ordem relativa de “força”. O termo “força” traduz aqui a quantidade de íons presentes no meio. O grau de ionização (a) é a razão entre a quantidade de moléculas ionizadas e a quantidade de moléculas inicialmente dissolvidas em um meio a uma determinada temperatura. a5

quantidade de moléculas ionizadas quantidade de moléculas inicialmente dissolvidas

É importante frisar que um ácido com mais de um átomo de hidrogênio ionizável não é necessariamente mais forte que um com apenas um átomo de hidrogênio ionizável. Por exemplo, o HC, é um ácido mais forte que o H3PO4. Devemos atentar para a porcentagem de átomos de hidrogênio que realmente formam H1 em um meio. Assim, quanto maior for a, maior será a força do ácido.

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Nomenclatura e fórmulas dos ácidos

ácido

cloro + ídrico clorídrico

É interessante notar que o HC, é chamado de ácido clorídrico quando se encontra em solução aquosa. Na forma pura, trata-se de um gás incolor, não inflamável, muito tóxico e corrosivo, denominado cloreto de hidrogênio. Na forma impura, é também chamado de ácido muriático, sendo utilizado para limpeza de pisos e paredes de pedra ou de azulejo. Mesmo nessa forma, em que ele se encontra mais diluído, é preciso cuidado ao manuseá-lo, devem ser utilizados equipamentos de proteção individual (os chamados EPIs). O ácido clorídrico é empregado nas indústrias de alimentos, corantes e tintas e no beneficiamento do couro. Vejamos outros exemplos de nomenclatura de hidrácidos: HF, ácido fluorídrico; HBr, ácido bromídrico; HI, ácido iodídrico; e H2S, ácido sulfídrico. Note que no último exemplo utilizamos o nome de origem latina (sulphurium) para nomear o hidrácido com o elemento enxofre. A nomenclatura dos ácidos oxigenados (oxiácidos) é composta da seguinte maneira: • Se o elemento ligado ao oxigênio formar apenas um ácido oxigenado, usa-se a terminação ico. Por exemplo, há apenas um oxiácido com o elemento carbono: H 2 CO3

ácido

Sugestão Tio Tungstênio: memórias de uma infância química, de Oliver Sacks. São Paulo: Companhia das Letras, 2011. Companhia das Letras

Atualmente, os ácidos são nomeados com base em regras definidas pela IUPAC. A nomenclatura dos ácidos que não contêm oxigênio em sua fórmula (hidrácidos) é formada pelo acréscimo do sufixo ídrico ao nome do elemento ligado ao hidrogênio: H C,

Como é possível que o carvão e o diamante, aparentemente tão diferentes, sejam feitos de átomos do mesmo elemento químico? E de que são feitos o Sol e as outras estrelas? O médico inglês Oliver Sacks (1933-2015) conta neste livro como desenvolveu o gosto pela Química, misturando acontecimentos marcantes de sua vida com descobertas que ele fazia em seu laboratório caseiro de Química, montado com a ajuda do seu tio Dave, dono de uma fábrica de lâmpadas. No livro, o autor relata várias de suas experiências com substâncias que estudaremos neste capítulo.

carbono 1 ico carbônico

Encontramos esse ácido em refrigerantes e bebidas gaseificadas. O ácido carbônico é instável e decompõe-se rapidamente em H2O(,) e CO2(g). Alguns químicos consideram que ele não existe, já que nunca foi isolado. Para eles, o H2CO3 seria, na verdade, uma solução aquosa de CO2. • Se o elemento ligado ao oxigênio formar dois ácidos oxigenados, usa-se a terminação ico para o ácido mais oxigenado e a terminação oso para o menos oxigenado. Há dois oxiácidos com o elemento enxofre: H 2 SO3

H 2 SO4 ácido

sulfur 1 ico

ácido

sulfur + oso sulfuroso

sulfúrico mais oxigenado

menos oxigenado Compostos inorgânicos

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O ácido sulfúrico puro é um líquido incolor, viscoso e corrosivo. Suas principais aplicações são na produção de fertilizantes, na produção de compostos orgânicos como plásticos, fibras, celulose e corantes, na produção de outros ácidos e em baterias de automóveis. O ácido sulfuroso é um líquido incolor com odor pungente de enxofre e corrosivo. É utilizado como intermediário na produção de bactericidas, conservadores e papel. • Se o elemento ligado ao oxigênio formar três ou mais ácidos oxigenados, devem-se usar per...ico, ico, oso e hipo...oso, respectivamente, do mais para o menos oxigenado. Há quatro oxiácidos com o elemento cloro: H C, O3

H C, O4 ácido

per 1 cloro 1 ico perclórico

ácido

H C, O2

cloro 1 ico

ácido

clórico

H C, O

cloro 1 oso

ácido

hipo 1 cloro 1 oso

cloroso

mais oxigenado

hipocloroso menos oxigenado

O ácido perclórico é um líquido incolor bastante corrosivo e instável. Em soluções aquosas, adquire estabilidade e pode ser comercializado. Combustíveis de foguete contêm HC,O4. O ácido clórico tem comportamento similar. O ácido cloroso na forma pura é extremamente instável e, portanto, difícil de obter. Já o ácido hipocloroso geralmente resulta da dissolução de C,2 em água e é estável em soluções aquosas. O HC,O é utilizado na produção de desinfetantes (para o tratamento de água, por exemplo) e na cosmética como agente de limpeza de pele. Com relação à representação da fórmula estrutural de um oxiácido, é necessário observar o seguinte: • Os átomos de hidrogênio ionizáveis ligam-se diretamente aos átomos de oxigênio. • Os átomos de oxigênio ligam-se diretamente ao átomo central da fórmula. • Os átomos de hidrogênio não ionizáveis ligam-se também ao átomo central. Por exemplo, a seguir, temos o ácido fosforoso (H3PO3), o ácido nitroso (HNO2) e o ácido nítrico (HNO3). O

H H kO kP kO H kO ácido fosforoso: H3PO3

N lO H kO ácido nitroso: HNO2

N lO H kO ácido nítrico: HNO3

Note que, no ácido fosforoso, dois dos três hidrogênios são ionizáveis, pois estão ligados a átomos de oxigênio. O hidrogênio não ionizável liga-se diretamente ao átomo central (átomo de fósforo). No caso do ácido nitroso e do nítrico, há apenas um hidrogênio ionizável. Nos três exemplos, os átomos de oxigênio estão ligados aos átomos centrais das fórmulas, fósforo (P) e nitrogênio (N). O ácido fosforoso é um sólido branco higroscópico – ou seja, que absorve umidade do ar –, corrosivo e tóxico. É utilizado para produção de fertilizantes poderosos, que também atuam como defensivos agrícolas (inseticidas), como estabilizador de plástico e no tratamento de água. O ácido nítrico em condições ambiente é um líquido incolor, sufocante, tóxico, fumegante e corrosivo. É empregado na fabricação de fertilizantes, explosivos e corantes. O ácido nitroso não existe na forma livre, somente em solução aquosa.

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Capítulo 8

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Escreva no caderno

Exercícios propostos

5. O ácido bórico (H3BO3) é um ácido que contém oxigênio. Em condições ambiente, é um sólido branco que se apresenta cristalizado ou na forma de pó, utilizado principalmente como inseticida no combate a baratas, pulgas, cupins e formigas. É solúvel em água e etanol. Ao se aquecer o ácido bórico, ele perde água e transforma-se em óxido. BSIP/UIG/Getty Images

Shulevskyy Volodymyr/Shutterstock.com

1. A palavra vinagre tem origem no francês vin aigre e significa “vinho azedo”. Quando adicionamos vinagre a uma salada, podemos experimentar o sabor azedo dessa solução aquosa. O componente responsável por essa propriedade é o ácido acético, também chamado de ácido etanoico.

Três tipos de vinagre.

O mesmo sabor azedo e odor forte podem ser percebidos em alguns tipos de pão por causa da presença de fermentos especiais. A fórmula do ácido acético ou etanoico é H3C − COOH. Por apresentar apenas um hidrogênio ionizável, é chamado de monoácido. Considerando essas informações, represente a equação de ionização do ácido etanoico em meio aquoso. 2. A definição de ácido para Arrhenius leva em consideração o comportamento de uma espécie química. Explique essa afirmação. 3. Represente as fórmulas moleculares dos ácidos clorídrico e nítrico e estabeleça suas equações de ionização em meio aquoso. 4. Identifique os nomes dos ácidos a seguir e represente suas equações de ionização total em meio aquoso. a) HBr

c) H2SO4

b) H2CO3

d) H2SO3

O ácido bórico está presente em cremes e loções para o tratamento da acne, pois inibe a proliferação de bactérias.

Com base nas informações do texto e em seus conhecimentos, é correto afirmar que: a) o ácido bórico tem temperatura de ebulição muito baixa. b) o ácido bórico tem fórmula molecular HBO3. c) a conversão do ácido bórico em óxido pode ser representada por (o delta em cima da seta na reação simboliza aquecimento): D H3BO3(s) b∫ B2O3(s) 1 H2O (g).

d) o ácido bórico é um oxiácido quaternário e fixo. 6. O ácido clórico é uma substância instável que se decompõe por aquecimento da seguinte maneira: D 3 HC,O3 b∫ HC,O4 1 2 C,O2 1 H2O

a) Represente a fórmula estrutural do ácido clórico. b) Pesquise quais problemas de saúde podem ser provocados por esse ácido. Compostos inorgânicos

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Bases

Figura 6. (a) O sabor adstringente característico do caju deve-se à presença de bases. (b) Para aliviar os efeitos da azia, má digestão e do excesso de acidez estomacal, é comum tomarmos antiácido, como o leite de magnésia, que é uma solução de Mg(OH)2. (c) O NaOH é um sólido branco muito tóxico e corrosivo em condições ambiente. (d) Muitos sabões são produzidos a partir do NaOH.

c

d

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Irene Araujo/Fotoarena

b

G. Evangelista/Opção Brasil

Iv Nikolny/Shutterstock.com

a

As bases também são um grupo de compostos com propriedades características; uma delas é a adstringência. É provável que você já tenha experimentado algum alimento de caráter básico, como o caju ou a banana-verde. A sensação de que a boca fica “amarrada” é a adstringência. As bases, assim como os ácidos, também têm grande importância no cotidiano e na indústria. Temos, por exemplo, o Mg(OH)2, uma base usada como fármaco. Trata-se de um antiácido estomacal, quando empregado em pequenas doses, e um laxante, quando em doses mais elevadas. Outra base importante é o NH4OH, muito usada na agricultura e na fabricação de ácido nítrico. O NaOH, base também conhecida como soda cáustica, é um sólido branco em condições ambiente e inodoro, ou seja, não apresenta cheiro. Como se trata de uma substância muito corrosiva, é necessário cuidado ao manuseá-la ou ao preparar uma solução. Soluções aquosas diluídas de NaOH são usadas na produção de sabões e detergentes; no controle de acidez nas indústrias têxteis e de papel; na produção e no refino de metais e de petróleo. Os sabões são fabricados a partir da reação do NaOH com um ácido encontrado em óleos e gorduras, chamado de ácido graxo.

Vimos já que os conceitos de ácido e base, segundo Arrhenius, estão associados ao comportamento de uma espécie química em determinado meio. Assim, Arrhenius propôs que bases são substâncias que, em solução aquosa, formam o ânion OH (hidróxido). As bases de Arrhenius são espécies químicas de caráter predominantemente iônico. As substâncias iônicas dissolvem-se em água por meio de um processo chamado de dissociação iônica, em que a água interage com os íons, separando-os. Quando acrescentamos, por exemplo, NaOH à água, as forças eletrostáticas que atuam entre Na e OH são rompidas, liberando os íons para o meio aquoso. Isso significa que as interações entre Na e OH e as moléculas de água são mais intensas que as existentes entre os íons no composto NaOH. Vejamos como representar a dissociação iônica dessa base e de Ca(OH)2: água NaOH(s) bé Na+ (aq) + OH− (aq) água Ca(OH)2 (s) bé Ca2+ (aq) + 2 OH− (aq)

Assim como no caso de ácidos com mais de um hidrogênio ionizável, a dissociação de bases com mais de um grupamento OH ocorre também em etapas. Vejamos o exemplo do hidróxido de cálcio: 1a etapa

Ca(OH)2(s) é Ca(OH)(aq)  OH(aq)

2a etapa

Ca(OH)(aq) é Ca2(aq)  OH(aq)

Equação global Ca(OH)2(s) é Ca2(aq)  2 OH(aq)

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Capítulo 8

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Classificação das bases As bases podem ser classificadas de acordo com a quantidade de OH na fórmula, a solubilidade em água e o grau de dissociação (também simbolizado por a, como no caso do grau de ionização; esses conceitos têm significados semelhantes). Essas classificações estão resumidas na Tabela 2. Tabela 2. Classificação das bases Monobases: NaOH, KOH, NH4OH Dibases: Ca(OH)2, Fe(OH)2

Quantidade de OH

Tribases: Fe(OH)3, A,(OH)3 Tetrabases: Pb(OH)4, Mn(OH)4 Solúveis: as bases de metais alcalinos e de amônio.

Solubilidade em água

Pouco solúveis: as bases de metais alcalinoterrosos. Praticamente insolúveis: as demais bases.

Grau de dissociação (a)

Fortes: as bases de metais alcalinos e alcalinoterrosos, exceto Be(OH)2 e Mg(OH)2. Fracas: as demais bases.

Nomenclatura e fórmulas das bases Soda cáustica e leite de magnésia são nomes usuais ou populares de compostos básicos. Contudo, o sistema oficial de nomenclatura das bases de Arrhenius determina que elas sejam nomeadas da seguinte maneira: hidróxido 1 nome do cátion Na OH hidróxido

de

sódio

Vejamos outros exemplos: Ca(OH)2, hidróxido de cálcio; KOH, hidróxido de potássio; e NH4OH, hidróxido de amônio. O hidróxido de cálcio é conhecido por cal hidratada, extinta ou apagada. Esses nomes provêm de seu método de preparação, que é por hidratação de CaO. O Ca(OH)2 em meio aquoso chama-se água de cal e é empregado na preparação de argamassa, na caiação de paredes e no tratamento de água. O hidróxido de amônio não existe isolado, sendo, na verdade, uma solução aquosa de amoníaco ou amônia (NH3). Caso o metal apresente carga variável, deve-se acrescentar o valor da carga em algarismos romanos entre parênteses ou, menos usualmente e não recomendado pela IUPAC, utilizam-se os sufixos oso, para a menor carga, e ico, para a maior: Exemplos: • Fe(OH)2 é Hidróxido de ferro(II) ou ferroso O ferro, nesse caso, tem carga 21. • Fe(OH)3 é Hidróxido de ferro(III) ou férrico O ferro, nesse caso, tem carga 31. • AuOH é Hidróxido de ouro(I) ou auroso O ouro, nesse caso, tem carga 11. • Au(OH)3 é Hidróxido de ouro(III) ou áurico O ouro, nesse caso, tem carga 31. Em resumo, a formulação das bases de Arrhenius é feita com base na presença de um cátion e do ânion OH2. Quando citamos o nome de uma base como o hidróxido de sódio, o primeiro nome refere-se ao ânion, enquanto o segundo refere-se ao cátion. Compostos inorgânicos

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Viktar Malyshchyts/Shutterstock.com

Indicadores ácido-base

Figura 7. O extrato de repolho-roxo pode ser utilizado como indicador ácido-base.

Há algumas substâncias, chamadas de indicadores ácido-base, que apresentam colorações diferentes em meio ácido ou em meio básico. Podemos citar como exemplo a fenolftaleína e o tornassol. A fenolftaleína fica incolor em meio ácido e rósea em meio básico; o tornassol fica vermelho em meio ácido e azul em meio básico. Há um vasto número de espécies químicas disponíveis que possibilitam a determinação do caráter ácido ou básico de um meio. Além das citadas, podem ser utilizados o alaranjado de metila (vermelho em meio ácido e amarelo-alaranjado em meio básico) e o azul de bromotimol (amarelo em meio ácido e azul em meio básico). Existem também indicadores naturais, como extrato de repolho-roxo e alguns tipos de flor. Para se ter uma avaliação quantitativa de quando um meio deixa de ser ácido para se tornar básico (ou vice-versa), utiliza-se uma escala denominada pH, que vai de 0 a 14. A escala de pH está relacionada com a concentração de H1 (ou H3O1) em um meio a determinada temperatura. Meios com pH maior que 7 são básicos, com pH menor que 7 são ácidos e com pH igual a 7 são neutros.

Atividade prática Atenção

Objetivo • Identificar materiais caseiros de caráter ácido ou básico utilizando extrato natural de repolho-roxo.

Materiais • 7 copos de vidro • panela pequena • 1 recipiente de plástico • 4 folhas de repolho-roxo ou quantidade suficiente para o experimento • ácido muriático (ácido clorídrico impuro) • refrigerante sabor limão • bico de Bunsen

Esta atividade prática deve ser realizada sob supervisão e orientação do professor. O uso de bico de Bunsen e o manuseio de ácido clorídrico e soda cáustica requer cuidados e atenção. Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

• soda cáustica (hidróxido de sódio) • 1 frasco de detergente incolor • 1 clara de ovo • 1 frasco de vinagre branco • 1 frasco de leite de magnésia • água filtrada • 1 colher de chá

Procedimentos a) Ferver na panela por 20 minutos quatro folhas de repolho-roxo em 0,5 litro de água. b) Separar o líquido obtido (após o resfriamento) no recipiente.

1 c) Organizar sobre uma mesa os sete copos de vidro e colocar as seguintes substâncias até preencher do volume 4 de cada copo: • Copo 1: ácido muriático • Copo 2: refrigerante • Copo  3: água e uma pequena quantidade de soda cáustica • Copo 4: detergente incolor • Copo 5: água e clara de um ovo • Copo 6: vinagre branco • Copo 7: água e uma colher de chá de leite de magnésia

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Capítulo 8

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d) Acrescentar em cada copo uma pequena quantidade de extrato de repolho-roxo e observar a coloração apresentada. Escala de cor para o extrato de repolho-roxo Caráter ácido-básico do meio

Meio ácido

Meio ácido

Meio ácido

Meio básico

Meio básico

Meio básico

Cor do extrato

Vermelho

Púrpura

Violeta

Azul

Azul/verde

Verde

Escreva no caderno

Atividades

1. Considerando as cores observadas e a escala indicada, escreva em seu caderno o caráter e a cor de cada material analisado.

Tabela de cores de indicadores de pH à temperatura ambiente ácido neutro básico pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Editoria de arte

2. No experimento, você utilizou o extrato de repolho-roxo como indicador ácido-base. As cores de um indicador estão relacionadas a uma escala que mede a acidez ou basicidade de uma solução, chamada de pH. A faixa de pH em que o indicador muda de cor é chamada de faixa de viragem. O valor do pH está presente em rótulos de bebidas, produtos para piscina e aquário, xampus, condicionadores, produtos de limpeza e cosméticos. Além do extrato de repolho-roxo, existem outros indicadores ácido-base. A tabela abaixo ilustra a cor de diferentes indicadores conforme o meio torna-se mais ácido (menor pH) ou mais básico (maior pH):

Suco de repolho-roxo Indicador

Violeta de metila Alaranjado de metila Tornassol Azul de bromotimol Fenolftaleína Fonte: CHRISTIAN, G. D. Analytical Chemistry. 6th ed. New York, NY: John Wiley, c[2004?]. 828p.

Para determinar o caráter ácido ou básico de uma solução, um químico adicionou quantidades iguais dessa solução em diferentes recipientes e utilizou um indicador diferente para cada uma delas. O resultado do experimento foi o seguinte: Recipiente

1

2

3

4

5

Indicador

Violeta de metila

Alaranjado de metila

Tornassol

Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Cor

Violeta

Amarelo

Azul

Azul

Incolor

Com base no resultado desse experimento, responda. a) Qual o valor de pH aproximado dessa solução? b) Essa solução é ácida, neutra ou básica? c) Se fosse utilizado extrato de repolho-roxo como indicador, qual seria a cor observada? d) Essa solução pode corresponder a qual das amostras do experimento que você realizou? 3. A seguir, estão relacionadas diferentes substâncias ou misturas que fazem parte do cotidiano. Para cada uma delas, discuta com seus colegas e seu professor sobre o caráter ácido-base de suas soluções aquosas (se as substâncias forem sólidas, considere-as dissolvidas em água). Você pode conferir posteriormente fazendo uma pesquisa ou repetindo o experimento com amostras diferentes, sempre com segurança e sob supervisão do professor.

suco de limão – leite – fermento em pó – limpador desengordurante – chuva – suco de tomate – detergente com amoníaco

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Escreva no caderno

Exercícios propostos

Dr. P. Marazzi/SPL/Latinstock

1. A soda cáustica é uma substância corrosiva utilizada na preparação de compostos como o sabão, na purificação de óleos vegetais e na fabricação de produtos para desentupir pias. Infelizmente, podem ocorrer acidentes domésticos com soda cáustica, principalmente entre crianças. Grande parte da soda cáustica comercializada de maneira informal vem em saquinhos coloridos e até em garrafas PET de refrigerantes. Após o uso, esses saquinhos e garrafas podem ficar em locais de fácil acesso a crianças e animais de estimação, causando acidentes.

2. A solubilidade das bases de Arrhenius é bastante variável, ou seja, a solubilidade muda bastante dependendo do hidróxido formado (metal alcalino, metal alcalinoterroso e outros). A respeito da solubilidade das bases em água, qual é a alternativa correta? a) Mg(OH)2 é uma dibase totalmente solúvel em água. b) NaOH é uma monobase fraca, porém solúvel em água. c) NH4OH é uma monobase fraca, porém solúvel em água. d) Ca(OH)2 é uma base forte completamente solúvel em água. e) KOH é uma dibase forte e insolúvel em água.

O manuseio de soda cáustica requer cuidados para evitar acidentes. Ferimento causado por soda cáustica.

a) Qual o nome e a fórmula química do principal composto da soda cáustica? b) O que aconteceria caso a garrafa PET de refrigerante apresentasse umidade ou um pequeno volume de água? Represente o que ocorreria por meio de uma equação química.

3. As representações químicas obedecem a padrões internacionais estabelecidos pela IUPAC. A seguir, propomos uma tabela que estabelece a formulação, a nomenclatura e a determinação da quantidade de grupos hidróxidos (OH). Considerando seus conhecimentos e as regras da IUPAC de formulação e nomenclatura, copie a tabela a seguir em seu caderno e complete-a corretamente. Nome da base

Fórmula

Quantidade de OH

Hidróxido de magnésio Hidróxido de zinco Hidróxido de ferro(III) Ba(OH)2 Hidróxido de amônio

Sais Os sais têm muitos usos no cotidiano. O NaC,, por exemplo, conhecido como sal de cozinha, é usado no preparo de alimentos, na conservação de carnes e manteigas e como espessante em xampus. O NaHCO3, outro sal, é utilizado como fermento químico e como princípio ativo dos antiácidos efervescentes. Além desses dois sais bastante comuns, há outros presentes em nosso dia a dia. O Na2SO3, por exemplo, é usado na conservação de alimentos, no refino de açúcar e na descoloração de lã e seda. Outra aplicação desse sal é no branqueamento do papel; o papel sulfite é assim denominado por causa do Na2SO3 usado nesse tratamento. O KMnO4 é um sal desodorizante e desinfetante. Na Medicina, é usado na descontaminação radioativa da pele. O MgCO3 é utilizado na fabricação de cosméticos e creme dental. O NaC,O é usado no branqueamento de

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roupas, no tratamento de piscinas e como agente antisséptico na limpeza de casas, hospitais, entre outros. Em pequenas quantidades pode ser adicionado à água para a higienização de vegetais. O CaCO3, muito comum na natureza, é conhecido popularmente como calcário. Está presente nas estalactites e estalagmites encontradas em cavernas calcárias, nos recifes de corais e nas conchas de alguns animais marinhos. Os sais são compostos de caráter predominantemente iônico que, em meio aquoso, se dissociam liberando íons. Desses íons, pelo menos um cátion é diferente de H1 (ou H3O1) e pelo menos um ânion é diferente de OH2. Podemos representar a dissociação iônica do NaC,, por exemplo, mediante a seguinte equação: NaC,(s)

água

Na1(aq) 1 C,2(aq)

Capítulo 8

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 H2O

 C

 Na

b

Luca Atalla/Pulsar

Os sais podem ser obtidos na natureza ou preparados em laboratório. O NaC, por exemplo, pode ser obtido por evaporação da água do mar. No laboratório, existem diversas maneiras de preparar os sais. Uma delas é em meio aquoso, por meio da reação entre uma base e um ácido de Arrhenius (reação que abordaremos ainda neste capítulo). Outra forma de preparo é em meio anidro, como na reação entre o sódio metálico e o cloro gasoso, que libera muita energia e, por isso, é explosiva.

a Paulo Cesar Pereira

Da mesma forma que descrevemos para o hidróxido de sódio, a parte negativa das moléculas de água interage com os íons positivos (Na+), e a parte positiva, com os íons negativos (C), separando-os e solvatando-os, como mostra a Figura 8.

Figura 8. (a) Representação de moléculas de água separando os íons Na e C do retículo cristalino de NaC. (b) Representação de íons Na e C solvatados por moléculas de água. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Anidro: do grego ánydros, que significa “sem água, seco”.

Figura 9. O cloreto de sódio é obtido por meio da evaporação da água do mar nas chamadas salinas. Na imagem, uma vista aérea do Parque Municipal das Dunas com salinas ao fundo, Cabo Frio, RJ (2015).

