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Química Transformações Químicas: Reconhecimento, Representação e Modelos Explicativos

Organizadores

Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores

Isaura Maria Gonçalves Vidotti Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes Yvone Mussa Esperidião

Nome do Aluno

1

módulo


GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO Governador: Geraldo Alckmin Secretaria de Estado da Educação de São Paulo Secretário: Gabriel Benedito Issac Chalita Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas – CENP Coordenadora: Sonia Maria Silva UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO Reitor: Adolpho José Melfi Pró-Reitora de Graduação Sonia Teresinha de Sousa Penin Pró-Reitor de Cultura e Extensão Universitária Adilson Avansi Abreu FUNDAÇÃO DE APOIO À FACULDADE DE EDUCAÇÃO – FAFE Presidente do Conselho Curador: Selma Garrido Pimenta Diretoria Administrativa: Anna Maria Pessoa de Carvalho Diretoria Financeira: Sílvia Luzia Frateschi Trivelato PROGRAMA PRÓ-UNIVERSITÁRIO Coordenadora Geral: Eleny Mitrulis Vice-coordenadora Geral: Sonia Maria Vanzella Castellar Coordenadora Pedagógica: Helena Coharik Chamlian Coordenadores de Área Biologia: Paulo Takeo Sano – Lyria Mori Física: Maurício Pietrocola – Nobuko Ueta Geografia: Sonia Maria Vanzella Castellar – Elvio Rodrigues Martins História: Kátia Maria Abud – Raquel Glezer Língua Inglesa: Anna Maria Carmagnani – Walkyria Monte Mór Língua Portuguesa: Maria Lúcia Victório de Oliveira Andrade – Neide Luzia de Rezende – Valdir Heitor Barzotto Matemática: Antônio Carlos Brolezzi – Elvia Mureb Sallum – Martha S. Monteiro Química: Maria Eunice Ribeiro Marcondes – Marcelo Giordan Produção Editorial Dreampix Comunicação Revisão, diagramação, capa e projeto gráfico: André Jun Nishizawa, Eduardo Higa Sokei, José Muniz Jr. Mariana Pimenta Coan, Mario Guimarães Mucida e Wagner Shimabukuro


Cartas ao Aluno


Carta da

Pró-Reitoria de Graduação

Caro aluno, Com muita alegria, a Universidade de São Paulo, por meio de seus estudantes e de seus professores, participa dessa parceria com a Secretaria de Estado da Educação, oferecendo a você o que temos de melhor: conhecimento. Conhecimento é a chave para o desenvolvimento das pessoas e das nações e freqüentar o ensino superior é a maneira mais efetiva de ampliar conhecimentos de forma sistemática e de se preparar para uma profissão. Ingressar numa universidade de reconhecida qualidade e gratuita é o desejo de tantos jovens como você. Por isso, a USP, assim como outras universidades públicas, possui um vestibular tão concorrido. Para enfrentar tal concorrência, muitos alunos do ensino médio, inclusive os que estudam em escolas particulares de reconhecida qualidade, fazem cursinhos preparatórios, em geral de alto custo e inacessíveis à maioria dos alunos da escola pública. O presente programa oferece a você a possibilidade de se preparar para enfrentar com melhores condições um vestibular, retomando aspectos fundamentais da programação do ensino médio. Espera-se, também, que essa revisão, orientada por objetivos educacionais, o auxilie a perceber com clareza o desenvolvimento pessoal que adquiriu ao longo da educação básica. Tomar posse da própria formação certamente lhe dará a segurança necessária para enfrentar qualquer situação de vida e de trabalho. Enfrente com garra esse programa. Os próximos meses, até os exames em novembro, exigirão de sua parte muita disciplina e estudo diário. Os monitores e os professores da USP, em parceria com os professores de sua escola, estão se dedicando muito para ajudá-lo nessa travessia. Em nome da comunidade USP, desejo-lhe, meu caro aluno, disposição e vigor para o presente desafio. Sonia Teresinha de Sousa Penin. Pró-Reitora de Graduação.


Carta da

Secretaria de Estado da Educação

Caro aluno, Com a efetiva expansão e a crescente melhoria do ensino médio estadual, os desafios vivenciados por todos os jovens matriculados nas escolas da rede estadual de ensino, no momento de ingressar nas universidades públicas, vêm se inserindo, ao longo dos anos, num contexto aparentemente contraditório. Se de um lado nota-se um gradual aumento no percentual dos jovens aprovados nos exames vestibulares da Fuvest — o que, indubitavelmente, comprova a qualidade dos estudos públicos oferecidos —, de outro mostra quão desiguais têm sido as condições apresentadas pelos alunos ao concluírem a última etapa da educação básica. Diante dessa realidade, e com o objetivo de assegurar a esses alunos o patamar de formação básica necessário ao restabelecimento da igualdade de direitos demandados pela continuidade de estudos em nível superior, a Secretaria de Estado da Educação assumiu, em 2004, o compromisso de abrir, no programa denominado Pró-Universitário, 5.000 vagas para alunos matriculados na terceira série do curso regular do ensino médio. É uma proposta de trabalho que busca ampliar e diversificar as oportunidades de aprendizagem de novos conhecimentos e conteúdos de modo a instrumentalizar o aluno para uma efetiva inserção no mundo acadêmico. Tal proposta pedagógica buscará contemplar as diferentes disciplinas do currículo do ensino médio mediante material didático especialmente construído para esse fim. O Programa não só quer encorajar você, aluno da escola pública, a participar do exame seletivo de ingresso no ensino público superior, como espera se constituir em um efetivo canal interativo entre a escola de ensino médio e a universidade. Num processo de contribuições mútuas, rico e diversificado em subsídios, essa parceria poderá, no caso da estadual paulista, contribuir para o aperfeiçoamento de seu currículo, organização e formação de docentes. Prof. Sonia Maria Silva Coordenadora da Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas


Apresentação da área A Química tem sido vista como vilã por muitos dos segmentos sociais que a desconhecem. Enquanto ciência, ela contribui para compreendermos as propriedades dos materiais, suas transformações e suas estruturas em um nível de organização inacessível aos nossos sentidos. Já os químicos, desempenham um papel importante na construção do conhecimento sobre processos e produtos que servem ao bem estar das pessoas. Alimentos, roupas, medicamentos, habitações são alguns exemplos de segmentos da indústria e da agropecuária, nos quais o conhecimento químico é fundamental. É fato também que os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente têm sido cada vez mais graves. O aumento do efeito estufa e a redução da camada de ozônio são exemplos de atividades que dependem da transformação dos materiais. Ainda assim, a Química não é a responsável por esses fenômenos indesejáveis. O conhecimento produzido pelos químicos é um dos instrumentos determinantes para aprofundar ou diminuir os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente. Saber aplicar esses conhecimentos a partir de critérios e valores definidos pela sociedade é um dos principais instrumentos para tomar decisões sobre o controle dessas atividades e também para equacionar a complexa relação bem-estar social e meio ambiente. Os conhecimentos abordados nesse Programa fornecem uma visão geral da fenomenologia das transformações químicas, suas interpretações em termos de modelos microscópicos e suas representações simbólicas. Conhecer as transformações significa também saber utilizá-las para nosso próprio bemestar. Assim, é importante conhecer aspectos quantitativos das transformações para evitar desperdícios, utilizar racionalmente a energia envolvida no processo, controlar a rapidez da transformação e seu rendimento. Estudar as propriedades das substâncias e interpretá-las em termos dos modelos de ligação química também contribui para evitar riscos à saúde e à contaminação ambiental e para compreender os processos de produção de novos materiais e medicamentos. Defendemos o estudo da Química que não seja memorístico. Como alternativa, convidamos você a compreender processos químicos e estabelecer relações entre o conhecimento científico, suas aplicações e implicações sociais, econômicas, ambientais e políticas.


Apresentação do módulo Este módulo apresenta algumas idéias sobre as transformações químicas importantes para todo o estudo da Química. O conhecimento das transformações químicas nos auxilia a compreender melhor muitos fatos do nosso dia-adia. Esse conhecimento também pode facilitar nossa atuação na sociedade, nos posicionando frente a questões sociais, pois podemos argumentar, também, com base no conhecimento científico. Você vai aprender como se pode reconhecer uma transformação química, através de evidências perceptíveis pelos nossos sentidos, ou pela caracterização dos produtos através de suas propriedades como temperatura de fusão, de ebulição, densidade e solubilidade. Para caracterizar um produto é necessário separálo através de processos adequados. Você vai aprender como separar uma substância por destilação, filtração, decantação, evaporação e cristalização. Você também vai estudar as relações de massa existentes em uma transformação química, através das leis de Lavoisier e Proust. Existe uma linguagem química que permite representar as substâncias e as transformações químicas. Você vai conhecer as fórmulas químicas e a linguagem das equações químicas. Conhecer os fatos é importante, porém, não suficiente para que possamos construir uma visão do mundo físico. Nesse sentido, devemos buscar explicações, construindo modelos capazes de explicar amplamente esses fatos. São propostos questões e exercícios ao longo do texto para que você vá formando e ampliando seus conhecimentos. São apresentados também, exercícios complementares para que você possa aplicar seu conhecimento em situações novas. Esse módulo é composto por 6 unidades sobre as transformações químicas: Unidade 1: reconhecimento das transformações químicas. Unidade 2: como obter substâncias puras a partir de misturas que as contêm. Unidade 3: a massa se conserva nas transformações químicas? Unidade 4: interpretando as transformações químicas. Unidade 5: representando as transformações químicas – balanceamento de equações químicas. Unidade 6: previsão das quantidades de reagentes e produtos formados.


Unidade 1

Reconhecimento das transformações químicas Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

INTRODUÇÃO O homem, como qualquer ser vivo, sempre lutou pela sua sobrevivência. A confecção e o aprimoramento de ferramentas, o desenvolvimento da agricultura e da pecuária, bem como de técnicas cerâmicas e metalúrgicas surgiram do empenho de grupos humanos para garantir essa sobrevivência. A descoberta e o controle do fogo caracterizam a mais importante conquista do homem, pois tornou possível quase todas as realizações técnicas que se seguiram. Obter alimentos, vestuário, abrigo, água e energia constituem exigência básica para se sobreviver nas condições impostas pelo ambiente. Essas necessidades foram supridas principalmente, pelo uso e transformação de materiais da natureza (atmosfera, hidrosfera, litosfera e biosfera). Entre os materiais extraídos da natureza e utilizados atualmente na agropecuária, na construção civil, na indústria e como combustíveis (para transporte, aquecimento, cocção de alimentos e caldeiras industriais), alguns são processados para uso imediato, como o carvão mineral, pedras para revestimento, ferro, cobre, alumínio etc. Outros servem como matéria-prima na produção de materiais diversos, como por exemplo a amônia. Todos esses processos envolvem transformações químicas.

COMO

RECONHECER UMA TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA?

Considere por exemplo, a queima do enxofre, processo que envolve interação do enxofre com o oxigênio do ar, notam-se alguns sinais indicativos dessa interação, tais como, mudança de odor, aparecimento de luz e formação de gás. A esses sinais chamamos de evidências. Em geral, é a partir da observação de evidências, que se pode concluir que houve interação geradora de transformação. As características observadas no instante em que iniciamos as observações sobre o sistema, isto é, sobre aquela porção do universo considerada para o estudo, constitui o que chamamos de estado inicial. Aquelas observadas ao término do estudo formam o estado final. Na tabela a seguir foram registradas observações relativas a alguns eventos:

Marcelo Giordan

Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Yvone Mussa Esperidião


 Evento

Sistema

combustão do enxofre

enxofre, oxigênio do ar e calor

pó amarelo

gás com odor sufocante e chama azulada

produção de gás e de luz

interação do bicarbonato de sódio com vinagre

bicarbonato de sódio e vinagre

pó branco e líquido incolor com odor

gás inodoro e líquido incolor

efervescência (produção de gás) e desaparece o odor

combustão do magnésio

magnésio, oxigênio do ar e chama

sólido prateado

pó branco, luz intensa

produção de luz, surgimento de pó branco

gelo e calor do ambiente

sólido transparente escorregadio

líquido incolor

mudança do estado sólido para o estado líquido

interação do soluções de sulfato de cobre sulfato de cobre e hidróxido e de hidróxido de sódio de sódio

solução azul e solução incolor

solução incolor e sólido azul

formação de sólido azul e descoramento da solução

sólido branco e líquido incolor

sólido branco e líquido incolor

fervura do líquido incolor e sólido branco

sólido sedimentado e elevação de temperatura

fusão do gelo

interação da cal com água

Estado inicial

Estado final

Evidências de transformação

Tabela 1. Evidências de transformação química.

Analisando a tabela: 1. Quais as evidências de transformação observadas? 2. Considerando que a transformação química se caracteriza pela formação de novo material, quais os eventos indicados na tabela que podem ser considerados transformações químicas? Justifique. A química se preocupa particularmente com o estudo das transformações que produzem novos materiais – transformações químicas. Neste caso, um ou mais dos materiais que compõem o estado inicial do sistema – os reagentes – são transformados, surgindo no estado final novos materiais – os produtos. transformação química REAGENTES

PRODUTOS

De acordo com essa representação, pode-se indicar os reagentes e os produtos envolvidos na queima do enxofre. transformação Enxofre + Oxigênio

Dióxido de enxofre

Como se viu, as transformações químicas são reconhecidas por meio de evidências, tais como: produção de gases, mudança de cor, formação de sólido, liberação ou absorção de energia, na forma de calor, luz e/ou eletricidade e formação de novo material.




  -   Considere o exemplo mostrado a seguir: Evento Interação de ácido clorídrico com hidróxido de sódio

Sistema Soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio

Estado inicial

Estado final

Evidências de transformação

Soluções incolores

Soluções incolores

Nenhuma mudança aparente

Tabela 2. Interação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio.

3. Considerando os resultados apresentados, pode-se afirmar que ocorreu transformação química? Justifique. 4. A ausência de evidências não garante que não tenha ocorrido transformação, mas sugere a necessidade de se procurar por meios indiretos “sinais” de transformação, que possam conduzir a uma resposta mais confiável. É o caso, por exemplo, do uso de indicadores, como a fenolftaleína, mostrado a seguir: Evento

Sistema

Interação de Soluções de ácido clorídrico ácido clorídrico com hidróxido com gotas de de sódio em fenolftaleína e presença de solução de hidrófenolftaleína xido de sódio

Estado inicial

Estado final

Soluções incolores

Solução avermelhada

Evidências de transformação Mudança de cor do indicador de incolor para vermelho

Tabela 3. Interação entre ácido clorídrico, hidróxido de sódio e fenolftaleína.

Considerando agora os resultados e o que foi discutido até este momento, pode-se afirmar que a interação das soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio resulta em transformação química? Justifique.

Faça agora você: 1. Indique quais eventos são transformações químicas. Justifique. a) queima de uma vela b) enferrujamento de um portão de ferro c) aquecimento da água até a ebulição d) queima da gasolina no motor do carro e) “fervura” da água oxigenada quando colocada num ferimento f) sublimação da naftalina (mudança de estado físico: sólido

gás)

Como reconhecer se houve formação de novo material? Uma forma eficiente de se obter informações sobre a formação de novo material é investigando as suas propriedades, que naturalmente devem ser diferentes das propriedades das substâncias iniciais. São propriedades características importantes: a densidade, as temperaturas de fusão e ebulição e a solubilidade. Considere como exemplo a queima do magnésio, descrita na tabela 1. Comparandose as propriedades das substâncias que compõem o sistema no estado inicial com as propriedades das substâncias no estado final, pode-se concluir que de fato a queima do magnésio é uma transformação química, pois o óxido de magnésio apresenta propriedades diferentes do magnésio e do oxigênio, como mostra a tabela 4.




 Magnésio (sólido) + oxigênio (gasoso)

Temp emp.. de ebulição °C 1090

- 183,0

óxido de magnésio (sólido)

3600

Temp emp.. de fusão °C

651

- 218,4

2825

Densidade g/cm3

1,74

0,001429

3,58

Metal prateado

Gás incolor

Pó branco

Cor

Tabela 4. Propriedades das substâncias.

As substâncias podem ser identificadas por suas propriedades características. A cor e o cheiro, por exemplo, podem identificar uma dada substância, porém, tais propriedades não são suficientes para identificá-la ou distinguí-la de uma outra. As propriedades, como a temperatura de fusão, a temperatura de ebulição, a densidade e a solubilidade, são propriedades que servem como meios de identificação das substâncias, pois dependem apenas da natureza delas e independem de sua quantidade ou sua procedência.

TEMPERATURAS

SOLIDIFICAÇÃO

DE EBULIÇÃO, FUSÃO E

Considere o gráfico que relaciona as temperaturas medidas no decorrer do aquecimento de uma amostra de água, em função do tempo.

A análise do gráfico permite observar que no início do aquecimento (tempo = 0 minutos) a temperatura da água era 20°C; após 6,0 minutos de aquecimento, a temperatura subiu até 97°C, permanecendo constante em 97°C no intervalo de tempo de 6 a 12 minutos, mesmo tendo se continuado o aquecimento. No gráfico, isso aparece como uma linha paralela ao eixo do tempo (patamar). Nesse patamar, coexistem água líquida e vapor de água. A temperatura constante correspondente à ebulição do líquido é chamada temperatura de ebulição, sendo a ebulição a mudança do estado líquido para o estado de vapor. O fato de a temperatura ter permanecido constante, embora o sistema continuasse a receber calor, pode ser entendido considerando que esse calor foi utilizado na separação das partículas de água.

Faça agora você: 1. Considere que um professor distribuiu amostras de 30,0 mL, 50,0 mL e 100,0 mL de acetona, para que os alunos determinassem a temperatura de ebulição. Esboce num gráfico de temperatura × tempo as curvas de aquecimento para as 3 amostras recebidas, utilizando para isso, os mesmos eixos.




  -   2. Considere o aquecimento do naftaleno, substância sólida, comercialmente vendida como naftalina, cuja fusão ocorre a 80°C. a) Esboce a curva de aquecimento desse sólido até a sua fusão, passagem do estado sólido para líquido. b) Esboce a curva de solidificação, passagem do estado líquido para sólido, dessa mesma substância.

DENSIDADE Em linguagem corrente é comum dizer que o ferro é mais pesado que o algodão. Esta afirmação, porém, apresenta uma contradição evidente, já que em 1 kg de ferro e em 1 kg de algodão, a quantidade de material é a mesma, ou seja, a massa é a mesma. A diferença está no volume ocupado pelas amostras. Assim, 1 kg de algodão ocupa um volume muito maior do que 1 kg de ferro. A propriedade que relaciona massa (m) e volume (V) de um dado material é a densidade (d). Matematicamente expressa-se essa relação como d = m/V. Se a massa for expressa em gramas (g) e o volume em cm3 a densidade será expressa em g/cm3. Isso significa que a densidade expressa a massa de 1 cm3 do material. Também se pode expressar a densidade em kg/dm3. A densidade, como toda propriedade característica, não depende da quantidade do material e sim de sua natureza. A densidade é uma propriedade que assume valor constante para qualquer amostra do mesmo material e devido a isso, permite a sua identificação.

Faça agora você: 1. Considere os dados de massa e volume relativos a três amostras de metais aparentemente semelhantes contidos na tabela que segue. A mostr a Amostr mostra

M assa (g) Massa

Volume (cm3)

1

8,6

1,0

2

17,2

2,4

3

25,8

3,0

D ensidade (g/cm3) Densidade

a) Quais amostras são do mesmo metal? Justifique. b) Pode-se identificar uma substância pela sua densidade? Por quê? As misturas não apresentam densidade característica como as substâncias puras. Por exemplo, misturas de álcool e água apresentam densidades diferentes, em função das quantidades de água e álcool usadas. A tabela a seguir contém valores de densidade de misturas constituídas por diferentes volumes de etanol em 100 cm3 da mistura. Composição da mistura Vol. de etanol/100 cm3 10,0 20,0 30,0 40,0 50,0 92,0 99,0

Densidade da mistura (g/cm3) 0,99 0,98 0,97 0,95 0,93 0,83 0,80




 Considerando que a densidade da água é 1,0 g/cm3 e a do etanol é 0,79 g/cm3 a 25°C, como varia a densidade da mistura em relação às densidades de seus componentes, quando aumenta a relação quantidade de álcool/quantidade de água? Como se pode perceber, quanto maior a quantidade de água mais próxima de 1,0 g/cm3 é a densidade da mistura; quanto maior a quantidade de álcool, mais próxima de 0,79 g/cm3 é a densidade da mistura.

Faça agora você: 1. Em alguns postos de abastecimento de álcool combustível existe um aparelho que permite avaliar a qualidade do álcool hidratado, isto é, se ele está dentro dos padrões estabelecidos por lei. Esse aparelho contém o álcool comercializado e duas esferas de cores diferentes.

A situação 1 mostra o comportamento das esferas quando o álcool contém o teor de água previsto por lei. As situações 2 e 3 mostram o comportamento das esferas quando isso não ocorre. A análise das situações permite concluir: I. as esferas A e B são do mesmo material II. na situação 2 há menos água no álcool do que o estabelecido por lei III. na situação 2 há mais água no álcool do que o estabelecido por lei IV. na situação 3 há mais água no álcool do que o estabelecido por lei. Dessas afirmações estão corretas: a) I e II

b) II e IV

c) I, II e IV

d) III e IV

e) I, III e IV

SOLUBILIDADE Uma quantidade de açúcar equivalente a um grão de arroz dissolve-se totalmente em um volume de água correspondente à altura de 2 cm de um tubo de ensaio; por outro lado, a mesma quantidade de enxofre adicionada ao mesmo volume de água, não mostra sinais de dissolução. Considerando iguais condições experimentais, percebe-se que há materiais solúveis e materiais muito pouco solúveis em água. A solubilidade é a propriedade que uma substância apresenta, de formar com outra uma mistura homogênea (aspecto uniforme em toda a sua extensão) chamada solução. Esta é formada pelo soluto (material que se dissolve e que se encontra em menor quantidade) e solvente, agente da dissolução (material presente em maior quantidade do que a do soluto). Há materiais que apresentam solubilidade limitada em água, isto é, existe uma quantidade máxima que pode estar dissolvida num dado volume de solvente, em uma dada temperatura. Esta quantidade é comumente expressa em gramas/100 g de água, ou em gramas de soluto por litro de solução, sendo chamada solubilidade do material. Quando a solução contém uma quantidade de soluto igual a sua solubilidade, diz-se que ela é saturada e quando a quantidade dissolvida é inferior, diz-se que é insaturada.




  -  

Faça agora você: 1. Considere a tabela a seguir, onde constam dados de solubilidade em água, do nitrato de potássio (KNO3): T (°C)

S (g/100 g H2O)

0 10 20 35 40

13 17 30 65 70

60

112

a) Pode-se afirmar que a temperatura é um dos fatores que afeta a solubilidade? Justifique. b) Com esses dados, construa um gráfico da solubilidade em função da temperatura (solubilidade no eixo das ordenadas e temperatura no eixo das abscissas). c) Utilize o gráfico para determinar a massa de nitrato de potássio capaz de se dissolver em 100 g de água a 30°C. d) É possível, utilizando o gráfico, determinar a massa de nitrato de potássio que se dissolve em 100 g de água a 80°C? Justifique. 2. (Fuvest) 160 g de uma solução aquosa saturada de sacarose a 30ºC são resfriados a 0ºC. Considerando a tabela, quanto de açúcar cristaliza? Temp er atur a (°C) emper era tura

a) 20 g

Solubilidade da sacarose (g/100 g de H2O)

0

180

30

220

b) 40 g

c) 50 g

d) 64 g

e) 90 g

3. Analise as curvas de solubilidade em água, em função da temperatura de alguns sais:

a) Qual dos sais é mais solúvel e qual o menos solúvel na temperatura de 60°C?




 b) Qual a massa de nitrato de potássio que se dissolve em 100 g de água na temperatura de 50°C? c) Nessa temperatura, qual sal é mais solúvel, nitrato de potássio ou nitrato de chumbo? d) 100 g de nitrato de potássio foram dissolvidos em 100 g de água a temperatura de 70°C. Em seguida a solução foi resfriada até 40°C. Ocorreu a deposição de uma certa massa de nitrato de potássio. Com base no gráfico, qual a massa que se depositou? e) Qual é, aproximadamente, a quantidade máxima de nitrato de chumbo, que pode ser dissolvida em 500 mL de água a temperatura de 25°C? 4. (FATEC) A solubilidade do oxigênio em água é importante por estar relacionada à vida de seres aquáticos. A sobrevivência da população animal ou vegetal em qualquer extensão de água depende da concentração mínima de oxigênio. A maioria dos peixes necessita de níveis mais elevados; os invertebrados, de níveis mais baixos; as bactérias, de níveis bem mais reduzidos. Considere os valores de solubilidade do O2 em água a diferentes temperaturas. Temp er atur a (oC) emper era tura Solubilidade (cm3/100 cm3 água)

0

25

50

100

4,89

3,16

2,46

2,30

Considere também o gráfico que mostra a variação da solubilidade do O2 em função da pressão:

Os dados fornecidos permitem afirmar: I. na água dos rios a concentração de oxigênio dissolvido é maior no inverno do que no verão. II. quando se está submetido a pressões elevadas, como é o caso dos mergulhadores, a solubilidade do oxigênio no sangue diminui. III. A morte de rios e lagos pode ser atribuída à redução da quantidade de oxigênio dissolvido devido ao lançamento em suas águas de água quente proveniente de indústrias. Dessas afirmações, estão corretas apenas: a) I



b) I e II

c) II e III

d) II

e) I e III


Unidade 2

Substâncias puras Como obtê-las a partir de misturas que as contêm? Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Como já mencionado o homem retira da natureza materiais para sua sobrevivência. Por exemplo, obtém o ferro da hematita, o alumínio da bauxita, o sal de cozinha (cloreto de sódio) da água do mar, combustíveis do petróleo, álcool da cana-de-açúcar etc. As substâncias, quando obtidas diretamente da natureza ou preparadas industrialmente, encontram-se misturadas com outras, sendo portanto necessário purificá-las ou separá-las para que sejam utilizadas no grau de pureza adequado à sua finalidade. A seguir são apresentados alguns processos usuais de purificação e de separação, baseados em transformações químicas e nas propriedades características das substâncias. Alguns conceitos iniciais são necessários: Sistema homogêneo – formado por uma única fase. Ex.: água e açúcar. Sistema heterogêneo – formado por mais de uma fase. Ex.: água e óleo. Fase – porção homogênea de um sistema, ou seja, porção de um sistema que apresenta as mesmas propriedades em toda a sua extensão.

a) Extração do sal de cozinha – Decantação, evaporação, cristalização No Brasil, o sal comum é obtido pela evaporação da água do mar, sob a ação da energia solar. Nas salinas, a água é colocada em tanques rasos de grande área, onde são removidas as impurezas (barro, areia, sais insolúveis etc), por um processo baseado na diferença de densidades e solubilidades, chamado decantação. Em seguida, a água salgada é encaminhada para outros recipientes onde é submetida à evaporação (mudança do estado líquido para o estado de vapor), obtendo-se o sal amorfo. Este depois é dissolvido em água e submetido à cristalização (processo de purificação do sal).

b) Obtenção de água potável – Floculação, decantação e filtração A água dos mananciais, chegando às estações de tratamento, é encaminhada para os chamados tanques de floculação, onde se adiciona certa quantidade de sulfato de alumínio e de hidróxido de cálcio. Estas substâncias interagem formando flocos brancos de hidróxido de alumínio, de baixa solubilidade, e sulfato de cálcio, solúvel.

Marcelo Giordan

Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Yvone Mussa Esperidião


 Sulfato de alumínio (aq) + hidróxido de cálcio (aq)

hidróxido de alumínio (s) + sulfato de cálcio (aq)

O hidróxido de alumínio formado nessa transformação química é um sólido que tem a característica de reter em sua superfície as partículas sólidas que estão em suspensão na água. Nesse processo, chamado floculação, as partículas sólidas se aglomeram, tornam-se maiores e mais densas, e por ação da gravidade acabam por depositarem-se no fundo do tanque – sedimentação. Como as impurezas não são totalmente eliminadas no decorrer da floculação e da sedimentação, é realizada inicialmente uma decantação e, em seguida, a água impura é conduzida a filtros especiais onde ocorre a sua filtração. Antes de ser distribuída à população, adiciona-se cloro à água para a eliminação de microrganismos, cal virgem para o ajuste da acidez e flúor para combater as cáries.

c) Obtenção de água destilada – Destilação simples Água destilada é obtida por processo conhecido como destilação simples, que envolve a vaporização do líquido seguida de sua condensação. No laboratório ela é feita utilizando a aparelhagem mostrada a seguir.

