PAS 2 - QUIMICA- LIVRO 2 - ALUNO

W ESTADOS FÍSICOS E TRANSFORMAÇÃO DA MATÉRIA

Desde há muito que o homem questiona a composição dos materiais na natureza Tudo que observamos ao nosso redor está sob a forma de substâncias ou de misturas de substâncias Por exemplo, o leite que tomamos no café da manhã é uma mistura de água, proteínas, gorduras, açúcares etc Da mesma forma, o café também é uma mistura - água, açúcar, cafeína e outras substâncias. Enfim, tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço é um material

Denominamos materiais toda forma de substância pura ou mistura de substâncias que encontramos na natureza Por exemplo, café, água e açúcar são exemplos de materiais

Na natureza, os materiais são encontrados na forma de substância ou na forma de mistura de substâncias A água pura é uma substância Já a água mineral é uma mistura de substâncias: água e sais minerais O café, material de grande uso doméstico, é uma mistura de substância – (cafeína, cafestano e outras)

Para identificarmos se um material é uma mistura de substâncias, recorremos ao método científico. Segundo esse método, propriedades como temperatura de fusão e ebulição, densidade, calor específico, dureza e condutividade elétrica são propriedades específicas e constantes quando se trata de substâncias puras. Já nas misturas, essas propriedades são variáveis

Classificação das substâncias

As substâncias são formadas pela associação de átomos de um ou mais elementos químicos Faz-se exceção aos gases nobres, que são substâncias monoatômicas A substância hidrogênio (H2), por exemplo, é uma substância simples Portanto, é formada por átomos de um mesmo elemento químico; por outro lado, a água (H2O) é uma substância composta formada por átomos de dois elementos químicos – o hidrogênio e o oxigênio

Exemplos de substâncias simples: H2, O2, O3, N2, Fe, He

Exemplos de substâncias compostas: HCl, CO2, NH3, HNO3

Índice ou atomicidade

São números que indicam a quantidade de átomos de cada elemento químico na fórmula molecular Por exemplo, no caso da molécula de água (H2O), temos que o índice ou atomicidade do hidrogênio é 2, enquanto que o índice ou atomicidade do oxigênio é 1 Para a substância ozônio (O3), o índice ou atomicidade é 3

Símbolos e fórmulas

Os elementos químicos são representados por símbolos O hidrogênio é representado pelo símbolo H; o oxigênio, pelo símbolo O

Elemento químico: a definição atual de elemento químico é feita com base no modelo de átomo nuclear. Segundo esse critério, átomos de um mesmo elemento químico possuem o mesmo número de prótons

Elemento químico Símbolo convencionado

Boro B

Carbono C

Nitrogênio N

Oxigênio O

Flúor F

Neônio Ne

Sódio Na

Magnésio Mg

TABELA 01 - Simbologia química, uma linguagem universal.

Para a representação do símbolo de um elemento químico, devemos lembrar que:

n o elemento deve ter nome escrito no Latim ou o nome latinizado;

n a primeira letra do símbolo deve ser escrita em letra de forma maiúscula;

n a segunda letra, se houver, deve ser escrita em letra de forma minúscula�

Os elementos químicos são representados por símbolos� As substâncias são representadas por fórmulas� Existem vários tipos de fórmulas como, por exemplo, a fórmula molecular, a fórmula mínima, a fórmula estrutural plana, a fórmula estrutural espacial etc� Para a substância água, a fórmula molecular é representada por H2O� O dióxido de carbono, por sua vez, tem fórmula CO2� Já o gás metano tem fórmula molecular CH4

A fórmula molecular representa a molécula da substância e nos informa:

n a quantidade de elementos químicos presentes na substância;

n a quantidade de átomos de cada elemento químico presente na fórmula�

Para a água (H2O), temos:

n H: símbolo do elemento químico hidrogênio� Na fórmula, temos dois átomos de H ;

n O : símbolo do elemento químico oxigênio� Na fórmula, temos um átomo de O;

n H 2 O : fórmula molecular da água;

n 5 H 2O : representa cinco moléculas da substância água�

As fórmulas são modelos de representação simbólicos que os químicos empregam como forma de linguagem universal� A seguir, temos as fórmulas estruturais do metano (CH4)� Em a, b e c, temos fórmulas estruturais espaciais� Em d, temos o modelo de preenchimento�

FIgURA 01 - Fórmulas estruturais do metano (CH4)�

Alotropia

Um fato interessante é que alguns elementos químicos produzem duas ou mais substâncias simples� Esse fenômeno é denominado de alotropia�

Elemento Metaestável Estável Difere na

Oxigênio Ozônio (O3)

Carbono Diamante (C n)

Fósforo Fósforo branco (P4)

Enxofre Enxofre rômbico (S8)

Oxigênio (O2)

Atomicidade

Grafita (C n) Estrutura cristalina

Fósforo vermelho (P n) Atomicidade

Enxofre monoclínico (S8) Estrutura cristalina

Metaestável: identifica a forma alotrópica de um elemento químico que possui maior conteúdo energético�

Estável: identifica a forma alotrópica de um elemento químico que possui menor conteúdo energético�

O diamante é um sólido duro, de densidade 3,52 g/cm3, não condutor de corrente elétrica e com arranjo espacial tetraédrico para cada átomo de carbono�

A grafita é um material mole, de densidade 2,25 g/cm3 , condutor de corrente elétrica e com arranjo plano de camadas hexagonais� Observe as ilustrações a seguir�

FIgURA 03 - Diamante� FIgURA 04 - Grafita.

A NOVA VARIEDADE ALOTRÓPICA DO

CARBONO – BUCKMINSTERFULLERENO

Descoberto em 1985 por um grupo de pesquisadores ingleses, o “futeboleno” ou buckminsterfullereno é uma molécula intrigante, formada por 60 átomos de carbono dispostos em 12 pentágonos, 20 hexágonos e 32 faces O nome dado a essa variedade alotrópica é uma homenagem ao arquiteto e filósofo americano Buckminster Fuller.

Quantidades apreciáveis de buckbola podem ser preparadas evaporando grafite por passagem de corrente elétrica em presença de gás hélio Como são moléculas isoladas, os C60 podem ser separados da fuligem de grafite por dissolução em solventes orgânicos.

Outra observação importante feita pelos pesquisadores é de que essa molécula em forma de bola de futebol pode alojar alguns átomos metálicos em seu interior, além de reagir como potássio e produzir o composto K3C60 Esse composto apresentou-se supercondutor a 18 K, sugerindo que outros fullerenos também apresentem boas propriedades elétricas, magnéticas e óticas

Contudo, nem todo sistema heterogêneo é uma mistura Uma substância pura em mudança de estado é um sistema heterogêneo A água sólida (gelo), ao sofrer fusão, forma um sistema heterogêneo, desde que existam as duas fases (sólido e líquido) em equilíbrio

Toda substância em mudança de estado físico é um sistema heterogêneo

Todo sistema gasoso é um sistema monofásico Portanto, é homogêneo

Classificação dos sistemas materiais

A classificação dos sistemas materiais é feita com base na uniformidade Os sistemas uniformes, em toda a sua extensão, são classificados como homogêneos ou monofásicos. Os demais sistemas são ditos heterogêneos ou polifásicos (bifásicos, trifásicos, tetrafásicos etc)

O granito é um sistema heterogêneo (não uniforme) formado por quartzo (branco), feldspato (róseo) e mica (preto)

MARTE TEM ‘CÓRREgOS’ SAZONAIS DE ÁgUASALgADA,REVELASONDADANASA

Veios de salmoura se formam em encostas de montanhas em meses quentes

Descoberta reacende discussão sobre se planeta é habitável por micróbios

Linhas que aparecem e somem em montanhas de Marte são formadas por água salgada escorrendo, indica novo estudo da Nasa

Essas “linhas de encosta recorrentes”, tal qual foram batizadas pelos cientistas, são faixas estreitas, com menos de 5 metros de largura, que aparecem durante períodos quentes em diversas regiões de Marte As linhas se alongam durante algum tempo e depois encolhem “Elas são faixas escuras que se formam no fim da primavera, crescem no verão e desaparecem no outono”, afirmou Michael Meyer, chefe do programa de exploração de Marte da Nasa, em entrevista coletiva para apresentar a descoberta

Cientistas não conseguiam confirmar a natureza do fenômeno, porque a resolução das imagens das melhores sondas no planeta não permitia fazer imagens nítidas de estruturas tão estreitas

A hipótese de que as linhas observadas eram salmoura líquida saiu das temperaturas registradas no local no verão marciano, acima de -23 °C Água com alta concetração de sal, com ponto de derretimento mais baixo, pode existir na forma líquida nessa faixa de temperatura

F I g URA 05 - Buckminsterfullereno

g URA 06 - Granito

F I g URA 07 - Água nos estados sólido e líquido

SAIBA MAIS

Estados físicos da matéria

Os materiais podem ser encontrados na natureza nos estados sólido, líquido ou gasoso� No estado sólido, as partículas estão unidas e organizadas sob a forma de retículos� Por exemplo, no sal de cozinha, o cloreto de sódio, um sólido iônico, tem seus íons fortemente atraídos entre si por forças eletrostáticas� Já no gelo, as moléculas de água são unidas por forças denominadas de ligações de hidrogênio� Existem, também, materiais que se encontram sob a forma de gás� Nesse estado, as moléculas estão afastadas entre si�

Transformações físicas

As transformações físicas da matéria ocorrem por absorção ou liberação de calor� Quando aquecemos um material sólido até que ele se converta em líquido, temos a fusão� Uma vez no estado líquido, caso o aquecimento continue, o material pode ser levado ao estado gasoso, processo chamado de vaporização� A partir desse estado, podemos esfriar o material até que ele retorne ao estado líquido pelo processo de condensação e posterior ao estado sólido, por solidificação.

liquefação ou condensação solidificação

vaporização (evaporação e ebulição) fusão

Gráficos de mudanças de estado

Substância pura

Uma substância pura, ao mudar de estado físico, apresenta como características principais os patamares de fusão e de ebulição constantes� Essas características podem ser visualizadas no gráfico da figura 09� Observe que se trata de um gráfico de aquecimento� Portanto, podemos identificar os patamares de fusão e de ebulição�

FIgURA 08 - Diagrama de mudança de estado físico�

FIgURA 09 - Diagrama de mudança de estado físico ou curva de aquecimento de um material� TE: temperatura de ebulição; TF: temperatura de fusão�

Mistura comum

Durante as mudanças de estados, as misturas comuns se caracterizam por apresentar os patamares de fusão e ebulição variáveis

Misturas especiais

Existem alguns sistemas homogêneos que apresentam mais de um componente, e mesmo assim, têm comportamento de substância pura durante a fusão ou a ebulição: são as misturas eutéticas ou azeotrópicas

W Mistura eutética

As misturas eutéticas apresentam temperatura de fusão constante, e temperatura de ebulição variável

W Mistura

As misturas azeotrópicas apresentam ponto de fusão variável, porém ponto de ebulição constante O sistema álcool 96 oGL é uma mistura azeotrópica Esse sistema consta de uma mistura de 96% álcool (PE = 78,3 oC) e 4% água (PE = 100 oC)

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) Os diagramas representam modelos de substâncias simples, compostos e/ou misturas� As esferas – claras, escuras, listradas etc� ou de tamanhos variados – representam átomos diferentes� Esferas em contato representam átomos ligados quimicamente�

a) c) b) d)

Julgue os itens a seguir

C-E-C-E

01. A figura a) mostra uma mistura de substâncias simples.

02. A figura b) pode representar uma amostra de monóxido de carbono�

03. A figura c) representa uma amostra de substância composta.

04. A figura d) pode representar uma amostra de cloreto de hidrogênio�

02. Os gráficos I e II representam a variação de temperatura de dois sistemas distintos em função do tempo de aquecimento, mostrando as temperaturas em que ocorrem as transições de fases�

03� No sistema II há duas fases às temperaturas T1 e T2

04� Representam as transições de fases que podem ocorrer em sistemas que contêm duas substâncias, pelo menos�

05� No ponto B, no ponto C e entre ambos, no sistema II, existe uma única fase líquida�

06� Acima do ponto D há uma única fase vapor em aquecimento me ambos os sistemas�

03. As curvas de fusão das substâncias A e B estão representadas na figura abaixo.

Considerando seus conhecimentos sobre o assunto, julgue os itens a seguir�

E-C-C-E-C-C

01� Para temperaturas inferiores a T1, podem coexistir duas fases em ambos os sistemas�

02� No sistema II existe uma fase sólida, no ponto A, à temperatura T1, enquanto no ponto B existe uma fase líquida à mesma temperatura�

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?

04. O gráfico a seguir representa a curva de aquecimento de um material à pressão constante de 1 atm�

Pede-se�

a) Quais são os estados físicos desse material indicados pelas letras A, C e E?

b) Explique o fenômeno que ocorre na região indicada pela letra D�

c) Qual é o ponto de ebulição desse material em °C?

d) Qual é o intervalo de temperatura em °C, no qual estará o ponto de fusão desse material?

Questão 04�

a) A: Sólido; C: Líquido; E: Gasoso

b) A região indica mudança do estado líquido para o estado gasoso, cujo o calor absorvido é utilizado para o rompimento da interação intermolecular das espécies no estado líquido�

c) 30 °C

d) Entre 15 °C e 20 °C

05. (Unifor CE) O carbono está disponível na terra em formas orgânicas e inorgânicas e em quantidade finita. Quando presente em coisas vivas, o carbono é denominado de orgânico O carbono inorgânico é encontrado em coisas não vivas (como rochas, conchas de animais), na atmosfera e nos oceanos O dióxido de carbono é um gás importante na nossa atmosfera Evita a fuga de calor e, ao fazê-lo, aquece a atmosfera da Terra Funciona como o vidro de uma estufa, evita que o calor escape e, por essa razão, é chamado de gás de efeito estufa O carbono se move através do sistema da Terra de vivo para não vivo de muitas maneiras diferentes

Analise as seguintes afirmações sobre as formas cristalinas de apresentação do carbono

I. O diamante é uma forma polimórfica metaestável do carbono nas condições normais de temperatura e pressão

II. O monocristal de grafite é bom condutor de corrente elétrica em uma direção, mas não o é na direção perpendicular à mesma

III. São formas polimórficas do carbono: grafite, diamante, fulereno C60 e nanotubos de carbono

IV. No grafite, as ligações químicas entre os átomos de carbono são fortes com estrutura tetraédricas e entre camadas são fracas

V O material constituído por uma única camada de átomos de carbono que compõe o grafite é denominado grafeno.

É correto apenas o que se afirma em

a) IV e V

b) I, IV e V

c) II, IV e V

d) I, II, III e IV

e) I, II, III e V

06. (Fuvest SP) Considere as figuras pelas quais são representados diferentes sistemas contendo determinadas substâncias químicas. Nas figuras, cada círculo representa um átomo, e círculos de tamanhos diferentes representam elementos químicos diferentes

a) 3, 4 e 5 representam misturas

b) 1, 2 e 5 representam substâncias puras

c) 2 e 5 representam, respectivamente, uma substância molecular e uma mistura de gases nobres

d) 6 e 4 representam, respectivamente, uma substância molecular gasosa e uma substância simples

e) 1 e 5 representam substâncias simples puras

07. (UTF PR) As pesquisas científicas têm mostrado que a existência de outras formas de vida fora da Terra passa pela busca de substâncias químicas que possam suportar esta hipótese Até o momento já foram divulgadas notícias sobre a existência, em Europa, uma das 4 luas de Júpiter, de água (H2O), uma mistura de compostos formadas pela presença de oxigênio (O), enxofre ionizado (S) e gelo, além da suspeita de substâncias que poderiam ser formadas por cloro (Cl) e sais de carbonato ( 2-CO3 ); no cometa Lovejoy foi noticiada a existência de etanol (CH3CH2OH) e um glicoaldeído de açúcar (HOCH2CHO); na atmosfera do planeta Marte noticiou-se a existência de vapor d'água (H2O), e dos gases, Nitrogênio (N2), monóxido de carbono (CO), óxido nítrico (NO), metano (CH4) e gás carbônico (CO2), entre outros Sobre as substâncias químicas citadas no enunciado, assinale a alternativa correta

a) Em Marte, as substâncias citadas são todas compostas

b) O etanol e o glicoaldeído de açúcar apresentam a mesma quantidade de átomos

c) O gás carbônico representa uma mistura homogênea de carbono e oxigênio

d) As substâncias simples citadas no texto compreendem N2, O2, S8, Cl2 e H2O

e) Em Europa, atribui-se a existência de pelo menos 5 elementos químicos H, Cl, S, C e O.

08. (Uerj RJ) Novas tecnologias de embalagens visam a aumentar o prazo de validade dos alimentos, reduzindo sua deterioração e mantendo a qualidade do produto comercializado Essas embalagens podem ser classificadas em Embalagens de Atmosfera Modificada Tradicionais (MAP) e Embalagens de Atmosfera Modificada em Equilíbrio (EMAP). As MAP são embalagens fechadas que podem utilizar em seu interior tanto gases como He, Ne, Ar e Kr, quanto composições de CO2 e O2 em proporções adequadas. As EMAP também podem utilizar uma atmosfera modificada formada por CO2 e O2 e apresentam microperfurações na sua superfície, conforme ilustrado abaixo

Adaptado de exclusive.multibriefs.com.

Dentre os gases citados no texto, aquele que corresponde a uma substância composta é simbolizado por

a) Kr

b) O2

A respeito dessas representações, é correto afirmar que os sistemas

c) He

d) CO2

W MODELOS DE ÁTOMOS (BÖHR)

Dois estudantes, que trabalhavam com Rutherford – Geiger e Marsdsen – tinham desenvolvido um método de contagem de partículas alfa emitidas durante um fenômeno radioativo Foi então que, em 1908, Rutherford decidiu empregar esse experimento na tentativa de comprovar a existência do modelo de átomo de Thomson Resolveu bombardear uma finíssima lâmina de ouro e contar o número de emissões que atravessavam o material

Conclusões de Rutherford

Após várias repetições, Rutherford propôs, em 1911, um novo modelo para o átomo:

n A matéria é formada de partículas em que a distribuição de massa ocorre de forma desigual

n Há uma região pequena, densa e dotada de carga positiva que concentra praticamente toda a massa da partícula O restante da partícula é desprovido de massa, representando um imenso vazio de matéria, e constituído de partículas de carga elétrica negativa, os elétrons

n A região pequena, densa e de carga positiva foi denominada por Rutherford de núcleo e o imenso vazio foi chamado de eletrosfera O átomo ganhava uma nova representação, segundo os experimentos e a concepção de Rutherford Esse modelo faz uma analogia ao Sistema Solar e, por isso, foi chamado de modelo planetário do átomo

Espectros de emissão e a eletrosfera de Böhr

O século XIX terminou com uma concepção um pouco distante das realidades experimentais que os cientistas estavam observando As teorias da Mecânica de Newton e do Eletromagnetismo de Maxwell eram aplicadas de maneira integral Acreditava-se que praticamente todos os fenômenos e acontecimentos da natureza poderiam ser explicados com essas teorias: as equações propostas por Newton explicavam os movimentos; já as leis do Magnetismo e da Eletricidade, unificadas por Maxwell em 1865, explicavam o comportamento eletromagnético da luz (a teoria do eletromagnetismo foi verificada por Hertz em 1887)

Modelo de átomo de Rutherford

Até aquele momento, dois modelos de átomo experimentais já haviam sido propostos: um era o modelo de Thomson, segundo o qual os elétrons carregados de carga elétrica negativa estavam incrustados numa massa de carga elétrica positiva – era o “pudim de passas”; o outro era o modelo de átomo de Rutherford, obtido a partir da análise de experimentos de espalhamento de partículas alfa sobre finas lâminas de ouro. Segundo o modelo Rutherford, o átomo possui um núcleo pequeno, denso, dotado de carga elétrica positiva e corresponde, praticamente, a toda a massa do átomo Além disso, em torno dele giram os elétrons, de maneira análoga ao Sistema Solar. Contudo, nenhum dos dois modelos de átomo estava de acordo com os resultados dos espectros de luz, já obtidos na época a partir de átomos, e, portanto, havia a necessidade de novos esforços para elucidar tais fatos, feitos por Niels Böhr com base no espectro de emissão de luz do átomo de hidrogênio

Dentre os questionamentos levantados àquela época, está a estabilidade da nuvem eletrônica de Rutherford

n Se os elétrons fossem estacionários, não haveria nenhum arranjo elétrico estável capaz de vencer a grande força de atração de Coulomb n Se os elétrons estabelecessem movimento em torno do núcleo, perderiam energia sob a forma de radiação eletromagnética, formariam uma espiral e colidiriam com o núcleo

Além disso, o espectro contínuo de radiação que seria emitido durante a aproximação do elétron ao núcleo não estava de acordo com os espectros de natureza bastante discretos, já conhecidos na época

Então, de fato, como a nuvem eletrônica do modelo de átomo de Rutherford poderia ser estável? Böhr admitiu a impossibilidade de explicação dessa situação utilizando as leis da física clássica: o sistema atômico era muito pequeno para a mecânica clássica Ele admitiu que as leis da eletrodinâmica clássica não eram adequadas para explicar o comportamento dos átomos Era necessário introduzir nas leis em questão uma constante, denominada constante de Planck ou um quantum de ação elementar, como, às vezes, é chamada Böhr elaborou um modelo de átomo com base nos espectros de emissão de luz a partir do átomo de hidrogênio

Natureza ondulatória da luz

A luz, que enxergamos a partir do Sol ou de uma fonte artificial, como uma lâmpada incandescente, é um sistema de campos eletromagnéticos que transportam energia pelo espaço Por isso, é também conhecida como onda radiante

Podemos enumerar diversos tipos de ondas eletromagnéticas como raios gama, raios X, ultravioleta, espectro visível, infravermelho, ondas de rádio etc Porém, todas apresentam características comuns, tais como: velocidade constante no vácuo (3,00 × 108 m/s), comprimento de onda específico e determinada frequência

Raios gama Raio-X Ultravioleta Infravermelho Ondas de rádio Luz visível

ESPE CT RO VISÍVE L

Espectro visível de radiação solar

O comprimento de onda pode ser definido como a distância entre dois picos ou dois vales; já a frequência é definida como o número de comprimentos de onda que passa por determinado ponto em um intervalo de tempo igual a um segundo� Veja ilustração abaixo Comprimento de onda (λ)

Amplitude (A)

Amplitude (A)

Comprimento de onda (λ)

O modelo ondulatório da luz pode explicar várias características de seu comportamento, porém algumas interações entre a luz e os átomos não são explicadas� Nesse aspecto, destacamos três fenômenos importantes: a radiação de corpo negro, o efeito fotoelétrico e os espectros de emissão�

A radiação de corpo negro

Corpo negro é o meio ou a substância que absorve toda a radiação que incide sobre ele� Quando um corpo é aquecido, emite radiação cuja natureza muda com a temperatura� Ao aquecer um pedaço de metal em uma fonte de calor, vemos que inicialmente o metal ganha uma cor avermelhada e, à medida que fornecemos mais calor, ele vai mudando de cor até chegar a uma cor branca e brilhante� Esse fenômeno foi percebido pelos cientistas, mas foi Max Planck quem melhor interpretou e desvendou a relação entre a temperatura e a cor das radiações eletromagnéticas emitidas pelos metais. Segundo Planck, a energia liberada por um átomo só acontecia sob a forma de quantidades fixas de energia - o quantum.

O efeito fotoelétrico

O efeito fotoelétrico é observado quando a luz incide sobre uma superfície metálica e limpa, arrancando elétrons e emitindo-os para o meio externo� Cada metal apresenta uma frequência-limite e somente as frequências com valores iguais ou superiores a esse valor-limite produz o efeito fotoelétrico�

Pouco tempo depois de Planck apresentar suas teorias sobre a quantização da energia, Albert Einstein, em 1905, ampliou o conceito de quantum para explicar o efeito fotoelétrico� Einstein admitiu que a luz seria formada de pequenas partículas com energia proporcional à própria frequência, os fótons� Assim, quando uma superfície metálica é atingida por um fóton, três situações podem ser observadas:

n Se o fóton apresentar energia menor que o valor-limite, não haverá efeito fotoelétrico�

n Se o fóton apresentar energia igual ao valor-limite, haverá efeito fotoelétrico�

n Se o fóton apresentar energia maior que o valor-limite, haverá efeito fotoelétrico e o elétron terá aumento de energia cinética� Superfície metálica

Elétron

Luz

Efeito fotoelétrico

Os espectros de emissão ou linhas

espectrais

Um espectro de linhas ocorre quando a radiação proveniente de uma fonte com muitos comprimentos de ondas diferentes, como uma lâmpada incandescente, é separada em seus diferentes comprimentos de onda O espectro produzido constitui-se de uma faixa contínua (espectro contínuo) de cores, que vai do violeta ao vermelho A radiação composta de um único comprimento de onda é chamada monocromática

Porém nem todas as fontes de radiação produzem um espectro contínuo Gases diferentes, quando colocados em um tubo sob pressão e alta voltagem, emitem cores de luzes diferentes Quando a luz proveniente de tais tubos passa através de um prisma, apenas linhas de poucos comprimentos de onda podem ser visualizadas nos espectros resultantes Um espectro como esse, contendo apenas radiações de comprimentos de ondas específicos, é chamado espectro de linhas.

Quando os cientistas analisaram o espectro de linhas do hidrogênio, ficaram maravilhados com a sua simplicidade. Johann Jakob Balmer (1825-1898), físico e matemático suíço, foi quem conseguiu estabelecer uma fórmula matemática, em 1885, para as quatro linhas do espectro do hidrogênio

2) Um elétron em uma órbita permitida (estado de energia permitido) não irradiará energia e, portanto, não se moverá em forma de espiral em direção ao núcleo

3) Um elétron só emite ou absorve energia quando ele muda de uma órbita permitida (estado de energia permitido) para outra Essa energia é emitida ou absorvida sob a forma de fótons

Dessa forma, Böhr conseguiu um modelo de átomo fazendo algumas modificações no modelo de Rutherford. Por isso, o modelo atômico de Böhr também é conhecido como modelo de Rutherford-Böhr

O modelo atômico de Böhr

O modelo de átomo de Niels Böhr manteve a natureza nuclear do átomo, porém a eletrosfera sofreu grandes modificações:

n Passou a apresentar órbitas circulares ou níveis de energia;

n O ganho e a perda de energia (salto quântico) pelo elétron foram considerados descontínuos, sob a forma de “pacotes de energia”, denominados de quanta ;

n Cada órbita passou a ser identificada por um número, o número quântico principal cujo símbolo é n

Pontos negativos no modelo de Böhr:

n Só explica de forma satisfatória o átomo de hidrogênio. Por isso, é chamado de modelo do átomo de hidrogênio;

n Não consegue explicar de forma adequada os espectros de emissão de átomos com um elevado número de elétrons;

n O elétron é tratado como uma partícula girando em torno do núcleo, e não como uma partícula-onda, exibindo as propriedades de ondas eletromagnéticas

Após as contribuições de Balmer, Max Planck, Albert Einstein e outros, não havia mais dúvida: a estrutura atômica proposta por Rutherford era insuficiente para explicar os fenômenos descritos acima Niels Böhr, em 1913, munido dessas contribuições, propôs uma explicação teórica para os espectros de emissão dos átomos, inaugurando uma nova etapa no estudo da estrutura da matéria

Os postulados de Böhr

1) Somente órbitas de certos raios, correspondendo a valores específicos de energia, são permitidas para os elétrons de um átomo

Hidrogênio Hélio Neônio

Mercúrio

Modelo de átomo de Böhr

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. Comemorou-se no ano de 2011, o centenário do modelo atômico proposto pelo físico neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937), prêmio Nobel da Química em 1908� Em 1911, Rutherford, bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa, oriundas de uma amostra contendo o elemento químico polônio�

De acordo com o seu experimento, Rutherford concluiu que

a) o átomo é uma partícula maciça e indestrutível�

b) existe, no centro do átomo, um núcleo pequeno, denso e negativamente carregado�

c) os elétrons estão mergulhados em uma massa homogênea de carga positiva�

d) a maioria das partículas alfa sofria um desvio ao atravessar a lâmina de ouro�

e) existem, no átomo, mais espaços vazios do que preenchidos�

02. Em um determinado momento histórico, o modelo atômico vigente e que explicava parte da constituição da matéria considerava que o átomo era composto de um núcleo com carga positiva� Ao redor deste, havia partículas negativas uniformemente distribuídas� A experiência investigativa que levou à proposição desse modelo foi aquela na qual

a) determinaram-se as leis ponderais das combinações químicas�

b) realizou-se uma série de descargas elétricas em tubos de gases rarefeitos�

c) caracterizaram-se estudos sobre radioatividade e dispersão e reflexão de partículas alfa.

d) analisaram-se espectros atômicos com emissão de luz com cores características para cada elemento�

e) providenciou-se a resolução de uma equação para determinação dos níveis de energia da camada eletrônica�

03. Leia o poema apresentado a seguir�

Pudim de passas

Campo de futebol

Bolinhas se chocando

Os planetas do sistema solar Átomos

Às vezes

São essas coisas

Em química escolar

O poema faz parte de um livro publicado em homenagem ao Ano Internacional da Química� A composição metafórica presente nesse poema remete

a) aos modelos atômicos propostos por Thomson, Dalton e Rutherford�

b) às teorias explicativas para as leis ponderais de Dalton, Proust e Lavoisier�

c) aos aspectos dos conteúdos de cinética química no contexto escolar�

d) às relações de comparação entre núcleo/eletrosfera e bolinha/campo de futebol�

e) às diferentes dimensões representacionais do sistema solar�

04. (Unifor CE) O modelo atômico de Rutherford foi fundamentado nas observações do experimento em que uma fina lâmina de ouro (0,0001 mm de espessura) foi bombardeada com partículas alfa, emitidas pelo polônio (Po) contido no interior de um bloco de chumbo (Pb), provido de uma abertura estreita, para dar passagem às partículas por ele emitidas� Envolvendo a lâmina de ouro (Au), foi colocada uma tela protetora revestida de sulfeto de zinco, conforme figura abaixo.

De acordo com o experimento de Rutherford, está correto o que se afirma em:

a) As partículas α sofrem desvio ao colidir com os núcleos dos átomos de Au�

b) As partículas α possuem carga elétrica negativa�

c) Partículas α sofrem desvio ao colidir com elétrons dos á tomos de Au�

d) Na ilustracão, não foram indicadas as partículas α que não atravessaram a lâmina de Au�

e) O tamanho do á tomo é cerca de 1 000 a 10 000 vezes maior que o seu núcleo�

05. (Udesc SC) O experimento realizado por Ernest Rutherford, em que uma fina placa de ouro foi bombardeada com um feixe de partículas α, permitiu a suposição de um modelo de átomo com um núcleo pouco volumoso, de carga positiva, rodeado por uma região volumosa formada por elétrons, com carga negativa�

A construção deste modelo deve-se ao fato de

a) muitas partículas α não terem sofrido desvio (região da eletrosfera) e poucas delas terem desviado ou retrocedido (região do núcleo)�

b) muitas partículas α terem retrocedido ao colidir diretamente com o núcleo atômico�

c) ter havido desvio das partículas α que se colidiram com a região da eletrosfera do átomo de Au�

LEAL, Murilo Cruz� Soneto de hidrogênio. São João del Rei: Editora UFSJ, 2011.

Fonte de partículas alfa

Lâmina

Observando as cintilacões na tela revestida de sulfeto de zinco, Rutherford verificou que muitas partículas atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio e que poucas partículas sofriam desvio�

d) as partículas α terem sofrido atração pelos elétrons que possuem carga negativa

e) não ter sido observado o desvio das partículas α, devido ao fato do átomo ser maciço

06. O modelo de átomo de Ernest Rutherford, proposto em 1911, embora tenha esclarecido satisfatoriamente os resultados de experiências de dispersão de partículas alfa, α, não explicou os espectros atômicos Niels Böhr propôs um novo modelo mais completo, que conseguiu esclarecer o espectro de linhas, como os representados na figura.

Sódio

Estrôncio

Em seu modelo, Böhr incluiu uma série de postulados capazes de explicar corretamente as linhas do espectro atômico dos elementos químicos, tais como

a) cada um dos níveis atômicos possui valores de energia variáveis

b) um elétron, quando excitado, permanece entre dois níveis de energia

c) o elétron emite luz visível, ao passar de um nível para outro de maior energia

d) a energia dos elétrons não é quantizada em razão dos diversos níveis existentes no átomo

e) os elétrons excitados, ao retornarem aos níveis iniciais, liberam energia, sob a forma de ondas eletromagnéticas, como luz visível e ultravioleta

07. Uma das maiores conquistas na área da saúde pública no século XX foi a remoção do chumbo, um material útil, mas extremamente tóxico presente nos combustíveis, tintas, tubulações e alimentos enlatados As crianças são particularmente vulneráveis aos danos provocados pelo chumbo, que afeta, principalmente, as células nervosas

Os novos estudos mostram preocupação com as velhas gerações que acumularam chumbo nos ossos ainda durante a era em que o metal estava nas tintas e na gasolina, na forma de tetraetilchumbo

Toda vez que o metal chega aos ossos de uma pessoa, atinge os tecidos vivos em duas formas principais: interfere na produção de moléculas de hemoglobina nos glóbulos vermelhos e mimetiza o comportamento do cálcio O cérebro e as células nervosas precisam do cálcio para transmitir sinais elétricos; quando o chumbo está presente, ele interfere na comunicação entre os neurônios

O estudo dos efeitos de longo prazo provocados por baixa concentração de chumbo no organismo só se tornou possível depois que os Estados Unidos suprimiram, gradualmente, o metal dos combustíveis entre 1976 e 1996, que resultou em redução drástica da quantidade do metal presente no sangue dos americanos Em todo o país, a concentração de chumbo caiu de 130 g/dLµ nos anos 70 para 12 g/dLµ em 2010

Uma revisão científica feita em 2012 pelo Programa Nacional de Toxicologia dos Estados Unidos estabeleceu que concentrações equivalentes à do metal entre 50 e 100 g/dLµ de sangue podem provocar pressão alta, entre outros problemas

A presença de chumbo e de outros metais no sangue pode ser determinada pelo método de análise denominado de Espectrofotometria de Absorção Atômica O método consiste em determinar a presença e quantidade de um determinado metal em uma solução qualquer, usando como princípio a absorção de radiação ultravioleta por parte dos elétrons que, ao sofrerem um salto quântico depois de devidamente excitados por uma chama de gás acetileno a 3 000 °C, esses elétrons devolvem a energia recebida para o meio, voltando assim para a sua camada orbital de origem

Considerando as informações do texto e seus conhecimentos, julgue os itens a seguir

C-E-C-E-E-C

01 A molar do chumbo tetraetila é superior a 320g/mol

02 O cálcio, presente nas células nervosas, são substâncias simples

03 Para um indivíduo adulto, cujo volume de sangue é de 5L, a massa de chumbo presente em seu corpo em 1970 era de 6,5 mg

04 A determinação da quantidade de metal chumbo em uma solução por espectrofotometria pode ser explicada com base no modelo de átomo de Rutherford

05 A energia absorvida da chama de acetileno é absorvida no salto quântico do elétron de um nível de maior energia para outro de menor energia

06 A passagem do elétron de um estado estacionário para outro ocorre mediante a absorção de energia igual a hf, sendo h a constante de Planck e f, a frequência do fóton

08. As três ondas eletromagnéticas representadas por X, Y e W são referentes às luzes emitidas por um átomo de hidrogênio que foi excitado Admitindo que as ondas correspondem à transição entre os três primeiros níveis de energia do hidrogênio, quais correspondências entre o gráfico e as ondas são verdadeiras e quais são falsas?

Considerando essas informações e seus conhecimentos, julgue os itens a seguir

C-E-E-C

01 B corresponde a Y

02 A corresponde a X

03 C corresponde a W

04 D corresponde a W

Linhas vermelho-carmin

Linhas amarelas

W TABELA PERIÓDICA

Reconhecer a importância do estudo da tabela periódica é um fato que nos remete ao mundo de muitos cientistas desde o século XIX até os dias atuais As buscas incessantes por uma maneira adequada de agrupar as propriedades químicas e físicas dos elementos descobertos levaram ao conhecimento das propriedades de cada elemento e de seu comportamento em meio reacional

Intrigados com o modo pelo qual essa lógica matemática ocorria na natureza, os cientistas acumulavam, a cada descoberta, um verdadeiro emaranhado de propriedades e relações atômicas Assim, a organização de uma tabela que traduzisse essa concepção era inevitável, e isso levou um grande número de estudiosos e pesquisadores a se dedicarem ao estudo das propriedades físico-químicas dos materiais Tudo levava a crer que os elementos químicos também deviam se apresentar em grupos cujas propriedades fossem semelhantes

Histórico e evolução

Por volta de 1817, Johann Wolfgang Döbereiner estabeleceu a relação entre os valores das massas dos átomos (massas atômicas atuais) do cálcio, do estrôncio e do bário Döbereiner percebeu que o estrôncio apresentava massa atômica praticamente igual à média aritmética das massas atômicas do cálcio e do bário Ele denominou essa propriedade de lei das tríades. Mais tarde, em 1829, essa lei também foi verificada junto às tríades dos halogênios – cloro, bromo e iodo – e às tríades dos metais alcalinos – lítio, sódio e potássio

I g URA 01 - Tríades de Döbereiner

A ideia da lei das tríades se estendeu e vários outros cientistas entre 1829 e 1858, como Dumas, Gmelin, Cooke e outros, verificaram a existência de novas tríades de elementos. O flúor foi acrescentado aos halogênios já conhecidos; o oxigênio, o enxofre e o telúrio foram dispostos em uma nova família; o nitrogênio, o fósforo, o arsênio, o antimônio e o bismuto, em outra Era o início de uma organização dos elementos químicos em grupos ou famílias que culminaria, em breve, na grande tabela das propriedades periódicas

No entanto, o estudo das tríades dos elementos químicos foi abandonado, uma vez que os valores precisos das massas atômicas não podiam ser determinados naquela época Esses valores só foram estabelecidos no primeiro Congresso Internacional de Química realizado na Alemanha em 1860, na cidade de Heidelberg

Mais tarde (1862), o geólogo francês Alexandre de Chancourtois relacionou a periodicidade das propriedades químicas e físicas dos elementos químicos, posicionando-os, de maneira surpreendente em ordem crescente de massa atômica sobre a espiral de um cilindro O fato interessante era que ao destacar linhas verticais sobre esse cilindro, apareciam grupos de elementos com propriedades semelhantes Chancourtois sugeria que as propriedades dos elementos estavam diretamente relacionadas ao número que o elemento ocupava na sequência As ideias de Chancourtois não receberam muito crédito, pois as regularidades encontradas por ele não eram obedecidas por todos os elementos conhecidos na época Essa disposição foi chamada parafuso telúrico

Um ano mais tarde – 1863 – o químico inglês John Newlands, dispondo em 11 grupos os 63 elementos conhecidos até o momento em ordem crescente de massas atômicas, percebeu regularidades nas propriedades físico-químicas, havendo uma nítida repetição dessas propriedades a partir do múltiplo 8 em massa atômica Newlands fez uma analogia entre as propriedades de sua tabela e as propriedades das notas musicais Assim surgiu em 1864 a lei das oitavas De acordo com Newlands, todo elemento teria repetição de propriedades, sendo semelhante ao oitavo elemento posterior em relação a si mesmo na tabela periódica

A descoberta das propriedades químicas periódicas dos elementos caminhava concomitantemente à ânsia de todos aqueles que não conseguiam encontrar a lógica natural da organização dos átomos Foi, nesse contexto, que dois grandes cientistas se destacaram no estudo da tabela periódica: Julius Lothar Meyer e Dimitri Ivanovitch

Mendeleev

Por incrível que pareça, os dois cientistas não desenvolveram seus estudos em parceria, tampouco sabiam da existência do trabalho realizado pelo outro As únicas situações que eles apresentavam em comum era que ambos tinham realizado estudos no laboratório de Robert Bünsen, em Heidelberg, na Alemanha, além de terem participado do primeiro congresso internacional de Química, em 1860. No mais, podemos afirmar que os dois não apresentavam mais nada em comum Entretanto, tanto Meyer, na Alemanha, quanto Mendeleev, na Rússia, desenvolveram tabelas que traduzem praticamente as mesmas relações e estruturas de repetições das propriedades dos elementos Os dois perceberam um padrão de repetição das propriedades físico-químicas à medida que os elementos eram dispostos em ordem crescente de massas atômicas Naquela época, não se tinha conhecimento dos números atômicos dos elementos e, portanto, todos os cálculos eram realizados com base nos valores das massas atômicas

A tabela de Mendeleev ganhou notoriedade e confiança quando foi comparada com a tabela de Meyer por três motivos:

n Fora publicada duas semanas depois de seu artigo, enquanto a de Meyer foi publicada somente um ano após o seu estabelecimento

n Mendeleev fez uma tabela mais flexível, deixando espaços em branco que futuramente poderiam ser preenchidos por novos elementos a serem descobertos

A de Meyer não apresentava essa possibilidade

n Mendeleev fez previsões sobre os elementos que seriam descobertos, indicando valores de algumas propriedades, como massa atômica, gravidade específica (densidade) para o elemento e as fórmulas para o óxido e para o sal do tipo cloreto que o novo elemento iria formar Praticamente todas as previsões de Mendeleev estavam corretas Meyer não conseguiu estabelecer essas afirm ações

Enfim, a tabela periódica dos elementos de Mendeleev já era reconhecida na Europa Ocidental, pelos mais renomados cientistas, desde o final do século XIX Entretanto, algumas modificações seriam estabelecidas com o advento de novos métodos de investigação

No século XX (1913) o físico inglês Henry Moseley desenvolveu o conceito de número atômico por meio do bombardeamento de núcleos dos elementos químicos com métodos de difração de raios X (elétrons de alta energia) Moseley percebeu que a frequência emitida pelo elemento ao ser bombardeado aumentava à medida que a massa atômica aumentava Assim, Moseley associou um número inteiro à frequência emitida por cada um dos elementos, chamando esse número de número atômico Dessa forma, estabeleceu uma relação direta com o número de prótons no interior do núcleo

Desse modo, alguns problemas da tabela de Mendeleev foram corrigidos n Elementos foram rearranjados em um novo lugar na tabela periódica, caso do argônio e do potássio

F I g URA 03 - Dimitri Ivanovich Mendeleev (18341907)

n Os espaços em branco deixados por Mendeleev tiveram suas propriedades determinadas e confirmadas mais uma vez, indicando que as previsões anteriormente feitas por ele estavam corretas�

n O conceito de número atômico estabeleceu a rigidez correta de identificação dos átomos dos elementos químicos, criando os casos de isótopos na Química�

Henry Moseley faleceu em 1915 aos 28 anos, em combate na Primeira Guerra Mundial� Até hoje, a Inglaterra lamenta o fato de ter deixado Moseley ser enviado à guerra� Um franco atirador atingiu de maneira fatal o eminente físico, que provavelmente chegaria a um Prêmio Nobel em breve, devido ao seu brilhantismo nas pesquisas realizadas�

A tabela periódica atual

Passaremos, a partir de agora, a estudar as características do sistema periódico atual�

A moderna disposição das propriedades periódicas dos elementos químicos produziu a tabela periódica de classificação dos elementos, que é formada de sete linhas horizontais e 18 colunas�

As linhas horizontais são denominadas períodos, e as colunas são denominadas grupos ou famílias� Essa divisão foi estabelecida com base nas semelhanças das propriedades químicas e físicas dos elementos em ordem crescente de números atômicos�

Nota: Para elementos que não possuem isótopos estáveis ou de longa duração, está indicado entre colchetes o número de massa do isótopo com maior tempo médio de existência� A descoberta dos elementos acima de 111 já foi divulgada por pesquisadores, mas aguarda o reconhecimento da IUPAC para que estes possam figurar na tabela.