Nomenclatura dos sais De acordo com o sistema de nomenclatura estabelecido pela IUPAC, o nome de um sal deve ser composto de duas partes, a primeira refere-se ao ânion e a segunda, ao cátion. No entanto, na fórmula, o cátion deve vir antes da do ânion. O nome do ânion no sal deriva do nome do ânion no ácido (Tabela 3). Entenderemos melhor a razão disso quando estudarmos as reações de neutralização ainda neste capítulo. Tabela 3. Nome de alguns ânions HC (aq) ionização  → H (aq)  C (aq) ácido clorídrico

ânion cloreto

HBr (aq) ionização  → H (aq)  Br (aq) ácido bromídrico

ânion brometo

HNO3 (aq) ionização  → H (aq)  NO3 (aq) ácido nítrico

ânion nitrato

 → 2 H (aq)  SO24 (aq) H2SO4 (aq) ionização ácido sulfúrico

ânion sulfato

H2SO3 (aq) ionização  → 2 H (aq)  SO32 (aq) ácido sulfuroso

ânion sulfito

H2CO3 (aq) ionização  → 2 H (aq)  CO32 (aq) ácido carbônico

ânion carbonato Compostos inorgânicos

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Na Tabela 4, temos um resumo da relação entre os sufixos dos ácidos e dos ânions no sal. Tabela 4. Relação entre os sufixos dos ácidos e dos ânions no sal Sufixo do ácido

Sufixo do ânion

ídrico

eto

oso

ito

ico

ato

O nome do cátion é basicamente o do átomo do qual ele se origina. O íon Na1 é chamado de sódio; o íon Ca21, de cálcio, e assim por diante. Se o cátion apresentar mais de uma valência, acrescenta-se ao nome um número romano que se refere a essa valência. Como exemplo temos os dois íons do ferro, Fe21 e Fe31. O primeiro é o ferro(II), e o segundo, ferro(III). Existe ainda outra maneira de nomear esses cátions de valência variável. Podemos acrescentar o sufixo oso ao nome do íon de menor carga (ferroso, por exemplo) e o sufixo ico ao de maior carga (férrico, por exemplo), como no caso da nomenclatura das bases. No Apêndice deste livro, há dois quadros com os nomes dos ânions e cátions mais comuns. Assim, em resumo, nomeamos os sais da seguinte forma: nome do ânion 1 de 1 nome do cátion Vejamos alguns exemplos: Ca Br 2

Na C, cloreto

sódio

de

brometo Fe (NO3)2

Na C,O de

hipoclorito

de

de

nitrato

sódio

cálcio Mn SO4

ferro(II)

sulfato

de

manganês(II)

Solubilidade dos sais em água Ao adicionarmos um sal à água, observaremos o processo de dissolução. Isso significa que os íons que compõem o retículo cristalino desprendem-se e dispersam-se pela água, formando um sistema homogêneo (solução). No caso de sais solúveis, o número de íons que se desprendem do retículo é grande. No caso de sais insolúveis, o número de íons que se desprendem é muito pequeno, não havendo total dissolução do retículo cristalino. Na prática, não existem sais insolúveis. No entanto, convencionou-se chamar de insolúveis aqueles sais que se dissolvem em quantidades muito pequenas. A solubilidade de um sal é determinada de forma experimental. Tabela 5. Solubilidade dos sais em água Os sais de metais alcalinos e amônio

são solúveis.

Os nitratos (NO ), cloratos (C,O ) e acetatos (H3C2COO )

são solúveis, exceto o acetato de prata.

Os cloretos (C,2), brometos (Br2) e iodetos (I2)

são solúveis em sua maioria, exceto os de prata (Ag1), mercúrio (Hg1) e chumbo (Pb21).

Os sulfatos (SO422)

são solúveis em sua maioria, exceto os de cálcio (Ca21), estrôncio (Sr21), bário (Ba21) e chumbo (Pb21).

Os sulfetos (S22)

são insolúveis em sua maioria, exceto os sulfetos de metais alcalinos, alcalinoterrosos e amônio (NH14 ).

Os carbonatos (CO322) e fosfatos (PO432)

são insolúveis em sua maioria, exceto os de metais alcalinos e amônio (NH14 ).

2 3

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2 3

2

Capítulo 8

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Soluções eletrolíticas e não eletrolíticas

Paulo Cesar Pereira

Como apresentam íons livres, as soluções aquosas de substâncias iônicas (e de substâncias moleculares ionizáveis) são condutoras elétricas. Por causa disso, elas são chamadas de soluções eletrolíticas. As substâncias que originam esse tipo de solução são denominadas eletrólitos. O NaC, e o HC,, por exemplo, são eletrólitos. Já as soluções aquosas de substâncias moleculares como a sacarose (C12H22O11) não apresentam íons livres e, portanto, não são condutoras elétricas. Estas são denominadas soluções não eletrolíticas. Tabela 6. Classificação de acordo com a condutividade elétrica Solução aquosa de

Espécie química no meio

Classificação

HC,

H+ (aq) 1 C,2 (aq)

eletrolítica

NaC,

Na1 (aq) 1 C,2 (aq)

eletrolítica

C12H22O11

C12H22O11 (aq)

não eletrolítica

lâmpada acesa

solução de água e sal comum

Para testar se uma solução é eletrolítica ou não, pode-se realizar um experimento simples. (Atenção! Não o realize sem a supervisão do professor.) Observe ao lado. A intensidade com que a corrente elétrica é conduzida é proporcional ao grau de ionização ou grau de dissociação iônica do eletrólito; isto é, quanto maior for a quantidade de íons livres na solução, maior será sua condutividade elétrica. Assim, algumas substâncias são consideradas eletrólitos mais fortes que outras. As equações a seguir representam a dissociação iônica de outros três sais: água CaC,2 (s)  → Ca2+ (aq) + 2 C, − (aq) água Na2SO4 (s)  → 2 Na+ (aq) + SO24− (aq)

lâmpada apagada

solução de água e açúcar

Figura 10. Representação de aparelho para testar a condutividade elétrica de soluções aquosas. A lâmpada acesa indica que a solução de água e sal comum (NaC,) é eletrolítica. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.) Atenção! Não realize esse experimento em casa.

água K 3PO4 (s)  → 3 K + (aq) + PO34− (aq)

Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. O sal de maior uso diário em todo o mundo é o sal de cozinha (cujo principal componente é o cloreto de sódio). Além da função de tempero alimentar, o sal de cozinha é utilizado no combate ao bócio endêmico, pois contém sais de iodo. Com base nessas informações e em seus conhecimentos, faça o que se pede. a) Represente a fórmula do cloreto de sódio e sua dissociação em meio aquoso. b) Considerando que o sal de iodo presente no sal de cozinha seja o iodeto de potássio, represente sua fórmula e sua equação de dissociação em água. 2. Considerando os ânions e os cátions da tabela a seguir, assinale a alternativa correta.

Cátions

Nome

Ânions

Nome

Li1

Lítio

F2

Fluoreto

Ca21

Cálcio

S22

Sulfeto

A,31

Alumínio

N32

Nitreto

a) Com os cátions e os ânions da tabela, apenas nove sais binários podem ser formados. b) O cloreto de cálcio (CaC,2) é um sal insolúvel em água. c) O lítio só pode formar dois sais solúveis em água. d) O sulfeto de alumínio (A,2S3) é um sal totalmente solúvel em água. e) Com os cátions e os ânions da tabela, apenas três sais insolúveis em água podem ser formados. Compostos inorgânicos

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Rubens Chaves/Pulsar

Óxidos

Figura 11. Trabalhadores em local de extração de hematita (Congonhas, MG, 2014).

A capacidade de combinação do oxigênio impressiona. Ele forma compostos binários (ou seja, de dois elementos químicos diferentes) com praticamente todos os elementos da tabela periódica. Sejam sólidos, líquidos ou gases, esses compostos apresentam-se em grande número, e alguns deles, como a água e o dióxido de carbono, são fundamentais para a existência de vida na Terra. Chamamos de óxidos esses compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. O termo é utilizado para representar uma estrutura, porque, como veremos, dependendo do meio, os óxidos comportam-se como ácidos ou bases de Arrhenius. Compostos oxigenados do elemento flúor (OF2 e O2F2) não serão agrupados na classe dos óxidos, pois a eletronegatividade do flúor é maior que a do oxigênio. Óxidos como CO2, SO2, SO3, NO, NO2 e CO são constantemente relacionados a acontecimentos atmosféricos, como o efeito estufa e a chuva ácida. Por outro lado, o CO2 é um importante reagente no processo de fotossíntese. As águas gaseificadas e os refrigerantes são produzidos mediante dissolução desse óxido (sob pressão) em água. Também está presente em certo tipo de extintor de incêndio. Abaixo de 278 °C, o CO2 torna-se sólido e é conhecido como gelo-seco. Os óxidos Fe3O4, Fe2O3, MnO2 e A,2O3 constituem os minerais magnetita, hematita, pirolusita e bauxita, respectivamente. Estão, portanto, associados ao extrativismo mineral, sendo fontes de metais utilizados industrialmente. O CaO, também chamado de cal viva, é utilizado na construção civil, principalmente no preparo de argamassas para reboco de casas, e na correção da acidez de solos. O ZnO é utilizado em protetores solares, pois serve de filtro para as radiações ultravioleta. O WO3 é empregado na fabricação de tecidos à prova de fogo e em detectores de gases. Vejamos agora como nomear e classificar os óxidos.

Nomenclatura e classificação dos óxidos Os óxidos podem ser classificados de acordo com a ligação que se forma entre o oxigênio e o outro elemento: um óxido é considerado iônico quando o oxigênio e um elemento metálico formam uma ligação iônica (por exemplo, Fe3O4, MnO2 e A,2O3) e molecular quando o oxigênio e um elemento não metálico formam uma ligação molecular (por exemplo, CO2, SO2 e NO2). A nomenclatura dos óxidos metálicos é feita, de acordo com a IUPAC, da seguinte forma: óxido 1 de 1 nome do elemento metálico Para compor as fórmulas dos óxidos, é importante conhecer a carga do cátion metálico (My1) e a do íon óxido (O22). Assim, a fórmula genérica de um óxido é M2Oy. Se o elemento metálico formar mais de um tipo de óxido, o nome do metal deve vir acompanhado de um algarismo romano que se refira a sua valência. Pode-se também atribuir as terminações oso e ico, respectivamente, à menor e à maior valência. Vejamos alguns exemplos. Cu 2 O

Na 2 O

óxido

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de

sódio

óxido

de

Ca O

cobre(I)

óxido

de

Cu O

cálcio

óxido

de

cobre(II)

Capítulo 8

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A nomenclatura dos óxidos não metálicos é feita com base na quantidade de átomos de oxigênio na fórmula. Para expressar a quantidade de oxigênio e do outro átomo, utilizam-se prefixos gregos. Em alguns casos o prefixo “mono” é opcional. (prefixos gregos mono, di, tri etc.) óxido 1 de 1 (prefixos gregos mono, di, tri etc.) nome do não metal Tabela 7. Nomenclatura de alguns óxidos não metálicos Óxido

Quantidade de átomos

Nome

N2O

1 átomo de oxigênio e 2 de nitrogênio

Monóxido de dinitrogênio ou óxido de dinitrogênio

CO2

2 átomos de oxigênio e 1 de carbono

Dióxido de carbono ou dióxido de monocarbono

C,2O5

5 átomos de oxigênio e 2 de cloro

Pentóxido de dicloro

Os óxidos também podem ser classificados quanto ao comportamento em meio aquoso. De acordo com essa classificação, eles são chamados de básicos, ácidos, neutros e anfóteros. Há ainda os peróxidos, cuja característica principal é a presença do grupo O22 . Estudaremos a seguir cada um desses tipos de óxido. 2

Óxidos básicos Os óxidos básicos são compostos iônicos que, em meio aquoso, reagem formando bases de Arrhenius; em presença de ácidos, reagem formando sal e água. Óxido básico 1 água ∫ base de Arrhenius Exemplos: Na2O(s) 1 H2O( ,) é 2 NaOH(aq) K 2O(s) 1 H2O( ,) é 2 KOH(aq) Óxido básico 1 ácido de Arrhenius ∫ sal 1 água Exemplos: Na2O(s) 1 2 HC, (aq) é 2 NaC, (aq) 1 H2O(,) K 2O(s) 1 2 HC, (aq) é 2 KC, (aq) 1 H2O( ,)

Óxidos ácidos Os óxidos ácidos são compostos moleculares que, em meio aquoso, reagem formando ácidos de Arrhenius; em presença de bases, reagem formando sal e água. Reagem também com óxidos básicos, formando um sal. Óxido ácido 1 água ∫ ácido de Arrhenius

Você sabia? Chuva ácida Você viu, no início deste volume um pouco sobre a ação da chuva ácida na superfície de monumentos ou esculturas de bronze. A chuva é naturalmente ácida por causa da dissolução de gás carbônico, um óxido ácido. Entretanto, o nível de acidez da chuva teve aumento significativo após a Revolução Industrial, que produziu desenvolvimento tecnológico, mas provocou muitos impactos ambientais. O dióxido e o trióxido de enxofre emitidos pela indústria são lançados na atmosfera. Ao entrarem em contato com a água da chuva, esses óxidos reagem, produzindo os ácidos sulfuroso e sulfúrico. SO2 (g) 1 H2O( ) é H2SO3 (aq) SO3 (g) 1 H2O( ) é H2SO4 (aq)

Exemplos:

Alexandre Tokitaka/Pulsar

CO2 (g) 1 H2O( ,) é H2CO3 (aq) SO3 (g) 1 H2O( ,) é H2SO4 (aq) Óxido ácido 1 base de Arrhenius ∫ sal + água Exemplos: CO2 (g) 1 2 NaOH(aq) é Na2CO3 (aq) 1 H2O( ,) SO3 (g) 1 2 KOH(aq) é K 2SO4 (aq) 1 H2O( ,) Óxido ácido 1 óxido básico ∫ sal Exemplos: CO2 (g) 1 Na2O(aq) é Na2CO3 (aq) N2O5 (g) 1 Ag2O(aq) é 2 AgNO3 (aq)

Chafariz com as figuras de Anfitrite e Tritão no Parque Buenos Aires, São Paulo, SP, 2011. Uma das causas da degradação de estátuas em locais públicos é a chuva ácida.

Compostos inorgânicos

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Óxidos neutros Os óxidos neutros não reagem com água, com ácidos de Arrhenius nem com bases de Arrhenius. São exemplos de óxidos neutros: CO (monóxido de carbono), NO (óxido de nitrogênio) e N2O (óxido de dinitrogênio). Contudo, é bom destacar que, com outras substâncias, eles podem reagir bem. Reagem, por exemplo, com oxigênio, formando outros óxidos. CO(s)  H2O(,) é não ocorre NO(s)  NaOH(aq) é não ocorre NO(g)  1 O2 (g) é NO2 (g) 2 N2O(s)  H2SO4 (aq) é não ocorre

Óxidos anfóteros Como mencionamos anteriormente, um dos componentes inorgânicos que frequentemente faz parte da composição dos filtros solares é o óxido de zinco (ZnO). Trata-se de um óxido anfótero. Os óxidos anfóteros, em meio ácido, comportam-se como bases e, em meio básico, como ácidos. A palavra anfótero é derivada do grego amphóteros, que significa “um e outro”. São exemplos de óxidos anfóteros: o óxido de zinco (ZnO), o óxido de alumínio (A,2O3), o óxido de estanho(II) (SnO), o óxido de chumbo(II) (PbO), o óxido de chumbo(IV) (PbO2) e o óxido de arsênio (As2O3). Considere, por exemplo, o óxido de zinco (ZnO) em dois meios de propriedades químicas diferentes: meio ácido (HC,) e meio básico (NaOH). ZnO(s)  2 HC, (aq) é ZnC, 2 (aq)  H2O( ,)

cloreto de zinco

ZnO(s)  2 NaOH(aq) é Na2ZnO2 (aq)  H2O( ,) zincato de sódio

Peróxidos Os peróxidos são compostos que, em solução aquosa, têm comportamento iônico por causa da presença do grupo O222 ligado diretamente ao hidrogênio ou a um metal alcalino ou alcalinoterroso (como cálcio, estrôncio e bário). O peróxido de hidrogênio (chamado de água oxigenada quando em solução aquosa) é o único peróxido molecular. Na forma concentrada, pode causar ignição ao entrar em contato com tecido, óleo ou madeira, por exemplo. Na presença de certos metais, se decompõe, liberando grande quantidade de energia. 2 H2O2(,) ∫ 2 H2O(,)  O2(g) Por apresentarem alta reatividade e terem alto potencial oxidativo, os peróxidos são amplamente empregados em laboratórios de pesquisa. Tabela 8. Nomenclatura de alguns peróxidos

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Fórmula

Nome

H2O2

Peróxido de hidrogênio

Na2O2

Peróxido de sódio

K2O2

Peróxido de potássio

BaO2

Peróxido de bário

CaO2

Peróxido de cálcio

Capítulo 8

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Escreva no caderno

Exercícios propostos Na2O CaO A,2O3 K2O BaO 2. A nomenclatura dos óxidos não metálicos é feita com base na quantidade de átomos na fórmula. Considerando essa informação e seus conhecimentos químicos, assinale a alternativa correta. a) SO3 é nomeado trióxido de dienxofre. b) C,2O7 é nomeado pentóxido de dicloro. c) CO2 é nomeado monóxido de carbono. d) SiO2 é nomeado dióxido de silício. e) NO é nomeado dióxido de mononitrogênio. 3. Óxidos de elementos químicos metálicos localizados mais ao centro da tabela periódica apresentam, geralmente, propriedades particulares em relação aos demais. Por exemplo, os óxidos de zinco, alumínio, estanho(II) e chumbo(II) são ditos anfóteros, diferentemente dos óxidos básicos e dos óxidos ácidos. Com base em seus conhecimentos químicos e nas informações do texto, faça o que se pede.

a) Represente as fórmulas químicas dos óxidos citados. b) Em termos de propriedades químicas, o que diferencia os óxidos anfóteros dos óxidos básicos e dos óxidos ácidos? 4. O nitro é um equipamento que aumenta o torque e a potência do motor de um carro. Esse equipamento contém um cilindro com o gás N2O, que promove o aumento de desempenho do carro. Sobre esse gás, responda às questões a seguir. a) Qual é o seu nome, de acordo com a nomenclatura da IUPAC? b) Classifique-o em óxido iônico ou molecular e, em seguida, em óxido ácido, básico ou neutro. c) Cite outra aplicação para essa substância. 5. A luz branca observada durante a explosão de fogos de artifício deve-se à combustão do magnésio. Na queima, este metal reage com o oxigênio, formando o óxido de magnésio. Escreva a fórmula desse óxido, classifique-o em ácido ou básico e equacione a sua reação com a água.

Algumas reações entre compostos inorgânicos Em nosso cotidiano, ocorrem diversas transformações químicas envolvendo substâncias inorgânicas. Por exemplo, quando tomamos um antiácido, ele interage com o ácido no estômago, o que diminui a acidez estomacal. Também ocorre transformação química inorgânica quando a água e o ar entram em contato com o ferro, formando a ferrugem, quando os dentes desmineralizam por ação de certos compostos como o açúcar ou quando um tecido descolore por ação da água sanitária. Uma classificação inicial e bastante genérica das reações químicas consiste em chamá-las de síntese (ou adição) e análise (ou decomposição). Reações de síntese são aquelas em que dois ou mais reagentes formam um único produto. Geralmente, trata-se de um processo que envolve liberação de energia. Veja dois exemplos de síntese importantes. 2 H2(g) 1 O2(g) ∫ 2 H2O(,) N2(g) 1 3 H2(g) ∫ 2 NH3(g) Já na reação de análise um reagente é convertido em dois ou mais produtos. Um exemplo é a reação que faz os airbags presentes em veículos inflarem em caso de acidente. A decomposição do composto azida de sódio (NaN3) resulta na produção rápida de gás nitrogênio (N2), o que faz o airbag inflar. Veja a reação: 2 NaN3 (s) é 2 Na(s) 1 3 N2 (g)

Sugestão Filme de Ridley Scott. Perdido em Marte. EUA, 2015

1. Escreva, em seu caderno, os nomes dos óxidos a seguir.

Perdido em Marte. Direção: Ridley Scott. EUA: FOX Filmes, 2015. 1 DVD (144 min). Título original: The Martian. Uma equipe de astronautas é enviada para Marte. Durante uma missão, é surpreendida por uma forte tempestade, e um dos astronautas, Mark Watney (Matt Damon), sofre um acidente e é considerado morto. Abandonado pelos colegas, ele desperta e se vê sozinho em Marte. Percebe então que precisa enfrentar as intempéries até ser resgatado. Para sobreviver, ele precisa sintetizar água, e a técnica utilizada é razoavelmente acurada cientificamente. Compostos inorgânicos

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Você sabia? Como funciona o airbag [...] 1. A desaceleração brusca do carro ativa o dispositivo de airbag. Munida de sensores de velocidade, a unidade de controle eletrônico envia um sinal elétrico para o ignitor do gerador de gás – o responsável por inflar a bolsa. 2. [...] Dentro do gerador de gás, esse dispositivo pirotécnico faz com que substâncias [...] reajam e explodam instantaneamente. [...] 3. A reação química gera nitrogênio suficiente para encher a bolsa (que pode ter entre 60 e 90 litros) em apenas 30 milésimos de segundo. Isso significa que é possível encher um airbag 30 vezes em um único segundo. 4. Empurrada pela expansão do gás, a capa se abre em diversas partes a partir do centro [...]. Essa capa é feita de um plástico especial que tem de 2 a 3 mm de espessura e pequenos sulcos de 0,5 cm. São esses sulcos que garantem que o material romperá nos locais desejados e que nenhum pedaço de plástico atingirá o passageiro. 5. O airbag começa a esvaziar para, só então, absorver o impacto do corpo. Isso porque o choque contra um airbag em processo de inflação seria tão ruim quanto bater direto no painel. [...] BECKER, A. Como funciona o airbag. Superinteressante, jun. 2013. Disponível em: <http://super.abril. com.br/tecnologia/como-funciona-oairbag>. Acesso em: 8 mar. 2016.

Outro exemplo é a eletrólise, em que a passagem de uma corrente elétrica por uma substância a decompõe. Como exemplo temos a quebra de moléculas de água, gerando os gases hidrogênio e oxigênio:

2 H2O(,)

corrente elétrica

2 H2(g) 1 O2(g)

Vejamos outros exemplos de reações entre substâncias inorgânicas.

 eações entre ácidos e bases – R neutralização Como já mencionamos, os sais podem ser formados por meio da reação entre ácidos e bases. Por exemplo, na reação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio, há produção do sal cloreto de sódio e de água, como representado na equação química a seguir: HC, (aq) 1 NaOH (aq) é NaC, (aq) 1 H2O(,) Essas reações são chamadas de reações de neutralização, pois os íons H1, presentes nos ácidos, reagem com os íons OH2, presentes nas bases, formando água e neutralizando, assim, as características do ácido e da base envolvidos. A equação simplificada que representa essa neutralização é: H+ (aq) 1 OH− (aq) é H2O( ,) Vejamos agora como fazer a equação de uma reação entre um monoácido e uma dibase, como o ácido clorídrico e o hidróxido de magnésio: HC, (aq) 1 Mg(OH)2 (aq) é Para que ocorra a neutralização total, é necessário que a quantidade de íons H1 seja igual à quantidade de íons OH2, ou seja, os íons H1 e OH2 devem estar em uma proporção 1 : 1. Como nesse exemplo o ácido libera apenas um íon H1 e a base, dois íons OH2, são necessárias duas moléculas de ácido para neutralizar a base: 2 HC, (aq) 1 Mg(OH)2 (aq) é Assim, teremos a formação do composto cloreto de magnésio e duas moléculas de água: 2 HC, (aq) 1 Mg(OH)2 (aq) é MgC,2 (aq) 1 2 H2O ( ,) A seguir, são apresentadas outras equações químicas que representam reações de neutralização em meio aquoso. • Ácido clorídrico reage com hidróxido de potássio, formando cloreto de potássio e água. HC, (aq) 1 KOH (aq) é KC, (aq) 1 H2O ( ,)

Se achar conveniente retome a nomenclatura dos sais e mostre que ela pode ser explicada com base na reação de neutralização: o nome do ânion provém do nome do ácido, e o nome do cátion provém do nome da base.

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• Ácido sulfúrico reage com hidróxido de potássio, formando sulfato de potássio e água. H2SO4 (aq) 0 2 KOH (aq) é K 2SO4 (aq) 0 2 H2O ( ,)

Capítulo 8

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• Ácido bromídrico reage com hidróxido de cálcio, formando brometo de cálcio e água. 2 HBr (aq) 0 Ca(OH)2 (aq) é CaBr2 (aq) 0 2 H2O ( ,)

• Ácido fosfórico reage com hidróxido de sódio, formando fosfato de sódio e água. H3PO4 (aq) 0 3 NaOH (aq) é Na3PO4 (aq) 0 3 H2O ( ,)

Neutralização parcial Quando, em uma reação de neutralização, os íons H1 e OH2 não estão na proporção 1 : 1, ocorre o que chamamos de neutralização parcial, formando sais com íons H1 e OH2 presentes em suas fórmulas.

Hidrogenossal Considere a reação entre o ácido carbônico (H2CO3) e o hidróxido de sódio (NaOH). Na proporção de 1 : 1, haverá neutralização parcial do ácido e “sobrará” um H no ânion do sal: H2CO3 (aq) 1 NaOH(aq) é NaHCO3 (aq) 1 H2O( ,) O sal formado nesse caso é o NaHCO3, que pode receber o nome de hidrogenocarbonato de sódio ou bicarbonato de sódio. Em ânions provenientes de diácidos, pode ser usado o prefixo bi (bicarbonato, bissulfato etc.). De maneira geral, os sais formados nesse tipo de neutralização parcial recebem o nome de hidrogenossais. A nomenclatura desses compostos é feita com a colocação dos prefixos mono (que pode ser omitido) ou di, dependendo da quantidade de hidrogênios, acompanhados da palavra hidrogeno. Exemplos: • NaHSO4 ∫ monoidrogenossulfato ou hidrogenossulfato de sódio • NaH2PO3 ∫ di-hidrogenofosfato de sódio

Hidroxissal Considere, por exemplo, a reação de neutralização entre ácido clorídrico (HC,) e hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), na proporção de 1 : 1: HC, (aq) 1 Ca(OH)2 (aq) é Ca(OH)C, (aq) 1 H2O(,) Nesse tipo de processo, a base é parcialmente neutralizada pelo ácido, formando um sal com presença de OH na fórmula. Esse tipo de sal é chamado de hidroxissal. O sal formado no exemplo é o hidroxicloreto de cálcio. A nomenclatura, como no caso dos hidrogenossais, é feita com a adição dos prefixos mono (que pode ser omitido) ou di, acompanhados do termo hidroxi. Exemplos: • Ca(OH)C, ∫ (mono)hidroxicloreto de cálcio • A,(OH)2C, ∫ di-hidroxicloreto de alumínio Compostos inorgânicos

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Química em rede Caminhão tomba e causa vazamento de ácido em rodovia de Ribeirão Preto

Sérgio Castro/Estadão Conteúdo

[...] Um caminhão tombou e provocou o vazamento de 25 litros de ácido nítrico na Rodovia Alexandre Balbo, em Ribeirão Preto (SP), no final da tarde desta quinta-feira (28). A substância corrosiva utilizada na fabricação de fertilizantes caiu de um tambor logo depois que o motorista perdeu o controle do veículo. O local foi isolado e cal [hidratada] foi utilizada para neutralizar a ação do ácido. Ninguém ficou ferido. Há risco de contaminação de parte do solo no local, segundo o Corpo de Bombeiros.

CAMINHÃO tomba e causa vazamento de ácido em rodovia de Ribeirão Preto. G1 Ribeirão e Franca, São Paulo, 28 nov. 2013. Disponível em: <http:// g1.globo.com/sp/ribeirao-preto-franca/noticia/2013/11/caminhao-tomba-e-causavazamento-de-acido-em-rodovia-de-ribeirao-preto.html> Acesso em: 15 jan. 2016.