Figura 1. Destilação simples. Referência: GEPEQ (Grupo de Pesquisa em Educação Química). Interações e Transformações III: A Química e a Sobrevivência: Fonte de Materiais: Química para o Ensino Médio: Livro do Aluno. São Paulo: EDUSP, 1998.

d) Obtenção do etanol – Destilação fracionada Etanol é obtido a partir da cana-de-açúcar, por fermentação anaeróbica (ausência de oxigênio) da sacarose, contida no caldo-de-cana. A primeira fase desse processo envolve a hidrólise da sacarose. Sacarose + água

glicose + frutose

A segunda fase é a fermentação. O produto dessa fermentação (mosto fermentado), além do álcool, contém água e muitas outras substâncias. O álcool é separado dos demais componentes por destilação fracionada, processo que se baseia nas diferenças de volatilidade dos líquidos (diferenças de temperaturas de ebulição). Esse álcool, porém, contém 4% de água, que não pode ser separada por destilação. Isso porque a mistura água e álcool, chamada azeotrópica, possui temperatura de ebulição característica. Para obter álcool anidro, a mistura é tratada com cal virgem (CaO), que reage com a água, formando hidróxido de cálcio, que apresenta baixa solubilidade tanto na água como no álcool. Óxido de cálcio + água

hidróxido de cálcio

A mistura heterogênea resultante, sendo destilada fornece o álcool anidro. O resíduo da destilação é a cal. Um outro exemplo de destilação fracionada é a que se faz com o petróleo, na separação de suas diferentes frações.




  -  

e) Liquefação e destilação fracionada do ar No caso do ar atmosférico, diminuindo a temperatura e aumentando a pressão, pode-se liquefazer o ar e submeter a mistura à destilação, pois os gases que o formam apresentam diferentes temperaturas de ebulição.

Figura 2. Liquefação do ar. Referência: Idem figura 1.

Figura 3. Coluna de fracionamento do ar. Referência: Idem figura. 1.

Faça agora você: 1. A pólvora é uma mistura constituída por nitrato de potássio, carvão e enxofre. Como separar seus componentes, com base nas respectivas propriedades, relacionadas na tabela que segue: Componentes da pólvora

Solubilidade em água

Nitrato de potássio

SSolubilidade olubilidade em dissulfeto de carbono

Solúvel

Insolúvel

Carvão

Insolúvel

Insolúvel

Enxofre

Insolúvel

Solúvel

Proponha um procedimento para separar os componentes da pólvora. 2. Um estudante pretende separar os componentes de uma amostra contendo três sais de chumbo II: nitrato de chumbo II, Pb(NO3)2, sulfato de chumbo II, PbSO4 e iodeto de chumbo II, PbI2. Após analisar a tabela de solubilidade abaixo, Solubilidade em água Substâncias

fria

quente

Iodeto de chumbo II

Insolúvel

Solúvel

Nitrato de chumbo II

Solúvel

Solúvel

Sulfato de chumbo II

Insolúvel

Insolúvel

ele propôs o seguinte procedimento: “Adicionar água destilada em ebulição à mistura, agitando o sistema vigorosamente. Filtrar a suspensão resultante, ainda quente. Secar o sólido obtido no papel de filtro; este será o sal A. Recolher o filtrado em um béquer, deixando-o esfriar em banho de água e gelo. Proceder a uma nova filtração e secar o sólido obtido no papel de filtro; este será o sal B. Aquecer o segundo filtrado até a evaporação




 completa da água; o sólido resultante será o sal C.” Os sais A, B e C são, respectivamente: a) Pb(NO3)2, PbSO4 e PbI2 b) PbI2, PbSO4 e Pb(NO3)2 c) PbSO4, Pb(NO3)2 e PbI2 d) PbSO4, PbI2 e Pb(NO3)2 e) Pb(NO3)2, PbI2 e PbSO4




Unidade 3

A massa se conserva nas transformações químicas? Organizadores Na tabela que segue são apresentados dados experimentais de massas de reagentes e produtos coletados na realização da combustão do enxofre, em sistema fechado. Experiência

Massa inicial de enxofre (reagente) (g)

Marcelo Giordan

Massa inicial do oxigênio (reagente) (g)

Massa do dióxido de enxofre formado (produto) (g)

Elaboradores

Yvone Mussa Esperidião

A

3,201

3,202

6,400

B

2,112

2,113

4,226

C

0,022

0,022

0,040

Comparando a soma das massas reagentes com a massa do produto formado, observa-se que a massa total do sistema permaneceu constante. Considere agora, os dados da tabela que segue: Experiência Massa inicial de carvão

Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Massa inicial do oxigênio

Massa do dióxido Massa de cinzas (g) de carbono for(reagente) (g) (reagente) (g) mado (produto) (g)

A

150

320

442

31

B C

60 23

128 48

172 66

12 5

Comparando a soma das massas reagentes com a massa do produto formado, nota-se a mesma regularidade, a massa total do sistema permaneceu constante. As diferenças observadas devem-se à diferença de precisão dos instrumentos de medidas utilizados. Com base nas observações feitas, pode-se admitir que nas transformações químicas realizadas em sistema fechado, a massa total permanece constante, dentro dos limites dos erros experimentais. Essa conclusão é conhecida como Lei da Conservação de Massa ou Lei de Lavoisier.

AS

TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS OCORREM MANTENDO RELAÇÕES PROPORCIONAIS EM MASSA? As quantidades de reagentes que participam de uma transformação química não são arbitrárias; ao contrário, cada transformação envolve determinadas massas de reagentes numa mesma proporção. Analise a tabela a seguir que contém dados obtidos em experimentos semelhantes aos realizados por Lavoisier, na obtenção de água, realizados num

Isaura Maria Gonçalves Vidotti


 calorímetro e registrados no livro Traité Elementaire de Chimique, Paris, Gauthiers Villars, 1937, p. 57 e 58. Exp. Massa de gás Massa de gás Massa de água (g) Massa de gás oxigênio (g) hidrogênio (g) oxigênio que não reagiu (g)

Massa de gás Energia na gênio que forma de hidrogênio hidro não reagiu (g) calor produzida (cal)

1

0,032

0,002

0,018

0,016

-

68,0

2

0,032

0,004

0,037

-

-

139,8

3

0,032

0,006

0,037

-

0,002

139,8

4

0,085

0,015

0,095

-

0,004

361,1

A energia térmica produzida pôde ser calculada a partir da medida da variação de temperatura e da massa de água contida no calorímetro. Pode-se perceber que a massa de água formada na experiência 1 é 0,018 g. A massa de oxigênio que reagiu é 0,032–0,016 = 0,016 g e a massa de hidrogênio que reagiu é 0,002 g. Portanto, de acordo com a experiência 1, 0,016 g de oxigênio reage com 0,002 g de hidrogênio para formar 0,018 g de água. Considerando os dados da experiência 2, observa-se que as massas de hidrogênio e de oxigênio que reagem são o dobro das quantidades desses gases que reagiram na experiência 1, e a quantidade de água formada também é o dobro. Além disso, não há excesso nem falta dos reagentes. Compare os dados das experiências 3 e 4. Eles permitem a mesma conclusão, isto é, que existe uma proporção fixa entre as massas de hidrogênio e de oxigênio que reagem para formar água. Ou seja, massa de hidrogênio/massa de oxigênio = 0,004/0,032 = 1/8. Além disso, pode-se concluir também que existe uma proporção entre a quantidade de água formada e a quantidade de energia produzida.

Faça agora você: 1. Retorne à tabela: a) Que massa de oxigênio você supõe ser necessária para reagir totalmente com 0,005 g de hidrogênio? b) Se, se juntar 1,60 g de oxigênio com 0,30 g de hidrogênio, qual deve ser a quantidade de água formada? Qual a quantidade de calor produzida? 2. Usando os conhecimentos adquiridos, complete a tabela a seguir referente à transformação do mármore (carbonato de cálcio, CaCO3) em gesso (sulfato de cálcio, CaSO4), sob a ação do ácido sulfúrico (H2SO4), admitindo-se que os reagentes foram totalmente consumidos. Carbonato Ácido sulfúrico (g) Sulfato de cálcio (g) Dióxido de Água (g) carbono (g) de cálcio (g) 100,0

98,0

50,0

136,0

44,0

68,0 196,0

Podemos concluir que, existe uma proporção constante entre as massas dos reagentes envolvidos numa transformação química. Essa generalização ou lei experimental é chamada lei da composição definida, lei das proporções constantes ou lei de Proust.




Unidade 4

Interpretando as transformações químicas: uso e evolução do modelo atômico Organizadores

PRIMEIRAS DALTON

INTERPRETAÇÕES

– MODELO ATÔMICO DE

Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan

Elaboradores No fim do século XVIII, muito conhecimento sobre as transformações químicas tinha sido adquirido, tais como: não se poder obter qualquer quantidade de produto a partir de uma certa quantidade de matéria-prima e, também, que as massas se conservavam numa transformação química. John Dalton (1766-1844) foi um dos cientistas que buscou explicações para a ocorrência dessas transformações. No início, ele acreditava que as partículas constituintes de qualquer substância seriam as mesmas. Com os resultados de seu trabalho, chegou à conclusão de que os átomos dos diferentes materiais deveriam ser diferentes e que a massa seria a propriedade que diferenciaria esses átomos. Para isso Dalton analisou dados relativos às massas envolvidas em transformações químicas entre diferentes substâncias e o gás hidrogênio e, com isso, construiu uma tabela de massas atômicas de diferentes elementos em relação ao hidrogênio – adotado por ele como padrão e sua massa atômica admitida como 1. Então Dalton propôs que a matéria seria constituída por átomos (as menores partículas que a constituem), sendo eles indivisíveis e indestrutíveis, mesmo durante transformações químicas. Portanto, ele admitiu que esses átomos eram diferentes para cada elemento químico e possuíam também massas diferentes entre si, mas massas iguais quando se tratava do mesmo elemento. Ou seja, os elementos diferiam entre si pela massa dos átomos que os constituíam, ou melhor, por sua massa atômica. Nas transformações químicas esses átomos deveriam combinar-se em números inteiros, mas com um rearranjo diferente. Assim, com essas idéias era possível explicar a conservação de massa e as proporções definidas entre as quantidades de reagentes numa transformação química. Dalton representava suas idéias sobre os átomos utilizando símbolos; por exemplo, para o hidrogênio, usava . Nessa representação o símbolo de um elemento indicava não só o elemento, mas, também, um átomo dele com massa característica, ou uma massa com um certo número de átomos. Como esse tipo de representação dos elementos químicos se mostrou pouco prático, o químico sueco Berzelius (1779-1848) propôs usar a primeira letra em maiúscula do nome do elemento em latim, com isso o hidrogênio passou a ser simbolizado por H. Essa representação é utilizada até os dias de

Luciane Hiromi Akahoshi


 hoje e, quando há elementos cujos nomes comecem com a mesma letra, acrescenta-se uma segunda (em minúscula), como por exemplo nitrogênio (nitrogen, símbolo N) e sódio (natrum, símbolo Na). Para Dalton, as fórmulas e as representações das transformações químicas (equações químicas) também indicavam quantidades. Por exemplo, a representação:

+ Indicava a formação da água e pode ser interpretada das seguintes formas: Elemento hidrogênio

une-se com

elemento oxigênio

formando

água

une-se com

1 átomo de oxigênio

formando

1 átomo de água

ou 1 átomo de hidrogênio

Como Dalton utilizou o hidrogênio como padrão e assumiu que para formar uma partícula de água era necessário unir um átomo de hidrogênio a um átomo de oxigênio, ele concluiu que a massa atômica do oxigênio era 7, pois 1 g de gás hidrogênio reagia com 7 g de gás oxigênio formando 8 g de água. Contudo, experimentos e estudos do químico francês Gay-Lussac (17781850), do físico italiano Avogadro (1776-1856) e de Berzelius, mostraram que a partícula de água era constituída por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio e, portanto, a massa atômica deste último não seria 7, como propôs Dalton. Assim as determinações das massas atômicas foram revistas e atualmente esses valores são determinados utilizando o carbono como padrão. Sabendo-se que as partículas que constituem as substâncias apresentam número definido de átomos dos seus elementos constituintes, pode-se agora representar essas partículas por meio de fórmulas. HCl

{

representa uma partícula de ácido clorídrico, formada por um átomo de hidrogênio e um átomo de cloro

{ representa duas partículas de ácido clorídrico

2 HCl

NaOH

representa a substância ácido clorídrico

{

representa a substância hidróxido de sódio representa uma partícula de hidróxido de sódio, formada por um átomo do elemento sódio, um átomo do elemento oxigênio e um átomo do elemento hidrogênio

As transformações químicas são representadas por equações químicas, através dos símbolos dos elementos e fórmulas das substâncias, que são aceitos internacionalmente. HCl (l) ácido clorídrico

+

NaOH (aq)

+ hidróxido de sódio

NaCl (aq)

+

cloreto de sódio +

H2O (l) água

As letras entre parênteses indicam o estado físico das substâncias: (g) gás; (l) líquido; (s) sólido; (aq) em solução aquosa.




  -  

Faça agora você: 1. Quantos átomos de cada elemento formam as partículas das seguintes substâncias: H 2O 2 (peróxido de hidrogênio, conhecido comumente como água oxigenada), C2H5OH (álcool etílico ou etanol), CaCO3 (carbonato de cálcio), Fe(NO3)3 (nitrato de ferro III)? 2. Represente: duas partículas de água, 2 átomos de ferro, uma partícula com 1 átomo de sódio e um átomo de cloro, duas partículas com um átomo de cálcio e dois átomos de cloro.

NOVAS IDÉIAS SOBRE A ESTRUTURA DO ÁTOMO – MODELOS DE THOMSON E RUTHERFORD-BOHR Para se compreender de onde vem o calor envolvido nas transformações; a condutividade e a eletrólise de substâncias, onde foi necessário admitir a existência de íons – átomos ou grupos de átomos carregados eletricamente; assim como as transformações que ocorrem no sol e nas demais estrelas, nos reatores nucleares e nas bombas atômicas onde entre os produtos aparecem elementos químicos diferentes daqueles que constituíam os reagentes, as idéias sobre a constituição da matéria tiveram de ser modificadas. Em fins do século XIX e início do século XX, cientistas realizaram inúmeras experiências, que possibilitaram investigar a constituição dos átomos, confirmando a existência de partículas subatômicas com carga elétrica. Por isso, novas representações para o átomo surgiram e um dos modelos foi proposto por J. J. Thomson, em 1898. Assim, o átomo seria visto como uma esfera maciça, de eletricidade positiva, onde a massa e as partículas positivas estariam distribuídas por todo o seu volume e os elétrons (carga negativa) estariam incrustados na esfera, parecendo passas em um pudim (plum pudding), e seu número seria igual ao de cargas positivas, de modo a ter o átomo eletricamente neutro. No início do século XX, o cientista britânico Ernest Rutherford e seus colaboradores, Geiger e Marsden, vinham investigando o comportamento das partículas alfa, emitidas por uma fonte radioativa como o rádio ou o polônio, quando lançadas como projéteis sobre lâminas muito finas de ouro ou de platina. As partículas alfa, emitidas com velocidade superior a 10 000 km/s, eram detectadas num anteparo adequado. O desenho a seguir é uma representação simplificada da experiência de Rutherford.

Figura 4

Naquela época, Rutherford acreditava que o átomo fosse como Thomson havia imaginado – uma grande massa com carga elétrica positiva, na qual os elétrons estariam incrustados. Entretanto, os resultados que obteve não eram concordantes com esse modelo. Pois, sendo as partículas alfa altamente velozes, Rutherford julgou que elas deveriam atravessar diretamente os átomos da




 lâmina de metal. Isso realmente aconteceu com a maioria delas (99%), outras, porém, sofreram desvios pronunciados, uma em cada 20000 foi desviada num ângulo maior que 90º e uma em cada 100000 foi refletida. Em 1911, Rutherford propôs um novo modelo para o átomo, conhecido como “modelo nuclear”, onde o átomo teria um núcleo, diminuto, compacto, positivamente carregado, responsável por quase toda a sua massa e ao redor dele estariam os elétrons, em órbitas circulares, em número suficiente para assegurar um átomo neutro. Através desse modelo podia se explicar o fato de a maioria das partículas alfa atravessar a lâmina de metal sem ser desviada, admitindo-se que dentro do átomo existiria um grande vazio. Mesmo que essas partículas colidissem com os elétrons, estes, por serem leves, não ofereceriam resistência à sua passagem. Os grandes desvios observados podem ser entendidos como resultantes da repulsão eletrostática entre as partículas alfa, positivamente carregadas, ao passarem próximo dos núcleos, também positivos. O retorno da partícula alfa é explicado como resultado da colisão frontal, seguida de repulsão, dessa partícula com o próprio núcleo diminuto, mas de grande massa. A carga positiva do núcleo dos átomos é devida aos prótons, cuja existência foi evidenciada experimentalmente por Rutherford em 1919. O fato dos núcleos atômicos liberarem prótons indicava que eles constituiriam os núcleos, mas poderiam não ser os seus únicos constituintes. Mas ao admitirmos isso como verdade, a sua quantidade deveria ser igual à massa atômica do elemento, já que a massa do átomo se concentra no núcleo. Mas Rutherford obteve, por meio de cálculos, a massa nuclear de alguns elementos cujos valores das cargas nucleares eram aproximadamente a metade do valor de massa atômica do elemento correspondente. Por isso, Rutherford propôs a existência de uma outra partícula no núcleo, sem carga elétrica, de massa igual à do próton, denominada nêutron. Portanto o modelo de átomo de Rutherford, denominado modelo nuclear do átomo, apresenta o átomo constituído por prótons, nêutrons e elétrons. E um átomo de um elemento se distingue do átomo de outro elemento através de sua carga nuclear, chamada de número atômico. Mas para se conhecer a constituição de um certo elemento é preciso saber o seu número atômico e também o seu número de massa – representado pela soma do número de prótons com o número de nêutrons. Apesar desse modelo ser muito útil, ele não era capaz de explicar porque os prótons, de carga positiva, podiam manter-se unidos no núcleo e nem como os elétrons, de carga negativa, ao girar em torno do núcleo não irradiava energia, e nesse caso tenderia a ter essa energia diminuída e, portanto, acabaria se aproximando do núcleo. Esse problema foi resolvido e explicado pelo físico dinamarquês Niels Bohr (18851962) em 1913. Com isso as proposições de Rutherford passaram a ser aceitas e seu modelo é chamado de modelo atômico de Rutherford-Bohr.

Representação dos elementos químicos Como um elemento é definido pelo seu número atômico e número de massa, utiliza-se a seguinte notação para representá-lo AZX, onde X é seu símbolo, Z seu número atômico e A seu número de massa. Lembrando que o número de massa é igual à soma do número de prótons e nêutrons. Atualmente são conhecidos 115 elementos, seus símbolos e nomes são universalmente utilizados, assim como as fórmulas das substâncias. Existem ao menos duas formas de nomear as substâncias: uma recomendada pela União




  -   Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) e a outra consagrada pelo uso, através dos nomes comerciais das substâncias. Através da observação das propriedades e do comportamento de alguns elementos em transformações químicas, nota-se algumas semelhanças entre eles, apesar de se tratar de elementos diferentes. Portanto, os elementos apresentam propriedades que são funções periódicas de seus números atômicos. Atualmente esses elementos podem ser apresentados de forma organizada, numa tabela periódica como mostrado na figura 5.

Figura 5. Tabela periódica. Referência: adaptado de http://www.chem.qmul.ac.uk/iupac/AtWt/table.html acessado em 26/ 05/2004. (Página da IUPAC.)

Apesar de ser o número atômico o que caracteriza um elemento químico, esse elemento pode apresentar número diferente de massa. Por exemplo o hidrogênio tem Z igual a um, mas se conhece átomos de hidrogênio com A=1, A=2, A=3, representados por 11H, 21H, 31H. Todos os átomos são denominados de isótopos, mas aqueles que têm número atômico igual, mas têm massas diferentes, são conhecidos como isótopos de um mesmo elemento químico. Na tabela periódica não se representa o número de massa e sim a massa atômica, por existirem alguns isótopos dos elementos químicos. A massa atômica de cada elemento é dada pela média das massas dos isótopos, levando em consideração a proporção existente desses isótopos encontrados na natureza. Considerando tudo o que foi visto até agora, ao representarmos os seguintes elementos, 35 17

Cl

e

37 17

Cl

Podemos obter as seguintes informações: trata-se de isótopos do elemento cloro, ambos com número atômico 17, número de prótons 17 e número de elétrons 17, mas o primeiro tem número de massa 35, indicando que o elemento possui 18 nêutrons e o segundo, número de massa 37 e, portanto, possuindo 20 nêutrons. A massa atômica do elemento cloro é 35,453, cuja valor é uma média proveniente das seguintes proporções: 75,8% do isótopo de número de massa 35 e 24,2% do isótopo de número de massa 37.






Faça agora você: 1. Complete o quadro: número atômico número de massa

prótons

nêutrons

elétrons

127 53 55 25

I Mn

110 48

Cd

50 40 19 9

Zr F

2. Indique o nome, número atômico, número de massa, quantidade de prótons, elétrons e nêutrons para cada um dos elementos abaixo: 63 29

Cu,



65 29

Cu,

12 6

C,

13 6

C,

14 6

C,

50 24

Cr,

52 24

Cr,

53 24

Cr,

54 24

Cr,

58 28

Ni,

60 28

Ni,

61 28

Ni,

62 28

Ni,

64 28

Ni


Unidade 5

Representando as transformações químicas: balanceamento de equações químicas Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan

As idéias de Dalton sobre a constituição da matéria possibilitam interpretar as transformações químicas como um rearranjo de átomos. Assim, para que uma equação química represente adequadamente a transformação química, ela deve representar a conservação dos átomos que participam do processo. Por exemplo, na formação da água a partir dos gases hidrogênio e oxigênio não basta representar cada uma das substâncias envolvidas, deve ser representada também a conservação da quantidade de átomos de cada espécie. H2 (g)

+

O2 (g)

H2O (l)

A equação escrita dessa forma não está representando a conservação dos átomos, pois têm-se dois átomos de oxigênio no reagente, e apenas um átomo de oxigênio no produto. Para se representar corretamente essa transformação através da equação química, pode-se verificar, pela representação da fórmula da água, que são necessários dois átomos de hidrogênio, H, e um de oxigênio, O, para formar uma partícula de água, H2O. De acordo com essa proporção (2 de H para 1 de O), para que o outro átomo de oxigênio presente no reagente também esteja representado no produto são precisos mais dois átomos de hidrogênio, havendo a formação de mais uma partícula de água. Assim, tem-se: 2 H2 (g)

+ O2 (g)

2 H2O (l)

Pode-se perceber agora a conservação da quantidade de átomos. A equação química, então, é dita balanceada. Para representar uma transformação química, não basta que a equação química apresente as fórmulas das substâncias reagentes e dos produtos, deve estar também corretamente balanceada. Vamos considerar agora a reação entre o metal sódio (Na) e a água. O metal sódio e água reagem vigorosamente, ocorrendo a formação de gás hidrogênio (H 2) e hidróxido de sódio (NaOH). Há liberação de energia, que pode ser percebida pelo aquecimento do sistema. As reações que liberam energia térmica são chamadas de reações exotérmicas (o prefixo exo vem do grego e significa “para fora”). A equação que representa essa transformação é: Na (s)

+

H2O (l)

NaOH (aq)

+

H2 (g)

Elaboradores Maria Eunice Ribeiro Marcondes


 1. Compare a quantidade de átomos de cada um dos elementos que formam os reagentes e os produtos. A equação precisa ser balanceada? Para fazer o balanceamento da equação podemos representar uma partícula de cada substância que reage: Na +123 H12 O 2 123

12

123 123 123 123

Vamos representar o produto formado a partir desses reagentes: NaOH 12 + H2

12123 123 123

123 123 123 123 123 123

Comparando o número de átomos de H presentes nos reagentes e nos produtos, verifica-se que é necessário mais um átomo do elemento H para que se possa representar os dois produtos formados. Como os átomos de H, nessa transformação são provenientes da água (H2O), é necessária mais uma partícula desta. Assim, podemos representar: Na (s) + 2123 H12 O (l) 2 123

12123(aq) + H1232123 NaOH (g)

12123 123 12123 12123 123 123

12123 123 12123

123 123 123 123 123 123

123 123 123 123123 123

2. Verifique as quantidades de H e O nos reagentes e produtos. A equação está balanceada? O que você faria para balancear esta equação? A equação ainda não está balanceada pois há sobra de um H e um O. Se acrescentarmos mais uma partícula de Na, pode-se formar mais uma de NaOH, e a equação estará balanceada. Assim, a reação entre sódio e água fica corretamente representada pela equação: 2 Na (s) +123 212 H2123 O (l)

2 NaOH (g) 12123 (aq) + 123H123 2

12123 12123 123 12123 123

12123 12123 123 12123 123

123 123 123 123 123

123 123123 123

3. Complete a tabela a seguir a partir das informações da equação química. Quantidade de átomos

Reagentes

H (hidrogênio)

4

Na (sódio)

2

O (oxigênio)

2

Produtos

Faça agora você: 1. Represente por meio da respectiva equação química: a) a queima completa do carvão (C). Lembre que na queima completa se forma gás carbônico (CO2) (e na queima incompleta se forma o monóxido de carbono (CO)). b) queima completa do álcool etílico (C2H6O), com formação de dióxido de carbono e água. c) decomposição do carbonato de cálcio (CaCO3, mármore) por aquecimento vigoroso, com formação de óxido de cálcio (CaO) e gás carbônico. d) reação entre carbonato de cálcio e ácido sulfúrico (H2SO4), com formação de sulfato de cálcio (CaSO4), gás carbônico e água.




  -   O desgaste que se observa em monumentos feitos em mármore pode ser devido à interação do mármore com a “chuva ácida” (a água da chuva contém principalmente ácido sulfúrico e ácido nítrico (HNO3) dissolvidos, tornando-a ácida). 2. Faça o balanceamento das seguintes equações químicas: a) Na2O (s) + H2SO4 (aq)

Na2SO4 (aq) + H2O (l)

b) HCl (aq) + Ba(OH)2 (aq)

BaCl2 (aq) + H2O (l)

c) Al2(SO4)3 (aq) + Ca(OH)2 (aq) d) CH4 (g) + O2 (g)

Al(OH)3 (s) + CaSO4 (aq)

CO2 (g) + H2O (g)




Unidade 6

Previsão das quantidades de reagentes e produtos formados Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan

ESTABELECENDO

UMA RELAÇÃO ENTRE O NÚMERO DE ÁTOMOS E A MASSA – O CONCEITO DE MOL

A partir da equação química balanceada é possível obter informações sobre as quantidades das substâncias que reagem ou que se formam em uma transformação química? Considere, por exemplo, a formação da água a partir dos gases hidrogênio e oxigênio: 2 H2 (g) + O2 (g)

2 H2O (l)

Podemos fazer a seguinte “leitura” dessa equação: duas partículas de H2 interagem com uma partícula de O2, formando duas partículas de H2O. 1. Para quatro partículas do gás hidrogênio, quantas do gás oxigênio seriam necessárias para que todo o hidrogênio reagisse? Quantas partículas de água seriam formadas? 2. E para 10 partículas do gás oxigênio, quantas de hidrogênio seriam necessárias? Sabemos que há uma proporção de massa entre as quantidades das substâncias que reagem e também entre elas e as dos produtos formados. Por exemplo, 2 g do gás hidrogênio reagem com 16 g do oxigênio, ocorrendo a formação de 18 g de água. Qual é, então, a relação entre a proporção em massa e a proporção entre o número de partículas? Como os átomos dos diferentes elementos têm massas diferentes, para que se possa quantificar o número de partículas foi necessário se estabelecer um padrão. Atualmente, o padrão adotado é o número de partículas contido em 0,012 kg do carbono 12 (isótopo de carbono de número de massa 12 - 6 prótons e 6 nêutrons no núcleo). Esse número de partículas foi determinado experimentalmente e corresponde aproximadamente a 6,02.1023 átomos (602 sextilhões).

Elaboradores Maria Eunice Ribeiro Marcondes


 O número de partículas contido em 0,012 kg do C 12 é chamado de “quantidade de matéria”, e a unidade de medida é o “mol”. Assim, em 12 g (0,012 kg) de carbono há um mol de átomos desse elemento, ou seja, 6,02 1023 átomos. 3. Quantos átomos há em 36 g de carbono? E quantos mols? Voltando ao exemplo anterior, da síntese da água, podemos interpretar a equação em termos da unidade mol. Do mesmo modo que dizemos que: duas partículas de H2 interagem com uma partícula de O2 para formar duas de H2O 2 H2 (g) + O2 (g)

2 H2O (l)

podemos dizer que: 2 mols de partículas de H2 interagem com um mol de partículas de O2 para formar dois mols de partículas de H2O, ou ainda: 2 x 6,02.1023 partículas de H 2 interagem com 6,02.1023 partículas de O 2 para formar 2 x 6,02.1023 partículas de H2O. Vamos retomar o exemplo dado no exercício 1a da Unidade 5 (faça agora você) – a representação da queima completa do carvão. Podemos interpretar essa equação em termos de mol de partículas que reagem. Como se sabe que 12 g de carvão reagem com 32 g de O2, formando 44 g de CO2 e também que em 12 g de C há um mol de partículas, podemos estabelecer uma relação entre a quantidade em massa e em número de partículas nessa reação. Reescrevendo a equação química: C (s)

+

1mol de átomos 12 g

O2 (g)

CO2 (g)

1mol de partículas 32 g

1mol de partículas 44 g

(a letra grega delta ( ) sobre a seta da equação indica que a reação necessita de alta temperatura para ocorrer.) Pode-se concluir que 1 mol de partículas do gás oxigênio tem massa de 32 g e um mol de partículas do gás carbônico tem massa de 44 g.