FIgURA 04 - Henry Moseley (18871915)�

Períodos

A tabela periódica atual apresenta um total de sete períodos ou linhas horizontais

n O 1º período apresenta apenas 2 elementos químicos, sendo por isso chamado de período muito curto

n O 2º e o 3º períodos apresentam 8 elementos químicos, sendo chamados de períodos curtos

n O 4º e o 5º períodos apresentam 18 elementos químicos, sendo chamados de períodos longos

n O 6º período apresenta 32 elementos químicos, sendo chamado de período muito longo

n O 7º período apresenta-se parcialmente preenchido pelo total possível de elementos químicos, sendo chamado de período incompleto

Família ou grupo Número de elétrons na camada de valência

Configuração eletrônica da camada de valência

IA ou 1 1 ns1

IIA ou 2 2 ns2

IIIA ou 13 3 ns2np1

IVA ou 14 4 ns2np2

VA ou 15 5 ns2np3

VIA ou 16 6 ns2np4

VIIA ou 17 7 ns2np5

VIIIA ou 18 8 ns2np6

W Regras de localização em função da configuração eletrônica

Para se determinar:

n o número do período , devemos localizar o número da camada de valência

n o número da família , devemos obter o número de elétrons da camada de valência e somá-los

n o número do grupo do elemento, devemos obter o número de elétrons da camada de valência e somá-los Caso o elétron diferencial esteja localizado no subnível p , devemos acrescentar um fator de correção 10 para obter o número do grupo

Estudo dos elementos de transição

Os elementos de transição se caracterizam por apresentar elétron diferencial em subnível d ou f Os elementos de transição são todos metálicos e se encontram no estado sólido em condições ambientes, exceto o mercúrio, que se encontra no estado líquido

Quanto à divisão, podemos dividi-los em elementos de transição externa e elementos de transição interna Os elementos de transição externa caracterizam-se por apresentar elétron diferencial em subnível d da penúltima camada ou nível de energia Já os elementos de transição interna caracterizam-se por apresentar o elétron diferencial no subnível f da antepenúltima camada ou nível de energia. Podem ser classificados em série dos lantanídeos e série dos actinídeos, de acordo com as características e as propriedades apresentadas

W Regras de localização em função da configuração eletrônica

n Para se determinar o número do período , devemos localizar o número da camada de valência

n Para se determinar o número da família , devemos obter o número de elétrons da camada de valência e somá-los ao número de elétrons presentes no subnível d da penúltima camada ou nível de energia

Propriedades da tabela periódica

A periodicidade das propriedades dos elementos químicos à medida que o número atômico aumenta permitiu organizá-los em períodos e grupos� Com isso, muitas previsões foram estabelecidas e até mesmo antecipadas para elementos ainda na iminência de serem descobertos

Neste módulo, estudaremos as propriedades químicas e físicas dos elementos e o modo como elas variam à medida que percorrermos uma família ou um período� Estudaremos as relações entre as configurações eletrônicas, a reatividade dos elementos, o raio do átomo ou dos íons, o ponto de fusão, o ponto de ebulição, a densidade etc�

Raio atômico – uma propriedade periódica

O aumento do número atômico ocorre quando deslocamos de cima para baixo nas famílias ou da esquerda para a direita nos períodos da tabela periódica� É justamente esse aumento de número atômico o responsável pela periodicidade dos elementos� De acordo com o modelo de átomo de Böhr, os períodos estão relacionados com níveis eletrônicos de energia, ou seja, para cada nível de energia do átomo há um período correspondente na tabela periódica�

Dessa forma, podemos analisar as variações dos raios atômicos como função periódica dos números atômicos� Por exemplo, quando percorremos o segundo período da tabela – do lítio (Z = 3) ao flúor (Z = 9) – notamos que há um aumento do número atômico, porém não há aumento no número de níveis eletrônicos, logo, não há aumento no volume da eletrosfera, o que acarreta aumento na atração do núcleo sobre as duas camadas eletrônicas, diminuindo o tamanho átomo�

No entanto, quando descemos uma família da tabela periódica, por exemplo: do lítio (Z = 3) ao césio (Z = 55) ou do flúor (Z = 9) ao iodo (Z = 53), ocorre o inverso� Com o aumento do número atômico, há aumento do número de níveis de energia ou de camadas, e o átomo aumenta de tamanho� Nesse caso, é interessante notar que a atração do núcleo sobre a eletrosfera, por causa do aumento de número atômico, não acompanha o aumento do raio e, por isso, o átomo aumenta de tamanho� Essas duas relações podem ser verificadas na ilustração abaixo.

Assim, podemos propor um gráfico de variação de tamanho para o átomo da seguinte forma:

Raio dos íons

O tamanho de cada íon depende da carga nuclear efetiva a que os elétrons periféricos estão sujeitos� Assim, nos cátions temos diminuição das forças de repulsão entre os elétrons: a formação de um cátion ocorre pela perda de elétrons da camada de valência� Logo, o cátion tem raio menor que o átomo que lhe deu origem�

Já os ânions apresentam raios maiores que os átomos que lhes deram origem: a formação de um íon ânion ocorre por ganho de elétrons, aumentando as interações repulsivas entre os elétrons da camada de valência�

Raio Atômico

Abaixo, temos uma tabela que mostra os raios dos átomos e dos íons dos metais alcalinos (a) e dos halogênios (b)

SAIBA MAIS

Há casos em que dois ou mais íons (cátions e/ou ânions) apresentam o mesmo número de elétrons Dizemos, então, que temos um grupo de íons isoeletrônicos Nesses casos, tem maior raio o íon que apresentar o menor número atômico

Em íon isoeletrônicos, à medida que o número atômico aumenta, temos diminuição do raio

Íons 8O2- 9F1- 10Na1+ 11Mg2+ 12Al3+

Raio

(pm) 140 133 97 66 51

Resumindo:

n O raio do cátion é sempre menor que o raio do átomo correspondente

n O raio do ânion é sempre maior que o raio do átomo correspondente

n Íons isoeletrônicos: têm maior raio aquele que apresentar o menor número atômico

Energia de ionização

A energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso formando um íon cátion monovalente, também no estado gasoso, é denominada energia de ionização

Por exemplo, para se medir a primeira energia de ionização do gás nobre hélio, temos que

He(g) + 2 373 kJ → He+(g) + e

Assim, o hélio absorve 2 373 kJ de energia para perder o primeiro elétron, formando um cátion monovalente

A segunda energia de ionização é sempre maior que a primeira e assim por diante

O gráfico a seguir relaciona a variação periódica das energias de ionização. Os gases nobres sempre possuem energias de ionização maiores que as dos metais alcalinos, quando comparados em um mesmo período No entanto, ao percorrer um mesmo grupo, a energia de ionização diminui à medida que o número atômico aumenta

Quanto à variação da energia de ionização, nos períodos, a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita Os metais alcalinos apresentam as menores energias de ionização e os gases nobres, as maiores, ou seja, à medida que nos movemos em um período, há aumento de carga nuclear efetiva e diminuição do raio atômico, o que produz aumento na energia de ionização

Conceito

Ligação covalente: É a ligação estabelecida entre dois átomos na qual os elétrons da camada externa são compartilhados, dando aos átomos participantes da ligação a configuração eletrônica estável�

Nos grupos ou famílias, a energia de ionização diminui de cima para baixo� Isso se explica devido ao baixo aumento na carga nuclear efetiva e ao grande aumento do raio atômico�

Tanto nos períodos quanto nas famílias, existem irregularidades nas variações das energias de ionização�

Afinidade eletrônica

Energia de ionização

A afinidade eletrônica mede a tendência que um átomo tem de receber elétrons, ou seja, mede a energia desenvolvida (liberada) por um átomo gasoso quando um elétron é adicionado a sua eletrosfera formando um íon ânion, também no estado gasoso�

O flúor, por exemplo, libera 333 kJ para cada mol de elétrons adicionados.

1/2 F2(g) + 1 e → F (g) + 333 kJ/mol

Não definimos valores de energia de afinidade eletrônica para os gases nobres, ou seja, todos os gases nobres apresentam camada de valência completa e por isso a adição de novos elétrons gera repulsão, desenvolvendo energia absorvida para a afinidade eletrônica. Por definição, a afinidade eletrônica mede a energia liberada.

He(g) + e + energia → He (g)

Quanto à variação das afinidades eletrônicas, temos:

n Nos períodos, a afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita� Os metais alcalinos apresentam as menores energias de ionização e os halogênios, as maiores� Os gases nobres são exceções: não se define afinidade eletrônica para os gases nobres�

n Nos grupos ou famílias, a afinidade eletrônica aumenta de baixo para cima, porém não sofre grandes variações�

n Tanto nos períodos quanto nas famílias, existem irregularidades nas variações das energias de afinidade eletrônica, como o caso do grupo 15 da tabela periódica, anteriormente citado�

A seguir, temos o gráfico da variação das energias de afinidade eletrônica em função do número atômico�

Eletronegatividade

Afinidade eletrônica

A eletronegatividade mede a tendência que um átomo tem de atrair o par de elétrons quando compartilhado em uma ligação covalente� Portanto, não se trata de uma grandeza absoluta, e sim, relativa�

As variações gerais de eletronegatividade mostram que ela cresce da esquerda para a direita, nos períodos, e de baixo para cima, nas famílias ou grupos da tabela periódica�

São exceção os gases nobres.

Eletronegatividade dos elementosdeacordocom L.

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) Em 1871, a Sociedade Química Russa publicou em sua revista um extenso artigo de D Ivanovitch Mendeleyev, intitulado O sistema natural dos elementos e a sua aplicação na determinação das propriedades dos elementos. Partindo de sua hipótese, a Lei descreveu, detalhadamente, três elementos químicos completamente desconhecidos à época A lei de Mendeleyev exerceu enorme influência no desenvolvimento de modelos da estrutura do átomo, ampliando os conhecimentos sobre a natureza da matéria

Sobre esse assunto, julgue os itens que se seguem.

01 O modelo atômico de Rutherford foi fundamental para que Mendeleyev propusesse seu sistema de classificação, que associava a configuração eletrônica e a família de cada elemento químico

02. Segundo Mendeleyev, as propriedades dos elementos, assim como as das substâncias simples e compostas que elas formam, encontram-se em uma relação periódica com a sua massa atômica

03 Um modelo atômico é uma descrição exata do átomo

04 Hoje, graças ao avanço da tecnologia, já é possível, com o uso do microscópio eletrônico de varredura tunelante, visualizar o átomo, como os elétrons girando em sete camadas ao redor do núcleo, conforme imaginava Rutherford

05 para se compreender as propriedades dos elementos e das substâncias que eles forma, deve-se partir do pressuposto da natureza descontínua da matéria

02. Em relação à classificação periódica dos elementos, julgue os itens a seguir

01 Todos os metais alcalinos têm um elétron de valência, mas nem todos os elementos que têm um elétron de valência são metais alcalinos

02. Se 9, 17 e 35 são os números atômicos dos átomos A, B e C, respectivamente, o átomo C apresenta maior energia de ionização

03 O raio iônico de um cátion é sempre menor que o raio atômico do átomo de origem

04 O elemento de número atômico 22 é representativo

05. A afinidade eletrônica mede a energia absorvida pelo átomo, quando este recebe elétrons

06 Os seguintes íons estão colocados em ordem crescente de seus raios: Na1+, Mg2+, Al3+

07 Os metais apresentam baixa energia de ionização

03. Dada a configuração dos elementos químicos a seguir,

E-E-C-C-E-E

pode-se concluir que

01 os elementos I e III são metais

02 os elementos I e II são eletronegativos

03 os elementos I e IV são metais

04 o elemento III é um gás nobre

05 os elementos II e IV são eletropositivos

06 os elementos II e V são ametais

04. Em relação à classificação periódica dos elementos, julgue os itens a seguir

E-C-C-C-E-C

01 A distribuição eletrônica do elemento carbono, no estado fundamental, é 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1

02 O elemento potássio apresenta maior raio atômico do que o elemento bromo

04 A energia de ionização é a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso

08 De maneira geral, os alcalinoterrosos apresentam menor eletronegatividade do que os halogênios

16 Os elementos fósforo e enxofre são excelentes condutores de calor e de eletricidade

32 O íon Al+3, para se transformar em um átomo neutro, deverá receber 3 elétrons

E-C-E-E-C

C-E-C-E-E-E-C

05. Em relação à classificação periódica dos elementos, julgue os itens a seguir�

01� O raio de um íon é sempre maior do que o raio atômico do átomo que lhe deu origem�

02� O raio iônico do Br– é maior do que o raio atômico do Br�

03� O raio iônico do Mg2+ é menor do que o raio atômico do Mg�

04� A análise de uma certa amostra mostrou que a mesma possui ponto de fusão e de ebulição elevados, boa condutividade térmica e elétrica, densidade elevada, brilho e maleabilidade� Desse modo, pode-se concluir que a amostra analisada é, provavelmente, um metal�

06. A Lei Periódica pode ser assim enunciada: “As propriedades dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos”�

Sobre a tabela periódica e elementos químicos, julgue os itens a seguir�

01� As colunas e as linhas são chamadas famílias e períodos, respectivamente�

02� Elemento químico é um conjunto de átomos com uma determinada massa atômica�

03� O elemento de número atômico 34 é um calcogênio�

07. Sobre a Tabela Periódica e periodicidade química, julgue os itens a seguir�

01� A construção da tabela periódica é baseada nas propriedades físicas e químicas dos elementos�

02� A distribuição eletrônica dos elementos da família dos metais alcalinoterrosos é idêntica�

03� As propriedades químicas dos elementos representativos são diferentes ao longo do período�

04� Os elementos formam ligações químicas para assumir configuração eletrônica estável, de gás nobre. Assim, não é possível obter substâncias elementares estáveis�

08. (UnB DF) Julgue os itens abaixo, os quais estão relacionados com a tabela periódica:

01� Os elementos estão organizados em ordem crescente de número atômico e distribuídos de modo a situar os de propriedades mais semelhantes em uma mesma coluna�

02� Atribui-se o nome período ao conjunto de elementos de cada coluna� As linhas horizontais forma denominadas grupos ou famílias�

03� Alguns gases nobres não são inerte, isto é, são capazes de reagir com outras substâncias�

04. Obtêm-se elementos artificiais a partir de transformações na eletrosfera de elementos naturais�

05� Os símbolos dos elementos: sódio, chumbo, manganês, magnésio e antimônio são, respectivamente, Na, Pb, Mn, Mg, e Sb.

09. (UnB DF) A maioria dos alimentos que o ser humano precisa ingerir para sua sobrevivência – que podem ser sólidos ou líquidos – pertence a três grupos de compostos orgânicos, conhecidos como carboidratos, gorduras e proteínas� Essas substâncias,

no entanto, devem ser metabolizadas para que possam ser absorvidas pelo organismo, já que suas células só são capazes de absorver nutrientes orgânicos sob as formas de glicose, ácidos graxos e aminoácidos� Além disso, substâncias que contêm elementos químicos como potássio, magnésio, fósforo, iodo, cálcio e ferro devem ser fornecidas por fontes externas�

Considerando as informações fornecidas no texto e na tabela periódica, julgue os seguintes itens�

01� Os elementos químicos potássio e cálcio situam-se em uma mesma família da tabela periódica�

02� Entre os elementos químicos citados no texto, apenas um corresponde a elemento de transição�

03� O magnésio e o cálcio pertencem ao grupo 2 da tabela periódica�

04� Os números atômicos do ferro e do iodo são, respectivamente, 26 e 53�

10. Cada quadrado, no quebra-cabeças a seguir, corresponde a um elemento químico� O fato de estarem adjacentes não implica que também o estejam na tabela periódica�

AB CD

Complete o quebra-cabeças, de acordo com as informações a seguir�

I� O elemento A forma cátions monovalentes isoeletrônicos com o neônio�

II� O elemento B forma óxidos ácidos e no estado máximo de oxidação é isoeletrônico com o neônio�

III� O elemento C forma cátion divalente, que é constituinte de ossos e dentes, e forma substância iônica com o elemento B, do tipo CB�

IV� O elemento D forma ânion monovalente e as substâncias formadas por esse elemento são utilizadas como bactericidas no tratamento de águas�

Considerando os elementos químicos do quebra-cabeças, julgue as proposições a seguir�

01� Os elementos A e B são sódio e fósforo, respectivamente�

02� O elemento D é o mais eletronegativo�

03� O elemento B possui raio atômico menor que o elemento C�

04� O primeiro potencial de ionização do elemento D é menor que o elemento A�

E-C-C-C

C-E-C

C-E-C-E

C-E-C-E-C

E-C-C-C

E-C-C-E

W LI g AÇÕES QUÍMICAS

Na natureza, os átomos, com exceção dos gases nobres, buscam constantemente maior estabilidade química Tal processo é feito por meio de ligações químicas, seja entre átomos iguais ou diferentes entre si

Quando observamos uma barra de ferro metálico, um cristal de sal de cozinha ou um cristal de açúcar, não nos damos conta de que as ligações químicas são as responsáveis por suas diferenças e semelhanças Nesses três casos, pode-se fazer uma análise do estado sólido da matéria por meio de modelos explicativos de ligações químicas Lembre-se de que um modelo explicativo é uma situação imaginária de um fenômeno Portanto, não possui existência física palpável, mas pode ser representado por símbolos reconhecidamente aceitos por uma comunidade científica: um modelo consensual.

Para exemplificar as diversas formas de materiais, são usados quatro modelos de ligações: ligações iônicas, ligações covalentes, ligações metálicas e ligações intermoleculares

Características da ligação iônica

O estudo das ligações iônicas é feito com base na teoria do octeto e nas forças eletrostáticas: quando dois íons de cargas elétricas de sinais opostos são formados, há uma grande força de atração mantendo-os unidos em um retículo iônico

Os elétrons envolvidos na formação da ligação iônica são os elétrons de valência, presentes no último nível da configuração eletrônica. Porém, em uma ligação iônica, a transferência é feita de maneira que um dos átomos ceda elétrons, enquanto outro ganhe exatamente a mesma quantidade cedida pelo primeiro Dessa forma, para que a ligação iônica ocorra de maneira satisfatória, é de fundamental importância envolver átomos de baixa energia de ionização, ou seja, aqueles que estão nos metais do extremo esquerdo da tabela periódica, e átomos de elevada afinidade eletrônica, aqueles que estão nos ametais no extremo direito da tabela

Por causa da blindagem dos elétrons presentes nos níveis internos de energia, os elétrons de valência são menos atraídos pelo núcleo (carga nuclear efetiva) e, portanto, são mais facilmente transferidos

Representação de Lewis

A representação simbólica utilizada na ligação iônica foi estabelecida pelo químico americano Gilbert Newton Lewis Essa representação é chamada de símbolos de pontos de elétrons ou símbolos de Lewis

Representação de Lewis para os átomos do segundo nível da tabela periódica

Be Li B C N O F Ne

F I g URA 01 - Representação de Lewis para os átomos do segundo nível da tabela periódica

Nessa representação, devemos obedecer aos seguintes critérios:

n Os elétrons são representados por pontos dispostos nos quatro lados do símbolo: o lado de cima, o de baixo, o esquerdo e o direito;

n Cada lado é equivalente e permite acomodar até dois elétrons;

n A disposição de dois elétrons de um lado e um elétron do outro é arbitrária

Regra do octeto

Os gases nobres são elementos que se caracterizam por apresentarem alto potencial de ionização, baixa afinidade por elétrons e baixíssima reatividade química. Isso leva a crer que a estabilidade química desses átomos esteja relacionada com um completo preenchimento da camada de valência

Pela representação de Lewis, descrita anteriormente, notamos que o gás nobre neônio apresenta oito elétrons na camada de valência� Aliás, com exceção do hélio, que possui dois elétrons, todos os demais gases nobres também possuem camada de valência completa com oito elétrons� Veja o quadro abaixo�

Distribuição dos elétrons em camadas para os gases nobres

He 2

Ne 2

Ar 2

Kr 2

Xe 2

Rn 2

8 8 8 8 8

8 18 18 18

8 18 32 8 18 8

FIgURA 02 - Distribuição dos elétrons em camadas para os gases nobres�

Segundo a regra do octeto, de maneira geral, podemos dizer que os átomos buscam o total preenchimento da camada de valência para adquirir estabilidade química semelhante à dos gases nobres, seja pela perda, pelo ganho ou pelo compartilhamento de seus elétrons�

Regra do octeto: O desenvolvimento da regra do octeto foi feito pelo cientista alemão Walter Kossel (1888-1956) e pelos cientistas americanos Gilbert Newton Lewis (1875-1946) e Irving Langmuir (1881-1957)�

Estabelecimento da ligação iônica no cloreto de sódio (NaC

l)

O cloreto de sódio é um composto de caráter predominantemente iônico, e seus íons se arranjam em uma rede cristalina interligados por forças eletrostáticas regidas pela lei de Coulomb� A formação do íon Na+, a partir dos átomos de sódio, e do íon Cl , a partir da substância pura simples Cl2, indica que houve transferência de elétrons�

Pelas configurações eletrônicas, temos

Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Os dois primeiros níveis de energia do sódio e do cloro se apresentam totalmente preenchidos� O terceiro nível de energia do sódio apresenta um elétron no subnível 3s1� Já o terceiro nível de energia do cloro apresenta sete elétrons (3s2 3p5)� Assim, pela regra do octeto, espera-se que os dois átomos ao reagirem entre si transfiram elétrons adquirindo configuração eletrônica de gás nobre�

O sódio é um elemento metálico de baixa energia de ionização e baixa afinidade eletrônica. Logo, espera-se que o sódio ceda elétrons, formando o cátion; já o cloro apresenta alta energia de ionização e alta afinidade eletrônica. Assim, durante a transferência de elétrons, o cloro deve receber elétrons, formando o ânion�

Os dois íons resultantes dessa transferência de elétrons apresentam camadas de valência completamente preenchidas com oito elétrons�

Na C Na+ C –

Na C Na + –C

FIgURA 03 - Representação cloreto de sódio�

A ligação iônica do ponto de vista da variação de energia

Quando representamos a ligação no NaCl por meio do modelo da regra do octeto, não levamos em conta as variações de energia� A ligação é vista pela simples transferência de elétrons do sódio para o cloro, formando um sistema eletricamente neutro que se atrai mutuamente�

No entanto, o processo de formação do cloreto de sódio não é tão simples assim� Retirar elétron do sódio e transferir para o cloro é um processo que requer energia�

Conceito

Os processos exotérmicos tendem a ser espontâneos, enquanto os processos endotérmicos tendem a ocorrer de forma não espontânea�

Uma das maneiras mais adequadas de interpretar a transferência de elétrons é analisá-la do ponto de vista das energias envolvidas�

De acordo com o diagrama a seguir, temos:

n Processo 1: Por um lado, deverá ocorrer inicialmente fusão do sódio metálico seguida de vaporização� O que absorve 107,3 kJ/mol de energia�

n Processo 2: Por outro lado, a molécula de cloro deve ser dissociada em seus átomos no estado gasoso� Isso absorve 122 kJ/mol�

n Processo 3: O sódio gasoso deve ter seu elétron de valência ionizado (energia de ionização)� Isso absorve 495,8 kJ/mol� Até o momento todos os processos foram não espontâneos, absorvendo uma energia de 725,1 kJ�

n Processo 4: A partir desse ponto, a transferência de elétrons ocorre com liberação de energia� O cloro gasoso recebe um elétron e se converte em um ânion monovalente� É a energia de afinidade eletrônica que libera 348,6 kJ/mol�

n Processo 5: Por último, ocorre a atração eletrostática entre o íon sódio e o íon cloreto no estado gasoso, formando o cloreto de sódio no estado sólido� Essa etapa libera 787 kJ/mol de energia, finalizando o processo�

no cloreto de sódio segundo o ponto de vista energético

Agora, podemos dizer se a formação do NaCl é um processo energeticamente espontâneo ou não Para isso, devemos calcular a variação de energia da etapa global

Na(s) + 1/2 Cl2(g) → NaCl(s) ∆H = ?

Esse procedimento pode ser feito graficamente, como visto na representação anterior, ou por meio da lei de Hess Na determinação por Hess, representamos as equações e as variações de entalpia (∆H) envolvidas em cada processo Em seguida, somamos todas as equações encontrando um valor final. Se a variação for negativa, temos um processo exotérmico, que, portanto, tende a ser espontâneo A lei de Hess será estudada com mais detalhes no volume 2

Na(s) Na(g) H = + 107,3 kJ/mol

½ C(g) C(g) H = + 122 kJ/mol

2 +

Na(s) Na(g) + e H = + 495,8 kJ/mol

C(g) + e C(g) H = 348,6 kJ/mol

Na(g) + C(g) NaC(s) H = 787 kJ/mol

Na(s) + 1/2 C(g) NaC(s) H = 410,5 kJ/mol

Propriedades dos compostos iônicos A organização reticular

Os compostos iônicos se apresentam na forma de sais, óxidos, sulfetos, hidretos e hidróxidos Todos são sólidos quando puros em condições ambientes e se mantêm organizados em estruturas reticulares por causa da atração eletrostática entre os íons positivos e negativos Porém, íons de cargas de mesmo sinal se repelem

A força de atração será máxima quando um íon positivo estiver circundado pelo maior número possível de íons negativos e vice-versa A essa quantidade de íons chamamos de número de coordenação O número de coordenação pode ser igual para íons positivos e negativos, como no NaCl, cujo retículo cristalino é mostrado na ilustração a seguir Porém, pode ser diferente para o cátion e o ânion, como no cloreto de cálcio (CaCl2), que apresenta número de íons positivos e negativos diferentes

F I g URA 05 - Retículo do cloreto de sódio

W As células unitárias

As células unitárias são as unidades que se repetem em um sólido cristalino Existem três tipos de células unitárias: cúbica simples, cúbica de corpo centrado e cúbica de face centrada.

As estruturas mais simples são células unitárias cúbicas com um único átomo centrado em cada vértice Isso ocorre na maioria dos metais. Se, além dos vértices, aparecer um átomo no centro da célula, o retículo é dito célula cúbica de corpo centrado Já a célula cúbica de face centrada tem átomos em todos os vértices da célula, além de um átomo no centro de cada face

W A estrutura do NaCl

Por difração de raio X, podemos observar que a estrutura cristalina do cloreto de sódio é do tipo cúbica de face centrada Isso significa dizer que em cada célula unitária existem quatro íons, ou seja, os íons que estão no vértice da célula participam de oito células, contribuindo com 1/8 apenas para cada célula Desse modo, os vértices contribuem com um único íon, pois são oito vértices (8 × 1/8) = 1

Por outro lado, em cada face existe um íon que participa de duas células unitárias Logo, a contribuição das faces é de três átomos, pois há seis faces por célula unitária (6 × 1/2) = 3

Somando as duas contribuições, temos que em cada célula unitária de cloreto de sódio existem quatro íons

Dureza

Definimos dureza como a dificuldade que os materiais têm em perder matéria quando submetidos ao risco; quanto maior a resistência ao risco, maior é o grau de dureza do material Os sais, de maneira geral, são materiais de dureza média a elevada

Tenacidade

A tenacidade é a propriedade que os materiais têm de resistir ao impacto Os sólidos iônicos são constituídos de íons de cargas opostas que se atraem mutuamente por forças

eletrostáticas� Porém, quando eles são submetidos ao impacto, um íon de carga positiva se aproxima de outro íon, também de carga positiva, gerando repulsão e quebra do retículo cristalino� Desse modo, os sais são materiais de baixa tenacidade�

Condutividade elétrica

Compostos iônicos não conduzem a corrente elétrica quando no estado sólido� Porém, quando no estado líquido (fundidos), os sólidos iônicos liberam os íons cátions e ânions permitindo a mobilidade dos íons e a condução da corrente elétrica� No estado sólido, os íons estão presos no retículo cristalino, por isso não conduzem corrente elétrica�

Outro meio em que os compostos iônicos conduzem a corrente elétrica é em solução aquosa� Desde que haja uma boa solubilidade do composto em água, haverá dissociação e liberação dos íons que conduzirão a corrente elétrica�

Pontos de fusão e ebulição

Os pontos de fusão e ebulição dos compostos iônicos são relativamente elevados� A atração mútua exercida entre os íons de cargas de sinais opostos (força eletrostática) exige uma grande quantidade de calor para movimentar esses íons e produzir mudança de estado�

Observe no quadro abaixo os pontos de fusão e ebulição de alguns compostos iônicos�

Ligação Covalente

Neste módulo, estudaremos as ligações covalentes, que são estabelecidas por meio do compartilhamento de elétrons entre dois ou mais átomos� A substância metano ( CH 4), por exemplo, é o resultado da combinação de quatro átomos de hidrogênio e um átomo de carbono em um estado de menor energia quando comparados com os átomos isolados e no estado gasoso� A ligação presente entre os átomos de hidrogênio e o átomo de carbono, no metano, é a ligação covalente�

elétron do hidrogênio elétron do carbono

A natureza da ligação covalente

Foi Gilbert Newton Lewis quem percebeu a necessidade de um novo modelo de ligação química para explicar a dificuldade que os átomos dos elementos ametálicos tinham de estabelecer ligações iônicas� Por causa dos altos valores de energia de ionização, esses átomos dificilmente formariam sistemas estáveis pela transferência de elétrons� Mesmo sem ter conhecimento completo do desenvolvimento sedimentado da Mecânica Quântica, Lewis previu que os átomos dos elementos ametálicos estabeleceriam ligações bastante estáveis pelo compartilhamento de pares de elétrons�

Segundo Lewis, quando estudamos as ligações iônicas, vimos que elas são formadas a partir da transferência de elétrons, resultando em íons positivos (doador do elétron) e negativos (receptor do elétron) que se atraem de maneira mútua por forças de Coulomb� Portanto, as ligações iônicas são ligações de natureza elétrica, não direcionais, regidas por forças eletrostáticas�

Conceito

A ligação covalente nada mais é do que um par de elétrons compartilhado por dois átomos�

As ligações covalentes, por sua vez, não são de natureza elétrica� A transferência de elétrons entre os átomos de elementos ametálicos é muito difícil, por causa da alta energia de ionização� Mesmo assim, esses átomos se ligam constituindo moléculas com vários átomos por fórmula: moléculas diatômicas (H2, O2, F2), moléculas triatômicas (O3) e moléculas poliatômicas (S8, carbono grafita, carbono diamante).

Mas, afinal, se a ligação química busca uma situação de menor energia e a transferência de elétrons entre os átomos de elementos ametálicos requer muita energia, como é que eles se ligam? Só em 1916, essa pergunta teve uma resposta satisfatória� Lewis propôs a teoria da ligação covalente, em que os átomos em uma molécula estabelecem o compartilhamento de elétrons�

Lewis estabeleceu que um par de átomos compartilha um par de elétrons formando uma ligação� O par de elétrons compartilhado deve estar posicionado entre os nú-

FIgURA 06 - Ligação covalente no metano�

cleos dos dois átomos, para interagir fortemente com eles Desse modo, não é necessário transferir elétrons, o que diminui, grandemente, a energia necessária para a formação da ligação química

A regra do octeto de Lewis

No estudo das ligações iônicas, vimos que a estabilidade química de um átomo depende da quantidade de elétrons presentes na camada de valência Os gases nobres, ditos muito estáveis, apresentam a camada de valência completa com oito elétrons, com exceção do hélio que tem apenas dois Estudamos também que, na formação da ligação iônica, os átomos ligantes participam ganhando ou perdendo elétrons de maneira que a camada de valência fique preferencialmente com oito elétrons

Distribuição dos elétrons em camadas para os gases nobres

MN OP

pelo átomo (valência do átomo) No entanto, quando o átomo atingia um número de elétrons igual ou superior a cinco, a capacidade de combinação e compartilhamento do átomo diminuía Isso quando os átomos se apresentavam no estado mais comum de ligação na natureza

Teoria do oct eto de Lewis

H Be B C N O F

H Be BC NO F Elétrons de valência 123432 1 Valência

F I g URA 08 - Teoria do octeto de Lewis

C ubos: Figuras geométricas que apresentam oito vértices Observe que, em alguns casos, como no do boro e do berílio, por exemplo, a regra do octeto não é perfeitamente obedecida

n No primeiro cubo, temos desenhado um elétron na camada de valência do átomo de hidrogênio, o que significa que o átomo de hidrogênio deve compartilhar um elétron com outro átomo ao estabelecer uma ligação covalente Daí dizer que o hidrogênio é monovalente

18 32 8 18 8

F I g URA 07 - Com exceção do hélio, os demais gases nobres apresentam 8 elétrons na camada de valência

Na ligação covalente, os átomos também buscam o octeto eletrônico de valência, porém de maneira diferente Na ligação covalente, ocorre o compartilhamento de elétrons, e não a transferência como na ligação iônica

W Regra do octeto

Conceito

Na formação de uma ligação covalente, os átomos buscam o estabelecimento do octeto de valência pelo compartilhamento de elétrons

Na figura a seguir, temos os desenhos propostos por Lewis na busca do entendimento da ligação Lewis imaginou que as ligações estabelecidas por átomos pudessem ter explicações com base na distribuição dos elétrons da camada de valência

Defensor da regra do octeto, Lewis desenhou cubos e imaginou a distribuição dos elétrons da camada de valência nos vértices desses cubos À medida que aumentava o número de elétrons e eles ocupavam os vértices do cubo, aumentava também a capacidade de compartilhamento de elétrons

n No segundo cubo, temos o berílio, que possui dois elétrons de valência, portanto bivalente

n No terceiro cubo, temos o boro, com três elétrons de valência, portanto trivalente

n No quarto cubo, temos o átomo de carbono, que apresenta quatro elétrons na camada de valência, devendo compartilhar quatro elétrons para obter o octeto O carbono é tetravalente

n No quinto cubo, temos o nitrogênio, que apresenta cinco elétrons na camada de valência Ao estabelecer ligações covalentes, basta compartilhar três novos elétrons para atingir o octeto O nitrogênio é trivalente

n No sexto cubo, temos o oxigênio, que apresenta seis elétrons de valência devendo compartilhar apenas dois elétrons para atingir o octeto Logo, o oxigênio é bivalente

n Por último, temos o flúor, com seus sete elétrons na camada de valência, tendo a necessidade de compartilhar apenas um elétron para atingir o octeto Desse modo, o flúor é monovalente

O compartilhamento de elétrons

Estudaremos a partir de agora o compartilhamento de elétrons e a forma de representação desse modelo de ligação O hidrogênio, monovalente, pode ligar-se a outro átomo de hidrogênio e formar uma molécula biatômica, H2 Pela representação de Lewis, podemos descrever a molécula de hidrogênio da seguinte maneira: como o hidrogênio é monovalente, ele deve estabelecer uma ligação covalente H: H, ou seja, um par de elétrons compartilhado entre os dois átomos

Cada par de elétrons compartilhado por dois átomos pode ser representado por uma segunda notação, o traço� Dessa forma, a ligação covalente na molécula de hidrogênio

H : H , pode ser representada assim , H – H.

Além das representações com pontos (representação de Lewis) e com traço, podemos descrever o compartilhamento de elétrons por meio de camadas eletrônicas� Utilizaremos, para isso, o modelo de átomo de Böhr, que, apesar de ser aplicado apenas para o átomo de hidrogênio, facilita o entendimento das ligações covalentes em nosso estudo�

A seguir, temos a representação da molécula de hidrogênio pelo modelo de átomo de Böhr�

+

+

FIgURA 09 - Representação da molécula de hidrogênio�

Na formação da molécula de tetrafluorocarbono, devemos dispor de quatro átomos de flúor e um átomo de carbono� Desse modo, podemos estabelecer quatro ligações covalentes�

FIgURA 10 - Representação de tetrafluorocarbono.