Acidente envolvendo caminhão que transportava ácido clorídrico. O ácido derramado é neutralizado com reagente adequado. Rodovia Castelo Branco, km 35, São Paulo, 2014.

Em situações como a descrita, é importante conhecer as propriedades das substâncias envolvidas para removê-las rapidamente do local do acidente e evitar o agravamento da situação. Alguns ácidos – além de ter poder corrosivo e de causar danos se inalados, queimaduras de pele e irritação nos olhos – são inflamáveis. Na limpeza do local de derramamento, vários cuidados devem ser tomados: o uso de água nesse processo não é indicado, pois os ácidos concentrados reagem de maneira vigorosa com a água, gerando respingos e liberando grande quantidade de calor. Os respingos podem atingir as pessoas, e o calor liberado, causar incêndio. O uso de água pode ainda levar o ácido ao solo do entorno, contaminando a vegetação, rios e lagos, causando sérios danos à vida aquática e à qualidade da água na região. Para que um acidente de derramamento de ácido não se torne muito pior, portanto, o primeiro procedimento a ser realizado é a absorção do máximo de substância ácida (com materiais que vão desde areia a materiais mais elaborados com alto poder absorvente,

Atividades

[...] [...] a empresa agiu rápido na neutralização do ácido nítrico, mas uma pequena área de solo próxima à rodovia foi atingida e pode ter sido contaminada. Além do ácido nítrico que caiu na pista, será preciso retirar também a quantidade de solo contaminada pelo produto [...]. [...]

usados especificamente para substâncias corrosivas). Com isso, evita-se que o ácido se espalhe por uma grande área na rodovia e, ao mesmo tempo, reduz-se a quantidade de resíduo gerado na próxima etapa do tratamento da via, a neutralização desse ácido. Para a neutralização do ácido utilizam-se bases fracas, como hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), conhecido como cal hidratada, ou carbonato de sódio (Na2CO3). Assim, evitam-se reações muito vigorosas (que ocorreriam se cal virgem (CaO) fosse usada). Um ácido não deve ser neutralizado se contiver metais pesados em sua constituição (como o ácido crômico), pois o resíduo pós-neutralização, ao ser removido da estrada, pode contaminar o solo e corpos-d’água do entorno. Ácidos altamente oxidantes (como o ácido perclórico ou o ácido nítrico fumegante) podem participar de reações paralelas durante a neutralização, liberando compostos tóxicos. Nesses casos, a etapa da remoção desses ácidos da via com material absorvente é a única que deve ser empregada.

Escreva no caderno

1. Como é possível perceber com base no texto, situações de emergência química exigem alto conhecimento técnico. Pesquise qual ou quais órgãos públicos no Brasil são responsáveis por lidar com essas situações. 2. Como o texto aponta, o derramamento de ácido em rodovias também pode afetar o solo e as fontes de água. Com base na leitura feita e em seus conhecimentos, discuta com os colegas possíveis formas de lidar com a contaminação do solo e da água por ácido.

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. A água oxigenada é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio. Essa solução deve ser armazenada em recipientes opacos, porque o peróxido sofre decomposição por ação da luz. Equacione a reação de decomposição do peróxido de hidrogênio em água e gás oxigênio e explique por que ela é classificada como uma decomposição. 2. Escreva a equação química que representa a neutralização parcial entre ácido clorídrico (HC,) e hidróxido de alumínio (A,(OH)3) na proporção 1 : 1. 3. O bicarbonato de sódio (NaHCO3) é um sólido cristalino. Ele pode ser obtido pela neutralização parcial de ácido carbônico com hidróxido de sódio, seguido de

evaporação. Represente, por meio de uma equação química, o método descrito de obtenção do bicarbonato de sódio. 4. Considere a reação a seguir. aH3 PO 4 (aq) 1 bNaOH(aq) é sal 1 c H 2 O(,) É correto afirmar que o sal formado será: a) o Na2PO4, desde que a 5 1, b 5 2 e c 5 2. b) o Na2HPO4, desde que b 5 3. c) o NaH2PO4, desde que a 5 1 e b 5 2. d) um hidrogenossal desde que a 5 1 e b < 2. e) um hidroxissal desde que a 5 1 e b > 3.

Reações envolvendo sais Pelo fato de alguns sais apresentarem propriedades ácidas ou básicas, eles reagem respectivamente com bases e ácidos, desde que os produtos formados obedeçam a alguns critérios. Existem também reações entre sais, que ocorrem apenas quando há a formação de um sal insolúvel.

Sal e ácido É comum o uso de fermentos químicos no preparo de alimentos. Quando adicionados à massa e submetidos à temperatura ideal, os fermentos passam por uma série de reações, o que resulta na liberação de substâncias gasosas que produzem pequenas bolhas no interior da massa, fazendo-a crescer. De maneira simples, podemos dizer que os fermentos químicos mais comuns são misturas de substâncias à base de hidrogenocarbonatos (bicarbonatos), que, por ação do calor e/ou da umidade, produzem uma substância gasosa. Considere um fermento à base de bicarbonato de sódio (NaHCO3), um sólido branco, e uma solução aquosa de ácido clorídrico (HC,). Ao misturarmos os dois compostos, teremos a seguinte reação: HC, (aq) 1 NaHCO3 (s) é NaC, (aq) 1 H2CO3 (aq) O ácido carbônico H2CO3 (aq) é instável e se decompõe em CO2 e H2O. Logo, a equação que representa corretamente esse processo é: HC, (aq) 1 NaHCO3 (s) é NaC, (aq) 1 CO2 (g) 1 H2O( ,) A produção do CO2 (g) pode ser observada pela formação de bolhas. Apenas alguns sais reagem com ácidos. De maneira geral, afirma-se que há reação entre um sal e um ácido de Arrhenius quando se forma(m): • substâncias gasosas ou voláteis (representadas por è numa equação química); • um precipitado (sal insolúvel; ver Tabela 5 de solubilidade dos sais); • um ácido mais fraco (menor grau de ionização em relação ao ácido inicial). Tabela 9. Exemplos de reações entre ácido e sal Reação

Evidências que comprovam a reação

HC, (aq) 1 NaCN(aq) é NaC, (aq) 1 HCN(g) ↑

Formação de substância volátil (HCN).

H2SO4 (aq) 1 Ba(NO3 )2 (aq) é BaSO4 (s) 1 2 HNO3 (aq) ↑

Formação de precipitado (BaSO4) e substância volátil (HNO3).

H2CO3 (aq) 1 Ca(C,O3 )2 (aq) é CaCO3 (s) 1 2 HC,O3 (aq)

Formação de precipitado (CaCO3). Compostos inorgânicos

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Sal e base Alguns sais podem reagir com bases. A principal evidência que comprova a ocorrência desse tipo de reação é a formação de: • sal de baixa solubilidade (sal insolúvel); • base de baixa solubilidade (base insolúvel); • base fraca ou instável. Observe na Tabela 10 alguns exemplos desse tipo de reação. Tabela 10. Exemplos de reações entre bases e sais Reação

Evidências que comprovam a reação Formou-se uma base insolúvel em meio aquoso (AgOH).

NaOH(aq) 1 AgNO3 (aq) é NaNO3 (aq) 1 AgOH(s) NaOH(aq) 1 NH4NO3 (aq) é  NH4OH(aq)  1 NaNO3 (aq)  NH4OH(aq)  é NH3 (g)è 1 H2O( ,) Ba(OH)2 (aq) 1 (NH4 )2 SO4 (aq) é 2 NH4OH(aq)  1 BaSO4 (s)  NH4OH(aq)  → NH3 (g)è 1 H2O( ,)

A reação ocorreu, pois se formou uma base instável, que se decompõe liberando gás. A reação ocorreu, pois se formaram uma base instável e um sal insolúvel.

Sal e sal Eduardo Santalliestra

Quando uma solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3) é misturada a uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaC,), ocorre a formação de um sólido, o sal cloreto de prata, conforme equação a seguir: AgNO3 (aq) 1 NaC, (aq) é AgC, (s) 1 NaNO3 (aq)

AgNO3 1 NaC,

Nesse tipo de reação (sal 1 sal), um dos sais formados sempre estará no estado sólido, formando um precipitado. Portanto, para verificar se haverá reação entre os sais, basta avaliar se um dos possíveis sais formados é insolúvel. Por exemplo, ao misturarmos sulfato de sódio (Na2SO4) com nitrato de bário (Ba(NO3)2), ambos solúveis em água, ocorre a seguinte reação representada pela equação: Na2SO4 (aq) 1 Ba(NO3 )2 (aq) é 2 NaNO3 (aq) 1 BaSO4 (s)

Figura 12. Formação de precipitado em reação entre sais.

Assim, sabemos que a reação ocorre porque há a precipitação do sulfato de bário (BaSO4). No entanto, quando misturamos cloreto de sódio (NaC,(aq)) com nitrato de bário (Ba(NO3)2(aq)), ambos em solução, não há reação. Sabemos disso pois não há formação de precipitado. Os íons ficam todos solvatados em solução.

Reações de combustão e oxirredução A combustão é um tipo de reação química que ocorre entre um material chamado combustível (que é queimado) e outro chamado comburente (que reage com o combustível, geralmente o gás O2), com liberação de energia. No entanto, para que essa reação química inicie, além do combustível e do comburente, é necessário um terceiro fator, que pode ser uma faísca, aquecimento etc. A reação de combustão pode envolver substâncias inorgânicas, mas também outras substâncias. A combustão do magnésio, por exemplo, ocorre em fogos de artifício, formando uma luz branca: Mg(s) 1 O2(g) ∫ MgO(s)

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A reação de combustão também está envolvida no processo de queima de um palito de fósforo e há uma curiosidade a respeito do ato de riscar um palito na caixa de fósforo: ao contrário do que a maioria das pessoas pensa, a substância fósforo (a forma alotrópica vermelha) não se encontra na cabeça do palito. Na verdade, ela está na caixa, misturada à areia e ao pó de vidro, constituindo uma superfície que gera atrito. Quando riscamos o palito na caixa, o atrito gera calor, e o fósforo entra em combustão, produzindo uma faísca, que, por sua vez, vai queimar o clorato de potássio (KC,O3), substância vermelha presente na cabeça do palito. Sua queima gera gás oxigênio, que reage com o revestimento parafinado da madeira, produzindo uma chama que consumirá a madeira por aproximadamente dez segundos. A combustão do fósforo pode ser representada da seguinte forma: P(s) 1 O2(g) ∫ P2O5(s) As reações de combustão são um tipo de reação de oxirredução. A corrosão dos metais e o descoramento de pigmentos são outros exemplos desse tipo de reação presentes no nosso dia a dia. Uma reação de oxirredução ocorre quando um reagente cede elétrons, enquanto outro reagente recebe elétrons. Vamos retomar o exemplo da combustão do magnésio: 2 Mg(s) 1 O2(g) ∫ 2 MgO(s) Por serem substâncias simples, o magnésio metálico e o gás oxigênio não apresentam cargas. Sabemos, no entanto, que o óxido de magnésio é formado pela ligação entre os íons Mg21 e O22. Portanto, analisando separadamente cada componente, podemos afirmar que, para formar o óxido, o magnésio precisa perder dois elétrons, adquirindo carga 21, e o oxigênio, receber dois elétrons, adquirindo carga 22. Esse tipo de reação é denominado reação de oxirredução. Chamamos a reação em que ocorre perda de elétrons de oxidação, e a reação em que ocorre ganho de elétrons de redução. A corrosão de metais é uma reação de oxidação. Para que o metal perca elétrons, é necessário que outro elemento receba esses elétrons. No caso do enferrujamento, por exemplo, o ferro perde elétrons para a água e para o oxigênio do ar atmosférico.

Exercícios propostos 1. A seguir são propostas reações entre sais em meio aquoso. Identifique se a reação ocorre ou não. Em caso afirmativo, escreva a equação química completa. I. AgNO 3 (aq) 1 NaC,(aq) II. KNO 3 (aq) 1 Na 2SO 4 (aq) 2. Uma das formas de retirar contaminantes como metais pesados da água é por meio de reações de precipitação. Um efluente está contaminado com nitrato de prata e, para descontaminá-lo, é adicionada uma solução de cloreto de sódio. Explique por que esse procedimento permite a retirada dos íons prata do efluente. 3. O alumínio é produzido a partir de seu minério, chamado de bauxita. Trata-se de um processo de produ-

Escreva no caderno

ção que consome muita energia elétrica, tornando muito vantajosa, ambiental e economicamente, a sua reciclagem. A bauxita tem cor avermelhada e passa por um processo de purificação para que se possa extrair a alumina (A,2O3). Depois de pronto, o alumínio metálico reage com o gás oxigênio do ar, formando uma película protetora de óxido de alumínio (A,2O3). Isso impede que haja mais corrosão do metal. O fenômeno recebe o nome de passivação. Escreva a reação de passivação do alumínio, e indique qual elemento sofre redução e qual elemento sofre oxidação. Compostos inorgânicos

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CONEXÕES

© 2016 Google

Vista aérea do subdistrito de Bento Rodrigues (MG) antes do acidente.

260 m

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Vista aérea de Bento Rodrigues após o acidente. Comparando-se fotos de Bento Rodrigues antes e depois do acidente, pode­ ‑se ter uma ideia de como essa região foi afetada.

Barragem do Fundão

Barragem de Santarém Bento Rodrigues 1 km

O Brasil é um dos maiores produtores de minério de ferro do mundo, possuindo minas de ferro em diversas regiões. Um dos maiores complexos de mineração do país está localizado nos municípios de Anchieta (ES), Mariana (MG) e Ouro Preto (MG). Sua atividade envolve desde a extração do minério até a lavra, o transporte, a pelotização e a exportação. Todo esse processo movimenta uma economia que gera empregos e recursos financeiros para essas regiões por meio de pagamento de impostos. O minério de ferro obtido em Mariana é extraí­ do de uma mina a céu aberto, utilizando-se equipamentos de grande porte, como tratores e carregadeiras. Um sistema de correias interconectado o transporta por longas distâncias até o setor de beneficiamento, onde é transformado em polpa de minério e, então, conduzido pelo mineroduto até Anchieta. Nesse local, ocorre outra transformação, a pelotização, processo em que o minério é transformado em pelotas. Ele é então exportado por via marítima para diversos países.

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Imagens GlobalGeo Geotecnologias/DigitalGlobe

Imagens GlobalGeo Geotecnologias/DigitalGlobe

Atividade mineradora e o acidente em Mariana

Vista aérea do complexo Mineradora-Barragens do subdistrito de Bento Rodrigues. As barragens podem estar localizadas em regiões altas, acima de pequenas cidades, como é o caso das barragens de Santarém e do Fundão. No final de 2015, uma delas rompeu-se, lançando seus rejeitos no meio ambiente.

Durante o beneficiamento, a hematita e o quartzo são separados, resultando na concentração do minério e posterior transformação em polpa, procedimento necessário porque o minério dessa mina em particular é pobre em ferro. Nesse processo, ocorrem as etapas de britagem, moagem e flotação, em que reagentes químicos como o calcário, a bentonita e o carvão são adicionados com o propósito de purificar o minério. Durante todo o beneficiamento são geradas grandes quantidades de rejeitos que contêm alto grau de toxicidade (presença de metais pesados e uma diversidade de materiais em suspensão). Além disso, como é empregada enorme quantidade de água, há grande geração de efluentes. Tanto os resíduos sólidos como os efluentes são depositados em barragens controladas pela empresa responsável pela mina e monitoradas por órgãos ambientais. Em Mariana, há um sistema de barragens utilizado com o objetivo de reter os sólidos dispersos nos efluentes. No final de 2015, esse sistema rompeu-se causando grande impacto ambiental, não só sobre essa região, mas também sobre diversas cidades dos estados de Minas Gerais e Espírito Santo.

Capítulo 8

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A Gazeta – Editoria de Arte – Genildo

Percurso da lama de rejeitos do subdistrito de Bento Rodrigues até o mar. Estima-se que 50 milhões de metros cúbicos de rejeito foram derramados. Esse volume, associado ao declive, foi suficiente para conduzir a lama de Minas até o oceano. Por ter contaminado a água do Rio Doce, não só a fauna e a flora locais foram afetadas, mas também a população dessas regiões, que ficou sem acesso à água potável.

0

75

Douglas Magno/AFP/Getty Images

km

Casas submersas pela lama de rejeitos que vazou da barragem.

Em razão da contaminação do Rio Doce (veja o esquema), esse incidente impactou a vida de toda a população das regiões afetadas. Um exemplo disso ocorreu na cidade de Governador Valadares (MG), de 278 mil habitantes, que teve o abastecimento de água suspenso por mais de 24 horas, por causa do alto nível de contaminação.

Atividades

Além disso, a lama atingiu a região da represa de Candonga, localizada na cidade de Santa Cruz do Escalvado (MG), obrigando a abertura das comportas da hidrelétrica a fim de evitar que sua barragem se rompesse. Com isso, a lama avançou por muitas cidades, entre elas Colatina (ES), onde os moradores chegaram a receber água em casa com coloração marrom e forte odor.

Escreva no caderno

1. A presença de um importante complexo de mineração como o de Mariana impacta a vida da sociedade local. Além dos benefícios citados no texto, que outra vantagem a mineração de ferro traz para o país e o que poderia ocorrer com a economia local se as atividades mineradoras dessa região fossem interrompidas? 2. O trecho percorrido pela lama de rejeitos demonstra que ela chegou até o mar, contaminando-o com seus resíduos químicos. Quais são as possíveis consequências desse acidente para os animais marinhos da orla costeira? 3. O texto informa que o nível de contaminação das águas do Rio Doce é alto, motivo pelo qual o abastecimento de água foi interrompido até que a lama se diluísse. Por que esse procedimento foi necessário? 4. Alguns especialistas afirmam que o acidente em Mariana produziu efeito em diversos locais por causa do posicionamento das barragens em região de alto declive. Você concorda com eles? Em grupo, apresentem suas opiniões sobre o tema e proponham ações preventivas que poderiam ter sido executadas para evitar um acidente de tal magnitude.

Compostos inorgânicos

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Exercícios complementares 1. (UFU-MG) Correlacione os ácidos da 1a coluna com as respectivas características e aplicações listadas na 2a coluna. 1a coluna I. H2SO4 II. H3PO4 III. HC, IV. CH3COOH V. HCN

Escreva no caderno

3. (PUC-PR) A emissão de óxidos ácidos para a atmosfera vem crescendo cada vez mais nas últimas décadas. Eles podem ser emitidos através de fontes naturais, tais como a respiração vegetal e animal, erupções vulcânicas e decomposição de restos vegetais e animais. No entanto, o fator agravante é que alguns óxidos ácidos são liberados também na combustão de combustíveis fósseis, como os derivados do petróleo (gasolina, óleo diesel etc.). FOGAÇA. J. Óxidos e chuva ácida. Brasil Escola. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/Oxidos-chuva-Acida.htm>.

2 coluna a

Encontrado no comércio como ácido muriático. Usado para temperar saladas. Adicionado em bebidas e refrigerantes. Adicionado em baterias de automóveis.

Extremamente tóxico.

Marque a alternativa que apresenta a sequência correta de cima para baixo. a) I, II, IV, V, III. b) III, IV, II, I, V. c) IV, II, III, V, I. d) IV, II, I, III, IV. 2. (UFRGS-RS) Em ambientes fechados, tais como submarinos e espaçonaves, há necessidade de eliminar o gás carbônico produzido pela respiração. Para evitar esse acúmulo de gás carbônico, podem ser utilizados diferentes métodos. A seguir são apresentados dois desses métodos, com suas respectivas reações. Método 1: uso de hidróxido de lítio CO 2 1 2 LiOH é Li 2CO 3 1 H 2O Método 2 : reação com óxido de cálcio CO 2 1 CaO é CaCO 3 Sobre as reações e os reagentes envolvidos nesses métodos, pode-se afirmar que: a) ambas as reações originam sais insolúveis em água. b) todas as substâncias participantes dessas reações são iônicas.

a) óxidos ácidos são substâncias moleculares, formadas, principalmente, pelo enxofre e pelo nitrogênio e que, ao entrarem em contato com a água, reagem formando ácidos, por exemplo, sulfuroso, sulfúrico, nítrico e nitroso. b) o gás carbônico (CO2) e o monóxido de carbono (CO) são exemplos de óxidos que reagem com a água, formando ácidos. c) óxidos ácidos são substâncias iônicas, formadas pela ligação de metais (principalmente alcalinos e alcalinoterrosos) com o oxigênio. d) o trióxido de enxofre neutraliza o hidróxido de sódio na proporção molar de 1 : 1. e) a chuva ácida é a responsável direta pelo fenômeno conhecido como efeito estufa, cujo agravamento eleva as temperaturas médias de nosso planeta. 4. (Udesc-SC) Um estudante de Química obteve uma solução indicadora ácido-base, triturando no liquidificador algumas folhas de repolho-roxo com água. Em seguida, ele dividiu a solução obtida em três tubos de ensaio (A, B e C) e no primeiro tubo adicionou uma pequena quantidade de vinagre (solução de ácido acético); no segundo, alguns cristais de soda cáustica (NaOH); e no terceiro, alguns cristais de sal para churrasco (NaC,), obtendo o resultado conforme mostra o quadro: Tubo de ensaio

Substância adicionada

Coloração inicial

Coloração final

A

Vinagre

Roxa

Vermelha

d) todos os compostos participantes dessa reação são óxidos.

B

Soda cáustica

Roxa

Verde

e) ambas as reações produzem a mesma massa de sal quando consomem iguais quantidades de CO2.

C

Sal para churrasco

Roxa

Roxa

c) o carbonato de lítio é uma substância que, quando dissolvida em meio aquoso, produz solução básica.

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Sobre óxidos ácidos e suas implicações ambientais, é correto afirmar que:

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Se o estudante realizar outro experimento adicionando no tubo A KOH, no B HNO3 e no C KNO3, contendo a solução inicial extraída do repolho-roxo, a coloração final, respectivamente, será: a) roxa, verde, roxa. b) roxa, vermelha, verde. c) verde, roxa, vermelha. d) vermelha, verde, roxa. e) verde, vermelha, roxa. 5. (Ulbra-RS) Achocolatado é recolhido depois de causar mal-estar em consumidores Queixas chegaram à Vigilância Sanitária Estadual e foram relatadas por moradores de Canoas, São Leopoldo e Porto Alegre. Na zona sul da Capital, uma menina de 10 anos foi levada ao Hospital de Pronto Socorro (HPS) depois que sentiu uma forte ardência na boca e na garganta ao beber o produto, comprado pela avó dela, que é dona de um minimercado no bairro Guarujá. A garota foi medicada e retornou para casa nesta tarde. Segundo a responsável pelo setor de alimentos da Divisão de Vigilância Sanitária do Estado, Susete Lobo Saar de Almeida, uma análise laboratorial prévia do produto constatou alterações no pH da bebida. Esse índice, que aponta o quanto uma substância é ácida ou alcalina, estaria em torno de 13 — em uma escala que vai de zero a 14 — indicando grande alcalinidade no produto. Fonte: http://zerohora.clicrbs.com.br

Qual das substâncias abaixo poderia ter causado o problema citado na reportagem? a) Ácido sulfúrico.

d) Dióxido de carbono.

b) Hidróxido de sódio.

e) Cloreto de amônio.

c) Nitrato de potássio. 6. (UFTM-MG) Íons bário em solução aquosa são muito tóxicos para o ser humano, assim, todos os sais solúveis de bário podem ser fatais se ingeridos, como o BaC,2. Há, também, sais de bário praticamente insolúveis em água, como o BaSO4 e o BaCO3: o primeiro é utilizado como contraste em determinados exames radiográficos e sua ingestão não causa problemas; já o segundo, se ingerido, pode causar a morte. a) Escreva a configuração eletrônica em camadas do íon bário. b) Sabendo que o suco gástrico contém ácido clorídrico, explique por que o sal utilizado como contraste

pode ser ingerido sem causar danos, desde que puro, e por que o carbonato de bário, mesmo sendo insolúvel em água, pode ser fatal se ingerido. 7. (UFRN) Os vidros são materiais conhecidos desde a Antiguidade e têm um tempo de degradabilidade de mais de mil anos. Sua importância, nas diferentes esferas da vida, relaciona-se com suas propriedades, pois são materiais que podem ser reutilizados e infinitamente reciclados sem perder suas propriedades. Na produção de vidros, a matéria-prima principal é o óxido de silício ou sílica (SiO2), um sólido cristalino que forma uma rede atômica contínua ou um macrocristal obtido pela extração convencional de areia. O SiO2 apresenta elevada temperatura de fusão, que varia entre 1 700 °C e 1 800 °C. Considerando esses valores de temperatura, no processo de produção do vidro com sílica pura, seria inviável não adicionar óxidos de sódio e de potássio, que atuam como fundentes (diminuem a temperatura de fusão). Na produção de vidro, outra matéria-prima usada é o feldspato, um mineral constituído por aluminossilicato duplo de sódio e potássio (KNa(A,Si3O8)), que, ao se decompor, produz os óxidos de potássio, de sódio, de alumínio, e também sílica. Um processo para a obtenção do vidro consiste na fusão desses materiais, seguido do Banho Float, no qual a massa é derramada em uma piscina de estanho líquido, em um processo contínuo. Devido às diferenças de densidade entre os materiais, o vidro flutua sobre o estanho, ocorrendo um paralelismo entre as duas superfícies. A partir desse ponto, é determinada a espessura do vidro. A seguir, na galeria de recozimento, a folha de vidro será resfriada controladamente até aproximadamente 120 °C e, então, preparada para o corte. Antes de ser cortada, a folha de vidro é inspecionada por um equipamento chamado “scanner”, que utiliza um feixe de raio laser para identificar eventuais falhas no produto. O corte é realizado em processo automático e em dimensões pré-programadas e, depois disso, o vidro é armazenado. a) Identifique, na obtenção do vidro, um processo que não é considerado processo químico. Justifique. b) Escreva as fórmulas químicas do óxido de sódio e do óxido de alumínio, matérias-primas usadas na produção do vidro. c) Por que a reciclagem do vidro pode ser considerada um processo químico sustentável que beneficia o meio ambiente? Compostos inorgânicos

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Exercícios complementares 8. (Udesc-SC) O Governo Brasileiro tem incentivado o uso de combustíveis menos poluentes, como o diesel adicionado de biodiesel em 5% (denominado B5) que, por causa de sua fonte diferenciada em relação ao diesel tradicional, não tem enxofre, e também o uso do diesel com menor teor de enxofre, denominado S50, que tem teor máximo desse elemento de 50 mg/kg do combustível. O uso desses combustíveis tem como objetivo diminuir a poluição ambiental, principalmente pela diminuição do lançamento de enxofre e seus compostos na atmosfera. Assinale a alternativa incorreta em relação a esta questão ambiental. a) O enxofre sofre oxidação durante a queima do combustível no motor, gerando dióxido de enxofre gasoso. b) Os óxidos de enxofre formados durante a queima do combustível, por se tratarem de óxidos básicos, podem se combinar com o vapor de água na atmosfera, formando bases fracas, responsáveis pela acidez da chuva. c) O SO2 (g) formado na combustão do diesel pode se oxidar a SO3 (g) na atmosfera, que, em contato com umidade, pode gerar H2SO4. d) A chuva ácida de origem sulfúrica é prejudicial para o meio ambiente, pois contribui para a dissolução de materiais carbonáceos, como recifes, corais e monumentos históricos, e também influencia na agricultura, diminuindo a biodisponibilidade de Ca21, uma vez que forma o sal CaSO4 pouco solúvel. e) A transformação do enxofre elementar em SO2 (g) é uma reação de oxirredução, que ocorre com redução do oxigênio e oxidação do enxofre. 9. (Enem/MEC) A formação frequente de grandes volumes de pirita (FeS2) em uma variedade de depósitos minerais favorece a formação de soluções ácidas ferruginosas, conhecidas 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 25 °C, a pirita sofre reação, de acordo com a equação química: 4 FeS2 (s) 1 15 O2 (g) 1 2 H 2O(,) é é 2 Fe2 (SO4 )3 (aq) 1 2 H 2SO4 (aq) FIGUEIREDO, B. R. Minérios e ambiente. Campinas: Unicamp, 2000.