Faça agora você: 1. Considerando a reação de combustão completa do carvão, responda: a) Que massa de oxigênio é necessária para reagir com 24 g de carvão? b) Quantos mols de partículas de CO2 se formam quando 60 g de carvão reagem com quantidade suficiente de oxigênio? c) A substância gás carbônico é representada pela fórmula CO2, indicando que é constituída de um átomo de carbono e dois de oxigênio. Em um mol de partículas de CO2 qual é a quantidade em mol de átomos de C e de átomos de O? d) Quantos mols de átomos de O há em um mol de partículas da substância ozônio (O3)?

O

CONCEITO DE

MASSA MOLAR

A massa de uma substância que contém 1 mol de partículas é chamada de massa molar. Para o gás oxigênio, como já vimos, a massa de 1 mol de partí-




  -   culas é de 32 g, isto é, a massa molar de O 2 é expressa por 32 g/mol (32 gramas por mol). 1. Qual é a massa molar do CO2? Os valores de massa molar dos diferentes elementos foram determinados. Esses valores, expressos em g/mol, são numericamente iguais aos valores das respectivas massas atômicas. A massa molar de uma substância pode ser calculada pela soma das massas molares dos elementos que a constitui. Veja o exemplo a seguir. Qual é a massa molar do carbonato de cálcio, CaCO3? O carbonato de cálcio é formado por um átomo do elemento Ca, 1 de C e 3 do elemento O. Assim, a massa molar do CaCO3 pode ser calculada por: massa molar do Ca + massa molar do C + 3 x massa molar do O Consultando uma tabela de massas atômicas (esse dado pode ser fornecido na tabela periódica), temos as massas molares desses elementos. Calculando, então: Massa molar do CaCO3 = 40 g/mol de Ca + 12 g/mol de C + 3x 16 g/mol de O = 100g/mol

Em 100 g de CaCO3 há tantas partículas quantas em 12 g do Carbono 12, isto é, 6,02x1023 partículas. Quando representamos a equação de decomposição térmica do CaCO3: CaCO3 (s)

CO2 (g)

+

CaO (s)

Podemos interpretar essa equação de várias maneiras: 1 partícula

1 partícula

1 partícula

1 mol

1 mol

1 mol

23

6,02 10

23

6,02 10

6,02 1023

partículas

partículas

partículas

100 g

44 g

56 g

Faça agora você: 1. Qual a massa de CaO que se forma quando 2 mols de CaCO3 se decompõem totalmente? 2. O ferro pode ser produzido industrialmente a partir da reação entre minério que contém óxido de ferro (III), carvão e gás oxigênio. A equação química que representa o processo é: 2 Fe2O3 (s) + 6 C (s) + 3 O2 (g)

4 Fe (s) + 6 CO2 (g)

a) verifique se a equação está devidamente balanceada, isto é, se houve conservação da quantidade de átomos. b) interprete a equação em termos das quantidades de matéria (mol). c) calcule as massas molares de cada uma das substâncias participantes, a partir dos dados fornecidos a seguir e interprete a equação em termos de massa, utilizando a relação entre a quantidade de matéria e massa molar.




 massa molar (g/mol):

C ...... 12 g/mol

Lembre-se:

Fe ..... 56 g/mol

Transf or mação químic a: ansfor ormação química evidências, formação de novos materiais, rearranjo de átomos;

O ......16 g/mol

Transf or mação químic a: ansfor ormação química: conservação da massa, proporção entre as massas; Transf or mação químic a: ansfor ormação química: representação através da equação química balanceada;

d) interprete a reação em termos do número de partículas contidas nessas massas. e) que quantidade de matéria (ou simplesmente, mol) de Fe pode ser obtida a partir de 10 mols do óxido de ferro III? f) que massa de ferro poderá ser obtida se forem processadas 3,2 t de Fe 2O 3? g) que quantidade do gás oxigênio seria necessária? Qual a quantidade em mol e em número de partículas?

Substâncias: propriedades que as identificam e permitem separá-las de uma mistura; Substâncias: modelos explicativos de Dalton e Rutherford-Bohr.

Se você quiser aprender mais mais: GEPEQ, Interações e Transformações I Química para o Ensino Médio, EDUSP, São Paulo, 2003. GEPEQ, Interações e Transformações III – A Química e a Sobrevivência - Atmosfera, fonte de materiais. S. Paulo, EDUSP, 1998. Silva, Eduardo et al. Química: Conceitos Básicos, v.I. São Paulo, Ática, 2000. Mortimer, E.F. et al. Química para o Ensino Médio. São Paulo, Scipione, 2003.




Unidade 7

Exercícios complementares 1. (Unicamp) Antoine Lavoisier (1743-1794), o iniciador da Química moderna, realizou, por volta de 1775, vários experimentos. Em um deles aqueceu 100 g de mercúrio em presença de ar dentro de um recipiente de vidro fechado, obtendo 54 g de óxido vermelho de mercúrio, tendo ficado ainda sem reagir 50 g de mercúrio. Pergunta-se: a) Qual a razão entre a massa de oxigênio e a de mercúrio que reagiram? b) Que massa de oxigênio seria necessária para reagir com todo o mercúrio inicial? 2. (UFMG) A tabela indica algumas das massas, em gramas, das espécies envolvidas em duas experiências diferentes segundo a reação A + B C + 2D. Outras massas estão indicadas pelas letras x, y, w, e z. Calcule estas massas. Experiência

Estado inicial

Estado final

A

B

C

D

A

B

Primeira

X

49

68

18

0

0

Segunda

y

w

z

54

10

10

3. (Fuvest) O conjunto esquematizado a seguir contém inicialmente os reagentes A e B separados. Utilizando dois conjuntos desse tipo são realizados os experimentos 1 e 2, misturando-se A e B, conforme o quadro a seguir: Experimento

Reagente A Solução aquosa de

1

Nitrato de prata

2

Cloreto de hidrogênio

Reagente B Pó de Cloreto de sódio

Carbonato de sódio

Produtos Cloreto de prata (sólido) Solução aquosa de nitrato de sódio Água (líquida), gás carbônico, solução aquosa de cloreto de sódio

Designando por I a massa inicial de cada conjunto (antes da mistura) e por F1 e F2 suas massas finais (após misturar), têm-se: a) experimento 1: F1 = I; experimento 2: F2 = I b) experimento 1: F1 = I; experimento 2: F2 > I c) experimento 1: F1 = I; experimento 2: F2 < I d) experimento 1: F1 > I; experimento 2: F2 > I e) experimento 1: F1 < I; experimento 2: F2 < I


 4. (Fuvest) Estes dados foram obtidos analisando-se amostras de óxidos de nitrogênio: Amostra Massa da amostra(g)

Massa de nitrogênio(g)

Massa de oxigênio(g)

I

0,100

0,047

0,053

II

0,300

0,141

0,159

III

0,400

0,147

0,253

Pela análise desses dados, conclui-se que: a) as amostras I, II e III são do mesmo óxido; b) apenas as amostras I e II são do mesmo óxido; c) apenas as amostras I e III são do mesmo óxido; d) apenas as amostras II e III são do mesmo óxido; e) as amostras I, II e III são de diferentes óxidos. 5. (Fuvest) Três frascos de vidro transparente, fechados, de formas e dimensões iguais, contêm cada um a mesma massa de líquidos diferentes. Um contém água, o outro clorofórmio e o terceiro etanol. Os três líquidos são incolores e não preenchem totalmente os frascos. Sem abrir os frascos, como você faria para identificar as substâncias? A densidade de cada um dos líquidos, à temperatura ambiente, é: dágua = 1,0 g/cm3, dclorofórmio = 1,4 g/cm3 e detanol = 0,8 g/cm3. 6. (Fuvest) Em uma indústria, um operário misturou, inadvertidamente, polietileno (PE), policloreto de vinila (PVC) e poliestireno (PS), limpos e moídos. Para recuperar cada um desses polímeros utilizou o seguinte método de separação: jogou a mistura em um tanque contendo água (densidade = 1,00 g/cm3), separando, então, a fração, que flutuou (fração A) daquela que foi ao fundo (fração B). Depois, recolheu a fração B, secou-a e a jogou em outro tanque contendo solução salina (densidade = 1,10 g/cm3), separando o material que flutuou (fração C) do que afundou (fração D). As frações A, C e D eram respectivamente (dados: densidades na temperatura de trabalho em g/cm3: polietileno = 0,91 a 0,98; poliestireno = 1,04 a 1,06; policloreto de vinila = 1,35 a 1,42): a) PE, PS e PVC d) PS, PVC e PE

b) PS, PE e PVC e) PE, PVC e PS

c) PVC, PS e PE

7. (Fuvest) Uma certa amostra de cloreto de sódio contém areia. Descreva resumidamente um método que permita purificar o cloreto de sódio, tal que se tenha no final o sal sólido. 8. (Fuvest) Proponha um procedimento de separação dos componentes de uma mistura de três substâncias, A, B e C, cujas solubilidades em água e acetona são indicadas a seguir: Substância A B C



Solubilidade em água solúvel insolúvel insolúvel

Solubilidade em acetona solúvel solúvel insolúvel


  -   9. (Fuvest) Para a separação das misturas gasolina-água e nitrogênio-oxigênio, os processos mais adequados são, respectivamente: a) decantação e liquefação b) sedimentação e destilação c) filtração e sublimação

d) destilação e condensação e) decantação e evaporação

10. (Fuvest) Em um artigo publicado em 1808, Gay-Lussac relatou que dois volumes de hidrogênio reagem com um volume de oxigênio, produzindo dois volumes de vapor de água (volumes medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura). Em outro artigo, publicado em 1811, Avogadro afirmou que volumes iguais, de quaisquer gases, sob as mesmas condições de pressão e temperatura, contêm o mesmo número de moléculas. Dentre as representações abaixo, a que está de acordo com o exposto e com as fórmulas moleculares atuais do hidrogênio e do oxigênio é: a) b) c) d) e)

11. Consulte a tabela periódica e responda: a) qual elemento possui z = 36? E qual a massa atômica desse elemento? b) qual o símbolo químico do fósforo? Qual o seu número atômico e massa atômica? 12. (PUC–RJ) O óxido de alumínio (Al 2O 3) é utilizado como antiácido. A reação que ocorre no estômago é: x Al2O3

+

y HCl

z AlCl3 + w H2O

Os coeficientes x, y, z e w são, respectivamente: a) 1, 2, 3, 6 b) 1, 6, 2, 3

c) 2, 3, 1, 6

d) 2, 4, 4, 3

e) 4, 2, 1, 6

13. (FATEC–SP) Uma característica essencial dos fertilizantes é a sua solubilidade em água. Por isso, a indústria de fertilizantes transforma o fosfato de cálcio, cuja solubilidade em água é muito reduzida, num composto muito mais solúvel, que é o superfosfato de cálcio. Representa-se esse processo pela equação: Cax(PO4)2 +

y H2SO4

Ca(H2PO4)z +

2 CaSO4

Onde os valores de x, y e z são, respectivamente: a) 4, 2 e 2

b) 3, 6 e 3

c) 2, 2 e 2

d) 5, 2 e 3

e) 3, 2 e 2

14. (Fuvest–SP) A seqüência de reações: x KHCO3 CO2 + Ba(OH)2

M + CO2 + H2O N + H2 O




 ficará correta se x, M e N forem substituídos, respectivamente, por: a) 1, K2CO3 e BaCO3

b) 1, K2O2 e Ba2C

d) 2, K2CO3 e BaHCO3

e) 2, K2CO3 e BaCO3

c) 2, K2O, BaHCO3

15. A formação de ácido sulfúrico, um dos responsáveis pela acidez da chuva, na atmosfera pode ser representada pelas equações: S(g) + O2 (g)

SO2 (g)

2 SO2 (g) + 2 H2O (l) + O2 (g)

2 H2SO4 (aq)

a) Essas equações estão devidamente balanceadas? b) Interprete a equação em termos de mol. c) Estima-se que, anualmente, sejam lançadas na atmosfera cerca de 146 milhões de toneladas (1,46 108 t) de dióxido de enxofre. Que quantidade de matéria de enxofre foi queimada para que toda essa quantidade de SO2 tenha sido produzida? d) Qual a massa do ácido sulfúrico formado a partir dessa quantidade de SO 2? Dados: massa molar

S = 32 g/mol; O = 16 g/mol; H = 1 g/mol

16. (Fuvest 2002) O aspartame, um adoçante artificial, pode ser utilizado para substituir o açúcar de cana. Bastam 42 miligramas de aspartame para produzir a mesma sensação de doçura que 6,8 gramas de açúcar de cana. Sendo assim, quantas vezes, aproximadamente, o número de moléculas de açúcar de cana deve ser maior do que o número de moléculas de aspartame para que se tenha o mesmo efeito sobre o paladar? a) 30

b) 50

c) 100

d) 140

e) 200

Dados: massas molares aproximadas (g/mol): açúcar de cana = 340; adoçante artificial = 300 17. (Fuvest) O Brasil produz, por ano, aproximadamente 5,0 . 106 t de ácido sulfúrico, 1,2 .106 t de amônia e 1,0 . 106 t de soda cáustica. Transformando toneladas em mols, a ordem decrescente de produção dessas substâncias será: a) H2SO4 > NH3 > NaOH b) H2SO4 > NaOH > NH3 c) NH3 > H2SO4 > NaOH d) NH3 > NaOH > H2SO4 e) NaOH > NH3 > H2SO4 Dados: massas molares em g/mol: H2SO4 = 98; NH3 = 17; NaOH = 40




Anotações


Anotações


Anotações


Anotações


QuĂ­mica

Organizadores

Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores

Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez

Nome do Aluno

2

mĂłdulo


GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO Governador: Geraldo Alckmin Secretaria de Estado da Educação de São Paulo Secretário: Gabriel Benedito Issac Chalita Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas – CENP Coordenadora: Sonia Maria Silva UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO Reitor: Adolpho José Melfi Pró-Reitora de Graduação Sonia Teresinha de Sousa Penin Pró-Reitor de Cultura e Extensão Universitária Adilson Avansi Abreu FUNDAÇÃO DE APOIO À FACULDADE DE EDUCAÇÃO – FAFE Presidente do Conselho Curador: Selma Garrido Pimenta Diretoria Administrativa: Anna Maria Pessoa de Carvalho Diretoria Financeira: Sílvia Luzia Frateschi Trivelato PROGRAMA PRÓ-UNIVERSITÁRIO Coordenadora Geral: Eleny Mitrulis Vice-coordenadora Geral: Sonia Maria Vanzella Castellar Coordenadora Pedagógica: Helena Coharik Chamlian Coordenadores de Área Biologia: Paulo Takeo Sano – Lyria Mori Física: Maurício Pietrocola – Nobuko Ueta Geografia: Sonia Maria Vanzella Castellar – Elvio Rodrigues Martins História: Kátia Maria Abud – Raquel Glezer Língua Inglesa: Anna Maria Carmagnani – Walkyria Monte Mór Língua Portuguesa: Maria Lúcia Victório de Oliveira Andrade – Neide Luzia de Rezende – Valdir Heitor Barzotto Matemática: Antônio Carlos Brolezzi – Elvia Mureb Sallum – Martha S. Monteiro Química: Maria Eunice Ribeiro Marcondes – Marcelo Giordan Produção Editorial Dreampix Comunicação Revisão, diagramação, capa e projeto gráfico: André Jun Nishizawa, Eduardo Higa Sokei, José Muniz Jr. Mariana Pimenta Coan, Mario Guimarães Mucida e Wagner Shimabukuro


Cartas ao Aluno


Carta da

Pró-Reitoria de Graduação

Caro aluno, Com muita alegria, a Universidade de São Paulo, por meio de seus estudantes e de seus professores, participa dessa parceria com a Secretaria de Estado da Educação, oferecendo a você o que temos de melhor: conhecimento. Conhecimento é a chave para o desenvolvimento das pessoas e das nações e freqüentar o ensino superior é a maneira mais efetiva de ampliar conhecimentos de forma sistemática e de se preparar para uma profissão. Ingressar numa universidade de reconhecida qualidade e gratuita é o desejo de tantos jovens como você. Por isso, a USP, assim como outras universidades públicas, possui um vestibular tão concorrido. Para enfrentar tal concorrência, muitos alunos do ensino médio, inclusive os que estudam em escolas particulares de reconhecida qualidade, fazem cursinhos preparatórios, em geral de alto custo e inacessíveis à maioria dos alunos da escola pública. O presente programa oferece a você a possibilidade de se preparar para enfrentar com melhores condições um vestibular, retomando aspectos fundamentais da programação do ensino médio. Espera-se, também, que essa revisão, orientada por objetivos educacionais, o auxilie a perceber com clareza o desenvolvimento pessoal que adquiriu ao longo da educação básica. Tomar posse da própria formação certamente lhe dará a segurança necessária para enfrentar qualquer situação de vida e de trabalho. Enfrente com garra esse programa. Os próximos meses, até os exames em novembro, exigirão de sua parte muita disciplina e estudo diário. Os monitores e os professores da USP, em parceria com os professores de sua escola, estão se dedicando muito para ajudá-lo nessa travessia. Em nome da comunidade USP, desejo-lhe, meu caro aluno, disposição e vigor para o presente desafio. Sonia Teresinha de Sousa Penin. Pró-Reitora de Graduação.


Carta da

Secretaria de Estado da Educação

Caro aluno, Com a efetiva expansão e a crescente melhoria do ensino médio estadual, os desafios vivenciados por todos os jovens matriculados nas escolas da rede estadual de ensino, no momento de ingressar nas universidades públicas, vêm se inserindo, ao longo dos anos, num contexto aparentemente contraditório. Se de um lado nota-se um gradual aumento no percentual dos jovens aprovados nos exames vestibulares da Fuvest — o que, indubitavelmente, comprova a qualidade dos estudos públicos oferecidos —, de outro mostra quão desiguais têm sido as condições apresentadas pelos alunos ao concluírem a última etapa da educação básica. Diante dessa realidade, e com o objetivo de assegurar a esses alunos o patamar de formação básica necessário ao restabelecimento da igualdade de direitos demandados pela continuidade de estudos em nível superior, a Secretaria de Estado da Educação assumiu, em 2004, o compromisso de abrir, no programa denominado Pró-Universitário, 5.000 vagas para alunos matriculados na terceira série do curso regular do ensino médio. É uma proposta de trabalho que busca ampliar e diversificar as oportunidades de aprendizagem de novos conhecimentos e conteúdos de modo a instrumentalizar o aluno para uma efetiva inserção no mundo acadêmico. Tal proposta pedagógica buscará contemplar as diferentes disciplinas do currículo do ensino médio mediante material didático especialmente construído para esse fim. O Programa não só quer encorajar você, aluno da escola pública, a participar do exame seletivo de ingresso no ensino público superior, como espera se constituir em um efetivo canal interativo entre a escola de ensino médio e a universidade. Num processo de contribuições mútuas, rico e diversificado em subsídios, essa parceria poderá, no caso da estadual paulista, contribuir para o aperfeiçoamento de seu currículo, organização e formação de docentes. Prof. Sonia Maria Silva Coordenadora da Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas


Apresentação da área A Química tem sido vista como vilã por muitos dos segmentos sociais que a desconhecem. Enquanto ciência, ela contribui para compreendermos as propriedades dos materiais, suas transformações e suas estruturas em um nível de organização inacessível aos nossos sentidos. Já os químicos, desempenham um papel importante na construção do conhecimento sobre processos e produtos que servem ao bem estar das pessoas. Alimentos, roupas, medicamentos, habitações são alguns exemplos de segmentos da indústria e da agropecuária, nos quais o conhecimento químico é fundamental. É fato também que os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente têm sido cada vez mais graves. O aumento do efeito estufa e a redução da camada de ozônio são exemplos de atividades que dependem da transformação dos materiais. Ainda assim, a Química não é a responsável por esses fenômenos indesejáveis. O conhecimento produzido pelos químicos é um dos instrumentos determinantes para aprofundar ou diminuir os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente. Saber aplicar esses conhecimentos a partir de critérios e valores definidos pela sociedade é um dos principais instrumentos para tomar decisões sobre o controle dessas atividades e também para equacionar a complexa relação bem-estar social e meio ambiente. Os conhecimentos abordados nesse Programa fornecem uma visão geral da fenomenologia das transformações químicas, suas interpretações em termos de modelos microscópicos e suas representações simbólicas. Conhecer as transformações significa também saber utilizá-las para nosso próprio bemestar. Assim, é importante conhecer aspectos quantitativos das transformações para evitar desperdícios, utilizar racionalmente a energia envolvida no processo, controlar a rapidez da transformação e seu rendimento. Estudar as propriedades das substâncias e interpretá-las em termos dos modelos de ligação química também contribui para evitar riscos à saúde e à contaminação ambiental e para compreender os processos de produção de novos materiais e medicamentos. Defendemos o estudo da Química que não seja memorístico. Como alternativa, convidamos você a compreender processos químicos e estabelecer relações entre o conhecimento científico, suas aplicações e implicações sociais, econômicas, ambientais e políticas.


Apresentação do módulo Neste módulo daremos início ao estudo das propriedades dos materiais. Estudar tais propriedades significa, em um primeiro momento, observar criticamente os fenômenos que nos cercam e questionar por que ocorrem. É por este motivo que nos remetemos constantemente ao livro Tio Tungstênio de Oliver Sacks (2001), livro onde o autor, um neurologista, narra uma infância marcada pela busca de respostas para fenômenos presentes no seu cotidiano. Nos apossamos de sua maneira leve de escrever para chamar a atenção para muitos tópicos aqui trabalhados, como por exemplo: as propriedades dos metais, a tabela periódica, a forma pela qual os elementos se ligam para formar compostos. Neste módulo, entramos no mundo microscópico da Química, que tenta explicar, através de modelos, fenômenos rotineiramente observados. Um segundo texto: “O Fascínio da Água” de P. W. Atkins, extraído do livro As Coisas são Assim (1997) foi utilizado para ilustrar o comportamento deste que é denominado o solvente universal. Através deste texto buscamos também analisar o comportamento peculiar de algumas substâncias, classificadas como ácidas, básicas ou sais em água, assim como tentar entender as características químicas da água que a fazem um solvente tão especial. Por fim tratamos de alguns problemas que são causados pelo uso de substâncias químicas, mas que, também, apresentam sua resolução na Química. Falamos da chuva ácida e suas conseqüências, da calagem do solo e da atuação de sabões e detergentes.


Introdução Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Eu vivia atazanando meus pais com perguntas. De onde vem a cor? Por que minha mãe usava o gancho de platina que ficava pendurado acima do fogão para fazer o queimador de gás acender? O que acontecia com o açúcar quando o mexíamos no chá? Para onde ele ia? Por que a água fazia bolhas quando fervia? (Tio Tungstênio, O. Sacks, São Paulo: Cia das Letras, 2002)

É desta forma que Oliver Sacks mantém sua narrativa em Tio Tungstênio, um livro de leitura fácil e agradável e, ao mesmo tempo, repleto de conceitos fundamentais sobre o mundo que nos cerca. O autor narra sua infância, na Inglaterra, em um período anterior à segunda Guerra Mundial. É uma infância marcada pelos mistérios da Química e cujas memórias são impregnadas de sensações visuais, sonoras e olfativas relacionadas ao brilho do ouro, aos tons do cobre, à maleabilidade do estanho, ao som do bronze. Em uma narrativa impregnada de metáforas, o autor coloca perguntas simples às quais quase nunca damos atenção. Mas, aqui, vamos utilizar parte destas questões para guiar nossas discussões.

A

PAIXÃO DE

OLIVER

POR METAIS

Muitas das minhas lembranças de infância têm relação com metais: eles parecem ter exercido poder sobre mim, desde o início. Destacavam-se em meio à heterogeneidade do mundo por seu brilho e cintilação, pelos tons prateados, pela uniformidade e peso. Eram frios ao toque, retiniam quando golpeados.

Assim, Oliver Sacks inicia o livro, nos contando sobre o fascínio que os metais exerceram sobre ele. Tamanha era sua paixão por metais que ele os associava a sensações afetivas relacionadas a pessoas que eram importantes para ele. Era o caso do ouro, cuja pureza e estabilidade lhe remetia à sua mãe. Já o pai, era um homem calado e tão forte que conseguia mover um pesado rolo compressor de ferro. Seus três irmãos são associados aos cristais de galena e, finalmente, o tio Tungstênio, que possuía uma fábrica de lâmpadas com filamento desse metal, era visto pelo sobrinho como um homem poderoso.

Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez


 Isso porque o tio Dave (como era seu verdadeiro nome), apresentava as mãos sulcadas daquele pó preto e, na imaginação do sobrinho, o pó estaria também em seus pulmões, vísceras e ossos, o que o transformava, aos olhos do garoto, em um ser com força e resistência super-humanas. Para o menino, as perguntas sobre os metais não tinham fim. Por que eles eram brilhantes? Por que eram homogêneos? Por que eram frios? Por que eram duros? Por que eram pesados? Por que vergavam sem quebrar? Por que tilintavam? Por que dois metais moles, como o zinco e o cobre ou o estanho e o cobre podiam ser combinados e produzir um metal mais duro? O que dava a cor dourada ao ouro e por que ele nunca perdia o brilho?

Atividade 1 Discuta as principais características dos metais. Cite alguns metais. O que você entende por metalurgia e por mineração? Qual é a propriedade do tungstênio que faz com que ele seja usado em filamentos de lâmpadas elétricas?




Unidade 1

Explicando as propriedades dos metais Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Os metais, na sua grande maioria, são encontrados na natureza em minas e combinados a outros elementos, formando os minérios – energeticamente mais estáveis que os metais puros. Para a extração dos metais, é necessário fornecer energia para promover alguns processos químicos e físicos, que são realizados na indústria metalúrgica. Os metais são muito usados comercialmente e seu uso é resultado das propriedades características de cada um deles. Todos, porém, apresentam algumas propriedades em comum: são brilhantes, maleáveis, possuem alta condutibilidade térmica e elétrica e altas temperaturas de fusão. Essas propriedades semelhantes podem ser explicadas pelo modo como os átomos de metais interagem entre si. Você deve se lembrar do modelo atômico de Rutherford-Bohr, discutido em módulo anterior. De acordo com este modelo, os elétrons nos átomos apresentam certos valores definidos de energia e não se encontram todos à mesma distância do núcleo, não sendo, portanto atraídos igualmente por ele. A intensidade de atração entre núcleo e elétrons é proporcional a essa distância e os elétrons mais distantes estão menos atraídos pelo núcleo do átomo a que pertencem. Isso faz com que esses elétrons possam sofrer atração de núcleos de átomos vizinhos. No modelo de ligação metálica, que consegue explicar as propriedades dos metais, os átomos estão muito próximos uns dos outros, o que explica o fato deles serem, em geral, sólidos (uma exceção é o mercúrio). Devido ao empacotamento dos átomos, os elétrons mais externos são atraídos por diversos núcleos e ficam deslocalizados, percorrendo toda a estrutura metálica e formando o que se conhece por nuvem eletrônica. E é essa nuvem eletrônica que mantém esses átomos neutros e unidos. O empacotamento também explica o brilho dos metais, pois quanto mais lisa uma superfície mais ela consegue refletir a luz. O movimento dos elétrons na nuvem eletrônica explica a boa condutibilidade elétrica dos metais. Para ser um bom condutor, o material deve ter partículas carregadas eletricamente e essas partículas precisam poder se movimentar facilmente. Quando um fio de metal não está ligado aos pólos de uma bateria, os elétrons livres se movimentam ao acaso. Entretanto, quando esse fio é ligado aos pólos de uma bateria, os elétrons livres passam a se movimentar, preferencialmente de uma extremidade à outra do fio, formando uma corrente elétrica.

Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez

Todos os metais apresentam algumas propriedades em comum: são brilhantes, maleáveis, possuem alta condutibilidade térmica e elétrica e altas temperaturas de fusão.

No modelo de ligação metálica, os elétrons mais externos são atraídos por diversos núcleos e ficam deslocalizados percorrendo toda a estrutura metálica. Formam assim, o que se conhece por nuvem eletrônica.


 Outra propriedade, a maleabilidade dos metais, ou seja, a possibilidade de dobrá-los e transformá-los em lâminas sem que se rompam, também pode ser explicada pelo modelo de nuvem eletrônica, pois, tendo-o em mente, os átomos dos metais podem deslizar uns sobre os outros e, ainda assim, conseguem se manter unidos pela nuvem de elétrons. Em relação ao empacotamento, ocorrem padrões característicos para cada metal. Denomina-se número de coordenação o número de partículas ao redor de outra partícula. Sódio, potássio e ferro cristalizam na forma cúbica de corpo centrado, tendo o 8 como número de coordenação. Sendo assim, um átomo ocupa o centro enquanto os outros oito se localizam nos vértices do cubo. Já alumínio, prata, cobre e ouro apresentam geometria cúbica de face centrada, com número de coordenação 12. E ainda, zinco e magnésio cristalizam numa forma hexagonal.