As diferentes formas representativas de uma substância são a fórmula molecular, a fórmula eletrônica ou de Lewis e a fórmula estrutural� Posteriormente, discutiremos outros tipos de fórmulas�

FIgURA 11 - Representação das fórmulas molecular, estrutural e eletrônica�

No início deste módulo, vimos que os átomos estabelecem ligações químicas para diminuir o conteúdo de energia� Por isso, analisar a energia potencial na formação de uma ligação covalente é um aspecto importante�

Assim, podemos representar as substâncias hidrogênio e tetrafluorocarbono por fórmulas� A fórmula é a representação de uma molécula da substância�

A ligação covalente do ponto de vista da energia potencial

Conceito

Energia potencial é a energia armazenada nas ligações entre os átomos de uma molécula, durante a formação dessa molécula.

vel Os átomos se aproximam até que ocorre um equilíbrio entre as forças de atração (elétron-núcleo) e as forças de repulsão (elétron-elétron e núcleo-núcleo) Observe a ilustração acima

Nesse momento, se estabelece a menor distância entre os núcleos dos dois átomos, de maneira que as eletrosferas estejam sobrepostas em regiões de compartilhamento de elétrons, denominadas orbitais moleculares Dizemos então que uma ligação covalente foi estabelecida Nesse ponto, o sistema armazena a menor quantidade de energia possível, tornando muito mais estável em relação ao estado inicial dos átomos isolados A distância entre os dois átomos nos dá o raio de ligação covalente ou raio de van der Waals No caso da ligação na molécula do hidrogênio, 74 pm (1 pm = 10 −12 m)

Comprimento da ligação (74pm)

Distância internuclear

F I g URA 12 - Ligação do hidrogênio sob o ponto de vista da energia potencial

Quando dois átomos se encontram distantes e no estado gasoso, ocorre atração entre os elétrons de um átomo e o núcleo do outro átomo A aproximação entre eles é inevitá-

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) O controle de pH de solos ácidos, para fins agrícolas, pode ser feito a partir da adição de quantidades adequadas de cal viva (CaO) Tal prática é possível devido à natureza básica do CaO e da subsequente reação de neutralização que geralmente se observa nesses casos

Com base na equação química abaixo, que representa a reação da cal viva com a água, julgue os seguintes itens x CaO + y H2O → z Ca(OH)2

01 Após o balanceamento da equação acima, um possível valor para a soma de todos os coeficientes da equação é 3.

02 As ligações entre os átomos na cal viva e na água são do mesmo tipo

03 O hidróxido de cálcio é um composto iônico

02. Considerando-se a ligação química entre o oxigênio e o alumínio, sob a luz da teoria do octeto, para a formação do óxido de alumínio, julgue os itens a seguir

01 Cada átomo de alumínio perderá três elétrons

02 O oxigênio será o ânion, com carga negativa igual a três para cada átomo

03. Serão envolvidos dois átomos de alumínio na ligação.

04 Cada átomo de oxigênio receberá dois elétrons

05 O número total de cargas positivas, por fórmula, será 6

06. A configuração eletrônica do Al+3 será 1s² 2s² 2p6

07 a fórmula mínima do óxido de alumínio conterá quatro átomos no total

03. Sobre os átomos representados: 16232435 8111217 ONaMgCl , julgue os itens a seguir

01 Os átomos de sódio e magnésio são isótonos entre si

A partir desse ponto, se a distância entre os átomos diminui ainda mais, há um aumento brusco de energia potencial por causa de uma alta repulsão provocada pelos núcleos O sistema fica totalmente instável à medida que a distância tende a valores muito pequenos Quando o valor da distância entre os dois núcleos tende a zero, temos a fusão nuclear e novamente há liberação de uma enorme quantidade de energia

02 Os átomos de cloro e oxigênio apresentam elevada eletronegatividade e tendência em formar ânions monovalentes

03 Os átomos de sódio, magnésio e cloro localizam-se no mesmo período da tabela periódica

04 O átomo de oxigênio forma compostos covalentes com átomos de magnésio

05 Os átomos de sódio e cloro formam compostos iônicos quando ligados

04. Sobre a alumina (óxido de alumínio), composto utilizado como matéria-prima na produção de alumínio, julgue os itens a seguir

Dados: Al (Z = 13); O (Z = 8)

01. Sua fórmula é Al2O3

02 É formada pelo compartilhamento de elétrons entre alumínio e oxigênio

03. Sua estrutura é cristalina.

04 Trata-se de um composto iônico

05. O quadro a seguir fornece dados de cinco elementos químicos Considere como condições ambientais normais:

T = 25 °C, P = 1 atm, julgue os itens a seguir

(Z)

C-E-C

C-E-C-C-E-C-E

C-E-C-E-C

C-E-C-C

De acordo com os elementos acima representados, assinale C (certo) ou E ( errado)�

01� Os elementos químicos IV e II formam compostos iônicos de fórmula (IV)2 (II)3

02� Todos os elementos representados pertencem ao mesmo período da Tabela Periódica�

03� O elemento III apresenta a maior eletronegatividade�

04� O elemento V apresenta o maior potencial de ionização�

05� Os elementos I e III encontram-se no estado sólido e gasoso, respectivamente, nas condições padrões ambientais�

06. (UnB DF)

As figuras I e II acima ilustram as estruturas do diamante e da grafita, respectivamente� Na estrutura do diamante, cada átomo de carbono está ligado a quatro outros átomos de carbono� A grafita por sua vez, é constituída de anéis no formato de hexágonos regulares interconectados, nos quais cada átomo de carbono é ligado a três outros átomos de carbono, conforme ilustra a figura II� O comprimento da ligação carbono-carbono nos planos definidos pelos hexágonos na grafita é 1,42 Å, enquanto, no diamante, as ligações carbono-carbono têm 1,54 Å� Os planos constituídos por anéis hexagonais na grafita são mantidos unidos por forças de van der Waals e distam de 3,35 Å entre si� Uma característica física importante da grafita é o seu fácil quebramento — clivagem — paralelamente aos planos hexagonais�

Com base nessas informações, julgue os itens a seguir, acerca das estruturas do carbono e da grafita.

01� No diamante, cada átomo de carbono está centrado em um tetraedro, analogamente ao carbono da molécula do metano�

02� Apesar de suas estruturas serem diferentes, as ligações químicas no diamante e na grafita são covalentes.

03. As ligações carbono-carbono em um mesmo plano definido pelos hexágonos na grafita são mais fracos que nas ligações carbono-carbono no diamante�

04� A clivagem acima mencionada deve-se à presença das ligações de van der Waals na estrutura da grafita.

05. Na figura II, o volume do prisma hexagonal oblíquo cujas arestas laterais são obtidas ligando-se os vértices 1 a 1’, 2 a 2’, 3 a 3’, 4 a 4’, 5 a 5’ e 6 a 6’ é superior a 30 Å3

07. A formação de ligações covalentes pode ser descrita em termos de interpenetração de orbitais que, de acordo com a orientação espacial, origina ligações covalentes dos tipos sigma e pi� Avalie os compostos a seguir quanto à presença de ligações covalentes sigma e pi e assinale C (certo) ou E ( errado)�

I) N2

II) H2CO3

III) Cl2

01� No composto I, há 1 ligação sigma e 2 ligações pi�

02� No composto III, há 2 ligações sigma�

03� No composto III, há 1 ligação pi�

04� No composto II, há 3 ligações pi�

05� No composto II, há 5 ligações sigma�

08. Sobre as espécies atômicas A, X e Z descritas a seguir, assinale C (certo) ou E ( errado)�

A – Contém 17 prótons, 18 elétrons e 18 nêutrons�

X – Contém 17 prótons, 17 elétrons e 19 nêutrons�

Z – Contém 20 prótons, 18 elétrons e 20 nêutrons�

01. As configurações eletrônicas de A e Z indicam que ambas pertencem ao grupo dos gases nobres�

02� A e X são isótopos�

03� A é um ânion�

04� X pode formar a espécie covalente X2

05� O número de massa de A é 36

09. Sobre os composto a seguir

I� dióxido de carbono

II� cloreto de potássio

III� sulfeto de sódio

IV� oxigênio molecular

Dados: C (Z = 6); O (Z = 8); Na (Z = 11); S (Z = 16); Cl (Z = 17);

K (Z = 19), julgue os itens a seguir�

01� Em solução aquosa, o composto III sofre dissociação, formando apenas íons monovalentes�

02� Os compostos II e III apresentam ligação do tipo iônica�

03� Os compostos I e IV apresentam ligações por meio de atração eletrostática�

04� O composto I apresenta ligação do tipo covalente polar�

05� O composto IV apresenta ligação do tipo covalente apolar�

Figura I

Figura II

Ricardo Feltre. Química. São Paulo: Moderna, 4.ª ed., 1994 (com adaptações).

C-E-E-E-C

E-C-C-C-E

E-C-E-C-C

W g EOMETRIA MOLECULAR

Na Química, a busca por um arranjo geométrico eletrônico de grande estabilidade é um fator primordial para as substâncias As nuvens eletrônicas são regiões de carga elétrica negativa que exercem repulsão entre si e influenciam as disposições dos átomos. Portanto, devemos ficar bastante atentos ao interpretá-las.

Uma boa analogia sobre a teoria das repulsões é o aprisionamento de certa quantidade de gases em balões Entretanto, não esqueçamos que analogias são apenas comparações e não retratam de maneira fiel os processos.

Podemos observar o fenômeno de repulsão quando enchemos com ar dois balões, ou bexigas de festas de aniversários, e os amarramos Imediatamente, os balões assumem a disposição linear. Se amarramos três balões, a forma assumida é triangular plana Quando o número de balões aumenta para quatro, vemos que a forma geométrica é a de um tetraedro regular

A teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência

A explicação recai na teoria da repulsão eletrônica, que foi inicialmente explorada pelos químicos britânicos Nevil Sidgwick (1873-1952) e Herbert Powell (1906-1991) e, posteriormente, desenvolvida pelo químico canadense Ronald J Gillespie De maneira análoga aos balões, a repulsão entre as nuvens de elétrons de uma molécula também altera as disposições dos átomos Por isso, estudamos o comportamento das nuvens eletrônicas nas moléculas

Denominamos domínios estereoativos as nuvens de elétrons (um ou mais elétrons) que exercem influência na disposição espacial dos átomos na molécula. Uma nuvem estereoativa pode ser um único elétron, um par de elétrons ligantes ou não ligantes, uma ligação simples, uma ligação dupla ou uma ligação tripla

n Domínios de elétrons não ligantes também são denominados par de elétrons livres ou par de elétrons não compartilhados

n As ligações dupla e tripla são denominadas, atualmente, ligações múltiplas

Na tabela anterior, temos as disposições dos domínios de elétrons estereoativos em torno de um átomo central� Observe que esses elétrons guardam entre si a maior distância possível, pois só assim garantem a menor repulsão e o máximo de estabilidade�

Uma molécula que possui domínios de elétrons estereoativos iguais ao representado na tabela também assume o mesmo tipo de geometria� Note que, em alguns casos, há pares de elétrons estereoativos não ligantes� Por exemplo:

n O CO 2 é uma molécula em que o átomo central possui dois domínios de elétrons estereoativos e os dois são ligantes� Portanto, tem geometria linear�

n O BF 3 é uma molécula em que o átomo central possui três pares de elétrons estereoativos� Os três são domínios ligantes� Portanto, têm geometria trigonal� Já o íon nitrato (NO 3) também apresenta três pares de elétrons estereoativos, mas somente dois deles são ligantes� O domínio eletrônico não ligante influencia fortemente a disposição espacial dos átomos� Por conseguinte, influenciam a geometria da molécula� O nitrato tem geometria angular, e não triangular�

Moléculas que apresentam quatro domínios estereoativos podem assumir três formas geométricas distintas: tetraédrica, piramidal ou angular�

n O metano (CH 4) é um bom exemplo de geometria tetraédrica, pois todos os pares de elétrons são ligantes�

n Já na molécula de NH 3, a geometria é alterada de triangular para piramidal pela presença de um par de elétrons livres (domínio não ligante)�

n No caso da água, a geometria angular se deve à presença de dois pares de elétrons estereoativos não ligantes� Esses elétrons exercem forte repulsão entre si e entre os pares de elétrons ligantes�

No quadro a seguir, temos quatro pares de elétrons estereoativos e as suas disposições espaciais� Note que, nas moléculas da amônia e da água, temos respectivamente um e dois pares de elétrons estereoativos não ligantes�

Polaridade das ligações e das moléculas

A polaridad e das ligações químicas decorre da diferença de eletronegatividade entre os átomos que participam da ligação Uma ligação é dita polar quando a diferença de eletronegatividade é diferente de zero e apolar quando a diferença de eletronegatividade é igual a zero Moléculas como o H 2, F 2 e N 2 são exemplos de moléculas em que as ligações são apolares e, consequentemente, são moléculas apolares A molécula de HC l tem geometria linear e apresenta ligação química e molécula polares

Já a molécula de CO 2 tem geometria linear e ligações químicas polares e é uma molécula apolar

A eletronegatividade é uma propriedade periódica que varia de maneira regular na tabela periódica à medida que o número atômico cresce

Para efeito de comparação, temos a seguinte ordem de eletronegatividade:

F > O > N > Cl > Br > I ≅ S ≅ C > P ≅ H > metais

Polaridade das moléculas

Vimos, em aulas anteriores, que uma molécula pode se apresentar com diferentes formas geométricas em função da repulsão das nuvens eletrônicas Essa é a geometria molecular Dependendo da maneira com que os átomos se organizam, as forças resultantes da diferença de eletronegatividade entre eles podem ser iguais ou diferentes de zero Para chegarmos a essa conclusão, devemos associar a geometria molecular a um comportamento vetorial

Quando estabelecemos uma representação gráfica da molécula do HCl, temos HC

Como o átomo de hidrogênio é eletropositivo e o átomo de cloro é eletronegativo, temos uma separação de cargas O par de elétrons está mais próximo do átomo de cloro que do átomo de hidrogênio De acordo com a Física, podemos representar essa separação de cargas por um vetor

Para as moléculas, utilizamos a seguinte convenção: os vetores são representados por flechas (setas) que partem do átomo eletropositivo em sentido ao átomo eletronegativo. Se a molécula apresenta dois ou mais vetores, o vetor resultante depende de um somatório de todos os vetores

O vetor momento dipolo elétrico resultante

W As moléculas biatômicas

Moléculas biatômicas (formadas por dois átomos) e com átomos diferentes são polares, desde que a ligação química seja polar

H - F ⇒ µT ≠ zero ⇒ molécula polar

H - I ⇒ µT ≠ zero ⇒ molécula polar

H - Cl ⇒ µT ≠ zero ⇒ molécula polar

W As moléculas poliatômicas

Moléculas poliatômicas têm a polaridade determinada por uma soma de vetores

Moléculas que apresentam total simetria em relação a todos os átomos ligantes têm somatório vetorial igual a zero Vejamos o metano (CH4) na figura a seguir

Entretanto, em função da geometria molecular, algumas moléculas apresentam átomos ligantes iguais em relação ao átomo central, porém o somatório vetorial é diferente de zero Observe as moléculas de amônia (NH3) e da água (H2O), na figura anterior.

W As moléculas poliatômicas sem átomo central Na molécula do etano, representada a seguir, o somatório vetorial é zero� Note que essa substância não apresenta um átomo central� Mesmo assim, os vetores se anulam� De maneira geral, os hidrocarbonetos, compostos formados apenas por átomos de carbono e hidrogênio, têm polaridade zero ou muito próxima de zero� Portanto, são moléculas apolares�

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) Analisando as estruturas eletrônicas das moléculas representadas e usando a teoria da repulsão entre os pares de elétrons da camada de valência, julgue os itens a seguir�

04� CH4, NH3 e H2O apresentam, respectivamente, geometria tetraédrica, trigonal plana e angular�

05� Os metais, geralmente, possuem elevadas condutividades térmica e elétrica e, também, elevada densidade�

03. Para se fazer uma previsão sobre a geometria das moléculas, podem-se utilizar várias teorias� Devemos considerar a molécula SF6, em que a menor distância entre os átomos de flúor mede aproximadamente 1,8 Å e observando que 6,482,54 = e que 21,4 = � Considerando isso e seus conhecimentos, julgue os itens a seguir

01� Nessa molécula, o átomo de enxofre obedece à regra do octeto�

02. A forma espacial que representa a molécula SF6 é a de um octaedro regular�

01� A molécula BeH2 tem geometria idêntica à da água (geometria angular)�

02� A molécula BF3 é trigonal planar�

90o

HH Si HH

90o 90o 90o

03. A molécula de SiH q tem ângulos de ligação de 90°�

04� A molécula PCl5 tem geometria bipiramidal triangular�

05. A geometria da molécula de SF6 é hexagonal�

02. Julgue os itens a seguir certo (C) ou errado (E)

01� Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apolares�

02� O comprimento das ligações químicas independe do raio atômico dos átomos que participam das ligações�

03� Ligações covalentes do tipo σ ocorrem somente na união entre orbitais s de um átomo e orbitais p de outro átomo�

03. A distância do átomo de enxofre a qualquer átomo de flúor nessa molécula mede aproximadamente 1,7 Å�

04� Desconsiderando as dimensões dos átomos na molécula, a área total da superfície do SF6 mede mais do que 10 Å2.

05� Desconsiderando as dimensões dos átomos na molécula, o volume da forma espacial do SF6 mede menos do que 4 Å3.

04. A partir dos conceitos da “Teoria de repulsão dos pares de elétrons de valência”, julgue os itens a seguir a respeito da geometria e da polaridade das moléculas�

01� As moléculas de dióxido de carbono, dissulfeto de carbono e difluoreto de xenônio são lineares e apolares.

02. As moléculas de trióxido de enxofre e de trifluoreto de boro não são lineares e, portanto, são polares�

03� As moléculas de água e de amônia apresentam pares de elétrons livres e polaridade diferente de zero�

04� Por apresentarem geometria tetraédrica, as moléculas de metano, de clorometano, de diclorometano, de clorofórmio e de tetracloreto de carbono são todas apolares�

05� Todas as moléculas diatômicas são lineares, sendo apolares quando compostas de 2 átomos iguais e polares quando compostas de 2 átomos diferentes�

C-E-E-E-C

E-C-E-C-C

C-E-C-E-C

MÓDULO 06 A

W CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

As operações matemáticas empregadas na determinação da quantidade de matéria, de volume ou de massa em uma reação química são denominadas cálculos estequiométricos

Por meio de uma equação química, estequiometricamente balanceada, podemos estabelecer as possíveis relações entre os reagentes e os produtos Não existe um caminho fixo a seguir. Os cálculos estequiométricos dependem da interpretação de dados fornecidos, e por isso, são realizados de diversas maneiras Podemos empregar, assim, uma sequência de operações matemáticas para chegar ao resultado final. Entender corretamente o problema é fundamental para a resolução dos cálculos que envolvem estequiometria

O quadro a seguir estabelece as principais grandezas que podemos relacionar

Reagente limitante

O objetivo de uma reação química laboratorial é garantir que os reagentes sejam consumidos na sua totalidade e os produtos sejam obtidos na quantidade máxima Mas nem sempre isso é possível A obediência completa à estequiometria durante a reação é rara e quase sempre temos que utilizar uma quantidade maior de um dos reagentes para que o outro seja completamente consumido O reagente encontrado em menor quantidade e integralmente consumido é chamado reagente limitante, enquanto o outro reagente é denominado reagente em excesso

Como determinar se há reagente limitante?

Considere, por exemplo, que durante oxidação da amônia sobre uma tela metálica de platina, temos a seguinte reação:

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

E que as quantidades de reagentes colocadas em contato para reagir sejam 44 mol de NH3 e 23,4 mol de O2

Em relação a esse sistema, existe reagente limitante?

Podemos responder a essa pergunta estabelecendo um cálculo estequiométrico, ou seja, a proporção em mol entre os reagentes é de 4 : 5 Porém, a quantidade de matéria colocada para reagir está na proporção de 44 : 23,4 Logo, podemos determinar o reagente limitante da seguinte maneira:

4 mol NH3 -------------------- 5 mol de O2

X -------------------- 23,5 mol de O2

X = 18,8 mol de NH3

Como estão disponíveis 44 mol de NH3 e a reação só consome 18,8 mol, podemos dizer que o NH3 está em excesso e o O2 é o reagente limitante�

Pureza

Considere, por exemplo, que uma amostra de prata de massa 6,0 g foi convenientemente dissolvida em ácido nítrico� O químico responsável pelo processo de dissolução constatou posteriormente que apenas 5,4 g sofreram dissolução� Qual o teor de prata na amostra?

6,0 g de Ag -------------------- 100% da amostra

5,4 g de Ag -------------------- X

X = 90% de prata

Rendimento de uma reação

Chamamos de rendimento teórico à quantidade máxima de produto que pode ser obtida em uma transformação química�

Mas as reações laboratoriais, dificilmente, proporcionam 100% de rendimento. Sempre há perdas durante o isolamento e a purificação dos produtos. Há casos também em que as reações não se processam completamente na formação dos produtos, e algumas vezes as reações ocorrem formando substâncias indesejadas� Esses são alguns dos motivos pelos quais a reação acaba produzindo uma quantidade de matéria inferior (rendimento de fato) ao inicialmente previsto (rendimento teórico)�

Podemos determinar o rendimento percentual (X) considerando o rendimento teórico e o rendimento de fato:

rendimento teórico -------------------- 100%

rendimento de fato -------------------- X X = rendimento de fato rendimento teórico

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) O maior emprego isolado do ácido sulfúrico é observado na indústria de fertilizantes à base de fósforo ou de amônio�

Um dos exemplos mais importantes é a obtenção de “superfosfato”, segundo a equação: 34224 2242 4 superfosfato

O fósforo (P) é usado no desenvolvimento das raízes�

Considerando essas informações, calcule, em quilogramas (kg), a massa de ácido sulfúrico, necessária para reagir com 155 kg de Ca3(PO4)2 (fosforita) na produção de “superfosfato”, considerando a inexistência de excesso de qualquer reagente� 49 kg

02. (UnB DF) A substância hidreto de lítio reage com água segundo a seguinte equação:

LiH(s) + H2O(l) → LiOH(aq) + H2(g)

Essa reação é usada para inflar botes salva-vidas. O náufrago pressiona um dispositivo do bote, que contém água e uma cápsula de vidro com LiH� Ao ser pressionada, a cápsula quebra-se e o hidreto de lítio reage imediatamente com a água, liberando o gás�

Calcule a massa, em gramas, de hidreto de lítio necessária para inflar de 252 L a 0 oC e 1 atm de pressão� 90 g

03. (UnB DF) A embalagem é um dos requisitos de maior importância para a preservação dos alimentos A qualidade e a quantidade dos alimentos industrializados devem ser mantidas dentro de determinado prazo, que envolve o tempo de transporte e distribuição, além do tempo que eles ficam nas prateleiras dos supermercados e das residências Nesse sentido, os recipientes metálicos, as latas de aço ou alumínio, foram uma conquista tecnológica A lata rígida, tradicionalmente constituída de aço com baixo teor de carbono e revestida de estanho, é conhecida como folha-de-flandres, sendo amplamente usada para molho de tomate, sardinha, milho e ervilha, entre outros

O estanho utilizado para cobrir aço é obtido a partir de um minério, a cassiterita O processo de obtenção de estanho pode ser representado pela equação seguinte

SnO2(s) + 2C(s) ∆ → Sn(s) + 2CO(g)

A aplicação do estanho sobre o aço ocorre por um processo de eletrodeposição, que é realizado em um tanque contendo um eletrólito, uma lâmina de aço que serve como cátodo e uma lâmina de estanho entra em solução e deposita-se sobre o aço A densidade de corrente controla a espessura do revestimento. Sobre a camada de estanho depositada, aplica-se um verniz, para isolar o alimento do metal

Considerando a equação representativa da produção de estanho fornecida, escolha apenas uma das opções a seguir e faça o que se pede, desprezando, para a marcação na folha de respostas, a parte fracionária do resultado final obtido, após efetuar todos os cálculos solicitados Considere que o volume molar de um gás nas CNTP é igual a 22,7 L/mol, que M(C) = 12,0 g/mol, M(CO) = 28,0 g/mol, M(Sn) = 119 g/mol, M(SnO2) = 151 g/mol e que o rendimento da reação é 100%

a) Calcule a massa, em gramas, de monóxido de carbono obtida a partir de 1,51 ton de dióxido de estanho Divida a quantidade calculada por 103

b) Calcule o volume, em litros, de monóxido de carbono obtido a partir de 1,51 ton de dióxido de estanho, nas CNTP Divida a quantidade calculada por 103

04. (UnB DF) Um operário faz, diariamente, a limpeza do piso de mármore de um edifício com ácido muriático. Sabe-se que o ácido ataca o mármore, desprendendo gás carbônico, segundo a equação:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2

Supondo que, em cada limpeza, ocorre reação de 50 g de mármore, qual o volume de gás carbônico formado, por dia, nas condições normais de temperatura e pressão?

Dados: CaCO3 = 100g/mol

05. Para produzir amônia, um aluno, em um laboratório de química, colocou para reagir 5 L de N2(g) com 12 L de H2(g), em condições adequadas de temperatura e pressão

Essa reação envolve o seguinte equilíbrio químico:

N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)

Com base nas informações e na reação acima, julgue os itens a seguir

01 Os reagentes foram colocados em quantidades estequiométricas

02 O nitrogênio foi colocado em excesso

03 Após o término da reação, os reagentes foram totalmente convertidos em amônia

04 A produção de amônia se processa com diminuição de volume

05 Após o término da reação formou-se 8,5 L de NH3(g), considerando rendimento de 50%

06 A reação de produção de amônia é uma reação de oxirredução, com o nitrogênio sofrendo redução e o hidrogênio sofrendo oxidação

06. (UnB DF) Recentemente noticiou-se pelos jornais que um caminhão-tanque tombou, causando o vazamento de 10 000 quilogramas de ácido sulfúrico concentrado A equipe de atendimento ao acidente utilizou cal extinta, Ca(OH)2, para neutralizar o ácido Supondo-se que o ácido sulfúrico é 98 % em massa, calcule a massa mínima (em gramas) de hidróxido de cálcio necessária para a neutralização total de ácido derramado

Massas molares em g mol-1: H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0; S = 32,0; Ca = 40,0

Divida o resultado obtido (em gramas) por 1 x 105

07. Em um laboratório, uma estudante sintetizou sulfato de ferro(II) hepta-hidratado (FeSO4 7H2O) a partir de ferro metálico e ácido sulfúrico diluído em água Para tanto, a estudante pesou, em um béquer, 14,29 g de ferro metálico de pureza 98,00% Adicionou água destilada e depois, lentamente, adicionou excesso de ácido sulfúrico concentrado sob agitação. No final do processo, a estudante pesou os cristais de produto formados

Para a síntese do sulfato de ferro(II) hepta-hidratado, após a reação entre ferro metálico e ácido sulfúrico, a estudante deixou o béquer resfriar em banho de gelo, até a cristalização do sal hidratado A seguir, a estudante separou o sólido por filtração, o qual, após ser devidamente lavado e secado, apresentou massa igual a 52,13 g

Dadas as massas molares (g mol–1):

Fe = 56,0; S = 32,0; H = 1,0; O = 16,0, escreva a equação balanceada da reação global de formação do sulfato de ferro(II) hepta-hidratado sintetizado pela estudante e calcule o rendimento da reação a partir do ferro metálico e do ácido sulfúrico

Equação balanceada da reação global: Fe(s) + H2SO4(aq) + 7H2O(l) → FeSO4 7H2O(s) + H2(g) Rendimento de 75,0%

08. Considerando que o metanol pode ser produzido pela reação CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(l), e que 80 g de H2(g) são colocados para reagir com 280 g de CO(g), é correto afirmar que:

01. São produzidos 320 g de metanol.

02 A reação consome todo H2(g)

03. Sobram 60 mols de H2(g)

04 O CO(g) está em excesso no sistema

05. Sobram 20 mols de H2(g) e 10 mols de CH3OH(l)

C-E-E-E-C

W ÓXIDOS

A capacidade de combinação do oxigênio é realmente impressionante Com raras exceções, ele forma compostos binários (dois elementos) com praticamente todos os elementos químicos da tabela periódica. Sejam sólidos, líquidos ou gases esses compostos se apresentam em grande número e importância para todos nós Haja vista que a substância de maior prioridade para a vida na Terra, a água, pertence à classe dos compostos binários do oxigênio

Para facilitar nosso estudo, chamaremos a partir de agora de óxidos todos os compostos binários do oxigênio em que esse elemento químico é representado pelo átomo de maior eletronegatividade na substância

O termo óxido será utilizado daqui para a frente apenas para representar uma estrutura, pois em termos comportamentais os óxidos são ácidos ou bases de Arrhenius, dependendo do meio

Compostos oxigenados do elemento flúor (OF2 e O2F2) não serão agrupados na classe dos óxidos, uma vez que o átomo de flúor é mais eletronegativo que o oxigênio.

A importância do estudo dos óxidos

Existe um número muito grande de óxidos e todos eles participam de forma direta em nosso cotidiano

Óxidos como CO2, SO2, SO3, NO, NO2 e CO estão constantemente relacionados a efeitos atmosféricos, como efeito estufa e chuva ácida Por outro lado, o dióxido de carbono também é de fundamental importância para a vida na Terra É a partir dele, água, luz e clorofila que os vegetais sintetizam os carboidratos além de vários outros compostos químicos

Óxidos de ferro, manganês, estanho e alumínio são muito importantes no extrativismo mineral, pois são fontes de metais utilizados industrialmente Dentre eles, podemos citar a magnetita (F3O4), a hematita (Fe2O3), a pirolusita (MnO2) e a bauxita (Al2O3)

Outro óxido metálico de grande interesse é o óxido de cálcio ou cal viva, utilizado na construção civil no preparo de argamassas para reboco de casas É obtido a partir da decomposição do carbonato de cálcio (CaCO3) por aquecimento (pirólise) É também importante na correção da acidez de solos, por isso é muito utilizado na agricultura

Já o óxido de zinco (ZnO) é utilizado em protetores solares e serve de filtro para as radiações ultravioletas Assim como o óxido de ferro II (FeO), pode ser utilizado no preparo de maquiagens faciais

Nomenclatura

Acabamos de ver vários óxidos de maneira não sistemática Ora utilizamos um sistema de nomenclatura oficial, por exemplo dióxido de carbono, ora utilizamos nomes não sistemáticos, como bauxita e magnetita

De acordo com a nomenclatura sistemática, os óxidos podem ser classificados, inicialmente, em duas categorias: os óxidos metálicos e os óxidos ametálicos A nomenclatura dos óxidos metálicos pode ser feita atribuindo

óxido + de + nome do metal

Considere os exemplos a seguir, todos eles em meio anidro

CaO óxido de cálcio

Na2O óxido de sódio

K2O óxido de potássio

MgO óxido de magnésio

Se o elemento metálico produz mais de um tipo de óxido, é necessário citar o nome do metal e a capacidade de ligação dele (valência) Essa capacidade de ligação ou valência deve ser expressa em algarismos romanos Deve-se também atribuir as terminações oso e ico, respectivamente, à menor e à maior capacidade de ligação do metal (valência ou nox)

FeO óxido de ferro II ou óxido ferroso

Fe2O3 óxido de ferro III ou óxido férrico

Au2O óxido de ouro I ou óxido auroso

Au2O3 óxido de ouro III ou óxido áurico

No caso de óxidos ametálicos, a nomenclatura é feita quantificando os átomos presentes:

CO monóxido de carbono

CO2 dióxido de carbono

SO2 dióxido de enxofre

SO3 trióxido de enxofre

P2O5 pentóxido de difósforo

Cl2O7 heptóxido de dicloro

Classificação dos óxidos

A classificação de um óxido em básico, ácido, indiferente ou neutro, anfótero e duplo é feita em função do comportamento desse óxido quando em presença de água

n Óxidos que em meio aquoso são bases de Arrhenius são chamados de óxidos básicos

n Óxidos que em meio aquoso são ácidos de Arrhenius são chamados de óxidos ácidos

n Óxidos que não reagem com a água são chamados de óxidos indiferentes ou neutros

Mas, lembre-se! A classificação é feita em função do comportamento que esse óxido apresenta em relação a um meio (no caso aquoso)

Comportamento básico (óxidos básicos)

Quando dissolvemos a cal virgem (óxido de cálcio, CaO) em água, há formação de meio básico, presença de OH (aq), base de Arrhenius. Logo, o CaO(s) é classificado como óxido básico, apesar de no estado anidro (sólido) ele não manifestar essa propriedade

Na2O(s) + H2O(l) → 2 NaOH(aq)

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)

BaO(s) + H2O(l) → Ba(OH)2(aq)

Os óxidos de metais alcalinos e alcalinoterrosos são classificados como básicos, pois em meio aquoso são bases de Arrhenius Logo, reagem bem com soluções ácidas

Na2O(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)

BaO(s) + 2 HNO3(aq) → Ba(NO3)2(aq) + H2O(l)

Comportamento ácido (óxidos ácidos)

A dissolução do CO2(g) em meio aquoso produz um meio ácido, presença de íons H3O+(aq), ácido de Arrhenius Esse caráter ácido ocorre por causa da reação do CO2 com a água formando o ácido carbônico que ioniza e produz o íon H3O+ Logo o dióxido de carbono em meio anidro é classificado como óxido ácido, porém esse comportamento só se manifesta em meio aquoso

CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)

N2O3(g) + H2O(l) → 2 HNO2(aq)

N2O5(g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq)

SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)

Grande parte dos óxidos moleculares ametálicos apresenta comportamento ácido: CO2, SO2, SO3, N2O3, N2O5, Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7 Em soluções aquosas básicas, reagem bem

CO2(g) + 2 NaOH(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l)

N2O5(g) + 2 KOH(aq) → 2 KNO3(aq) + H2O(l)

Comportamento indiferente ou neutro (óxidos indiferentes)

Os óxidos neutros – CO (monóxido de carbono), NO (óxido nítrico) e N2O (óxido nitroso) – não manifestam nenhum comportamento reacional quando em contato com a água Daí serem classificados como indiferentes. Vale destacar que a não reatividade desses óxidos só acontece na presença de água

CO(s) + H2O(l) → não há reação

NO(s) + H2O(l) → não há reação

N2O(s) + H2O(l) → não há reação

Em outros meios, eles reagem bem Por exemplo, o óxido nítrico (NO) é um bom agente redutor em meios de oxirredução Comportamento anfótero (óxidos anfóteros)

Nesse caso, o comportamento não depende só da água Óxidos anfóteros manifestam suas propriedades em meios aquosos ácidos e básicos Ou seja, eles manifestam comportamento básico na presença de solução aquosa ácida Mas também manifestam comportamento ácido na presença de solução aquosa básica Por apresentarem esse comportamento duplo é que são chamados de anfóteros

Os principais óxidos anfóteros são ZnO, Al2O3, SnO, PbO, PbO2, As2O3

ZnO(s) HC(aq) ZnC(aq) HO()

+→+

lll l

obtidos por meio da reação de um único óxido, a magnetita (Fe3O4), com solução aquosa de HCl

Fe3O4(s) + 8 HCl(aq) → FeCl2(aq) + 2 FeCl3(aq) + 4 H2O(l)

ZnO(s) NaOH(aq) NaZnO(aq) HO()

Comportamento duplo ou salino (óxidos duplos)

Diz-se que um óxido é duplo quando apresenta comportamento de dois outros óxidos em um meio reacional� Por exemplo, quando reagimos os óxidos de ferro (FeO e Fe2O3) como solução aquosa de HCl, seguida de completa evaporação do solvente, encontramos dois sólidos diferentes: cloreto ferroso (FeCl2) e cloreto férrico (FeCl3)�

FeO(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2O(l)

Fe2O3(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl3(aq) + 3 H2O(l)

No entanto, esses dois compostos sólidos podem ser

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. Observe as equações químicas a seguir�

2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g))

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)

Com base nas informações acima e seus conhecimentos, julgue os itens a seguir�

01� Não é possível ocorrer reações químicas entre substâncias no estado gasoso e substâncias no estado líquido�

02� Na molécula de ácido sulfúrico, os átomos de hidrogênio estão ligados aos de oxigênio por ligações iônicas�

03� O número de oxidação do enxofre no dióxido e no trióxido de enxofre é +4 e +6, respectivamente�

04. A poluição atmosférica pelo gás SO2 pode provocar chuvas ácidas�

05. O SO3 é chamado anidrido sulfúrico�

02. Recentemente, a Polícia Federal deflagrou a Operação Ouro Branco, que descobriu que duas cooperativas de Minas Gerais adulteravam leite com substâncias como água oxigenada e soda cáustica� (fonte: Globo Online)

A respeito dessas duas substâncias utilizadas para fraudar o leite, julgue os itens a seguir�

01� Água oxigenada é peróxido de hidrogênio (H2O2) e soda cáustica é hidróxido de sódio (NaOH)�

02� A água oxigenada adicionada ao leite decompõe-se em oxigênio e água�

03� A adição de soda cáustica ao leite acarreta um aumento na sua acidez�

04� A soda cáustica e a água oxigenada são substâncias iônicas�

03. Os derivados de petróleo e o carvão mineral utilizados como combustíveis podem conter enxofre, cuja queima produz dióxido de enxofre� As reações do dióxido de enxofre na atmosfera podem originar a chuva ácida�

Considerando essas informações, julgue os itens a seguir�

01� A chuva ácida causa corrosão do mármore, do ferro e de outros materiais utilizados em monumentos e construções�

Diz-se, então, que o Fe3O4 é um óxido de comportamento duplo, pois reage de maneira idêntica à reação conjunta de dois outros óxidos�

Os principais óxidos duplos são Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4 e Sn3O4

Os peróxidos inorgânicos

Os peróxidos inorgânicos são compostos que, em meio aquoso, apresentam comportamento básico, além de produzirem água oxigenada (peróxido de hidrogênio em solução aquosa), que é o único peróxido molecular (H2O2)� Os demais peróxidos possuem comportamento iônico por causa da presença do grupo O22− ligado diretamente a um metal alcalino ou alcalinoterrosos (alguns como cálcio, estrôncio e bário)�

02� Na atmosfera, o dióxido de enxofre reage com o oxigênio e se transforma em trióxido de enxofre (SO3)�

03� O dióxido de enxofre e o trióxido de enxofre são óxidos básicos�

04� O único ácido formado na atmosfera é o ácido sulfúrico (H2SO3)�

04. O calcário é uma rocha constituída de CaCO3 e muito utilizado na obtenção de cal viva (CaO) através da reação equacionada abaixo� A cal viva formada é aplicada em pinturas e em contato com a água forma a cal hidratada�

CaCO3(s) ∆ → CaO(s) + CO2(g)

Conseiderando essas informações, julgue os itens a seguir�

01� A cal hidratada é Ca(OH)2

02� O CaO é um anidrido�

03� Os nomes dos compostos CaCO3 e CaO são, respectivamente, carbonato de cálcio e peróxido de cálcio�

04� A reação apresentada é uma reação de deslocamento ou simples troca�

05� O dióxido de carbono é um óxido ácido�

05. O processo de cremação consiste em transformar um cadáver em cinzas, em alguns países do mundo esta é uma prática obrigatória visando uma prática sanitária e não ocupar muito espaço territorial� Nesse processo a matéria constituída de carbonos é transformada de gás carbônico e a matéria inorgânica é convertida em óxidos (os componentes das cinzas)�

Baseando-se no na classe inorgânica citada no texto, julgue os itens a seguir�

01� Os óxidos são compostos binários sendo obrigatoriamente um deles o elemento de oxigênio, podendo ser citado o OF2 como exemplo�

02� O CrO3 é um óxido ácido chamado de anidrido de crômio VI�

03. O óxido de cobre I pertence à mesma classificação que o óxido de cálcio, sendo que este último é um dos principais componentes das cinzas�

04� Uma observação a respeito dos óxidos covalentes é que a maioria é um oxido ácido como ocorre com o NO que pode reagir com a água e gerar um dos produtos o HNO2

E-E-C-C-C

C-C-E-E

C-C-E-E

C-E-E-E-C

E-C-C-E

W REAÇÃO QUÍMICA DE NEUTRALIZAÇÃO

O uso de comprimidos efervescentes no combate à leve acidez estomacal tem por princípio químico uma reação de neutralização de caráter O suco estomacal é uma solução aquosa ácida de HCl que pode causar desconforto em grande quantidade Para diminuir a ação desse ácido no estômago, uma das técnicas utilizadas é a ingestão de substâncias de caráter básico (veja a tabela)

Composição química de um antiácido

Devido à grande complexidade, omitiremos aqui as equações químicas envolvidas no processo de neutralização do ácido clorídrico estomacal pelos componentes do antiácido

Generalizando as reações

Em geral, podemos representar a neutralização de maneira simplificada, por meio de uma única equação química

Por exemplo, nas duas reações a seguir, temos a neutralização do HCl por espécies químicas diferentes: o hidróxido de sódio e o óxido de sódio Mas atenção! Mesmo não havendo nenhuma semelhança estrutural entre essas duas substâncias, elas apresentam o mesmo comportamento em meio aquoso – caráter básico

NaOH(aq) + HCl(aq) neutralização → NaCl(aq) + H2O(l)

Na2O(s) + 2 HCl(aq) neutralização → 2 NaCl(aq) + H2O(l)

O produto das reações de neutralização ácido-base em meio aquoso são íons e moléculas de água A separação dos produtos ocorre por processo de destilação (vaporização da água). Só então, obteremos um sólido iônico, na forma de cristais, comumente chamado de sal

NaCl(aq) + H2O(l) → vaporização NaCl(s)

Exemplos de neutralização em meio aquoso:

KOH(aq) + HBr(aq) → KBr(aq) + H2O(l)

Ca(OH)2(aq) + 2 HNO3(aq) → Ca(NO3)2(aq) + 2 H2O(l)

Al(OH)3(aq) + 3 HCl(aq) → AlCl3(aq) + 3 H2O(l)

3 NaOH(aq) + H3PO4(aq) → Na3PO4(aq) + 3 H2O(l)

2 NaOH(aq) + CO2(aq) → Na2CO3(aq) + H2O(l)

2 KOH(aq) + SO2(aq) → K2SO3(aq) + H2O(l)

Ca(OH)2(aq) + SO3(aq) → CaSO4(aq) + H2O(l)

K2O(s) + HCl(aq) → 2 KCl(aq) + H2O(l)

CaO(s) + H2SO4(aq) → CaSO4(aq) + H2O(l)

ZnO(s) + HNO3(aq) → Zn(NO3)2(aq) + H2O(l)

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) A gelatina, proteínas coloidal de origem animal, é obtida a partir do colágeno, presente nas fibras brancas dos tecidos conectivos do corpo, particularmente da pele, dos ossos e dos tendões� Entre outros, o colágeno possui em sua estrutura os aminoácidos glicina (25% em massa), prolina e hidroxiprolina (totalizando juntos 25% em massa), cujas estruturas são mostradas abaixo�

HO

solução de sulfeto de sódio – Na2S, quando então aquilo que foi escrito adquire coloração negra�

A respeito desse experimento, julgue os itens a seguir�

E-C-E-C

01� Entre o nitrato de chumbo e o sulfeto de sódio ocorre reação de neutralização�

02� O nitrato de chumbo pode ser obtido na reação do ácido nítrico com hidróxido de chumbo-II�

03� A coloração negra nos locais da folha onde foi aplicado o nitrato é evidencia uma fenômeno físico�

HC 2 CO2H

NH2

N CO2H H

N CO2H H

glicina prolina hidroxiprolina

O processo de produção da gelatina a partir dos ossos pode ser descrito pelas etapas seguintes�

I� Os ossos, matéria-prima, devem ser desengordurados, o que pode ser feito pela extração com uma nafta de petróleo de baixo ponto de ebulição�

II� Em seguida, os ossos são quebrados e tratados com ácido clorídrico a frio, para dissolver o fosfato de cálcio, o carbonato de cálcio e outros minerais� O resíduo é matéria orgânica: colágeno com restos de ossos� Esse material é chamado osseína�

III� A osseína é tratada com leite de cal (hidróxido de cálcio), com o objetivo de intumescer o material e remover as proteínas solúveis (mucina e albumina)� Quando a molhagem com cal está completa, a osseína é lavada com água pura�

IV. Segue-se uma adição de HCl diluído para ajustar o pH para 3,0, que é o pH ótimo para a hidratação do colágeno�

A solução ácida fica em contato com a osseína durante 8h.