200

Escreva no caderno

Para corrigir os problemas ambientais causados por essa drenagem, a substância mais recomendada a ser adicionada ao meio é o a) sulfeto de sódio.

d) dióxido de carbono.

b) cloreto de amônio.

e) carbonato de cálcio.

c) dióxido de enxofre. 10. (UERN) Apesar do perigo iminente de os astronautas ficarem sem O2 para respirar, a principal preocupação da NASA era evitar que a atmosfera da espaçonave ficasse saturada de gás carbônico (CO2) exalado pela própria equipe. Isso causaria um abaixamento do pH do sangue da tripulação (acidemia sanguínea). Para eliminar o CO2 há, adaptados à ventilação, recipientes com LiOH, uma base capaz de absorver esse gás.

CO 2 1 2 LiOH é Li 2CO 3 1 H 2O (Pereira, L. F. Folha de S.Paulo, 29/05/2003.)

A partir das informações e da reação contida no trecho anterior, marque a afirmativa correta. a) O hidróxido de lítio é uma base fraca. b) O dióxido de carbono é um óxido ácido. c) O carbonato de lítio é uma molécula biatômica. d) O hidróxido de lítio apresenta ligação do tipo covalente. 11. (Udesc-SC) O uso de água com altos teores de íons Ca21, HCO 3− e CO 32− em caldeiras, nas indústrias, pode gerar incrustações nas tubulações, devido à formação do carbonato de cálcio, CaCO3. A remoção das incrustações é realizada com ácido clorídrico, HC,. Os produtos resultantes da reação do CaCO3 com o HC, são: a) CaC,2, CO2 e H2O.

d) NaC2, CO2 e H2O.

b) CaHCO3, CO2 e H2O.

e) CaO, CO2 e H2O.

c) CaC,2 e CO2. 12. (UEM-PR) A azia é caracterizada pela ardência no esôfago e é causada pelo excesso de sucos digestivos no estômago, entre eles o ácido clorídrico. Essa condição é comum entre pessoas estressadas, pessoas que não se alimentam corretamente e gestantes. Medicamentos que contêm hidróxido de alumínio e hidróxido de magnésio, carbonatos e os bicarbonatos são indicados para o alívio de sintomas da azia. Sobre o texto e os conhecimentos sobre funções inorgânicas, assinale o que for correto.

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01) Na reação NaHCO 3 1 HC, é NaC, 1 H 2O 1 CO 2 que se processa entre o ácido estomacal e um tipo de medicamento, estão envolvidos como reagentes um tipo de ácido e um tipo de base de Arrhenius. 02) O consumo de refrigerante não é indicado para alívio da azia, pois eles não são capazes de neutralizar a acidez estomacal, uma vez que contêm ácido carbônico (H2CO3) em sua composição, fato evidenciado pela liberação de gás carbônico (CO2) proveniente da decomposição desse ácido. 04) Os hidróxidos de alumínio e magnésio estão corretamente associados à redução dos sintomas da azia, pois agem neutralizando o ácido clorídrico presente no estômago. 08) O bicarbonato de sódio (NaHCO3), componente principal dos sais de fruta (nome comum de medicamentos para azia), é obtido a partir da neutralização parcial de um mol de ácido carbônico (H2CO3) por um mol de hidróxido de sódio. 16) A neutralização total do ácido gástrico por leite de magnésia (hidróxido de magnésio) está corretamente representada pela equação: Mg(OH)2 1 2 HC, é MgC,2 1 2 H 2O

Soma: 30 (02 + 04 + 08 + 16)

13. (Enem/MEC) Os tubos de PVC, material organoclorado sintético, são normalmente utilizados como encanamento na construção civil. Ao final da sua vida útil, uma das formas de descarte desses tubos pode ser a incineração. Nesse processo libera-se HC, (g), cloreto de hidrogênio, dentre outras substâncias. Assim, é necessário um tratamento para evitar o problema da emissão desse poluente. Entre as alternativas possíveis para o tratamento, é apropriado canalizar e borbulhar os gases provenientes da incineração em:

Sal

Solubilidade

NaI

solúvel

PbI2

insolúvel

NaNO3

solúvel

Pb(NO3)2

solúvel

Com base nessa tabela, é correto afirmar que a presença dos íons Pb2(aq) pode ser evidenciada adicionando-se a uma amostra do conteúdo do frasco sem rótulo uma pequena porção de: a) NaI(aq).

c) Pb(NO3)2(aq).

b) NaNO3(aq).

d) PbI2(s).

15. A solubilidade de um sal depende do cátion e do ânion envolvidos na sua formação. Por exemplo, sais de metais alcalinos e sais de nitratos são sempre solúveis em água. Classifique os sais a seguir em solúveis ou insolúveis em água. I. NaC, III. BaSO4 II. Fe(NO3)2

IV. AgC,

16. Produtos comerciais chamados de “limpa pedras” contêm o ácido muriático em sua composição, que nada mais é que o ácido clorídrico impuro. Equacione a reação dessa substância com o carbonato de cálcio, componente do mármore, justificando por que essa reação ocorre. 17. Quando os palitos de fósforo começaram a ser fabricados, o fósforo ficava na cabeça do palito, mas os riscos de acidentes eram grandes, pois os palitos dentro da caixa podiam friccionar-se uns com os outros, produzindo chama. São relatados casos de pessoas que guardavam caixas de fósforo no bolso que acabavam pegando fogo, provocando graves queimaduras. Por essa razão, atualmente o fósforo está presente na parte externa da caixa; é a superfície onde riscamos o palito. A reação de queima do fósforo é uma oxirredução:

a) água dura.

4 P(s) 1 5 O2(g) ∫ 2 P2O5(s)

b) água de cal.

Indique, nessa reação, qual elemento sofre uma redução e qual elemento sofre uma oxidação.

c) água salobra. d) água destilada. e) água desmineralizada. 14. (UFMG) Um grupo de estudantes encontrou um frasco sem rótulo contendo uma solução incolor que suspeitaram conter íons Pb2(aq). Para testar essa possibilidade, eles construíram a tabela a seguir, em que está indicada a solubilidade em água de quatro sais.

18. Escreva o que você aprendeu neste capítulo que reforça as instruções que Oliver Sacks recebeu do seu tio na montagem de um laboratório, no que se refere à periculosidade de alguns reagentes. 19. Por que as misturas acidentais de substâncias podem ser perigosas? Compostos inorgânicos

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CAPÍTULO 9

Mol e estequiometria

Você já imaginou como seria abastecer um carro e pagar pelo combustível sem uma unidade de medida de volume? Ou comprar uma porção de alimento sem um referencial de medida de massa? A necessidade de realizar medições acompanha o ser humano desde a Antiguidade. Para isso, inicialmente foram criados padrões simples, como usar o corpo humano para medir comprimentos ou comparar a massa de dois objetos equilibrando-os um em cada mão. Como essas formas de medição eram variáveis, as relações comerciais e a troca de informações entre os diversos povoados se tornavam bastante complicadas. Com os avanços da ciência e da tecnologia, os padrões de medida foram ficando cada vez mais sofisticados, culminando com a criação do Sistema Internacional de Unidades (SI) em 1960, que definiu sete grandezas de base, consideradas independentes: comprimento, massa, tempo, corrente elétrica, temperatura termodinâmica, quantidade de matéria e intensidade luminosa. A definição dessas grandezas permitiu, então, a criação de grandezas derivadas, formadas por relações algébricas entre as grandezas de base. Para medir a grandeza comprimento, de acordo com o SI, utiliza-se o metro (m). Já grandezas derivadas do comprimento, como a área e o volume, podem ser medidas em metros quadrados (m2) e metros cúbicos (m3), respectivamente. Essas relações são bastante úteis no cotidiano. Conhecendo as dimensões de uma represa, podemos estimar, por exemplo, o volume de água disponível em um dado momento por meio da observação do valor indicado por um pilar de medição de nível de água. Esses pilares fornecem um referencial visual que é importante para a previsão de abertura das comportas da represa, evitando inundações, ou mesmo para a avaliação da redução do nível de água em períodos de seca. Na Química também foram criados padrões e unidades de medida para quantificar a matéria e realizar cálculos envolvendo transformações, de modo a compreender os processos que acontecem ao nosso redor. Utilizando medidores de nível de água, podemos calcular o volume de água que evapora de uma represa ao longo de um período. Mas e se quiséssemos determinar quantas moléculas de água foram liberadas para a atmosfera no processo de evaporação? Ou mesmo o número de átomos de oxigênio e de hidrogênio presentes no volume evaporado de água? Quais unidades de medida e relações entre grandezas seriam mais adequadas?

1. Considere uma represa retangular que possui 200 m de largura e 500 m de comprimento. Supondo que no início de um dia o medidor de nível de água dessa represa registrava 60 cm e que 2% do volume de água evapora por dia, qual o volume dessa represa ao final do dia? Considere que não houve variação no volume, exceto pela evaporação.

2. Sabendo que a densidade da água é aproximadamente 1 g/cm3 (a 20 °C), que valor você precisaria conhecer para estimar quantas moléculas de água estão presentes no volume de água evaporado dessa represa no dia da medição citada acima? Como você poderia calcular esse valor?

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Patrick Foto/Shutterstock.com

Pilar medidor do nĂ­vel de ĂĄgua em uma represa.

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Comparando massas em nível atômico Como vimos anteriormente, no final do século XVIII, Lavoisier e Proust desenvolveram estudos sobre as combinações em massa das substâncias em uma transformação química e estabeleceram, por meio de observações empíricas, as leis ponderais. Com base nessas leis, Dalton elaborou a sua teoria atômica, que propunha que a matéria seria formada por partículas de dimensões minúsculas, indestrutíveis e indivisíveis, ou seja, os átomos. A teoria de Dalton explicava de maneira satisfatória as leis ponderais e, portanto, estabelecia que os materiais fossem formados pela combinação de átomos. Mas seria possível por meio das leis ponderais determinar a massa dos átomos? Em princípio, Dalton admitiu que não poderia calcular o valor individual da massa de cada átomo, mas que seria possível encontrar uma massa relativa, utilizando um valor de referência. Naquela época, Dalton já sabia que a substância água era resultado da combinação de dois elementos químicos, o hidrogênio e o oxigênio, e que esses elementos apresentavam uma proporção em massa de 11,1 g de hidrogênio e 88,9 g de oxigênio para cada 100 g de água. Considerando que a massa da molécula (na época chamada de átomo composto) de água seria resultado da combinação das massas de hidrogênio e oxigênio presentes em sua composição, Dalton pôde estabelecer uma relação de comparação e concluiu que a contribuição em massa de oxigênio na molécula de água era oito vezes maior que a de hidrogênio. massa de oxigênio 88,9 g 5 8 massa de hidrogênio 11,1 g Entretanto o número de átomos de hidrogênio e de oxigênio presentes em cada molécula de água ainda era desconhecido. Dalton considerou que ela seria formada por apenas um átomo de hidrogênio e um de oxigênio (HO), e que, portanto, a massa do átomo de oxigênio seria oito vezes maior que a do átomo de hidrogênio. Atualmente, sabemos que a massa do átomo de oxigênio é 16 vezes maior que a do átomo de hidrogênio, mas essa relação só pôde ser estabelecida ao se determinar que a composição atômica da água não é de 1 : 1, mas sim de 2 : 1. Ou seja, são necessários dois átomos de hidrogênio para cada átomo de oxigênio para que uma molécula de água seja formada. Logo, a contribuição em massa, neste caso, segue a seguinte proporção: massa de 1 átomo de O massa de 2 átomos de H

58Æ

massa de 1 átomo de O 5 16 massa de 1 átomo de H

Utilizando a massa do átomo de hidrogênio como unidade de referência, Dalton calculou massas atômicas relativas para os demais átomos conhecidos. Porém, nem todos apresentavam valores inteiros de massa atômica. Além disso, como o número de compostos contendo apenas hidrogênio e outro elemento é bastante pequeno, na maior parte das vezes se utilizava o oxigênio como referência para o cálculo das massas atômicas relativas. Por esse motivo, outros cientistas propuseram uma nova escala de massas atômicas, com base na massa do átomo de oxigênio, convencionada inicialmente como igual a 100 unidades e, posteriormente, igual a 16 unidades.

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Capítulo 9

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Massa atômica

Editoria de arte

Por quase um século, tanto o hidrogênio quanto o oxigênio foram utilizados como referenciais de massa atômica em publicações científicas, e muitas discussões entre os cientistas aconteceram. Após a descoberta da existência dos isótopos oxigênio-17 (17O) e oxigênio-18 (18O), em 1929, o uso do oxigênio como referencial de massa perdeu força e, em 1961, a IUPAC definiu como padrão o uso do isótopo mais estável do elemento carbono, o carbono-12 (12C), a cuja massa atribuiu-se o valor 12. 1 Assim, convencionou-se que a unidade de massa atômica (u) é igual a 12 (um doze avos) da massa de um átomo de 12C. Portanto, se fosse possível dividir um átomo de 12C em doze partes iguais, 1 u equivaleria à massa de uma dessas partes, aproximadamente 1,66  10227 kg. dividido em 12 partes iguais 12

C

1 do átomo de 12C 5 12

5 1 u (unidade de massa atômica)

Figura 1. Representação esquemática da equivalência em massa de uma unidade de massa atômica (1 u). (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Assim, a massa atômica indica o número de vezes que a massa de um áto1 mo é maior que da massa do carbono-12. Por exemplo, quando dizemos que 12 a massa de um átomo de cálcio é 40 u, significa que a sua massa é 40 vezes a 1 do 12C. massa de 12 Atualmente, a massa dos átomos é determinada experimentalmente em equipamentos chamados espectrômetros de massa. A Tabela 1 mostra alguns exemplos. Tabela 1. Massa atômica de alguns elementos químicos Elemento químico

Massa atômica (u)

Elemento químico

Massa atômica (u)

Flúor, 199 F

18,9984

Fósforo, 31 P 15

30,9737

Sódio, 23 Na 11

22,9897

Iodo, 127 I 53

126,9044

Alumínio, 27 A, 13

26,9815

Ouro, 197 Au 79

196,9665

Fonte de pesquisa: LIDE, D. R. (Ed.). Atomic masses and abundances. In: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 1-10 – 1-11.

Note que, embora os valores de massa atômica sejam bastante próximos dos valores de número de massa (A) dos átomos, eles não são iguais. Isso ocorre porque a massa dos prótons e a dos nêutrons não têm exatamente o mesmo valor, e a massa dos elétrons, apesar de ínfima, é considerada para cálculos mais precisos. Além disso, em virtude da interação entre os prótons e nêutrons no núcleo de um átomo, a massa do núcleo é ligeiramente menor que a soma das massas que essas partículas teriam se estivessem separadas. Porém, por questões didáticas, muitas vezes se utilizam valores aproximados de massa atômica, sem casas decimais, para a realização de cálculos, de modo que seu valor acaba coincidindo numericamente com o valor do número de massa do átomo.

Lembre-se: o número de massa não apresenta unidade, é apenas uma soma da quantidade de prótons e de nêutrons presentes no núcleo de um átomo.

Mol e estequiometria

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Determinação da massa atômica de um elemento químico A maioria dos elementos químicos apresenta-se na natureza sob a forma de dois ou mais isótopos. Nesses casos, para determinar o valor da massa atômica do elemento, calcula-se a média ponderada, em termos de abundância, da massa desses isótopos. O elemento cloro, por exemplo, apresenta dois isótopos naturais, o cloro-35 e o cloro-37. Para determinar a massa atômica desse elemento químico, devemos saber qual é a massa atômica e a abundância na natureza (participação percentual) de cada um dos seus isótopos. A Tabela 2 mostra esses valores para o elemento cloro. Tabela 2. Abundância natural e massa atômica dos isótopos do elemento cloro Elemento químico Cloro (17C,)

Isótopo

Símbolo

Massa atômica

Abundância natural (%)

Cloro-35

35 C, 17

34,9688

75,76

Cloro-37

37 C, 17

36,9659

24,24

Fonte de pesquisa: LIDE, D. R. (Ed.). Atomic masses and abundances. In: CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. p. 1-9.

Utilizando valores aproximados de massa atômica para facilitar os cálculos, podemos determinar a massa atômica do elemento cloro por meio da seguinte média ponderada: MA C

(35 u 75,76%) (37 u 24,24%) 100

MA C

3548,5 u  35,5 u 100

2651,6 u 896,9 u 100

Logo, a massa atômica do elemento cloro é aproximadamente igual a 35,5 u, 1 ou seja, sua massa é 35,5 vezes maior que a massa de do carbono-12. 12

Massa molecular Conhecendo a composição química e a massa atômica dos elementos presentes em uma substância, podemos determinar a massa de cada molécula ou unidade do aglomerado iônico que a compõe. Por exemplo, sabendo que cada molécula da substância água (H2O) é formada por 2 átomos do elemento hidrogênio e 1 átomo do elemento oxigênio, podemos consultar uma tabela periódica e encontrar os valores da massa atômica do oxigênio (MAO 5 16,0 u) e do hidrogênio (MAH 5 1,01 u). Se somarmos as massas atômicas desses elementos, considerando a proporção em que eles aparecem na molécula, estaremos determinando a massa dessa molécula em unidades de massa atômica (u), que é denominada massa molecular. Assim, para a molécula de água, temos: MMH2O 5 (2 ? 1,01 u) 1 16,0 u 5 18,02 u 1 Ou seja, a massa molecular da água é igual a 18,02 vezes a massa de do 12 carbono-12. Portanto, podemos dizer que massa molecular é a massa de uma molécula ou de uma unidade de um aglomerado iônico expressa em unidades de massa atômica, e que ela indica o número de vezes que a massa da molécula ou de 1 uma unidade de um aglomerado iônico é maior que da massa de um átomo 12 de carbono-12.

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Escreva no caderno

Exercícios propostos

U 5 99,27% U 5 0,72% 234 U 5 0,0054% Considerando os dados apresentados, estime a massa atômica do elemento químico urânio. 237,97 u

1. Considere o texto a seguir.

238

235

Isótopos estáveis de carbono, nitrogênio, enxofre, hidrogênio e oxigênio são considerados, atualmente, ferramentas úteis aos fisiologistas, ecólogos e a outros pesquisadores que estudam os ciclos de matéria e energia no ambiente. Nos últimos vinte anos, essa técnica vem sendo aplicada em ambientes aquáticos e tem se mostrado muito eficiente e promissora. [...] PEREIRA, A. L.; BENEDITO, E. Isótopos estáveis em estudos ecológicos: métodos, aplicações e perspectivas. Revista Biociências, Taubaté, v. 13, n. 1-2, jan./jun. 2007. Periódicos científicos da Universidade de Taubaté.

3. Considere as massas atômicas dos elementos químicos hidrogênio (H), carbono (C), nitrogênio (N), oxigênio (O) e enxofre (S) indicadas na tabela. Elemento H

Considerando o texto e seus conhecimentos sobre massa atômica e número de massa dos elementos químicos, faça o que se pede. a) Represente os símbolos dos elementos químicos citados no texto.

2. O enriquecimento do urânio consiste no aumento da concentração do isótopo de número de massa 235. O urânio é um elemento químico que apresenta três isótopos na natureza:

1,01

C

12,00

N

14,00

O

16,00

S

32,06

Calcule a massa molecular das substâncias a seguir.

b) O elemento químico carbono apresenta-se na natureza sob a forma de três isótopos, 12C, 13C e 14C. Em termos de abundância, o carbono-12 corresponde a 98,902%; o carbono-13, a 1,097%; e o carbono-14, a 0,001%. Considerando esses valores, determine a massa atômica do elemento químico carbono. 12,01 u

Massa atômica (u)

a) Ácido sulfúrico (H2SO4). b) Gás propano (C3H8).

98,08 u

44,08 u

c) Amônia (NH3). 17,03 u d) Glicose (C6H12O6). 180,12 u 4. (UFAC) A massa molecular do composto Na2SO4 ? 3 H2O é igual a: Dados: H 5 1; O 5 16; Na 5 23; S 5 32. a) 142 u. b) 196 u.

c) 426 u. d) 444 u.

e) 668 u.

Lei das combinações gasosas

Paulo Cesar Pereira

Ao mesmo tempo que Dalton desenvolvia sua teoria atômica, o químico e físico francês Joseph-Louis Gay-Lussac (1778-1850) realizava experimentos com substâncias no estado gasoso. Ao analisar a reação entre os gases hidrogênio e oxigênio para a formação de vapor de água, Gay-Lussac observou que a proporção volumétrica era de 2 : 1 : 2, isto é, eram necessários dois volumes de gás hidrogênio e um volume de gás oxigênio (nas mesmas condições de temperatura e pressão), para formar dois volumes de vapor de água (Figura 2).

2V de gás hidrogênio

+   

1V de gás oxigênio      é

  

2V de vapor de água

Figura 2. Representação esquemática dos volumes dos gases hidrogênio e oxigênio consumidos na formação de vapor de água, mantidas as condições de temperatura e pressão. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.) Mol e estequiometria

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Figura 3. Representação esquemática da reação de síntese da água segundo Dalton. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

 hidrogênio

oxigênio

água

Editoria de arte

Gay-Lussac observou que essa proporção se mantinha independentemente das quantidades utilizadas dos gases, desde que fossem mantidas constantes as condições de temperatura e pressão. Mas esse resultado estava em desacordo com a teoria de Dalton, que afirmava que a proporção deveria ser de 1 : 1 : 1, já que as substâncias simples hidrogênio e oxigênio seriam formadas por “átomos simples”, e somente as substâncias compostas, como a água, seriam formadas por “átomos compostos” (moléculas), como representado na Figura 3.

Paulo Cesar Pereira

Porém, Gay-Lussac observou que o mesmo acontecia na síntese de outros gases, como a amônia (Figura 4).

Figura 4. Representação esquemática dos volumes dos gases hidrogênio e nitrogênio consumidos na formação de gás amônia (NH3), nas mesmas condições de temperatura e pressão. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.) 3V de gás hidrogênio

1    1V de gás nitrogênio     é

Volume de H2 (g) 1,5 litro

Lembre-se: embora o volume dos gases possa não se conservar entre reagentes e produtos em uma reação química, a massa sempre se conserva.

Volume de N2 (g) 1

0,5 litro

2V de gás amônia

Volume de NH3 (g) é

1,0 litro

3,0 litros

1,0 litro

2,0 litros

6,0 litros

2,0 litros

4,0 litros

Assim, com base em suas observações, Gay-Lussac enunciou em 1808 a chamada lei das combinações gasosas (ou lei volumétrica), que diz que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação química mantêm relações que podem ser expressas por números inteiros e pequenos. Entretanto, em um ponto Dalton e Gay-Lussac concordavam: o tamanho das partículas gasosas seria tão pequeno em relação à distância entre elas que o volume exercido pelas substâncias gasosas decorreria apenas do número de moléculas presentes e não do tamanho delas. Mas como explicar a discordância entre Dalton e Gay-Lussac: razões de massa e volume, respectivamente?

O princípio de Avogadro Foi o físico e químico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856) quem propôs uma solução para o desacordo entre as teorias de Dalton e de Gay-Lussac. Em 1811, Avogadro levantou a hipótese de que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, volumes iguais de gases diferentes continham o mesmo número de moléculas. Essa hipótese é conhecida atualmente como princípio de Avogadro. Para que sua hipótese fosse válida, Avogadro propôs ainda que as substâncias simples poderiam ser formadas por moléculas, constituídas por átomos, os quais se recombinariam durante uma reação química. Dessa forma, Avogadro admitiu que cada molécula de gás hidrogênio seria formada por dois átomos de hidrogênio, assim como cada molécula de gás oxi-

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Editoria de arte

gênio seria formada por dois átomos de oxigênio. Esses átomos se separariam durante as reações e se recombinariam formando moléculas de água. Cada molécula de água seria, então, constituída por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio, respeitando assim tanto as leis ponderais, quanto a lei volumétrica.

 gás hidrogênio

gás oxigênio

vapor de água

Figura 5. Representação esquemática da reação de síntese da água. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Entretanto a hipótese de Avogadro não foi aceita imediatamente pela comunidade científica, já que a maioria dos cientistas considerava absurda a ideia de que átomos iguais pudessem se combinar. Foi apenas em 1860, quase 50 anos depois e já após a morte de Avogadro, que seu trabalho foi reconhecido, ao ser retomado pelo químico italiano Stanislao Cannizzaro (1826-1910) para a determinação de valores de massa atômica e a diferenciação entre massa atômica e massa molecular (na época chamadas de peso atômico e peso molecular).

Você sabia? O congresso de Karlsruhe de 1860 O 1o congresso científico internacional de Química, realizado em 1860 na cidade de Karlsruhe, na Alemanha, foi o primeiro encontro a reunir cientistas de vários países. O Congresso de Karlsruhe, como ficou conhecido, foi proposto pelo químico alemão Fredrich August Kekulé (1829-1896), com o intuito de pôr fim às profundas divergências em relação à nomenclatura química, que dificultavam a comunicação e a discussão de dados, atrasando o progresso científico. O congresso durou três dias e terminou sem ter conseguido unanimidade. Ainda assim, a argumentação de Cannizzaro em favor da aceitação da distinção entre átomo e molécula e da adoção do sistema de pesos atômicos (hoje, massas atômicas relativas) convenceu a maioria dos participantes. Foi com base nos dados apresentados por Cannizzaro que Mendeleev propôs uma nova organização para a tabela periódica dos elementos. Foi também a partir desse congresso que se passou a utilizar a definição de molécula e átomo como proposto pelo químico francês Charles Adolphe Wurtz (1817-1884) em seu dicionário: • Átomo: a menor massa capaz de existir em combinação. • Molécula: a menor quantidade capaz de existir no estado livre. Fonte de pesquisa: BENSAUDE-VINCENT, B.; STENGERS, I. História da Química. Lisboa: Piaget, 1992, p. 196.