Figura 1: Geometria cúbica de corpo centrado – cada átomo é rodeado por outros oito átomos*

Figura 2: Geometria cúbica de face centrada – cada átomo é rodeado por outros doze átomos*

Atividade 2 Após a leitura dos textos anteriores, você já é capaz de responder às dúvidas que Oliver Sacks tinha na sua infância. Assim, tente responder: Por que os metais eram brilhantes? Por que eram homogêneos? Por que eram frios? Por que eram duros? Por que eram pesados? Por que vergavam sem quebrar? Por que tilintavam?

*

fonte: Hartwig, Souza e Mota. Química Geral e Inorgânica. São Paulo: Scipione, 1999. p. 201.




 

METALURGIA A maioria dos metais é encontrada em combinações com outros elementos, em forma de minérios. Existem pouquíssimos metais que ocorrem sem mistura, como a platina - apenas o ouro, a prata, o cobre e um ou outro mais. A platina, freqüentemente, é encontrada com dois outros metais, o irídio e o ósmio, que são ainda mais densos, duros e refratários. Para obter o metal puro, é preciso recorrer a alguns processos físicos e químicos. É o que ocorre na metalurgia. O objetivo da metalurgia consiste na obtenção dos metais a partir dos seus minerais.

Siderurgia É a metalurgia do ferro, metal com um grande número de aplicações. Seus minerais mais característicos são os óxidos e o carbonato. A redução do ferro a partir dos óxidos é feita em alto forno, usando o carvão coque e o CO como redutores: Fe2O3(s) + 3C(s)

2Fe(s) +

3CO(g)

(1)

Fe2O3(s) + 3CO(g)

2Fe(s) +

3CO2(g)

(2)

Obtenção do aço O ferro fundido contém cerca de 4% de C e quantidades variáveis de outros elementos como Si, Mn, S e P. O aço é obtido a partir do ferro fundido, eliminando parte do C e outros elementos por meio de oxidação. Assim, o aço é um ferro, cujo conteúdo de C oscila entre 0,5 e 1,7 %. Através de tratamento térmico ou agregando-se outros metais, é possível obter aços com características especiais: (i) quando aquecido a altas temperaturas e, a seguir, resfriado rapidamente, apresenta maior dureza, mas torna-se mais quebradiço; (ii) quando aquecido a altas temperaturas e, a seguir, resfriado lentamente, perde em dureza, porém, fica mais plástico; (iii) quando é fundido com 36% de níquel (com baixíssimo coeficiente de dilatação), pode ser utilizado para construir instrumentos de precisão. Se a proporção de níquel é menor, o aço apresenta grande resistência à corrosão e é muito duro; (iv) quando é fundido com cromo apresenta grande resistência química. O aço inoxidável contém 18% de cromo e 8% de níquel; (v) quando fundido com molibdênio apresenta elevada dureza, mesmo a altas temperaturas, e é usado para fabricar máquinas cortantes.

Atividade 3 O que são ligas metálicas? Por que dois metais moles, como o zinco e o cobre ou o estanho e o cobre, podiam ser combinados e produzir um metal




 mais duro (ligas de latão e bronze, respectivamente)? Por que uma liga metálica não pode ser representada por fórmulas?

EXPLICANDO

AS

LIGAS METÁLICAS

Para fins comerciais, costuma-se usar ligas que apresentam diferentes metais formando o retículo cristalino. Dependendo do metal que constitui a liga, teremos propriedades distintas. O aumento da dureza numa liga se deve à mistura de átomos de tamanhos diferentes no retículo, o que dificulta o deslizamento de um átomo sobre o outro. Nessa situação, a liga formada perde em maleabilidade, porém, ganha em dureza. E assim, dependendo da mistura que é feita na liga, consegue-se propriedade diferente do material que, por isso mesmo, servirá para atender situações diversas.

Ligas metálicas são misturas de dois ou mais elementos metálicos obtidas através da fusão dos metais que as compõem.




Unidade 2

Localizando os metais no jardim de Mendeleiev Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Desde pequeno, Oliver já suspeitava de que deveria haver uma relação muito íntima entre as características atômicas de muitos elementos e a cor de seus compostos ou minerais. Ele passava boa parte do tempo no seu laboratório, examinando cores de substâncias químicas e brincando com elas. Nesses experimentos, ele percebeu que a mesma coloração rosada aparecia independentemente do composto ser, por exemplo, carbonato, nitrato, sulfato de manganês II ou qualquer outro composto com manganês bivalente. Por essas e outras observações, é que ele ficou muito entusiasmado ao visitar o Science Museum e ali ver uma gigantesca tabela periódica. A estrutura continha mais de 90 cubículos, cada qual com a inscrição do nome, massa atômica, símbolo químico e uma amostra do próprio elemento. E de suas lembranças ele nos conta: Minha primeira visão foram os metais... a maioria era cinzenta ou prateada, alguns tinham um leve toque de azul ou rosa. Uns poucos tinham superfícies com um pálido brilho amarelado e, por fim, havia as cores vivas do cobre e do ouro. No canto superior direito, ficavam os metalóides – os elementos não metálicos – o enxofre em espetaculares cristais amarelos e o selênio em cristais vermelhos translúcidos; o fósforo, como cera de abelha descorada, mantido em água; e o carbono, em minúsculos diamantes e brilhante grafite preta. Havia o boro, um pó pardacento, e o silício, encrespado e cristalino, com um intenso brilho negro como grafite ou galena. À esquerda, estavam os álcalis e os metais alcalinos terrosos, todos (exceto o magnésio) em banhos protetores de nafta. (...) Eu me peguei olhando a tabela periódica de uma perspectiva quase geográfica, como uma região, um reino com diferentes territórios e fronteiras. (...) Os metais desde muito tempo já vinham sendo considerados uma categoria especial de elementos, e agora era possível ver, em um relance quase sinóptico, que eles ocupavam três quartos do reino, todos do lado oeste, a maioria ao sul, deixando apenas uma área pequena, principalmente a nordeste, para os metalóides.

Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez




Figura 3: Tabela Periódica dos Elementos Referência: adaptado de http://www.chem.qmul.ac.uk/iupac/ AtWt/table.html acessado em 26/05/2004. (Página da IUPAC.)

Atividade 4 Com base no texto acima, localize metais e não metais na tabela periódica. Como a tabela está organizada? O que são propriedades periódicas?

Quase vinte anos se passaram desde que Mendeleiev começou a se interessar pela classificação dos elementos até que se chegasse à primeira versão da tabela periódica em 1869. Segundo o próprio Mendeleiev, ele escrevia as propriedades e massas atômicas dos elementos em cartões. Durante suas viagens de trem pela Rússia, analisava os cartões embaralhados, jogando uma espécie de “paciência química”, na busca de algum sistema de organização coerente. Com base em cálculos e intuições, em poucas semanas chegou a uma tabulação de aproximadamente 30 elementos, organizados em ordem crescente de massa atômica. Uma tabulação que indicava haver uma recapitulação de propriedades a cada oitavo elemento. Diz a lenda que, em 16 de fevereiro de 1869, Mendeleiev teve um sonho, no qual viu quase todos os elementos conhecidos organizados em uma grande tabela. Na manhã seguinte ele a pôs no papel. A lógica de sua tabela permitia a existência de lacunas destinadas a elementos ainda não conhecidos, bem como o reposicionamento de outros.




  Sobre os espaços vazios de sua tabela, ele afirmava que, inferindo com base nas propriedades dos elementos acima e abaixo e de ambos os lados, era possível fazer uma previsão confiante de como seriam esses elementos desconhecidos. Previu, por exemplo, um elemento abaixo do Alumínio, no grupo 3. Anos depois foi descoberto o elemento Gálio. A exatidão de Mendeleiev foi considerada espantosa: ele previu uma massa atômica de 68 e uma gravidade específica de 5,9. Os valores calculados foram 69,9 e 5,94, respectivamente. Ele também foi capaz de prever corretamente um grande número de propriedades físicas e químicas deste metal, como sua fusibilidade, seus óxidos, sais e valência. Organizada em ordem crescente de número atômico, em linhas horizontais, da esquerda para a direita, o princípio orientador mais profundo da organização é a valência. A valência, um fundamento desenvolvido no final da década de 1850, fora utilizada por Mendeleiev para explicar como os átomos combinavam-se entre si para formar compostos. Por exemplo, os átomos do grupo 1 se combinavam com átomos de cloro, formando compostos como LiCl, NaCl, KCl. Pelo princípio da valência, explicam-se as linhas verticais da tabela, em grupos ou famílias. Os elementos do grupo 1, os metais alcalinos, apresentavam valência 1; os do grupo 2, metais alcalinos terrosos, valência 2. A maior valência é 8, pertencente aos elementos do grupo 18, os gases nobres. Ao organizar os elementos em ordem de valência, Mendeleiev se surpreendeu ao perceber que eles estavam organizados também em ordem de massas atômicas. A tabela periódica refletia uma ordem intrínseca da natureza, pois mostrava todos os elementos organizados em uma relação fundamental. Cada elemento imitava as propriedades do elemento acima e era um membro ligeiramente mais pesado do mesmo grupo. A mesma melodia era, por assim dizer, tocada em cada período. Primeiro um metal alcalino, depois um metal alcalino-terroso, em seguida mais seis elementos, cada qual com sua valência ou tom, mas tocada em um registro diferente. Era como se fossem oitavas de uma música. A sistematização de Mendeleiev teve um impacto profundo no pequeno Oliver, como ele nos relata: “Ver a tabela, entendê-la, mudou minha vida”.

Atividade 5 Numa tabela periódica, os elementos estão organizados em ordem crescente de números atômicos. Essa organização se verificou também nas propriedades semelhantes que se repetiam a cada período da tabela. Cada uma dessas propriedades, no entanto, depende, de pelo menos, dois fatores: quantidade de níveis de energia e número de prótons no núcleo. Tente elaborar uma explicação para que esses dois fatores determinem a variação do raio atômico (obs: o raio atômico aumenta da direita para a esquerda, ao longo dos períodos e, de cima para baixo, ao longo dos grupos).



A tabela periódica está organizada em ordem crescente de número atômico, em linhas horizontais, da esquerda para a direita.


Unidade 3

O fascínio da água (parte I) Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

A união de dois hidrogênios e um não metal, o oxigênio, dá origem à molécula mais conhecida e, sem dúvida, a mais importante para a nossa existência na Terra: a molécula de água. Quimicamente falando, nada parece tão simples quanto ela: dois hidrogênios e um oxigênio ligados numa estrutura de forma angular. Só isso. A partir da estrutura dessa molécula, uma série de propriedades essenciais surge. Sem ela, não existiriam os mares e oceanos, não haveria DNA, e muito menos qualquer ser vivo, do modo como os conhecemos hoje.

Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez

Atividade 6 O que você entende pela palavra ligação? Qual o significado dessa palavra na linguagem química?

O que mantém unidos cada um dos hidrogênios e o oxigênio na molécula de água é uma ligação covalente. Esse tipo de ligação ocorre quando dois átomos ficam próximos e atraem os seus elétrons de valência mutuamente, de modo que esses elétrons acabam sendo atraídos pelos dois núcleos e, de uma certa forma, podemos dizer que eles são compartilhados pelos dois átomos. Neste sentido, só chamamos de molécula as partículas que apresentam esse tipo de ligação entre seus átomos. Na natureza, tanto os átomos de hidrogênio como os de oxigênio não aparecem isolados, mas, sempre aparecem na forma de compostos e a água é um exemplo disso. Os átomos tendem a se combinar com outros átomos para formar moléculas mais estáveis, ou seja, agem de modo que a energia da molécula formada seja menor que a soma da energia dos átomos isolados. A molécula de água tem energia menor que a soma da energia de dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. Assim, nas ligações covalentes, esses elétrons deixam de ser elétrons pertencentes a um átomo particular e passam a ser elétrons da molécula. Como essa situação estabiliza energeticamente tanto o átomo de hidrogênio como o de oxigênio, dizemos que eles estão “ligados”. Nesse tipo de ligação, que é característica dos elementos não metálicos, pares de elétrons são compartilhados pelos átomos no sistema molecular.

Na ligação covalente, característica dos elementos não metálicos, pares de elétrons são compartilhados pelos átomos no sistema molecular.


 Como tudo na química, existe um código para representar a ligação covalente e a fórmula molecular. São três as formas de se representar a fórmula química de compostos moleculares. A primeira delas, a fórmula molecular indica quantos átomos de cada elemento químico formam a molécula. Por exemplo, a fórmula molecular da água é H2O, a do gás oxigênio é O2, a do gás hidrogênio é H2. Quantos átomos de cada elemento há em cada uma das moléculas representadas? A segunda, a fórmula eletrônica, também chamada de fórmula de Lewis (em referência ao idealizador, Gilbert Newton Lewis), mostra os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos. Por último, a fórmula estrutural, que mostra apenas as ligações entre os elementos, sem representar os elétrons da camada de valência. Neste caso, cada par de elétrons entre dois átomos é representado por um traço (ligação).

Figura 4: Representação da fórmula (a) molecular, (b) eletrônica e (c) estrutural da água

Observe a representação da fórmula eletrônica e estrutural para a água. Cada uma das ligações da água é formada por um elétron do hidrogênio e um do oxigênio, formando-se duas ligações simples.

Atividade 7 1. Comente a seguinte afirmação: A ligação covalente pode ocorrer entre átomos dos elementos dos grupos 15, 16 e 17. 2. Preencha a tabela (1) abaixo. Tab ela 1: Representação das Ligações nas Substâncias Covalentes abela

Substância

Composição

Fórmula molecular H2

Fórmula eletrônica

1 átomo de cloro e 1 átomo de hidrogênio 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio

HCl

x x H .x Cl xx

Gás hidrogênio Ácido clorídrico

Gás amônia Gás metano



xx

.x H H .x O xx NH3

4 átomos de hidrogênio e 1 átomo de carbono

xx

Fórmula estrutural H-H H-Cl


 

O

FASCÍNIO DA ÁGUA (PARTE

II)

Os átomos de hidrogênio, por serem muito pequenos, conseguem fazer com que seu núcleo se aproxime dos elétrons de outros átomos, exercendo uma forte atração sobre eles. Já o átomo de oxigênio, muito maior que o de hidrogênio, mas ainda assim pequeno, se comparado a outros átomos, atrai fortemente seus elétrons para si e pode atrair elétrons dos átomos ligantes. Sendo assim, na molécula de água, o átomo de oxigênio “suga” os elétrons das ligações entre oxigênio e hidrogênio, fazendo com que o oxigênio se torne “rico” em elétrons e os hidrogênios “pobres” em elétrons. Conseqüentemente, o átomo de oxigênio fica com uma carga parcial negativa enquanto que o hidrogênio fica parcialmente positivo. A propriedade de atrair elétrons para seu campo de força é chamada de eletronegatividade. Das moléculas na Tabela 1, apenas em H2 os elétrons são igualmente compartilhados na ligação química. Nesse caso, não é difícil justif icar essa constatação empírica, pois os núcleos atômicos dessa molécula são iguais e, portanto, a distribuição de cargas no espaço é simétrica. Quando não há deslocamento de carga da ligação, dizemos que ela é apolar, ou seja, não forma pólos de carga.

Figura 5: Representação da distribuição eletrônica na molécula de H2.*

No caso da molécula de HCl, mesmo sendo formada por dois átomos, sabe-se que os elétrons da ligação química são atraídos mais fortemente pelo átomo de cloro. Isso ocorre porque o campo de força do cloro, formado pelo núcleo atômico (com 17 prótons) e pelos outros elétrons, é maior que o campo de força do hidrogênio, que tem apenas um próton. Portanto, no HCl, o par de elétrons da ligação química está deslocado no sentido do cloro. Dizemos que se trata de uma ligação covalente polar, ou seja, com a formação de pólos de carga.

Figura 6: Representação da molécula de HCl, mostrando uma maior densidade eletrônica localizada sobre o átomo de cloro.* * fonte: PEQUIIS – Projeto de Ensino de Química e Sociedade. Química e Sociedade: Elementos Interações e Agricultura, v. 3, São Paulo: Nova Geração, 2004.



A propriedade de atrair elétrons para seu campo de força é chamada de eletronegatividade.




Atividade 8 A água é polar graças à diferença de eletronegatividade e sua geometria angular (figura 7). Se, entretanto, fosse uma molécula linear, como o dióxido de carbono, por exemplo, apresentaria as mesmas propriedades?

Figura 7: Geometria das Moléculas de água e dióxido de carbono.*

Observe que, ao contrário do que ocorre na molécula de água, no CO2, apesar da diferença de eletronegatividade entre o C e o O, devido à sua planaridade, os dipolos que surgem na molécula são anulados mutuamente, o que lhe confere características apolares. Se as moléculas de água fossem lineares e, portanto, apolares, suas propriedades seriam totalmente diferentes. Você saberia explicar por quê? A presença de carga parcial positiva em cada hidrogênio e negativa no oxigênio faz com que as moléculas de água, quando em contato com outras partículas, exerçam atrações sobre elas, facilitando a solvatação das mesmas. Apesar da presença dessas cargas parciais, a água conduz pouca corrente elétrica. Esse fenômeno pode ser observado se construirmos o aparelho para medir a condutibilidade de soluções esquematizado na Figura 8 e o mergulharmos em uma solução de água destilada. Na presença de água destilada é possível observar um brilho pouco intenso da lâmpada em situações experimentais controladas. Isso porque o processo de auto-ionização da água ocorre em pequena extensão, conforme veremos no módulo de equilíbrio químico. Todavia, quando colocamos sal de cozinha (cloreto de sódio) em água, a lâmpada brilha com maior intensidade. Se, entretanto, em um experimento posterior adicionarmos uma colher de açúcar (sacarose, C 12 H 22 O 11 ) a um béquer contendo água, não observaremos qualquer alteração na intensidade da lâmpada. Como podemos interpretar esses fenômenos?

Figura 8: Aparelhagem para verificar condutibilidade elétrica dos materiais (foto: Marcos Luiz). *

No primeiro caso, o fato da lâmpada acender, indica a presença de cargas elétricas em solução. Ocorre a dissociação do cloreto de sódio nos seus íons correspondentes (átomos com cargas elétricas), sódio positivo e cloreto negativo. As moléculas de água circundam esses íons sendo que o oxigênio (carga parcial negativa) se volta para o lado do íon sódio em solução e os hidrogênios (carga parcial positiva) se voltam para o íon cloreto.

fonte: PEQUIIS – Projeto de Ensino de Química e Sociedade. Química e Sociedade: Elementos Interações e Agricultura, v. 3, São Paulo: Nova Geração, 2004.




  Dessa forma, as interações dos íons com a água faz com que o sistema como um todo apresente maior estabilidade (menor conteúdo energético) do que o sal cloreto de sódio e a água separadamente e, por isso, ocorre a dissociação iônica do sal em água.

Figura 9: Representação da solvatação dos íons Na+ e Cl- pelas moléculas de água.

Já no caso da dissolução do açúcar em água não podemos dizer que existam cargas elétricas em solução. A sacarose (nome químico do açúcar comum) apresenta somente ligações covalentes (Figura 12) e a dissolução do açúcar tem que ser explicada por um mecanismo diferente do que ocorre com substâncias iônicas, como veremos adiante. A água tem uma grande capacidade de solvatar espécies carregadas, como o que foi visto para o cloreto de sódio. É por esta razão que é considerada um ótimo solvente. Agindo assim, a água é capaz de, por exemplo, atuar no transporte de íons pelas membranas biológicas ou transportar nutrientes através do solo e levá-los até as plantas. (Adaptação: Atkins, P. “O Fascínio da água”, em As coisas são assim. São Paulo: Cia das Letras, 1997)




Unidade 4

O nitrogênio e o ciclo do nitrogênio Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

As plantas necessitam de um certo número de elementos para se desenvolverem. Entre eles consideram-se macronutrientes o carbono, oxigênio, hidrogênio, nitrogênio, potássio, cálcio, fósforo, magnésio e enxofre; e micronutrientes, o ferro, cloro, cobre, manganês, zinco, molibdênio e boro. Do ar elas retiram C e O e da água H e O. Todos os demais, com exceção do N, provêm da desintegração das rochas e são captados pelas plantas a partir do solo. O nitrogênio, que representa 78% da atmosfera terrestre, difunde-se pelo solo e se fixa às raízes das plantas indiretamente, por meio de bactérias chamadas de fixadoras.

Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez

Entretanto, a maioria dos seres vivos é incapaz de utilizar o nitrogênio atmosférico na forma de composto molecular (N2) e necessitam convertê-lo numa forma iônica (NH4+, NO2- ou NO3-), que pode ser usada pelas células. O ciclo do nitrogênio é o nome do processo pelo qual o N circula do ar para as plantas, daí para o solo e, depois, retorna ao ar. Ele envolve várias etapas. A primeira, a fixação do nitrogênio ao solo, envolve a transformação da molécula N2 em NH3 ou íons nitrogenados (nitrito e nitrato) o que é feito por apenas algumas bactérias e algas azuis. O nitrogênio entra nas plantas quase que totalmente sob a forma de nitratos. No interior delas, os nitratos reduzem-se a amônio. Os aminoácidos são formados pela combinação de amônio com um cetoácido (aminação) ou através da transferência de um grupamento amino (-NH2) de um aminoácido para um cetoácido, dando O Forma inerte origem a outro aFixação Atmosférica minoácido (tranN N NO Vapor de água saminação). Estes NO N O O compostos orgâN nicos retornam, Ácido Nítrico subseqüentemenNO te, ao solo, completando o ciclo do nitrogênio. 2

2

X

2

2

2

N2

O2

X

AMONÍAC O

2

Fixação biológica

2

Matéria orgânica morta NO 3

X

Bactérias Fixadoras NO3 Nitratos

Bactérias nitrificantes Bactérias desnitrificantes

Figura 10: Ciclo do Nitrogênio(fonte: http://es.geocities.com/cienciesterra/n.html)

Fixação Industrial DEJ

ETO


 Uma etapa importante do ciclo do nitrogênio é a fixação do N ao solo, que é a transformação de uma molécula em íons nitrogenados que conseguem, por serem solúveis em água, serem utilizados pelas plantas. Vamos parar nessa etapa para pensar nessa idéia. Os íons são solúveis em água, enquanto que as moléculas de nitrogênio gasoso, não. Essa diferença se dá pela grande capacidade da água em atuar como solvente, conforme já vimos anteriormente. A água consegue solubilizar facilmente um composto que possua cargas (íons Na+, NH4+, NO3-), mas não um composto molecular, como é o caso do N2. Já discutimos a ligação covalente que ocorre entre não metais como na própria água e no nitrogênio. Agora veremos como se dá um outro tipo de ligação que ocorre entre espécies carregadas. Trata-se da ligação iônica, que ocorre entre um metal e um não metal. A ligação iônica, como o próprio nome indica, ocorre entre íons, positivos (cátions) e negativos (ânions). Neste tipo de ligação, os átomos encontram-se unidos através da atração eletrostática, pois um deles, ao ceder elétron(s), torna-se eletricamente positivo (cátion), enquanto o outro, ao receber elétron(s), torna-se eletricamente negativo (ânion), e, conforme se observa experimentalmente, cargas elétricas opostas se atraem e cargas elétricas iguais se repelem. Diferentemente da ligação covalente, na ligação iônica não ocorre compartilhamento do par de elétrons. Neste caso, o par de elétrons passa a pertencer ao campo de força do átomo mais eletronegativo. A perfeita interação entre os cátions e ânions é responsável pela formação de agregados com formas geométricas bem definidas, características de cada sólido, denominados retículos cristalinos. A forte interação eletrostática entre íons de cargas opostas faz com que sejam necessárias altas temperaturas para separar cátions e ânions e destruir um retículo cristalino iônico. É por isso que os compostos iônicos apresentam altas temperaturas de fusão.

A ligação iônica ocorre normalmente entre um metal e um não metal. Como o próprio nome indica ocorre entre íons positivos (cátions) e negativos (ânions).

Diferentemente da ligação covalente, na ligação iônica não ocorre compartilhamento do par de elétrons. Neste caso, o par de elétrons passa a pertencer ao campo de força do átomo mais eletronegativo.

Todos os compostos iônicos são sólidos à temperatura ambiente. A rígida estrutura do retículo cristalino não deixa que os íons se movimentem livremente, por isso, no estado sólido, compostos iônicos não conduzem corrente elétrica. Entretanto, quando dissolvidos em água ou quando fundidos (no estado líquido), os compostos iônicos são bons condutores de corrente elétrica, porque nesses casos há a possibilidade de movimentação dos íons.

Atividade 9 Responda às questões: 1. Localize na tabela periódica entre os elementos representativos, aqueles cujos átomos têm tendência a ganhar ou a perder elétrons. 2. No exemplo do composto NH4NO3, qual é o cátion e qual é o ânion? 3. Por que um cristal iônico, embora formado por partículas eletricamente carregadas, é eletricamente neutro? 4. Por que, quando fundido, o cloreto de sódio conduz corrente elétrica e, no estado sólido, não? 5. O que acontecia com o açúcar quando o mexíamos no chá? Para onde ele ia? 6. Por que a água fazia bolhas quando fervia?




Unidade 5

Voltando ao fascínio da água (parte III) Organizadores As propriedades da água são conseqüência não somente de como os átomos de hidrogênio e oxigênio estão ligados, mas, principalmente, de como duas moléculas de água interagem entre si. Assim, entre duas moléculas de água ocorre uma ligação especial, mediada por um átomo de hidrogênio. Esta ligação é chamada ponte de hidrogênio. A ponte de hidrogênio acontece porque a carga parcial negativa do oxigênio atrai a carga parcial positiva do hidrogênio. Esta ligação é uma das interações mais importantes para a vida, sendo responsável por manter as fitas de DNA juntas, manter a estrutura de várias proteínas e fazer com que a água seja um líquido (ao invés de um gás, o que aconteceria se a ponte de hidrogênio não existisse). Essa última observação é de extrema valia, pois já pensou o que ocorreria com os lagos e oceanos se a água fosse gasosa?

Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez

Atividade 10 A figura abaixo mostra a correlação entre as massas molares e as temperaturas de ebulição de compostos formados através da união entre hidrogênio e átomos do grupo 16 da tabela periódica.

Figura 11: Correlação entre a massa molar (g/mol) e a temperatura de ebulição

Entre duas moléculas de água ocorre uma ligação especial, mediada por um átomo de hidrogênio. São interações moleculares, bem mais fracas que uma ligação covalente, todavia, mais fortes que as demais interações existentes entre substâncias covalentes.


 1. Com base na periodicidade das propriedades dos elementos, você esperaria que a água fosse líquida à temperatura ambiente? Aliás, como poderíamos explicar as propriedades desta substância chamada de “solvente universal”? 2. Represente as interações existentes entre moléculas de água. Usando essa representação, você saberia explicar o que acontece quando a água entra em ebulição?

O

FASCÍNIO DA ÁGUA (PARTE

IV)

As inúmeras propriedades do solvente universal As pontes de hidrogênio ou ligações por hidrogênio são interações moleculares bem mais fracas que uma ligação covalente. No entanto, são mais fortes que as demais interações existentes entre substâncias covalentes, as quais veremos mais adiante. É devido a existência destas “pontes” que a ebulição da água acontece em alta temperatura pois, para que a água entre em ebulição, as pontes de hidrogênio precisam ser rompidas. São também as pontes de hidrogênio entre as moléculas de água que explicam o fato da substância água ser liquida em temperatura ambiente, além de ajudarem a explicar a formação do gelo. Porém, quando o gelo se forma a partir da água líquida, um fato estranho ocorre: a forma sólida (gelo) é menos densa do que a forma líquida. Como conseqüência, o gelo se forma e flutua na superfície de lagos. Essa característica é preservadora de vida, pois a lâmina de gelo ajuda a proteger a água que está abaixo dela, do efeito congelante do ar que está acima e, assim, a vida marinha consegue sobreviver e florescer, apesar de a temperatura estar baixa o suficiente para congelar as camadas superficiais da água. Como explicar esse comportamento peculiar da água? À medida que a temperatura é reduzida, as moléculas de água passam a se movimentar mais lentamente e pontes de hidrogênio podem se formar em maior quantidade, além de poder durar mais tempo. Desta forma, as moléculas deixam de fluir livremente como um líquido, e um sólido se forma. Nesse momento, a forma da molécula desempenha seu papel. Um átomo de oxigênio na molécula de água em forma de V pode acomodar duas pontes de hidrogênio, uma com cada uma das duas moléculas vizinhas. Cada átomo de oxigênio agora participa de 4 ligações: 2 ligações comuns entre o oxigênio e os hidrogênios e 2 pontes de hidrogênio com vizinhos – essas 4 ligações apontam para os cantos de um tetraedro.

Para que a água entre em ebulição, precisam ser rompidas as pontes de hidrogênio, que existem entre uma molécula e outra da água.