V. Obtém-se uma solução de gelatina de 8% a 10%, que é filtrada a quente. Os licores filtrados são evaporados a vácuo e resfriados�

VI. A gelatina resfriada, sólida, é cortada em fitas grosseiras e secadas por ar filtrado a 40 °C. Na secagem, as fitas retraem-se, formando um “macarrão” fino, que pode ser moído até a forma de pó�

Considerando as informações do texto, relativas às etapas do processo de produção da gelatina a partir dos ossos, julgue os itens que se seguem�

01� A nafta usada como solvente de gordura na etapa I é uma mistura de hidrocarbonetos de baixa massa molar�

02� Na etapa II, ocorre desprendimento de gás carbônico na reação entre o ácido clorídrico e o carbonato�

03� Na etapa II, o ácido clorídrico reage com uma base de Arrhenius�

04� A gelatina obtida ao final da etapa VI é um exemplo de coloide�

02. Uma aplicação curiosa do nitrato de chumbo – Pb(NO3)2 em solução é, certamente, seu uso em escritas "invisíveis", o que permite o envio de mensagens secretas que são visualizadas pelo destinatário após o umedecimento da folha de papel com uma

04� O sulfeto de sódio pode ser obtido na reação do hidróxido de sódio com o ácido sulfídrico, cuja fórmula molecular é H2S.

03. A hiperacidez estomacal provoca uma sensação de queimação no estômago� Para reduzir essa acidez, utilizam-se fármacos conhecidos como antiácidos� Considerando que essa acidez é provocada pelo excesso de ácido clorídrico no suco gástrico e que alguns antiácidos são constituídos basicamente de bicarbonato de sódio, julgue os itens a seguir�

01� O bicarbonato de sódio neutraliza o ácido clorídrico do suco gástrico�

02� Para ocorrer a neutralização total do ácido clorídrico, deve-se ingerir o dobro, em mols, de bicarbonato de sódio�

03� A reação pode ser descrita como: HCl + NaHCO3 → NaCl + H2O + CO2

04� Um determinado antiácido contendo 2,1 g de bicarbonato de sódio poderia neutralizar cerca de 0,9 g do ácido clorídrico presente no suco gástrico�

04. (Enem MEC) À medida que se expira sobre uma solução de azul de bromotimol e hidróxido de sódio (NaOH), sua coloração azul característica vai se alterando� O azul de bromotimol é um indicador ácido-base que adquire cor azul em pH básico, verde em pH neutro e amarela em pH ácido� O gás carbônico (CO2) expirado reage com a água presente na solução (H2O), produzindo ácido carbônico (H2CO3)� Este pode reagir com o NaOH da solução inicial, produzindo bicarbonato de sódio (NaHCO3):

CO2 + H2O → H2CO3

H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H20

ARROIO, A� et al� Química Nova na Escola, São Paulo, v. 29, 2006.

O que a pessoa irá observar à medida que expira no recipiente contendo essa solução?

a) A solução mudará de cor, de azul para verde, e, em seguida, de verde para amarelo� Com o acréscimo de ácido carbônico, o pH da solução irá reduzir até tornar-se neutro� Em seguida, um excesso de ácido carbônico tornará o pH da solução ácido�

b) A solução somente terá sua cor alterada de azul para amarelo, pois será formado um excesso de ácido carbônico no recipiente, o que reduzirá bruscamente o pH da solução�

c) A cor da solução não será alterada com o acréscimo de ácido carbônico� Isso porque o meio é inicialmente neutro e a presença de ácido carbônico não produzirá nenhuma mudança no pH da solução�

d) A solução mudará de azul para verde e, em seguida, de verde para azul� Isso ocorrerá em função da neutralização de um meio inicialmente básico acompanhado de um aumento de pH na solução, à medida que ácido carbônico é adicionado ao meio�

e) A cor da solução alterará de azul para amarelo e, em seguida, de amarelo para verde. Esse comportamento é justificado pelo fato de o ácido carbônico reduzir bruscamente o pH da solução e depois ser neutralizado pelo restante de NaOH presente no meio�

C-C-E-E

C-E-C-C

W HIDRÓLISE DE SAIS

pH e pOH

Começaremos nossa discussão sobre acidez e basicidade estabelecendo uma análise da água Essa substância quando no estado líquido sofre autoionização, produzindo os íons H+ e OH No entanto, por se tratar de um equilíbrio dinâmico, os íons H+ e OH− reagem entre si e restituem as moléculas de H2O

O processo de autoionização da água pode ser representado da seguinte forma:

+-

2 HOH(aq)+OH(aq) →

Já sabemos que o íon H+ em meio aquoso reage com a água produzindo o íon hidrônio (H3O+) Mas, para facilitar a representação e o entendimento, representaremos a autoionização da forma como foi descrita acima

A partir dessa reação, podemos expressar uma constante de equilíbrio para a água

+-

2 Kc[H][OH] [HO] ⋅ =

Considerando que a concentração da água líquida não se altera por causa da pequena dissociação que ela sofre, podemos incorporar o seu valor ao valor da constante KC e obter, então, a constante de equilíbrio da água, KW O termo KW é usado porque se segue a notação mundial, que utiliza o idioma inglês. Em inglês, water significa água. +-+-

c2w K[HO][H][OH]K[H][OH] ⋅=⋅⇒=⋅

Por meio de determinações experimentais, podemos demonstrar que na água pura e a 25 ºC a concentração de H+ é numericamente igual à concentração de OH , e H+ e OH apresentam valor de 1,0 × 10−7 mol L−1 Nessas condições, a água é considerada neutra e o valor da constante de equilíbrio KW é igual a 1,0 × 10−14 (mol L−1)2 Mas, atenção, esse valor só tem validade se a temperatura do sistema for mantida em 25 ºC

Caráter ácido-básico de solução aquosa

Vimos acima que, na água pura, no estado líquido e a 25 ºC, a concentração de H+ é igual à concentração de OH , por isso dizemos que ela é neutra Mas o que acontece se adicionarmos uma substância como o HCl?

A adição de uma substância de caráter ácido altera o equilíbrio existente, pois altera a concentração de íons H+. Se você adicionar HCl à água de tal forma que a solução final apresente concentração de íons H+ igual a 0,1 mol/L, verá que a solução se torna ácida

Uma situação inversa acontece se adicionarmos à água uma substância de comportamento básico, por exemplo, o hidróxido de sódio A dissociação do hidróxido em água leva a um aumento da concentração de íons OH , tornando-a superior à concentração de íons H +

De maneira geral, podemos estabelecer as seguintes comparações a 25 ºC

Solução Concentração

Neutra

Ácida

Básica

[H+] = 10−7 e [OH ] = 10−7

[H+] > 10−7 e [OH ] < 10−7

[H+] < 10−7 e [OH ] > 10−7

Potenciais hidrogeniônico (pH) e hidroxiliônico (pOH)

Quem introduziu a Matemática nesse ramo da Química foi o bioquímico dinamarquês Soren Peter L. Sorensen (1868-1939), em 1909, com o intuito de quantificar os valores de acidez e basicidade de uma solução� Isso facilitou bastante o entendimento desse assunto por meio do uso da escala de pH e pOH� Matematicamente, podemos expressar esses valores da seguinte forma:

pHlog[H] + =

pOHlog[OH]=

Hidrólise de sais

Podemos dizer que os sais, ao serem dissolvidos em água, sofrem o processo de dissociação liberando os íons cátions e ânions do retículo cristalino� Portanto, são eletrólitos� Em consequência, as propriedades das soluções formadas a partir da dissolução de sais devem-se ao comportamento de seus íons� Muitos desses íons são capazes de reagir com água para produzir íon H+ ou OH em um processo reacional denominado hidrólise� Dependendo dos íons que entram na formação de um sal, podemos prever o comportamento qualitativo de uma solução, que pode ser ácido, básico ou neutro�

A constante de equilíbrio pode ser utilizada nessa análise porque ela expressa a extensão de ionização, ou melhor, o comportamento do ácido em meio aquoso� Nos dois casos acima, temos que tanto o ácido cianídrico quanto o ácido hipocloroso são ácidos de baixa extensão de ionização em água� Portanto, são ácidos fracos� Entretanto, o mesmo não ocorre com a base conjugada, pois se trata de uma base forte� Podemos até generalizar essa afirmação dizendo que a todo ácido forte corresponde uma base fraca e a toda base fraca corresponde um ácido forte� No quadro a seguir, apresentamos a constante de ionização (Ka) para alguns ácidos a 25 oC�

Nome do ácido Fórmula molecular Constante (Ka)

Sulfuroso

Casos de hidrólise salina

De maneira geral, podemos dizer que, se um dos íons constituintes de um sal é proveniente de um eletrólito fraco, seja ele ácido ou base, esse íon sofre hidrólise em maior ou menor extensão, quando em meio aquoso�

Sal de um ácido fraco e uma base forte

O acetato de sódio é um sal proveniente de um ácido fraco e uma base forte� Portanto, em meio aquoso sofre hidrólise�

CH3COONa(aq) → Na+(aq) + CH3COO (aq) dissociação

CH3COO (aq) + H2O(l)

CH3COONa(aq) + H2O(l)

CH3COOH(aq) + OH (aq) hidrólise

CH3COOH(aq) + Na+(aq) + OH (aq)

Nesse tipo de hidrólise, o meio se torna básico, por causa da presença do íon OH

Sal de um ácido forte e uma base fraca

O cloreto de amônio é um sal proveniente de ácido forte e uma base fraca Portanto, sofre hidrólise

+(aq) + Cl (aq)

NH3(aq) + H3O+(aq) + Cl (aq)

Nesse tipo de hidrólise, o meio se torna ácido, por causa da presença do íon H3O+

Sal de um ácido fraco e uma base fraca

O sal acetato de amônio é um sal proveniente de ácido e base fracos Portanto, o cátion quanto o ânion sofrem hidrólise Para determinar o caráter ácido-base resultante da solução, devemo analisar as constantes ácida e básica

NH4CH3COO(aq) → NH4+(aq) + CH3COO (aq) dissociação

NH4+(aq) + H2O(l) → ← NH3(aq) + H3O+(aq) hidrólise do cátion

CH3COO (aq) + H2O(l) → ← CH3COOH(aq) + OH (aq) hidrólise do ânion

Nesse tipo de hidrólise, o meio se torna ácido ou básico dependendo da extensão em que cada um dos íons se hidrolisa O íon de maior extensão reacional determina o caráter ácido base do meio, ou seja, o pH No quadro a seguir, apresentamos as reações de hidrólise de algumas bases e suas respectivas constantes de equilíbrio a 25 oC

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. Os antiácidos comerciais são, em geral, constituídos por ácidos orgânicos e carbonatos de sódio Na dissolução de um comprimido desse antiácido, em 100 mL de H2O destilada, ocorreu a liberação de gás(es), sendo o pH da solução resultante igual a 6,0

Considerando essas informações, julgue os itens a seguir E-C-E-C

01 O gás liberado é o O2

02 A concentração hidrogeniônica aumenta dez vezes

03 Ocorreu uma reação de oxirredução

04 O pH da solução resultante depende do volume inicial de água

02. Uma solução é uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, não importando seu estado físico Quando algum dos componentes da solução encontra-se dissolvido além de seu limite de dissolução, diz-se que a solução está supersaturada em relação àquele componente Uma garrafa de um refrigerante contém uma solução que geralmente é constituída por: água,

sacarose, acidulante (o mais utilizado é o ácido fosfórico), um corante, um aromatizante (que pode funcionar também como corante) e dióxido de carbono dissolvido sob pressão�

Considerando as informações acima e o seu conhecimento sobre o assunto, julgue os itens a seguir C-C-C-E-E

01� No refrigerante, o componente mais abundante é o solvente, ou seja, a água�

02� O refrigerante apresenta pH menor que 7�

03� A agitação do refrigerante provoca a saída do componente que se encontra dissolvido além do seu limite de dissolução�

04. Ao final do processo de evaporação do refrigerante forma-se um sistema homogêneo�

05� A elevação da temperatura geralmente provoca a aumento de solubilidade dos solutos gasosos�

03. (UnB DF) O 1,2-dibromoetano é um produto da indústria petroquímica utilizado como matéria-prima para obtenção de um anti-helmintico, comercialmente chamado piperazina, eficiente no tratamento de infecções por ascarídeos e, em menor grau, por oxiúros� O processo de obtenção da piperazina pode ser representado pela equação seguinte�

2C2H4Br2 + 6NH3 HN

NH + 4NH4Br

piperazina

Esse processo ocorre em meio alcoólico, e a separação da piperazina pode ser feita por cristalização em solução aquosa�

Com relação a essas informações e considerando que a bula de um determinado medicamento especifica que cada colher de chá desse medicamento (5 mL) contém 0,500 g de piperazina e esta deve ser ingerida em dose diária de 150 mg por quilograma de massa corporal, não devendo ultrapassar 5 g, julgue os itens a seguir� C-E-E-E

01. A estrutura da piperazina é classificada como cíclica, heterogênea e saturada�

02� Ao se dissolver em água o composto inorgânico obtido na reação apresentada, obtém-se uma solução com pH neutro�

03� A piperazina é mais solúvel em água que em meio alcoólico�

04 De acordo com a referida bula, uma criança de 13,5 kg de massa, em tratamento de infecção por ascarídeos, deve ingerir duas colheres de chá do medicamento ao dia�

04. (UnB DF) O ácido benzoico (C6H 5COOH) é empregado como conservante de refrigerantes, conservas vegetais e margarinas� Nas margarinas, o limite máximo permitido desse ácido é 0,2% em massa. Sabendo que a constante de equilíbrio desse ácido (Ka) é igual a 6,5 x 10 –5 e que sua massa molar é igual a 122 g�mol –1 e considerando desprezível a autoionização da água, escolha apenas uma das opções a seguir e faça o que se pede, desprezando, para a marcação na folha de respostas, a parte fracionária do resultado final obtido, após efetuar todos os cálculos solicitados� a) 163 b) 001 c) 153

a) Calcule a quantidade máxima permitida, em mol de ácido benzoico, em 1 kg de margarina� Multiplique o valor obtido por 104�

b) Calcule a concentração de íon benzoato, em mol/L, quando o pH de uma solução aquosa desse ácido for igual a 3,0�

c) Calcule a concentração de equilíbrio do ácido benzoico, em mo/L, em uma solução aquosa, quando o pH for igual a 3,0� Multiplique o valor encontrado por 104

05. Analise a equação:

CH3COONa(s) + H2O(l) ⇄ CH3COOH(aq) + Na+(aq), a dissolução de acetato de sódio em água produz

01� um ácido muito dissociado�

02� uma base muito dissociada�

03� uma solução em que [H+] = [OH-]�

04� um exemplo de hidrólise salina�

06. (UnB DF) A tabela seguinte apresenta as substâncias encontradas em um medicamento efervescente e suas respectivas funções�

Substância Função

Ácido acetilsalicílico Analgésico

Carbonato de sódio Antiácido

Bicarbonato de sódio Antiácido

Ácido cítrico

Acidificante de meio

A efervescência resulta de reações representadas pelas equações:

I� NaHCO3(s) + H+(aq) ⇄ Na+(aq) + H2O(l) + CO2(g)

II� Na2CO3(s) + 2H+(aq) ⇄ 2Na+(aq) + H2O(l)) + CO2(g)

Com base nessas informações, julgue os itens a seguir� C-C-E-E

01� Nesse medicamento o carbonato de sódio apresenta caráter básico�

02. Se a água estiver mais a efervescência será mais rápida.

03. Se o medicamento for adicionado a um suco de limão, a efervescência será mais lenta�

04� O ácido acetilsalico tem como função compensar as possíveis variações térmicas ocorridas durante a efervescência�

07. (UnB DF) O CO2 resultante da respiração celular, ao ser liberado pelas células, antes de ser expirado, pode permanecer no organismo, dissolvido no plasma sanguíneo, onde reage com a água, em um processo denominado hidrólise� A reação de hidrólise do dióxido de carbono pode ser representada pela equação:

2H2O(l) + CO2(dissolvido)  HCO–3 (aq) + H3O+(aq)

Em geral, essa reação se processa muito lentamente� Entretanto, sob a ação de uma enzima denominada anidrase carbônica, a velocidade dessa reação pode ser aumentada por um fator de até 1,0 x 107 comparativamente à reação não catalisada�

Considerando que a constante de equilíbrio do processo descrito vale 4,44 x 107, julgue os itens a seguir�

C-C-C-E

01� Toda reação de hidrólise envolve a quebra de ligações O–H�

02. Segundo a Teoria de Arrhenius, o íon hidrônio é um ácido.

03� O valor da constante de equilíbrio da reação indica que, no equilibro, o produto das concentrações dos íons obtidos é maior que a concentração das moléculas de CO2

04. Se as quantidades de CO2 e HCO–3 presentes no plasma sanguíneo forem equimolares, então o pH do sangue será necessariamente igual a 7�

E-C-E-C

MÓDULO 10 A

W AQUECIMENTO g LOBAL E CHUVA ÁCIDA

Quando citamos o termo efeito estufa, imediatamente lembramos de situações em que a temperatura é bastante elevada para as condições habituais daquele meio

À nossa mente vêm as imagens das estufas de laboratórios, dispositivos que podem ser descritos como recintos fechados com paredes e teto de vidro, utilizadas principalmente em países de invernos rigorosos, para o cultivo de verduras, legumes e até mesmo de flores.

Uma outra aplicação é a utilização de estufas em maternidades Crianças nascidas de partos prematuros devem ser mantidas em hospitais ou clínicas especializadas até adquirirem resistência física e imunológica adequadas Nesses casos, as estufas proporcionam condições de temperatura e oxigenação bastante semelhantes às condições intrauterinas

Assim, podemos dizer que efeito estufa significa aumento de temperatura e não poderia ser diferente no planeta Terra A atmosfera terrestre nos protege das radiações solares e dos raios cósmicos, filtrando as frequências de alta energia. Entretanto, há substâncias químicas na atmosfera que funcionam de maneira semelhante ao vidro das estufas de laboratório: são transparentes à luz visível, mas opacas à saída das ondas de calor (infravermelho)

O aquecimento global, como consequência da liberação crescente na atmosfera de gases de efeito estufa, é o maior impacto ambiental da história da civilização Os desafios num futuro próximo são enormes. As limitações em recursos naturais, como oferta de energia a partir de combustíveis fósseis e estoques hídricos, aliadas a um crescimento populacional comprometem nosso futuro com novas posturas e atitudes conscientes, pois só assim, teremos um desenvolvimento autossustentável

Constituintes e mecanismo do efeito estufa

Os principais constituintes gasosos relacionados com o efeito estufa na troposfera terrestre são: vapor de água (H 2O), gás metano (CH 4), dióxido de carbono (CO 2) e óxido nitroso (N 2O). São eles os responsáveis pela manutenção e pelo aumento da temperatura da Terra de 4 oC nos últimos 13 mil anos

Porém, o fenômeno de aquecimento se agravou nos últimos séculos Com a Revolução Industrial, em alguns países desenvolvidos da Europa e da América do Norte, ocorreu um aumento exagerado na liberação de dióxido de carbono para atmosfera devido à queima de combustíveis fósseis

Di ferentemente do buraco da camada de ozônio que já foi identificado, o efeito estufa ainda não pode ser inequivocamente detectado Tudo leva a crer que os modelos matemáticos e computacionais interpretativos criados pelos cientistas estejam corretos Ou seja, significativos aumentos da temperatura da Terra devem ocorrer nos próximos anos devido ao desequilíbrio na emissão de gases na atmosfera

Essa mudança de temperatura pode produzir efeitos positivos, como o aumento do índice de pluviosidade em determinadas regiões do Planeta, mas também pode gerar aspectos negativos, como o derretimento de parte das calotas polares – e consequentes devastações de grandes áreas devido às enchentes e inundações – a ocorrência de epidemias de doenças transmitidas por insetos, a diminuição da produção de alimentos etc

Na verdade, o que devemos pensar é que o efeito estufa natural sempre existiu e deve continuar existindo, mas o que vêm acontecendo, nos últimos anos, é um aumento muito grande da quantidade de gases estufa na atmosfera� O dióxido de carbono, por exemplo, é lançado diariamente e tem contribuído com valores da ordem de 5,5 Gt do gás por ano� Outros gases que vêm aumentando são o metano e o óxido nitroso�

A ação desses gases na atmosfera não é idêntica� O poder de absorção de ondas de calor do metano é 21 vezes maior que o do dióxido de carbono� Mas, como a concentração do CO2 na atmosfera é muito maior que a do CH4, o CO2 é quem mais tem contribuído para o efeito de aquecimento global nos últimos anos� Impressionante mesmo é a ação do N2O, que chega a ser 206 vezes mais efetiva que a do CO2 na absorção de radiação calorífica. Isso é preocupante porque a concentração desse gás na atmosfera aumentou de 275 ppb, no período pré-industrial, para 312 ppb, atualmente� O óxido nitroso também aparece como um dos gases que destrói a camada de ozônio e, atualmente, 70% do N2O é de origem antrópica e apenas 30% é de origem natural�

Uma contribuição do ser humano no aumento da concentração de N2O está relacionada à queima de combustíveis fósseis e de biomassa, que apresentam quantidades apreciáveis de nitrogênio� Nesse processo, o nitrogênio é oxidado a N2O� Outra liga-se à produção de energia em hidrelétricas: o represamento de áreas gigantescas e a decomposição da cobertura vegetal em um processo de oxidação anaeróbio são fontes naturais de emissão de N2O para a atmosfera�

Chuva ácida

A origem da poluição do ar é tanto natural como humana� Ultimamente, a acidez da chuva vem aumentando em muitas regiões do mundo e, da mesma forma, os problemas ambientais causados por ela� Efeitos de alteração de pH do solo, dos rios e até a destruição de florestas e outros tipos de vegetação são alguns dos problemas mais comuns causados pela chuva ácida�

O termo chuva ácida é bastante genérico e podemos empregá-lo para designar vários fenômenos, como chuva, neblina e neve ácidas� Mas devemos lembrar que mesmo em locais não poluídos a chuva natural apresenta caráter ácido devido à dissolução do CO2 atmosférico�

CO(g) HO(l) HCO(aq)

Fontes de SO2

O aumento da acidez da chuva (diminuição de pH) é ocasionado por fatores naturais e antrópicos� Entendemos como fatores naturais a liberação de substâncias ácidas, como o HCl e o SO2 pelas erupções vulcânicas, além de produtos de gases sulfurados resultantes da decomposição de plantas� Em virtude do pequeno porte desses fenômenos no âmbito mundial, a concentração de óxidos de enxofre na atmosfera decorrentes de fatores naturais é muito pequena�

A contribuição antrópica no aumento da acidez das chuvas deve-se principalmente à queima de carvão, que, dependendo da origem geográfica, pode conter até 9% de enxofre� Durante a combustão desse material, há produção de SO 2(g), que é lançado diretamente na atmosfera� Outra fonte de SO 2(g) é a combustão de petróleo� Esses combustíveis são grandemente utilizados em indústrias e por isso têm contribuído para o aumento da concentração de SO 2(g) atmosférico� A emissão de substâncias ácidas de origem petroquímica pode ocorrer maneira direta (na forma de SO 2) ou de maneira indireta, na forma de H2S. A indústria de polpa e celulose também contribui grandemente com o lançamento de H 2S na atmosfera.

A extração de metais não ferrosos é outro ponto de estudo na produção do poluente SO2� A extração de metais como o níquel e o cobre ocorre sob a forma de minérios à base de sulfetos. Porém a purificação do metal envolve etapas –calcinação em altas temperaturas – que produzem grande quantidade de SO2

Uma das etapas de purificação de minério para a obtenção do níquel metálico pode ser representada pela reação abaixo:

2 NiS(s) + 3 O2(g) → 2 NiO(s) + 2 SO2(g)

Fontes de óxidos de nitrogênio

Os óxidos de nitrogênio (NO e NO2) são os principais responsáveis pelas chamadas névoas fotoquímicas, muito comuns nas grandes cidades� Esses óxidos podem ter origem natural durante as tempestades em que relâmpagos de alta energia convertem o nitrogênio atmosférico em óxidos� A decomposição de matéria orgânica também contribui para a formação desses óxidos devido à alta concentração de compostos nitrogenados – aminoácidos e proteínas�

O grande fator que tem aumentado a concentração dos óxidos nitrogenados na atmosfera é de origem antrópica� A queima dos derivados de petróleo nos motores de automóveis, caminhões e aviões leva a uma reação direta entre o nitrogênio presente nos combustíveis e o oxigênio atmosférico, produzindo o óxido nítrico:

HCO(aq) H(aq) HCO(aq)

22 23 23

Por esse motivo, a chuva natural é responsável por um pH 5,6� Assim, devemos deixar bem claro que, ao usarmos o termo chuva ácida, estamos nos referindo a chuvas cujos valores de pH são menores que 5,0�

N2 + O2 → 2 NO

Esse óxido é insolúvel em água, mas muito reativo com o oxigênio em processo de oxidação� Assim que é produzido, o NO é oxidado a NO2, que reage com a água formando substâncias ácidas que contribuem para o aumento da acidez da chuva�

2 NO2(g) + 1 H2O(l) → HNO2(aq) + HNO3(aq)

Daí o fato de se utilizarem conversores catalíticos em automóveis e caminhões movidos a gasolina Esses conversores são colocados antes do tubo de escapamento, no sistema de exaustão, para converter os óxidos de nitrogênio em nitrogênio (N2) e oxigênio (O2)

No caso do SO2, a retirada desse gás das chaminés das indústrias é feita por reações com substâncias de caráter básico Normalmente, utilizam-se óxido de cálcio (CaO) e carbonato de cálcio (CaCO3) Esses compostos inorgânicos são lançados sob a forma de sólidos pulverizados e úmidos no interior dos tubos de escape das fábricas e indústrias, onde entram em contato com o SO2 e reagem:

SO2(g) + CaO(s) → CaSO3(s)

CaSO3(s) + 1/2 O2(g) → CaSO4(s)

Um outro modo de controle é o uso de chaminés extremamente altas, podendo atingir até 400 m de altura, como a de Sudbury, Ontário, no Canadá. Entretanto, esse não é um recurso de grande valia, pois diminui a concentração dos gases apenas nas imediações da chaminé As correntes de ar podem arrastar os gases emitidos e provocar danos a quilômetros de distância Por isso dizemos que a poluição atmosférica – chuva ácida – é um problema que não está limitado a um estado ou a uma fronteira

Os efeitos ecológicos da chuva ácida

W Nos monumentos

Os principais efeitos causados pelo aumento de acidez da chuva são os fenômenos de corrosão, principalmente em estátuas e monumentos A composição química à base de substâncias como o carbonato de cálcio (CaCO3) favorece o ataque

CaCO3(s) + H2SO4(aq) → CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g)

W No solo e em florestas

A precipitação de parte do ácido na superfície terrestre sob a forma de deposição seca altera o pH do solo A extensão dessa alteração depende basicamente do tipo de composição do solo e das rochas da região. Solos ricos em granito e quartzo têm baixa capacidade de neutralizar a acidez depositada e, por isso, o pH sofre grande alteração. Solos ricos em carbonato de cálcio têm facilidade em neutralizar a acidez – o CaCO3 apresenta comportamento básico nesse meio A alteração do pH do solo produz grandes variações na produtividade agrícola, além de enormes gastos com aditivos químicos e fertilizantes para corrigir a acidez do solo, haja vista a técnica da calagem

Quando o pH do solo é diminuído, os nutrientes das plantas, como íons potássio (K+), magnésio (Mg+2) e sódio (Na+), são lixiviados Desse modo, o solo, agora ácido, dissolve sais inorgânicos ricos em alumínio, deixando-o sob a forma de Al3+, que é bastante tóxico para as plantas Acredita-se que esse seja o mecanismo de destruição de grandes áreas florestais desencadeado pelo efeito da chuva ácida.

W Nos lagos

Um outro aspecto importante que devemos considerar é a alteração da acidez de lagos Os custos para garantir um pH adequado nos lagos são enormes A correção, normalmente, é feita pela adição de calcário (CaCO 3) e hidróxido de cálcio (Ca(OH) 2) Mas o processo deve ser repetido várias vezes, o que o torna bastante oneroso Outra técnica empregada é a adição de fosfato, que favorece a proliferação de plantas que consomem íons nitrato (NO 3 ) e íons hidrogênio (H +), diminuindo a acidez Mas esse método esbarra em outro fator: a proliferação dessas plantas diminui a taxa de oxigenação das águas, causando um fenômeno chamado de eutrofização

O aumento da acidez de lagos também produz lixiviação de rochas ricas em alumínio, deixando-o livre na forma iônica Esse íon também é muito tóxico para os peixes e para as plantas aquáticas. As águas de lagos acidificados são bastante límpidas e claras devido à morte da fauna e da flora.

MÓDULO 11 A

W ATMOSFERA E CAMADA DE OZÔNIO

Os grandes avanços tecnológicos obtidos nos dois últimos séculos produziram alterações nos três estados da matéria, causando grandes impactos ambientais O mau uso do solo, das águas e de substâncias que contaminam a atmosfera resultou em um quadro de grande preocupação mundial Fenômenos de origem global passaram a fazer parte do nosso cotidiano, como por exemplo, os fenômenos atmosféricos

Atmosfera

A atmosfera terrestre é um sistema complexo que podemos dividir, com base nas variações de temperatura, em quatro regiões

Observe essa divisão no gráfico a seguir.

Troposfera

Imediatamente acima da superfície terrestre, temos a troposfera, uma região da atmosfera em que a temperatura diminui à medida que a altitude aumenta Normalmente, desde que não haja variação na umidade relativa, a temperatura diminui de 0,6 oC a 1 oC a cada 100 m de altitude, atingindo o valor mínimo de −58 oC a 12 km de altitude É na troposfera que se formam as nuvens e também voam os aviões a jato, numa região de limite superior, chamada tropopausa

Estratosfera

Acima da tropopausa – camada de transição – encontra-se a estratosfera, que pode atingir até 50 km de altitude� Nessa camada, a temperatura aumenta com o aumento de altitude� Isso ocorre, basicamente, devido à alta concentração de gás ozônio, que absorve as radiações na faixa do ultravioleta�

O estudo da estratosfera é relevante, pois é nela que temos causado grandes danos� A destruição da camada de ozônio pela emissão de gases CFCs (clorofluorocarbonetos) tem colocado em risco a vida na Terra� Essas substâncias foram grandemente utilizadas no passado como propelentes de sprays, como gases refrigerantes em aparelhos condicionadores de ar e como espumantes em plásticos� O freon-11 ®(CFCl3) e o freon-12 ®(CF2Cl2) foram os principais gases utilizados e são aparentemente pouco reativos em baixa atmosfera e também insolúveis em água� Daí o fato de terem grande importância comercial, pois, aparentemente, eles não reagiriam com os gases atmosféricos� Entretanto, a baixa reatividade dos CFCs na troposfera permitiu que eles atingissem a estratosfera e entrassem em contato com radiações de alta energia (região do ultravioleta) capazes de produzir fotodissociação molecular� Essa reação gera espécies atômicas muito instáveis�

(1) CCl2F2 + fótons → CClF2 + •Cl

(2) •Cl + O3 → •ClO + O2

(3) •ClO + •O → •Cl + O2

A partir das etapas acima, podemos notar que a destruição da camada de ozônio é um processo catalítico� Radicais cloro formados em (1) reagem com o ozônio em (2), formando o radical (•ClO)� O radical •ClO, por sua vez, reage como um oxigênio radicalar (•O) na terceira etapa e restitui o cloro radicalar� Essa reação é cíclica e tem sua velocidade determinada pelo produto da concentração do cloro e pela concentração do ozônio: v = k[•Cl] [O3]� Como a concentração do ozônio é relativamente alta na estratosfera (cerca de 10 ppm), podemos dizer que quanto maior a quantidade de cloro, maior será a velocidade de reação de destruição da camada de ozônio�

Mas a fotodissociação não ocorre apenas com moléculas de CFCs� Moléculas de oxigênio também são dissociadas em alta atmosfera devido à absorção de comprimentos de onda na região do ultravioleta�

energia (495 kJ/mol)

O2 → •O + •O

Além da fotodissociação das moléculas, também há fotoionização de espécies químicas como O2, •O, N2 e NO� Nesse processo, ocorre perda de elétrons pelas espécies químicas que são convertidas em íons positivos�

O O e 1�205 kJmol

O O + e 1�313 kJmol

N N + e 1�495 kJmol

NO NO + e 890 kJmol

Esses dois fatos contribuem grandemente para nossa proteção: ao sofrerem dissociação ou fotoionização, as espécies

químicas absorvem as radiações de alta energia provenientes do Sol, evitando que elas cheguem até nós.

Buraco na camada de ozônio

Em 1985, descobriu-se que a Antártida apresentava camada de ozônio com uma espessura cerca de 50% menor que as demais regiões do Planeta� Essa diminuição na concentração do ozônio ocorria em alguns meses do ano, mais precisamente de setembro a novembro� Imediatamente os cientistas relacionaram o fenômeno à presença de radicais livres naquela região e, pelos danos constatados na época, concluíram que o processo já acontecia desde o final da década de 1970� No ano de 2000, o buraco na camada de ozônio atingiu o valor assustador de 25 milhões de km2

A presença de radicais livres na estratosfera da Antártida foi correlacionada com a fotoconversão de moléculas não ativas de HCl e de ClONO2 em radicais como o •Cl e •ClO� Esses radicais são energeticamente reativos e são responsáveis por, aproximadamente, 75% da destruição�

Cl• + O3 → ClO• + O2

OH• + O3 → HOO• + O2

ClO• + HOO → HOCl + O2

HCCl (luz solar) → OH• + Cl

Efeitos da destruição da camada de ozônio

Os efeitos produzidos pela destruição da camada de ozônio não foram ainda totalmente quantificados, mas sabe-se que a exposição à radiação ionizante UV-B do Sol é a principal causa de cânceres de pele� Contudo, os efeitos da redução da camada de ozônio não se restringem ao câncer de pele� No quadro a seguir, podemos observar outros efeitos produzidos pela destruição parcial da camada de ozônio�

Efeitos da redução da camada de ozônio

Na saúde humana Queimaduras solares mais graves Maior incidência de catarata Mais vítimas de câncer de pele Supressão do sistema imunológico

Nos alimentos e nas florestas Redução do rendimento de alguns produtos cultivados Redução dos suprimentos de frutos do mar em decorrência da redução do fitoplâncton Decréscimo da produtividade de florestas por espécies sensíveis à radiação ultravioleta

Efeitos da redução da camada de ozônio

Nos animais selvagens Aumento da catarata em algumas espécies Decréscimo da população de espécies aquáticas sensíveis à radiação ultravioleta Redução da população de fitoplâncton da superfície Desorganização das cadeias alimentares aquáticas pela redução do fitoplâncton

Na poluição do ar e nos materiais

Aumento dos sedimentos ácidos Aumento do smog fotoquímico Degradação de tintas e plásticos expostos ao ar livre

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. Os clorofluorcarbonos, descobertos por Thomas Midgley Jr. (1899-1944), não são tóxicos, nem reativos, nem explosivos e foram bastante utilizados em extintores, refrigerantes, propelentes de aerossol e, posteriormente, como agente refrigerante em geladeiras e aparelhos de ar condicionado Tais gases, no entanto, estão causando a destruição da camada de ozônio

No que diz respeito ao proposto, julgue os itens a seguir E-E-C-C

01. Os clorofluorcarbonos são inertes.

02 Os CFCs produzem chuva ácida e o efeito estufa

03 Na estratosfera, sofrem decomposição pela radiação infravermelha

04. Os clorofluorcarbonos reagem com o ozônio atmosférico.

02. Os fatores de risco associados a acidentes vasculares cerebrais (AVC) em seres humanos envolvem, basicamente, alta pressão sanguínea, tabagismo, dieta pobre em frutas, vegetais e grãos, alto índice de massa corpórea, dieta rica em sódio e açúcar Cientistas, recentemente, descobriram uma associação entre AVC e poluição atmosférica Em nível global, cerca de um terço (29,2%) dos AVC em seres humanos estão associados à poluição atmosférica

Considerando o texto acima,

a) cite quatro compostos químicos (exceto metano e dioxina) causadores de poluição atmosférica e as atividades humanas que geram esses gases

03. O astrônomo Carl Sagan propôs que “…se toda a história do universo pudesse ser comprimida em um único ano, os seres humanos teriam surgido na Terra há apenas sete minutos Nesses sete minutos, a espécie humana agrediu a natureza mais que todos os outros seres vivos do planeta em todos os tempos […] algumas consequências dessas agressões ambientais são a destruição da camada de ozônio, o efeito estufa e a chuva ácida” Sobre esses fenômenos e utilizando-se dos conhecimentos da Química, julgue os itens: C-E-E-C

1 O efeito estufa provoca o degelo das calotas polares, num processo endotérmico

2 A destruição da camada de ozônio é devida à intensa emissão de CO2

Questão 02

a) CO, SO2, SO3, NOx e particulados: combustão incompleta de combustíveis fósseis por veículos (automóveis, caminhões, motocicletas etc ) e atividades industriais

3 A chuva ácida, por possuir carbonatos, não desgasta pedras calcárias, como o mármore

4 A chuva ácida ocorre devido à presença de óxidos de enxofre, de carbono e de nitrogênio, na atmosfera

04. Determinado veículo foi submetido à inspeção veicular ambiental obrigatória, para obter o licenciamento municipal Nessa inspeção, após aprovado em uma verificação prévia que leva em conta vazamentos, estado do escapamento e condições de ruído, o veículo passa por medições de marcha lenta e de emissão e diluição de gases, que devem estar dentro de certos limites Os limites para a emissão e diluição de gases valem também para o motor funcionando em alta rotação

As tabelas I, II e III mostram os valores limites para o veículo em questão e os valores medidos Tabela

(% em volume) HC (ppm) Fator diluição 800 RPM 0,00 9 1,08

Tabela III - Valores medidos - alta rotação (2 500 RPM)

CO (% em volume) HC (ppm) Fator diluição 0,00 12 1,07

Analisando-se esses dados, julgue se o veículo submetido à inspeção deve ser aprovado ou reprovado Aprovado

W CIDADES, LIXO E SOLUÇÕES

Diariamente ouvimos relatos de que tal meio está poluído ou que devemos comer alimentos puros, tomar água pura e utilizar combustíveis de alta pureza Mesmo que lavemos nossos alimentos inúmeras vezes, eles jamais serão puros Até a água que tomamos diariamente não pode ser pura Por isso, levantamos a discussão sobre a diferença entre pureza e poluição

O estudo da Química Ambiental envolve um grande número de substâncias, agentes químicos, procedimentos e interações Na natureza, não existe nada isolado Tudo que vemos e temos no meio ambiente interage de alguma forma com outros meios e materiais, logo são misturas e não materiais puros Por isso, devemos ter a correta noção de pureza e poluição

A água que bebemos diariamente (potável) é um meio rico em íons e, por mais que nós a separemos, dificilmente teremos um meio totalmente puro. Mesmo assim, não temos uma água poluída só porque apresenta íons Temos um sistema não puro Aliás, poluição é outro termo usado na maioria das vezes de forma inadequada Um meio não puro, obrigatoriamente, não é um meio poluído

De maneira geral, podemos chamar de poluente uma espécie química que se encontra em um lugar não comum para ela ou que esteja em um lugar adequado, mas com um valor de concentração não permitido e decorrente da atividade humana Por exemplo, encontrar íons de metais pesados (mercúrio, chumbo, cádmio e arsênio) na água implica classificá-la imprópria para uso humano. Mas, se a concentração foi alterada em decorrência de atividades humanas, podemos dizer que houve poluição da água

Metais pesados

Os metais pesados se caracterizam por apresentarem altas densidades quando comparadas com a densidade da água A contaminação de águas e alimentos por metais pesados não acontece normalmente pelo solo, mas sim pelas vias aéreas Geralmente os metais pesados são transportados na forma de gases, ou absorvidos em partículas em suspensão O chumbo, por exemplo, era utilizado em combustíveis de motores a explosão em décadas passadas na forma de um composto orgânico chamado chumbo tetraetila Pb(C2H5)4 Durante a combustão no interior do motor, o chumbo é transformado em óxido de chumbo II (PbO), que lançado à atmosfera dos centros urbanos causa graves intoxicações Atualmente, a comercialização desse aditivo encontra-se proibida Neste capítulo, discutiremos a poluição causada pelos metais pesados mercúrio, chumbo e cádmio

Toxicidade

A ação tóxica dos metais pesados se dá na forma de elementos livres, de íons cátions ou de compostos orgânicos O mecanismo de ação ocorre quando esses metais ligam-se a átomos de enxofre presentes em enzimas em uma ligação bastante estável

A alteração enzimática decorrente dessa ligação é desfavorável ao funcionamento dos processos metabólicos normais do indivíduo e pode ser fatal

A toxidade da espécie de metal pesado depende da forma de apresentação do elemento, ou seja, da sua especiação A absorção do mercúrio, por exemplo, pode ocorrer na forma metálica, iônica ou ligada a grupos orgânicos A especiação interfere na toxicidade porque altera a solubilidade da espécie química em meios biológicos As formas

insolúveis causam pouca ou quase nada de toxicidade, pois não são absorvidas pelo organismo Mas as formas solúveis em membranas biológicas são muito tóxicas Como as membranas celulares são de composição lipoproteica, o mercúrio ligado a grupos orgânicos será mais solúvel do que o mercúrio iônico, o que implica maior toxicidade

Outro fenômeno importante é a bioacumulação ou biomagnificação na cadeia alimentar: aumento progressivo da concentração de mercúrio na cadeia alimentar Ostras e mexilhões podem apresentar concentrações de mercúrio e cádmio da ordem de até 100 mil vezes maior que a concentração da água em que se encontram Quando nos alimentamos desses organismos, entramos em contato com uma concentração muito alta desses dois metais pesados

O tratamento de pacientes contaminados com metais pesados é feito com espécies químicas que apresentam afinidade química pelos metais muito maior que a afinidade apresentada pelas enzimas Além disso, o composto obtido após a ligação do metal pesado deve ser solubilizado e excretado do organismo

Forma de apresentação do mercúrio, do chumbo e do cádmio

W Mercúrio

O mercúrio livre é um metal que em condições ambientes se encontra no estado líquido Mesmo assim, conduz corrente elétrica Por isso, é muito utilizado em dispositivos elétricos como interruptores, bulbos de lâmpadas fluorescentes e lâmpadas de iluminação pública Quando uma lâmpada de mercúrio se quebra e o material líquido se espalha pelo ambiente, corre-se o risco de contaminação: a alta pressão de vapor do mercúrio produz vapores que podem ser absorvidos pelo trato respiratório

As amálgamas são soluções sólidas de mercúrio com outro metal Mercúrio líquido, prata e estanho, por exemplo, formam as amálgamas dentárias Acredita-se que, por menor que seja, há contaminação pelo uso desse material em obturações dentárias; por isso, atualmente ele vem sendo substituído Mas a grande contaminação por causa do uso do mercúrio se deu nas minas de ouro A extração do ouro em processos de bateia ocorre por formação da amálgama mercúrio-ouro que, posteriormente, é separada do mercúrio por aquecimento (destilação) Isso provoca a vaporização do mercúrio, que é lançado à atmosfera em partes e assim é absorvido pelos garimpeiros

W Chumbo

O chumbo livre é um metal de ponto de fusão relativamente baixo (327 oC) Em condições ambientes, se apresenta no estado sólido e é bastante maleável É utilizado no preparo de balas de armas de fogo e também em pequenos dispositivos

de pesca chamados chumbadas Grande parte das intoxicações de aves aquáticas acontece quando esses animais são atingidos sem que ocorra sua morte O chumbo na forma de pequenos fragmentos no interior do animal sofre dissolução, é absorvido e causa intoxicação Outra forma de contaminação ocorre quando aves encontram chumbo de munição ou chumbadas e os ingere confundindo com pequenos grãos de comida Em meio ácido, o chumbo se torna solúvel, é absorvido e causa o envenenamento O chumbo também causa biomagnificação ou bioacumulação na cadeia alimentar.