Com a aceitação do princípio de Avogadro, restava a dúvida sobre qual seria, então, o número de moléculas presentes em volumes iguais de gases diferentes, valor que nunca chegou a ser determinado por Avogadro. Foi o físico francês Perrin quem determinou experimentalmente, em 1908, que deveria haver entre 6,5  1023 e 7,2  1023 moléculas em um mesmo volume de gases diferentes. Perrin chamou esse valor de número de Avogadro, em homenagem ao químico italiano. Em seus experimentos, Perrin conseguiu medir, simultaneamente, a massa e o número de partículas presentes em um mesmo volume de substâncias diferentes, tornando possível uma conexão entre a escala atômica e o mundo macroscópico. Mol e estequiometria

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Considere dois balões idênticos, A e B. O balão A contém um volume de gás cloro (C2) e o balão B, o mesmo volume de gás ozônio (O3), nas mesmas condições de temperatura e pressão. Pode-se afirmar que há em comum entre os gases nos dois balões: a) a massa.

a) de átomos de oxigênio é maior em I. b) de átomos de hidrogênio é igual em III e IV. c) de átomos de carbono é maior em I. d) total de átomos é igual em III e IV.

b) a densidade.

e) total de átomos é igual em II e III.

c) o número de moléculas. d) o número de átomos. e) a coloração. 2. (Unicamp-SP) O princípio de Avogadro estabelece que: “Gases quaisquer, ocupando o mesmo volume, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas”. Considere volumes iguais de CO, CO2, C2H4 e H2, todos à mesma temperatura e pressão. Pergunta-se: onde há maior número de átomos de: a) oxigênio? b) carbono? c) hidrogênio? Justifique suas respostas. 3. (UFTM-MG) Os recipientes I, II, III e IV contêm substâncias gasosas nas mesmas condições de temperatura e pressão. Ilustrações: Editoria de arte

O princípio de Avogadro permite-nos afirmar que o número:

CO

CO2

50 L

50 L

I

II

C2H4

H2

25 L

25 L

III

IV

4. (Fuvest-SP) Em um artigo publicado em 1808, Gay-Lussac relatou que dois volumes de hidrogênio reagem com um volume de oxigênio, produzindo dois volumes de vapor de água (volumes medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura). Em outro artigo, publicado em 1811, Avogadro afirmou que volumes iguais, de quaisquer gases, sob as mesmas condições de pressão e temperatura, contêm o mesmo número de moléculas. Dentre as representações abaixo, a que está de acordo com o exposto e com as fórmulas moleculares atuais do hidrogênio e do oxigênio é: a)



b)



c)



d)



e)

  hidrogênio

 oxigênio

Mol – uma medida da quantidade de matéria A quantidade de matéria, ou seja, a quantidade de espécies químicas (átomos, íons, moléculas etc.) presentes em uma amostra, é uma das sete grandezas de base do Sistema Internacional de Unidades (SI). Sua unidade de medida é o mol, assim como, de maneira similar, o quilograma (kg) é a unidade de medida padrão para a grandeza massa e o metro cúbico (m3) é a unidade de medida para a grandeza volume. A quantidade de 1 mol de matéria equivale ao número de partículas (moléculas, átomos, íons, elétrons etc.) contidos em 0,012 kg de carbono-12.

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Capítulo 9

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Para determinar o valor de 1 mol, utiliza-se o valor da massa de um átomo de carbono-12, que, experimentalmente, constatou-se ser igual a 1,99265  10223 g. Assim, para uma amostra de 12 g de carbono, temos: massa da amostra 5 Número de átomos de carbono 5 massa de 1 átomo de C 12 g 5  6,0221  1023 1,99265  10223 g Observe que o valor obtido é parecido com os valores determinados experimentalmente por Perrin em seus estudos sobre gases. Independentemente do estado físico, 1 mol de qualquer substância apresenta a mesma quantidade de matéria, e, portanto, pode ser considerada uma constante. Assim, a quantidade de matéria por mol recebe o nome de constante de Avogadro (NA) e seu valor atualmente é:

NA  6,02214179 ? 1023 mol21 Quando usamos a unidade mol, devemos especificar a qual partícula estamos nos referindo. Isso garante que não se confunda, por exemplo, 1 mol de átomos de hidrogênio (H) com 1 mol de moléculas de gás hidrogênio (H2). Dessa forma, em uma amostra de apenas 2 g de gás hidrogênio há 1 mol de moléculas de H2, ou seja, 6,0  1023 moléculas de gás hidrogênio, ou 12,0  1023 átomos de hidrogênio. Da mesma forma, em 18 g de água há 1 mol de moléculas de água, ou seja, 6,0  1023 moléculas de H2O e, consequentemente, 12,0  1023 átomos de hidrogênio e 6,0  1023 átomos de oxigênio. Ou seja, 1 mol equivale a 6,02214179 ? 1023 partículas (moléculas, átomos, íons, elétrons etc.). Como nossos cálculos não necessitam de uma precisão tão grande, utilizaremos o valor aproximado 6,0 ? 1023 para o mol. Então: 1 mol 5 6,0 ? 1023 partículas, ou seja, 600 000 000 000 000 000 000 000 partículas (seiscentos sextilhões de partículas). Fotos: Sérgio Dotta Jr

A definição de mol refere-se a átomos de carbono-12 em repouso e no estado fundamental.

sulfato de cobre pentaidratado

permanganato de potássio

ferro metálico

mercúrio metálico

etanol

água

Figura 6. Recipientes contendo 1 mol de substâncias diferentes. Observe que as substâncias apresentam volumes distintos, no entanto a quantidade de matéria é a mesma: 1 mol.

Você sabia? Imagine que um computador conte de um até um bilhão em apenas um segundo. Este equipamento levaria mais de 19 milhões de anos para contar até 6 · 1023. Um mol é, realmente, um número muito grande! Para se ter ideia de sua dimensão, vamos pensar em outro exemplo: será que a população mundial seria capaz de consumir 1 mol de pães em um ano? Vejamos. De acordo com estimativas, até 2015 a população mundial era de aproximadamente 7,3 bilhões de pessoas. Logo: 7,3 ? 109 pessoas 1 pessoa

6,0 ? 1023 pães/ano (1 mol) x

x  8,22 ? 1013 pães por pessoa/ano, ou seja, cerca de 82 200 000 000 000 pães consumidos por pessoa no mundo em um ano. Se dividirmos este valor por 365, teremos o número de pães que cada pessoa no mundo deveria comer por dia para que se consumisse 1 mol de pães em um ano, o que resulta em, aproximadamente, 225 000 000 000 (225 bilhões) de pães consumidos diariamente por pessoa. Impossível! Por isso, o mol é utilizado para partículas de dimensões atômicas e mostra quanto a massa dos átomos é pequena.

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Massa molar Vimos que o padrão utilizado para a determinação das massas atômicas e do mol é o carbono-12. Assim, temos que 1 mol de átomos de 12C tem massa 12 g. Logo: (1 mol) ? (12 u) 5 12 g ç massa de 1 átomo de 12C Se 1 mol de 12 unidades de massa atômica tem massa igual a 12 g, podemos determinar a massa em gramas de 1 mol de 1 u. 1 mol ? 12 u  1 mol ? 1 u  

  12 g   1g

Dessa forma, é possível determinar a massa em gramas de um mol de partículas (moléculas, átomos, íons, elétrons etc.). Essa massa é chamada de massa molar (M). Vamos analisar alguns exemplos: massa de 1 mol de átomos de N (14 u) 5 14 g ä ä MN 5 14 g/mol massa de 1 mol de átomos de H (1 u) 5 1 g ä ä MH 5 1 g/mol Para calcular as massas dos compostos moleculares e/ou iônicos, devemos somar as massas molares dos elementos que o constituem. Por exemplo, no caso do gás amônia (NH3), somamos a massa de 1 mol de átomos de nitrogênio à massa de 3 mols de átomos de hidrogênio para determinar a massa de 1 mol de moléculas de amônia. Assim:

1 mol de moléculas de CO2 x x 5 20 mol

Logo, em 880 g de CO2 há 20 mols de moléculas, ou seja, 20 ? 6,0 ? 1023, que equivalem a 120 ? 1023 moléculas de CO2. Além de calcular a quantidade de matéria contida em determinada massa de uma substância, também podemos calcular a massa de determinada quantidade de matéria. Por exemplo, qual a massa de 20 mols de moléculas de água? MH2O 5 18 g/mol 18 g 1 mol de moléculas de H2O   y 20 mol   y 5 360 g Logo, 20 mols de moléculas de água têm massa igual a 360 g. Portanto, para representar essas relações em termos de quantidade de matéria (n) de qualquer entidade química, sua massa (m) em gramas e sua massa molar (M), podemos fazer o seguinte cálculo:

Dessa forma, n 5

m?1 , ou seja M n5

3 3

Portanto, a massa molar do gás amônia é igual a 17 g/mol. Simplificadamente, podemos dizer que a massa molar é a massa atômica ou molecular de uma substância expressa em gramas por mol. Entretanto, cabe lembrar que essa conversão direta de massa atômica para massa molar só é possível porque o número de entidades químicas em 1 mol é igual ao número de unidades de massa atômica em 1 g.

Relação entre massa e quantidade de matéria Com base nas massas molares, podemos estabelecer uma relação entre a massa em gramas de uma determinada substância e a quantidade de matéria contida nessa massa. Por exemplo, quantos mols de CO2(g) há em uma amostra de 880 g desse gás? Sabendo que 1 mol de CO2 tem massa molar igual a 44 g/mol (MCO2 5 12 g/mol 1 2  16 g/mol 5 44 g/mol), podemos fazer a seguinte relação:

212

 M  m

1 mol de partículas   n  

MNH 5 1  MN 1 3 MH MNH 5 1  14 g/mol 1 3  1 g/mol 5 17 g/mol

44 g 880 g

m M

Em que: n é a quantidade de matéria em mol; m é a massa em gramas; M é a massa molar em g ? mol21.

Volume molar Como vimos, em 1811 o cientista Avogadro relacionou os dados volumétricos, experimentalmente testados por Gay-Lussac, ao modelo atômico de Dalton. Em seguida, formulou a hipótese de que volumes iguais de gases diferentes, a mesma temperatura e pressão, contêm o mesmo número de partículas. A partir dessa teoria, pode-se concluir que 1 mol de qualquer gás ocupará o mesmo volume, desde que sob as mesmas temperatura e pressão. O volume de um mol de moléculas de um determinado gás, chamado de volume molar, depende da pressão e da temperatura a que o gás está submetido. Para uniformizar a linguagem utilizada nos relatos de dados químicos, a IUPAC sugere o uso

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dos valores 273,15 K (0 ºC) para a temperatura e 101 325 Pa (1 atm) para a pressão. Essas condições são chamadas de condições normais de temperatura e pressão (CNTP). Nessas condições, o volume molar, determinado experimentalmente, é igual a 22,4 L  mol–1. Ou seja, 1 mol de moléculas de uma substância no estado gasoso, nas CNTP, tem volume igual a 22,4 L. Uma vez que o volume molar de um gás é o volume ocupado por 1 mol de moléculas do gás, e esse valor, nas CNTP é de 22,4 L, podemos estabelecer uma relação entre a constante de Avogadro (6,0  1023), a massa molar, a quantidade de matéria (número de mol) e o volume molar. De maneira geral, temos que: • 1 mol 5 6,0  1023 partículas

Exercícios propostos

• 1 mol de moléculas de um gás 5 22,4 L, nas CNTP (volume molar) • Massa molar 5 massa em gramas de 1 mol de partículas Se considerarmos, por exemplo, o gás dióxido de carbono (CO2), temos que em 1 mol de CO2 há 6,0  1023 moléculas de CO2, que apresentam massa igual a 44 g ou um volume de 22,4 L, nas CNTP. Após a adoção pelo SI do pascal como unidade de pressão, passou-se a adotar 100 000 Pa (1 bar), como pressão padrão. Dessa forma, foram definidas as condições padrão de temperatura e pressão (CPTP), que adota a temperatura de 273,15 K e pressão igual a 10 5 Pa. Nas condições padrão, o volume molar de um gás passa a ser igual a 22,7 L ? mol21.

Escreva no caderno

1. A prata metálica é muito utilizada na confecção de joias, como anéis e brincos. Para o preparo de um anel de prata, foi utilizado um pedaço cilíndrico de prata, cujo volume, determinado experimentalmente, foi de 2 mL. Determine a quantidade aproximada de átomos de prata utilizados na confecção do anel, sabendo que a densidade e a massa atômica da prata são, respectivamente, 10,5 g ? mL−1 e 108 u. 1,2 ? 1023 átomos

3. A constante de Avogadro nos permite determinar se uma amostra de material tem maior ou menor número de átomos em relação a outra. Considere uma amostra de 560 g de ferro metálico e outra de lítio metálico de mesma massa e determine em qual amostra há maior número de átomos. Justifique sua resposta mostrando os cálculos.

2. (UFV-MG) Sabendo que o número de Avogadro é igual a 6,02 ? 1023 e que a densidade do álcool etílico (CH3CH2OH) é 0,80 g ? cm−3, o número aproximado de moléculas contidas em dez litros dessa substância é:

4. Um sachê de açúcar comum refinado fornecido a clientes em restaurantes e lanchonetes para adoçar bebidas contém 5 g deste produto. Considerando que toda esta massa é referente à sacarose (C12H22O11) presente no açúcar comum, pede-se:

a)  6,0 ? 1024. b)  1,0 ? 1026. c)  4,8 ? 1022. d)  2,5 ? 1022.

Dados de massas molares, g ? mol−1: Fe 5 56; Li 5 7.

a) o número aproximado de moléculas de C12H22O11 presentes nessa amostra; 8,8 ? 1021 moléculas b) o número aproximado de átomos de hidrogênio presentes nessa amostra de C12H22O11. 1,9 ? 1023 átomos de H

Estequiometria A palavra estequiometria tem origem grega (stoicheîon, elemento, e métron, medida). O químico alemão Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), em 1792, utilizou-a pela primeira vez, em seus estudos sobre reações de neutralização, ao determinar as proporções de ácido e de base necessárias para a formação de sais. Atualmente, o conceito de estequiometria envolve as informações quantitativas sobre as transformações químicas e suas equações e, apesar de ter surgido no contexto de estudo das reações ácido-base, o termo se popularizou por causa da lei das proporções defi-

nidas (lei de Proust), sendo utilizado hoje em todos os tipos de reações. A partir dos estudos estequiométricos, podemos calcular a quantidade de determinado reagente ou produto, com base na quantidade de outras substâncias que participam de uma transformação química. Assim, indústrias e laboratórios podem prever, por exemplo, a proporção necessária de materiais para realizar diversos processos, como a fabricação de fertilizantes e de medicamentos. Antes de analisarmos as reações químicas, vamos estudar como a estequiometria está envolvida na determinação de algumas fórmulas químicas. Mol e estequiometria

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Fórmula percentual em massa Na fórmula centesimal ou fórmula percentual em massa, a substância é representada pelas participações percentuais em massa de cada um dos elementos químicos que a constituem. Por exemplo, considere a substância água. Em termos de representação molecular, podemos escrever que a água tem fórmula química H2O. E, considerando as massas atômicas do hidrogênio e do oxigênio, 1 u e 16 u, respectivamente, temos que a massa molar da água é igual a 18 g/mol. Desses 18 g, o hidrogênio contribui com 2 g, e o oxigênio, com 16 g. Dessa forma, podemos determinar a participação percentual em massa para o hidrogênio e para o oxigênio: MH2O 5 18 g/mol Para o hidrogênio: 18 g 100% 2g x x 5 11,11%

Para o oxigênio: 18 g 100% 16 g y y 5 88,89%

Assim, temos que a fórmula percentual em massa da substância água é: H11,11%O88,89% Vamos considerar agora a molécula de glicose, C6H12O6: MC6H12O6 5 (6  12) 1 (12  1) 1 (6  16) 5 72 1 12 1 96  C 5 72 g  MC6H12O6 5 180 g  mol  H 5 12 g  O 5 96 g  21

Para determinar a participação percentual em massa de cada elemento que constitui a molécula de glicose, temos que: Para o carbono: Para o hidrogênio: Para o oxigênio: 180 g 100% 180 g 100% 180 g 100% 72 g x 12 g y 96 g z x 5 40% y 5 6,67% z 5 53,33% Logo, a fórmula percentual da substância glicose é: C40%H6,67%O53,33%

Fórmula mínima A fórmula mínima, ou fórmula empírica, é uma maneira de os químicos expressarem a proporção dos átomos que compõem uma substância, utilizando os menores números inteiros possíveis. Na molécula da glicose, por exemplo, temos a seguinte proporção entre os átomos: 6 átomos de C, 12 átomos de H e 6 átomos de O. A partir desses dados, podemos determinar os menores valores inteiros dividindo a quantidade de todos os elementos participantes por 6 (máximo divisor comum entre os índices). Assim, temos:  C: 6  6 5 1  glicose (C6H12O6 )  H: 12  6 5 2  O: 6  6 5 1  Portanto, a menor proporção entre os elementos químicos que constituem a molécula da glicose é 1 : 2 : 1. Logo, a fórmula mínima da glicose é CH2O.

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Capítulo 9

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Agora, considere a molécula de isoctano, C8H18, principal componente da gasolina. Os números inteiros possíveis que expressam a menor proporção entre os átomos C e H, são, respectivamente, 4 e 9. Assim, a fórmula mínima do isoctano é C4H9. Esses números são obtidos pela divisão dos índices 8 e 18 por 2 (máximo divisor comum). A fórmula mínima de algumas substâncias coincide com sua fórmula molecular, como no caso da água (H2O) e da amônia (NH3). É importante lembrar, entretanto, que ela não é suficiente para identificar uma substância, já que, em alguns casos, a fórmula mínima de uma substância pode ser igual à fórmula molecular de outra, como no caso da glicose (fórmula mínima: CH2O) e do formaldeído (fórmula molecular: CH2O).

Cálculo da fórmula mínima a partir da percentual Vamos usar como exemplo a fórmula percentual da glicose: C40%H6,67%O53,33%. Como essa fórmula expressa as porcentagens relativas dos elementos químicos em termos de massa em gramas, podemos determinar a fórmula mínima pela relação entre massa, massa molar e quantidade de matéria. Para facilitar nossos cálculos, vamos considerar uma massa de 100 g de glicose. Utilizando a m relação n 5 para cada elemento, temos as seguintes etapas: M Considerar 100 g e aplicar porcentagem

C 5 40,0 g   100 g H 5 6,67 g   O 5 53,3 g

Dividir pela massa molar

ä

 C     H    O 

40,0 g 12 g mol

53,3 g 16 g mol

1

Determinar a menor proporção inteira

C 5 3,33 mol  3,33   H 5 6,60  mol  3,33   O 5 3,33 mol  3,33

C  1 mol   H  2 mol   O  1 mol

Fórmula mínima

3,33 mol

1

6,67 g 1,01 g mol

Dividir pelo mdc ou pelo menor valor

1

6,60 mol

ä

ä

3,33 mol

ä CH2O

Cálculo da fórmula molecular a partir da fórmula mínima Para determinar a fórmula molecular de uma substância com base na fórmula mínima, devemos conhecer sua massa molecular ou molar. No caso da glicose, temos uma massa molecular igual a 180 u e uma massa molar de 180 g ? mol−1. Uma vez que a fórmula mínima da glicose é CH2O, podemos admitir que a fórmula molecular é um múltiplo (x) da fórmula mínima. Dessa forma, podemos determinar o valor de x utilizando os valores de massa da fórmula mínima e da fórmula molecular. (fórmula mínima)x 5 (fórmula molecular) Considerando que as massas molares do C, do H e do O são, respectivamente, 12 g ? mol21 , 1,01 g ? mol21 e 16 g ? mol21, temos que a massa molar obtida com base na fórmula mínima é 30 g ? mol21 (1 ? 12 1 2 ? 1,01 1 1 ? 16). Portanto: 180 56 (30) ? x 5 (180) ä x 5 30 Agora, basta multiplicar os índices da fórmula mínima por 6 e obteremos a fórmula molecular: (CH2O)6 5 (C6H12O6) Mol e estequiometria

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Com relação à combustão do butano (C4H10), representada a seguir:

1 C4 H10 (g) +

4. A seguir, temos três amostras de substâncias. II III I 490 g de H2SO4

180 g de H2O

13 O 2 (g) → 4 CO 2 (g) + 5 H 2O(g) 2

490 g de H3PO4

Considerando seus conhecimentos e as massas molares (em g ? mol−1) para cada um dos elementos químicos (H 5 1; O 5 16; P 5 31; S 5 32) que compõem as substâncias, é correto afirmar que: a) as amostras II e III contêm 3,0 ? 1023 moléculas cada. b) a amostra I contém a menor quantidade de matéria, expressa em mols. c) as amostras II e III contêm o mesmo número de átomos combinados. d) a amostra I contém o menor número de átomos combinados. e) a amostra I contém o menor número de moléculas.

(Massas atômicas: C 5 12 u; H 5 1 u; O 5 16 u) Responda às questões. a) Qual a fórmula mínima do gás butano? b) Qual a fórmula percentual do dióxido de carbono? 2. Um determinado composto apresenta elementos na seguinte proporção centesimal: K 5 16,09% Pt 5 40,15% C 5 43,76% (Massas atômicas: K 5 39,1 u; Pt 5 195 u; C 5 35,5 u)

5. O gás liquefeito de petróleo – GLP – é uma mistura dos compostos propano (C3H8) e butano (C4H10). Considerando que um botijão de gás de cozinha contém 13 kg desses gases e que eles foram misturados em partes iguais em termos de massa, determine qual dos dois gases apresenta o maior número de moléculas.

Considerando esses dados, seu conhecimento químico e a fórmula mínima do composto, assinale a alternativa correta. a) O símbolo Pt refere-se ao paládio. b) Há mais átomos de Pt do que de C. c) Há mais átomos de C do que de K.

6. (Uespi-PI) Um composto de massa molar igual a 92 g/mol apresenta fórmula percentual N30,43%O69,57%. Sua fórmula molecular é representada por:

d) Há duas vezes mais átomos de C do que de K. e) K, Pt e C estão na mesma proporção. 3. Ordene os compostos a seguir em ordem crescente de massa molecular. b) PH3 c) NH3 a) C2H6

a) N2O3

c) NO

b) N2O

d) N2O5

e) N2O4

Dados: Massas atômicas: N 5 14 u; O 5 16 u.

Balanceamento das equações – método das tentativas

Balanceamento de equações químicas. PhET: Interactive Simulations. Universidade do Colorado, 2011. Disponível em: <http://tub.im/vxumwr>. Acesso em: 4 fev. 2016. Simulador interativo que auxilia no entendimento do conceito de balanceamento de equações químicas.

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Editoria de arte

Sugestão

Em uma transformação química, de acordo com a lei de Lavoisier a massa se conserva, e, segundo o modelo atômico de Dalton, há rearranjo dos átomos que constituem a matéria. Portanto, podemos concluir que em uma transformação química também haverá conservação dos átomos, de modo que o número de átomos existente nos reagentes deve ser exatamente igual ao presente nos produtos. Para representar corretamente essa conservação, fazemos o balanceamento das equações que representam as transformações. Por exemplo, considere o potássio reagindo com o iodo para formar o iodeto de potássio (Figura 7): K(s) 1 I2(s) 1

é KI(s) é

Figura 7. Representação esquemática da reação entre potássio e iodo formando iodeto de potássio. (Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.)

Nessa equação e representação, é possível perceber que há 2 átomos de iodo na substância reagente (I2) e que, no produto (KI), há apenas um. Logo,

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2 K(s)

1 I2(s)

é

1

é

2 KI(s)

Ilustrações: Editoria de arte

para que essa reação possa ocorrer, e as massas e as quantidades de átomos sejam conservadas, isto é, sejam iguais nos reagentes e nos produtos, é necessária a presença de 2 átomos de potássio para reagir com o iodo (I2), formando 2 aglomerados iônicos (KI). Pensando no balanceamento da quantidade de átomos nessa equação, devemos utilizar o coeficiente 2 para a substância KI, multiplicando seus átomos por 2. No entanto, ao multiplicar o KI por 2, teremos 2 átomos de potássio (2 K) no produto e apenas 1 átomo (1 K) nos reagentes. Então, devemos multiplicar a substância potássio nos reagentes por 2 (2 K), adicionando o coeficiente 2. Dessa forma, a quantidade de átomos nas substâncias reagentes passa a ser numericamente igual à quantidade de átomos na substância que forma o produto da reação, representando corretamente a conservação da matéria na transformação. Assim, a equação balanceada é (Figura 8):

Figura 8. Representação esquemática da reação balanceada entre potássio e iodo formando iodeto de potássio. (Imagens fora de escala e em cores ilustrativas.)

O método de balanceamento adotado para o exemplo anterior é chamado de método das tentativas, pois são testados valores de coeficientes para as substâncias de modo que a quantidade de átomos seja igual nos reagentes e nos produtos, utilizando o critério de tentativa de erros e acertos. A escolha do coeficiente de partida geralmente é feita com base no elemento químico ou grupo de elementos que aparece em apenas um reagente e em um só produto. Na equação balanceada, os coeficientes utilizados apresentam os menores valores possíveis e, por isso, são também chamados de coeficientes estequiométricos. Embora tenhamos representado apenas 2 átomos de potássio, 1 molécula de I2 e 2 aglomerados iônicos (KI), cabe lembrar que essa reação ocorre em proporção molar, ou seja, 2 mols de átomos de potássio reagem com 1 mol de moléculas de iodo, para formar 2 mols de iodeto de potássio. A partir das reações químicas balanceadas, podemos estabelecer relações entre massa, número de partículas, quantidade de matéria (mol), número de moléculas etc. Esse tipo de cálculo, envolvendo as proporções das substâncias em uma transformação, é denominado cálculo estequiométrico.

Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Balancear uma equação química consiste em tornar o número de átomos nos reagentes igual ao número de átomos nos produtos. Trata-se, portanto, de obediência à lei de Lavoisier. E, para o balanceamento, considera-se o modelo atômico de Dalton, que admite os átomos como partículas indestrutíveis e indivisíveis.