Essa disposição, mantida de vizinho para vizinho através de todo o sólido, resulta numa estrutura muito aberta para o gelo, com as moléculas de água mantidas afastadas, ainda que unidas, numa espécie de andaime de átomos e ligações. Quando o gelo derrete essa estrutura aberta desmorona, e um líquido mais denso se forma. Quando a água congela, a estrutura desmoronada do líquido se desdobra e se expande em uma estrutura aberta. (Adaptação: Atkins, P. “O Fascínio da água”, em As coisas são assim, São Paulo:Cia das Letras, 1997)




 

Atividade 11 Represente as interações entre moléculas de água no estado sólido (menor densidade) e no estado liquido (maior densidade). Considere um mesmo número de moléculas em cada representação. As pontes de hidrogênio são características de moléculas com átomos de hidrogênio ligados, de modo covalente, a um átomo muito eletronegativo, como o F, O e N. Como conseqüência, átomos de hidrogênio ficam com carga parcial positiva e são atraídos por átomos de flúor, oxigênio ou nitrogênio de moléculas vizinhas. As pontes de hidrogênio ocorrem, portanto, entre muitas substâncias covalentes, o que lhes confere temperaturas de fusão e ebulição mais elevadas, além de uma maior solubilidade em água.

Atividade 12 Como você explicaria a solubilidade do açúcar (sacarose – C12H22O11) em água? Como você representaria este processo?

sacarose: C12H22O11 Figura 12: Estrutura da Sacarose

Atividade 13 Vitaminas Hidrossolúveis e Lipossolúveis Vitaminas são substâncias indispensáveis à nossa dieta alimentar. Existem basicamente dois tipos de vitaminas: as hidrossolúveis (que se dissolvem bem em água) e as lipossolúveis (são solúveis em óleos e gorduras). O que determina se uma vitamina é de um tipo ou de outro é a sua estrutura molecular.

vitamina A (ponto de fusão = 62o C)

vitamina C (ponto de fusão = 193o C)

Figura 13: Estruturas da (a) Vitamina A e (b) Vitamina C.

Uma das propriedades que determinam a maior ou menor concentração de uma vitamina na urina é a sua solubilidade em água. 1. Qual das vitaminas acima é mais facilmente eliminada pela urina? Justifique. 2. Dê uma justificativa para o ponto de fusão da vitamina C ser superior ao da vitamina A.



As pontes de hidrogênio são características de moléculas com átomos de hidrogênio ligados de modo covalente a um átomo muito eletronegativo, como o F, O e N.


Unidade 6

Interações entre moléculas polares Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Quando uma molécula possui mais de uma ligação polar, as cargas parciais nas extremidades das ligações podem gerar um acúmulo de carga em uma determinada região da molécula. Essa distribuição de cargas, responsável pela geração de dipolos elétricos permanentes, faz com que as moléculas interajam umas com as outras por atração eletrostática entre dipolos opostos. Essa interação entre as moléculas é chamada de interação dipolo-dipolo. É esse tipo de interação que mantém unidas, por exemplo, as moléculas de HCl (ácido clorídrico). Devido à diferença de eletronegatividade entre o H e o Cl essa molécula é polar, sendo o pólo positivo da molécula o hidrogênio, e o negativo, o cloro.

Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez

Comparando com as pontes de hidrogênio, essas interações são mais fracas, pois a polarização das cargas é menor.

Atividade 14 Você seria capaz de explicar por que o HF apresenta temperatura de ebulição igual a 19,5 oC e o HCl –85 oC?

O que acontece quando se adiciona ácido clorídrico à água? Mergulhando o aparelho para medir condutibilidade (Figura 8) em soluções aquosas de ácido clorídrico (HCl), vamos observar que, a exemplo do que ocorre com o cloreto de sódio, observa-se condução de corrente elétrica. Poderíamos explicar esse fenômeno através de interações de pólos opostos entre moléculas de água e de ácido? A simples interação entre pólos opostos não leva à formação de íons livres, pois, se fosse assim, a sacarose (açúcar), também deveria conduzir corrente elétrica quando dissolvida em água. O processo que ocorre quando HCl é adicionado à água é denominado ionização e pode ser descrito da seguinte forma: o pólo negativo da água (oxigênio) atrai o pólo positivo do ácido, provocando a quebra da ligação H-Cl. Por ser mais eletronegativo, o par de elétrons da ligação rompida permanece com o cloro. Os íons formados são rodeados por moléculas de água, em um fenômeno similar ao que ocorre na dissolução de sais.

As moléculas polares têm dipolo permanente em função da distribuição não homogênea das cargas. Os dipolos dessas moléculas interagem por atração eletrostática. É a interação dipolo-dipolo.




Atividade 15 Represente o processo da ionização do ácido clorídrico em água.

Quando ionizados os ácidos produzem o cátion H3O+ (hidroxônio), que também pode ser representado simplesmente como H+. Com base nessa propriedade de gerar íons H+ em solução aquosa, surge a definição de ácido de Arrhenius: Segundo Arrhenius, ácido é toda substância que, quando adicionada à água, sofre ionização, formando exclusivamente como íon positivo o cátion H+ (H3O+).

O processo de ionização do HCl pode ser representado de duas formas: HCl

H2O

H+(aq) + Cl-(aq)

HCl + H2O

H3O+ + Cl-

(3) (4)

O comportamento de ácidos também é um dos temas abordados por Oliver Sacks em Tio Tungstênio. Conta o autor que um de seus guias de iniciação em Química, foi o livro de J. J. Griffin, Chemical Recreations, escrito por volta de 1859, adquirido em um sebo. O livro começava com experimentos elementares usando tintas vegetais, que mudavam de cor na presença de ácidos e álcalis. A tinta vegetal mais comum era o tornassol, que adquiria a coloração vermelha em diferentes ácidos, e azul na presença de amônia.

Atividade 16 Por que uma solução de amônia altera a coloração desse extrato vegetal de forma diferente? O que ocorre quando adicionamos NH3 à água? Volte para a Tabela 1 (Atividade 7) e proponha uma explicação com base na estrutura de Lewis. Segundo Arrhenius, ácido é toda substância que, quando adicionada à água, sofre ionização formando, exclusivamente, como íon positivo, o cátion H+ (H3O+).

Arrhenius definiu como básicas ou alcalinas as substâncias que, quando em solução aquosa liberam como ânions exclusivamente íons OH-.

A amônia, uma substância covalente polar, também interage com a água e sofre o processo de ionização. Todavia, são gerados íons OH-: NH3(g) + H20(l)

NH4+(aq) + OH-(aq)

(5)

Arrhenius definiu como básicas ou alcalinas as substâncias que, quando em solução aquosa liberam como ânions, exclusivamente íons OH-. As bases, em sua maioria, são substâncias iônicas, formadas por íons metálicos e hidroxila. Por exemplo, a soda caústica, hidróxido de sódio (NaOH).

Atividade 17 Você saberia explicar o que ocorre quando se adiciona NaOH em água? Como esse processo poderia ser representado em nível molecular? Ao contrário da amônia e do ácido clorídrico, covalentes, o hidróxido de sódio é um composto iônico, constituído por aglomerados iônicos, formando

���


  um retículo cristalino. Quando expostos à água, ocorre o rompimento do retículo cristalino e liberação de íons livres para a solução. Os íons sódio do cristal são cercados por moléculas de água que expõem seus átomos de oxigênio de carga negativa. De forma semelhante, os íons OH - são cercados pelos átomos de hidrogênio, pólo positivo da molécula. Esse processo de quebra de ligações iônicas, gerando íons, é denominado dissociação iônica. NaOH(s)

H2O

Na+(aq) + OH-(aq)

(6)

Os íons H +, resultantes da ionização de ácidos em água e os íons OH-, gerados a partir da adição de bases à água, são capazes de alterar a cor de algumas substâncias, conhecidas como indicadores ácido-base. O uso de indicadores ácido-base é uma prática bem antiga, que foi introduzida no século XVII, por Robert Boyle. Boyle preparou um licor de violeta e observou que o extrato dessa flor tornava-se vermelho em solução ácida e verde em solução básica. Gotejando o licor de violeta sobre o papel branco e, em seguida, algumas gotas de vinagre, observou que o papel tornava-se vermelho. Assim, foram obtidos os primeiros indicadores de pH em ambas as formas: solução e papel. Nessa época, o conceito de ácidos e bases ainda não havia sido formalizado por Arrhenius, o que só veio a ocorrer no século XIX. Entretanto, ainda no século XVII, Boyle empregava a seguinte descrição: ácido é qualquer substância que torna vermelho os extratos de plantas. Mas o menino Oliver foi mais longe em sua narrativa sobre as propriedades de ácidos e bases: Foi com Griffin que tive pela primeira vez uma idéia clara do que queria dizer com ácidos e álcalis e como se combinavam para produzir sais. Tio Dave demonstrou a oposição de ácidos e bases medindo quantidades exatas de ácido clorídrico e soda caústica e misturando-os em um béquer. A mistura se tornou extremamente quente, mas assim que ela esfriou ele disse: “Agora prove experimente”. Experimentar? Ele estava maluco? Mas provei, e só tinha gosto de sal. “Está vendo? Um ácido e uma base, quando reunidos, neutralizam um ao outro; eles se combinam e formam um sal”, ele explicou.

Atividade 18 Quais indícios representam a ocorrência de reação química na descrição acima? Represente a equação descrita por Oliver. Você saberia explicar o que são sais? Embora a maioria das pessoas utilize a palavra sal para descrever um sólido branco usado como tempero, para os químicos a classificação de sal é mais genérica: são substâncias que podem ser obtidas a partir da reação entre ácidos e bases. Segundo Arrhenius, sal é toda substância que, quando adicionada à água, gera pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.

Atividade 19 A tabela abaixo fornece a coloração dos seguintes indicadores ácido-base: papel de tornassol azul (PTA), papel de tornassol vermelho (PTV) e fenolftaleína, quando em contato com as soluções aquosas listadas:



BOX DE ATENÇÃO : De fato, Oliver Sacks está certo. Não experimente nenhuma substância em um laboratório químico. E mais, esteja sempre acompanhando de um professor ou técnico responsável neste ambiente.

Segundo Arrhenius, sal é toda substância que, quando adicionada à água, gera pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.


 Substância (Soluções aquosas de) ácido acético (H3COOH) hidróxido de cálcio Sulfato de sódio ácido clorídrico (HCl) Cloreto de sódio ácido nítrico (HNO3) hidróxido de sódio hidróxido de amônio ácido sulfúrico (H2SO4)

PT A PTA

PTV

fenolftaleína

vermelho azul azul vermelho azul vermelho azul azul vermelho

vermelho azul vermelho vermelho vermelho vermelho azul azul vermelho

incolor rosa incolor incolor incolor incolor rosa rosa incolor

Com base nas colorações dos indicadores, classifique as substâncias em três grupos distintos: ácidos, bases ou sais.




Unidade 7

Problemas que se resolvem pela química Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

CHUVA ÁCIDA

Marcelo Giordan

Elaboradores Quando pensamos em água pura, normalmente imaginamos a água da chuva caindo sobre nossas cabeças ou a água cristalina que desce das montanhas. No entanto, esses não são exemplos de água pura, pois esta só pode ser obtida em laboratório, através de técnicas eficientes de separação de misturas, que visam eliminar traços de quaisquer resíduos presentes. A água da chuva, por exemplo, contém os gases presentes na atmosfera como, por exemplo, nitrogênio (N2), oxigênio (O2) e gás carbônico (dióxido de carbono – CO2). Parte do gás carbônico absorvido reage com a água formando ácido carbônico, conforme reação abaixo: CO2(g) + H2O(l)

H2CO3(aq)

(7)

Como resultado, toda chuva é levemente ácida, apresentando um valor de pH em torno de 5,6. Para medir o grau de acidez, ou pH, os técnicos usam uma escala que vai de 0 a 14. A água pura apresenta pH=7, valores inferiores a 7 indicam presença de íons H+ e superiores a 7, OH-. Portanto, quanto mais baixo o número, maior o índice de acidez. Os detalhes sobre a escala de pH serão apresentados no módulo Equilíbrio Químico. A absorção de outros gases atmosféricos, especialmente aqueles liberados pelas indústrias e automóveis, pode levar a um aumento considerável da acidez da água da chuva, bem acima do que é considerado um índice normal e, produzindo, portanto, a chamada chuva ácida. Os hidrocarbonetos (substâncias orgânicas que contêm em sua estrutura apenas átomos de carbono e hidrogênio), presentes na gasolina, deveriam queimar completamente, resultando apenas na formação de dióxido de carbono, água e energia. Mas, nos motores dos veículos automotivos, em condições reais de operação, alguns hidrocarbonetos não se oxidam totalmente e são liberados através dos escapamentos. Outros se oxidam parcialmente, liberando o monóxido de carbono, um gás tóxico. S(s) + O2(g)

SO2(g)

(8)

A gasolina, porém, não é uma simples mistura de hidrocarbonetos simples. Ela contém traços de outros elementos. O enxofre, contaminante presente no petróleo, queima, formando dióxido de enxofre, SO2. Como o SO2 é

Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez


 solúvel em água, ele pode ser incorporado às gotículas de água que formam as nuvens produzindo o ácido sulfuroso, H2SO3. Ainda mais ácido e corrosivo é o ácido sulfúrico, resultante da reação entre o dióxido de enxofre e o oxigênio do ar e que dá origem ao trióxido de enxofre: 2SO2(g) + O2(g)

2SO3(g)

(9)

SO3(g) + H2O(l)

H2SO4(aq) (10)

Os veículos automotivos são também responsáveis pela liberação de dióxido de nitrogênio. Este é decorrente da reação que ocorre entre nitrogênio e oxigênio a altas temperaturas nos motores a combustão interna. O dióxido de nitrogênio reage com a água, dando origem aos ácidos nítrico e nitroso. O ácido nitroso pode também ser oxidado pelo oxigênio do ar a ácido nítrico: 2NO2(g) + H2O(l) 2HNO2(aq) + O2(g)

HNO2(aq) + HNO3(aq) 2HNO3(aq)

(11) (12)

Como conseqüência, o material depositado pela água da chuva pode causar a acidificação do solo e liberação de metais tóxicos, provocando graves efeitos sobre ecossistemas terrestres e aquáticos. Além dos danos ecológicos, a chuva ácida corrói o concreto, o cimento e as estruturas de ferro.

Atividade 20 Pesquise medidas possíveis para a redução do problema da chuva ácida. Acabamos de apresentar uma série de substâncias que, ao entrarem em contato com a água da chuva, tornam-na ácida. Quais são essas substâncias? A maioria das substâncias citadas no texto é classificada como óxido. Óxidos são compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Os óxidos citados acima, com exceção do monóxido de carbono, são classificados como óxidos ácidos. Isso porque reagem com a água, dando origem a ácidos. Quando o oxigênio encontra-se ligado a metais, temos os óxidos iônicos ou metálicos. Grande parte dos minérios, a partir do qual são obtidos os metais citados no início do capítulo, é constituída principalmente por óxidos: bauxita – óxido de alumínio (Al2O3); hematita – óxido de ferro III (Fe2O3). A grande maioria dos óxidos metálicos reage com ácidos formando sal e água, daí um dos grandes problemas da chuva ácida. O alumínio, por exemplo, encontrado na crosta terrestre em forma de óxido, reage gerando íons Al3+, altamente tóxicos e que podem contaminar lençóis freáticos, além de serem absorvidos pelas plantas. O mesmo ocorre com outros metais pesados, também altamente tóxicos, encontrados na natureza em forma de óxidos. Al2O3(s) + 6H+(aq) Óxidos são compostos binários nos quais, o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

2Al3+(s) + 6H2O(l)

(13)

De forma análoga, os óxidos ácidos reagem com bases através de uma reação de neutralização formando sal e água: SO3(g) + Ca(OH)2(aq)



CaSO4(aq) + H2O(l) (14)


 

PRODUTO

DE MIL UTILIDADES

“ADOÇA”

A TERRA

Todo agricultor tarimbado sabe que a cal virgem (óxido de cálcio) reduz a acidez da terra e impede a multiplicação das bactérias. Mas, no Brasil, ainda é pequeno o uso da cal virgem para usos diversos, como desinfetar criatórios de peixes, quando ela age destruindo sangue-sugas, ovos de predadores e até larvas de mosquito. É ainda mais restrito o número de pessoas que conhece a capacidade da cal de eliminar o vibrião da cólera da água. Embora fáceis de fazer e extremamente baratos, é raro o uso de saquinhos de cal, os chamados “sachês”, que absorvem umidade e impedem as roupas de mofar no armário. O primeiro forno para produzir cal no Brasil foi construído por Tomé de Souza, em 1549, na Bahia. A matéria-prima eram as conchas recolhidas nas praias de Salvador. Hoje, porém, toda a cal brasileira é produzida a partir de rochas de calcário (carbonato de cálcio), que são queimadas a altas temperaturas em forno especial, o que faz com que percam gás carbônico (dióxido de carbono), transformando-se em óxidos (cal virgem). (O carbonato de cálcio, quando aquecido a altas temperaturas, dá origem ao dióxido de carbono e à cal). Como a cal virgem não é estável, as fábricas geralmente moem o produto e acrescentam água para “extinguir” a cal. O produto obtido a partir desta reação é conhecido popularmente com cal hidratada. O que o agricultor quer é que a cal “adoce” a terra, como se diz nas áreas rurais, e que funcione como desinfetante, fungicida ou inseticida. Para isso, o produto precisa ter alto grau de pureza. O teste mais comum para avaliar a pureza da cal é diluir uma parte de ácido muriático (ácido clorídrico) em nove partes de água e mergulhar uma amostra de cal nesse líquido […]. Incorporada ao solo, a cal eleva o teor de cálcio do terreno, aumentando sua disponibilidade para as plantas. […] O caboclo, porém, não compreende esses fenômenos químicos e biológicos. Ele apenas percebe que a plantação fica mais viçosa e reage melhor com a aplicação da cal e, por isso, em sua linguagem explica que “a cal adoça a terra”. (Adaptado de “Suplemento Agrícola”: O Estado de S. Paulo, 15/11/1995).

Atividade 21 1. Escreva a equação química que representa o processo de obtenção de cal hoje no Brasil. 2. Explique, utilizando equações químicas, como a cal pode ser utilizada para corrigir a acidez dos solos. 3. Qual o princípio envolvido no controle de qualidade da cal?

ÓLEO

NO

MAR

O acidente com o petroleiro grego Prestige, em novembro, que derramou cerca de 77 mil toneladas de óleo na costa da Espanha trouxe o assunto, novamente, às primeiras páginas da imprensa internacional. Porém, esse não é um




 caso isolado: os acidentes com navios transportando petróleo têm se repetido e, provavelmente, vão continuar acontecendo. O Instituto Worldwatch, uma das mais respeitadas instituições de diagnóstico ambiental do planeta, estima que, desde o naufrágio do Exxon Valdez, em 1989 – o maior ocorrido em toda a história – já foram derramadas 1,1 milhão de toneladas de óleo nos mares. Ou seja, 30 vezes o que o Valdez derramou. Embora as conseqüências ambientais de um acidente deste tipo não sejam totalmente conhecidas, imagens das áreas atingidas, infelizmente, são noticiadas com uma certa periodicidade pelos meios de comunicação: uma espessa camada de óleo que, rapidamente, atinge o litoral provocando a morte de inúmeras espécies. Para tentar conter o óleo são normalmente utilizadas bóias com material absorvente. Mas, como explicar o porquê da baixa solubilidade do petróleo em água? O petróleo é uma mistura de hidrocarbonetos (substâncias orgânicas contendo átomos de carbono e hidrogênio em sua estrutura), compostos covalentes apolares. Como a água é uma substância altamente polar, dificilmente irá dissolver uma substância polar, pois não há interação entre as moléculas. Em contrapartida, substâncias apolares interagem com substâncias apolares. É por isso que alguns derivados do petróleo, apolares, como, querosene, benzina, óleo diesel, misturam-se entre si e são capazes de dissolver outras substâncias apolares. Mas, que tipo de interação ocorre entre substâncias apolares? Trata-se de uma interação molecular muito fraca, denominada dipolo-dipolo induzido (ou Forças de London), que pode ser explicada da seguinte forma: quando há aproximação de duas ou mais moléculas apolares, os elétrons das camadas de valência passam a ficar também sob a influência dos núcleos dos átomos das moléculas vizinhas. Desta forma, uma nova distribuição de cargas elétricas poderá ocorrer, provocando um deslocamento de cargas que poderá gerar um pólo induzido, inexistente na molécula apolar. É a existência desses dipolos induzidos pela aproximação das moléculas, que promove a atração entre elas.

Atividade 22

Em moléculas apolares a nuvem eletrônica está igualmente distribuída entre os núcleos. Quando duas moléculas apolares se aproximam ocorre a formação de um dipolo temporário, ou induzido. Essa interação molecular fraca é conhecida como dipolo-dipolo induzido ou Forças de London.

Se o óleo é insolúvel em água, por que ainda utilizamos água para remover a gordura de pratos e talheres na cozinha? Qual o papel dos sabões e detergentes nessa história? Todos sabem que os sabões limpam, fazem espuma e têm uma sensação tátil característica de escorregamento. Do ponto de vista químico, os sabões podem ser classificados como sais, cujo cátion é um metal alcalino (normalmente o Na) e o ânion, um carboxilato (produto da ionização de um ácido carboxílico, ácidos orgânicos contendo uma longa cadeia carbônica e um grupo –COOH terminal). Como todo sal, ao se dissolver em água, o sabão sofre um processo de dissociação iônica, fornecendo o cátion do metal e ânion carboxilato. Esse ânion é uma espécie anfifílica, ou seja, apresenta afinidade tanto pela água como pela gordura (apolar). Isto é reflexo de sua estrutura, que apresenta duas porções: polar (representada pela espécie carregada –COO-) e apolar (cadeia carbônica) (Figura 14).




  A parte polar é denominada hidrofílica (dissolve-se facilmente em meio aquoso) e a apolar hidrofóbica (não se dissolve em água). O processo de limpeza resulta dessa dualidade de propriedades devido à presença de duas porções antagônicas em um mesmo íon (carboxilato).

cadeia longa apolar

extremidade polar

Figura 14: Fórmula Estrutural de um Carboxilato de Sódio

Quando lavamos um prato sujo de óleo, utilizando um sabão dissolvido em água, a parte apolar do sabão interage com o óleo, e a polar, com a água, formando o que os químicos chamam de micelas. As micelas são agregados de ânions moleculares (agrupamento de 40 a 100 ânions) rodeados por cátions. Nestes agregados, as cadeias longas hidrofóbicas estão direcionadas para dentro e as extremidades hidrofílicas para fora, interagindo com a água. A parte interna da micela, que contém as cadeias longas apolares, comporta-se como se fosse uma gota de óleo virtual; conseqüentemente, nela só se dissolvem materiais oleosos. Como a parte externa da micela interage fortemente com as moléculas de água, é facilmente dissolvida por ela, tornando possível, portanto, a remoção das sujeiras apolares (aprisionadas nas micelas). O processo de formação de micelas é denominado emulsificação. Dizemos que o sabão atua como emulsificante ou emulsionante, o que significa dizer que ele tem a propriedade de fazer com que o óleo se disperse na água em forma de micelas.

Figura 15: Representação esquemática de uma micela contendo óleo no seu interior.

A eficiência de um sabão fica comprometida quando a água possui concentrações elevadas de íons Ca2+e Mg2+. Águas desse tipo são chamadas águas duras e ocorrem em regiões de solo calcário, comuns na Europa e na América



Um emulsificante é uma substância que tem a propriedade de fazer com que o óleo se disperse na água, formando micelas.


 do Norte. Nessas águas, os íons Ca2+e Mg2+ reagem com os sabões formando sais insolúveis em água (reação de precipitação). Isso pode diminuir ou até mesmo anular a eficiência da limpeza.

Figura 16: Precipitação de carboxilatos de cálcio.

Esse problema foi contornado com o advento dos detergentes, que passaram a ganhar espaço no mercado. O modo de atuação dos detergentes sintéticos e dos sabões é o mesmo: formação de micelas. Porém, os ânions moleculares dos sabões têm estrutura diferente da dos detergentes. Os detergentes são sais de ácido sulfônico (aniônicos) ou de amônio quaternário (catiônicos), ambos de cadeia longa. Atualmente, existem outros tipos de detergentes com estrutura diferente, mas que, invariavelmente, apresentam uma longa cadeia apolar e uma extremidade polar.

sal de ácido sulfônico (detergente aniônico)

sal de amônio quaternário (detergente catiônico) Figura 17: Estrutura de moléculas anfifílicas

Sabões são sais de ácido carboxílicos de um metal alcalino (em geral sódio). Em águas duras (contendo íons Ca 2+ e Mg2+) formam-se sais insolúveis. Detergentes são sais do ácido sulfônico ou de amônio quaternário que não precipitam em água dura.

Os detergentes apresentam vantagens em relação ao sabão pelo fato de não formarem compostos insolúveis em águas duras. Mas, os sabões são biodegradáveis, o que não ocorre com muitos detergentes. Experiências mostram que os detergentes de cadeias carbônicas não ramif icadas são biodegradáveis, enquanto os de cadeias ramificadas não são.

não biodegradável

Sabões são biodegradáveis, enquanto que só os detergentes de cadeias normais (não ramificadas) o são.

biodegradável Figura 18: Estrutura de moléculas anfifílicas

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Unidade de encerramento Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Finalizamos este módulo de forma semelhante a Oliver Sacks, cujo epílogo é denominado “Fim do Romance”. Gostaríamos de chamar a atenção, novamente, para o livro que escolhemos como guia dos tópicos trabalhados. Seu autor, ao contrário do que muitos de vocês devem estar imaginando, não se tornou um químico, mas um médico, seguindo a carreira dos pais. Entretanto, o livro nos descreve um pré-adolescente que se comportava de forma bastante peculiar frente aos fenômenos da natureza: um menino que observava, comparava, parecia viver numa busca incessante por respostas. Esperamos, com isso, ter despertado em vocês um pouco deste espírito investigativo: o espírito científico.

Bibliografia SACKS, O. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química. São Paulo: Cia das Letras, 2002. ATKINS, P. “O Fascínio da água”. In: As coisas são assim. São Paulo: Cia das Letras, 1997.

Sobre os autores Ana Luiza Petillo Nery Licenciada e Bacharel com Atribuições Tecnológicas pelo Instituto de Química da USP, é doutora em Ciências (área de concentração: Química Orgânica) pela mesma instituição. Realizou o pós-doutoramento no Departamento de Bioquímica do IQ-USP, tendo concluído um breve estágio no Laboratório de Química Orgânica da Universidade de Würzburg (Alemanha). Atualmente é professora do Ensino Médio da Escola Vera Cruz em São Paulo.

Carmen Fernandez Licenciada e Bacharel com Atribuições Tecnológicas pelo Instituto de Química da USP, é mestre e doutora em Ciências (área de concentração: Química Orgânica) pela mesma Instituição. Realizou o pós-doutoramento na University of California – Berkeley e no Lawrence Berkeley National Laboratory, EUA.

Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery Carmen Fernandez


 Atualmente é docente no Instituto de Química da USP e pesquisadora da área de ensino de química na mesma instituição.

Anexo Questões da FUVEST 1. (2004) Cinco amigos resolveram usar a tabela periódica como tabuleiro para um jogo. Regras do jogo: Para todos os jogadores, sorteia-se o nome de um objeto, cujo constituinte principal é determinado elemento químico. Cada um joga quatro vezes um dado e, a cada jogada, move sua peça somente ao longo de um grupo ou de um período, de acordo com o número de pontos obtidos no dado. O início da contagem é pelo elemento de número atômico 1. Numa partida, o objeto sorteado foi “latinha de refrigerante” e os pontos obtidos com os dados foram: Ana (3,2,6,5), Bruno (5,4,3,5), Célia (2,3,5,5), Décio (3,1,5,1) e Elza (4,6,6,1).

Assim, quem conseguiu alcançar o elemento procurado foi a) Ana b) Bruno c) Célia d) Décio e) Elza 2. (2003) Um astronauta foi capturado por habitantes de um planeta hostil e aprisionado numa cela, sem seu capacete espacial. Logo começou a sentir falta de ar. Ao mesmo tempo, notou um painel como o da figura

em que cada quadrado era uma tecla. Apertou duas teclas, voltanto a respirar bem. As teclas apertadas foram: a) @ e # b) # e $ c) $ e % d) % e & e) & e *




  3. (2003) Plantas não conseguem aproveitar diretamente o nitrogênio do ar atmosférico para sintetizar ...................... Esse componente do ar precisa ser transformado em compostos. Isso ocorre, na atmosfera, durante as tempestades com relâmpagos, quando se forma ................ Na raiz das leguminosas, bactérias transformam o nitrogênio em .............. que são fertilizantes naturais. Tais fertilizantes podem ser obtidos industrialmente, a partir do nitrogênio, em um processo cuja primeira etapa é a síntese de .................... . As lacunas do texto acima são adequadamente preenchidas, na seqüência em que aparecem, respectivamente, por a) proteínas – amônia – sais de amônio – ozônio b) açúcares – óxido nítrico – carbonatos – amônia c) proteínas – ozônio – fosfatos – sais de amônio d) açúcares – amônia – carbonatos – óxido nítrico e) proteínas – óxido nítrico – nitratos – amônia 4. (2003) Em 1861, o pesquisador Kekulé e o professor secundário Loschmidt apresentaram, em seus escritos, as seguintes fórmulas estruturais para o ácido acético (C2H4O2):

Fórmula de Kekulé

Fórmula de Loschmidt

Mais tarde, Lewis introduziu uma maneira, ainda utilizada, de representar estruturas moleculares. Nas fórmulas de Lewis, o total de elétrons de valência dos átomos contribui para as ligações químicas, bem como para que cada átomo passe a ter configuração de gás nobre. a) Faça uma legenda para as fórmulas de Kekulé e Loschmidt, indicando as figuras utilizadas para representar os átomos de C, H e O. b) Escreva a fórmula de Lewis do ácido acético. c) Mostre, usando fórmulas estruturais, as interações que mantêm próximas duas moléculas de ácido acético. 5. (2001) Em seu livro de contos, O Sistema Periódico, o escritor italiano Primo Levi descreve características de elementos químicos e as relaciona a fatos de sua vida. Dois trechos desse livro são destacados a seguir: (I) “[Este metal] é mole como a cera...; reage com a água onde flutua (um metal que flutua!), dançando freneticamente e produzindo hidrogênio.” (II) “[Este outro] é um elemento singular: é o único capaz de ligar-se a si mesmo em longas cadeias estáveis, sem grande desperdício de energia, e para a vida sobre a Terra (a única que conhecemos até o momento) são necessárias exatamente as longas cadeias. Por isso, ... é o elemento-chave da substância viva.” O metal e o elemento referidos nos trechos (I) e (II) são, respectivamente, a) mercúrio e oxigênio. b) cobre e carbono. c) alumínio e silício. d) sódio e carbono. e) potássio e oxigênio.