O chumbo iônico pode ser encontrado na forma de Pb2+ Esse tipo de especiação ocorre em enlatados, uma vez que a solda utilizada para fechar recipientes é à base de estanho chumbo A reação de formação do Pb2+ se dá em presença de meio ácido (ácidos dos frutos) e oxigênio atmosférico Quando uma lata é aberta e fica exposta ao O2 atmosférico, temos a seguinte reação:

2 Pb(s) + O2(g) + H+(aq) → 2 Pb2+(aq) + 2 H2O(l)

O chumbo iônico combina-se com os alimentos presentes nos enlatados, podendo ser ingerido

Outra maneira de contaminação com Pb2+ está no fato de que algumas tubulações de água bastante antigas ainda utilizam soldas de chumbo nas junturas Durante o escoamento normal das águas pela tubulação, parte do chumbo pode ser dissolvida, principalmente se a água for ácida, contaminando as pessoas Observe, na tabela abaixo, as concentrações máximas permitidas no Brasil para alguns metais pesados na água potável

Padrão de metais pesados para água potável

Metal Hg Pb Cd As

Concentração 1 ppb* 10 ppb 5 ppb 10 ppb

* ppb = parte por bilhão

Outras formas de apresentação do chumbo que podemos citar:

O óxido de chumbo II, PbO, é muito empregado no revestimento de cerâmicas (esmaltes) Esse óxido apresenta cor amarela e é utilizado como esmalte, conferindo maior resistência à água e uma aparência de alto brilho Porém, em meio ácido, pode haver dissolução do esmalte liberando o íon Pb+2 Outro dispositivo tecnológico que agrega esse óxido são as baterias de automóvel que utilizam um sistema de carga e recarga de acordo com a equação:

As baterias são na maioria recicláveis, mas, em alguns casos, são descartadas de forma irresponsável em periferias dos grandes centros urbanos contaminando os solos

O cromato de chumbo II, PbCrO4, é utilizado como pigmento de tintas� Possui cor amarela e é usado em latarias de automóveis (ônibus escolares) e faixas de estradas� Pode haver dissolução durante chuvas ácidas, contaminado os solos�

O chumbo vermelho, Pb3O4, é usado em tintas para escrever em embalagens de alimentos�

O chumbo branco, Pb3(CO3)2(OH)2, foi muito utilizado no passado como pigmento das tintas brancas utilizadas em interiores de casas� À medida que a pintura envelhece essa camada de tinta descasca e se solta da parede� Há casos em que crianças ingerem esses pequenos fragmentos se contaminando� Atualmente esse pigmento tem sido substituído por óxido de titânio TiO2, mas, nas pinturas externas, ainda se aplica tintas contendo esse pigmento�

O chumbo na forma de compostos covalentes tem como forma de apresentação mais comum o alquilchumbo� Um dos aditivos utilizados na gasolina para aumentar o índice de octanagem (índice que mede a resistência à compressão da gasolina) é o composto organometálico do chumbo� O chumbo tetraetila, Pb(C2H5)4, foi largamente utilizado em décadas passadas misturado na gasolina� Entretanto, durante a combustão da gasolina dentro do motor há formação de depósitos metálicos de chumbo que prejudicam o bom funcionamento do motor� Para evitar essas formações sólidas e garantir que todos os compostos saíam pela tubulação de exaustão, são adicionados compostos como os dibrometos e os dicloretos de etilenos, que reagem com o chumbo metálico durante a combustão formando compostos voláteis, como o PbCl2 e PbBr2� Esses compostos em presença de luz solar e oxigênio atmosférico são convertidos em PbO(s), ou seja, particulados sólidos que ficam suspensos na atmosfera. A contaminação se dá no local ou, às vezes, em regiões bem distantes por causa do transporte por correntes de ar�

W Cádmio

O cádmio livre pode ser encontrado em baterias recarregáveis do tipo Ni/Cd, usadas em calculadoras� Como são dispositivos recarregáveis, ocorre dissolução do eletrodo metálico durante o processo de descarga em meio básico formando um hidróxido insolúvel Cd(OH)2 Porém, durante a recarga, há conversão do hidróxido de cádmio em cádmio metálico�

( ) ( ) ( ) Descarga CdsRecarga2OHaqCd(OH)s2e ++

A poluição do meio se dá quando esses dispositivos são jogados em terrenos baldios ou então são incineradas� Em altas temperaturas, ocorre volatilização do cádmio, que adere a partículas pequenas, o que torna ainda mais difícil a sua retenção por filtros de separação� Em média, as baterias disponíveis no mercado apresentam 5 g de cádmio�

O cádmio também pode chegar ao meio ambiente por meio do uso do fertilizante fosfatado, que o apresenta em concentrações apreciáveis� Por causa da grande semelhança entre o cádmio e o zinco, as plantas absorvem o cádmio no lugar do zinco incorporando-o� Esse é um caso típico da batata, do arroz e do trigo� A alta toxidade do cádmio faz com que 1 g desse elemento seja letal para os seres humanos�

O resultado final dos descartes de materiais domésticos, indústrias e até mesmo dos dispositivos contendo metais pesados são os lixões ou os aterros sanitários� E isso produz grandes impactos ambientais, como contaminação de solos e do lençol freático� Sem dizer do desperdício de materiais que poderiam ser reaproveitados. A coleta seletiva é uma das formas de se diminuir os impactos ambientais, desde que os materiais coletados sejam encaminhados às usinas de reciclagem�

Coleta seletiva e reciclagem

A linguagem padrão para a separação seletiva de materiais é feita com base em cores. Há cores específicas para cada um dos materiais. Na figura abaixo, temos uma tabela explicativa contendo as padronizações de cores para o recolhimento dos diferentes materiais descartados�

Coleta seletiva, uma linguagem padrão

Cor Material Coletado

Verde Vidro

Amarelo Metal

Azul Papel/papelão

Vemelho Plástico

Branco Resíduos ambulatoriais e de serviços de saúde

As técnicas utilizadas para a coleta seletiva podem ser entendidas como técnicas de separação dos componentes de um sistema heterogêneo A separação do plástico, do vidro, dos metais e dos materiais orgânicos em um lixão, é denominada de catação, separação de componentes sólidos de tamanhos diferentes

Reciclagem na natureza

Na natureza, também ocorre a contínua reciclagem de materiais, promovida pelos ciclos biogeoquímicos Fungos e bactérias são os principais responsáveis por essas transformações, pois utilizam para alimentação restos de matéria orgânica em decomposição. Sem a presença desses organismos, alguns elementos químicos não seriam devolvidos à natureza e, em um curto intervalo de tempo, se esgotariam

PAPEL E PAPELÃO PLÁSTICO VIDRO METAL RESÍDOS DOS SERVIÇOS DE SAÚDE

Reciclagem de plásticos

A reciclagem pode ser empregada desde que se faça a separação dos diferentes materiais plásticos descartados a partir de uma coleta seletiva� Daí a grande importância do entendimento das propriedades físico-químicas dos plásticos� A diferença de densidade, a condutividade térmica, a temperatura de amolecimento, por exemplo, podem ser empregadas para separá-los�

Basicamente, podemos utilizar quatro tipos diferentes de reciclagem dos plásticos: primária, secundária, terciária e quaternária�

Reciclagem primária

Esse tipo de reciclagem é muito utilizado nas próprias indústrias de produção e consiste no reaproveitamento de peças defeituosas, aparas e outras peças que seriam descartadas pelo controle de qualidade da indústria�

Reciclagem secundária ou mecânica

No caso da reciclagem secundária, ela é empregada a partir da seleção e da separação dos plásticos� Normalmente esse trabalho é feito por catadores ou então na própria indústria de reciclagem� Depois de separados adequadamente, os resíduos plásticos são transformados em pequenos grânulos que podem ser reutilizados na produção de materiais como pisos, mangueiras, sacos de lixo, lonas, fibras, componentes de carros etc.

Reciclagem terciária ou química

A reciclagem terciária consiste no reprocessamento dos plásticos já utilizados� A técnica transforma o polímero em monômeros que poderão ser utilizados como matéria-prima nas refinarias ou na indústria petroquímica� Trata-se de uma técnica importante, pois permite a produção de plásticos novos com a mesma qualidade de um polímero original�

Reciclagem quaternária

A reciclagem quaternária é importante na produção de energia a partir da queima dos resíduos plásticos� Daí sua diferenciação de uma simples queima, pois é utilizada como combustível na geração de energia elétrica� A energia contida em 1 kg de plástico equivale à energia contida em 1 kg de óleo combustível�

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. O timerosal e o roxarsone são compostos que apresentam toxicidade em sistemas biológicos, além de serem poluidores ambientais� O timerosal já foi utilizado como princípio ativo do Merthiolate e o roxarsone era empregado na engorda de frangos e porcos, mas a utilização desses compostos para essas finalidades está proibida no Brasil� As estruturas químicas do timerosal (1) e do roxarsone (2) são:

Os possíveis efeitos tóxicos e o impacto ambiental do timerosal (1) e da roxarsone (2) estão associados à presença, na estrutura dos compostos, de

a) enxofre e arsênio�

b) mercúrio e arsênio�

c) sódio e grupo nitro�

d) enxofre e grupo fenol�

(2)

02. A revista Química Nova na Escola, vol� 37, p�3, traz a seguinte manifestação sobre a produção do tecido das calças jeans: “Além da toxicidade envolvida no cultivo de sua matéria-prima, na produção industrial de jeans a etapa de tingimento consome 90% da água de todo o processo e gera grande volume de efluentes contaminados”� Entre os agentes contaminadores estão corantes sintéticos, metais como cádmio, chumbo, mercúrio, zinco e,

ainda, surfactantes, sulfetos e solventes que deixam na água elevados índices de acidez

Considerando o exposto, julgue os itens a seguir C-E-E-C

01. Surfactantes são substâncias que diminuem a tensão superficial da água.

02. Sulfetos são sais de enxofre obtidos pela reação de um oxiácido com metal

03 A sequência cádmio, zinco e mercúrio indica a ordem crescente de suas eletronegatividades

04 Chumbo e mercúrio são metais pesados que se localizam no mesmo período da tabela periódica

03. Diariamente, milhões de toneladas de lixo são lançados no ambiente Aos poucos, após a década de 1950, o lixo passou a ser sinônimo de energia, matéria-prima e solução Processos alternativos, como a reciclagem, por exemplo, reduzem o lixo e atuam nos processos produtivos, economizam energia, água e matéria-prima A coleta seletiva é a maior aliada no reaproveitamento dos resíduos

Com base nos conhecimentos sobre reciclagem, julgue os itens a seguir C-E-C-E

01 O alumínio e o vidro mantêm suas características praticamente inalteradas ao serem reciclados

02 O vidro é o único material que permite uma junção de cores recicláveis, tendo uma reciclagem finita ao longo do tempo.

03 A reciclagem busca a redução dos custos de fabricação de alguns produtos, sobretudo em função do menor desperdício de energia

04 O volume de matéria-prima recuperado atualmente pela reciclagem encontra-se acima das necessidades da indústria

04. (UFSC) Cerca de 7% do total de resíduos sólidos coletados em Florianópolis são encaminhados à reciclagem, colocando o município entre as quatro capitais brasileiras com maior volume de recuperação de materiais O índice, divulgado pelo presidente da Companhia de Melhoramentos da Capital (Comcap), Marius Bagnati, oferece boas perspectivas ao município, às vésperas do fim do prazo para a implantação do plano de gestão local, conforme o estipulado pelo governo federal

Aprovado em 2011, o Plano Nacional de Resíduos Sólidos (PNRS) estabelece que após o dia 2 de agosto (2014) o país não poderá ter mais lixões, que serão substituídos pelos aterros sanitários Os aterros vão receber apenas rejeitos, ou seja, aquilo que não é possível reciclar ou reutilizar. Os municípios ficam também obrigados a elaborar seus próprios planos de resíduos sólidos, conscientizando os cidadãos sobre a forma correta a descartar o lixo ”

Fonte: http://al-sc jusbrasil com br/noticias/100017460/ florianopolis-e-destaque-em-coleta-seletiva-no-brasil

Com relação à coleta seletiva de lixo e ao descarte de resíduos sólidos, é correto afirmar:

a) Os metais não podem ser reciclados e são destinados exclusivamente aos aterros sanitários

b) Os plásticos se decompõem em poucos dias e podem ser coletados juntamente com lenços de papel e guardanapos usados

c) Entre os materiais que podem ser destinados à coleta seletiva estão: plásticos, metais, vidro e papel

d) O lixo denominado “orgânico” é composto por restos de comida, pontas de cigarro e embalagens de alimentos usadas

e) Pilhas e lâmpadas fluorescentes podem ser descartadas no lixo comum

05. O Projeto Residência Resíduo Zero foi lançado em Goiânia no dia 01/03/2016 pela Sociedade Resíduo Zero de Goiânia. Um dos sete pontos defendidos por esse projeto é que o lixo orgânico doméstico seja transformado em adubo orgânico por compostagem em caixas biodigestoras. Nas caixas superiores, ficam minhocas e restos alimentares, e na caixa inferior acumula-se um composto líquido nutritivo com função de adubo, conforme apresentado na figura a seguir.

Manual Residência Zero, Goiânia Disponível em: <http://residenciaresiduozero com br/>

Acesso em: 26 set 2016

No contexto desse sistema de compostagem, verifica-se que

a) não há produção de odores desagradáveis, pois o uso de minhocas substitui a ação de fungos e bactérias

b) essa prática, apesar de eficiente, é nova e de difícil aceitação pela população urbana e rural

c) devido à decomposição rápida, a compostagem doméstica se torna inócua para os aterros sanitários

d) a matéria orgânica é transformada em húmus, livre de toxicidade, metais pesados e patógenos

W ESTUDO DAS SOLUÇÕES AQUOSAS

Os materiais que utilizamos diariamente são formados de duas ou mais espécies químicas, constituindo sistemas heterogêneos ou homogêneos

Os sistemas homogêneos são formados por espécies químicas em uma única fase, e por isso denominados soluções ou soluções verdadeiras Os componentes de uma solução não podem ser diferenciados nem mesmo por aparelhos de alta resolução, como os microscópios Os sistemas heterogêneos são aqueles que apresentam fases distintas

Estado de agregação de uma solução

As soluções podem se apresentar nos três estados físicos da matéria: sólido, líquido ou gasoso

n O ouro utilizado em joias é uma mistura de átomos dos metais ouro, cobre e prata e também constitui uma solução, porém na fase sólida

n A mistura de água e álcool etílico comercializada em supermercados e armazéns é um exemplo de solução na fase líquida

n O ar atmosférico livre de partículas de impurezas é um sistema homogêneo e constitui uma solução gasosa

Nos três exemplos citados, observamos uma única fase em todos eles Por isso, podemos dizer que as soluções são sistemas monofásicos

Solução é qualquer dispersão monofásica de dois ou mais tipos de espécies químicas: moléculas, íons, átomos etc Fase é toda porção distinta de um sistema

No estudo das soluções, temos um dos componentes em menor quantidade – chamado de fase dispersa ou soluto – e o outro componente, que se encontra em maior quantidade, chamado de dispersante ou dispergente ou fase de dispersão ou solvente

n Soluto é o componente de menor fração em uma solução.

n Solvente é o componente de maior fração em uma solução.

É importante dizer que ao se acrescentar um soluto em um solvente puro para formar uma solução, altera-se sua densidade, que pode ser aumentada ou diminuída Contudo, uma vez formada a solução, novos acréscimos de soluto produzirão aumento de densidade da solução

LI g AS METÁLICAS

Um metal puro é constituído por átomos de uma única espécie, que se encontram regularmente distribuídos num determinado retículo cristalino A introdução de átomos de outros elementos químicos altera a rede cristalina inicial, dando origem ao aparecimento de uma nova fase, diferente daquela que existia no metal puro Uma liga é assim formada, consistindo na associação dos diferentes elementos em proporções variáveis Quando os teores dos constituintes são alterados de forma contínua, as propriedades físicas e químicas da liga variam também Ligas metálicas se distinguem de compostos químicos, principalmente no que diz respeito às temperaturas de fusão e de ebulição, que são variáveis Contudo, há casos especiais de ligas metálicas, as chamadas misturas eutéticas Esse tipo de liga apresenta ponto de fusão constante, e ponto de ebulição variável

A extensão em que as proporções de cada constituinte podem ser variadas é limitada e depende principalmente da miscibilidade dos elementos em questão no estado sólido. Em certos casos, a afinidade dos dois elementos é completa, levando à formação de uma única fase para todo o intervalo de composição, como ocorre com ligas Ag-Au e Cu-Ni Essas ligas são chamadas monofásicas, e suas propriedades podem ser ligeiramente alteradas pela variação das proporções dos elementos constituintes

Natureza elétrica das soluções

As soluções podem ser classificadas em dois grupos: as iônicas e as moleculares As soluções iônicas ou eletrolíticas são aquelas que geram íons em presença do solvente O NaCl em água é uma solução iônica Já a sacarose em água constitui uma solução molecular (não eletrolítica) Nesse caso, o soluto permanece disperso como discretas moléculas em presença do solvente As moléculas de sacarose não apresentam nenhuma alteração química que forme íons e, portanto, constitui uma solução molecular

Uma das maneiras de identificar se uma solução é molecular ou iônica é medindo a corrente elétrica do meio: soluções moleculares não conduzem a corrente elétrica, mas soluções iônicas conduzem

Coeficiente de solubilidade

Um bom exemplo, para discutir coeficiente de solubilidade é o soro caseiro, uma mistura de água + NaC l + açúcar No preparo do soro caseiro, as quantidades em massa de sal e açúcar que dissolvemos são relativamente pequenas em comparação ao volume de água (1 L de água com 3,5 g de sal e 40 g de açúcar) O sistema apresenta dissolução completa dos dois solutos

A presença do sal não interfere na dissolução do açúcar No entanto, se aumentarmos a quantidade de um deles de maneira gradual, chega-se a um ponto de saturação, momento em que não se pode dissolver nenhuma quantidade a mais do soluto que foi saturado O excesso de sal adicionado mantém-se no estado sólido no fundo do recipiente, formando um sistema heterogêneo com a fase aquosa (o sólido precipitado é chamado de corpo de fundo) Nesse instante, dizemos que o sistema atingiu a saturação e podemos determinar um coeficiente de solubilidade.

O coeficiente de solubilidade, ou simplesmente solubilidade, mede a quantidade máxima de massa de soluto que pode ser dissolvido em uma determinada massa-padrão de solução ou de solvente, em temperatura e pressão constantes

CS NaCl = 357 g NaCl /1 000 g de H2O, 0 oC

O coeficiente de solubilidade do NaCl, a 0 oC, é de 357 g de NaCl em 1 000 g de água Essa é a maior massa possível de se dissolver (357 g) nessa condição (0 oC)

Solubilidade de algumas substâncias

de H2O, 20 oC)

Grau de saturação

Dependendo da quantidade de soluto dissolvido em uma quantidade padrão de solvente, podemos classificar as soluções em soluções saturadas, insaturadas e supersaturadas Mas lembre-se de que o coeficiente de solubilidade depende da temperatura, e, portanto, o grau de saturação também

n Soluções saturadas são aquelas em que a massa de soluto dissolvida é igual ao permitido pelo coeficiente de solubilidade

n Soluções insaturadas são aquelas cuja massa de soluto dissolvida é menor que o permitido pelo coeficiente de solubilidade

n Soluções supersaturadas são aquelas cuja massa de soluto dissolvida é maior que o permitido pelo coeficiente de solubilidade; as soluções supersaturadas são instáveis e por isso, só existem em condições especiais

Curvas de solubilidade

Curvas de solubilidade são gráficos que expressam o coeficiente de solubilidade em função da temperatura, mostrando a influência dela na dissolução do soluto: dissolução endotérmica e dissolução exotérmica�

As dissoluções cujo coeficiente de solubilidade aumenta à medida que aumenta a temperatura são ditas dissoluções endotérmicas. Porém, se o coeficiente de solubilidade diminuir com o aumento da temperatura, a dissolução é exotérmica�

As concentrações físicas são aquelas que não dependem da massa molar do soluto� Já as expressões de concentrações químicas dependem da massa molar do soluto dissolvido�

Título em massa (τ m)

O título em massa (τm) pode ser entendido como a quantidade em massa de um soluto existente em 100 unidades de uma solução� O título em massa é geralmente expresso em porcentagem� Por exemplo, num rótulo de soro glicosado, pode-se ler que a solução contém 5% em massa de glicose (C6H12O6) em água destilada� Assim, cada 100 g de soro glicosado contém 5 g de glicose�

A maioria das soluções apresenta aumento de solubilidade quando a temperatura aumenta, mas há exceções�

Efeito da pressão na solubilidade de gases – lei de Henry

O fator pressão tem papel fundamental na solubilidade dos gases em líquidos� Em certa temperatura, a solubilidade de um gás aumenta com o aumento da pressão. Segundo a Lei de Henry, em baixas pressões, ou até mesmo em pressões moderadas, a solubilidade de um gás é diretamente proporcional à pressão�

Segundo Henry, a solubilidade de um gás em líquido é diretamente proporcional à pressão�

S = k P, em que

S = solubilidade

P = pressão parcial do gás sobre a solução

k = constante de proporcionalidade – característica do sistema gás-líquido em particular�

Concentração das soluções

O estudo do comportamento das soluções envolve a temperatura, a natureza do soluto, a polaridade do solvente e a concentração do soluto em solução�

A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade de soluto dissolvida e a quantidade de solvente presente no sistema� Assim, quanto mais soluto dissolvido (ao misturarmos, por exemplo, açúcar) em uma quantidade padrão de solvente (água), maior será a concentração da solução� Dependendo do tipo de grandeza utilizada no cálculo de concentração, temos expressão de concentração física e química�

Observações:

mm mm m τ== +

11 m 12

O título em massa não apresenta unidade, pois trata-se de um número adimensional�

O título apresenta valores entre ]0; 1[, pois a massa de soluto é sempre menor que a massa da solução: 0 < τ < 1 ou 0% < τ% < 100%�

Concentração em partes por milhão –

ppm

Nos casos em que a quantidade de soluto é muito pequena, utiliza-se a relação parte por milhão (ppm)� E se a quantidade de soluto for menor ainda, utiliza-se a relação parte por bilhão (ppb)�

Por exemplo, se uma solução tem concentração de 1 ppm, significa que para cada parte do soluto (em massa ou em volume), existe um milhão de partes de solução (também em massa ou em volume)�

As concentrações que equivalem à relação 1 ppm, cujo numerador mede o soluto e o denominador mede a solução, podem ser representadas pelas formas a seguir�

Concentração em massa por massa

Miligramas por quilograma (mg/kg)

Gramas por tonelada (g/t)

Concentração em volume por volume

Microlitros por litro (µL/L)

Mililitros por metro cúbico (mL/m3)

Densidade (d)

A densidade é uma grandeza específica para cada substância, permitido identificar cada uma delas em função do seu valor�

Mas a densidade é uma grandeza que varia com a temperatura Por isso, quando executamos um cálculo de densidade, devemos citar o valor de temperatura em que ele foi realizado Na tabela abaixo, temos os valores de densidade da água em diversas temperaturas

Temperatura em oC Densidade em (g/cm3)

5 0,99999

15 0,99913

25 0,99707

30 0,99406

As unidades mais utilizadas para a densidade são: g/cm 3 = g/mL, g/dm 3 = g/L, kg/dm 3 = kg/L As equivalências para essas unidades serão de

1 mL = 1 cm3

1 L = 1 dm3

1 L = 1 000 mL

1 dm3 = 1 000 cm3

Concentração comum (C)

A concentração comum é uma grandeza que estabelece o quociente entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros m1 C V =

Observe que apesar dessa expressão matemática ser muito semelhante com a da densidade, há diferenças:

A da densidade da solução expressa a massa do meio considerado (solução) pelo volume desse meio (solução)

A da concentração expressa a massa de um soluto pelo volume da solução

Expressões de concentrações químicas

O estudo da concentração das soluções nos leva a duas classificações: as concentrações químicas e as concentrações físicas As concentrações físicas foram estudadas no módulo anterior e são aquelas que não dependem da massa molar do soluto Já as concentrações químicas das soluções dependem da massa molar do soluto Dentre elas, podemos citar a concentração em quantidade de matéria (molaridade) e a fração em quantidade de matéria (também chamada de fração molar do soluto ou do solvente)

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

Concentração em quantidade de matéria

A concentração em quantidade de matéria é a mais conhecida das concentrações e também a mais empregada nos processos laboratoriais Ela expressa a relação entre a quantidade de matéria do soluto pelo volume de solução em litros

onde V é dado em litros, obrigatoriamente

Por definição, a concentração em quantidade de matéria relaciona três grandezas: a concentração, a quantidade de matéria e o volume da solução em litros Assim, conhecendo-se duas delas, podemos determinar a terceira Por exemplo, uma solução de concentração 1,1 mol L−1 significa 1,1 mol do soluto em 1 L de solução

Concentração em quantidade de matéria de íons

Algumas substâncias, quando dissolvidas em água, sofrem dissociação iônica (ou ionização), e em consequência originam íons Com base na estequiometria de suas fórmulas, podemos determinar as concentrações em quantidades de matéria para os íons Para isso, devemos equacionar a dissociação ou ionização do soluto e observar a proporção estequiométrica A seguir vamos ver dois exemplos

y+ x- ABxy xA(aq) + yB(aq)

1M xM yM

Se o soluto não estiver totalmente dissociado (ionizado), deve-se corrigir a concentração dos íons, multiplicando a concentração pelo valor do grau de dissociação (ionização) do soluto

y+ x- ABxy xA(aq) + yB(aq)

1M xM yM

αα

Fração em quantidade de matéria

A concentração fração em quantidade de matéria relaciona a quantidade de matéria do soluto ou do solvente pela quantidade de matéria da solução Podemos representá-las pelas fórmulas abaixo

01. A 18 °C, a solubilidade do cloreto de magnésio é de 56 g por 100 g de água Nessa temperatura, 150 g de MgCl2 foram misturados em 200 g de água

Sobre esta solução, julgue os itens a seguir. E-C-E-C-E

01 O sistema obtido é homogêneo 02 A massa de sólido depositada foi de 38 g 03. Se aquecermos essa solução, não haverá mudança na solubilidade da mesma

04� A massa de MgCl2 dissolvida na H2O foi de 112 g�

05� A solução obtida é insaturada�

02. Analise os dados de solubilidade do KCl e do Li2CO3 contidos na tabela a seguir, na pressão constante, em várias temperaturas e julgue os itens a seguir�

C-E-E-C

05. Na análise de uma amostra da água de um reservatório, verificou-se a presença de dois contaminantes, nas seguintes concentrações:

Contaminante Concentração (mg/L)

Benzeno 0,39

Metanal 0,40

Em análises químicas, o carbono orgânico total é uma grandeza que expressa a concentração de carbono de origem orgânica em uma amostra�

Assim, com base nos dados da tabela, a concentração de carbono orgânico total na amostra de água examinada, em mg/L� Para marcação no cartão-resposta, multiplique o resultado encontrado por 100, e despreze, se houver, a porção fracionária

06. A Portaria 2914, de 12 de dezembro de 2011, do Ministério da Saúde, dispõe sobre procedimentos de controle e vigilância da qualidade da água para consumo humano e seu padrão de potabilidade� Em seu Artigo 39, parágrafo segundo, diz

01� Quando se adiciona 40 g de KCl a 100g de água, a 20 °C, ocorre formação de precipitado, que se dissolve com aquecimento a 40 oC�

02� Quando se adiciona 0,154 g de Li2CO3 a 100 g de água, a 50 oC, forma-se uma solução insaturada�

03� O resfriamento favorece a solubilização do KCl, cuja dissolução é exotérmica�

04� Quando se adiciona 37g de KCl a 100 g de H2O, a 30 °C, forma-se uma solução saturada�

03. Os refrigerantes são formados por uma mistura de água, gás carbônico e algum tipo de xarope, que dá a cor e o gosto da bebida� Mas essas três coisas não são combinadas de uma vez – primeiro, os fabricantes juntam a água e o gás, em um aparelho chamado carbonizador� Quando esses dois ingredientes se misturam, a água dissolve o CO2, dando origem a uma terceira substância, o ácido carbônico, que tem forma líquida� Depois, acrescenta-se o xarope a esse ácido� O último passo é inserir uma dose extra de CO2 dentro da embalagem para aumentar a pressão interna e conservar a bebida�

(Disponível em: http://mundoestranho.abril.com.br/materia/como-se-coloca-o-gas-nos-refrigerantes.)

Com relação ao gás dos refrigerantes,

a) diminui, se aumentar a pressão�

b) está completamente dissolvido no líquido�

c) escapa mais facilmente do refrigerante quente�

d) escapa mais facilmente do refrigerante gelado�

04. (UnB DF) Dos produtos da destilação fracionada do petróleo, obtêm-se derivados, como o benzeno, que abastecem, com matérias-primas, variados ramos industriais� As reações representadas pelas equações I e II abaixo ilustram a produção industrial da anilina (fenilamina), a partir do benzeno, usada na fabricação de corantes e na síntese de medicamentos�

I� C6H6(l) + Cl2(g) → C6H5Cl(l) + HCl(g)

II� C6H5Cl(l) + 2NH3(g) → C6H5NH2(l) + NH4Cl(s)

Na dissolução de anilina em água, cuja solubilidade é 3,7 g por 100 g de água, é estabelecido um equilíbrio que pode ser representado pela equação III, a seguir�

III� C6H5NH2 + H2O 

 C6H5NH3+ + OH-

Utilizando as informações contidas no texto, calcule, em mol/L, a concentração de anilina nessa solução saturada, considerando a densidade dessa solução igual à da água pura e sabendo que M(C) = 12,0 g/mol, M(H) = 1,0 g/mol e M(N) = 14,0 g/mol� Multiplique o valor calculado por 200 e despreze, caso exista, a parte fracionária do resultado obtido�

"[...] Recomenda-se que o teor máximo de cloro residual livre em qualquer ponto do sistema de abastecimento seja de 2 mg/L […]”

Utilizando-se de técnicas apropriadas, uma amostra de água do sistema de abastecimento foi analisada e apresentou concentração de cloro residual livre de 4×10–5 mol/L�

Dados: Considere que o cloro residual livre corresponda a espécie química Cl2� Massa molar do Cl: 35,5 g/mol�

O teor de cloro residual livre na amostra analisada está:

a) abaixo do valor máximo permitido, apresentando uma concentração de cloro residual livre de 1,42 mg/L�

b) acima do valor máximo permitido, apresentando uma concentração de cloro residual livre de 2,84 mg/L�

c) acima do valor máximo permitido, apresentando uma concentração de cloro residual livre de 4 mg/L�

d) abaixo do valor máximo permitido, apresentando uma concentração de cloro residual livre de 0,284 mg/L�

07. (Enem MEC) A hidroponia pode ser definida como uma técnica de produção de vegetais sem necessariamente a presença de solo� Uma das formas de implementação é manter as plantas com suas raízes suspensas em meio líquido, de onde retiram os nutrientes essenciais. Suponha que um produtor de rúcula hidropônica precise ajustar a concentração do íon nitrato (NO3–) para 0,009 mol/L em um tanque de 5 000 litros e, para tanto, tem em mãos uma solução comercial nutritiva de nitrato de cálcio 90 g/L�

As massas molares dos elementos N, O e Ca são iguais a 14 g/mol, 16 g/mol e 40 g/mol, respectivamente�

Qual o valor mais próximo do volume da solução nutritiva, em litros, que o produtor deve adicionar ao tanque?

a) 26

b) 41

c) 45

d) 51

e) 82

08. (UFT TO) Uma técnica utilizada para extrair cátions do solo é utilizar 500 mL de uma solução de KCl em uma concentração de 0,5 mol/L� A massa (em gramas) do reagente KCl sólido que deve ser pesada para o preparo dessa solução é:

Dado: massa molar do KCl 75 g/mol�

a) 19,50 g

b) 18,75 g

c) 17,25 g

d) 16,50 g

e) 15,75 g

Gab: 79

MÓDULO 14 A

W NOÇÕES DE PROPRIEDADES COLI g ATIVAS

A conservação de alimentos em sal tem sido usada pela humanidade desde os tempos remotos, a exemplo da carne de sol ou carne-seca O açúcar produz um efeito semelhante ao do sal, já que os doces em conserva também apresentam durabilidade igual ou superior à das carnes de sol Uma coisa é certa: tanto o sal quanto o açúcar agem de forma a retardar bastante a decomposição da matéria orgânica

Mas como isso acontece?

A adição de sal provoca a saída de água do alimento, isto é, a sua desidratação, o que dificulta o desenvolvimento de microrganismos.

Quando adicionamos açúcar a um pedaço de mamão, por exemplo, podemos observar a perda de água pela fruta Novamente, esse é o princípio usado nas conservas de doces: a perda de água do alimento dificulta a sobrevivência de microrganismos.

Sabe-se também que a conservação dos alimentos em salmoura, que é uma solução de água saturada de sal, depende basicamente da quantidade de sal que nela se coloca, isto é, da concentração das partículas dissolvidas Dessa forma, quanto maior a quantidade de sal, maior a quantidade de água retirada do alimento e, portanto, melhor será sua conservação. Se substituirmos o sal pelo açúcar, obteremos resultados semelhantes, o que nos leva a concluir que a conservação do alimento depende da quantidade de partículas dissolvidas e não da natureza das partículas Note que o sal de cozinha (NaCl), por exemplo, é iônico, enquanto o açúcar (C12H22O11) é uma substância molecular Fatos como os apresentados acima envolvem as propriedades de soluções e são muito comuns em nosso cotidiano Mas o que normalmente as pessoas não sabem é que esses fatos podem ser tratados no âmbito da Química As propriedades de soluções de solutos não voláteis são chamadas propriedades coligativas. Coligativo significa “depender do conjunto”. Por isso, definiremos propriedades coligativas como as propriedades que dependem, exclusivamente, do número de partículas do soluto não volátil em solução, independentemente de serem iônicas ou moleculares

Soluto não volátil: Aquele que não vaporiza junto com o solvente, devido à grande diferença entre seus pontos de ebulição

Além da conservação de alimentos, podemos citar outras situações em que as propriedades coligativas estão presentes: o uso de aditivos em radiadores de carros; a utilização de soluções caseiras no tratamento de crianças desidratadas; o derretimento do gelo em rodovias empregando sais; o congelamento rápido da água pura, mas congelamento lento de um refrigerante; a ascensão da coluna de água em uma árvore; até mesmo a dessalinização das águas de mares e oceanos, que é muito importante, se considerarmos que os recursos hídricos potáveis do Planeta estão se exaurindo rapidamente

Algumas propriedades físicas dos solventes puros são bastante diferentes das propriedades de uma solução. A água pura, por exemplo, solidifica à temperatura de 0 oC e à pressão de 1 atm. Já a água de uma solução aquosa de sal solidifica a uma temperatura inferior a 0 oC Desse modo, podemos explicar a existência dos icebergs, que são blocos de água pura congelada que flutuam em águas salgadas.

O abaixamento da temperatura de solidificação de uma solução em relação à temperatura do solvente puro e o aumento da temperatura de ebulição de uma solução em relação à temperatura do solvente puro são duas propriedades coligativas Fazemos uso dessas propriedades quando, por exemplo, colocamos aditivos nos radiadores dos automóveis para interferir tanto na temperatura de solidificação quanto na temperatura de ebulição da água Assim, em regiões muito quentes, usamos aditivos para evitar que a água do radiador entre em ebulição e, em regiões muito frias, para evitar que a água do radiador congele

Estas são duas das quatro propriedades coligativas que estudaremos nesta unidade:

n A tonoscopia , que trata da diminuição da pressão máxima de vapor de um solvente puro quando a ele se adiciona um soluto não volátil�

n A ebulioscopia , que trata do aumento da temperatura de ebulição do solvente puro quando a ele se adição um soluto não volátil�

n A crioscopia , que trata do abaixamento da temperatura de congelamento de um solvente puro quando a ele se adiciona um soluto não volátil�

n A osmoscopia , que trata da pressão osmótica de uma solução�

Pressão máxima de vapor

Quando verificamos situações cotidianas como o uso do solvente acetona nos salões de beleza, podemos identificar uma propriedade muito comum aos líquidos - a volatilidade, isto é, a facilidade com que um líquido evapora� A propanona (acetona) evapora muito rapidamente e, por isso, o frasco deve ser mantido fechado� Com o álcool etílico também podemos observar certa rapidez na formação de vapor� Entretanto, a evaporação é mais lenta para a água, o óleo de cozinha, as gorduras, os óleos lubrificantes etc.

O estudo dos perfumes também nos permite perceber a volatilidade das substâncias líquidas� Esse complexo sistema de substâncias, as fragrâncias, extraídas de animais selvagens, de plantas tropicais ou sintetizadas em laboratório, conseguem estimular, o mais primitivo dos nossos sentidos, o olfato� Mas as fragrâncias não estão presentes somente nos perfumes agradáveis e caros� Elas também podem ser encontradas nos produtos de limpeza, como os detergentes e amaciantes, além de nos talcos, desodorantes e até mesmo nos revestimentos de assentos de automóveis, que apresentam cheiro de couro�

Mas por que alguns líquidos apresentam volatilidade?