Com base no modelo adotado por Dalton e nas representações das substâncias a seguir, faça o que se pede.

metano CH4

água H2O

amônia NH3 Mol e estequiometria

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Escreva no caderno

Exercícios propostos a) A afirmação de que os átomos são indestrutíveis e indivisíveis está correta? b) Indique os símbolos usados na ilustração para os elementos químicos carbono, oxigênio e hidrogênio. c) Represente por meio dos mesmos símbolos da ilustração a equação de combustão completa do metano, formando dióxido de carbono e água, devidamente balanceada.

b) Reação de combustão incompleta da gasolina, formando monóxido de carbono: C8H18() 1 O2(g) é CO(g) 1 H2O(g) c) Reação de combustão incompleta da gasolina, formando carbono: C8H18() 1 O2(g) é C(s) 1 H2O(g) 4. Quando gás carbônico e sódio metálico são submetidos a altas temperaturas, ocorre uma transformação, formando carbonato de sódio e carbono. Porém, se o aquecimento for prolongado, haverá decomposição do carbonato de sódio em óxido de sódio e gás carbônico. Represente, por meio de equações químicas balanceadas com os menores coeficientes inteiros, as transformações descritas.

2. Encontre os menores números inteiros que tornam as equações químicas a seguir balanceadas. a) H3PO4 1 Mn(OH)4 é Mn3(PO4)4 1 H2O b) Na2O 1 H2O é NaOH c) CaCO3 é CaO 1 CO2 d) KMnO4 é K2O 1 MnO 1 O2

5. Em um procedimento experimental, foi dissolvido bromo líquido em água e, em seguida, foi borbulhado sulfeto de hidrogênio nesse meio. Ao final da transformação, houve formação de ácido sulfúrico e de ácido bromídrico.

e) FeS2 1 O2 é Fe2O3 1 SO2 f) Na2CO3 1 HC é NaC 1 CO2 1 H2O g) Ca3(PO4)2 1 SiO2 1 C é CaSiO3 1 P 1 CO

Considerando que somente essas substâncias participaram da transformação, faça o que se pede.

3. Considerando que a gasolina utilizada nos postos de combustível seja formada exclusivamente de C8H18, faça o balanceamento das seguintes equações com os menores coeficientes inteiros.

a) Quais são as substâncias reagentes dessa reação? b) Quais são os produtos dessa reação? c) Escreva, em seu caderno, a equação química, balanceada com os menores coeficientes inteiros, que representa o processo descrito no enunciado.

a) Reação de combustão completa da gasolina: C8H18() 1 O2(g) é CO2(g) 1 H2O(g)

Relações estabelecidas nas transformações químicas Com base na interpretação das equações químicas e nos cálculos estequiométricos, é possível estabelecer outras relações, além da relação de massas. Observe o exemplo da produção de amônia, uma substância utilizada na produção de adubos químicos, explosivos e até em descolorantes de cabelos. A equação balanceada que representa uma de suas formas de obtenção é: N2(g) 1 3 H2(g) é 2 NH3(g) De acordo com a equação química balanceada, temos que, para cada 1 mol de gás nitrogênio (1 N2), são necessários 3 mols de gás hidrogênio (3 H2) para reagir e formar 2 mols de gás amônia (2 NH3). Com base nos coeficientes estequiométricos da equação balanceada, podemos estabelecer relações envolvendo quantidade de matéria (mol), por exemplo.

Massa – quantidade de matéria Utilizando a equação de produção da amônia, podemos determinar a massa de amônia formada, por exemplo, a partir de 3 mols de N2. Da equação, temos que 1 mol de N2 produz 2 mols de NH3, cuja massa molar é igual a 17 g/mol. Assim, podemos estabelecer a relação: 1 mol de N2

2 ? 17 g de NH3

3 mol de N2

  m

Æ m 5 102 g de NH3

Logo, a massa de amônia produzida a partir de 3 mols de gás nitrogênio é igual a 102 g.

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Quantidade de matéria – quantidade de matéria Também é possível relacionar as quantidades de matéria. Continuando com o mesmo exemplo, podemos calcular a quantidade de matéria de gás hidrogênio necessária para reagir com 3 mols de N2. Observando a equação, temos que 1 mol de moléculas de N2 reage com 3 mols de moléculas de H2. Logo: 1 mol de N2

3 mol de H2

3 mol de N2

Æ n 5 9 mol de H2

n

Número de partículas – quantidade de matéria Outro ponto que podemos destacar é que a relação estequiométrica pode ser feita entre a quantidade de matéria e o número de partículas. Ainda com relação à equação que representa a produção da amônia, podemos determinar, por exemplo, o número de moléculas de amônia produzido, caso a quantidade de matéria de nitrogênio consumida seja igual a 10 mols: 1 mol de N2

2 ? 6,0 ? 1023 moléculas de NH3

10 mol de N2

x x 5 1,20 ? 1025 moléculas de NH3

Volume – quantidade de matéria Também é possível estabelecer relações entre as quantidades de matéria e os volumes gasosos das substâncias envolvidas em uma transformação. Vamos considerar, novamente, a produção da amônia (NH3), nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP). Em laboratório, não é possível medir diretamente o consumo em quantidade de matéria das substâncias envolvidas na transformação. No entanto, os volumes consumidos e produzidos podem ser medidos. Mas, para utilizar o volume, é necessário que a transformação ocorra nas CNTP, pois sabemos que nessas condições o volume molar de um gás é de 22,4 L. Assim, podemos estabelecer uma operação matemática utilizando o volume molar e a quantidade de matéria. Por exemplo, para calcular a quantidade de matéria de amônia produzida por meio da utilização de 224 L de nitrogênio, deve-se considerar a relação entre o volume de nitrogênio e a quantidade de matéria de amônia indicada na equação de obtenção da amônia. Da equação, temos que 1 mol de nitrogênio, ou seja, 22,4 L, produz 2 mols de amônia. Logo: 22,4 L de N2

2 mol de NH3

224 L de N2

   n

      

ä n 5 20 mol de NH3

Além das relações estequiométricas mostradas, também é possível fazer outras relações entre as grandezas envolvidas em uma reação química, como massa e número de partículas, massa e volume etc., a partir dessas que foram estudadas. Mol e estequiometria

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Atividade prática Objetivo • Determinar a quantidade de bicarbonato de sódio (NaHCO3) presente em um comprimido efervescente.

Materiais • 3 comprimidos efervescentes iguais, que contenham bicarbonato de sódio (NaHCO3), mas não contenham carbonato de sódio (Na2CO3) • 1 copo (café) descartável • balança semianalítica • água • papel-alumínio

Atenção Componentes sólidos recicláveis devem ser descartados adequadamente ou, quando possível, guardados para reutilização no laboratório.

Procedimentos a) Coloque água em um copo até pouco mais da metade da sua capacidade. Pese o conjunto copo, água, comprimido (ainda dentro do envelope) e um pedaço suficiente de papel-alumínio para cobrir o copo e anote essa massa (mi).

d) Repita três vezes os procedimentos descritos. Assim, você poderá utilizar a média entre os valores encontrados. Fonte de pesquisa: CAZZARO, F. Um experimento envolvendo estequiometria. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 10, p. 54, nov. 1999.

Paulo Cesar Pereira

b) Transfira todo o comprimido para o copo e, em seguida, cubra rapidamente o copo com o papel-alumínio (isso evita perda de material por espirramento).

c) Aguarde o final da efervescência e pese novamente o conjunto, incluindo o envelope vazio e o papel-alumínio, e anote essa massa (mf).

Para concluir

Escreva no caderno

1. Anote em seu caderno o que você observou durante a execução do experimento e as evidências de ocorrência de reação. Copie, também, a tabela ao lado e anote os valores de massa inicial (mi) e de massa final (mf ) obtidos em cada experimento. A seguir, calcule a diferença entre esses valores e anote na tabela.

Experimento

Massa inicial (mi)

Massa final (mf )

mi 2 mf

1 2 3

2. Ao se dissolver o comprimido efervescente, o bicarbonato de sódio (NaHCO3(aq)) reage com um ácido contido no comprimido, geralmente o ácido cítrico (H3C6H5O7(aq)), formando o di-hidrogenocitrato de sódio (NaH2C6H5O7(aq)), água líquida e gás carbônico (CO2(g)). Escreva, em seu caderno, a equação química balanceada que representa essa reação. 3. Considerando que todo o bicarbonato de sódio presente no comprimido reagiu, formando gás carbônico, determine as massas de NaHCO3 contidas nos comprimidos utilizados. Compare os valores obtidos com o valor indicado no rótulo do comprimido, sugerindo explicações para possíveis divergências. Dados: MNaHCO 5 84 g ? mol21; 3 MCO 5 44  g ? mol21. 2

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Escreva no caderno

Exercícios propostos

teger os pedestres de uma colisão. O sistema funciona como uma almofada no para-brisa, o local onde a colisão é mais frequente [...]. Ilustrações: Publicado na revista Galileu, edição 2019, outubro de 2009, páginas 18 e 19. Texto e ilustrações: Juliana Tiraboschi/ Editora Globo.

1. A equação química a seguir representa a transformação que ocorre na produção do ferro (Fe) a partir da interação entre seu minério (Fe2O3), carvão (C) e gás oxigênio (O2), liberando dióxido de carbono (CO2). Fe2O3(s) 1 C(s) 1 O2(g) é Fe(s) 1 CO2(g) a) Faça o balanceamento da equação utilizando os menores números inteiros possíveis. b) Interprete a equação balanceada em termos de número de partículas, quantidade de matéria e massa. c) Calcule: • a quantidade de matéria de dióxido de carbono liberada na produção de 40 mols de Fe; 60 mol • a massa de Fe(s) produzida a partir de 640 g de minério; 448 g • o número de partículas de carbono (C) necessário para produzir 12 mols de Fe; 108,0 ? 1023 partículas • a massa de óxido de ferro(III) necessária para produzir 1 t de ferro;  1,4 t • a massa de ferro produzida a partir de 1 mol de minério. 112 g d)  Considere que uma indústria produz 10 t de ferro por mês. Calcule as quantidades, em massa, de minério (Fe2O3(s)) e de carvão (C(s)) necessárias para essa produção.  14,3  t de Fe2O3(s) e 3,2  t de C(s)

FUTURO >>> O que vem por aí nos próximos anos: airbags para pés e joelhos, dispositivos com tecnologia de radar que antecipam um acidente e sistemas personalizados, programados de acordo com idade, sexo, tamanho e peso de cada passageiro.

2. (UFSC) O químico francês Antoine Lavoisier (17431794) realizou uma série de experiências sobre a variação das massas nas reações químicas. Verificou um fato que se repetia também na natureza e concluiu que se tratava de uma lei, que ficou conhecida como Lei da Conservação das Massas, ou Lei de Lavoisier. Em um experimento realizou-se a combustão completa de magnésio metálico, representada pela equação química não balanceada: X Mg(s) + Y O2(g) é Z MgO(s) Com relação ao experimento representado acima, determine os valores dos coeficientes X, Y e Z (números inteiros), que tornam a equação química corretamente balanceada, e a massa de oxigênio necessária para queimar 60,75 g de magnésio. Some os resultados numéricos encontrados e dê o valor inteiro obtido. 45 3. Leia o texto a seguir. [...] 2009 >>> Cientistas da Universidade de Cranfield, na Inglaterra, desenvolvem um airbag externo, para pro-

TIRABOSCHI, J. A evolução do airbag. Galileu, São Paulo, 29 dez. 2009. Disponível em: <http://revistagalileu.globo.com/ Revista/Common/0,,EMI111920-17933,00-A+EVOLUCAO+DO+ AIRBAG.html>. Acesso em: 4 fev. 2016.

O princípio de funcionamento do airbag é a decomposição da azida de sódio (NaN3), produzindo rapidamente nitrogênio gasoso, que infla os airbags (sacos de ar). A equação química que representa esse processo é: 2 NaN3(s) é 2 Na(s) 1 3 N2(g) Caso seja utilizada uma quantidade de matéria de azida de sódio numericamente igual a 5 mols, qual a quantidade de matéria de nitrogênio formada? 7,5 mol Mol e estequiometria

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Cálculos estequiométricos A maior parte dos produtos industrializados é produzida em várias etapas. Assim, os processos devem ser desenvolvidos de modo a integrar essas etapas, como podemos ver na produção industrial de chocolate, representada na Figura 9. Professor, esta pode ser uma excelente oportunidade para mencionar que o consumo moderado de chocolate com porcentagem alta de cacau traz uma série de benefícios para a saúde: melhora o fluxo arterial, previne a hipertensão durante a gravidez, gera bem-estar etc.

produto final

moldar

prensar

conchar

refinar

torrar amêndoa do cacau

moer

Ligia Duque

misturar

triturar

GORZONI, P. A delícia sagrada: como o chocolate é feito? Galileu, São Paulo, 187 ed., fev. 2007.

Figura 9. Representação esquemática do processo de produção industrial do chocolate. (Imagem fora de escala e em cores ilustrativas.)

Outro exemplo é a produção industrial do gás etino (gás de maçarico, também conhecido como acetileno), C2H2, que ocorre em três etapas: • Etapa I – Decomposição do carbonato de cálcio (CaCO3) por aquecimento (2 400 oC) com formação de óxido de cálcio (CaO) e dióxido de carbono (CO2): ºC CaCO3 (s) 2400  → CaO(s)  CO2 (g)

• Etapa II – O óxido de cálcio (CaO), produzido na primeira etapa, reage em uma segunda etapa com carbono grafite (C), produzindo carbeto de cálcio (CaC2) e monóxido de carbono (CO).

Hidrólise: reação com a água para formação de nova substância. Trevor Smith/Alamy/Latinstock

ºC CaO(s)  3 C(graf) 2400  → CaC2 (s)  CO(g)

• Etapa III – Finalmente, o etino (C2H2), ou acetileno, pode ser obtido a partir da hidrólise do carbeto de cálcio. CaC2 (s)  2 H2O() → Ca(OH)2 (aq)  C2H2 (g) Considerando o processo de produção do gás etino (C2H2), imaginemos a seguinte situação: calcular a massa desse gás (C2H2) produzida a partir de determinada massa de carbonato de cálcio (CaCO3). Como a reação se processa em três etapas, podemos determinar a massa de óxido de cálcio (CaO) – produto da primeira etapa – e, em seguida, utilizando a massa de CaO, determinar a massa de carbeto de cálcio (CaC2) – produto da segunda etapa. Por último, podemos determinar a massa de gás etino (C2H2), com base na massa de carbeto de cálcio obtida com a equação que representa a segunda etapa.

222

Figura 10. A chama de um maçarico que utiliza o gás etino chega a aproximadamente 3 200 ºC.

Capítulo 9

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Por esse método, temos que considerar cada uma das etapas e fazer três cálculos separados. No entanto, é possível considerar também apenas o processo geral, ou seja, se analisarmos as equações que representam as transformações ocorridas em cada etapa do processo, veremos que o óxido de cálcio (CaO) é produzido na primeira e consumido na segunda; e que o carbeto de cálcio (CaC2), produzido na segunda etapa, é consumido na terceira etapa. Com isso, podemos representar o processo por meio de uma única equação, embora, na prática, a obtenção do etino ocorra em várias etapas, conforme as equações abaixo: Etapa I

CaCO3(s)

é é

CaO(s)

1 CO2(g)

CaC2(s)

1 CO(g)

Etapa II

3 C(graf)

1

CaO(s)

Etapa III

CaC2(s)

1

2 H2O()

é Ca(OH)2(aq) 1 C2H2(g)

3 C(graf)

1

2 H2O()

é Ca(OH)2(aq) 1 CO2(g) 1 C2H2(g) 1 CO(g)

CaCO3(s) 1

Note que as três equações são somadas algebricamente, resultando em uma única equação, chamada de equação global, por meio da qual é possível fazer a relação direta entre o carbonato de cálcio (CaCO3) e o gás etino (C2H2). Assim, podemos calcular a massa de etino sem utilizar as etapas intermediárias. A equação global mostra apenas os reagentes e os produtos finais de um processo químico, omitindo os reagentes e os produtos intermediários. No entanto, é importante conhecer todas as etapas e todas as substâncias intermediárias para que se tenha maior controle do processo. Vamos analisar outro exemplo, a produção industrial de ferro, um material muito utilizado na sociedade moderna. Dificilmente, ao olharmos à nossa volta, não encontraremos um objeto de ferro ou de algum material que o contenha. No entanto, ele praticamente não é encontrado livre na natureza, estando combinado a outros elementos na forma de minérios. Alguns exemplos de minérios de ferro são a hematita (Fe2O3), a magnetita (Fe3O4) e a siderita (FeCO3). Visuals Unlimited/Corbis/Latinstock

R. Appiani/De Agostini/Diomedia

Museu de História Natural, Londres. Foto: Diomedia

Figura 11. Hematita – cerca de 70% de Fe.

Figura 12. Magnetita – cerca de 72% de Fe.

Figura 13. Siderita – cerca de 48% de Fe.

A produção industrial do ferro utiliza, principalmente, o minério hematita e ocorre em várias etapas: I. 2 C(s)

1 O2(g) é 2 CO(g)

II. 3 Fe2O3(s) 1 CO(g) é 2 Fe3O4(s) 1 CO2(g) III. Fe3O4(s) 1 CO(g) é 3 FeO(s)

1 CO2(g)

IV. FeO(s) 1 CO(g) é Fe(s)

1 CO2(g)

Essas etapas ocorrem simultaneamente nos altos­‑fornos, que funcionam como panelas gigantes na produção do ferro. Assim como no processo de fabricação do gás etino, visto anteriormente, os produtos formados nas etapas são Mol e estequiometria

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consumidos nas etapas seguintes, com exceção do gás carbônico (CO2), que é liberado para o ambiente. No entanto, na terceira etapa são produzidos 3 mols de FeO e é consumido apenas 1 mol na quarta etapa. Assim, é preciso acertar os coeficientes estequiométricos para que as quantidades produzidas em uma etapa sejam iguais às consumidas na etapa seguinte, de maneira que seja possível somar algebricamente as equações. Portanto: I.

18 C(s)



9 O2(g)

é

18 CO(g)

II.

6 Fe2O3(s)



2 CO(g)

é

4 Fe3O4(s)



2 CO2(g)

III.

4 Fe3O4(s)



4 CO(g)

é

12 FeO(s)



4 CO2(g)

IV.

12 FeO(s)



12 CO(g)

é

12 Fe(s)



12 CO2(g)

Soma algébrica

6 Fe2O3(s)



18 C(s)

é

12 Fe(s)



18 CO2(g)



9 O2(g)

Por fim, para obtermos a equação global da produção do ferro a partir do minério hematita com os menores coeficientes inteiros estequiométricos, devemos dividi-los por 3.

Usina siderúrgica: indústria que utiliza conhecimentos teóricos e práticos para a produção e preparação do aço e do ferro. Ferro-gusa: produto que sai dos altos-fornos, geralmente com valores entre 2,5% e 6,5% de carbono em sua composição. Para a fabricação de aço ou de outros produtos, ainda é necessário realizar alguns processos de refino.

minério de ferro carvão calcário

O ferro é utilizado geralmente na forma de aço, uma mistura (liga) de ferro e carbono (entre 0,1% e 1,8% em massa) que apresenta maior dureza, sendo muito utilizada na construção civil. As usinas siderúrgicas utilizam o alto-forno para a produção do aço. O minério de ferro, o carvão e o calcário (matérias-primas) são colocados na parte superior do alto-forno (Figura 14) e, enquanto são misturados, descem para regiões mais quentes, nas quais ocorrem as transformações químicas em etapas, formando, no final do processo (parte inferior do alto-forno), o ferro-gusa. Apesar de o calcário (CaCO3) não aparecer em nenhuma das equações que representam as etapas de produção do ferro, ele é utilizado para remover as impurezas que ocorrem junto ao minério de ferro na natureza. Essas impurezas recebem o nome de ganga, e o produto formado pela reação entre a ganga e o calcário é chamado de escória.

300 ºC 3 Fe2O3(s)  CO(g) é 2 Fe3O4(s)  CO2(g) 600 ºC saída da escória líquida

Fe3O4(s)  CO(g) é 3 FeO(s)  CO2(g)

Hans Blossey/Image Broker/Glow Images

Equação global: 2 Fe2O3(s)  6 C(s)  3 O2(g) é 4 Fe(s)  6 CO2(g)

800 ºC 1 000 ºC

FeO(s)  CO(g) é Fe(s)  CO2(g) saída do ferro-gusa líquido

1 600 ºC

2 C(s)  O2(g) é 2 CO(g)

Ligia Duque

1 300 ºC

Figura 15. Escória de alto -forno sendo derramada para resfriamento e posterior armazenagem.

Figura 14. Representação esquemática de um alto-forno utilizado para a produção do aço. Os altos-fornos modernos possuem cerca de 30 metros de altura. (Imagem em cores ilustrativas e fora de escala.)

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Capítulo 9

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Contexto histórico

O uso da estequiometria vai além das quatro paredes de um laboratório de química. Sua aplicação na indústria é uma das garantias de se obterem produtos com propriedades específicas. Um exemplo disso pode ser visto na história do desenvolvimento da fórmula ideal para o aço inox. Quando se fala em aço, deve-se ter em mente que não estamos falando de um elemento químico, mas sim de uma mistura de elementos. Assim, obter a “receita” ideal de forma que o produto gerado tivesse as propriedades mecânicas e químicas adequadas foi alvo de uma “disputa” entre cientistas ingleses, franceses, poloneses, americanos e suecos. Essa busca levou ao desenvolvimento de um aço especial, resistente à corrosão, denominado aço inox. Mas, para que isso fosse possível, outros cientistas fizeram descobertas fundamentais para o desenvolvimento do aço inox. No ano de 1821, dois cientistas ingleses, James Stoddart e Michael Faraday, e um francês, Pierre Berthier, ao testarem a resistência de uma liga metálica de ferro-crômio, perceberam que esta era mais resistente aos ácidos que o ferro puro. Cinquenta anos depois, em 1872, os ingleses J. E. T. Woods e J. Clark prepararam uma liga de ferro contendo entre 30% e 35% de crômio e 2% de tungstênio e perceberam que a liga formada era resistente à corrosão gerada tanto pela umidade do ar quanto pelo ataque ácido. Apenas três anos depois, um cientista francês, ao trabalhar com diversas composições de ligas de ferro, percebeu que as ligas com menor teor de carbono, abaixo de 0,15%, e com alto teor de crômio apresentavam boa qualidade. Apesar disso, este ainda era um grande desafio: conseguir preparar ligas de ferro-crômio com baixo teor de carbono. Foi quando o alemão Hans Goldschmidt conseguiu produzir crômio sem carbono a partir de um processo de redução do alumínio. Esse processo permitiu um avanço na tecnologia do aço. Depois, os cientistas alemães P. Monnartz e W. Borchers, ao estudarem a resistência à corrosão de algumas ligas, perceberam que a que obteve melhor resultado possuía pelo menos 10,5% de crômio. Novos avanços foram obtidos por meio de um convite feito ao cientista inglês Harry Brearley (1871-1948) por um fabricante de armas. Esse fabricante queria que Brearley desenvolvesse um aço que fosse resistente à corrosão. Assim, seus estudos foram direcionados à produção de ligas de ferro-crômio. Em seus testes, preparou ligas com diversas quantidades de carbono e de crômio, variando o percentual deste entre 6% e 15%. Um ano após ter iniciado suas pesquisas, em 1913, Brearley anunciou ter desenvolvido um aço com o percentual de 0,24% de carbono e 12,8% de crômio. Esse produto foi denominado por ele de “aço que não enferruja”; posteriormente, um fabricante de talheres o chamou de “aço que não mancha” (na tradução literal do termo em inglês stainless steel, que hoje traduzimos por aço inox). Essa descoberta foi disputada durante 5 anos por cientistas que alegavam também ter desenvolvido o aço inox. Apesar disso, historicamente, a descoberta desse material é atribuída ao cientista Harry Brearley.

Luca Lacaz Ruiz/Futura Press

O aço inox

O aço inox é utilizado hoje em dia em uma variedade imensa de objetos. As artes plásticas, por exemplo, o empregam na confecção de esculturas, instalações etc. Na imagem, réplica em tamanho natural do avião 14 Bis, feita em aço inox, que está exposta no Parque Santos Dumont em São José dos Campos, SP.

Atividades

Escreva no caderno

1. O aço inox levou certo tempo para ser desenvolvido. O que motivou tantas mudanças em sua formulação?

2. O desenvolvimento do aço inox ocorreu motivado pela indústria de armamentos. Você concorda com essa afirmação? Justifique sua resposta.

Mol e estequiometria

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Escreva no caderno

Exercícios propostos

1 O 2(g) → SO 3(g) 2 3a: SO3(g) 1 H2O() é H2SO4(aq)

2a: SO 2(g) 1

Calcule a massa de ácido sulfúrico produzida a partir de 8 kg de enxofre. 24,5 kg 2. Pode­‑se produzir hidróxido de cálcio a partir da decomposição do carbonato de cálcio e posterior reação do óxido de cálcio com água. Dadas as equações e considerando uma massa de 200 g de carbonato de cálcio em processo de decomposição, determine a massa de hidróxido de cálcio produzida. Equações envolvidas no processo: CaCO3(s) é CaO(s) 1 CO2(g) CaO(s) 1 H2O(,) é Ca(OH)2(aq) 148 g 3. A produção do combustível nuclear hexafluoreto de urânio (UF6) envolve as seguintes etapas: I. UO3(s) 1 H2(g) é UO2(s) 1 H2O(g)

II. UO2(s) 1 4 HF(g) é UF4(s) 1 2 H2O(g) III. UF4(s) 1 F2(g) é UF6(g) Considerando as etapas descritas e as massas molares, g ? mol21, U 5 238; F 5 19; H 5 1; O 5 16, faça o que se pede. a) Escreva, em seu caderno, a equação global da produção do hexafluoreto de urânio, UF6(g), a partir do trióxido de urânio, UO3. b) Calcule a massa de trióxido de urânio necessária para produzir 44 kg de combustível nuclear, UF6. 35,750 kg

a) Represente a equação global da formação do ácido sulfúrico. b) Com base na equação química obtida no item anterior, determine a massa de ácido sulfúrico que se forma a partir de 3,2 g de enxofre lançados na atmosfera. 9,8 g

5. O ácido sulfúrico pode ser obtido a partir do minério pirita (FeS2). As etapas, envolvidas nesse processo, estão representadas a seguir. Etapa I

4 FeS2(s) 1 11 O2(g) é 2 Fe2O3(s) 1 8 SO2(g)

Etapa II 2 SO2(g) 1 O2(g) é 2 SO3(g) Etapa III SO3(g) 1 H2O() é H2SO4(aq) a) Represente a equação global desse processo. b) Por que o dióxido de enxofre (SO2), produzido na primeira etapa, não aparece na equação global do processo? c) A partir de 2,4 t de pirita, calcule, em toneladas, a massa produzida de ácido sulfúrico. 3,92 t 6. O processo de fabricação do chocolate ocorre em duas etapas. Na primeira, que acontece entre a colheita do cacau e a fábrica, ocorre a separação entre a casca e a polpa do fruto. Em seguida, a polpa é armazenada em recipientes de madeira, onde ocorre a fermentação, que dura de 3 a 8 dias. Nas fábricas, ocorre a segunda etapa de produção do chocolate, totalmente automatizada, em que acontece a purificação e são adicionados os diversos aromas que tornam o chocolate saboroso. SÃjgi Elemér/Shutterstock.com

1. O ácido sulfúrico é produzido industrialmente a partir do enxofre por meio das seguintes etapas: 1a: S(s) 1 O2(g) é SO2 (g)

4. Leia o texto a seguir. [...]

A química do enxofre na atmosfera O gás dióxido de enxofre é um dos principais poluentes atmosféricos que afeta a vida do homem. Sua presença na atmosfera resulta em danos aos vegetais, aos corpos de águas superficiais, aos bens artísticos e arquitetônicos e à saúde dos seres vivos. A principal fonte de emissão desse gás para a atmosfera é a combustão de materiais que contenham enxofre na sua composição. [...] CARDOSO, A. A.; FRANCO, A. Algumas reações do enxofre de importância ambiental. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 15, p. 39, maio 2002.