 6. (2001) Examinando-se as estruturas moleculares do álcool benzílico e do tolueno, CH2OH

CH3

pode-se afirmar corretamente que a) o álcool benzílico deve ter ponto de ebulição maior do que o tolueno, ambos sob mesma pressão. b) o álcool benzílico deve ser menos solúvel em água do que o tolueno, ambos à mesma temperatura. c) o álcool benzílico e o tolueno, ambos à mesma temperatura, têm a mesma pressão de vapor. d) o álcool benzílico e o tolueno possuem moléculas associadas por ligações de hidrogênio. e) o álcool benzílico apresenta atividade óptica, enquanto o tolueno não. 7. (2002) As figuras abaixo representam,esquematicamente, estruturas de diferentes substâncias, à temperatura ambiente.

Sendo assim, as figuras I, II e III podem representar, respectivamente, a) cloreto de sódio, dióxido de carbono e ferro. b) cloreto de sódio, ferro e dióxido de carbono. c) dióxido de carbono, ferro e cloreto de sódio. d) ferro, cloreto de sódio e dióxido de carbono. e) ferro, dióxido de carbono e cloreto de sódio. 8. (2001) Deseja-se estudar três gases incolores, recolhidos em diferentes tubos de ensaio. Cada tubo contém apenas um gás. Em um laboratório, foram feitos dois testes com cada um dos três gases: (I) colocação de um palito de fósforo aceso no interior do tubo de ensaio; (II) colocação de uma tira de papel de tornassol azul, umedecida com água, no interior do outro tubo, contendo o mesmo gás, tampando-se em seguida.Os resultados obtidos foram: GÁS X Y Z



Teste com o palito de fósforo extinção da chama explosão e condensação de água nas paredes do tubo extinção da chama

teste com o papel de tornassol azul continuou azul continuou azul ficou vermelho


  Com base nesses dados, os gases X, Y e Z poderiam ser, respectivamente, a) b) c) d) e)

X SO 2 CO 2 He N2 O2

Y O2 H2 O2 H2 He

Z N2 NH 3 N2 CO 2 SO 2

9. (2001) Um químico leu a seguinte instrução num procedimento descrito no seu guia de laboratório: “Dissolva 5,0 g do cloreto em 100 ml de água, à temperatura ambiente...” Dentre as substâncias abaixo, qual pode ser a mencionada no texto? a) Cl2 b) CCl4 c) NaClO d) NH4Cl e) AgCl 10. (2001) O alumínio é produzido a partir do minério bauxita, do qual é separado o óxido de alumínio que, em seguida, junto a um fundente, é submetido à eletrólise. A bauxita contém cerca de 50%, em massa, de óxido de alumínio.De modo geral, desde que o custo da energia elétrica seja o mesmo, as indústrias de alumínio procuram se estabelecer próximas a a) zonas litorâneas, pela necessidade de grandes quantidades de salmoura para a eletrólise. b) centros consumidores de alumínio, para evitar o transporte de material muito dúctil e maleável e, portanto, facilmente deformável. c) grandes reservatórios de água, necessária para separar o óxido de alumínio da bauxita. d) zonas rurais, onde a chuva ácida, que corrói o alumínio, é menos freqüente. e) jazidas de bauxita, para não se ter de transportar a parte do minério (mais de 50%) que não resulta em alumínio. 11. (2000) Do livro de Antoine Laurent Lavoisier, Traité Élémentaire de Chimie, traduziu-se o seguinte trecho: “Ácido cítrico é mais facilmente obtido saturando-se suco de limão com cal suficiente para formar citrato de cálcio, que é insolúvel em água. Lava-se esse sal e acrescenta-se quantidade apropriada de ácido sulfúrico. Forma-se sulfato de cálcio, que precipita, deixando o ácido cítrico livre na parte líquida”. Representando-se o ácido cítrico por H3Cit, o procedimento descrito por Lavoisier pode ser esquematizado pela seqüência de equações: 2H3Cit(aq) + x CaO(s) Y (s) + 3H2O(l) Y(s) + z H2SO4(aq) 3CaSO4(s) + 2H3Cit(aq) Em tal seqüência, x, Y, e z correspondem, respectivamente, a a) 3, Ca3(Cit)2 e 3 b) 2, Ca2(Cit)3 e 3 c) 3, Ca3(Cit)2 e 2 d) 3, Ca2(Cit)3 e 3 e) 2, Ca3(Cit)2 e 2




 12. (2003) Uma mistura constituída de 45 g de cloreto de sódio e 100 mL de água, contida em um balão e inicialmente a 20 ºC, foi submetida à destilação simples, sob pressão de 700 mmHg, até que fossem recolhidos 50 mL de destilado. O esquema abaixo representa o conteúdo do balão de destilação, antes do aquecimento:

Legenda Na+ ClH2o

De forma análoga à mostrada acima, represente a fase de vapor, durante a ebulição.




Química Transformações químicas (aspectos quantitativos) Organizadores

Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores

Isaura Maria Gonçalves Vidotti Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes Yvone Mussa Esperidião

Nome do Aluno

3

módulo


GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO Governador: Geraldo Alckmin Secretaria de Estado da Educação de São Paulo Secretário: Gabriel Benedito Issac Chalita Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas – CENP Coordenadora: Sonia Maria Silva UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO Reitor: Adolpho José Melfi Pró-Reitora de Graduação Sonia Teresinha de Sousa Penin Pró-Reitor de Cultura e Extensão Universitária Adilson Avansi Abreu FUNDAÇÃO DE APOIO À FACULDADE DE EDUCAÇÃO – FAFE Presidente do Conselho Curador: Selma Garrido Pimenta Diretoria Administrativa: Anna Maria Pessoa de Carvalho Diretoria Financeira: Sílvia Luzia Frateschi Trivelato PROGRAMA PRÓ-UNIVERSITÁRIO Coordenadora Geral: Eleny Mitrulis Vice-coordenadora Geral: Sonia Maria Vanzella Castellar Coordenadora Pedagógica: Helena Coharik Chamlian Coordenadores de Área Biologia: Paulo Takeo Sano – Lyria Mori Física: Maurício Pietrocola – Nobuko Ueta Geografia: Sonia Maria Vanzella Castellar – Elvio Rodrigues Martins História: Kátia Maria Abud – Raquel Glezer Língua Inglesa: Anna Maria Carmagnani – Walkyria Monte Mór Língua Portuguesa: Maria Lúcia Victório de Oliveira Andrade – Neide Luzia de Rezende – Valdir Heitor Barzotto Matemática: Antônio Carlos Brolezzi – Elvia Mureb Sallum – Martha S. Monteiro Química: Maria Eunice Ribeiro Marcondes – Marcelo Giordan Produção Editorial Dreampix Comunicação Revisão, diagramação, capa e projeto gráfico: André Jun Nishizawa, Eduardo Higa Sokei, José Muniz Jr. Mariana Pimenta Coan, Mario Guimarães Mucida e Wagner Shimabukuro


Cartas ao Aluno


Carta da

Pró-Reitoria de Graduação

Caro aluno, Com muita alegria, a Universidade de São Paulo, por meio de seus estudantes e de seus professores, participa dessa parceria com a Secretaria de Estado da Educação, oferecendo a você o que temos de melhor: conhecimento. Conhecimento é a chave para o desenvolvimento das pessoas e das nações e freqüentar o ensino superior é a maneira mais efetiva de ampliar conhecimentos de forma sistemática e de se preparar para uma profissão. Ingressar numa universidade de reconhecida qualidade e gratuita é o desejo de tantos jovens como você. Por isso, a USP, assim como outras universidades públicas, possui um vestibular tão concorrido. Para enfrentar tal concorrência, muitos alunos do ensino médio, inclusive os que estudam em escolas particulares de reconhecida qualidade, fazem cursinhos preparatórios, em geral de alto custo e inacessíveis à maioria dos alunos da escola pública. O presente programa oferece a você a possibilidade de se preparar para enfrentar com melhores condições um vestibular, retomando aspectos fundamentais da programação do ensino médio. Espera-se, também, que essa revisão, orientada por objetivos educacionais, o auxilie a perceber com clareza o desenvolvimento pessoal que adquiriu ao longo da educação básica. Tomar posse da própria formação certamente lhe dará a segurança necessária para enfrentar qualquer situação de vida e de trabalho. Enfrente com garra esse programa. Os próximos meses, até os exames em novembro, exigirão de sua parte muita disciplina e estudo diário. Os monitores e os professores da USP, em parceria com os professores de sua escola, estão se dedicando muito para ajudá-lo nessa travessia. Em nome da comunidade USP, desejo-lhe, meu caro aluno, disposição e vigor para o presente desafio. Sonia Teresinha de Sousa Penin. Pró-Reitora de Graduação.


Carta da

Secretaria de Estado da Educação

Caro aluno, Com a efetiva expansão e a crescente melhoria do ensino médio estadual, os desafios vivenciados por todos os jovens matriculados nas escolas da rede estadual de ensino, no momento de ingressar nas universidades públicas, vêm se inserindo, ao longo dos anos, num contexto aparentemente contraditório. Se de um lado nota-se um gradual aumento no percentual dos jovens aprovados nos exames vestibulares da Fuvest — o que, indubitavelmente, comprova a qualidade dos estudos públicos oferecidos —, de outro mostra quão desiguais têm sido as condições apresentadas pelos alunos ao concluírem a última etapa da educação básica. Diante dessa realidade, e com o objetivo de assegurar a esses alunos o patamar de formação básica necessário ao restabelecimento da igualdade de direitos demandados pela continuidade de estudos em nível superior, a Secretaria de Estado da Educação assumiu, em 2004, o compromisso de abrir, no programa denominado Pró-Universitário, 5.000 vagas para alunos matriculados na terceira série do curso regular do ensino médio. É uma proposta de trabalho que busca ampliar e diversificar as oportunidades de aprendizagem de novos conhecimentos e conteúdos de modo a instrumentalizar o aluno para uma efetiva inserção no mundo acadêmico. Tal proposta pedagógica buscará contemplar as diferentes disciplinas do currículo do ensino médio mediante material didático especialmente construído para esse fim. O Programa não só quer encorajar você, aluno da escola pública, a participar do exame seletivo de ingresso no ensino público superior, como espera se constituir em um efetivo canal interativo entre a escola de ensino médio e a universidade. Num processo de contribuições mútuas, rico e diversificado em subsídios, essa parceria poderá, no caso da estadual paulista, contribuir para o aperfeiçoamento de seu currículo, organização e formação de docentes. Prof. Sonia Maria Silva Coordenadora da Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas


Apresentação da área A Química tem sido vista como vilã por muitos dos segmentos sociais que a desconhecem. Enquanto ciência, ela contribui para compreendermos as propriedades dos materiais, suas transformações e suas estruturas em um nível de organização inacessível aos nossos sentidos. Já os químicos, desempenham um papel importante na construção do conhecimento sobre processos e produtos que servem ao bem estar das pessoas. Alimentos, roupas, medicamentos, habitações são alguns exemplos de segmentos da indústria e da agropecuária, nos quais o conhecimento químico é fundamental. É fato também que os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente têm sido cada vez mais graves. O aumento do efeito estufa e a redução da camada de ozônio são exemplos de atividades que dependem da transformação dos materiais. Ainda assim, a Química não é a responsável por esses fenômenos indesejáveis. O conhecimento produzido pelos químicos é um dos instrumentos determinantes para aprofundar ou diminuir os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente. Saber aplicar esses conhecimentos a partir de critérios e valores definidos pela sociedade é um dos principais instrumentos para tomar decisões sobre o controle dessas atividades e também para equacionar a complexa relação bem-estar social e meio ambiente. Os conhecimentos abordados nesse Programa fornecem uma visão geral da fenomenologia das transformações químicas, suas interpretações em termos de modelos microscópicos e suas representações simbólicas. Conhecer as transformações significa também saber utilizá-las para nosso próprio bemestar. Assim, é importante conhecer aspectos quantitativos das transformações para evitar desperdícios, utilizar racionalmente a energia envolvida no processo, controlar a rapidez da transformação e seu rendimento. Estudar as propriedades das substâncias e interpretá-las em termos dos modelos de ligação química também contribui para evitar riscos à saúde e à contaminação ambiental e para compreender os processos de produção de novos materiais e medicamentos. Defendemos o estudo da Química que não seja memorístico. Como alternativa, convidamos você a compreender processos químicos e estabelecer relações entre o conhecimento científico, suas aplicações e implicações sociais, econômicas, ambientais e políticas.


Apresentação do módulo Você já sabe reconhecer uma transformação química através das evidências observáveis, isolar os produtos e identificá-los através de algumas propriedades. Quanto ao aspecto das massas de reagentes e produtos numa transformação química, você sabe estabelecer relações entre elas, através das leis de Lavoisier e Proust. A Química, como ciência, procura explicar os fatos observáveis, então, foram apresentados modelos explicativos para se poder compreender tais fatos, ampliando seus conhecimentos e sua visão do mundo físico. Dessa forma, você tem mais subsídios para se posicionar diante de novas situações. Continuando o estudo das transformações químicas neste módulo, você vai aprofundar seus conhecimentos sobre as relações quantitativas nas transformações químicas. Muitos processos químicos acontecem com substâncias no estado gasoso – como é o caso da produção de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio – e com substâncias em solução aquosa – como, por exemplo, a obtenção de cloro (gás, à temperatura ambiente) a partir de solução aquosa de cloreto de sódio. Assim, você poderá prever quantidades de substâncias no estado gasoso, bem como em solução. Nos processos reais, seja no laboratório ou na indústria, você deve considerar que as matérias-primas utilizadas (reagentes) podem não ser puras, logo, o rendimento (quantidades dos produtos) não será de 100 %, como foi estudado até agora. Como estão sendo apresentados novos fatos, devemos também procurar explicações capazes de nos ajudar a compreendê-los. São propostas questões e exercícios ao longo do texto para que você vá formando e ampliando seus conhecimentos. São apresentados também, exercícios complementares para que você possa aplicar seu conhecimento em situações novas. Esse módulo é composto por 5 unidades sobre as transformações químicas em seu aspecto quantitativo: Unidade 1 – transformações químicas envolvendo gases – estabelecendo uma relação entre o número de átomos e o volume de uma substância no estado gasoso; Unidade 2 – transformações químicas em solução aquosa – expressando e prevendo as quantidades de reagentes e produtos envolvidos; Unidade 3 – rendimento das transformações químicas; Unidade 4 – como a presença de solutos afeta a pressão de vapor, a temperatura de ebulição e a temperatura de congelamento do solvente na solução? Unidade 5 – água para consumo.


Unidade 1

Transformações químicas envolvendo gases – estabelecendo uma relação entre o volume ocupado por um gás e o número de partículas nele contido Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan

Considere as seguintes informações: · na produção de 1 tonelada de cal (CaO) a partir de calcário (CaCO3) são gerados 400 m3 de CO20 à 25°C e pressão de 1 atm; 3

· preço do combustível GNV (gás natural veicular): R$ 0,70 /m . Quando nos referimos a substâncias no estado gasoso, é comum medir suas quantidades em volume, pois operacionalmente é mais fácil medir o volume de um gás do que sua massa. Como relacionar, então, o número de partículas de um gás e o volume? Imagine a seguinte experiência: pegue uma seringa e puxe um pouco o êmbolo; tampe com o dedo a saída e comprima o êmbolo. Foi possível comprimir?

Quando se puxa o êmbolo da seringa, está se introduzindo uma certa quantidade de ar na seringa. Quando se comprime o êmbolo, supondo que não haja vazamento, a quantidade de ar não muda. Mas o volume ocupado por essa quantidade de ar muda e a pressão dentro da seringa também muda. Então, para sabermos o número de partículas de um gás contidas em um recipiente, precisamos conhecer o volume desse recipiente e a pressão dentro dele. É necessário ainda se conhecer a temperatura em que o recipiente se encontra, pois o volume e a pressão de um gás podem variar com a temperatura. Para se poder determinar a quantidade de partículas de um gás contidas em um certo recipiente, precisamos conhecer as relações existentes entre a pressão, o volume ocupado pelo gás e a temperatura do gás. Qual é o volume ocupado por 1 mol de partículas de uma substância no estado gasoso?

Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes Yvone Mussa Esperidião


 Para se determinar esse volume devem ser definidas a pressão e a temperatura em que o gás se encontra. Internacionalmente foi estabelecida a pressão de 1 atmosfera e a temperatura de 0ºC (273 K, temperatura Kelvin) como padrões. Essas condições são chamadas de “condições normais de temperatura e pressão”, ou abreviadamente, CNTP. Estudos mostraram que a quantidade de 1 mol de qualquer gás, em condições normais de temperatura e pressão, ocupam 22,4 L (volume molar). Considere a reação de síntese da água, representada pela equação química: 2H2 (g) + O2 (g)

2H2O (l)

ela pode ser interpretada em termos do volume molar, isto é, à 0ºC e 1 atm, 44,8 L (2 × 22,4 L) do gás hidrogênio reagem com 22,4 L do gás oxigênio. 1. Se nessa reação forem utilizados 2 mols do gás hidrogênio, qual será o volume empregado, em CNTP? 2. Nessa transformação, quantos mols do gás O2 são necessários para reagir com 2 mols de H2? Se o O2 estiver em CNTP, qual será o volume empregado? 3. Quais as quantidades, em grama, de H2 e O2 empregadas? (massa molar: H2 - 2 g/mol, O2 - 32 g/mol). Vamos considerar a combustão do propano (C3H8), um dos componentes do GLP (gás liquefeito de petróleo), utilizado nos botijões de gás de cozinha. A equação não balanceada que representa a combustão é: C3H8 (g) + O2 (g)

H2O (g) + CO2 (g)

Balanceando a equação, tem-se: a) quantidade de C: C3H8 (g) + O2 (g)

H2O (g) + 3 CO2 (g)

b) quantidade de H: C3H8 (g) + O2 (g)

4 H2O (g) + 3 CO2 (g)

c) quantidade de O: C3H8 (g) + 5 O2 (g)

4 H2O (g) + 3 CO2 (g)

ou seja:

4 H2O (g) + 3 CO2 (g)

C3H8 (g) + 5 O2 (g)

Podemos interpretá-la de várias maneiras: a) 1 mol de partículas de propano reagem com 5 mols de partículas do gás oxigênio, formando 4 mols de partículas de água e três mols de partículas de gás carbônico; b) 44 g de C3H8 (massa molar: 44 g/mol) reagem com 160 g de O2 (massa molar; 32 g/mol), formando 72 g de H2O (massa molar: 18 g/mol) e 132 g de CO2 (massa molar: 44 g/mol); c) Em CNTP, 22,4 L de C3H8 reagem com 112 L de O2, formando 89,6 L de H2O e 67,2 L de CO2; d) 6,02 × 1023 partículas de C3H8 reagem com 3,01 × 1024 partículas O2, formando 2,408 × 1024 partículas de H2O e 1,806 × 1024 de CO2.

Faça agora você 1. Como mencionado anteriormente, na produção de 1 t de cal, a partir de calcário, formam-se 400 m3 de CO2, em CNTP. Processando-se 5 t de calcário, quanto de CO2 é obtido, nessas condições de pressão e temperatura? (massa molar: C - 12 g/mol; Ca - 40 g/mol; O - 16 g/mol)




  -   2. Na reação entre carbonato de cálcio e ácido clorídrico formam-se gás carbônico, água e cloreto de cálcio: CaCO3 + 2 HCl

H2O (g) + CO2 (g) + CaCl2 (aq)

Que volume de CO 2, a 0ºC e 1 atm se forma quando 50 g de CaCO3 reagem com quantidade suficiente de ácido? Qual a massa de gás formada? (massa molar do CaCO3: 100 g/mol). 3. (Fuvest) Nas condições normais de pressão e temperatura, o volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono é : a) 6,0 L b) 8,0 L c) 9,0 L d) 10 L e) 12 L (Dados: massas molares - C - 12 g/mol; O - 16 g/mol)

COMO

RELACIONAR NÚMERO DE PARTÍCULAS DE UM GÁS E O VOLUME EM DIFERENTES TEMPERATURAS E PRESSÕES Qual será o volume que um mol de gás ocupa em pressões diferentes de 1 atm e temperaturas diferentes de 0ºC (273 K)? Para podermos determinar o volume molar em condições diferentes da CNTP, temos que considerar os seguintes conhecimentos sobre os gases. a) a uma dada temperatura, sabemos que, se o volume de um gás diminuir, a pressão exercida por essa quantidade de gás aumenta. A seguir estão apresentados dados para o gás hidrogênio, a 25ºC: Volume (cm3)

Pressão (atm)

25,1

0,92

16,5

1,4

11,6

2,0

p x V (atm x cm3)

3

(1cm corresponde a 1mL)

1. Calcule para os dados fornecidos o produto p × V e preencha a tabela. O que você observa? Tentando encontrar uma proporção entre os valores de p e V, foi verificado (por Boyle, século XVII), que o produto p × V é constante. Essa relação vale para qualquer gás e não apenas para o gás hidrogênio. b) a uma dada pressão, sabemos que, se a temperatura em que o gás se encontra aumentar, o volume do gás também aumenta. A tabela a seguir mostra dados para o gás hidrogênio a 1 atm. Volume (cm3)

Temperatura

V/T (K) (cm3/K)

(oC)

(K)

22,4

0

273

0,082

26,5

50

323

0,082

29,1

82

355

0,082

(lembrete: temperatura K – temperatura em ºC + 273)




 Há uma relação constante, dada por V/T (temperatura absoluta, K), para a variação do volume com a temperatura, numa dada pressão não apenas para o hidrogênio, mas para qualquer outro gás. c) a um dado volume, sabemos que se a temperatura em que o gás se encontra aumentar, a pressão exercida por esse gás também aumenta. Nesse caso, o quociente p/T (temperatura absoluta, K) é constante para qualquer gás. Podemos calcular o volume molar, isto é, o volume ocupado por um mol de partículas de um gás, em diferentes condições de temperatura e pressão, utilizando essas relações proporcionais. 2. Sabemos que o volume molar de um gás em CNTP é 22,4 L. Qual será o volume molar se a temperatura do gás for de 80ºC, a 1 atm? Para resolver esta questão devemos lembrar que, a mesma pressão, o quociente V/T é constante. Assim: 353 × 22,4 = V × 273

V = 28,96

Assim, o volume ocupado por um mol de gás, isto é, o volume molar, a 1 atm e 80ºC é 28,96 L. 3. Qual é o volume molar de um gás a 0ºC e 2 atm? 4. Qual é o volume molar de um gás a 27ºC e 2 atm?

Faça agora você 1. O oxigênio, em nosso corpo, é transportado pela hemoglobina contida no sangue através de reação entre a hemoglobina e o oxigênio, formando a oxi-hemoglobina. Em 100 mL de sangue há, em média, 15 g de hemoglobina, que reagem com 22,5 L de oxigênio, medidos em “condições ambientes de pressão e temperatura” (p = 1 atm, T = 25°C). Quantos mols de oxigênio são transportados por 100 mL de sangue, nessas condições de p e T? Dado: volume molar a 1 atm e 0°C: 22,4 L. Dica: calcule o volume molar (volume ocupado por 1 mol de gás) nas condições ambientes. 2. Qual das seguintes amostras: 3,0 g do gás hidrogênio ou 34,0 L do gás oxigênio em CNTP, contém maior quantidade em mols? E em partículas? Dados: massa molar H2 - 2 g/mol; volume molar em CNTP - 22,4 L.

É

POSSÍVEL EXPRESSAR UMA LEI GERAL PARA OS GASES? O volume molar permite relacionar massa, quantidade de matéria e número de partículas de um gás. O seu valor é o mesmo para todos os gases, quando mantidos nas mesmas condições de pressão e temperatura. O volume mo-




  - ���  lar é igual a 22,4 dm3/mol (nas CNTP) e 24,5 dm3/mol (nas CATP, Condições Ambientes de Temperatura e Pressão, usada como referência para temperatura de 298 K ou 25ºC e pressão 100 kPa ou 0,987 atm ≅ 1 atm). O estudo dos gases levou às seguintes generalizações: a) O volume (V) de massa fixa de um gás é inversamente proporcional à pressão (p), quando a temperatura é constante (Lei de Boyle). Expressa-se matematicamente por V α 1/p. b) O volume (V) de massa fixa de um gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta (T), quando a pressão é constante (Lei de Charles e Gaylussac). Expressa-se matematicamente por V α T. c) Relacionando as três leis físicas dos gases, temos a seguinte expressão matemática pV = constante , válida para uma massa constante de um mesmo T gás. d) O volume de um gás é diretamente proporcional à quantidade de matéria (n), quando a temperatura e pressão são constantes. Expressa-se matematicamente por V α n. A partir dessas considerações é possível estabelecer uma lei geral para os gases, relacionando volume (V), pressão (p), temperatura (T) e quantidade de matéria (n). A expressão matemática aceita atualmente é pV = nRT, onde R é uma constante chamada constante universal dos gases ideais e essa equação é conhecida como equação de estado dos gases ideais, e tem os seguintes valores: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1, quando a pressão do gás é expressa em atmosfera; R = 62,3 mmHg.L.mol-1.K-1, quando a pressão é expressa em milímetros de mercúrio. 1. Qual o volume ocupado por 16 g do gás hidrogênio a 127°C e pressão de 0,82 atm? Podemos resolver essa questão através da aplicação da equação dos gases: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1

p = 0,82 atm

n= 16/2 = 8 mol

V=?

T = 273 + 127 = 400 K

0,82 × V = 8 × 0,082 × 400

V = 8 × 0,082 × 400 / 0,82 = 320 L

o volume ocupado por 16g de H2, nas condições de pressão e temperatura mencionadas, é de 320 L.

Faça agora você 1. No motor do carro, a combustão do etanol, C2H6O, ocorre em fase gasosa. Os produtos dessa transformação são dióxido de carbono e água, ambos no estado gasoso. a) Represente, por meio de equação química, essa transformação; b) Considerando que o ar contém 20% de oxigênio (O2), calcule o volume de ar necessário para a queima de 828 g de etanol, nas condições ambiente. Dados: massa molar do etanol - 46 g/mol; volume molar dos gases a 25ºC e 1 atm - 24,5 L. 2. Calcule o volume nas CNTP ocupado por 440 g de CO2 e a quantidade de partículas nesse volume. Dados: massa molar (g/mol) C - 12 g/mol; O2 - 16 g/mol.




Unidade 2

Transformações químicas em solução aquosa – expressando e prevendo as quantidades de reagentes e produtos envolvidos Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Considere as seguintes informações colhidas em produtos comerciais:

Elaboradores

· água sanitária: “teor de cloro ativo: 2%”; · água mineral: “composição química provável: bicarbonato de sódio 92,7 mg/L, bicarbonato de magnésio 53,5 mg/L”; · ácido sulfúrico: “concentração 73,5%, densidade a 20°C 1,7 g/cm3”. Considere também as seguintes informações sobre alguns processos: · para determinar o teor de ácido acético (H3C-COOH) contido em uma amostra de vinagre, pode-se fazer uma reação com solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração conhecida; · para fazer a floculação, uma das etapas do tratamento de água, é comum se utilizar, numa estação de tratamento, a reação entre solução aquosa de sulfato de alumínio [(Al)2SO4)3] e óxido de cálcio (CaO); Observe as partes destacadas dos textos. O que há de comum nessas informações? Você pode ter notado que as informações destacam soluções aquosas (materiais dissolvidos em água). Na água mineral, por exemplo, têm-se vários sais dissolvidos, dependendo da região da fonte; no tratamento de água utiliza-se o sal sulfato de alumínio dissolvido em água. Muitas transformações químicas acontecem com os reagentes dissolvidos em água, como no caso da determinação do ácido acético no vinagre, em que se utiliza a reação do ácido dissolvido com uma solução de NaOH (hidróxido de sódio). H3C-COOH (aq) + NaOH (aq) ácido acético

Marcelo Giordan

H2O (l) + H3C-COONa (aq) acetato de sódio

Quando um material interage com água se dissolvendo, o sistema homogêneo (uma só fase) resultante (material + água) é chamado de solução aquosa. 1. A água do mar é uma solução aquosa? Numa solução, chamamos de soluto a substância que está em menor proporção e de solvente a que está em maior proporção. Na gasolina de abastecimento, por exemplo, a porcentagem de etanol dissolvido é de 25%, sendo, assim, o soluto. A gasolina (sem a adição do álcool) é o solvente. Você pode recordar o que aprendeu no módulo 1 sobre a solubilidade dos materiais.