A explicação da maior ou menor volatilidade das substâncias ou dos materiais líquidos é feita com base no grau de intensidade das interações que ocorrem entre as moléculas� À medida que uma substância muda do estado sólido para o estado líquido, sua energia cinética aumenta� As moléculas

que estão na superfície do líquido, diretamente em contato com o meio ambiente, conseguem vencer as forças de atração intermoleculares, desprendem-se e evaporam� De maneira geral, os tipos de forças que atuam entre as espécies químicas são as ligações de hidrogênio, dipolo permanente e forças de dispersão (também chamadas de dipolo induzido), além das forças dipolo-íons�

Dipolo-íons: São forças atrativas estabelecidas entre uma espécie química polar e um íon� Por exemplo, quando dissolvemos cloreto de sódio (NaCl) em água, há dissociação dos íons do retículo cristalino seguido de solvatação desses íons pela água� As forças de atração estabelecidas entre os íons e as moléculas de água (moléculas polares) são ditas forças dipolo-íon�

É por isso que a acetona, que apresenta ligações de dipolo permanente (relativamente fracas), evapora mais rapidamente do que a água, que possui ligações de hidrogênio� Quanto menor a intensidade das interações, maior é a volatilidade da substância�

Outros fatores, como massa molar e superfície de contato, também contribuem para o aumento da volatilidade: quanto menor a massa molar e maior a superfície de contato, maior é a volatilidade�

A ebulição da água só ocorre à temperatura de 100 oC e a 1 atm, mas a formação de vapor ocorre à temperatura ambiente, porém é bastante lenta quando comparada à formação de vapor da propanona (acetona)� Isso ocorre devido ao alto grau de associação entre as moléculas de água�

Vamos imaginar a seguinte situação: Em um recipiente fechado e dotado de um êmbolo móvel colocamos certo volume de propanona no estado líquido� Em seguida, movemos o êmbolo para uma nova posição, como mostra a figura 01, deixando um espaço vazio entre a superfície do líquido e o êmbolo, onde predomina praticamente o vácuo�

Imediatamente, as moléculas da superfície do líquido evaporam e preenchem o espaço vazio com uma velocidade muito grande� Mas, com o passar do tempo, há aumento da concentração das substâncias no estado gasoso, e a velocidade de evaporação diminui. No final, a taxa de evaporação é numericamente igual à taxa de condensação, ou seja, trata-se de um fenômeno reversível�

As colisões das moléculas gasosas com as paredes do recipiente imprimem um aumento de pressão que pode ser registrado no manômetro e, como não há nenhuma outra substância no recipiente, podemos dizer que essa é a pressão máxima exercida por uma substância quando em equilíbrio dinâmico com o estado líquido Essa pressão é denominada de pressão máxima de vapor

Pressão de vapor, temperatura de ebulição e cozimento dos alimentos

Cozer os alimentos em recipientes abertos pode ser demorado o suficiente para que a água presente seja toda vaporizada Daí a importância do estudo da pressão de vapor diretamente relacionada com a temperatura de ebulição dos líquidos

Quando marcamos um intervalo de tempo para o cozimento de um alimento, estamos, na verdade, confiando no fato de que durante esse intervalo, a água entre em ebulição e sua temperatura se mantenha constante Mas devemos levar em conta que a temperatura de ebulição depende da pressão externa exercida sobre a superfície do líquido. Se o valor da pressão for de 1 atm, dizemos que a temperatura registrada é a temperatura normal de ebulição

Nesse contexto, o estudo das panelas de pressão serve de suporte para explicar a ação da pressão sobre a temperatura de ebulição: uma válvula de controle permite que o vapor escape somente quando ele atinge uma pressão predeterminada e superior à pressão atmosférica. Se for a água, por exemplo, à pressão normal – 1 atm –, a temperatura de ebulição é de 100 oC Mas se a água estiver submetida a uma pressão maior, ela entra em ebulição a uma temperatura superior ao valor de 100 oC, e o tempo de cozimento dos alimentos diminui válvula de segurança (caso ocorra algum defeito na válvula com pino, ela se rompe, envitando acidentes) válvula com pino (escape do excesso de vapor) trava

Conceito

Pressão máxima de vapor é a máxima pressão exercida pelo vapor de uma substância quando em equilíbrio dinâmico com o estado líquido

e ta a

vapor de água (aumenta pressão interna)

água ferv temperatura superior a 100 °C

rvendo a atura

borracha alimentos

borracha ha

Por meio desse mecanismo de ação, podemos entender por que os líquidos entram em ebulição mais rapidamente em locais de altitude elevada Nesses lugares, a pressão exercida sobre a superfície do líquido é menor e, portanto, a temperatura de ebulição é inferior à temperatura ao nível do mar, no caso, 100 oC para a água Observe o quadro abaixo

F I g URA 02 - O aumento da pressão interna na panela de pressão aumenta a velocidade de cozimento dos alimentos

Conceito

A tonoscopia estuda o abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente quando a ele se adiciona um soluto não volátil, formando uma solução�

A tonometria é a parte da Química que se preocupa em medir quantitativamente o efeito tonoscópico�

Tonoscopia

A pressão de vapor é uma grandeza que mede a facilidade com que as moléculas escapam de um sistema� Quanto maior a pressão de vapor, maior a volatilidade da substância� A diminuição na pressão de vapor pode ser explicada em parte pelo aumento do número de interações entre as moléculas de água e as partículas do soluto� Mas o soluto ocupa, inicialmente, a superfície do líquido e dificulta a saída das moléculas de água no estado de vapor� Assim, para que as moléculas de água voltem a produzir a mesma quantidade de vapor, devemos aquecer o sistema novamente� Esse tipo de efeito causado na pressão máxima de vapor de um solvente, quando em solução com um soluto não volátil, é denominado efeito tonoscópico e pode ser mensurado por meio da tonometria (tónos, pressão e metria, medida)�

Ebulioscopia e crioscopia

A adição de um soluto não volátil a um solvente puro formando uma solução altera a pressão de vapor do solvente puro� Da mesma forma, as temperaturas de ebulição e de congelamento também são alteradas, ou seja, há aumento da temperatura de ebulição e diminuição da temperatura de congelamento� Essas duas propriedades são estudadas pela ebulioscopia e pela crioscopia, respectivamente�

A ebulioscopia estuda o aumento da temperatura de ebulição de um solvente puro quando a ele se adiciona um soluto não volátil formando uma solução�

A crioscopia estuda o abaixamento da temperatura de congelamento de um solvente puro quando a ele se adiciona um soluto não volátil, formando uma solução�

Efeitos ebulioscópico e crioscópico

Em nosso cotidiano, podemos relacionar diversos fatos que envolvem essas propriedades coligativas� Em locais de baixas temperaturas, por exemplo, adicionam-se nos radiadores dos carros aditivos como o etilenoglicol, que interfere no congelamento da água, evitando que ela se solidifique a 0 oC (efeito crioscópico)� Da mesma forma, esse aditivo também promove o aumento da temperatura do ponto de ebulição da água, permitindo que ela se mantenha líquida em temperaturas superiores a 100 oC (efeito ebulioscópico)� O cozimento de um ovo, por exemplo, é um outro fato que pode ser facilitado pelo efeito ebulioscópico� O acréscimo de sal à água produz aumento da temperatura de ebulição e, consequentemente, o cozimento do ovo ocorre de forma mais rápida�

Na medicina, as propriedades coligativas também são muito empregadas� Por exemplo, podemos medir a capacidade de funcionamento dos rins por meio da análise da urina� A urina é formada por água, ureia e sais minerais em uma composição praticamente constante� Por isso, podemos medir a temperatura de congelamento da urina e compará-la com os valores de temperatura de congelamento definidos para um indivíduo sadio�

Mas a importância das propriedades coligativas não se resume apenas a esses fatos� A utilização laboratorial dessas propriedades está diretamente relacionada à determinação e à identificação de substâncias� Podemos calcular a massa molar de uma substância tanto pela criometria quanto pela ebuliometria e, nos dois casos, faremos uso da lei de Raoult�

Ao lado, podemos ver no diagrama a representação dos efeitos tonométrico, criométrico e ebuliométrico

Osmoscopia

A presença de fatos e acontecimentos cotidianos que podem ser entendidos e explicados pela osmoscopia é muito comum em nossa vida diária. As flores, por exemplo, têm maior longevidade quando seus caules recém-cortados são mergulhados em água potável O mesmo ocorre com as folhas de alface e outros alimentos As ameixas chegam a ter aumento de volume se colocadas em presença de água potável Porém, se os meios forem concentrados, o fenômeno pode ser o inverso, ou seja, células vegetais e animais perdem água quando em presença de soluções altamente concentradas

A conserva de carnes, de doces e até mesmo a utilização do soro fisiológico no combate a processos de desidratação infantil são fenômenos osmoscópicos Mas, o que são esses fenômenos? A osmoscopia estuda as mudanças na pressão osmótica de um sistema Por isso, é de fundamental importância para o entendimento da osmoscopia o estudo da osmose

Osmose

Osmose é a transferência de solvente através de uma membrana semipermeável, motivada por uma diferença gradiente de concentração As membranas semipermeáveis são aquelas que permitem a passagem do solvente, mas não permitem a passagem do soluto de uma solução

Para melhor entender a osmose e, consequentemente, a pressão osmótica, considere o seguinte experimento:

Quando adicionamos certa quantidade de sal a um copo contendo água, podemos notar que os retículos cristalinos se espalham no interior do recipiente e se disseminam entre as moléculas de água ali presentes Isso ocorre de maneira espontânea e sem a necessidade de agitação do sistema, pois há um aumento do grau de acomodações das partículas em um novo estado de organização (aumento de entropia) A esse espalhamento de partículas entre as partículas de uma outra substância é denominado de difusão

Ao colocar uma alíquota dessa solução em um recipiente de membrana permeável ao solvente, mas não ao soluto (aqui chamada de semipermeável) e imediatamente introduzir esse sistema no interior de um outro recipiente contendo uma solução menos concentrada, veremos que o solvente se movimenta de acordo com um gradiente de concentração: da solução menos concentrada para a solução mais concentrada Esse movimento é denominado osmose

F I g URA 03 - Devido à osmose, houve passagem do solvente do sistema da esquerda para a solução da direita, separadas por uma membrana semipermeável Partículas representadas com cores fantasia e fora de escala de tamanho

Pressão osmótica.

Pressão osmótica (π) é a pressão que devemos exercer sobre uma solução para evitar que ela ganhe solvente de uma solução menos concentrada, quando separada desta por uma membrana semipermeável�

VnRTsoluçõesmoleculares VnRTisoluçõesiônicas

Lembre-se de que essa expressão matemática é válida para soluções moleculares� Em soluções iônicas, é necessária a introdução do fator de correção i, chamado por van’t Hoff de fator de medida da anormalidade da substância, hoje chamado apenas de fator de van’t Hoff�

A partir da expressão matemática da pressão osmótica, podemos deduzir que, n à temperatura constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional à concentração em quantidade de matéria do soluto�

n à concentração constante em quantidade de matéria do soluto na solução, a pressão osmótica é diretamente proporcional à temperatura absoluta (Kelvin) da solução�

Em função da pressão osmótica de dois meios A e B, podemos classificá-los em hipertônicos, hipotônicos e isotônicos�

Se ABπ>π , dizemos que a solução A é hipertônica em relação à solução B�

Se ABπ<π , dizemos que a solução A é hipotônica em relação à solução B�

Se ABπ=π , dizemos que as soluções A e B são isotônicas�

As soluções isotônicas são também chamadas de isosmóticas ou de mesma tonicidade�

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) O gráfico abaixo mostra o diagrama de fases para a água�

ra liquefaz-se, formando gotículas de água que constituem o orvalho� Na transformação de vapor d’água em orvalho, ocorre formação de ligações intermoleculares�

Julgue os itens a seguir�

01� No ponto triplo, as fases da água - sólida, líquida e gasosacoexistem em equilíbrio�

02� Para pressões abaixo de 4,579 mm Hg e para temperaturas superiores a 0,01°C, a água encontra-se na fase líquida�

03� O aumento da temperatura acarreta a diminuição na pressão de vapor da água�

04� A vaporização é um processo exotérmico�

05� Em madrugadas frias, o vapor d’água presente na atmosfe-

02. (UnB DF) O petróleo, embora conhecido desde a Antiguidade, foi obtido por meio de perfurações de poço pela primeira vez em 1859� A perfuração de poços de petróleo requer a utilização de materiais específicos, como, por exemplo, fluidos ou lamas de perfuração, que viabilizam o trabalho mecânico da broca durante a abertura do poço� Cerca de 90% dessas lamas usadas hoje em dia são produzidas à base de água� Diversos aditivos são utilizados para aumentar a viscosidade, a densidade e permitir maior controle do pH, entre outros fatores� No caso da densidade, é comum adicionar-se o mineral barita (BaSO4)� A densidade da barita pura é de 4,5 kg/dm3, embora o produto comercial apresente uma densidade de 4,2 kg/dm3, devido à presença de sílica (SiO2), podendo fornecer lamas com densidade de até 2 000 kg/ m3� Por outro lado, a siderita (FeCO3), apesar de ser menos densa, também tem sido empregada devido à facilidade de sua remoção dos filtros por tratamento com ácido clorídrico. Frequentemente, durante o processo de perfuração, camadas de rochas constituídas de sais, como, por exemplo, NaCl, KCl e MgCl2, são atravessadas, podendo ocorrer desmoronamento�

Com base nas informações do texto acima, julgue os itens que se seguem�

C-E-E-E-C E-E-E-C

01 A lama de perfuração apresenta pressão de vapor superior à da água pura nas mesmas condições de temperatura e pressão

02 A densidade da sílica é maior que a densidade da barita

03 Um dos produtos da reação da siderita com o ácido clorídrico é o monóxido de carbono

04 Para prevenir o desmoronamento, quando uma camada de rocha constituída de KCl for encontrada durante uma perfuração, será necessário dissolver uma quantidade desse sal, de forma a atingir o seu coeficiente de solubilidade no fluido de perfuração, na temperatura em que estiver sendo realizado o processo

03. O estado físico da matéria indica o modo de agregação dos átomos ou moléculas a uma dada temperatura e pressão Dessa forma, quando variamos os valores de temperatura ou pressão, possibilitamos a ocorrência de mudanças de estado físico

Fonte: http://www.quimica.net/emiliano/vestibucast/mudancas_de_estado_fisico.pdf. Acesso 26 maio 2015.

Julgue os itens a seguir

01 Calefação é uma mudança de estado físico que ocorre com liberação de energia

02 Considerando-se recipientes contendo o mesmo volume de um líquido, na mesma temperatura e pressão, evaporará mais rapidamente o líquido do recipiente que proporcionar maior área de contato com o ar

03. Solidificação e ebulição são transformações físicas endotérmicas

04 Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil será a substância e menor será a sua temperatura de ebulição

04. (UnB DF) A cachaça é uma mistura de água, etanol (cerca de 33 g/L) e várias outras substâncias O metabolismo do etanol no organismo humano produz CO 2, gerando energia biologicamente disponível na forma de ATP – cerca de 29,7 kJ/g de etanol Por isso, o álcool é considerado alimento

O álcool é frequentemente mencionado nos meios de comunicação como uma substância que contém “calorias vazias” Esse termo é confuso, pois pode parecer que a energia produzida a partir do seu metabolismo não é aproveitada pelo organismo No entanto, a ingestão frequente de bebidas alcoólicas como a cachaça interfere na capacidade das células de absorver e usar nutrientes de outros alimentos, prejudicando a absorção de vitaminas e aminoácidos no trato gastrointestinal e aumentando a perda de vitaminas (como a tiamina, a piridoxina e o ácido pantotênico) na urina Ainda que o alcoólatra coma bem, o álcool lhe retira o pleno benefício nutritivo do que ele come Dessa forma, os alcoólatras sempre desenvolvem desnutrição

Considerando as informações do texto e sabendo que

M(CH 3CH 2OH) = 46 g/mol, julgue os itens que se seguem

01 A concentração do etanol na cachaça é menor que 1 mol/L

02 A cachaça tem ponto de congelamento menor que o da água pura

03 Apesar de gerar energia, o metabolismo do etanol consumido em excesso é um processo endotérmico

04 No esquema que representa a conversão do etanol em CO2, mostrado no texto, apenas o dióxido de carbono é um composto apolar

05. Ao colocar-se uma célula vegetal normal, numa solução salina concentrada, observar-se-á que ela começará a “enrugar” e a “murchar”

Sobre esse fenômeno, julgue os itens a seguir.

01 A célula vegetal encontra-se num meio hipotônico em relação à sua própria concentração salina

02 Há uma diferença de pressão, dita osmótica, entre a solução celular e a solução salina do meio

03. Há um fluxo de solvente do interior da célula para a solução salina do meio

04 Quanto maior for a concentração da solução salina externa, menor será o fluxo de solvente da célula para o meio.

ANOTAÇÕES

E-C-E-C

C-C-E-C

E-C-C-E

W INTRODUÇÃO À TERMOQUÍMICA

A termoquímica é a parte da química que estuda as transformações dos materiais e a quantidade de calor envolvida nessas transformações. Por definição, calor é a energia em trânsito entre dois corpos motivado por diferença de temperatura Temperatura, por sua vez, é a medida do grau de agitação das partículas E energia é a capacidade que um corpo, uma substância ou um sistema físico têm de realizar trabalho Pois bem, durante uma reação química, há envolvimento de calor Uma reação de combustão, por exemplo, libera calor para o meio ambiente Entretanto há transformações químicas que ocorrem com absorção de calor do meio ambiente Para transformações a pressão constante, temos que o calor envolvido é dado pela variação de entalpia Com base na absorção ou liberação de calor, podemos classificar as reações químicas em endotérmicas ou exotérmicas As reações químicas endotérmicas são aquelas que absorvem calor do meio ambiente; já as reações químicas exotérmicas liberam calor para o meio ambiente

Entalpia e reações químicas

A representação de calor (absorvido ou liberado por uma reação química) é feita pela variação de entalpia (∆H), que é determinada por ∆H pr HH∆Η=- , onde Hp é a entalpia dos produtos e Hr é a entalpia dos reagentes

∆H < 0

∆H > 0

Significa que a reação liberou calor para o meio ambiente (processo exotérmico)

Significa que a reação absorveu calor do meio ambiente (processo endotérmico)

Há diversas formas de se representar a variação de entalpia numa transformação química, seja por meio de uma equação química ou através de um gráfico.

Por meio de equações químicas, podemos dispor a variação de entalpia após os produtos da reação, indicando se houve absorção ou liberação de calor

Transformações endotérmicas Transformações exotérmicas

Produto → Reagente ∆H > 0

Reagente → Produto ∆H < 0

A seguir, temos as representações gráficas para transformações endotérmicas e exotérmicas

Transformações endotérmicas Transformações exotérmicas

Entalpia (H)

Entalpia (H)

Caminho da reação

Caminho da reação

Equações termoquímicas

A representação de uma transformação química é feita por meio de equações Ao acrescentarmos, numa equação química, fatores como coeficientes estequiométricos, estado físico dos reagentes e dos produtos, fase alotrópica utilizada, pressão e temperatura em que a transformação foi realizada, além, é claro, da variação de entalpia, uma equação química passa a ser denominada de equação termoquímica

A seguir, temos as equações termoquímicas de combustão do etanol e a de formação do trióxido e dinitrogênio

1 C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(v)

1N2(g) + 3 2 O2(g) → 1N2O3(g)

Um fator importante nas equações termoquímicas é que devemos deixar bem claro o tipo de entalpia envolvida, ou seja, podemos ter reações de neutralização, formação, combustão etc. Para isso, devemos obedecer às condições específicas denominadas de condições-padrão

Condições-padrão

Trata-se de uma condição arbitrária em que o valor referencial da entalpia-padrão de formação dos elementos químicos é igual a zero Os valores referenciais são:

n pressão de 1 atm;

n temperatura de 25 °C;

n forma alotrópica mais estável para a substância

Entalpia-padrão de formação

Chamamos de entalpia-padrão de formação (∆Ho f ) a quantidade de calor envolvida na formação de um mol de uma substância a partir das substâncias simples em condições-padrão

Entalpias-padrão de formação em kJ.mol-1 (25 °C, 1 atm)

Entalpia-padrão de combustão

A entalpia de combustão é a energia liberada na queima completa de 1 mol de uma substância Quando o experimento é realizado em condições-padrão, a energia liberada é denominada entalpia-padrão de combustão ou calor de combustão Por exemplo, na queima de 1 mol de gás metano, a 25 °C e a 1 atm de pressão, o calor liberado é chamado de entalpia-padrão de combustão do metano

1CH4(g) + 2O2(g) → 1CO2(g) + 2H2O(v) ∆H -1 ÄÇ = -890 kJ.mol

Na tabela a seguir, temos valores de entalpia de combustão de algumas substâncias�

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. O gráfico a seguir representa a variação de entalpia para uma reação genérica que pode levar à formação dos produtos P1 e P2 a partir do reagente R�

Sabendo que no processo de análise foram utilizados 15,5 g de fósforo e que a energia do complexo ativado é de 120 kJ, julgue os itens a seguir�

01� A variedade alotrópica utilizada foi a de fósforo amarelo�

02� A energia de ativação do processo é de 15 kJ�

03� Foram utilizados 0,125 mol da variedade alotrópica em questão�

04� Nesse processo foram liberados 372,5 kJ de energia�

03. O biogás, produzido por digestão anaeróbia de resíduos orgânicos, contém, principalmente, metano e dióxido de carbono, além de outros gases em pequenas quantidades, como é o caso do sulfeto de hidrogênio�

Considerando seus conhecimentos e as informações presentes no gráfico, julgue os itens a seguir.

01� A reação libera energia para produção de P1

02� A produção de P2 é um processo exotérmico�

03� A variação de entalpia para formação de P1 é y�

04� A reação que leva a P2 ocorre com maior rendimento�

02. O fósforo existe sob três formas alotrópicas: fósforo branco, amarelo e preto� O fósforo amarelo é uma variedade altamente tóxica e instável, que se oxida espontaneamente a temperaturas próximas de 40 °C, liberando grande quantidade de calor� A seguir, temos o diagrama de reação de uma das variedades alotrópicas do fósforo (P4) com o oxigênio atmosférico�

Para que o biogás seja utilizado como combustível, é necessário purificá-lo, aumentando o teor de metano e eliminando os demais componentes, que diminuem o seu poder calorífico e causam danos às tubulações�

Calcule, em kJ, a energia liberada na combustão de um quilograma dessa amostra de biogás, cuja composição, em massa, seja 64,0 % de metano (CH4), 32,0 % de dióxido de carbono (CO2) e 4,0 % de sulfeto de hidrogênio (H2S). Divida o resultado encontrado por 102 e despreze a porção fracionária, se houver�

Calor de combustão (kJ/kg)

CH4 3 55 10 × H2

E-C-C-E

MÓDULO 16 A

W ENTALPIA DE LIGAÇÃO E ΔH

A variação de entalpia de uma transformação química pode ser determinada de diversas maneiras Dentre elas, podemos determinar o ∆H de uma reação a partir das entalpias-padrão de formação, a partir das entalpias de ligação e também por meio da Lei de Hess Nesta aula, utilizaremos as entalpias-padrão de formação no cálculo da variação de entalpia de uma reação química

Entalpia-padrão de formação

Vimos que entalpia-padrão de formação ( o f ∆Η ) é a quantidade de calor envolvida (absorvida ou liberada) na formação de 1 mol de uma substância a partir das substâncias simples em condições-padrão Podemos utilizar a entalpia-padrão de formação para determinar a variação de entalpia de uma reação química Para isso, precisamos identificar numa transformação química, dois tipos de substâncias: os reagentes e os produtos Tendo por base a variação de entalpia-padrão de formação ( o f ∆Η ) dessas substâncias, podemos determinar a variação de entalpia da reação ( ∆Η ) Para exemplificar, utilizaremos a combustão do metano, cuja fórmula molecular é CH4

O primeiro passo é estabelecer a equação química de combustão

Em seguida, deve-se estabelecer o balanceamento da equação Uma vez que estamos analisando o calor de combustão, deve-se utilizar 1 mol da substância em questão, no caso 1 mol de CH4

1CH4(g) + 2O2(g)

Utilizando as entalpias-padrão de formação das substâncias, podemos determinar a variação de entalpia da reação, usando a seguinte fórmula matemática:

H393,5571,674,8zero

H890,3kJmolCH

Energia de ligação e Lei de Hess

Na aula anterior, vimos que a variação de entalpia de uma reação química pode ser determinada a partir das entalpias-padrão de formação das substâncias Contudo, essa não é a única forma de determinação de ∆ H Para algumas situações, podemos determinar a variação de entalpia de uma reação utilizando as energias de ligação ou a Lei de Hess

Entalpia de ligação

A energia de ligação mede a variação de energia absorvida na quebra ou liberada na formação de um mol de ligações químicas (simples, dupla ou tripla), considerando todas as substâncias no estado gasoso, 25 oC e 1 atm�

H2(g) → H(g) + H(g) ΔH = + 435kJ

H(g) + H(g) → H2(g) ΔH = - 435kJ

Observe que os dois processos acima representados envolvem o mesmo valor de variação-entalpia, ou seja, 435 kJ� A única diferença é que um dos processos é endotérmico (quebra da ligação) enquanto que o outro é exotérmico (formação da ligação)�

Lembre-se: a quebra de qualquer ligação química é um processo endotérmico; a formação de qualquer ligação química é um processo exotérmico�

Na tabela a seguir, listamos alguns valores de entalpia ou energia de ligação� Observe que em todos os casos, temos apenas a variação, mas não há indicação de sinal positivo (endotérmico) ou negativo (exotérmico)�

Energia de ligação em kJ.mol-1 (valores aproximados)

Cálculo de ∆H a partir das entalpias de ligação

O cálculo da variação de entalpia de uma reação química pode ser determinada com base nas energias de ligação das substâncias químicas envolvidas no processo� Para isso, devemos nos lembrar que n a quebra de ligações químicas é um processo endotérmico (absorve calor)� n a formação de ligações químicas é um processo exotérmico (libera calor)�

Uma reação química se processa quando substâncias reagentes são convertidas em novas substâncias chamadas produtos� Para isso, os reagentes terão suas ligações químicas rompidas, e novas ligações químicas serão formadas nas substâncias-produtos� Assim, a variação de entalpia pode ser determinada, comparando os valores de energias absorvidas para quebrar as ligações químicas dos reagentes, e os valores de energia liberadas na formação dos produtos�

Para exemplificar os cálculos, vamos utilizar a reação de combustão do metano em condições-padrão a partir das entalpias de ligação das substâncias�

1 CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2(g) + 2 H2O(v) H?∆=

Dados:

Ligação kJ.mol

CH .................... 413,4

-1

OO .................... 497,8

CO .................... 804,3

HO .................... 463,5

= = -

Entalpia para romper

Ligação kJ.mol

-1

Entalpia para formar Ligação kJ.mol

-1

-+ =+

4x(CH) 1.653,6

2(OO) 995,6 --------

4x(HO) 1.854,0

=--------------

2(CO) 1.608,6 --------

=+ HRomper 2.649,2kJ =- HFormar 3.462,6kJ

Como o H∆ depende da variação de energia e a energia liberada foi maior que a energia absorvida, o H∆ será negativo Logo, trata-se de um processo exotérmico

H3 462,62 649,2 ∆=-+⇒ 4 H813,4 kJ/mol CH ∆=-

Lei de Hess

Outra maneira de se determinar a variação de entalpia de uma reação química é por meio da Lei de Hess. Segundo essa Lei, a variação de entalpia de uma reação química depende apenas dos estados inicial e final não interessando as etapas intermediárias.

Por exemplo,

1C(gr) + 2H2(g) → CH4(g) o f H?∆=

Essa reação não ocorre de forma direta como escrita acima Entretanto, podemos determinar o seu oHf∆ utilizando uma série de outras reações químicas em que os oHf∆ foram, rigorosamente, determinados

Utilizando-se da Lei de Hess e, portanto, tratando-se as equações químicas como equações matemáticas, temos:

Conserve as equações I e II;

Inverta o sentido da equação III; nesse caso não devemos nos esquecer de que o sinal do H∆ também deve ser invertido

Adicione todas as equações

I) C(gr) O(g) CO(g)

II) 2H(g) O(g) 2HO(l)

C(gr) 2H(g) CH(g)

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. Considerando que os compostos CO2(g), H2O(g) e C2H2(g) apresentam, respectivamente, as seguintes entalpias de formação

∆H -1 ÄÇ = -94 kcal.mol , ∆H -1 ÄÇ = -58 kcal.mol e ∆H -1 ÄÇ = +54 kcal.mol , julgue os itens a seguir�

01� A equação H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) é processo exotérmico�

02� A reação de combustão do C2H2(g) libera 300 kcal� mol-1

03� Na formação do C2H2(g), são absorvidos 54 kcal� mol-1

04� A formação de um 0,5 mol de CO2 são liberados 47 kcal�

02. Considere os dados da tabela e as reações a seguir�

Entalpia-padrão de formação, ∆H0 f a 298 K

Substâncias ∆H0 f (kJ/mol)

H2O(l) −286

CaO(s) −635

CO2(g) −393

CaCO3(s) + 178 kJ → CaO(s) + CO2(g)

CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O(l) + 130 kJ

Com base nessas informações, determine os valores de formação do carbonato de cálcio e do óxido cúprico. Some, em módulos, divida por 10 os valores encontrados, e despreze a porção fracionário, se houver�

03. Os carboidratos são a principal fonte de energia para o organismo humano� A reação global de conversão dos açúcares em energia pode ser representada pela equação abaixo�

C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) + energia

Entalpias-padrão de formação (ΔH0 f ) a 25 °C

Composto ∆H0 f (kJ/mol)

C6H12O6(s) −1.271

CO2(g) −393,5

H2O(l) −285,8

Com base nas entalpias-padrão de formação apresentadas na tabela acima, a 25 °C, a entalpia-padrão de combustão da glicose é

a) –2 209 kJ/mol c) –2 805 kJ/mol

b) –2 604 kJ/mol d) –1 508 kJ/mol

04. O 1,2-dicloroetano ocupa posição de destaque na indústria química americana� Trata-se de um líquido oleoso e incolor, de odor forte, inflamável e altamente tóxico. É empregado na produção do cloreto de vinila que, por sua vez, é utilizado na produção do PVC, matéria-prima para a fabricação de dutos e tubos rígidos para água e esgoto�

A equação química que descreve, simplificadamente, o processo de obtenção industrial do 1,2-dicloroetano, a partir da reação de adição de gás cloro ao eteno, encontra-se representada abaixo�

C2H4 (g) + Cl2 (g) → C2H4Cl2 (l)

Disponível em: <http://laboratorios.cetesb.sp.gov.br/wp-content/uploads/ sites/47/2013/11/dicloroetano.pdf>.Acesso em: 3 set. 15. (Adaptado.)

Dados: Ligação Energia de ligação (kJ/mol)

C–H 413,4

C–Cl 327,2

C–C 346,8

C=C 614,2

Cl–Cl 242,6

A variação de entalpia da reação acima é igual a

a) –144,4 kJ/mol�

b) –230,6 kJ/mol�

c) –363,8 kJ/mol�

d) +428,2 kJ/mol�

05. Na produção de ferro metálico, Fe(s), o óxido ferroso (FeO) é reduzido por ação do monóxido de carbono (CO) conforme a reação abaixo, sendo desconhecida a variação total da entalpia neste processo�

FeO(s) + CO(g) → Fe(s) + CO2(g)

Utilizando as equações termoquímicas abaixo e baseando-se na Lei de Hess, pode-se determinar que o valor de H∆ desconhecido será aproximadamente igual a

Fe2O3(s) + 3 CO(g) → 2 Fe(s) + 3 CO2(g) H∆ = –25 kJ

3 FeO(s) + CO2(g) → Fe3O4(s) + CO(g) H∆ = –36 kJ

2 Fe3O4(s) + CO2(g) → 3 Fe2O3(s) + CO(g) H∆ = +47 kJ

a) –17 kJ�

b) +14 kJ�

c) –100 kJ�

d) –36 kJ�

e) +50 kJ�

06. O monóxido de carbono (CO) é um gás incolor, inodoro, insípido que é ligeiramente menos denso do que o ar� Ele é tóxico para os animais hemoglóbicos (incluindo seres humanos), quando encontrado em concentrações acima de 35 ppm (partes por milhão)� Esse gás pode ser produzido pela combustão de combustíveis fósseis, principalmente nos grandes centros urbanos�

1� 2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g) Hº?∆== ?

2� C(s) + O2(g) → CO2(g) Hº∆ = –394 kJ�mol–1

3� 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) Hº∆ = –283 kJ�mol–1

A entalpia de formação do CO (reação (1)), a partir das entalpias

das reações (2) e (3), a 20 oC e 1 atm é:

a) –505 kJ�mol–1

b) –172 kJ�mol–1

c) –111 kJ�mol–1

d) +172 kJ�mol–1

e) +505 kJ�mol–1

C-C-C-C

MÓDULO 17 A

W CÁLCULOS TERMOQUÍMICOS

As transformações químicas para formar novos produtos começaram a ser entendidas dentro do método científico com as leis ponderais. Lavoisier, Proust, Dalton e outros contribuíram de forma assertiva para o entendimento desses processos

Pela Lei de Lavoisier, a massa dos reagentes, quando transformada em produtos, sempre se mantém constante Por outro lado, a lei de Proust, também chamada de lei das proporções constantes, nos permite fazer previsão de valores de massa de um ou outro participante (reagente e/ou produto) em uma transformação química

Lei de Lavoisier

Em seu Tratado Elementar de Química, Lavoisier afirma:

“Podemos estabelecer como um axioma que, em todas as operações da arte e da natureza, nada se cria; uma quantidade igual de 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”.

Desse enunciado, surgiram, mais tarde, frases que não são de sua autoria, tais como: “Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”

Exemplo:

Quando misturamos 16 g de metano com 64 g de oxigênio, obtemos 44 g de dióxido de carbono e 36 g de água pela reação:

metano + oxigênio → dióxido de carbono + água

Admitindo que o sistema seja fechado e que não haja troca de matéria com o meio externo, podemos somar as massas dos reagentes e verificar que esse resultado é igual à soma das massas dos produtos Dessa forma, a massa é conservada, obedecendo à lei de Lavoisier

Lei de Proust

Por volta de 1800, o químico francês Joseph Louis Proust (1754 - 1826) fez a observação experimental de que a composição elementar de uma substância pura é sempre a mesma, estabelecendo a lei da composição constante ou lei das proporções definidas. Assim, independentemente do modo como se prepara um composto químico puro, seja em laboratório ou na natureza, sua composição e suas propriedades são sempre as mesmas

Quando os elementos químicos, sob a forma de substâncias, se combinam para formar outra substância, eles sempre o fazem em uma proporção fixa ou constante e definida.

Exemplos:

Quando misturamos 200 g de mercúrio com 16 g de oxigênio, obtemos 216 g de óxido de mercúrio pela reação:

mercúrio + oxigênio → óxido de mercúrio

200 g : 16 g 216 g

Assim, no óxido, temos:

Massa de mercúrio20025

==

Massa de oxigênio162

Quando misturamos 75 g de mercúrio com 6 g de oxigênio, obtemos 81 g de óxido de mercúrio pela reação:

mercúrio + oxigênio → óxido de mercúrio

75 g : 6 g 81 g

Assim, no óxido, temos:

Massa de mercúrio7525

==

Massa de oxigênio62

Desse modo, podemos perceber que, independentemente da maneira como o óxido de mercúrio é formado, a proporção entre o mercúrio e o oxigênio é sempre de 25 :

2� A lei de Proust é a base dos cálculos estequiométricos� Por meio dela, podemos estabelecer uma regra de três e determinar a massa de um ou outro participante de uma reação química�

Relações estequiométricas

Por meio de uma equação química, estequiometricamente balanceada, podemos estabelecer as possíveis relações entre os reagentes e os produtos� Não existe um caminho fixo a seguir. Os cálculos estequiométricos dependem da interpretação de dados fornecidos e por isso são realizados de diversas maneiras� Podemos empregar, assim, uma sequência de operações matemáticas para chegar ao resultado final.

Por exemplo, considere a combustão completa do gás metano nas condições normais de temperatura e de pressão (CNTP)�

1 CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2 (g) + 2 H2O(v)

Durante a combustão do gás metano, não temos como medir diretamente, no laboratório, a quantidade de matéria de oxigênio consumida� Mas podemos medir o volume de O2 gasto (admita 44,8 L)� Qual a quantidade de matéria de gás metano consumida nesse processo?

Dados: VM = 22,4 L/mol

Observe que a equação nos dá a proporção estequiométrica em quantidade de matéria de cada um dos participantes da reação� Porém, para a resolução, precisamos apenas das substâncias metano e gás oxigênio (1 mol CH4 : 2 mol O2)�

Mas o dado relativo ao oxigênio foi fornecido em volume e, portanto, devemos convertê-lo em mol, ou então utilizar o valor do volume molar diretamente na equação� Qual caminho seguir? Os dois caminhos nos levam ao mesmo resultado�

Primeiro caminho

Passo 1

Cálculo da quantidade de matéria de oxigênio em função do volume molar:

1 mol O2 ------------------------ 22,4 L

x ------------------------ 44,8 L → x = 2 mol de O2

Passo 2

Cálculo da quantidade de matéria de metano em função da quantidade de matéria de oxigênio:

1 mol CH4 ------------------------ 2 mol de O2 y ------------------------ 2 mol de O2 y = 1 mol de CH4

Segundo caminho

Cálculo da quantidade de matéria de metano em função do volume molar do oxigênio:

1 mol CH4 ------------------------ 2 ⋅ 22,4 L de O2

y ------------------------ 44,8 L de O2

y = 1 mol de CH4

Dessa forma, a escolha do caminho a seguir e a relação que deve ser estabelecida ficam a critério de uma leitura cuidadosa e interpretativa.

O quadro a seguir estabelece as principais grandezas que podemos relacionar

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (FPS PE) O limite máximo de “ingestão diária aceitável” (IDA) de aspartame é de 40 mg por kg de massa corporal. Se um sachê de 0,8 g de adoçante contém apenas 30 mg de aspartame, qual o número de sachês que uma pessoa com 60 kg pode ingerir para atingir o limite máximo de IDA?

a) 80 c) 20 e) 60

b) 3 d) 10

02. (U FSC ar SP) Considere a seguinte reação:

4 Al (s) + 3 O2 (g) → 2 Al2O3 (s)

Sabendo que a massa molar do alumínio é igual a 27 g/mol, a quantidade de óxido de alumínio, em mol, formado numa reação em que foram colocados 10 g de Al para reagir com excesso de O2 é, aproximadamente, igual a

a) 0,7 d) 0,2

b) 0,6 e) 0,1

c) 0,4

03. (FGV SP) O hidrogenossulfito de sódio, NaHSO3, é um insumo usado na indústria de fabricação de papel e de curtume Pode ser obtido a partir da reação representada na seguinte equação:

Na2CO3(aq) + 2 SO2(g) + H2O(l) → 2 NaHSO3(aq) + CO2 (g)

A quantidade máxima de NaHSO3, em mol, produzida a partir de 42,4 toneladas de Na2CO3, é

a) 4 x 104 d) 8 x 105

b) 4 x 105 e) 8 x 106

c) 8 x 104

04. (FPS PE) A equação de combustão não balanceada da glicose é apresentada a seguir Qual é a massa, em gramas, de glicose que precisa ser consumida para gerar 54 g de água?