Uma das formas de poluição de nossos dias é a chuva ácida. As etapas de formação da chuva ácida causada por dióxido de enxofre são: 1 I. SO 2 (g) + O 2 (g) → SO 3(g) 2 II. SO3(g) 1 H2O() é H2SO4(aq)

226

O chocolate é produzido a partir da polpa do cacau.

As reações químicas que ocorrem na primeira parte do processo, durante a fermentação, são representadas pelas seguintes equações: I. C12H 22O11 1 H 2O → 2 C6 H12O6 (sacarose)

(glicose)

II. C6 H12O6 → 2 C 2H5OH 1 2 CO 2 (glicose)

(etanol)

III. C 2 H5OH 1 O 2 → CH3COOH 1 H 2O (etanol)

(ácido acético)

Escreva, em seu caderno, a equação global da fermentação que ocorre na primeira parte da produção do chocolate.

Capítulo 9

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O calcário (CaCO3), sob aquecimento, sofre decomposição, produzindo óxido de cálcio, a cal (CaO), e dióxido de carbono (CO2). A equação química que representa esse processo é: o

Luciana Whitaker/Pulsar

Rendimento e impureza

C CaCO3 (s) 2400  → CaO(s) 1 CO2 (g)

As indústrias químicas, de maneira geral, acompanham sua produção através de boletins, que indicam as quantidades, em massa, de matérias-primas utilizadas e de produtos obtidos. Uma fábrica de cal, que utiliza a decomposição de calcário como processo de produção, faz boletins diários para acompanhar as quantidades envolvidas nos processos. Considere o boletim mostrado na Tabela 3, que corresponde às quantidades consumidas e produzidas em uma fábrica genérica em 24 horas.

Figura 16. Forno de produção artesanal de calcário em Caçapava do Sul, RS. Foto de 2015.

Tabela 3. Boletim de produção Massa de calcário (toneladas)

Massa de cal (toneladas)

100

50

Note que no boletim não é registrada a massa de CO2 produzida. Isso ocorre porque esse gás é liberado no ambiente. Para verificar se a relação estequiométrica entre a massa consumida de calcário e a massa produzida de cal é obedecida nesta produção, temos que considerar que a partir de 100 t de calcário deveriam ser produzidas 56 t de cal. Veja os cálculos: MCaCO3 5 100 g ? mol21 MCaO 5 56 g ? mol21 200 ºC CaCO3 1 → CaO 1 CO2

100 g 100 t

56 g m m 5 56 t

Mas a que se deve essa diferença? Por que, como indicou o boletim, foram produzidas 50 t de CaO e não 56 t? Existem duas hipóteses, que podem ou não ocorrer ao mesmo tempo: 1) o rendimento foi inferior porque a reação foi realizada em condições inadequadas; 2) o calcário era impuro. Se considerarmos o calcário (CaCO3) 100% puro, temos que admitir que a diferença entre a quantidade estequiométrica e a produzida se deva às condições do processo, ou seja, está relacionada ao rendimento. Para calcular o rendimento da reação, devemos considerar a quantidade prevista por meio do cálculo estequiométrico como 100% e, então, fazer o cálculo do rendimento real, como mostrado a seguir. 56 t CaO 100% 50 t CaO R  R 5 89,28% Mol e estequiometria

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Passemos à segunda hipótese: o material adquirido é impuro? Parte do que foi comprado não reagiu? Pode ser que sim. Mas como provar que o material é impuro? Quando temos um material com suspeita de impurezas, devemos testar vários meios reacionais até descobrirmos um em que as impurezas não reajam. No caso dos carbonatos, geralmente o teste é feito com ácidos, como o ácido clorídrico. Veja a equação a seguir. CaCO3(s) 1 2 HC(aq) é CaC2(aq) 1 H2O() 1 CO2(g) Pela proporção estequiométrica, nota­‑se que são necessários 2 mols de HC para consumir 100 g de CaCO3. Considere que 100 g de uma amostra de calcário reagiram com 1,8 mol de HC, valor inferior aos 2 mols de HC inicialmente previstos. Logo, é possível afirmar que a amostra apresenta impurezas, isto é, substâncias que compõem o material e que não participam da reação de interesse. Mas quanto do produto é impuro? É possível determinar essa quantidade em gramas? Veja o cálculo a seguir. 100 g de CaCO3

2 mol de HC (quantidade prevista pela equação)

x

1,8 mol de HC (quantidade que realmente reagiu)

x 5 90 g de CaCO3 Logo, podemos afirmar que de 100 g da amostra de calcário apenas 90 g são realmente CaCO3 (carbonato de cálcio), e os 10 g restantes são de impurezas. Portanto, a amostra apresenta 90% de pureza em CaCO3 e 10% de impurezas.

Reagente limitante e reagente em excesso O tipo de combustão que ocorre dentro dos motores dos carros depende da quantidade de oxigênio. Por exemplo, considere a combustão completa do gás metano (CH4), também chamado de gás natural veicular (GNV). 1 CH4(g) 1 2 O2(g) é 1 CO2(g) 1 2 H2O(g) Observe que o produto formado é o dióxido de carbono e a água. No entanto, se não houver oxigênio suficiente para essa combustão, a reação pode gerar outro produto: 1 CH4(g) 1

3 O (g) é 1 CO(g) 1 2 H2O(g) 2 2

Caso haja ainda menos oxigênio, poderá gerar ainda outro produto: 1 CH4(g) 1 1 O2(g) é 1 C(s) 1 2 H2O(g) Dessa forma, podemos perceber que diferentes quantidades de oxigênio podem determinar a reação que acontecerá. Assim como nas reações de combustão, outras reações químicas também necessitam de quantidades específicas de reagentes. Caso essas quantidades não sejam suficientes, a reação pode não ocorrer completamente. Ao reagente que não é suficiente, damos o nome de reagente limitante da reação. Os reagentes limitantes são consumidos completamente em uma reação. Caso um dos outros reagentes de qualquer reação química esteja em quantidade maior que a necessária para reagir com a quantidade do limitante, dizemos que esse reagente está em excesso.

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Capítulo 9

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Escreva no caderno

Exercícios propostos 1. Considere a equação global que representa a produ‑ ção do ferro a partir da hematita (Fe2O3) e faça o que se pede. 6 C(s) 1 2 Fe2O3(s) 1 3 O2(g) é 4 Fe(s) 1 6 CO2(g) Dados de massas molares, g  mol21: Fe2O3(s) = 160; Fe(s) 5 56.

112 t

a) Calcule, em toneladas, a massa de ferro produzida a partir de 200 t de minério com 20% de impurezas.

b) Certa indústria produziu, em um dia, 28 t de fer‑ ro. Sabendo que ela utilizou 55 t de minério com grau de pureza de 85%, calcule o rendimento desse processo. 85,5% 2. (PUC­‑RJ) O processo industrial de obtenção da soda barrilha, conhecido como “Processo Solvay”, tem, em sua última etapa, a conversão, por aquecimento, de bicarbonato de sódio em carbonato de sódio:  2 NaHCO3(s) →      Na 2CO 3(s) + CO 2(g) + H 2O()

Admitindo que, nessa etapa, 420 kg de bicarbonato de sódio originaram 212 kg de carbonato de sódio, é correto afirmar que o valor mais próximo do rendi‑ mento percentual dessa reação é: a) 50%.

d) 80%.

b) 60%.

e) 90%.

a) Escreva, em seu caderno, a equação química da reação de formação da substância que promove o es‑ curecimento dos cabelos, como foi descrito no texto. b) Calcule a massa, em gramas (duas casas decimais), de Pb(C2H3O2)2 ? 3 H2O, utilizada na preparação de 100 mL da tintura progressiva usada, sabendo­‑se que o Pb21 está na concentração máxima permitida pela legislação. 1,10 g Nota do autor: A notação “?  xH2O” significa que o composto é hidratado, e o valor x indica quantas mo‑ léculas de água estão presentes. Assim, considere a quantidade de água apresentada no cálculo da massa molar do composto. (Massas molares em g ? mol21: Pb 5 207, C2H3O2 5 59 e H2O 5 18) 5. (UFC-CE) A cisplatina, um complexo inorgânico utili‑ zado no tratamento do câncer de testículos, é prepara‑ da através da reação da amônia com o tetracloroplati‑ nato de potássio, segundo a reação: K 2 PtC4 1 2 NH3 → Pt(NH3 )2 C 2 1 2 KC

c) 70%. 3. Em um experimento, foram colocados 8 g de hi‑ dróxido de sódio (NaOH) para reagir com 10,8 g de ácido sulfúrico (H2SO4). Considere que o soluto encontra­‑se completamente dissolvido e que o pro‑ cesso ocorra de acordo com a equação química ba‑ lanceada a seguir. 2 NaOH(aq) 1 H2SO4(aq) é Na2SO4(aq) 1 2 H2O() (Massas molares em g ? mol21: Na 5 23; O 5 16; H 5 1; S 5 32) a) Qual é o reagente limitante?  b) Quantos gramas de sal foram produzidos?  14,2 g c) Quantos gramas de água foram produzidos?

nar com o íon sulfeto, S22, liberado pelas proteínas do cabelo ou pelo enxofre elementar (S 8) presente na tintura, irá formar o sulfeto de chumbo, que escurece o cabelo. A legislação brasileira permi‑ te uma concentração máxima de chumbo igual a 0,6 gramas por 100 mL de solução.

3,6 g

d) Quantos gramas sobraram do reagente em excesso? 1g

4. (Unicamp-SP) A maioria dos homens que mantêm o cabelo escurecido artificialmente utiliza uma loção conhecida como tintura progressiva. Os fa‑ miliares, no entanto, têm reclamado do cheiro de ovo podre nas toalhas, porque essa tintura pro‑ gressiva contém enxofre em sua formulação. Esse cosmético faz uso do acetato de chumbo como in‑ grediente ativo. O íon chumbo, Pb 21, ao se combi‑

Ao utilizarem-se 10 g de cada um dos reagentes dados na preparação desta metalodroga, pede­‑se: a) A quantidade máxima de cisplatina que será for‑ mada. 7,23 g b) Identificar o reagente que estará presente em ex‑ cesso na reação, e o que será completamente consu‑ mido (reagente limitante). c) A quantidade máxima do reagente em excesso que será consumida. 0,8 g 6. Diariamente, fazemos uso do cloreto de sódio em nossa dieta alimentar. Nesse caso, estamos ingerindo sódio na forma de íons positivos. O sódio metálico, no entanto, é uma substância que reage vigorosa‑ mente quando em contato com água. Assim, não podemos ingerir diretamente o sódio me‑ tálico, pois a reação entre sódio e água produz soda cáustica, que tem efeito corrosivo sobre nosso orga‑ nismo. A equação a seguir mostra a reação descrita. 1 Na(s) 1 H 2O() → NaOH(aq) 1 H 2(g) 2 Considerando rendimento de 95%, determine a mas‑ sa de hidróxido de sódio formada quando 3 g de só‑ dio metálico interagem com água em excesso. 4,9 g Mol e estequiometria

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Luciana Whitaker/Pulsar

CONEXÕES Química Verde

A indústria química é, sem dúvida, uma atividade de grande relevância na sociedade. Os produtos oriundos de seus processos podem ser encontrados em diversos ramos de atividade e servem como insumos para outras atividades industriais, tais como as desenvolvidas pelas indústrias farmacêutica, metalúrgica, alimentícia, automobilística, entre outras. Por causa dessa atividade tão intensa, surgiu a necessidade de que os processos da indústria química não causassem impactos ambientais. Com o tempo, iniciou-se uma busca pela minimização da produção de resíduos químicos tóxicos e, mais recentemente, uma busca pelo melhor aproveitamento da matéria-prima utilizada nos processos industriais. Esse movimento, que ultrapassou as fronteiras das indústrias e se estendeu para o debate acadêmico e social, foi denominado de Química Sustentável ou Química Verde. A Química Verde desenvolveu-se por meio de estudos que viabilizaram modificações nos processos industriais, que passaram a utilizar menor quantidade de matéria-prima e/ou diferentes etapas de reações químicas. Atualmente, a Química Verde já está consolidada como uma prática, tanto nas indústrias, quanto

230

nos laboratórios acadêmicos. Sua aplicação considera 12 princípios básicos. Por causa desses princípios, a Química Verde tornou-se alvo das atenções dos governos de diversos países, tendo sido um dos temas abordados pela Conferência das Nações Unidas sobre Desenvolvimento Sustentável (CNUDS), que ocorreu na cidade do Rio de Janeiro em 2012. Também conhecida como Rio20, a conferência abordou temas como a Economia Verde, a contribuição da Química Verde para a sustentabilidade, entre outros. Ao final da conferência, foi elaborado um documento com os resultados das discussões e as propostas de ações para os próximos anos, denominado O futuro que queremos (Disponível em: <http:// tub.im/mnovia>. Acesso em: 7 abr. 2016).

Nações Unidas do Brasil

Indústria de produtos químicos situada no bairro Cidade Industrial, Curitiba, PR, 2015.

Capa do relatório da Conferência Rio+20: O futuro que queremos.

Capítulo 9

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Deve-se procurar desenhar metodologias sintéticas que possam maximizar a incorporação de todos os materiais de partida no produto final.

Prevenção

Análise em Tempo Real para a Prevenção da Poluição

Síntese de Produtos Menos Perigosos Sempre que praticável, a síntese de um produto químico deve utilizar e gerar substâncias que possuam pouca ou nenhuma toxicidade à saúde humana e ao ambiente.

Será necessário o desenvolvimento futuro de metodologias analíticas que viabilizem um monitoramento e controle dentro do processo, em tempo real, antes da formação de substâncias nocivas.

Evitar a produção do resíduo é melhor do que tratá-lo ou “limpá-lo” após sua geração.

Editoria de arte

Economia de Átomos

Solventes e Auxiliares mais Seguros

O uso de substâncias auxiliares (solventes, agentes de separação, secantes, etc.) precisa, sempre que possível, tornar-se desnecessário e, quando utilizadas, estas substâncias devem ser inócuas.

Química Intrinsecamente Segura para a Prevenção de Acidentes As substâncias, bem como a maneira pela qual uma substância é utilizada em um processo químico, devem ser escolhidas a fim de minimizar o potencial para acidentes químicos, incluindo vazamentos, explosões e incêndios.

Química Verde

Desenho de Produtos Seguros Os produtos químicos devem ser desenhados de tal modo que realizem a função desejada e ao mesmo tempo não sejam tóxicos.

Desenho para a Degradação Os produtos químicos precisam ser desenhados de tal modo que, ao final de sua função, se fragmentem em produtos de degradação inócuos e não persistam no ambiente.

Busca pela Eficiência de Energia Uso de Fontes Renováveis de Matéria-Prima

Catálise Reagentes catalíticos (tão seletivos quanto possível) são melhores que reagentes estequiométricos.

Sempre que técnica e economicamente viável, a utilização de matérias-primas renováveis deve ser escolhida em detrimento de fontes não renováveis.

A utilização de energia pelos processos químicos precisa ser reconhecida pelos seus impactos ambientais e econômicos e deve ser minimizada. Se possível, os processos químicos devem ser conduzidos à temperatura e pressão ambientes.

Evitar a Formação de Derivados A derivatização desnecessária (uso de grupos bloqueadores, proteção/desproteção, modificação temporária por processos físicos e químicos) deve ser minimizada ou, se possível, evitada, porque estas etapas requerem reagentes adicionais e podem gerar resíduos.

LENARDÃO, E. J. et al. “Green chemistry” – Os 12 princípios da química verde e sua inserção nas atividades de ensino e pesquisa. Química Nova, v. 26 n.1, São Paulo, jan. 2003. Disponível em: <http://www.scielo.br/scielo. php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422003000100020>. Acesso em: 7 abr. 2016.

Atividades

Escreva no caderno

1. O que propõe a Química Verde? Quais seriam as consequências socioambientais caso ela não tivesse sido implementada? Por que diversos países se reuniram para discutir o tema? 2. Qual(is) dos 12 princípios fundamentais poderia(m) ser associado(s) ao tema explorado neste capítulo?

3. Em sua região, há alguma indústria que adote os princípios da Química Verde? Em caso afirmativo, procure saber como foi a adoção desses princípios por essa indústria. Em caso negativo, pesquise indústrias brasileiras que os adotam. Agora que compreende que ideias esse movimento engloba, responda: você utilizaria os 12 princípios como critério para a decisão de consumir ou não um produto?

Mol e estequiometria

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231

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Escreva no caderno

Exercícios complementares 1. (FMJ-SP) O magnésio é composto por três isótopos naturais cujos valores aproximados de suas massas molares e as respectivas abundâncias isotópicas são indicados na tabela.

Isótopos

Massa molar (g/mol)

Abundância (%)

24

Mg

24

x

25

Mg

25

10

26

Mg

26

y

O valor de x na tabela pode ser corretamente substituído por: a) 80

c) 65

b) 70

d) 45

e) 25

2. (Cefet-MG) Uma substância formada por fósforo e oxigênio apresenta, em sua estrutura química, uma razão de 0,4 mols de átomos de fósforo para cada mol de átomos de oxigênio. Sua fórmula química simplificada é: a) P0,4O.

d) P2O5.

b) PO2.

e) P5O2.

c) P2O. 3. (UFRGS-RS) A tabela a seguir contém alguns dados sobre as substâncias ácido acetilsalicílico, paracetamol e dipirona sódica, utilizadas como fármacos analgésicos.

Substância

Ácido Paracetamol acetilsalicílico

Dipirona sódica

Fórmula

C9H8O4

C8H9O2N

C13H16O4SNa

Massa Molar (g ? mol21)

180

151

333

Levando em conta três amostras que contêm, cada uma, 10 g de uma dessas substâncias puras, considere as afirmações, abaixo, sobre elas. I. A amostra de paracetamol apresentará o maior número de mols de substância. II. A amostra de dipirona apresentará a maior massa de oxigênio. I II. As amostras de ácido acetilsalicílico e de dipirona apresentarão o mesmo número de mols de átomos de oxigênio.

232

Quais estão corretas? a) Apenas I.

d) Apenas II e III.

b) Apenas II.

e) I, II e III.

c) Apenas I e III. 4. (Enem/MEC) O brasileiro consome em média 500 miligramas de cálcio por dia, quando a quantidade recomendada é o dobro. Uma alimentação balanceada é a melhor decisão para evitar problemas no futuro, como osteoporose, uma doença que atinge os ossos. Ela se caracteriza pela diminuição substancial de massa óssea, tornando os ossos frágeis e mais suscetíveis a fraturas. Disponível em: www.anvisa.gov.br. Acesso em: 1o ago. 2012 (adaptado).

Considerando-se o valor de 6 ? 1023 mol21 para a constante de Avogadro e a massa molar do cálcio igual a 40 g/mol, qual a quantidade mínima diária de átomos de cálcio a ser ingerida para que uma pessoa supra suas necessidades? a) 7,5 ? 1021.

d) 1,5 ? 1025.

b) 1,5 ? 1022.

e) 4,8 ? 1025.

c) 7,5 ? 10 . 23

5. (Unicamp-SP) Quando uma tempestade de poeira atingiu o mar da Austrália em 2009, observou-se que a população de fitoplâncton aumentou muito. Esse evento serviu de base para um experimento em que a ureia foi utilizada para fertilizar o mar, com o intuito de formar fitoplâncton e capturar o CO2 atmosférico. De acordo com a literatura científica, a composição elementar do fitoplâncton pode ser representada por C106N16P. Considerando que todo o nitrogênio adicionado ao mar seja transformado em fitoplâncton, capturando o gás carbônico da atmosfera, 1 (uma) tonelada de nitrogênio seria capaz de promover a remoção de, aproximadamente, quantas toneladas de gás carbônico? a) 6,6.

b) 20,8.

c) 5,7.

d) 1 696.

Dados de massas molares em g ? mol21: C 5 12; N 5 14; O 5 16. 6. (PUC-RJ) A hidrazina é um composto utilizado na remoção de íons metálicos em águas poluídas. Sabe-se que ela é constituída de 87,42% em massa de nitrogênio e de 12,58% em massa de hidrogênio. Com base nessas informações, é correto afirmar que a sua fórmula mínima é: a) (NH)n.

c) (NH3)n.

b) (NH2)n.

d) (N2H)n.

e) (N3H)n.

Capítulo 9

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7. (UEG-GO) A tabela abaixo mostra os percentuais em massa, obtidos da análise elementar do ácido ascórbico. Elemento químico

Porcentagem (%)

Carbono

40,91

Hidrogênio

4,58

Oxigênio

54,51

Dado: MM (ácido ascórbico) = 176,12 g ? mol21. Logo, a fórmula mínima desse composto é: a) CHO.

c) C3H4O3.

b) C2H2O2.

d) C6H8O6.

8. (Udesc-SC) A água do mar contém aproximadamente 3,5% em massa de sais dissolvidos e salinidade 35. Somente três substâncias são obtidas da água do mar em quantidades comerciais importantes: cloreto de sódio, bromo e magnésio. A primeira etapa da recuperação do magnésio (Mg2+) da água do mar se dá quando ocorre a formação de Mg(OH)2, mediante a sua reação com CaO, como descrito na reação abaixo: Mg 2+ (aq)  CaO(s)  H 2O() → → Mg(OH)2(s)  Ca 2+ (aq) A massa de CaO necessária para precipitar 783 g de Mg(OH)2 é: a) 1 200 g.

d) 230 g.

b) 1 617 g.

e) 280 g.

c) 752 g. 9. (PUC-RJ) Um dos gases responsáveis pelo aquecimento da Terra é o CO2(g), presente na atmosfera. Atendendo ao Protocolo de Kioto, uma das tecnologias empregadas na redução dos teores deste gás está baseada na seguinte reação: CaO(s) + CO 2 (g) → CaCO 3(s) Se um determinado dispositivo contém 560 g de CaO(s), a massa de CO2(g) que pode ser removida através deste dispositivo é: a) 44 g.

d)  560 g.

b) 100 g.

e)  1 120 g.

10. (Unicamp-SP) O hidrocarboneto n-octano é um exemplo de substância presente na gasolina. A reação de combustão completa do n-octano pode ser representada pela seguinte equação não balanceada:

C8 H18(g) + O 2(g) → CO 2(g) + H 2O(g) Após balancear a equação, pode-se afirmar que a quantidade de: a) gás carbônico produzido, em massa, é maior que a de gasolina queimada. b) produtos, em mol, é menor que a quantidade de reagentes. c) produtos, em massa, é maior que a quantidade de reagentes. d) água produzida, em massa, é maior que a de gás carbônico.

11. (Uespi-PI) Atualmente o gás natural está sendo usado nas indústrias, na geração de energia elétrica e, cada vez mais, como combustível para automóveis (gás natural veicular). Considerando que: 1. o gás natural é formado principalmente por metano, CH4; 2. a reação de combustão do metano é completa; 3. o processo tem um rendimento de 80%; 4. a densidade do gás natural é 0,60 kg/m3 à temperatura ambiente. Determine a massa de gás carbônico produzida pela queima de 5 m3 de gás natural. Dados: Massa molar em g ? mol21: C 5 12, H 5 1 e O 5 16. a) 3,0 kg.

d) 8,0 kg.

b) 6,0 kg.

e) 8,3 kg.

c) 6,6 kg. 12. (Udesc-SC) A reação abaixo mostra a reação envolvida no processo de obtenção do formaldeído (CH2O) a partir do metanol (CH3OH), por reação com O2 em presença de prata como catalisador. Sabendo-se que o rendimento da reação é de apenas 10%, a massa de formaldeído obtida pela reação de 320 g de metanol é: Ag CH3OH + O 2 →  CH 2O + H 2O

a) 310 g.

d) 200 g.

c) 440 g.

b) 15 g.

e) 31 g.

Dados: Ca 5 40; C 5 12; O 5 16

c) 150 g. Mol e estequiometria

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233

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Escreva no caderno

Exercícios complementares 13. (Fatec-SP) Considere a reação química entre soluções aquosas de carbonato de sódio (Na2CO3) e cloreto de cálcio (CaC,2), produzindo carbonato de cálcio sólido (CaCO3) e cloreto de sódio (NaC) em solução aquosa. Supondo rendimento de 100%, a massa, em gramas, de cloreto de cálcio que deve reagir para produzir 10 g de carbonato de cálcio é, aproximadamente: a) 5.

c) 11.

b) 7.

d) 14.

e) 22.

14. (Unemat-MT) Qual o rendimento da reação de 80 g de enxofre com oxigênio, produzindo 128 g de SO2.

Considerando a combustão completa do metano em um motor de carro, é correto afirmar: a) O oxigênio é o reagente limitante. b) O metano é o reagente limitante. c) O dióxido de carbono é o reagente limitante. d) O metano é o reagente em excesso. e) O oxigênio determina o rendimento da reação. 17. (PUC-RJ) A cisplatina, de fórmula Pt(NH3)2C2, é um composto utilizado no tratamento de determinados tipos de câncer. A sua obtenção passa pela reação, não balanceada, representada abaixo. (NH4 )2 PtC,4 (s) + NH3(aq) → NH4 C,(aq) + Pt(NH3 )2 C,2(s)

Dados: massas atômicas: S 5 32; O 5 16 a) 80%.

c) 50%.

b) 20%.

d) 0,8%.

(NH4 )2 PtC,4 (s) + NH3(aq) → NH4 C,(aq) + Pt(NH3 )2 C,2(s) e) 0,2%.