Isaura Maria Gonçalves Vidotti Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes Yvone Mussa Esperidião




CONCENTRAÇÃO

DAS SOLUÇÕES

Brometo de prata (AgBr), um sal sensível à luz, utilizado em filmes fotográficos, é produzido comercialmente pela reação entre as soluções aquosas de brometo de sódio (NaBr) e de nitrato de prata (AgNO3), conforme a equação: NaBr (aq) + AgNO3 (aq)

AgBr (s) + NaNO3 (aq)

1 mol

1 mol

1 mol

103 g/mol

1 mol

170 g/mol

(massa molar: Ag - 108 g/mol; Br - 80 g/mol; Na - 23 g/mol; N - 14 g/mol; O - 16 g/mol) Expressando em termos de quantidade de matéria, a representação da equação balanceada mostra que 1 mol de NaBr reage com um mol de AgNO3, formando 1 mol de AgBr (brometo de prata) e um mol de NaNO3 (nitrato de sódio). Se considerarmos as proporções em massa, utilizando as massas molares, a equação balanceada indica que 103 g do sal NaBr (brometo de sódio) reagem com 170 g do sal AgNO3 (nitrato de prata). 2. Quais as massas de AgBr e NaNO3 formadas a partir das quantidades mencionadas dos reagentes? Como na prática são empregadas soluções aquosas, vamos supor que foram utilizados, nessa reação, 500 mL de cada uma das soluções. Apenas com esses dados, não é possível prever a quantidade do brometo de prata formada, nem se a proporção entre as quantidades dos reagentes está adequada, ou se há sobra de algum deles. 3. Você poderia explicar por quê? Mas, como expressar a quantidade de um material dissolvido em água ou em outro solvente? Vamos utilizar como exemplo o preparo de 100 mL de uma solução aquosa de NaBr, que contém 5,1 g desse sal. Imagine o seguinte procedimento: · pese 5,1 g de NaBr em um béquer; · acrescente ao béquer, uma pequena quantidade de água e agite cuidadosamente; · observe se todo o sólido dissolveu, em caso contrário, adicione mais um pouco de água;

Fonte: REIS, Martha. Completamente Química. São Paulo: FTD, 2001. p. 23.

· transfira a solução obtida para um balão volumétrico de 100 mL; · complete o volume, até a marca, com água. Tem-se, assim, 100 mL de uma solução de brometo de sódio, que contém 5,1 g do sal. Como o volume da solução corresponde à água e ao brometo de sódio, expressamos a relação entre a quantidade do soluto e o volume da solução (e não do solvente). Empregamos a palavra concentração para expressarmos essa relação. Considere o preparo das seguintes soluções:

Fonte: NOVAIS, Vera. Química. São Paulo: Atual, 1996. v. único. p. 212.




  -   · 10 mL de solução contendo 0,51 g de NaBr; · 50 mL de solução contendo 2,55 g de NaBr. 4. Calcule a razão entre a quantidade de sal dissolvido e o volume da solução, nos três casos. O que você nota? Assim, você pode verificar que as três soluções apresentam a mesma quantidade de massa do sal no mesmo volume de solução. Elas são de mesma concentração. 5. Qual é a concentração da solução que foi preparada? Podemos expressá-la em termos de massa do soluto contida em um litro de solução. Voltando aos exemplos anteriores, podemos expressar a concentração das soluções por: Razão calculada: 0,051g/mL × 1000 mL= 510 g/L

1L = 1000 mL

concentração = 0,051 g

Isto quer dizer que em 1 litro de solução têm-se 510g de NaBr dissolvidos. Ou que em cada mililitro da solução tem-se 0,051g do sal dissolvido. 6. Qual é a massa de NaBr em 100 mL de uma solução de concentração 510 g/L? 7. Qual é a massa de NaBr em 500 mL dessa mesma solução? Podemos expressar também a concentração em termos da quantidade de matéria, mol, do soluto contido em um litro da solução, mol/L. Para isso, basta calcular a quantidade de matéria, mol, que corresponde à massa do soluto. Por exemplo, para a solução do brometo de sódio NaBr de concentração 510 g/L: Deve-se calcular quantos mols de NaBr há em 510 g. Sendo a massa molar do NaBr - 103 g/mol. 510/103 = 0,495 mol

a concentração da solução é 0,495 mol/L.

8. Quantos mols há em 200 mL dessa solução? Dessa forma, se tivermos o volume e a concentração de uma solução, podemos calcular a massa e a quantidade em mols do soluto dissolvido. Outra maneira usual de se expressar a concentração é em porcentagem em massa, como, por exemplo, na água sanitária cuja concentração de “cloro ativo” é de cerca de 2%. A água sanitária é uma solução aquosa contendo o sal hipoclorito de sódio (NaClO). O que se chama de “cloro ativo”, portanto, é o íon hipoclorito (ClO-), e não a substância cloro, Cl2, que é um gás à temperatura ambiente. Dizer que o teor de cloro ativo é de 2%, é dizer que em 100 g da solução de água sanitária há 2 g de hipoclorito de sódio. A massa de água nessa solução é, portanto, 98 g. Considerando essa porcentagem, em 1 kg de água sanitária (1000 g ou 103 g), estão dissolvidos 20 g do sal e a massa de água é de 980 g. 9. Calcule a razão entre a massa do sal e a massa da solução nos dois casos acima. O que você nota? Lembrando o outro exemplo dado no início deste tema, o ácido sulfúrico comercial é uma solução de concentração 73,5%. Isto quer dizer que em 100 g da solução (água + ácido sulfúrico) tem-se 73,5 g do ácido e 27,5 g de água.




 É comum, quando o soluto é líquido ou gás à temperatura ambiente, expressar a concentração da solução em porcentagem em volume. Assim, por exemplo, na gasolina comercial que contém 25% de álcool etílico, tem-se 25 mL do álcool em cada 100 mL da mistura. Quando colocamos 1 L de gasolina comercial no tanque de um carro, 250 mL desse volume é de álcool. 10. O ar atmosférico é uma solução contendo 21% de oxigênio gasoso (O2). Como você interpreta esse valor?

Faça agora você 1. Uma solução aquosa de cloreto de sódio contém 0,6 mol de NaCl em 200 mL de solução. a) qual é a concentração dessa solução em mol/L? E em g/L? b) qual a quantidade de matéria (em mol) do sal existente em 50 mL da solução? E em massa? (massa molar: Na - 23 g/mol; Cl - 35,5 g/mol) 2. (Fuvest) A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de 5.10-5 mol/L. Se uma pessoa tomar 3 litros dessa água por dia, ao fim de um dia, a massa de fluoreto, em miligramas, que essa pessoa terá ingerido será igual a: a) 0,9

b) 1,3

c) 2,8

d) 5,7

e)15

Dado: massa molar do fluoreto - 19 g/mol. 3. (Unicamp) O “soro caseiro” recomendado para evitar desidratação infantil consiste em uma solução de cloreto de sódio (3,5 g/L) e de sacarose (11,0 g/L). Qual é a concentração em mol/l, do cloreto de sódio nesta solução? (Dado: massa molar do NaCl - 58,5 g/mol.) 4. O soro fisiológico é uma solução que contém 0,9% de NaCl. Qual é a massa de sal necessária para se preparar 500 mL de soro fisiológico?

ALTERANDO

A CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO

Em um rótulo de ácido sulfúrico comercial pode-se encontrar as seguintes informações: concentração 73,5%; densidade a 20°C 1,7g/cm3. Um tipo de bateria de automóvel, a de chumbo, é constituída por placas de chumbo, óxido de chumbo (PbO2) e solução aquosa de ácido sulfúrico de concentração 3,0 mol/L. Essa solução pode ser preparada a partir do ácido comercial, adicionando-se uma quantidade de água adequada. Como um fabricante de baterias poderia, então, preparar uma solução de H2SO4 de concentração adequada a partir do produto comercial? Suponha o preparo de 1 litro de solução de H 2SO 4 3,0 mol/L. Qual a massa de H2SO4 necessária para se preparar 1 litro dessa solução? Fonte: <www.coltec.ufmg.br/ alunos/220/batcar/ HeavyDut.gif>.




  -   Massa molar H2SO4 - 98 g/mol (H - 1 g/mol; S - 32 g/mol; O - 16 g/mol). 1L

3,0 mol/L

1 mol

98 g

3 mol

x

3,0 mol x = 3 × 98 = 294 g de H2SO4

Que volume de solução de H2SO4 concentrado contém essa quantidade? Vamos primeiramente calcular a massa a partir da porcentagem: H2SO4 concentrado - 73,5% 73,5 g (H2SO4)

100 g (solução)

294 g

x

x = 294 × 100/73,5 = 400 g de solução Poderíamos, então, pesar 400g da solução comercial e acrescentar água suficientemente para se obter 1 litro. Com isso, a solução assim preparada apresentará concentração de 3,0 mol/L. Mas, é mais conveniente medir o volume do que a massa. Assim, com a informação da densidade contida no rótulo, podemos relacionar a massa e o volume da solução: d = 1,70 g/cm3

1,70 g da solução – 1 mL de solução

1,70 g

1 mL

400 g

x

x = 400/1,7 = 235 mL de solução Assim, 235 mL da solução concentrada devem ser diluídos com água até o volume de 1000 mL da concentração desejada. CUIDADO H2SO4 concentrado é altamente corrosivo e desidratante. Provoca severas queimaduras quando em contato com a pele.

Modo de preparar uma solução de H2SO4 a partir do produto comercial Não se pode adicionar água diretamente ao ácido, pois a reação é muito exotérmica. Deve-se transferir a quantidade do ácido concentrado que se necessita para o preparo da solução para um béquer (usar luvas de borracha) e adicionar essa quantidade, aos poucos, a um volume de água (menor do quanto se quer preparar) e depois acrescentar água suficiente para completar o volume desejado.

10. Para preparar 5 L da solução de 3,0 mol/L de ácido sulfúrico, que volume do produto comercial é necessário? 11. Qual a concentração, em mol/L, do produto comercial? Suponha que você dispõe de uma solução de H2SO4 3,0 mol/L e precisa de 200 mL de uma solução 0,5 mol/L do ácido. Como você faria? Uma maneira de resolver esse problema é calcular a quantidade em mol contida em 200 mL da solução 0,5 mol/L e calcular o volume da solução 3,0 mol/L que contém essa quantidade de matéria:




 cálculo da quantidade de matéria, mol, em 200 mL de solução 1,0 L 0,5 mol 0,2 L

1/5 do volume ⇒ x = 0,5/5 = 0,1 mol

x

cálculo do volume de solução 3,0 mol/L que contém 0,1 mol 3,0 mol 1 L 0,1 mol ⇒ 33 mL

x

1/30 da quantidade de matéria

x = 1/30 = 0,033 L

preparo da solução mede-se 33 mL da solução 3,0 mol/L e completa-se com água até 200 mL. 12. Qual é a concentração de íons H+ e de íons SO42– na solução 0,5 mol /L? 13. Quantos mols de íons H+ e de íons SO42– estão presentes em 50 mL dessa solução? E em 100 mL?

Faça agora você

NaBr Sólido, à temperatura ambiente P F: 755°C Solubilidade (25°):1g /1,1 mL H2O Se ingerido, pode afetar o sistema nervoso central, cérebro e olhos. Pode causar irritação na pele, olhos e trato respiratório.

1. Uma enfermeira precisa preparar 0,50 L de soro que contenha 1,5 × 10-2 mol de KCl e 1,8 × 10-2 mol de NaCl, dissolvidos em uma solução aquosa de glicose. Ela tem à sua disposição soluções aquosas de KCl e NaCl de concentrações, respectivamente, 0,15 g/mL e 0,60 × 10-2 g/mL. Para isso, terá que utilizar x mL da solução de KCl e y mL da solução de NaCl e completar o volume, até 0,50 L, com a solução aquosa de glicose. Os valores de x e y devem ser, respectivamente, a) 2,5 e 0,60 × 102 b) 7,5 e 1,2 × 102 c) 7,5 e 1,8 × 102 d) 15 e 1,2 × 102 e) 15 e 1,8 × 102 Dados: massa molar (g/mol) – KCl - 75; NaCl - 59

PREVISÃO

DAS QUANTIDADES DE REAGENTES E PRODUTOS Voltando ao exemplo dado anteriormente, a produção comercial do brometo de prata a partir de soluções de nitrato de prata e de brometo de sódio:

AgNO3 Sólido à temperatura ambiente, P F: 212ºC Solubilidade: 245 g /100 g H2O. Corrosivo. Causa queimaduras a qualquer área de contato. Pode ser fatal se ingerido. Danoso se for inalado.

NaBr (aq) + AgNO3 (aq)

AgBr (s) + NaNO3 (aq)

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

103 g/mol

170 g/mol

188 g/mol

85 g/mol

Suponha que você disponha de 200 mL de uma solução 0,10 mol/L de NaBr. Qual a massa de AgNO3 necessária para reagir com esse volume? Uma maneira de resolver este problema é pelo cálculo da quantidade de matéria, mol, dos reagentes: Quantidade em mol de NaBr em 200 mL (0,2 L) da solução de NaBr 0,10 mol/L: 0,10 mol/1 L = x mol /0,2 L



x= 0,2 x 0,10 = 0,020 mol


  -   Quantidade em massa de AgNO3: Como a relação é de 1 mol de NaBr para 1 mol de AgNO3, é necessária a mesma quantidade em mol do sal de prata, isto é 0,020 mol. A massa é calculada por: 0,020 mol x 170 g/mol = 3,4 g de AgNO3 E se você dispuser de uma solução do nitrato de prata (AgNO3) de concentração 0,40 mol/L? Que volume dessa solução é necessário para reagir com os 200 mL da solução 0,10 mol/L de NaBr? Como foi calculado anteriormente, é necessário 0,020 mol de AgNO 3, para reagir com essa quantidade do brometo de sódio. O volume da solução que fornece essa quantidade pode ser calculado por: Solução de AgNO3 0,40 mol/L × 1000 = 50 mL

0,020/0,40 = 0,050 L ou 0,020/0,40

Mais detalhadamente: 0,40 mol 0,020 mol = 1L xL x = 0,020/0,40 = 0,050 L ou 50 mL (1 L = 1000 mL) Calculando em mL: 0,40 mol 0,020 mol = 1000mL x mL x= 0,020 × 1000 / 0,40 = 50 mL sintetizando: NaBr (aq)

+

AgNO3 (aq)

200 mL solução

50 mL solução

0,10 mol/L

0,40 mol/L

AgBr (s)

+

NaNO3 (aq)

14. A partir dessas quantidades, um aluno calculou que se formaram 3,76 g de AgBr. Você concorda com esse resultado? Se, em vez de 50 mL fossem utilizados 100 mL da solução 0,40 mol/L de AgNO3, a quantidade de produtos formados não aumentaria, pois não há NaBr suficiente para reagir com toda essa quantidade de AgNO3. Como já foi estudado, as substâncias reagem em proporções definidas, o excesso de um dos reagentes não resultará em maior quantidade de produto. Como mostra a equação química, o nitrato de sódio (NaNO3) se encontra em solução. Esse sal apresenta grande solubilidade em água. Dessa forma, podemos escrever a equação química representando apenas as espécies que reagem de fato, ou seja, a equação na forma iônica: Br– (aq) + Ag+ (aq)

AgBr (s)

Quando se adiciona NaBr em água tem-se: NaBr

H2O

Quando se adiciona AgNO3 em água tem-se: AgNO3

H2O

Na+ (aq) + Br– (aq) Ag+ (aq) + NO3– (aq)

Quando se juntam as duas soluções, tem-se: Na+ (aq) + Br- (aq) + Ag+ (aq) + NO3- (aq)

AgBr + Na+ (aq) + NO3– (aq),

não sendo necessária a representação das espécies que não reagiram (Na+ e NO3–).




 Vamos analisar agora a reação que ocorre na etapa da floculação do tratamento de água de abastecimento nas E.T.A.

Fonte: <http://www.sabesp.com.br>.

Nessa etapa acontece a seguinte reação: (Al)2(SO4)3 (aq) + 3 CaO (s) + 3 H2O

2 Al(OH)3 (s) + 3 Ca2+ (aq) + 3 SO42– (aq)

15. A equação está corretamente balanceada? As partículas coloidais do hidróxido de alumínio formado, têm a propriedade de atrair e reter as impurezas em suspensão na água; com isso, sua massa é aumentada e conseqüentemente acabam depositando-se no fundo do tanque de decantação, deixando a água livre de impurezas. Em algumas estações de tratamento, é utilizada solução 0,9 mol/L, preparada a partir do sal hidratado Al2(SO4)3.18 H2O. Assim, para se preparar 1 L dessa solução são necessários 599,4 g, uma vez que a massa molar é 666 g/mol: Massa Molar do Al2(SO4)3.18 H2O: 2 × 27 + 3 × 32 + 12 × 16 + 18 × 18 = 666g/mol. (massas molares: Al - 27 g/mol; S - 32 g/mol; O - 16 g/mol; H - 1 g/mol.) Como a solução é 0,9 mol/L, isto é, há 0,9 mol em 1 litro de solução, a massa que deve ser dissolvida para 1 L da solução é: 666 g – 1 mol mg

– 0,9 mol

m = 666 × 0,9 = 599,4 g

16. Se você quisesse preparar 1 m3 (1000 L) dessa solução, que massa do sal seria necessário? Podemos calcular a massa de cal (CaO) necessária para reagir com esse volume de solução: (Al)2(SO4)3 (aq) + 3 CaO (s) + 3 H2O 1 mol

3 mol

3 mol

2 Al(OH)3 (s) + 3 Ca2+ (aq) + 3 SO42- (aq) 2 mol

3 mol

3 mol

em 1m da solução do sal de alumínio: 0,9 × 1000 = 900 mol. 3

quantidade de matéria de CaO necessária: 3 × 900 = 2700 mol.




  -   massa de CaO: massa molar do CaO: 56 g/mol (Ca = 40 g/mol; O = 16 g/mol) 56 × 2700 = 151200 g

1,512 × 105 g

expressando em quilograma expressando em tonelada

1,512 × 102 kg

151,2 kg 0,1512 t

Podemos calcular também a quantidade do sólido hidróxido de alumínio formada (Al(OH)3): Quantidade de matéria de Al(OH)3: 2 × 900 = 1800 mol Massa molar de Al(OH)3: 78 g/mol (Al - 27 g/mol; O - 16 g/mol; H - 1 g/mol) Massa de Al(OH)3: 1800 × 78 = 140400 g ⇒ 1,404 × 105 g 17. A estação do Guaraú consome, por dia, 50 m3 da solução 0,9 mol/L de sulfato de alumínio. Qual é a quantidade mínima de cal empregada por dia nessa estação? Expresse em g, kg e t.

Faça agora você 1. (Fuvest) Nas condições ambientes, foram realizados três experimentos, com aparelhagem idêntica, nos quais se juntou Na2CO3 sólido, contido em uma bexiga murcha, a uma solução aquosa de HCl contida em um erlenmeyer. As quantidades adicionadas foram: EXPERIMENTO

MASSA DE N a2CO3 (G) Na

SOLUÇÃO DE HC HCll Volume (mL)

Concentração (mol/L–1)

E1

1,06

100

0,30

E2

1,06

100

0,40

E3

1,06

100

0,50

Massa molar Na2CO3 = 106 g/mol

Ao final dos experimentos, comparando-se os volumes das bexigas, observa-se que: a) a bexiga de E1 é a mais cheia b) a bexiga de E2 é a mais cheia c) a bexiga de E3 é a mais cheia d) a bexiga E1 é a menos cheia e) as três bexigas estão igualmente cheias

REAÇÕES

ÁCIDO–BASE

Vamos retomar um dos exemplos de processo químico citado anteriormente:




 “para determinar o teor de ácido acético (H3C-COOH) contido em uma amostra de vinagre, pode-se fazer uma reação com solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração conhecida” A equação química que representa essa transformação é: H3C-COOH (aq) + NaOH (aq)

H2O + Na+ (aq) + H3C-COO– (aq)

ácido acético

íon acetato

O acetato de sódio (H3C-COONa) é um sal solúvel em água. Assim, não há sinais perceptíveis da ocorrência de reação. Embora essa transformação seja exotérmica, como as soluções são diluídas, o aumento de temperatura do sistema, causado pela liberação de calor, é pouco perceptível. Como foi estudado no módulo 2, podemos evidenciar a ocorrência dessa reação utilizando um indicador ácido-base. Suponha que um químico queira determinar a concentração de ácido acético de um dado vinagre. Para isso dispõe de solução de hidróxido de sódio 0,80 mol/L e do indicador fenolftaleína. Ele faz o seguinte procedimento: · coloca 50 mL do vinagre em um erlenmeyer e adiciona 3 gotas do indicador (solução incolor); · coloca em uma bureta a solução de NaOH 0,05 mol/L e acerta o nível da solução em “zero”; · adiciona lentamente a solução de NaOH à solução de vinagre, observando a cor da solução; · pára a adição quando percebe que a solução se torna rosa e verifica o volume de NaOH adicionado através da leitura da bureta.

Fonte: Da esquerda para a direita 1. NOVAIS, Vera. Química. São Paulo: Atual, v. único, p. 212. 2. NOVAIS, Vera. Química. São Paulo: Atual, v. 2, p. 52. 3. NOVAIS, Vera. Química. São Paulo: Atual, v. único, p. 212.

Sabendo que o volume utilizado foi de 43,20 mL, para calcular o teor de ácido o químico fez o seguinte: quantidade de matéria de matéria de NaOH que reagiu H3C-COOH (aq) + NaOH (aq) H+ (aq) + 1 mol



OH- (aq) 1 mol

H2O (l) + Na+ (aq) + H3C-COO- (aq) H2O (l)


  -   solução de NaOH: 0,80 mol/L ⇒

0,80 mol

1L

43,20 ⇒

x mol

0,0432 L

volume utilizado:

x = 0,80 × 0,0432 = 0,035 mol quantidade de matéria de matéria de H3C-COOH que reagiu: 0,035 mol concentração de ácido acético no vinagre: 0,035 mol

0,050 L

x

1 L ⇒ 1/0,051 = 20 ⇒ concentração = 20 × 0,035 = 0,7 mol/L

porcentagem como se costuma expressar a concentração do ácido em porcentagem (em volume), o químico transformou a concentração calculada em mol/L para %: 0,7 mol/L = 42 g/L (massa molar do H3C-COOH: 60 g/mol) densidade H3C-COOH = 1,05 g/cm3 volume de 42 g de H3C-COOH = 42/1,05 = 40,0 mL % ⇒ 40,0 mL de ácido acético em 1 L de vinagre ⇒ 4,00 em 100 mL ⇒ 4,00%

Faça agora você 1. Que volume de solução de hidróxido de potássio 0,30 mol/L é necessário para reagir com 250 mL de uma solução de ácido sulfúrico 0,10 mol/L?




Unidade 3

Rendimento das transformações químicas Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Voltando ao exemplo anterior, da produção de cal. Considere a equação química que representa essa transformação: CaCO3 (s)

Marcelo Giordan

Elaboradores

CO2 (g) + CaO (s)

1 mol de CaCO3 (100 g/mol) se decompõe, ocorrendo a formação de 1 mol de CO2 (44 g/mol, 22,4 L em CNTP) e de 1 mol de CaO (56 g/mol). O CaCO3 empregado é proveniente de um minério, o calcário calcítico, que é uma mistura contendo alta porcentagem de CaCO3 e uma pequena porcentagem de carbonato de magnésio, MgCO3. O minério da mina de Lapa Vermelha, em Minas Gerais, por exemplo, apresenta 98% de CaCO3. Suponha que 100 g desse minério sejam aquecidos fortemente para obtenção da cal. Será obtida uma quantidade igual a 56 g de CaO ou diferente desse valor? Explique. 1. Um aluno, ao calcular essa quantidade de CaO, achou o valor de 54,9 g. Você concorda com esse resultado? Uma maneira de fazer esse cálculo é mostrada a seguir: minério ⇒ 98% de CaCO3 100 g minério ⇒ 98 g de CaCO3 ⇒ quantidade de matéria = 98/100 = 0,98 mol CaCO 3 Quantidade de matéria de CaO possível de ser produzida: 0,98 mol Massa CaO = 0,98 x 56 = 54,9 g 2. Se fossem processadas 5t desse calcário, qual a quantidade de cal obtida? Assim, nos processos industriais é importante que se considere a composição das matérias primas utilizadas, ou seja, o grau de pureza dos reagentes. Fonte: http://www.lapavermelha.ind.br/index.htm

Isaura Maria Gonçalves Vidotti Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes Yvone Mussa Esperidião


 Vamos considerar agora, a produção do ferro em uma siderúrgica. O processamento do minério de ferro para a obtenção de ferro pode ser representado pela seguinte equação global: 2 Fe2O3 (s) + 6 C (s) + 3 O2 (g)

4 Fe (s) + 6 CO2 (g)

A produção é expressa através de um boletim, como o descrito a seguir. B OLETIM DE PRODUÇÃO Carga do alto-forno (t) Minério 99,0

Ferro-gusa produzido(t)

Escória produzida(t)

60,0

18,6

Carvão 54,6 Calcário 4,8 Fonte: http://digilander.libero.it/willi5/images/index.3.jpg

Fonte: http://digilander.libero. it/willi5/images/index.4.jpg

Fonte: GEPEQ. Interações e Transformações I: Química para o Ensino Médio. São Paulo: Edusp, 2003, p. 152.




  -   Nesse boletim, não foram registradas as quantidades dos reagentes e produtos gasosos, por isso a massa de reagentes é superior à dos produtos. Utilizando a equação de produção de ferro e os dados do boletim, tem-se: 2 Fe2O3 (s) + 6 C (s) + 3 O2 (g)

4 Fe (s) + 6 CO2 (g)

320 g de Fe2O3

produzem

224 g de Fe

99 × 106 g de Fe2O3

produzem

x g de Fe

fazendo-se os cálculos, x = 69,3 × 106 g ou 69,3 t de Fe. Verificando o boletim de produção, podemos notar que a quantidade obtida é menor que a calculada. 3. Como você explicaria a diferença entre o valor calculado e o que foi realmente obtido? Como, no processo, não se obteve a quantidade esperada, podemos dizer que o rendimento da reação não foi de 100 %. Podemos calcular o rendimento do processo da seguinte forma: quantidade calculada ⇒ 69,3 t quantidade real

⇒ 60,0 t

100% x%

⇒x=

60,0 t × 100 = 87% 69,3 t

Quando a matéria-prima é um minério, a presença de impurezas nos reagentes da transformação é um fator a ser levado em conta para se obter uma quantidade considerada adequada num processo industrial. Por isso, em muitos casos a matéria-prima a ser utilizada pode receber um tratamento prévio para melhorar suas qualidades antes de ser utilizada. No caso de minérios, esse tratamento geralmente é dispendioso e portanto não é utilizado. Por isso, na transformação química, deve ser levado em conta o grau de pureza da matéria-prima para se ter a quantidade aproximada de produto obtido. Retomando a equação de produção do ferro e considerando que um determinado minério (hematita) de ferro possui um grau de pureza da hematita de cerca de 87%, ou seja, apenas 87 partes em 100 partes desse minério são constituídas de óxido de ferro (III), pode-se calcular a quantidade de ferro que se obtém utilizando na produção tal minério. 100 t do minério

correspondem a

99 t do minério

87 t de hematita x (quantidade de hematita)

tem-se x = 86,13 t de hematita. Pela equação pode-se prever a quantidade real de ferro que será produzida utilizando-se esse minério. 2 Fe2O3 (s)

+ 6 C (s) + 3 O2 (g)

4 Fe (s) + 6 CO2 (g)

320 g de Fe2O3

produzem

224 g de Fe

86,13 × 106 g de Fe2O3

produzem

x g de Fe

x = 60,29 × 106 g, ou seja, aproximadamente 60 t de ferro (igual à obtida no boletim de produção).



Uma das principais impurezas do minério de ferro é a ganga, SiO2 – no processamento do minério é adicionado ao alto forno calcário, que reage com SiO2, formando CO2 e silicato de cálcio, CaSiO3, a escória.