C6H12O6(s) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)

As massas molares em g/mol são: H = 1; C = 12; O = 16

a) 90

b) 9

c) 18

d) 180

e) 54

05. (UFAM) O sulfato de alumínio Al2(SO4)3 é um produto químico amplamente utilizado na indústria de papel e nas estações de tratamento de água O Al2(SO4)3 pode ser produzido reagindo bauxita, rica em Al2O3 com ácido sulfúrico H2SO4, de acordo com a reação não balanceada:

Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O Partindo-se de 306 g de Al2O3 e quantidade de H2SO4 suficiente, a quantidade máxima de Al2(SO4)3 formada é

a) 536 g

b) 684 g

c) 898 g

d) 1026 g

e) 1280 g

06. (Unimontes MG) Uma maneira de reduzir a poluição do ar é remover os gases poluentes em potencial de um fluxo de exaustão antes que eles sejam liberados para o ar Assim, o dióxido de carbono pode ser removido de um fluxo de gás, reagindo-o com óxido de cálcio como mostra a equação:

CO2(g) + CaO(s) → CaCO3(s)

Ao reagir 5,5 L de gás carbônico, nas condições normais de temperatura e pressão, com excesso de óxido de cálcio, a massa de carbonato de cálcio formada equivale, aproximadamente, a

a) 12,3 g

b) 22,7 g

c) 24,6 g

d) 22,4 g

W FATORES CINÉTICOS

A cinética química é um ramo da química que se ocupa de estudar a velocidade das reações Para isso, devemos desenvolver alguns conceitos básicos, como velocidade média de uma reação e também fazer o estudo de condições reacionais, além de fatores que interferem na velocidade das reações

Conceito de velocidade média

Definimos velocidade média como sendo a razão da variação de uma determinada grandeza pela variação do tempo Por exemplo, na física, temos que a velocidade escalar média é a relação entre a variação do espaço pela variação do tempo De forma análoga, faremos o estudo da velocidade média na química

Considere a produção de PCl3 a partir da reação entre fósforo e cloro, todos em fase gasosa, e que nos primeiros 10 minutos de reação tenham sido consumidos 20 mols de fósforo Nesse intervalo de tempo, determine a velocidade média de consumo de cloro e a velocidade média de formação do tricloreto de fósforo (PCl3), sabendo que todos os participantes encontram-se em proporção estequiométrica

2 P(g) + 3 Cl2(g) → 2 PCl3(g)

Observe que a proporção estequiométrica entre os participantes não é a mesma, ou seja, 2 : 3 : 2 Logo, a velocidade de consumo e de formação, também não será a mesma Podemos inicialmente, determinar a velocidade média de consumo do fósforo e depois estabelecer uma regra de três para cálculo da velocidade de consumo do cloro

Uma vez determinada a velocidade de consumo do fósforo, podemos determinar a velocidade de consumo do cloro Para isso, podemos fazer dos cálculos estequiométricos

2 mol P ---------------- 3 mol Cl2

2 mol min-1 P ------------ C2V l

C2V l = 3 mol min-1

Para facilitar o cálculo de velocidade, resolveu-se convencionar uma forma de validar uma única velocidade para todos os participantes da equação química A saída encontrada pelos químicos foi dividir a velocidade relativa de cada um dos integrantes da reação pelo seu respectivo coeficiente estequiométrico. De tal forma que, independentemente do participante escolhido para o cálculo de velocidade, o valor determinado pode ser considerado como valor de velocidade média do processo reacional

Assim, temos

23 PClPCl vvv 232 ==

20mol vvv10minv3mol.min 2323 =⇒=⇒= ll l

CC-1 C

22

2

Para o PCl3, sua velocidade de formação é igual à velocidade de consumo do fósforo, pois a proporção estequiométrica é a mesma: 2 para 2 Outro ponto que devemos adotar é que para os reagentes é conveniente trabalharmos em módulo para que nenhum dos valores seja negativo, uma vez que nos reagentes sempre há diminuição da concentração, portanto, a variação é negativa

Condições reacionais

Numa transformação química, substâncias denominadas reagentes são colocadas para reagir e formar novos produtos Contudo, as reações não ocorrem de imediato Por

exemplo, substâncias como os gases nobres dificilmente reagem para formar novos produtos Dizemos então, que os gases nobres são inertes Por outro lado, temos substâncias que reagem rapidamente com outras O sódio, quando em contato com água reage de maneira violenta formando novos compostos Nesse caso, dizemos que o sódio é muito reativo. Dizemos também que o sódio tem alta afinidade química pela água.

Assim, de maneira geral, para que uma reação ocorra, é necessário que os reagentes tenham afinidade química, contato físico e que sejam submetidos a uma energia mínima chamada de energia de ativação Essas são as chamadas condições reacionais que estudaremos a partir de agora

Afinidade química

Teoricamente dizemos que duas ou mais espécies químicas só apresentam afinidade reacional quando as colocamos para reagir Mas não podemos nos esquecer de que ter afinidade química por outra substância não implica garantia de reação química. Quase sempre são necessários outros fatores para que a reação aconteça Por exemplo, podemos estocar juntos gás cloro e gás metano sem que ocorra reação Mas na presença de luz, essa mesma mistura reage rapidamente. Ou seja, além da afinidade química que existe entre os dois gases, é preciso levar em conta um fator energético – no caso a luz

Contato entre os reagentes

Para que uma reação química ocorra, é necessário contato físico entre os reagentes. Sem contato, não há reação. Isso porque as reações ocorrem quando as moléculas sofrem colisão com energia mínima suficiente para romper a barreira reacional que impede que as reações ocorram Essa barreira de energia é chamada de energia de ativação

Há duas maneiras bem aceitas para explicar o contato entre os reagentes: por meio da teoria das colisões e por meio da teoria do estado de transição. Segundo o modelo de reações químicas pela teoria das colisões, as transformações químicas ocorrem quando as moléculas dos reagentes se chocam convertendo energia cinética de colisão em energia potencial Para isso, as moléculas devem se chocar de forma efetiva, ou seja, com energia cinética superior à energia de ativação Esse modelo de teoria só é aplicável a reações em fase gasosa

Mas o que é energia de ativação?

Para entender a teoria da energia de ativação, devemos supor a existência do chamado complexo ativado - um ponto em que reagentes e produtos coexistem em um estado de transição: os reagentes podem dar origem a novos produtos ou retornarem ao estado inicial de reagentes. No gráfico abaixo, podemos ver o complexo de transição (complexo ativado) e a energia gasta para levar os reagentes do estado inicial ao ponto de energia de transição

Representação gráfica das reações

Graficamente, podemos representar as reações químicas partindo do fato de que os reagentes precisam vencer a barreira energética que os separa dos produtos� Essa barreira é chamada de energia de ativação� Contudo, não podemos nos esquecer de que as reações químicas absorvem ou liberam calor para o meio ambiente, sendo classificadas em reações endotérmica ( 0 ∆Η> ) ou exotérmica ( 0 ∆Η< )� Nas representações abaixo, temos, respectivamente, da esquerda para a direita uma reação endotérmica e uma reação exotérmica� Observe, também, a representação da entalpia dos reagentes, dos produtos e a variação de entalpia�

As reações químicas se processam com uma determinada velocidade� Contudo, em alguns casos, as reações ocorrem com uma velocidade muito pequena que precisamos interferir aumentando a velocidade; em outros, a velocidade reacional é tão grande que precisamos fazer exatamente o contrário� Ao utilizar um determinado fator para alterar a velocidade de uma reação química, estamos fazendo uso dos chamados fatores cinéticos�

Fatores que alteram as velocidades das reações químicas.

De maneira geral, podemos dizer que os principais fatores são: estado físico, concentração dos reagentes, superfície de contato, temperatura, pressão e catalisadores� A superfície de contato é importante nos casos em que os participantes estão no estado sólido� Da mesma forma, a pressão tem importância quando os participantes estão no estado gasoso�

Estado físico

É bom lembrar que a maioria das reações químicas se processam bem, quando os reagentes encontram-se no estado gasoso. A justificativa para esse fato é feita com base na teoria das colisões: quando um sólido se converte em um líquido e este em um gás, há aumento de energia cinética o que facilita colisões efetivas entre as moléculas reagentes� Quanto maior o número de colisões efetivas, maior será a velocidade de formação dos produtos� As reações que ocorrem no estado líquido ou aquoso também apresentam boa velocidade reacional� Porém, no estado sólido, a velocidade é relativamente baixa, quando comparada às velocidades dos outros estados físicos�

Concentração

A concentração dos reagentes interferem grandemente na velocidade das reações químicas� De maneira geral, podemos dizer que quanto maior a concentração dos reagentes, maior tende a ser a velocidade das reações químicas. Isso se justifica no fato de que o aumento da concentração dos reagentes possibilita maior número de colisões efetivas, proporcionando a formação de maior quantidade de produto�

Figura 01 - Quanto mais fragmentado estiver um sólido, maior é a velocidade de reação�

Superfície de contato

A superfície de contato entre os reagente é um fator cinético bem comum ao nosso cotidiano Você já teve a oportunidade de observar a queima de fragmentos de madeira? Se sim, em qual situação os processos ocorrem mais rapidamente, quando tais fragmentos se encontram em grandes ou pequenos pedaços? A resposta você já deve ter formulado: em pequenos pedaços De maneira geral, quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior será a velocidade reacional É bom lembrar que quanto mais fragmentado for um material, maior será a superfície de contato

Temperatura

Segundo van´t Hoff, um aumento de 10 °C na temperatura de um meio reacional pode duplicar ou até triplicar a velocidade da reação Isso ocorre porque o aumento da temperatura implica maior número de colisões efetivas no estado de complexo ativado Consequentemente, a velocidade da reação aumenta

No gráfico ao lado, vemos as curvas de distribuição de energia cinética para as moléculas e a fração de moléculas que apresentam energia cinética mínima para reagir, em dois valores de temperaturas: T1 e T2, onde T2>T1

Observe que o aumento de temperatura produziu um aumento no número de moléculas com energia cinética igual ou superior à energia de ativação Esse fato é conseguido à custa de colisões entre as moléculas, que, no estado gasoso, obedecem à teoria das colisões

Catalisador

Catalisadores são espécies químicas que atuam nas reações químicas aumentando as velocidades das reações, por meio da diminuição da energia de ativação Para isso, eles criam um novo caminho (mecanismo) reacional

Em módulos anteriores, vimos que a energia de ativação é a barreira energética que dificulta a formação do estado de transição (complexo ativado). Vimos também que, ao atingir o estado de transição, os reagentes estão propícios a formar novos compostos Para isso, basta perder energia Assim, uma espécie química que diminui a energia de ativação de um processo reacional, aumenta a velocidade da reação

Graficamente, podemos representar a ação dos catalisadores da seguinte maneira:

Observe que a reação de transformação de X em Y pode ser feita segundo dois caminhos: A ou B Contudo, as energias de ativação para se atingir o complexo ativado nos dois caminhos não são iguais Para o caminho A, temos uma energia de ativação D; para o caminho B, temos uma energia de ativação C Observe, também, que D é maior que C

Outro ponto de destaque no gráfico é que, independentemente do caminho, o reagente X se converte no produto Y Portanto, a única alteração é a energia de ativação, ou seja, o produto e a variação de entalpia são os mesmos Apenas a energia de ativação para os dois caminho é que mudou

Assim, podemos dizer que a diminuição da energia de ativação no processo de conversão do reagente X no produto Y é resultado da ação de um catalisador�

O uso de catalisador proporciona um aumento de velocidade tão considerado que torna reações de velocidades quase nulas em reações praticamente instantâneas� Outra característica dos catalisadores é o fator econômico – são espécies químicas que participam ativamente dos processos reacionais e são regenerados em uma das etapas de finalização. Isso significa dizer que os catalisadores podem ser utilizados várias vezes sem nenhuma necessidade de trocá-los. Mas ao final de um número muito grande de catálises, esses dispositivos acabam perdendo a eficiência, quando há a necessidade de troca� Dizemos que nesses casos, houve envenenamento do catalisador ou que ocorreu o seu desgaste�

O fenômeno de catálise ocorre segundo duas formas: catálise homogênea e heterogênea� Quando reagentes e catalisadores estão em uma mesma fase física, o sistema de catálise é dito homogêneo�

Catálisehomogênea 2SO(g)O(g)2SO(g)

+→ NO(g) 223

Mas se os reagentes e catalisadores estiverem em fases físicas diferentes, dizemos que a catálise é heterogênea� Nesse caso, o catalisador apresenta regiões de vacâncias que realizam a adsorção dos gases�

Catáliseheterogênea HCCH(g)H(g)HCCH(g)

W Catalisadores biológicos.

Da mesma forma que podemos aumentar a velocidade das reações químicas nos laboratórios, os catalisadores biológicos também o fazem nos meios vivos� Um bom exemplo de catalisador biológico são as enzimas� As enzimas são proteínas que participam de processos biológicos aumentando a velocidade das reações sem se alterar durante o processo� A pitialina ou amilase salivar é uma enzima presente na saliva que aumenta a velocidade de quebra do amido presente nos alimentos em moléculas menores� No caso do amido, a ação da pitialina aumenta a velocidade de hidrólise do amido produzindo maltose, um dissacarídeo� Os carboidratos ou açúcares serão estudados dentro do módulo de bioquímica�

Substrato

Centro a vo

A enzima altera ligeiramente a sua forma à medida que o substrato se liga

Produtos

Substrato entrando no centro a vo da enzima

Complexo enzima/substrato Complexo enzima/produto

Produtos deixando o centro a vo da enzima

Um fato interessante é que as enzimas (ou qualquer outro catalisador) atuam de forma específica, ou seja, atua em um única reação química ou no máximo em poucas reações� Isso acontece porque os catalisadores biológicos possuem centros de encaixe específicos para atuarem sobre substrato específicos. De forma análoga, podemos dizer que catalisadores são tão específicos quanto uma chave é específica à sua fechadura.

Figura 02 - As enzimas são catalisadores específicos para um determinado tipo de reação.

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. Sobre o diagrama abaixo, que representa a entalpia de uma reação química, julgue os itens a seguir C-E-C-E

04. Com base no perfil para as reações 1 e 2 descritas pelas curvas do gráfico abaixo, julgue os itens a seguir. C-C-C-C-C

C + D

A + B

ΔH2

ΔH3

ΔH1

Coordenada da reação

01 A energia de ativação da reação C + D → A + B é igual a (ΔH2 − ΔH3)

02 A reação A + B → C + D é exotérmica

03 A entalpia da reação A + B → C + D é igual a (ΔH3 − ΔH1)

04 A energia de ativação da reação A + B → C + D é igual a ΔH2

02. Considerando o gráfico abaixo, que representa uma reação genérica na qual podem ser obtidos, simultaneamente, dois produtos diferentes, julgue os itens a seguir C-C-C-C-C

caminho da reação

01 Os compostos K e T são obtidos através de uma reação exotérmica

02 A velocidade de formação do produto T é menor que a do produto K

03 O produto T é mais estável que o produto K

04 A energia representada pela letra E1 corresponde à energia de ativação para a formação de um composto intermediário, e a energia representada pela letra E2 corresponde à energia de ativação para a formação do produto K

05. O gráfico evidencia a formação de um intermediário comum.

03. Para mostrar a diferença de rapidez da reação entre ferro e ácido clorídrico, foi utilizado o ferro em limalha e em barra Pingando dez gotas de ácido clorídrico 1,0 mol L–1 em cada material de ferro, espera-se que a reação seja

a) mais rápida no ferro em barra porque a superfície de contato é menor

b) mais rápida no ferro em limalha porque a superfície de contato é maior

c) igual, pois a concentração e a quantidade do ácido foram iguais

d) mais lenta no ferro em limalha porque a superfície de contato é menor

e) mais lenta no ferro em barra porque a superfície de contato é maior

Reação 1

Reação 2

caminho da reação

01 Na reação 1, existem duas barreiras de energia de ativação para a reação A → C

02 A reação A → D da reação 2 é endotérmica

03 Na reação 1, são formados dois complexos ativados (ou estados intermediários)

04 Na reação 2, a etapa lenta está entre o caminho B → C

05 Na reação 1, a etapa rápida está entre o caminho A → B

05. As enzimas são, em sua grande maioria, proteínas com atividade catalítica e participam de diferentes reações metabólicas nos organismos Durante a catálise, o substrato é convertido em um produto para que haja síntese de macromoléculas, decomposição de outras moléculas do organismo ou a liberação de energia para manutenção do metabolismo

Todavia, para que essas ações ocorram, diversos fatores são necessários, dentre eles a

a) disponibilidade de substrato para ocupar todos os respectivos sítios catalíticos das enzimas

b) presença de metais tóxicos, como cálcio e zinco, que inviabilizam as reações enzimáticas

c) reposição das enzimas, na medida em que são consumidas pelo processo de catálise

d) ação da temperatura, uma vez que quanto maior a temperatura, maior será a catálise

e) concentração de H+ ideal, visto que confere pH neutro para a reação, oxidando-a

06. (UnB DF) A água oxigenada (H2O2), quando aplicada sobre ferimentos externos (abertos), pode produzir uma reação efervescente graças à ação enzimática de uma peroxidase presente no sangue Essa enzima promove a decomposição da água oxigenada, liberando o gás oxigênio (O2), e provoca o fenômeno de efervescência, típico desses casos

Julgue os itens a seguir C-E-C-C

01 A reação acima citada pode ser representada da seguinte forma

2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)

02 Na presença de peroxidase, a decomposição da água oxigenada e retardada

03 A água oxigenada pode ser obtida por meio da reação de peróxido de sódio de ácido clorídrico

04 A água oxigenada apresenta ligações do tipo polar e apolar

07. (UnB DF) Além da energia solar, o hidrogênio (H2) também apresenta potencial para ser utilizado como fonte alternativa de energia limpa� Atualmente, o uso de hidrogênio como combustível está praticamente restrito à propulsão de naves espaciais, nas quais tanques cilíndricos carregam hidrogênio (1,46 x 106 L) e oxigênio (5,43 x 105 L) no estado líquido, que se combinam, gerando energia� Em apenas alguns minutos de voo, o combustível se esgota, tendo produzido energia necessária para impulsionar a nave�

Um dos principais obstáculos para o uso do hidrogênio como combustível tem sido o elevado custo de sua obtenção a partir de matérias-primas diferentes dos combustíveis fósseis� Apesar de abundante no planeta, como componente da água, a sua obtenção por eletrólise tem sido desestimulada devido ao alto custo da energia elétrica� E-C-C-C

Com relação ao assunto abordado no texto, julgue os itens a seguir�

01. A utilização do hidrogênio como combustível, conforme descrito no texto, contribuiria para intensificar o efeito estufa.

02� Do ponto de vista cinético, a reação entre hidrogênio e oxigênio é uma reação rápida�

03� Devido à pouca disponibilidade na natureza a substância H2 não pode ser utilizada como fonte primária de energia�

04� Uma alternativa para viabilizar a decomposição da água em hidrogênio e oxigênio seria a utilização de catalisadores específicos�

08. (UnB DF) Em geral, transformações biológicas ocorrem em condições mais brandas que aquelas realizadas em laboratório� Por exemplo, do ponto de vista termodinâmico-cinético, as reações processadas no organismo utilizam energia obtida a partir de uma transformação gradual das moléculas de nutrientes, por ação de enzimas, no processo de respiração celular� Já no laboratório, a energia necessária pode ser obtida por aquecimento do meio reacional, alcançando-se temperaturas incompatíveis com a sobrevivência da maioria dos organismos vivos� Do ponto de vista mecanístico, uma mesma reação, ou seja, mesmos reagentes e mesmos produtos, pode ocorrer por caminhos distintos� Exemplo disso é a produção de energia, gás carbônico e água a partir da glicose (C6H12O6). No organismo, esse processo pode ser representado, de forma simplificada, em três etapas, cujas equações estão mostradas abaixo e em que são consumidos 30,5 kJ para cada mol de ATP ou GTP formado� Nas equações, Pi = fosfato inorgânico�

Etapa I:

C6H12O6(aq) + 2ATP(aq) + 2NAD(aq) + 2ADP(aq) + 2Pi(aq) → 2NADH(aq) + 2C3H4O3(aq) + 2H+(aq) + 4ATP(aq)

Etapa II:

2C3H4O3(aq) + 8NAD(aq) + 2FAD(aq) + 2GDP(aq) + 2Pi(aq) + 6H2O(l) → 6CO2(g) + 8NADH(aq) + 8H+(aq) + 2FADH2(aq) + 2GTP(aq)

Etapa III:

10NADH(aq) + 2FADH2(aq) + 10H+(aq) + 34 ADP(aq) + 34Pi(aq) + 6 O2(g) → 12H2O(l) + 34ATP(aq) + 10NAD(aq) + 2FAD(aq)

Por outro lado, em laboratório, sob pressão de 1 atm (101,3 kPa), a combustão de 180 g de glicose no estado sólido produz 264 g de gás carbônico, 108 g de água no estado líquido e libera 2 813 kJ de calor usualmente representada por uma única equação química� Nesse contexto, o calor envolvido na reação de solubilização da glicose em água pode ser considerado desprezível�

Considerando o texto e sabendo que M(C) = 12 g/mol, M(H) = 1,0 g/mol, M(O) = 16 g/mol e que a constante universal dos gases é igual a 8,31 kPa x L x mol-1 x K-1, julgue os itens a seguir� E-C-C-E

01� A energia de ativação para a combustão da glicose é a mesma, tanto em organismos vivos como em laboratório�

02� Em laboratório, se combustão da glicose for realizada em um sistema fechado, utilizando-se glicose e oxigênio em proporções estequiométricas, com 100 % de conversão, desprezando-se o volume ocupado por sólidos e líquidos, então a pressão final nesse sistema será igual à pressão inicial�

03� A variação de entalpia para o processo descrito em laboratório é negativa�

04� Para cada 100 L de O2(g) consumidos no processo de combustão realizado em laboratório, a 1 atm e 298 K, são produzidos, no máximo, 3,2 mols de dióxido de carbono�

ANOTAÇÕES

MÓDULO 19 A

W ELETROQUÍMICA

Alessandro Volta, um físico italiano que viveu no século XIX, foi quem elaborou uma nova forma de produção de energia elétrica por meio do contato entre diferentes metais Volta empilhou, em forma de discos, diferentes metais como cobre e estanho (Cu/Sn) ou zinco e prata (Zn/Ag) Esses discos metálicos eram separados por pedaços de papel ou de tecidos embebidos em água salgada Nesse experimento, Volta constatou a presença de corrente elétrica contínua, cuja intensidade dependia da quantidade e do tamanho dos discos e da natureza do metal empregado O entendimento do experimento de Volta ocorreu bem mais tarde, quando se considerou que o fluxo de elétrons era resultado da conversão de energia química em energia elétrica

Na época – meados do século XIX –, começaram a ser realizados alguns experimentos sobre a constituição elétrica da matéria Tudo levava a crer que os materiais eram formados de átomos, e que eles se constituíam de partículas de cargas elétricas negativas – os elétrons Humphry Davy (1778-1829) utilizou-se das descargas elétricas para obter os elementos químicos sódio e potássio (1807) da decomposição da potassa e da soda fundidas Pelo mesmo método, Davy ainda obteve os elementos químicos magnésio, cálcio, estrôncio e bário, em 1808 Esses estudos evoluíram e hoje entendemos esses fenômenos elétricos com base nos chamados potenciais de eletrodos padrão

Eletrodo-padrão

Quando uma lâmina ou fio metálico de zinco é mergulhado em uma solução de seus íons, estabelece-se um equilíbrio na interface zinco metálico/solução de seus íons, que constitui um sistema que denominamos de eletrodo (nesse caso, eletrodo de zinco):

Zn2+(aq) + 2e-  Zn(s)

Esse equilíbrio indica que as reações direta: Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s), e inversa: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-, acontecem com a mesma velocidade e envolvem a transferência de elétrons entre o metal e os seus íons em solução

Dessa forma, quando o equilíbrio é atingido, o metal, assim como a solução, estarão eletricamente carregados Portanto, existirá uma separação de cargas na interface metal-solução e, como consequência, tem-se uma diferença de potencial entre o metal e a solução, que chamamos de potencial de eletrodo do metal (Eo)

Entende-se por eletrodo toda superfície capaz de manter troca de elétrons E por potencial padrão de eletrodo a medida da tendência que uma espécie química tem de movimentar elétrons, ou seja, doar ou receber elétrons em uma transformação química A unidade da diferença de potencial (ddp ou E∆ ), assim como o potencial eletroquímico, são dados em volt

A escolha de um eletrodo como padrão e a determinação dos potenciais dos demais eletrodos em relação a esse padrão são de fundamental importância para facilitar o estudo das transformações eletroquímicas, classificando-as em espontâneas ou não. A convenção adotada pelos cientistas foi o eletrodo de hidrogênio na temperatura de 25 oC, pressão de 100 000 Pa e concentração de 1 molar em íons H+ para a solução O potencial eletroquímico do eletrodo de hidrogênio, nessas condições é zero

2 H+(aq) + 2 e → H2(g) E0 = 0,00 V, Comparando as capacidades de movimentar elétrons dos metais ao eletrodo padrão de hidrogênio, podemos estabelecer uma tabela de potenciais padrão

Por exemplo, vamos comparar a facilidade de movimentação de elétrons do zinco em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio Quando montamos uma pilha de zinco/ hidrogênio e medimos a variação de ddp, encontramos o valor de +0,76 V e uma movimentação de elétrons do zinco metálico em sentido ao eletrodo de hidrogênio

2 H+(aq) + 2 e → H2(g) E0 = 0,00 V

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e E0 = +0,76 V

Já no caso da pilha cobre/hidrogênio, a medição da voltagem indica uma ddp de +0,34 V, mas a movimentação de elétrons segue do eletrodo padrão de hidrogênio em sentido ao cobre� Portanto as duas semirreações da pilha podem ser representadas assim:

H2(g) → 2 H+(aq) + 2 e E0 = 0,00 V

Cu2+(aq) + 2 e → Cu(s) E0 = +0,34 V

No primeiro experimento, ocorre a oxidação espontânea do zinco� Portanto, o potencial de oxidação do zinco em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio é espontâneo e vale +0,76 V� No experimento do cobre, ocorre uma reação de redução� Portanto, o potencial de redução do cobre em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio é espontâneo e vale +0,34 V� Assim, os dados estão de acordo com a investigação da reação de oxidorredução que ocorre na pilha zinco/cobre� A tendência do zinco é oxidar, perder elétrons e sofrer corrosão, e a do cobre, é reduzir, ganhar elétrons e sofrer deposição na placa metálica�

Para facilitar a utilização desses dados, a IUPAC sugere que os potenciais padrão devem ser fornecidos na forma de potenciais redução, como na tabela abaixo�

Pilhas eletroquímicas

Imaginemos dois sistemas interligados por meio de um fio condutor: um deles contém solução aquosa de sulfato de cobre a 1 mol L-1 e uma barra de cobre metálico� O outro contém solução aquosa de sulfato de zinco a 1 mol L-1 e uma barra de zinco metálico� De início, aparentemente não notamos nada� Mas se os sistemas aquosos forem unidos por uma ponte salina, que é um dispositivo que permite a movimentação de íons entre os dois sistemas, vamos verificar que se formam pequenos depósitos sólidos sobre a barra de cobre� Em compensação, a barra metálica de zinco do segundo sistema apresenta pontos de corrosão� Essas observações, no campo macroscópico, evidenciam que houve transformação química da matéria�

+

sen do do fluxo de íons K+ sen do do fluxo de íons SO42-

cátodo ânodo

chumaços de algodão CuSO4(aq)

eZnSO4(aq)

vol metro + 1,10 V

+ ponte salina

Cu (aq)+2e Cu(s) 2+ - Zn(s) Zn

+ 2e 2+ -

A corrosão do zinco metálico pode ser representada pela perda de dois elétrons� Da mesma maneira que a deposição de cobre pode ser representada pelo ganho de dois elétrons�

A corrente elétrica é gerada exatamente pela transferência de dois elétrons do zinco para o cobre, portanto, trata-se de uma reação de oxidação do zinco e redução do íon cobre (oxirredução)�

Zn(s) Zn(aq) 2e (corrosão) Cu(aq) 2e Cu(s) (deposição)

2 2 22

Zn(s) Cu(aq) Zn(aq) Cu(s) (equação global)

A semirreação de corrosão é também chamada de semirreação de oxidação, e a semirreação de deposição é chamada de semirreação de redução� Podemos também representar o processo por uma equação global em que oxidante e redutor apareçam na mesma equação química� Lembre-se de que oxidante é a espécie química que produz oxidação de outra, para isso contém o elemento que sofre redução� Já o redutor é a espécie química que produz redução de outra, por isso contém o elemento que sofre oxidação� Os elétrons ganhados e os elétrons perdidos não aparecem na equação global, porque eles são cancelados durante a adição das duas semirreações� Note que na equação global não aparecem os elétrons ganhos e nem os perdidos, pois eles são cancelados durante a adição das duas semirreações�

Esse tipo de pilha eletroquímica foi estudado por John Frederic Daniell (1790-1845), e por isso chamada de pilha

(aq)

de Daniell. A visualização do fluxo de elétrons que ocorre entre as duas placas metálicas (eletrodos) pode ser feita de maneira indireta adaptando-se uma lâmpada de filamento ao fio condutor. Ou através de um voltímetro, equipamento que mede as variações de voltagem

Durante o funcionamento da pilha de Daniell, o zinco sofre corrosão (oxidação), transforma-se em íon Zn2+, perde dois elétrons, desliga-se da placa metálica e cai na solução (Zn2+ aquoso) Os dois elétrons obtidos na oxidação do zinco percorrem o fio condutor em sentido à placa de cobre metálico, onde vão causar redução dos íons Cu2+ da solução, convertendo-os em cobre metálico (Cu0) Antes, porém, os elétrons perdem energia no resistor, mantendo a lâmpada acesa

Teoricamente, a pilha poderia durar até que um dos reagentes, o zinco ou a solução de íons Cu2+, fosse completamente consumido, mas o que se constata é que a reação atinge um estado de equilíbrio, que pode ser representado da seguinte forma:

Zn(s) + Cu2+(aq) → ← Zn2+(aq) + Cu(s)

A representação convencional de uma pilha pode ser feita colocando do lado esquerdo o eletrodo negativo (ânodo) e do lado direito o eletrodo positivo (cátodo) Entre eles, duas barras paralelas indicando que as duas cubas eletroquímicas estão separadas por uma ponte salina ou qualquer outro material poroso que funcione com a mesma eficiência.

A movimentação dos elétrons segue do ânodo em sentido ao cátodo Mas o sentido convencional de corrente elétrica

é sempre o contrário do sentido real do fluxo de elétron: do cátodo para o ânodo

Zn0(s)/Zn+2//Cu2+(aq)/Cu0(s), 25 oC e 1 mol L-1

Cálculo da ddp de uma pilha

Também chamada de variação de voltagem ou força eletromotriz, a diferença de potencial (ddp) de uma pilha depende de dois fatores:

n da natureza da reação na pilha;

n das concentrações das espécies que participam da reação

Para o estudo deste módulo em questão, vamos trabalhar somente com a natureza da reação, em que a ddp pode ser calculada em função das semirreações fornecidas:

n caso sejam fornecidas as semirreações de oxidação e redução, a ddp pode ser determinada por:

00 ddpEoxidaçãoredução E =+

n caso seja m fornecidas somente as semirreações de oxidação, a ddp pode ser determinada por:

00

ddpE E =-

oxidaçãooxidação maior menor

n caso seja m fornecidas somente as semirreações de redução, a ddp pode ser determinada por:

00 reduçãoredução maior menor ddpE E =-

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) Através de um teste simples, constatou-se que uma amostra de um certo material estava contaminada com sal de mercúrio II (Hg2+) O teste foi realizado da seguinte maneira: misturou-se uma pequena quantidade da amostra com água e introduziu-se na mistura um fio de cobre polido, que ficou revestido por uma camada muito fina de mercúrio metálico (Hg0) Julgue os itens a seguir

01 O teste não envolve fundamentos de eletroquímica

02 A reação química que ocorreu pode ser representada pela equação: Hg2+(aq) + Cu(s) → Hg0(l) + Cu2+(aq)

03 O cátion Hg2+ sofreu redução e é, portanto, o agente oxidante

04 O mercúrio metálico é um líquido prateado, denso e venenoso

02. Em quatro tubos de ensaio contendo diferentes soluções aquosas, todas de concentração 1,0 mol/L e a 25 °C, foram introduzidos fios de diferentes metais, retorcidos, formando espirais, conforme mostra a figura.

É correto afirmar que houve depósito metálico e formação de bolhas de gás na superfície dos fios, respectivamente, nos tubos

a) 1 e 3

b) 1 e 4

c) 2 e 3

d) 2 e 4

03. (UnB DF) No ser humano, o processo de obtenção de energia pela respiração celular depende da disponibilidade de oxigênio para a cadeia de transporte de elétrons� Esse transporte inicia-se em moléculas como NADH e FADH2, que fornecem os elétrons que são passados, sequencialmente, por diversos transportadores até que sejam recebidos pelo oxigênio, produzindo, nesse processo, energia e água� A tabela abaixo mostra diversas etapas de uma cadeia de transporte de elétrons e os potenciais de redução (Eredução) dos transportadores envolvidos�

Algumas bactérias, como, por exemplo, a Shewanella, na faixa de oxigênio, utilizam o ferro como oxidante� Nesse mecanismo alternativo, essas bactérias enviam uma enzima para a superfície de sua membrana, iniciando o processo de redução do ferro, presente em minerais no meio externo�

Ciência Hoje, v. 29, nº 172, p. 17 (com adaptações)

A partir das informações do texto, julgue os itens se seguem�

01� A transferência de elétrons na cadeia de transporte de elétrons é um fenômeno físico�

02. Sabendo que todas as reações apresentadas na tabela ocorrem, necessariamente, no transporte de elétrons, então a ordem de transferência espontânea de elétrons na cadeia relativa a essa tabela é 1 → 2 → 3 → 4 → 5 → 6 → 7�

03� Na etapa 7 da sequência de reações apresentadas na tabela, ocorre oxidação do oxigênio�

04� Considerando uma reação espontânea que envolva apenas as etapas 2 e 3 da tabela, o agente oxidante é o citocromo a (Fe2+)�

05. Sob as mesmas condições, se o Fe3+ do citocromo for substituído por Zn2+, haverá mudança no potencial de redução do citocromo a�

04. (UFPR) O ácido ascórbico é uma das formas da vitamina

C que apresenta propriedade antioxidante� Na indústria de alimentos, ele é largamente utilizado como aditivo para prevenir a oxidação� Uma maneira de analisar a quantidade de ácido ascórbico em bebidas é através de uma reação de oxirredução utilizando iodo� Com base nisso, foi montada uma pilha, conforme ilustração abaixo, contendo eletrodos inertes de platina ligados a um voltímetro� Foram mantidas condi-

E-E-E-E-C

0.48

AC DC

ções padrão (298 K, 1 atm e 1 mol L –1) para o experimento, e no instante em que se fechou o circuito, conectando-se os fios ao voltímetro, o valor de potencial medido foi de 0,48 V� solução de iodo solução de ác. ascórbico

O HO HO O O O + 2e + 2H -+ O HO HO HO OH O

ác. deidroascórbico ác. ascórbico

a) 0,03 V�

b) 0,06 V�

c) 0,24 V�

d) 0,48 V�

05. A célula e várias de suas organelas podem ser comparadas com sistemas eletroquímicos, pois existem diversos experimentos comprovando a diferença de potencial entre o meio intraorganela e o citoplasma, ou mesmo entre o meio intracelular e o meio extracelular� Na tabela abaixo são apresentados alguns potenciais de redução�

Tabela de potencial de redução Reação Ered(volts)

2+ Fe + 1e Fe → ←

+0,77 3+-

-2,90

-0,14

E-C-C-E

01� A maior força eletromotriz da pilha apresentada pela tabela tem valor de + 3,02 V�

02� A tabela apresenta três possíveis ânodos para uma pilha�

03. Uma pilha funcional pode ser formada por: Sn / Sn2+ // Fe3+ / Fe2+

04� De acordo com os potenciais, a reação entre o íon Fe3+ com o gás cloro é espontânea�

MÓDULO 20 A

W INTRODUÇÃO À RADIOATIVIDADE

A transformação da matéria pode ocorrer de três maneiras: por processo físico, químico ou nuclear. Um processo nuclear se caracteriza exatamente por produzir modificações na estrutura do núcleo do átomo, por emissão de partículas e/ou ondas eletromagnéticas para o meio exterior, como no caso da radioatividade

Uma comprovação de que fenômenos químicos e fenômenos nucleares são distintos pode ser feita pela comparação da energia envolvida nos dois processos Os fenômenos nucleares são acompanhados de valores energéticos muito elevados quando comparados com os fenômenos químicas Outro ponto de destaque é o fato de as transformações químicas serem grandemente afetadas por fatores como temperatura, pressão, concentração, superfície de contato etc Já as transformações nucleares não sofrem interferência dessas variáveis

Mas também existem fenômenos químicos de alto valor energético Os raios X são bons exemplos Atualmente são considerados raios X as radiações eletromagnéticas com comprimento de onda que varia de 10−11 m a 10−8 m resultantes da colisão de elétrons provenientes de um cátodo aquecido contra uma lâmina metálica (ânodo) Ao contrário das emissões radioativas, os raios X são emissões de elétrons, portanto, um fenômeno não nuclear (de origem eletrosférica), mas que se assemelha bastante em intensidade energética aos fenômenos nucleares

Emissão alfa

A descoberta da radioatividade por Becquerel e pelo casal Curie e estudos posteriores levaram à caracterização das emissões radioativas Existem diversas emissões nucleares, mas a partir de agora estudaremos as características de três delas: partículas alfa, partículas beta e a onda eletromagnética gama

No início do século XX, Rutherford estava investigando a constituição atômica da matéria e precisava de uma partícula que pudesse responder às inquietações sobre a estrutura do átomo Com a descoberta da radioatividade, Rutherford pôde contar com um grande aliado: a emissão alfa (α). Nos estudos de Rutherford sobre as características da emissão α, ele chegou à conclusão de que se tratava de uma partícula de carga elétrica positiva (dois prótons) Essa conclusão foi estabelecida a partir do comportamento da emissão α em presença de um campo elétrico carregado. A partícula α é desviada no sentido da placa negativa Pelo ângulo de desvio, relativamente pequeno, Rutherford acreditou que a partícula α tinha um grande valor de massa.

Chapa fotográfica

Atualmente, sabemos que a emissão α é uma partícula dotada de duas cargas positivas (prótons) e dois nêutrons, mas nenhum elétron� Portanto, trata-se de um núcleo de gás nobre hélio�

O fato de a partícula não apresentar elétrons implica um alto poder de ionização do meio, ou seja, quando emitida, captura dois elétrons do meio com o qual está em contato e se transforma no gás nobre hélio�

4-4 22+2eHe α →

Em decorrência desse alto poder de ionização, a partícula α não possui grande penetrabilidade em tecidos biológicos e em outros meios� Mas atenção! Trata-se de uma partícula de origem nuclear e, portanto, de grande valor energético, o que causa danos aos seres vivos�

W Lei de emissão de partícula alfa

O estudo das emissões radioativas no início do século XX levou à observação de certas regularidades. Frederic Soddy, Prêmio Nobel de Química em 1921, foi um dos estudiosos dessas regularidades�

Segundo Soddy, quando um núcleo instável emite uma partícula alfa ( 4 2 α ), seu número atômico e seu número de massa diminuem de duas e quatro unidades, respectivamente. Essa lei é reconhecida na atualidade como lei de Soddy.

2382344

No exemplo acima, temos a emissão de uma única partícula alfa pelo núcleo de urânio-238� Nesse processo é formado o tório-234� Observe que na transformação o número atômico diminui de duas unidades, enquanto o número de massa diminui de quatro unidades�

Emissão beta

No estudo das emissões radioativas, Becquerel também caracterizou uma segunda partícula proveniente do núcleo - a partícula beta� Essa emissão sofre atração por uma placa elétrica de carga positiva e apresenta massa bem menor que a massa da partícula alfa� A comparação dos valores de massa das duas partículas foi estabelecida com base nos desvios apresentados por elas quando em presença de um campo elétrico carregado� Devido ao fato de ser atraída pela placa de carga elétrica positiva, concluiu-se que a carga elétrica da partícula beta é negativa�

Atualmente, aceita-se que a partícula beta seja formada pela desintegração de um nêutron nuclear, dando origem a um próton, uma partícula beta, um neutrino e uma onda eletromagnética gama�

Durante a emissão de uma partícula beta, o próton fica retido no núcleo, enquanto a emissão beta, o neutrino e a onda eletromagnética gama saem do núcleo� O poder de ionização da partícula beta é bem menor que o poder de ionização produzido pela partícula alfa, mas a penetrabilidade da partícula beta é bem maior que a penetrabilidade da partícula alfa em tecidos biológicos e outros� Logo, respeitando-se as devidas proporções, os danos biológicos causados pela emissão beta são maiores�

Lei de emissão de partícula beta

Do mesmo modo que havia uma regularidade na emissão de partículas alfa, havia também para a emissão da partícula beta, que foi enunciada na lei de Soddy, Fajans e Russel.