15. (UFRGS-RS) Nas tecnologias de energias renováveis, estudos têm sido realizados com tintas fotovoltaicas contendo nanopartículas de dióxido de titânio, TiO2. Essas tintas são capazes de transformar a energia luminosa em energia elétrica. O dióxido de titânio natural pode ser obtido da ilmenita, um óxido natural de ferro e titânio minerado a partir das areias de praia. A reação de obtenção do dióxido de titânio, a partir da ilmenita, é representada pela reação abaixo já ajustada. 2 FeTiO3  4 HC,  C,2 → → 2 FeC,3  2 TiO 2  2 H 2O A massa de dióxido de titânio que pode ser obtida, a partir de uma tonelada de areia bruta com 5% de ilmenita é, aproximadamente: (Dados: TiO2 5 80 g ? mol21 e FeTiO3 5 152 g ? mol21) a) 16 kg.

c) 52,6 kg.

b) 26,3 kg.

d) 105,2 kg.

e) 210,4 kg.

16. (UFPB) Gigantes reservas de petróleo foram encontradas recentemente no Brasil. Essas reservas situam-se em regiões de grandes profundidades em águas oceânicas e abaixo de uma camada de sal, por isso, denominadas de pré-sal. Com a exploração dessas reservas, o Brasil aumentará significativamente a produção de petróleo. Após a extração, o petróleo é transportado até as refinarias, onde passará por uma série de processos de purificação, denominada de refino, em que o petróleo entra na fornalha, é aquecido e segue para a torre de destilação, onde serão separadas as diversas frações.

234

Fazendo reagir 1,5 mol de (NH4)2PtC4 com 0,5 mol de NH3, é correto afirmar que a quantidade máxima de cisplatina obtida será igual a: a) 75 g.

d) 130 g.

b) 90 g.

e) 155 g.

c) 108 g. 18. (UFG-GO) O sulfato de bário, por ser insolúvel em água e não ser absorvido pelos tecidos, é muito utilizado como um meio de contraste em exames radiológicos. Ele funciona como um marcador tecidual que permite verificar a integridade da mucosa de todo o trato gastrointestinal, delineando cada seguimento. Sua síntese pode ser realizada a partir da equação a seguir. BaC,2 (aq)  Na 2SO 4 (aq) → BaSO 4 (s)  2 NaC,(aq) Se 5,2 g de BaC2 são misturados com 5,0 g de Na2SO4, a massa aproximada de BaSO4 obtida, em gramas, será de: Massas molares (g ? mol21) BaC2 5 208

BaSO4 5 233

Na2SO4 5 142

NaC 5 58,5

a)  5,8.

d) 8,2.

b)  6,7.

e)  8,8.

c)  7,7. 19. Com base nos conceitos estudados, retome a segunda questão da abertura deste capítulo e calcule quantas moléculas de água estão presentes no volume evaporado de água no dia discutido.

Capítulo 9

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Apêndice Tabelas de unidades Unidades básicas do SI Grandeza

Unidade

Símbolo

comprimento

metro

m

massa

quilograma

kg

tempo

segundo

s

kelvin 1 da temperatura termodinâmica O kelvin é a fração 273,16 no ponto tríplice1 da água.

K

mol O mol é a quantidade de substância de um sistema contendo tantas partículas 2 quantos são os átomos em 0,012 kg de carbono-12.

mol

temperatura termodinâmica quantidade de substância

1 O ponto tríplice da água é a temperatura na qual a água existe simultaneamente nos três estados físicos – sólido, líquido e gasoso. Assim, a temperatura do ponto tríplice da água é exatamente igual a 273,16 K (à pressão de 611,73 Pa). 2Q  uando utilizamos o mol, devemos especificar a qual partícula (moléculas, átomos, íons, elétrons etc.) estamos nos referindo. Exemplo: 1 mol de átomos de hidrogênio.

Prefixos adotados para múltiplos e submúltiplos das unidades SI Fator

Nome

Símbolo

Nome

Símbolo

10

1

10

deca

da

2

deci

d

h

10

2

10

hecto

centi

c

103

quilo

k

103

mili

m

106

mega

M

106

micro

10

9

giga

G

10

9

nano

n

12

tera

T

10

12

pico

p

1

10

Exemplos: 1 quilograma 5 1 kg 5 103 g

Fator

1 nanômetro 5 1 nm 5 1029 m

Unidades fora do Sistema Internacional, em uso simultâneo com SI Grandeza

Unidade

Símbolo

Valor em unidades básicas do SI

minuto

min

1 min 5 60 s

hora

h

1 h 5 60 min 5 360 s

dia

d

1 d 5 24 h 5 86 400 s

volume

litro

L

1 L 5 1 dm3 5 1023 m3

massa

tonelada

t

1 t 5 103 kg

comprimento

angstrom

Å

1 Å 5 0,1 nm 5 10210 m

bar

bar

1 bar 5 0,1 MPa 5 100 kPa 5 105 Pa

torricelli

Torr

1 Torr 5 101 325/760 Pa

atmosfera normal

atm

1 atm 5 101 325 Pa

tempo

pressão

Atenção! Todas as unidades de medida que se referem a nomes de pessoa, quando escritas por extenso, devem ficar com inicial minúscula; já quando são representadas por símbolos, têm sempre de ser escritas com letras maiúsculas.

235

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Apêndice Tabela periódica dos elementos Grupos 1

2

METAIS ALCALINOS

METAIS ALCALINOTERROSOS

1 1

H

4

3

Li

2 6,94

Na

3

2 1

19

4

K

2 8 1

37

Rb

5

Rubídio

85,5

55

Cs

6

Césio

132,9

87

7

Fr

Frâncio

(223)

Be

9,01

12

Mg

2 8 8 1

24,3

20

Ca

8

Não metais

2 2

Metais 2 8 2

2 8 8 2

Cálcio

2 8 18 8 1

2 8 18 18 8 1

2 8 18 32 18 8 1

40,1

38

Sr

Estrôncio

87,6

56

Ba Bário

137,3

88

Ra Rádio

(226)

9

G a s e s n o b r e s

10

Estado físic a 0 ºC e 1 a

Li - Sólido Br - Líquido H - Gasoso

Lantanídeos Actinídeos

Símbolo

Nome do elemento

21

2 8 9 2

Sc

Escândio

2 8 18 8 2

2 8 18 18 8 2

2 8 18 32 18 8 2

45,0

39

88,9

Y

22

Ti

2 8 10 2

Titânio

2 8 18 9 2

Ítrio

57-71

LaLu

47,9

40

Zr

Zircônio

91,2

72

Hf

Háfnio

V

2 8 11 2

Vanádio

2 8 18 10 2

2 8 18 32 10 2

178,5

89-103 104

AcLr

23

2 8 18 32 32 10 Rutherfórdio 2

Rf

(267)

50,9

41

Nb Nióbio

92,9

73

Ta

Tântalo

180,9

105

Db Dúbnio

(268)

57

La

Lantânio 138,9

2 8 18 18 9 2

ACTINÍDEOS

89

Ac

Actínio (227)

2 8 18 32 18 9 2

58

Ce

Cério 140,1

90

Th

Tório 232,0

24

Cr

2 8 13 1

Crômio

2 8 18 12 1

2 8 18 32 11 2

2 8 18 32 32 11 2

LANTANÍDEOS

Distribuição eletrônica

Número atômico

Massa atômica

7

Tc - Artificia

Magnésio

Potássio

39,1

4

Berílio

Sódio

23,0

6

H

Lítio

11

5

1

Hidrogênio

1,01

Períodos

3

2 8 18 19 9 2

2 8 18 32 18 10 2

52,0

42

Mo

Molibdênio

95,9

74

W

Tungstênio

2 8 18 13 1

2 8 18 32 12 2

106

2 8 18 32 32 12 Seabórgio 2

Sg

(271)

Pr

Mn

2 8 18 21 8 2

54,9

43

Tc

Tecnécio

(98)

75

Re Rênio

186,2

107

Bh Bóhrio

(270)

60

Nd

Praseodímio Neodímio 140,9 144,2

91

92

231,0

Urânio 238,0

2 8 18 32 20 9 Protactínio 2

Pa

2 8 13 2

Manganês

183,8

59

25

U

2 8 18 13 2

2 8 18 32 13 2

2 8 18 32 32 13 2

2 8 18 22 8 2

2 8 18 32 21 9 2

26

Fe

55,8

2 8 14 2

Ferro

44

Ru

Rutênio

101,1

76

Os Ósmio

190,2

108

Hs Hássio

(277)

61

Pm

Promécio (145)

93

Np

Netúnio (237)

27

Co

2 8 15 2

Cobalto

2 8 18 15 1

2 8 18 32 14 2

2 8 18 32 32 14 2

2 8 18 23 8 2

2 8 18 32 22 9 2

58,9

45

Rh Ródio

102,9

77

Ir

Irídio

192,2

109

Mt

Meitnério

(276)

62

Sm

Samário 150,4

94

Pu

Plutônio (244)

28

1

Níquel

2 8 18 16 1

2 8 18 32 15 2

2 8 18 32 32 15 2

2 8 18 24 8 2

2 8 18 32 24 8 2

58,7

46

Pd

1 1

Paládio

106,4

78

Pt

1 3 1

Platina

195,1

110

Ds

1 3 3 1

Darmstádtio

(281)

63

Eu

1 2

Európio 152,0

95

Am

Amerício (243)

Notas: Os valores de massa atômica foram arredondados para facilitar a leitura. Os valores que aparecem entre parênteses referem-se à massa do isótopo mais estável do elemento. Os elementos 113, 115, 117 e 118 tiveram sua descoberta confirmada em 2015, e a IUPAC recomendou a aceitação dos nomes e símbolos submetidos pelos grupos de pesquisa envolvidos nessa descoberta em junho de 2016. Até a finalização deste livro, esses nomes e símbolos estavam sob consulta pública.

236

CS-QUI-EM-3032-V1-FINAIS-235-240-LA.indd 236

Ni

6/10/16 10:40 AM

1 3 2


8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

GRUPO DO BORO

GRUPO DO CARBONO

GRUPO DO NITROGÊNIO

GRUPO DO OXIGÊNIO

HALOGÊNIOS

GASES NOBRES

2 Não metais

G a s e s n o b r e s

s

Estado físico a 0 ºC e 1 atm

5

Li - Sólido Br - Líquido H - Gasoso

10,8

B

13

Tc - Artificial

2 3

Boro

A

Mn

2 8 13 2

Manganês

4,9

43

Tc

Tecnécio

98)

75

Re Rênio

86,2

107

Bh Bóhrio

270)

60

Nd

Neodímio 44,2

92

U

Urânio 38,0

2 8 18 13 2

2 8 18 32 13 2

2 8 18 32 32 13 2

2 8 18 22 8 2

2 8 18 32 21 9 2

26

Fe

55,8

2 8 14 2

Ferro

44

Ru

Rutênio

101,1

76

Os Ósmio

190,2

108

Hs Hássio

(277)

61

Pm

Promécio (145)

93

Np

Netúnio (237)

27

Co

2 8 15 2

Cobalto

2 8 18 15 1

2 8 18 32 14 2

2 8 18 32 32 14 2

2 8 18 23 8 2

2 8 18 32 22 9 2

58,9

45

Rh Ródio

102,9

77

Ir

Irídio

192,2

109

Mt

Meitnério

(276)

62

Sm

Samário 150,4

94

Pu

Plutônio (244)

28

Ni

2 8 16 2

Níquel

2 8 18 16 1

2 8 18 32 15 2

2 8 18 32 32 15 2

2 8 18 24 8 2

2 8 18 32 24 8 2

58,7

46

Pd

78

Pt

Platina

2 8 18 18

2 8 18 32 17 1

110

2 8 18 32 32 16 Darmstádtio 2

Ds

(281)

Eu

Európio 152,0

95

Am

Amerício (243)

63,5

47

Ag Prata

195,1

63

Cu

2 8 18 1

Cobre

Paládio

106,4

29

2 8 3

2 8 18 25 8 2

2 8 18 32 25 8 2

107,9

79

Au Ouro

Zinco

2 8 18 18 1

2 8 18 32 18 1

197,0

111

2 8 18 32 32 17 Roentgênio 2

Rg

(281)

64

Gd

Gadolínio 157,2

96

Cm

Cúrio (247)

Zn

2 8 18 2

2 8 18 25 9 2

2 8 18 32 25 9 2

65,4

48

Cd

Cádmio

112,4

80

Hg

Mercúrio

2 8 18 18 2

2 8 18 32 18 2

112

2 8 18 32 32 18 Copernício 2

Cn

(285)

Tb

Térbio 158,9

97

2 8 18 27 8 2

2 8 18 32 27 8 Berquélio 2

Bk

(247)

Ga

69,7

49

Gálio

In

114,8

81

T Tálio

204,4

113

Nh

Nihonium

()

66

Dy

Disprósio 162,5

98

(251)

Si

2 8 4

32

Ge

2 8 18 18 3

2 8 18 32 18 3

2 8 18 32 32 18 3

2 8 18 28 8 2

72,6

50

Sn

Estanho

118,7

82

Pb

Chumbo

207,2

114

F

Fleróvio

(289)

67

Ho

Hólmio 164,9

N

14,0

15

P

33

As

2 8 5

2 8 18 32 18 4

2 8 18 32 32 18 4

2 8 18 29 8 2

74,9

51

Sb

Antimônio

121,7

83

Bi

Bismuto

2 8 18 32 18 5

Mc

()

100

(252)

Férmio (257)

2 8 18 32 29 8 Einstênio 2

2 8 18 18 5

2 8 18 32 32 18 Moscouvium 5

Er

Fm

16

S

2 8 6

34

Se

2 8 18 30 8 2

2 8 18 32 30 8 2

79,0

52

Te

Telúrio

127,6

84

Po

Polônio

2 8 18 18 6

2 8 18 32 18 6

116

2 8 18 32 32 18 Livermório 6

Lv

(293)

Tm

Túlio 168,9

F

19,0

17

35

Flúor

C Br

2 8 18 31 8 2

79,9

53

I

Iodo

126,9

85

At

Astato

2 8 7

2 8 18 18 7

2 8 18 32 18 7

Ts

()

102

(258)

Nobélio (259)

2 8 18 32 31 8 Mendelévio 2

No

Ne

2 8

20,2

18

Ar

2 8 8

36

Kr

2 8 18 8

Criptônio

2 8 18 32 32 18 Tennessine 7

Yb

10

39,9 2 8 18 7

117

Itérbio 173,0

Hélio

Argônio

(210)

70

4,00

Neônio

Cloro

101

Md

2 7

Bromo

(209)

69

9

35,5 2 8 18 6

Selênio

115

Érbio 167,3

16,0

32,1 2 8 18 5

209,0

68

O

2 6

Enxofre

Arsênio

2 8 18 18 4

8

Oxigênio

31,0 2 8 18 4

99

Es

2 5

Fósforo

Germânio

2 8 18 32 28 8 Califórnio 2

Cf

14

7

Nitrogênio

28,1 2 8 18 3

Índio

200,6

65

31

12,0

Silício

27,0

30

C

2 4

Carbono

Alumínio

25

6

He

2

Alex Argozino

7

2 8 18 32 8 2

2 8 18 32 32 8 2

83,8

54

Xe

Xenônio

131,3

86

Rn

Radônio

2 8 18 18 8

2 8 18 32 18 8

(222)

118

2 8 18 32 32 18 Oganesson 8

Og

()

71

Lu

Lutécio 175,0

2 8 18 32 9 2

103

2 8 18 32 32 8 Laurêncio 3

Lr

(262)

Fontes de pesquisa: INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY (IUPAC). Periodic Table of the Elements. 8 jan. 2016. Disponível em: <http://iupac.org/fileadmin/ user_upload/news/IUPAC_Periodic_Table-8Jan16.pdf>. Acesso em: 15 fev. 2016. WIESER, Michael E. et al. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry, v. 85, n. 5, p. 1055-1057, 29 abr. 2013. Disponível em: <http://www.degruyter.com/view/j/pac.2013.85.issue-5/pac-rep-13-03-02/pac-rep-13-03-02.xml>. Acesso em: 15 fev. 2016.

237

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6/10/16 10:44 AM


Apêndice Tabelas de cátions e ânions Cátions Monovalentes

Bivalentes

Trivalentes

Tetravalentes

H (H3O )

Hidrogênio (hidroxônio)

Be 

Berílio

A 

Alumínio

Zr 

Zircônio

NH 

Amônio

Mg 21

Magnésio

As 31

Astato

Mn 41

Manganês(IV)

Li1

Lítio

Ca 21

Cálcio

Au 31

Ouro(III)

Sn 41

Estanho(IV)

Na

Sódio

Sr 

Estrôncio

Mn 

Manganês(III)

Pb 

Chumbo(IV)

1

K

Potássio

Ba 

Bário

Ni 

Níquel(III)

41

Pt 

Platina(IV)

Rb1

Rubídio

Ra 21

Rádio

Co 31

Cobalto(III)

Ti 41

Titânio(IV)

Fr1

Frâncio

Zn 21

Zinco

Fe 31

Ferro(III)

Cs

Césio

Cd 

Cádmio

Ti 

Titânio(III)

Prata

Hg 

Mercúrio(II)

Cr 

Crômio(III)

Hg 

Mercúrio(I)

Cu 21

Cobre(II)

Cu1

Cobre(I)

Mn 21

Manganês(II)

Au

Ouro(I)

Sn 

Estanho

Ni 

Níquel(II)

Co 21

Cobalto(II)

Pb 21

Chumbo(II)

Pt 

Platina(II)

Fe 

Ferro(II)

1

1

1 4

1

1

Ag

1 21 2

1

Nota: Os cátions em negrito correspondem à carga mais comum.

21

21 21

21 21

21

21

21 21

31

31

31

31 31

41

41

Ânions Halogênios

Carbono

Outros

F2 Fluoreto

CN2 Cianeto

H2 Hidreto

C2 Cloreto

CNO2 Cianato

O22 Óxido

Br Brometo

CNS Tiocianato

Peróxido O 22 2

I2 Iodeto

H3C

OH2 Hidróxido

CO Hipoclorito

CO  Carbonato

Cromato CrO 22 4

CO 22 Clorito

Oxalato C2O 22 4

Dicromato Cr2O 22 7

CO  Clorato

Fe(CN)  Ferricianeto

MnO 24 Permanganato

CO 24 Perclorato

Ferrocianeto Fe(CN) 42 6

Manganato MnO 22 4

2

2

2 3

2

COO2 Acetato

22 3

32 6

BrO Hipobromito 2

BrO 23 Bromato IO Hipoiodito 2

IO 23 Iodato

Nitrogênio NO 22 Nitrito NO 23 Nitrato

IO  Periodato

AO 22 Aluminato Zincato ZnO 22 2 Metassilicato SiO 22 3 (Orto)silicato SiO 42 4

2 4

Fósforo

Manganito MnO 22 3

Enxofre

H2PO 22 Hipofosfito

S22 Sulfeto

Fosfito HPO 22 3

Sulfito SO 22 3

(Orto)fosfato PO 32 4

Sulfato SO 22 4

PO 23 Metafosfato

Tiossulfato S2O 22 3

Pirofosfato P2O 42 7

Persulfato S2O 22 8

Estanato SnO 22 2 Estanito SnO 22 3 Plumbito PbO 22 2 Plumbato PbO 22 3 Borato BO 32 3 Fluorsilicato SiF 22 6

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5/27/16 10:20 AM


Sugestões para pesquisa e leitura Sites

Livros

• Beautiful Chemistry. Disponível em: <http://tub.im/3vwde2>.

• CRIDDLE, C.; GONICK, L. Química Geral em Quadrinhos. 1. ed. São Paulo: Blucher, 2013.

• Britannica Escola Online. Disponível em: <http://tub.im/8e8w9n>.

• EMSLEY, J. Moléculas em exposição. 1. ed. São Paulo: Blucher, 2001.

• Instituto Ciência Hoje. Disponível em: <http://tub.im/qceb3p>.

• GRAY, T. Os elementos: uma exploração visual dos átomos conhecidos no universo. 1. ed., São Paulo: Blucher, 2011.

• LABIQ - Laboratório Integrado de Química e Bioquímica. Disponível em: <http://tub.im/b4gji3>.

• GREENBERG, A. Uma breve historia da química: da alquimia às ciências moleculares modernas. 1. ed. São Paulo: Blucher, 2009

• Labvirtquímica - Laboratório Didático Virtual. Disponível em: <http://tub.im/fmm9nk>. • PhET: Simulações em física, química, biologia, ciências da terra. Disponível em: <http://tub.im/dddq5i>. • Química nova na escola: Disponível em: <http://tub.im/dad43r>. • Recicloteca: centro de informações sobre reciclagem e meio ambiente. Disponível em: <http://tub.im/tpqyi5>. • Scientific American Brasil. Disponível em: <http://tub.im/4trv56>.

(Acessos em: 12 abr. 2016)

• HOFFMANN, R. O mesmo e o não mesmo. São Paulo: Unesp, 2007. • KEAN, S. A colher que desaparece. Tradução de Claudio Carina. Rio de Janeiro: Zahar, 2011. • LEVI, P. A tabela periódica. Tradução de Luiz Sérgio Henriques. Rio de Janeiro, Relume Dumará, 2005. • SACKS, O. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. Tradução Laura Teixeira Motta. São Paulo: Companhia das Letras, 2001. • STRATHERN, P. O sonho de Mendeleiev. Rio de Janeiro: Jorge Zahar, 2002.

Referências bibliográficas ATKINS, P.; JONES, L. Chemical Principles: the Quest for Insight. 4. ed. New York: Freeman, 2008. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios da Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre, 2012. BENJAMIN, C. (Org.). Dicionário de biografias científicas. 1. ed., Rio de Janeiro: Contraponto, 2007. BENSAUDE-VINCENT, B.; STENGERS, I. História da Química. Lisboa: Instituto Piaget, 1992. BROWN, T. L., LEMAY Jr., H. E.; BURSTEN, B. E.; MURPHY, C. J.; WOODWARD, P. M.; STOLTZFUS, M. W. Chemistry: the Central Science. 13th ed., New York: Pearson, 2015. CHANG, R. Química. Trad. E. J. H. D’Bourneville. Novena edición. Cidade do México: McGraw-Hill: Interamericana, 2007.

KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M.; TOWNSEND, J. R. Chemistry & Chemical Reactivity. 8th ed. Belmont: Brooks/Cole: Cengage Learning, 2012. LAVOISIER, A-L. Tratado elementar de Química. 1. ed. São Paulo: Madras, 2007. LIDE, D. R. (Ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89th ed. (Internet Version). Boca Raton, FL: CRC: Taylor and Francis, 2009. McMURRY, J. Química orgânica. São Paulo: Cengage Learning, 2011. RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. v. 1.

CHASSOT, A. Alfabetização científica: questões e desafios para a educação. 2. ed. Ijuí: Unijuí, 2001.

SILVA, R. R.; BOCCHI, N.; ROCHA-FILHO, R. C.; MACHADO, P. F. L. Introdução à Química experimental, 2. ed. São Paulo: Edufscar, 2014.

CHRISTIAN, G. D. Analytical Chemistry. 6th ed. New York: John Wiley, c2004.

THE CHEMISTRY COLLECTION. Gas Discharge: Crookes Tubes. Melbourne: The University of Melbourne, 2009.

CISCATO, C. A. M.; PEREIRA, F. P. Planeta química. São Paulo: Ática, 2008,

THOMAS, J. E. (Org.). Fundamentos de engenharia de petróleo. 1. ed. Rio de Janeiro: Interciência, 2001.

239

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6/8/16 10:25 AM


Lista de siglas Acafe-SC Associação Catarinense das Fundações Educacionais Ceeteps-SP Centro Estadual de Educação Tecnológica Paula Souza Cefet-MG Centro Federal de Educação Tecnológica de Minas Gerais Cefet-PR Centro Federal de Educação Tecnológica do Paraná Cesgranrio-RJ Centro de Seleção de Candidatos ao Ensino Superior do Grande Rio Enem/MEC Exame Nacional do Ensino Médio Fatec-SP Faculdade de Tecnologia Fepecs-DF Faculdade de Ensino e Pesquisa em Ciências da Saúde

Uesc-BA Universidade Estadual de Santa Cruz Uespi-PI Universidade Estadual do Piauí UFAC Universidade Federal do Acre UFC-CE Universidade Federal do Ceará UFCG-PB Universidade Federal de Campina Grande UFES Universidade Federal do Espírito Santo UFG-GO Universidade Federal de Goiás Ufla-MG Universidade Federal de Lavras UFMG Universidade Federal de Minas Gerais UFMS Universidade Federal do Mato Grosso do Sul UFMT Universidade Federal do Mato Grosso

FGV-SP Fundação Getulio Vargas

UFPA Universidade Federal do Pará

FMJ-SP Faculdade de Medicina de Jundiaí

UFPB Universidade Federal da Paraíba

Fuvest-SP Fundação Universitária para o Vestibular

UFPR Universidade Federal do Paraná

IFSP Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de São Paulo

UFRGS-RS Universidade Federal do Rio Grande do Sul

IFSul-RS Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia Sul-Rio-Grandense

UFRN Universidade Federal do Rio Grande do Norte

ITA-SP Instituto Tecnológico de Aeronáutica Mack-SP Universidade Presbiteriana Mackenzie

UFRRJ Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro

OBC Olimpíada Brasileira de Ciências

UFSC Universidade Federal de Santa Catarina

PUCCamp-SP Pontifícia Universidade Católica de Campinas

UFSCar-SP Universidade Federal de São Carlos

PUC-MG Pontifícia Universidade Católica de Minas Gerais

UFSJ-MG Universidade Federal de São João Del-Rei UFSM-RS Universidade Federal de Santa Maria

PUC-PR Pontifícia Universidade Católica do Paraná

UFTM-MG Universidade Federal do Triângulo Mineiro

PUC-RJ Pontifícia Universidade Católica do Rio de Janeiro

UFT-TO Universidade Federal do Tocantins

PUC-RS Pontifícia Universidade Católica do Rio Grande do Sul

Ulbra-RS Universidade Luterana do Brasil

UFU-MG Universidade Federal de Uberlândia

UCS-RS Universidade de Caxias do Sul

Ulbra-RS Universidade Luterana do Brasil

Udesc-SC Universidade do Estado de Santa Catarina

Unemat-MT Universidade do Estado do Mato Grosso

UEA-AM Universidade do Estado do Amazonas

Unesp-SP Universidade Estadual Paulista

UECE Universidade Estadual do Ceará

Unicamp-SP Universidade Estadual de Campinas

UEG-GO Universidade Estadual de Goiás

Unifesp-SP Universidade Federal de São Paulo

UEL-PR Universidade Estadual de Londrina

Unifor-CE Universidade de Fortaleza

UEMG Universidade do Estado de Minas Gerais

Unirio-RJ Universidade Federal do Estado do Rio de Janeiro

UEM-PR Universidade Estadual de Maringá UEPB Universidade Estadual da Paraíba

Univali-SC Universidade do Vale do Itajaí

UERJ Universidade Estadual do Rio de Janeiro

UTF-PR Universidade Tecnológica Federal do Paraná

UERN Universidade Estadual do Rio Grande do Norte

Vunesp-SP Fundação para o Vestibular da Universidade Estadual Paulista

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Quimica 1  

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