Segundo esses cientistas, quando um núcleo instável emite uma partícula beta, seu número de massa permanece constante, mas seu número atômico aumenta em uma unidade, formando, assim, um novo átomo isóbaro do primeiro� 1371370

Emissão gama

A emissão gama é uma onda eletromagnética que foi descoberta por Paul Villard (1860-1934) e se caracteriza por apresentar alta energia e alto poder de penetrabilidade em tecidos biológicos e em outros meios� Não apresenta massa nem carga elétrica� Quando analisada em presença de um campo elétrico, não sofre interferência, pois não apresenta carga elétrica� O poder de penetrabilidade da emissão gama é realmente muito grande, podendo atravessar materiais espessos e densos, como por exemplo, o aço. Somente dispositivos com espessas camadas de chumbo e/ou concreto podem frear a emissão gama�

A seguir, temos uma representação esquemática do poder de penetração de algumas emissões� Mas atenção! Os raios x não são emissões nucleares, e sim emissões eletrosféricas�

92902 UTh++energia → α

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) A determinação da idade de rochas potencialmente geradoras de petróleo, gás natural e carvão tem sido utilizada como ferramenta auxiliar para a descoberta de novas reservas de combustíveis fósseis Um método de obtenção da idade absoluta de materiais geológicos e arqueológicos utiliza a medida da razão entre 14 6 C e 12 6 C ( 1412 66C/C ) existentes nesses materiais. Os equipamentos convencionais utilizados para esse fim permitem datar amostras com até 0,05% de 14 6 C remanescente Na natureza, o carbono possui três tipos de átomos: 12 6 C ,

13 6 C e 14 6 C , sendo os dois primeiros estáveis e o terceiro, radioativo, que decai para 14 7 N e possui meia-vida de 5 730 anos O

14 6 C forma-se na atmosfera superior da Terra e é absorvido por plantas e animais Ao morrer, embora o carbono radioativo que se encontre na constituição do organismo continue a decair, ele deixa de absorver carbono, fazendo com que a razão 1412 66C/C passe a variar com o tempo

Acerca do assunto abordado no texto acima, julgue os itens seguintes C-E-C-E

01 O decaimento de 14 6 C para 14 7 N ocorre por emissão de partículas beta

02 O método de datação por meio do decaimento do 14 6 C pode ser utilizado para determinar a idade de rochas geradoras de petróleo, formadas no período geológico, compreendido entre 142 milhões e 65 milhões de anos atrás

03 Os três isótopos do carbono, 12 6 C , 13 6 C e 14 6 C , mencionados no texto, diferem quanto ao número de nêutrons, que corresponde a 6, 7 e 8 respectivamente

04 Os átomos 14 6 C e 14 7 N possuem a mesma configuração eletrônica

02. (UnB DF) O processo de irradiação pode ser utilizado para aumentar o tempo de conservação dos alimentos, por meio de eliminação de microrganismos patogênicos e de insetos A irradiação geralmente é feita com raios gamas originados do cobalto-60

Acerca desse assunto, julgue os itens a seguir E-C-E-E

01 A radiação gama é originada de uma transformação química

02. Se um átomo de cobalto-60 emite apenas radiação gama, isto significa que ele não sofre uma transmutação.

03 Um alimento irradiado contém átomo de cobalto-60 que lhe foram adicionados no processo de tratamento

04 No processo de irradiação, o feixe raios gama pode ser direcionados aos alimentos por meio de placas elétricas devidamente polarizadas, que desviam tais raios

03. (UnB DF) A deficiência de iodo no organismo pode ocasionar o desenvolvimento anormal da glândula tireoide, o que é conhecido como bócio Como medida preventiva a esse problema, tem sido recomendada a adição de um composto de iodo ao sal de cozinha, material conhecido comercialmente como sal iodado Imagens de tireoide para diagnóstico de doenças podem ser geradas, usando-se detectores da radiação emitida por um determinado radioisótopo. Para esse fim, o iodo-131 ( 131 53I ) tem sido largamente utilizado, geralmente introduzido no organismo como uma solução aquosa de NaI Esse radioisótopo, cujo decaimento produz um elemento 13154X , possui meia-vida de oito dias

Com referência ao texto, julgue os itens seguintes E-E-E-C

01 Pelo fato de formar cristais brilhantes, a substância iodo é classificada como um metal.

02 A fórmula química do sal iodado referido no texto é NaI

03 Para formar o elemento 13154X , o iodo 131 53I deve emitir uma partícula α

04 O elemento X é um gás nobre

04. (UnB DF) Uma das técnicas de conservação de alimentos baseia-se no uso de radiação gama proveniente, por exemplo, do decaimento do cobalto-60, que pode ser representado pelas equações seguintes

I 60 27 Co → 60 28 Ni* + 0 1- β

II 60 28 Ni* → 60 28 Ni + γ

A radiação gama, ao penetrar nos alimentos, mata os microrganismos que acelera o seu apodrecimento

Com base nessas informações, julgue os itens a seguir C-C-E-E

01 A partir da equação I, é correto concluir que o núcleo radioativo aumenta seu número atômico após o decaimento

02 A partícula emitida na equação I é um elétron

03. Segundo a equação II, a radiação emitida origina-se de transições que envolvem níveis eletrônicos

04 Para que a radiação gama possa matar os microrganismo, é necessário adicionar uma substância radioativa aos alimentos, o que os contamina, podendo causar sérios riscos à saúde humana

ANOTAÇÕES

W CINÉTICA RADIOATIVA

A técnica utilizada para datar materiais fósseis, rochas e qualquer outro tipo de artefato é a do carbono-14, desenvolvida por Willard Frank Libby em 1946 Nessa técnica, são utilizados contadores de emissões radioativas de grande sensibilidade (contador Geiger), capaz de registrar as emissões partículas beta feitas pelo núcleo radioativo do isótopo 14 do carbono

De maneira geral, podemos dizer que a técnica desenvolvida para datação de fósseis tem por base o processo de desintegração de núcleos Isso porque o núcleo, ao emitir uma partícula, sofre transmutação, dando origem a outro núcleo

Os cálculos realizados nos processos nucleares são determinações estatísticas, já que numa mesma amostra existem núcleos radioativos que sofrem desintegração em segundos, enquanto outros demoram até bilhões de anos No caso da datação de materiais fósseis, é utilizada uma média estatística que determina o tempo necessário para que a atividade da amostra radioativa seja reduzida à metade Esse intervalo de tempo é denominado de meia-vida ou período de semidesintegração No caso do carbono-14, o período de meia-vida de 5 730 anos, ou seja, a atividade de carbono-14 diminui 50% em 5 730 anos.

Meia-vida (t1/2 ou P1/2) é o tempo necessário para que o número de isótopos radioativos de uma amostra seja reduzido à metade por decaimentos

Como os isótopos radioativos têm massa, também podemos dizer que o período de meia-vida mede o tempo para que a massa dos isótopos radioativos seja reduzida à metade Graficamente, podemos expressar esse processo por uma curva de decaimento.

Após a 1a meia-vida (5.730 anos)

Após a 2a meia-vida (11.460 anos)

Após a 3a meia-vida (17.190 anos)

Decaimentos radioativos e funções matemáticas

Podemos expressar o decaimento radioativo dos isótopos do carbono-14 por meio de uma função matemática que relaciona o número de átomos inicial e final desse isótopo em qualquer instante

Observe que, no início, temos um valor N0 de átomos de isótopos de carbono-14 e que, após o primeiro período de meia-vida, esse valor é reduzido a 0N 2 ; após o segundo período de meia-vida, o valor já é de 0N 4 ; após o terceiro período de meia-vida, é de 0

; e assim sucessivamente

em que t1/2 é o período de meia-vida

Manuseando essa sequência numérica, podemos construir uma lei matemática de formação que permite determinar qualquer termo dessa progressão numérica

em que n é o número de períodos de meias-vidas

Para determinar o intervalo de tempo do processo, multiplicamos o número de períodos de meias-vidas (n) que aconteceu durante o decaimento pelo valor do período de meia-vida

Decaimentos radioativos e função logarítmica

Nos exemplos de decaimentos radioativos estudados até o momento, há uma regularidade dos fenômenos de tal forma que o número de períodos de meias-vidas é determinado por meio da função exponencial sem o uso de logaritmos Entretanto, na maioria dos casos, não temos uma regularidade tão perfeita assim Há situações, por exemplo, em que precisamos calcular o tempo para que uma amostra radioativa perca 88% de sua atividade Nesses casos, podemos recorrer ao uso de funções matemáticas logarítmicas Assim, chegaremos à seguinte expressão matemática:

Por outro lado, também podemos partir da expressão de velocidade e decaimento Para isso devemos analisar os decaimentos radioativos como sendo eventos estatísticos num grande conjunto de núcleos isotópicos, e não num único núcleo Dessa forma, podemos definir a atividade ( A ) de uma amostra de qualquer material radioativo como a razão segundo a qual se desintegram os núcleos de seus átomos constituintes Não faremos demonstrações matemáticas, mas a velocidade de decaimento de uma amostra radioativa, obedece a uma cinética de primeira ordem, e pode ser expressa pela seguinte fórmula matemática: kt fo [A][A]e=⋅ , onde k é o valor da constante de desintegração

Considerando que a atividade final seja metade da atividade inicial, ou seja, o f [A][A] 2 = , podemos assumir o intervalo de tempo como sendo o tempo de meia-vida

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) A deficiência de iodo no organismo pode ocasionar o desenvolvimento anormal da glândula tireoide, o que é conhecido como bócio� Como medida preventiva a esse problema, tem sido recomendada a adição de um composto de iodo ao sal de cozinha, material conhecido comercialmente como sal iodado� Imagens de tireoide para diagnóstico de doenças podem ser geradas, usando-se detectores da radiação emitida por um determinado radioisótopo. Para esse fim, o iodo-131 (53I131) tem sido largamente utilizado, geralmente introduzido no organismo como uma solução aquosa de NaI� Esse radioisótopo, cujo decaimento produz um elemento 54X 131, possui meia-vida de oito dias�

Com relação ao texto, considere que 0,5 mL de uma solução aquosa de NaI* (em que I* é iodo-131), cuja concentração é 1,0 mol/L, foi administrada a um paciente que não possuía esse radioisótopo� Admitindo que não tenha havido qualquer eliminação de iodeto do organismo, que todos os íons iodeto presentes na solução de NaI* sejam radioativos, e sabendo que M(Na) = 23 g/mol, calcule uma das quantidades seguintes, desprezando, para a marcação na Folha de Respostas, a parte fracionária do resultado final obtido após efetuar todos os cálculos solicitados�

a) 77 b) 050 c) 250

a) A massa, em miligramas, de NaI* que foi administrada ao paciente�

b) O número de mols de íons de iodeto radioativo presentes na dose administrada ao paciente, multiplicando a quantidade encontrada por 105

c) O número de mols de íons de iodeto radioativo presentes no paciente, exatamente oito dias após a administração da dose, multiplicando a quantidade encontrada por 106

02. O prazo de validade de um determinado antibiótico é de 70 dias, desde que armazenado sob refrigeração a 5 °C. Sabe-se que a constante de decaimento do antibiótico (kd) é igual a 0,02�dia-1�

Considerando que ln20,7 = , a quantidade do antibiótico remanescente no medicamento ao final do prazo de validade, quando armazenado a 5 °C, será de

a) 1/5 da quantidade inicial�

b) 1/4 da quantidade inicial�

c) 1/2 da quantidade inicial�

d) a mesma quantidade inicial�

03. O cloreto de sulfurila, SO2Cl2, no estado gasoso, decompõe-se nos gases cloro e dióxido de enxofre em uma reação química de primeira ordem (análogo ao decaimento radioativo)� Quantas horas demorará para que ocorra a decomposição de 87,5% de SO2Cl2 a 320 °C?

Dados: 5-1 k2,210s,a320C=×° ; ln 0,5 = -0,693

a) 1,58

b) 8,75

c) 11,1

d) 26,3

e) 52,5

04. O isótopo 32 15 P é utilizado para localizar tumores no cérebro e em estudos de formação de ossos e dentes� Uma mesa de laboratório foi contaminada com 100 mg desse isótopo, que possui meia-vida de 14,3 dias� O tempo mínimo, expresso em dias, para que a radioatividade caia a 0,1% do seu valor original, é igual a

Dado: log2 = 0,30

a) 86�

b) 114�

c) 129�

d) 143�

e) 157�

05. Em 1947, um pastor chamado Mohamed Adh-Dhib perdeu uma cabra, que fugiu subindo um conjunto de rochas escarpadas�

Após procurá-la sem êxito, Adh-Dhib sentou-se para descansar e acabou descobrindo uma caverna estreita de onde, no dia seguinte, com a ajuda de um amigo, retirou um conjunto de pergaminhos que viriam a ser conhecidos como os “Manuscritos do Mar Morto”�

Química Nova na Escola

Uma amostra do pergaminho foi submetida à técnica de datação por decaimento radioativo do carbono-14� A atividade:

( A ) do carbono-14 nos manuscritos foi de 11 dpm/g (dpm = desintegração por minuto)� A atividade (A0) do carbono-14 no tecido vivo é de 14 dpm/g� Utilizando a equação dada, a idade dos pergaminhos é, aproximadamente,

A ln=-kt A 



a) 500 anos�

b) 1 000 anos�

c) 1 500 anos�

d) 2 000 anos�

e) 3 000 anos�

ANOTAÇÕES

MÓDULO 22 A

W FISSÃO E FUSÃO NUCLEARES

O entendimento dos fenômenos das emissões radioativas aconteceu já no início do século XX com a participação de pesquisadores como Rutherford, Frederic Soddy e outros A resposta aos questionamentos energéticos nucleares foi elaborada e culminou com o projeto da bomba de fissão nuclear obtido em 1939. Primeiramente observado pelos alemães Otto Hahn e Fritz Strassmann, o processo de fissão nuclear foi interpretado e explicado corretamente pela física austríaca Lise Meitner, que, devido às perseguições nazistas, estava radicada na Suécia.

Fissão nuclear

Pesquisas sobre a estrutura atômica da matéria na década de 1930 levaram os cientistas a produzir a transmutação, ou seja, a partir do bombardeamento de núcleos com nêutrons, prótons e outras partículas, foi possível produzirem-se núcleos diferentes E o interessante é que, durante a transmutação, foi observada a liberação de grande quantidade de energia

A corrida por armas de guerra que produzissem grandes quantidades de energia tornou-se cada vez maior durante a Segunda Guerra Mundial. Nesse contexto, a produção da bomba de fissão nuclear tornou-se iminente.

A fissão nuclear consiste na quebra do núcleo atômico relativamente grande em núcleos menores, havendo liberação de enormes quantidades de energia

Fissão nuclear Energia

A primeira fissão nuclear foi obtida a partir do núcleo de urânio-235, mas núcleos como os de urânio-233 e plutônio-239 também sofrem quebras quando atingidos por nêutrons de baixa velocidade

Durante a fissão, novos nêutrons são gerados e novas quebras de núcleos são realizadas, o que garante a manutenção da reação de fissão, formando o processo de reação em cadeia.

TREINAMENTO PAS

Figura 01 - Fissão nuclear. Verifique que a quebra de um núcleo produz uma reação em cadeia (bomba nuclear), liberando enorme quantidade de energia

A quebra do núcleo de urânio pode ocorrer de duas maneiras, mas nos dois casos há produção de nêutrons suficientes para manter a reação em cadeia.

Para que a reação ocorra em cadeia, é necessária uma massa mínima do material físsil� Essa massa é chamada de massa crítica� A massa crítica de urânio é de 1 kg, aproximadamente, ou seja, com 1 kg de urânio é possível manter a reação de fissão em cadeia. Se a massa for superior ao valor da massa crítica, dizemos que se trata de uma massa supercrítica� O valor de massa crítica deve ser obedecido, caso contrário os nêutrons produzidos durante a quebra dos núcleos escapam da massa e não conseguem atingir novos núcleos� Nesse caso, a reação não atinge o estágio de reação em cadeia�

As bombas de fissão nuclear trabalham com valores de energia que são quantificados em unidades de quilotons. Um quiloton equivale a 1 000 toneladas de dinamite (TNT). Para se ter uma ideia da quantidade de energia liberada numa fissão nuclear, a bomba de urânio-235 lançada sobre Hiroshima, em 6 de agosto de 1945 era equivalente a 20 quilotons, ou seja, a energia liberada sobre Hiroshima foi correspondente à explosão de 20 000 toneladas de dinamite (TNT)� A energia liberada por quilograma de urânio-235 numa fissão nuclear é de 8,51 × 1010 kJ/kg de U-235.

Fusão nuclear

A primeira bomba de fusão nuclear foi lançada em outubro de 1952� A corrida armamentista e a Guerra Fria levaram o mundo a conhecer o poderio dos testes da fusão nuclear na disputa pela hegemonia do poder em todo o mundo�

Também chamada de bomba de hidrogênio, a fusão nuclear consiste na união de núcleos pequenos em núcleos maiores, havendo liberação de energia. Conclui-se que o Sol produza energia por meio de reações de fusão nuclear entre isótopos de hidrogênio�

Observe a ilustração abaixo da reação nuclear em cadeia de fissão do núcleo de urânio-235�

Figura 02 - Esquema do processo de fusão nuclear� Partículas representadas em cores fantasia e fora de escala�

A teoria da fusão nuclear foi sugerida durante o desenvolvimento da bomba de urânio (fissão nuclear). Segundo Fermi, a bomba atômica poderia fornecer energia suficiente para produzir a união de núcleos de hidrogênio Nessa fusão, seria produzido o núcleo de gás nobre hélio e haveria liberação de gigantesca quantidade de energia, milhares de vezes maior que a da bomba atômica

A equação de fusão de isótopos do hidrogênio (deutério e trítio) está representada abaixo

2341

1120 HHHenenergia +→++

O empecilho para a produção da bomba de hidrogênio são as altas temperaturas exigidas durante o processo de união

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. (UnB DF) Ao capturar um nêutron, um átomo de urânio pode sofrer um processo de fissão que resulta na desintegração de seu núcleo Forma-se, assim, um elemento mais leve (por exemplo bário e criptônio), com emissão simultânea de 2,5 nêutrons, em média, por núcleo

“O funcionamento do rator” In: Ciência Hoje. N0 32, v. 6.

Considerando as informações do texto, julgue os itens a seguir

E-E-C

01 Os átomos de bário e criptônio são isótopos do átomo do átomo de urânio que o originou

02. No processo de fissão nuclear citado, é também possível a formação de átomos de massa maior do que a do átomo de urânio

03. A emissão de 2,5 nêutrons, em média, por núcleo, significa que podem estar ocorrendo reações que produzirão 3 nêutrons e reações que produzirão 2 nêutrons

02. No quadro abaixo, encontra-se a energia aproximada liberada em alguns processos

dos núcleos Mas com os testes e a comprovação da alta energia liberada na explosão das bombas atômicas, pode-se concluir que seria possível tal processo

Atualmente inúmeros problemas são enfrentados no desenvolvimento de processos de fusão Por um lado, está a dificuldade de se produzirem temperaturas da ordem de milhões de kelvins Por outro, está no fato de não se terem materiais que resistam a temperaturas tão elevadas assim Entretanto, a bomba de hidrogênio é bastante estudada como forma de se produzir energia, uma vez que os isótopos leves são frequentes na natureza e os produtos da reação não são radioativos

04. Uma das vantagens da fusão nuclear em relação à fissão nuclear é a abundância de hidrogênio na natureza

05. Se uma bomba baseada na fusão de hidrogênio tem 58 quilotons, então ela é equivalente à queima de mais de 5,8 toneladas de hidrogênio

03. O elemento químico urânio, cujo processo de enriquecimento é, atualmente, um assunto com repercussões na política mundial, ocorre na natureza em forma de duas variedades isotópicas

Para cada 1 000 átomos de urânio, 993 átomos são do isótopo 238 92U e apenas 7 átomos são do isótopo 235 92U que é mais reativo Sobre o urânio e seu comportamento atômico, julgue os itens a seguir C-C-C-C

01 O 235 92 U é empregado em usinas nucleares como material, que ao sofrer fissão, libera grande quantidade de energia. 02 Quanto maior o grau de enriquecimento do urânio maior a concentração do isótopo 235 92 U

03 A reação nuclear do urânio é desencadeada por nêutrons, onde cada átomo de 235 92 U dá origem a dois outros com núcleos menores

04. Se a reação de fissão do 235 92 U for representada por 23511371 920530 UnIY2n +→++ então o elemento Y tem número atômico 39

04. Desde que Becquerel observou a ação das emissões radiativas sobre chapas fotográficas em 1896, muito se descobriu sobre os processos nucleares e suas aplicações. Sobre esse assunto, julgue os itens a seguir C-C-C

Sabendo-se que 1 quiloton é o equivalente energético à explosão de mil quilos de TNT, julgue os itens a seguir E-E-C-C-E

01 A fusão nuclear é o processo de quebra de núcleos grandes em núcleos menores, liberando energia

02 Uma bomba de TNT de uma tonelada tem a mesma energia da combustão de 10 mil quilos de etanol

03. Para uma bomba atômica (baseada na fissão de urânio-235) de 20 quilotons de energia, é necessário menos de um grama de urânio

01. Em usinas nucleares, a fissão nuclear se processa de modo controlado, e a energia liberada é utilizada para a geração de energia elétrica

02. Em radioterapias com Cobalto 60 são utilizados os raios γ provenientes da desintegração nuclear de átomos desse elemento

03 Para determinar a idade de fósseis, pode-se recorrer às propriedades radiativas do Carbono 14

W COMPOSTOS OR g ÂNICOS

Os fundamentos da química orgânica datam da metade do século XVIII O químico sueco Torbern Bergman, em 1770, foi o primeiro a expressar a diferença entre substâncias “orgânicas” e “inorgânicas”. Segundo Bergman, compostos orgânicos eram todos e quaisquer compostos obtidos a partir de organismos vivos Já os compostos inorgânicos eram aqueles originados de fontes não vivas Junto com esta distinção, crescia uma crença chamada Vitalismo, que defendia a presença de uma “força vital” para a síntese de um composto orgânico

Por volta de 1816, com a descoberta do sabão, a teoria da força vital recebeu seu primeiro abalo Foi Michel Chevreul quem preparou pela primeira vez a reação de álcalis (bases) com gordura animal, separando diversos compostos orgânicos puros, que ele próprio denominou “ácidos graxos” Pela primeira vez, uma substância orgânica (gordura) fora convertida em outras (ácidos graxos e glicerina) sem a intervenção de uma força vital externa

Gordura animal NaOH → sabão + glicerina

Sabão H+ → ácido graxo

Por volta de 1828, a teoria da força vital sofreu um grande golpe quando Fridrich Wöhler descobriu que era possível converter o sal inorgânico cianato de amônio na substância orgânica ureia Até então, ureia era uma substância encontrada somente na urina humana

NH4CNO

cianato de amônio

Mesmo com a falência do vitalismo na ciência, a palavra “orgânico”, atualmente, ainda continua sendo usada por algumas pessoas significando “o que vem de organismos vivos” Não é raro encontrar dizeres tais como “vitaminas orgânicas”, “fertilizantes orgânicos” e outros. Sem dizer do termo “alimento orgânico” utilizado com o sinônimo de alimento que foi cultivado sem o uso de fertilizantes e pesticidas sintéticos

Algumas propriedades dos compostos orgânicos

x Apresentam geralmente baixa estabilidade diante de agentes energéticos, como temperatura, pressão, ácidos concentrados etc

x São parcialmente solúveis em água, havendo casos de alta solubilidade (álcoois).

x Reagem, na maioria dos casos, lentamente com formação de subprodutos e requerem geralmente o uso de catalisadores

x Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição

x Não conduzem eficientemente corrente elétrica em solução aquosa

Esse conjunto de características aparece, predominantemente, em compostos do elemento carbono, daí a necessidade de se entender as propriedades desse elemento químico

A teoria estrutural e os postulados de Kekulé

A evolução dos estudos das substâncias orgânicas aconteceu com a participação de cientistas com Antoine Lavoisier (1784) que demonstrou que as substâncias orgânicas eram compostas, principalmente, de Carbono (C), hidrogênio (H), e Oxigênio (O);

Justus Liebig, Berzelius e Dumas (1811) que desenvolveram métodos quantitativos para determinação de C, H e O (Fórmulas empíricas). Sem dizer da participação de Stanislao Cannizzaro (1860) que desenvolveu a teoria das fórmulas moleculares Até então, muitas moléculas que pareciam ter a mesma fórmula (fórmulas empíricas) foram vistas como compostas por diferentes números de carbono Por exemplo, eteno, ciclopentano e cicloexano, todos eles têm a mesma fórmula empírica: CH2 Contudo, essas moléculas têm fórmulas de C2H4, C5H10 e C6H12, respectivamente

Entre 1858 a 1861, August Kekulé, Archibald Scott Couper e Alexander M. Butlerov trabalhando de forma independente, implantaram a base de uma das teorias mais fundamentais na química: A teoria estrutural

Segundo essa teoria, alguns pontos são comuns aos átomos dos elementos químicos presentes nos compostos orgânicos

x Os átomos dos elementos nos compostos orgânicos podem formar um número de ligações fixas A medida dessa capacidade é chamada valência O carbono é tetravalente, assim como o oxigênio é bivalente e o hidrogênio monovalente Essa capacidade é constante para cada tipo de átomo, ou seja, o carbono, por exemplo, é sempre tetravalente

CN OH

TetravalenteTrivalente

Monovalente Bivalente

x Um átomo de carbono pode utilizar uma ou mais de suas valências para formar ligações com outros átomos de carbono (encadeamento), dando origem a diferentes tipos de ligações que podem ser chamadas de ligação simples, dupla ou tripla Contudo, a tetravalência é sempre mantida, independentemente do tipo de ligação estabelecido Ligação simples Ligação tripla

CC CC CC

dupla

Com o desenvolvimento da teoria eletrônica de ligação química de Lewis no século XX, podemos entender os diferentes tipos de ligações químicas que os átomos de carbono estabelecem com base na Teoria da hibridização Nesse sentido, o carbono pode hibridizar-se em 3sp , 2sp e sp Dependendo do tipo de hibridização, temos ligações somente sigma, ou ligações sigma e pi O quadro a seguir, traz um resumo dos diferentes tipos de hibridização do carbono, além da geometria e dos ângulos formados

Classificação das ligações

Uma vez estabelecido o tipo de hibridização, podemos classificar as ligações estabelecidas pelo carbono em sigma ( σ ) ou pi ( π ) As ligações pi são formadas por orbitais p puros; já as ligações sigma, dependendo da hibridização, podem ser formadas por diferentes tipos de orbitais

Em função dos orbitais envolvidos nas ligações carbono-carbono, temos diferentes comprimentos de ligação� O comprimento de ligação é a distância entre os centros de dois núcleos atômicos envolvidos numa ligação química� A forma de determinar comprimentos de ligação varia de acordo com as técnicas experimentais utilizadas, o que resulta em ligeiras diferenças entre os valores obtidos, tipicamente entre 0,001 e 0,002 nanômetro (1 nm = 10-9 m) A técnica de difração de raios X é a técnica cristalográfica mais comum na determinação de comprimentos de ligação�

No quadro a seguir, temos exemplos de comprimentos e energias de ligações carbono-carbono simples, dupla e tripla nas moléculas de etano, eteno e etino, respectivamente. Verifique que à medida que as hibridizações do carbono mudam de 3sp para 2sp e para, há aumento de energia e diminuição do comprimento�

Um fato interessante é o comprimento de ligações entre átomos de carbono na molécula de benzeno ou qualquer outro composto com presença de ressonância� O comprimento de uma ligação simples C-C é de 0,154 nm; o comprimento de uma ligação dupla C=C é de 0,133 nm� Contudo, ligações em ressonância apresentam um comprimento intermediário ao da ligação simples e dupla�

O benzeno é um caso típico de composto que apresenta deslocalização das ligações pi (ressonância)� E isso produz um híbrido de ressonância, cujo comprimento das ligações entre os átomos de carbono é de 0,140 nm�

Nas estruturas abaixo, verifique que independentemente da representação ser feita por traço (simples ligação) ou por dois traços (dupla-ligação), a distância entre os núcleos dos átomos de carbono é de 0,140 nm Isso indica que o comprimento das ligações entre os átomos de carbono no benzeno é sempre igual e intermediário ao comprimento das ligações simples e dupla Esse fato ocorre em compostos que apresentam ressonância Daí o fato de se admitir a melhor forma de representação do benzeno, o híbrido de ressonância Nessa representação, não há localização de simples e dupla

Classificação do átomo de carbono

Carbono primário (1ª) – É aquele que se liga no máximo a um outro átomo de carbono

Carbono secundário (2ª) - É aquele que se liga a dois outros átomos de carbono

Carbono terciário (3ª) - É aquele que se liga a três outros átomos de carbono

Carbono quaternário (4ª) - É aquele que se liga a quatro outros átomos de carbono

Cadeias carbônicas

Os compostos orgânicos se organizam de tal forma que suas estruturas químicas constituem cadeias carbônicas Existem cadeias carbônicas abertas, fechadas ou mistas. A classificação das cadeias carbônicas é feita com base em vários critérios e de acordo com o quadro a seguir:

Classificação de Cadeias Carbônicas Cadeisas

Aberta ou Acíclica ou AlifáticaFechada ou Cíclica

São cadeias que apresentam extremidades contendo átomos de carbono (Não forma ciclos ou figuras geométricas)

Ex.: H3C-CH2-CH3

Quanto ao tipo de ligação

Quanto à natureza dos átomos

Saturadas Insaturadas

Homogêneas Heterogêneas

Quanto à disposição dos átomos Normais Ramificadas

Se a cadeia for fechada, ainda pode ser classificada em:

Aromáticas

São cadeias carbônicas que apresentam o fenômeno da ressonância (deslocalização dos elétrons Pi)

São cadeias que não apresentam extremidades contendo átomos de carbono (formas figuras geométricas)

Alicíclicas (saturadas, insaturadas etc.)

Mononucleadas

Aromática

Polinucleada (Isolados/Condensados)

Não Aromáticas ou Alicíclica

São cadeias fechadas que não apresentam o fenômedo da ressonância (não apresentam o anel aromático).

Anel Benzênico ou

Benzeno ou

Anel Aromático

As cadeias carbônicas também podem ser analisadas do ponto de vista geométrico� Para cadeias carbônicas abertas, podemos analisar a espacialidade em função do tipo de hibridização. Somente carbonos hibridizados em sp3 são espaciais (tetraédricos); carbonos hibridizados em sp2 e sp são planos�

Contudo, cadeias carbônicas fechadas (cíclicas), em alguns casos, mesmo apresentando carbonos hibridizados em sp3 podem ser planas� Inclui, nesses casos, o ciclopropano, ciclobutano e ciclopentano�

O ciclopropano apresenta carbonos hibridizados em sp3, porém os ângulos de ligação são diferentes de 109o28´, ou seja, o ângulo interno do ciclo apresenta valor de 60°; já o ângulo entre os átomos de hidrogênio de um mesmo carbono é de 120°� De qualquer forma, são valores de ângulos bem diferentes dos valores esperados (109°28´).

O ciclobutano é um composto planar, mas que admite certo grau de movimentação da posição dos átomos de carbono� Isso produz diminuição da tensão das ligações entre átomos de carbono� O ângulo previsto pela hibridização sp3 do carbono (109°28´) também não é obedecido no ciclobutano; por meio de determinação experimental, propõe-se que os ângulos de ligação no ciclobutano sejam de 90°�

Para o ciclopentano, os ângulos de ligações entre átomos de carbono são de 108°� Esse valor é bem próximo do valor previsto pela hibridização sp3 do carbono (109°28´). Isso diminui bastante a tensão das ligações, aumentando a estabilidade do composto�

Moléculas cíclicas podem assumir conformações não planares para minimizar a tensão angular (resultado do distanciamento do valor do ângulo do cicloalcano do valor do ângulo tetraédrico normal de 109°,28´) e a tensão torsional por meio de um franzimento ou pregueamento (dobradura) do anel� Esse fato é traduzido em disposições espaciais diferentes para o cicloexano, como a conformação barco e a conformação cadeira, representadas a seguir�

No caso do benzeno, em função da hibridização sp2 do carbono, a disposição dos átomos de carbono no ciclo é coplanar, ou seja, todos os átomos de carbono pertencem a um mesmo plano Os hidrocarbonetos aromáticos, assim como os compostos aromáticos, são coplanares Isso é condição para que ocorra deslocalização das ligações pi (ressonância)

A seguir, temos representados compostos com anéis aromáticos - benzeno, naftaleno e antraceno Em todos eles, os átomos de carbono são coplanares

Benzeno Naftaleno Antraceno

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. Considerando o composto de fórmula a seguir:

CH3 – C(CH3)2 – CH=CCH3 – CHOH – CHCH3 – NH – CH(CH3) – CH3

Quanto à classificação dos átomos de carbono, julgue os itens.

01 O composto apresenta 7 átomos de carbono primários

02. No composto podemos identificar pelo menos 3 átomos de carbono secundários

03 A soma total do número de átomos de carbono terciários e quaternários é igual a 2, respectivamente?

02. A partir da estrutura do composto a seguir,

03 Na molécula de 1,3-butadieno, o comprimento de todas as ligações entre carbonos é o mesmo

04 Admitindo que a distância de um átomo de hidrogênio e um átomo de carbono no benzeno seja de 0,150 nm, é coerente afirmar que a distância entre dois átomos de hidrogênios vizinhos no benzeno é 0,290 nm

04. A acroleína, de cheiro acre e irritante aos olhos, presente na fumaça, tem fórmula H2CCHCHO Com base na estrutura de cadeia carbônica da acroleína, julgue os itens a seguir C-E-E-E-C

00 Todos os carbonos estão hibridizados em sp2

01 O ângulo entre carbono 1, hidrogênio e oxigênio é 180°

02 O composto apresenta apenas 1 ligação pi

03. Sua cadeia é heterogênea e insaturada.

04 Apresenta 7 ligações sigma

05. Mentol e limoneno são duas substâncias de origem vegetal, cujas estruturas estão representadas a seguir. Sobre essas moléculas, julgue os itens que se seguem E-C-E-E-C

julgue os itens C-E-E-E-C

01 Os carbonos 1 e 2 apresentam hibridização sp2

02 Os carbonos 3 e 4 apresentam hibridização sp3

03 O carbono 5 apresenta hibridização sp

04 Os carbonos 1 e 2 apresentam duas ligações pi () π entre si

05 Os carbonos 3 e 4 apresentam duas ligações pi () π e ma sigma () σ , entre si

03. Considerando que a distância entre os carbonos nas ligações simples carbono-carbono em hidrocarbonetos saturados é 0,154 nm; que a distância entre os carbonos nas ligações duplas carbono-carbono não conjugadas é 0,134 nm, e que a distância entre os carbonos nas ligações triplas não conjugadas é 0,120 nm, julgue os itens a seguir C-C-C-C

01 O comprimento das ligações entre dois átomos de carbono vizinhos na molécula de benzeno é maior que 0,134 nm e menor que 0,154 nm

02 Na molécula de 1,4-pentadieno, o comprimento das ligações C-C é, aproximadamente, 0,154 nm e o comprimento das ligações C=C é 134 pm

OH

limoneno mentol

01 O limoneno é um composto aromático

02 O limoneno apresenta fórmula molecular C10H16

03 O mentol possui cadeia carbônica, saturada, mista e heterogênea

04 O limoneno apresenta dois carbonos quaternários

05 Moléculas de mentol podem formar ligações de hidrogênio entre si e com a água

C-C-C

W FORÇAS INTERMOLECULARES

Os compostos orgânicos podem estabelecer interações de diversas maneiras distintas: por dipolos induzidos, por dipolos permanentes ou por forças de ligação de hidrogênio e, em alguns casos, por meio de forças do tipo dipolo-íon

Um dos fatores que interferem nas propriedades físicas dos compostos é o aumento de massa molar Quanto maior a massa molar, maior tende a ser os pontos de fusão e de ebulição

Por exemplo, o etileno (eteno) em condições ambientes é um gás Já o polietileno, polímero obtido a partir do monômero etileno, nas mesmas condições, é um sólido Isso se deve basicamente ao aumento da massa molar, que por sua vez aumenta o número de interações entre as cadeias formadoras do polímero

Força dipolo induzido

As interações existentes entre moléculas de compostos apolares ocorrem por meio de forças atrativas relativamente fracas chamadas de dipolos induzidos Isto é, as polarizabilidades das moléculas em contato é que irão determinar a força de tal interação Uma molécula perturba a densidade eletrônica da outra, fazendo aparecer dipolos momentâneos que se orientam e originam interações

F I g URA 01 - Formação de dipolos instantâneos ou forças de dispersão

Trata-se de uma interação relativamente fraca Esse tipo de força está presente em todo tipo de sistema molecular, mas torna-se aparente somente quando as outras interações intermoleculares não estão presentes, como no caso dos hidrocarbonetos Apesar de ser uma interação fraca, possui um efeito cumulativo e varia proporcionalmente

com o número de contatos moleculares presentes na molécula No caso dos polímeros (macromoléculas), essa interação é bastante considerável

Forças dipolo permanente

As forças intermoleculares dipolos permanentes ocorrem em moléculas polares Nesse tipo de interação, o polo positivo sofre atração pelo polo negativo, mantendo as moléculas coesas entre si nos estados sólido e líquido

F I g URA 02 - Representação das forças dipolo permanente HCl no estado líquido

Da mesma forma, as forças intermoleculares dipolo permanente-dipolo, permanente também ocorrem nas substâncias orgânicas Polímeros como o PVC (policloreto de vinila) interagem fortemente por forças dipolos-permanentes

F I g URA 03 - O PVC é um polímero formado de monômeros polares que interagem por dipolos-permanentes

Ligações de hidrogênio ou ponte de hidrogênio

Quando átomos de hidrogênio são envolvidos em interações dipolo-dipolo pode ocorrer, em alguns casos, interações de intensidade superior ao valor normal esperado A força de interação é um fenômeno eletrostático e, portanto, depende da intensidade das cargas elétricas envolvidas Quanto maior a intensidade de carga positiva e menor a distância entre elas, maior será a intensidade da força eletrostática Daí o fato de o átomo de hidrogênio fazer exceção em algumas situações

Interações entre cadeias poliméricas Destaque para as ligações de hidrogênio

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

01. As propriedades das substâncias moleculares estão relacionadas com o tamanho da molécula e a intensidade das interações intermoleculares� Considere as substâncias, a seguir, e suas respectivas massas molares�

C CH3 CH3 CH3 CH3 dimetilpropano

C CH2 CH3 O OH

a) ClSi(CH3)2OH�

b) ClSi(CH3)2O(CHOH)CH2NH2

c) ClSi(CH3)2O(CHOH)5CH3

d) ClSi(CH3)2OCH2(CH2)10CH3

O butanona

C CH2 CH3 CH3

03. Uma alternativa encontrada nos grandes centros urbanos, para se evitar que pessoas desorientadas urinem nos muros de casas e estabelecimentos comerciais, é revestir esses muros com um tipo de tinta que repele a urina e, assim, “devolve a urina” aos seus verdadeiros donos�

Levando-se em conta as forças intermoleculares, indique, no espaço de respostas, qual dos dois é mais eficiente para “devolver a urina” aos seus verdadeiros donos�

CH2 CH3 CH2 CH2 OH3

ácido propanoico CH2 CH3 CH2 CH2 CH3 pentano butan-1-ol

A alternativa que melhor associa as temperaturas de ebulição (Teb) com as substâncias é

a) dimetilpropano pentano butanona butan-1-ol ácido propanoico

b) ácido propanoico dimetilpropano pentano butanona butan-1-ol

c) dimetilpropano pentano butanona ácido propanoico butan-1-ol

d) pentano dimetilpropano butan-1-ol butanona ácido propanoico

02. Para aumentar o grau de conforto do motorista e contribuir para a segurança em dias chuvosos, alguns materiais podem ser aplicados no para-brisa do veículo, formando uma película que repele a água� Nesse tratamento, ocorre uma transformação na superfície do vidro, a qual pode ser representada pela seguinte equação química não balanceada:

OSiOH O O

OSiOH O

Vidro

CH3

+ Cl Si R

CH3

OSiO O O

04. A clindamicina é um agente antibacteriano anaeróbio que, às vezes, é utilizado no tratamento de infecções ósseas na região bucal. Sua fórmula estrutural é mostrada abaixo. A seguir, analise as alternativas e marque V para verdadeiro e F para falso� F-V-F-V

01� As funções oxigenadas da clindamicina são: álcool, éter e cetona�

02� A clindamicina apresenta carbonos com hibridização sp 3 e sp 2

03� A clindamicina apresenta caráter ácido�

04� A clindamicina pode se solubilizar na água, pois forma ligações de hidrogênio com a água�

Si(CH32)R + HCl

OSiO O Si(CH32)R

Vidro com película

Das alternativas apresentadas, a que representa o melhor material a ser aplicado ao vidro, de forma a evitar o acúmulo de água, é

A urina é constituída, majoritariamente, por água� Levando-se em conta as forças intermoleculares, podemos dizer que a água será devolvida para os verdadeiros donos, quando o muro for revestido com material apolar, figura A. Isso porque haverá repulsão da urina (predominantemente polar) pela camada de revestimento (apolar)�

GABARITO

QUÍMICA / PAS2

A01 - Estados físicos e transformação da matéria

01 C-E-C-E

02 E-C-C-E-C-C

03 No intervalo de 50 oC a 70 oC

04 a) A: Sólido; C: Líquido; E: Gasoso

b) A região indica mudança do estado líquido para o estado gasoso, cujo calor absorvido é utilizado para o rompimento da interação intermolecular das espécies no estado líquido

c) 30 °C

d) Entre 15 °C e 20 °C

A02 - Modelos de átomos (os 4 elementos Aristóteles e Rutherford-Böhr)

Fe(s) + H2SO4(aq) + 7H2O(l) → FeSO4 7H2O(s) + H2(g) Rendimento de 75,0%

08 C-E-E-E-C

A07 - Óxidos

01 E-E-C-C-C 02 C-C-E-E 03 C-C-E-E 04 C-E-E-E-C 05 E-C-C-E

A08 - Reações químicas de neutralização

01 C-C-E-E

02 E-C-E-C 03 C-E-C-C

A09

A10

A11 - Atmosfera e camada de ozônio

particulados: combustão incompleta de combustíveis fósseis por veículos (automóveis, caminhões, motocicletas etc ) e

A12

, SO3, NOx

A13

A14

A15

A16

A24 - Forças intermoleculares

01 a 02 d

03 1� A urina é constituída, majoritariamente, por água� Levando-se em conta as forças intermoleculares, podemos dizer que a água será devolvida para os verdadeiros donos, quando o muro for revestido com material apolar, figura A. Isso porque haverá repulsão da urina (predominantemente polar) pela camada de revestimento (apolar)�

04 F-V-F-V