Faça agora você 1. (Cesgranrio-RJ) A combustão de 36 g de grafita (C) ao ar provocou a formação de 118,8 g de gás carbônico. Qual foi o rendimento dessa reação? 2. O óxido nitroso, N2O, conhecido como “gás hilariante”, foi um dos primeiros anestésicos a ser descoberto. Esse gás pode ser obtido pelo aquecimento cuidadoso de nitrato de amônio sólido, NH4NO3. a) Represente por equação a decomposição do nitrato de amônio em óxido nitroso e água. b) Calcule a massa de nitrato de amônio, de 70% de pureza, necessária para se obter 440 g de óxido nitroso. Dados: massa molar N - 14 g/mol; O - 16 g/mol.




Unidade 3

Como a presença de solutos afeta a pressão de vapor, a temperatura de ebulição e a temperatura de congelamento do solvente na solução? Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Como estudamos anteriormente, a água interage com muitos sólidos, líquidos e gases dissolvendo-os. Muitas vezes é chamada “solvente universal”, tanto pela variedade de substâncias que dissolve, quanto pela sua abundância no planeta. A vida em nosso planeta não seria possível sem a presença de água. Não se conhece vida alguma, desde os microorganismos aos macroorganismos, que não dependa da água. Em todas as células vivas, sua presença é indispensável. Isso se deve às suas propriedades singulares, tais como: densidade, tensão superficial, temperaturas de fusão e ebulição, calor específico, ação solvente, condutibilidade elétrica, acidez e alcalinidade. Contudo, é fato conhecido que as soluções formadas pela dissolução de diversos solutos apresentam propriedades diferentes daquelas apresentadas pelo solvente. Assim, quando um soluto não volátil é adicionado a um solvente para formar uma solução, as propriedades do solvente na solução, como temperatura de ebulição, temperatura de congelamento e pressão de vapor são diferentes das propriedades do solvente puro. Uma solução de sal em água, por exemplo, à pressão de 1 atm (nível do mar), entra em ebulição numa temperatura superior à da água pura (100°C). Também é conhecido o fato de, em países onde o inverno é rigoroso, se jogar sal (cloreto de sódio) nas pistas cobertas de gelo, para derretê-lo e facilitar o tráfego de veículos. A tabela que segue contém valores das temperaturas de ebulição de soluções aquosas de cloreto de sódio, à pressão de 1 atm (760 mmHg). TEMPER ATUR AS DE EB ULIÇÃO DE SOL UÇÕES AQUOSAS DE CL ORET O DE SÓDIO EMPERA TURAS EBULIÇÃO SOLUÇÕES CLORET ORETO Concentração de NaCl (mol/L)

0,49

1,0

1,93

2,85

3,71

Temperatura de ebulição em °C à pressão de 1 atm (760 mmHg)

100,55

101,8

102,15

103,31

104,59

Os dados da tabela informam que a temperatura de ebulição cresce à medida que aumenta a concentração da solução de cloreto de sódio (quantidade de sal, em mol, por litro de solução) e que a concentração de soluto é um fator que afeta a vaporização do solvente.

Marcelo Giordan

Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes Yvone Mussa Esperidião




PRESSÃO

DE VAPOR

Uma característica dos líquidos é a tendência à evaporação. À qualquer temperatura, acima da camada líquida há sempre uma camada de vapor. A facilidade com que um líquido evapora depende de sua volatilidade e esta das forças de atração entre as moléculas. Isso pode ser observado quando se deixa, por exemplo, uma pequena porção de água, álcool, acetona e éter, sobre uma superfície exposta ao ar, à temperatura ambiente. Observa-se que o éter evapora mais facilmente que a acetona, esta mais que o álcool e este mais que a água. Entretanto, considere um recipiente fechado contendo acetona. O vapor que se forma não pode escapar e, assim, a vaporização não é total. A pressão exercida pelo vapor formadoé chamada pressão de vapor, sendo uma característica do líquido. No recipiente, estabelecem-se dois processos: a vaporização da acetona e a condensação do vapor. Quando a velocidade da evaporação se iguala a da condensação, diz-se que se estabeleceu uma situação de equilíbrio. Nesse momento, o nível do líquido permanece constante e a pressão do vapor não mais se altera. evaporação Acetona(vapor)

Acetona(líquida)

condensação

Fonte: SILVA, Eduardo R.; NÓBREGA, Olímpio S. e SILVA, Ruth H. Química: Transformações e energia. São Paulo: Ática, 2001, v. 2.

O valor máximo da pressão de vapor em equilíbrio com o líquido puro a certa temperatura, é chamado pressão máxima de vapor do líquido, a essa temperatura. Ela não depende da quantidade do líquido nem da forma do recipiente, pois é uma característica do líquido. Quando a temperatura aumenta a energia cinética das moléculas também aumenta, assim, como a sua movimentação. Portanto é de se esperar que a pressão de vapor do líquido aumente com o aumento da temperatura. Quando a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão atmosférica, o líquido entra em ebulição (vaporização tumultuosa).

FAÇA

AGORA VOCÊ

1. A tabela a seguir mostra a pressão máxima de vapor de alguns líquidos: Líquido

Água

Álcool

Benzeno

Acetona

Éter

Mercúrio

Pressão máxima de vapor (mmHg a 20°C)

17,5

43,9

75,0

185

442

0,0012

a) Qual dos líquidos é o mais volátil? b) Em qual deles as atrações intermoleculares são mais intensas? c) Os gráficos que representam a variação da pressão de vapor em função do tempo até o estabelecimento do equilíbrio, para esses líquidos, seriam diferentes? Justifique. 2. Três recipientes, A, B e C, de dimensões iguais, hermeticamente fechados, contêm respectivamente 50 mL, 100 mL e 150 mL do mesmo líquido X, mantidos à mesma temperatura. Considere que as pressões de vapor em cada frasco são pa, pb e pc. É correto afirmar que pa ≠ pb ≠ pc? Justifique.




  -   3. Considere o gráfico que expressa as variações da pressão de vapor dos líquidos A, B, C e D com a temperatura.

Referência: GEPEQ (Grupo de Pesquisa em Educação Química). Interações e Transformações III: A Química e a Sobrevivência: Fonte de Materiais: Química para o Ensino Médio: Livro do Aluno. São Paulo: Edusp, 1998.

a) Com base no gráfico, quais as temperaturas de ebulição dos referidos líquidos à pressão de 1 atm (760mmHg)? b) Pode-se afirmar que a ebulição de um líquido ocorre a qualquer temperatura? Retorne à tabela que apresenta temperaturas de ebulição de soluções aquosas de cloreto de sódio (p. 20), que contém os valores das temperaturas de ebulição de soluções aquosas de cloreto de sódio. Observe que a temperatura de ebulição do solvente, no caso a água, em uma solução é mais elevada que a temperatura de ebulição do solvente puro. Considerando que a temperatura de ebulição é aquela em que a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão atmosférica, e que ao nível do mar a água deve ser aquecida a 100°C para entrar em ebulição, deve-se entender que nessa temperatura a pressão de vapor da água se igualou à pressão atmosférica (760 mmHg ou 1atm). No caso da solução de água e sal, esta precisa ser aquecida a uma temperatura superior a 100°C, para que sua pressão de vapor atinja 760 mmHg. Dessa forma, pode-se concluir que a adição de um soluto diminui a pressão de vapor do solvente, no caso, a água. O abaixamento da pressão de vapor do solvente na solução é o responsável pela elevação da temperatura de ebulição e logicamente, pelo abaixamento da temperatura de congelamento da solução. Considere os dados da tabela a seguir: PRESSÃO DE VAPOR, TEMPER ATUR AS DE EB ULIÇÃO E CONGEL AMENT O DA ÁGU A E DE AL GUMAS SOL UÇÕES AQUOSAS TEMPERA TURAS EBULIÇÃO ONGELAMENT AMENTO ÁGUA ALGUMAS SOLUÇÕES Água e solução Concentração (mol/L) Água Sacarose 0,1 Sacarose 0,5 NaCl 0,1 NaCl 0,5

pv a 25°C (mmHg) 23,76 23,72 23,56 23,68 23,36

pv a 100°C (mmHg) 760,0 753,9 757,5 747,7

Tc a 1 atm (°C) 0,0 - 0,19 - 1,0 - 0,35 - 1,72

Te a 1 atm (°C) 100,00 100,05 100,25 100,10 100,50




 a) Calcule em relação à água pura, as variações de: - pressão (Dp = pH2O – psolução) a 25°C e a 100°C. - temperatura de congelamento (Dtc = tc - Temperatura de ebulição ((Dte = te

H2O

H2O

– tc solução).

– te solução).

b) Comparando os resultados, para as soluções de sacarose e de cloreto de sódio, lembrando que sacarose não se dissocia em água e que NaCl se dissocia fornecendo os íons Na+ e Cl–, o que você conclui? c) Compare volumes iguais de soluções de mesma concentração de NaCl e sacarose. Em qual há maior número de partículas de soluto? Quantas vezes? O que conclui em relação às variações observadas? d) Calcule o número de partículas do soluto em volumes iguais de soluções de concentrações diferentes de NaCl (ou de sacarose). O que você conclui em relação às variações observadas? e) Procure expressar matematicamente as relações entre Dp e C (concentração), Dte e C e Dtc e C. Ao final desse estudo, podemos concluir que as propriedades: pressão de vapor, temperatura de congelamento e temperatura de ebulição das soluções são propriedades que dependem da concentração e da quantidade de partículas, mas não da natureza delas. Tais propriedades são chamadas propriedades coligativas. Que efeitos nas propriedades da água você esperaria observar se a ela fosse acrescentado KCl em quantidade tal que a solução se tornasse 0,10 mol/ L? E de Na2SO4?

Faça agora você 1. (UFPE adaptada) Foi observado que o cozimento de 0,5 kg de batatas em 1 L de água é mais rápido se adicionarmos 200 g de sal à água de cozimento. Justifique essa observação. 2. (Fatec) na panela de pressão, os alimentos cozinham em menos tempo porque a pressão exercida sobre a água torna-se maior que a pressão atmosférica. Em conseqüência desse fato, podemos afirmar que o tempo de cozimento do alimento é menor porque: a) a água passa a “ferver” acima de 100°C. b) a água passa a “ferver” abaixo de 100°C. c) a água passa a “ferver” a 100°C. d) não há mudança na temperatura de ebulição da água. e) sob pressão maior, a temperatura de ebulição da água deve ser menor.




Unidade 4

Água para consumo Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Com o advento das sociedades agrícola e pastoril, a água tornou-se parte fundamental das atividades humanas de abastecimento, irrigação e indústria. Tais atividades seriam inviabilizadas com a possível falta de água, de forma a criar graves problemas sociais. Basta lembrar do flagelo, como a seca do nordeste do Brasil. USO DA ÁGUA PELO SER HUMANO Usos

Consumo (m3/s)

Abastecimento

255,1

Irrigação

0,68

Indústria

215

Com a transformação do tipo de vida do homem, isto é, quando começou a aglomerar-se em vilas e povoados, o problema do abastecimento de água destes grupos tornou-se fundamental. Primeiramente como elemento de sobrevivência, pois a água para beber era tão necessária quanto o alimento. Posteriormente, para os hábitos de higiene, onde a água passou a desempenhar importante papel. A sociedade industrial, também tem no uso da água, uma das razões de sua existência (aquecimento, resfriamento, limpeza, coleta de resíduos etc). Atualmente, o homem obtém a água necessária (água doce) dos rios, lagos e águas subterrâneas. Como se sabe, a água doce corresponde a cerca de 3% de toda a água do mundo. Apenas 1% dela está acessível na superfície. O Brasil é um país privilegiado em relação a recursos hídricos, dispondo, em grande parte de seu território, de água em abundância. Entretanto, grandes problemas estão afetando o suprimento da água: a poluição de rios, lagos e lençóis freáticos por resíduos industriais, agrícolas, humanos e a contaminação por microorganismos. PRINCIP AIS CONT AMINANTES DA ÁGU A RINCIPAIS ONTAMINANTES ÁGUA Contaminantes Resíduos consumidores de oxigênio dissolvido Agentes infecciosos Nutrientes Produtos industriais orgânicos Produtos industriais inorgânicos Material radioativo

Exemplos Resíduos de vegetais e animais Vírus e bactérias Fosfato (PO43-) e nitrato (NO3-) Praguicidas e detergentes Ácidos, bases e metais (Fe3+, Hg2+, Cd2+, Cr3+) Restos de mineração e processamento de materiais radioativos

Marcelo Giordan

Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes Yvone Mussa Esperidião


 Os fatos mencionados justificam a preocupação atual de que no século XXI o globo terrestre pode enfrentar problemas de falta de água apropriada para o fim mais nobre que é a água potável. A potabilidade é a propriedade inerente à água que tem como fim o auxílio da manutenção dos seres vivos, inclusive o ser humano. Eles necessitam além da espécie química água, de outras espécies nela dissolvidas, tais como: Ca2+, Na+, Cl-, NO3-, SO42-, I-. No Brasil, o Ministério da Saúde é o responsável pelos parâmetros de potabilidade, bem como pela sua fiscalização, segundo consta na portaria n° 35 de 19/01/1990. Nesta portaria, encontram-se as normas e os padrões de potabilidade da água destinada ao consumo humano. As tabelas a seguir contêm dados retirados desta portaria e um complemento que mostra os principais efeitos tóxicos de tais elementos para a saúde. Os valores contidos na tabela IV variam conforme o grau de intoxicação do indivíduo. C OMPONENTES INORGÂNICOS E SEUS EFEITOS SOBRE A SAÚDE

Componentes inorgânicos que afetam a saúde

Concentração máxima permitida (mg/L)

Efeito tóxico

Arsênio

0,05

Cancerígeno e teratogênico*

Bário

1,0

Paralisia muscular

Chumbo

0,05

Cancerígeno e teratogênico

Cianeto

0,1

-

Cromio

0,05

Cancerígeno e mutagênico

Mercúrio

0,001

Neurotóxico e mutagênico

Nitrato

10

Metemoglobinemia**

Prata

0,05

-

Selênio

0,01

Cancerígeno e mutagênico

* Alterações físicas não hereditárias no feto; o contrário de mutagênico, que é hereditário ** Problema relacionado às trocas gasosas no interior das células. (mais informações ver: RAW, Isaias. “Metemoglobinemia: células sem ar”. In: Ciência Hoje. v. 6, n. 32. jun.1987.)

A QUALIDADE ORGANOLÉPTICA* Componentes que afetam a qualidade organoléptica Alumínio Agentes tensoativos** Cloretos (Cl-) Cobre Dureza total (CaCO3) Ferro total Manganês Sólidos totais dissolvidos Sulfatos (SO42-) Zinco * Referente ao gosto, odor e sabor. ** Sabões e detergentes.



Concentração máxima permitida (mg/L) 0,2 0,2 250,0 1,0 500,0 0,3 0,1 1000,0 400,0 5,0


  -  

Faça agora você 1. A seguir, constam resultados de análises quantitativas obtidos de diferentes amostras de água. AMOSTRAS ANALISADAS Componente Amostra 1 (mg/L) Arsênio Bário 0,8 Chumbo Mercúrio Alumínio 0,1 Cobre 1,09 Manganês 0,01

Amostra 2 (mg/L) 0,05 0,5 0,005 0,0001 0,18 0,89 0,1

Amostra 3 (mg/L) 0,001 0,001 0,05 0,2 1,0

Amostra 4 (mg/L) 0,001 1,0 0,01 0,01 0,01 0,9 0,98

a) De acordo com os dados da tabela, estas águas atendem aos parâmetros de potabilidade vigentes no Brasil? Justifique sua resposta. b) Se ingerirmos água referente a amostra 4, que efeitos podem ser causados a nossa saúde? c) Para a água ser considerada potável, somente as análises dos componentes registrados nesta tabela são suficientes? Justifique. 2. Se a água é proveniente de áreas que têm leitos de rocha calcária, provavelmente, contém níveis significativos de cálcio e magnésio, os quais, são normalmente removidos durante o processamento. O íon cálcio é comumente removido mediante a adição de Ca(OH)2. a) represente por equação a reação entre o hidróxido de cálcio com o bicarbonato de cálcio dissolvido produzindo carbonato de cálcio insolúvel e água. b) De acordo com a proporção estequiométrica indicada na equação, qual a razão molar Ca(OH)2 / Ca(HCO3)2 para que a reação seja completa e todo o cálcio seja precipitado? Para que a água dos rios lagos e represas se tornem potável, ela deve passar por um tratamento que envolve as seguintes etapas: peneiração, précloração, floculação, decantação, filtração, cloração final e fluoretação. Considere a pré-cloração: o objetivo desta etapa é eliminar os microorganismos patogênicos, através de agentes adequados, tais que, não prejudiquem a potabilidade. Uma das substâncias usadas é o hipoclorito de sódio (ou de cálcio). O poder bactericida dos hipocloritos de sódio ou de cálcio deve-se ao ânion ClO- (aq) e a produtos de sua interação com íons H+, ou sejam: HClO (aq), O2 (g) e Cl2 (g). ClO- (aq) + H+ (aq)

HClO (aq)

HClO (aq) + luz solar

HCl (aq) + O2 (g)

HCl (aq) + HClO (aq)

Cl2 (g) + H2O (l)

3. O limite permitido para o teor de cloro na água potável é de 0,2 mg/L a 0,4 mg/L. Determinada estação de tratamento, trata 30.000L de água por segundo. Qual a massa de hipoclorito de sódio, NaClO, que se deve adicionar a essa quantidade de água para que se alcance nela, esse limite de cloro? Massas molares (g/mol): NaClO - 74,5; Cl2 - 71,0.




 Como já foi discutido anteriormente, nas estações de tratamento, a etapa chamada floculação tem por objetivo a eliminação das partículas muito pequenas dispersas na água em tratamento. Ela consiste em adicionar à água sulfato de alumínio e hidróxido de cálcio. As reações que ocorrem podem ser assim representadas: - Dissociação do sulfato de alumínio ao se dissolver na água Al2(SO4)3

2 Al3+ (aq) + 3 SO42- (aq)

- O ion Al3+ interage com a água (hidrólise) 2 Al3+ (aq) + 6 H2O

2 Al(OH)3 (s) + 6 H+ (aq)

- O Ca(OH)2 também se dissocia em água 3 Ca(OH)2

3 Ca2+(aq) + 6 OH-

- Os íons OH- formados neutralizam os íons H+ que se formaram na reação de hidrólise do Al3+ 6 H+ (aq) + 6 OH-

6 H2O

A reação global pode ser assim representada 2 Al3+ (aq) + 3 Ca(OH)2

2 Al(OH)3 (s) + 3 Ca2+ (aq)

4. Pesquise quanto de sulfato de alumínio e de hidróxido de cálcio são gastos por metro cúbico de água tratada na estação de tratamento da região em que você mora e verifique com base na equação da reação global se essas quantidades obedecem à razão molar entre estas substâncias indicadas na referida equação.

Lembre-se Transformação química – previsão das quantidades, rendimento. Transformação química – ácidos e bases de Arrhenius. Soluções – concentração g/L; mol/L; % (m/m), % (v/v). Soluções aquosas – modificação das propriedades da água – Propriedades coligativas. Aplicações no cotidiano.

Se você quiser aprender mais GEPEQ. Interações e Transformações I: Química para o Ensino Médio. São Paulo: Edusp, 2003. GEPEQ. Interações e Transformações III: A Química e a Sobrevivência: Atmosfera fonte de materiais. São Paulo: Edusp, 1998. SILVA, Eduardo R.; NÓBREGA, Olímpio S. e SILVA, Ruth H. Química: Transformações e energia. São Paulo: Ática, 2001, v. 1, 2 e 3.




  -   BOTKIN, D. B. et al. Environmental Science: Earth AS A Living Planet. 2. ed. New York: John Wiley & Sons, 1997. BAIRD, Colin. Química Ambiental. Trad. Maria Angeles Lobo Recio e Luiz Carlos Marques Carrera. 2 ed. Porto Alegre: Bookman, 2002. www.sabesp.com.br, consulte sobre a qualidade das águas: www.sabesp.com.br/legislacao/agua/qualidade_agua.htm

Sobre as autoras Yvone Mussa Esperidião é bacharel em Química Industrial e licenciada em Química. É professora aposentada do Ensino Médio da rede estadual, professora do Ensino Superior, atual coordenadora da área de Ciências da UNIb e membra do grupo de Pesquisa em Educação Química, do Instituto de Química da USP. É autora de livros didáticos de química para o ensino médio e revisora de materiais instrucionais.

Isaura Maria Gonçalves Vidotti é licenciada em Química. É professora do ensino médio da rede estadual e membro do grupo de Pesquisa em Educação Química, do Instituto de Química da USP. É autora de livros didáticos de química para o ensino médio, trabalha com formação continuada de professores e é responsável por orientações técnicas na aplicação do Projeto de Ensino elaborado pelo grupo.

Luciane Hiromi Akahoshi é bacharel em Química. É pesquisadora colaboradora do Grupo de Pesquisa em Educação Química do Instituto de Química USP. Desenvolve trabalhos de pesquisa e elaboração de atividades experimentais para o ensino de química, atua em cursos de extensão universitária na área de Química, na elaboração de material instrucional e no atendimento a professores e alunos no Instituto de Química da USP.

Maria Eunice Ribeiro Marcondes é bacharel e licenciada em Química e doutora em Ciências na área de Química. É professora e pesquisadora do IQ–USP, coordenando as atividades do Grupo de Pesquisa em Educação Química. Atua na formação inicial de professores de química e em projetos de formação continuada. É orientadora do Programa de Pós Graduação Interunidades de Ensino de Ciências, oferecido pelo Instituto de Física, Instituto de Química e Faculdade de Educação da USP.

Exercícios Complementares 1. (Fuvest) Os seguintes dados foram obtidos analisando-se amostras de óxidos de nitrogênio: amostra I II III

massa / g da amostra 0,100 0,300 0,400

massa /g de nitrogênio 0,047 0,141 0,147

massa /g de oxigênio 0,053 0,159 0,253




 Pela análise desses dados conclui-se que; a) as amostras I, II e III são do mesmo óxido. b) apenas as amostras I e II são do mesmo óxido. c) apenas as amostras I e III são do mesmo óxido. d) apenas as amostras II e III são do mesmo óxido. e) as amostras I, II e III são de diferentes óxidos. 2. (Fuvest) As florestas, que cobrem partes de nosso planeta, participam da remoção do dióxido de carbono do ar atmosférico que respiramos. No entanto, em uma nave espacial, é preciso utilizar determinadas substâncias para retirar o dióxido de carbono do ar que os astronautas respiram. Isto pode ser feito por meio de qualquer das seguintes transformações: peróxido de sódio + dióxido de carbono ⇒ carbonato de sódio + oxigênio hidróxido de magnésio + dióxido de carbono ⇒ carbonato de magnésio + água hidróxido de lítio + dióxido de carbono ⇒ carbonato de lítio + água a) Utilizando fórmulas químicas, escreva as equações balanceadas que representam essas transformações. b) Uma nave espacial deve carregar o mínimo de carga. Assim, qual dos reagentes das três transformações acima seria o mais adequado para uma viagem interplanetária? Explique. c) Um astronauta produz cerca de 400 L de CO2, medidos a 25ºC e 1 atm, a cada 24 horas. Calcule a massa do reagente, escolhido no item b, que será necessária para remover esse volume de CO2. Dados: Volume molar de gás a 25ºC e 1 atm: 25 L/mol. Massas molares (g/mol): H = 1,0; Li = 7,0; C = 12; O = 16; Na = 23; Mg = 24. 3. (Fuvest) A partir de minérios que contêm galena (PbS) pode-se obter chumbo. No processo, por aquecimento ao ar, o sulfeto é convertido em óxido (PbO) e este, por aquecimento com carvão, é reduzido a metal. a) Escreva as equações químicas que representam a obtenção de chumbo por este processo. b) O minério da mina de Perau, no Estado do Paraná, tem 9% em massa de chumbo. Calcule a massa de carvão necessária para obter todo o metal a partir de uma tonelada desse minério. Dados: Massas molares:Pb - 207 g/mol; C - 12 g/mol. 4. (Unicamp) Há algum tempo, a Petrobrás anunciou (revista Veja de 1/5/ 91) que reduziria, de 5% para 3%, o teor de enxofre no óleo combustível. Isto significa cerca de 272 toneladas de enxofre a menos, por dia, na atmosfera. Sabe-se que o enxofre contido no óleo é, na realidade, transformado em SO2 no momento da queima. Qual a massa (em toneladas) deste gás que deixará de ser lançada na atmosfera, por dia, devido à melhoria anunciada ? Massas atômicas relativas: O = 16; S = 32.




  -   5. (Unicamp) Em 1990, foram consumidos, em nosso país, cerca de 164 bilhões (164.109) de cigarros. A massa de um cigarro que é queimada corresponde a aproximadamente 0,85 g. Considerando que 40% da massa do cigarro seja do elemento carbono, quantas toneladas de dióxido de carbono (CO2) os fumantes lançaram na atmosfera em 1990, no Brasil? Observação: 1 tonelada (1 t) = 106 g. Massas atômicas relativas: C = 12; O = 16. 6. (Fuvest) O minério usado na fabricação de ferro em algumas siderúrgicas brasileiras contém cerca de 80% de óxido de ferro (III). Quantas toneladas de ferro podem ser obtidas pela redução de 20 toneladas desse minério? a) 11,2 b) 11,6 c) 12,4 d) 14,0 e) 16,0 Massas molares: Fe - 56 g/mol; O - 16 g/mol. 7. (Fatec-SP) Estima-se que na “Jazida do Azul”, na região de Carajás, haja cerca de 4,4 × 10 7 t de minério de manganês, com teor de 54% (em massa) de MnO. A massa, em toneladas, do metal manganês que poderia ser obtida a partir de todo o minério dessa jazida é de: Dados: massas molares: Mn - 55 g/mol; MnO - 71 g/mol. a) 1,1 × 107 b) 1,8 × 107 c) 2,4 × 107 d) 3,6 × 107 e) 4,4 × 107 8. (Fuvest) Com a finalidade de determinar a fórmula de certo carbonato de um metal Me, seis amostras, cada uma de 0,0100 mol desse carbonato, foram tratadas, separadamente, com volumes diferentes de ácido clorídrico de concentração 0,500 mol/L. Mediu-se o volume de gás carbônico produzido em cada experiência, à mesma pressão e temperatura. V(HCl)/mL

30

60

V(CO2)/mL

186

372 558

90

120

150

180

744

744

744

Então, a fórmula do carbonato deve ser: a) Me2CO3 b) MeCO3 c) Me2(CO3)3 d) Me(CO3)2 e) Me2(CO3)5 O volume molar do gás carbônico, nas condições da experiência, é igual a 24,8 L/mol. 9. (Fuvest) Quando o composto LiOH é dissolvido em água, forma-se uma solução aquosa que contém os íons Li+ (aq) e OH– (aq). Em um experimento, certo volume de solução aquosa de LiOH, à temperatura ambiente, foi adicionado a um béquer de massa 30,0 g, resultando na massa total de 50,0 g. Evaporando a solução até a secura, a massa final (béquer + resíduo) resultou igual a 31,0 g. Nessa temperatura, a solubilidade do LiOH em água é cerca de 11 g por 100 g de solução. Assim sendo, pode-se afirmar que, na solução da experiência descrita, a porcentagem, em massa, de LiOH era de a) 5,0%, sendo a solução insaturada. b) 5,0%, sendo a solução saturada. c) 11%, sendo a solução insaturada. d) 11%, sendo a solução saturada. e) 20%, sendo a solução supersaturada




 10. (Fuvest) Para se determinar o conteúdo de ácido acetilsalicílico (C9H8O4) num comprimido analgésico, isento de outras substâncias ácidas, 1,0 g do comprimido foi dissolvido numa mistura de etanol e água. Essa solução consumiu 20 mL de solução aquosa de NaOH, de concentração 0,10 mol/L, para reação completa. Ocorreu a seguinte transformação química: NaC9H7O4 (aq) + H2O (l) C9H8O4(aq) + NaOH (aq) Logo, a porcentagem em massa de ácido acetilsalicílico no comprimido é de, aproximadamente, a) 0,20% b) 2,0% c) 18% d) 36% e) 55% 11. (Fatec) No rótulo de uma garrafa de água mineral lê-se, entre outras informações: conteúdo 1,5 litro nitrato de sódio 6,0 ppm Considere que 1ppm=1mg de soluto por litro de solução aquosa. A massa de nitrato de sódio ingerida por uma pessoa que bebe um copo de 300mL dessa água é: a) 0,003 g b) 0,0018 g c) 9,0 g d) 6,0 mg e) 1,2 mg 12. Tem-se cinco recipientes contendo soluções aquosas de cloreto de sódio.

É correto afirmar que: a) o recipiente 5 contém a solução menos concentrada b) o recipiente 1 contém a solução mais concentrada c) somente os recipientes 3 e 4 contêm soluções de igual concentração d) as cinco soluções têm a mesma concentração e) o recipiente 5 contém a solução mais concentrada.




  -   13. (Fuvest) Molibdato de amônio é usado como fonte de molibdênio para o crescimento das plantas. Sabendo que esse elemento, de símbolo Mo, pertence à mesma família do crômio, Cr, e que a fórmula do íon cromato é CrO42-, a fórmula do molibdato de amônio é: a) NH2MoO2 b) NH3MoO 3 c) (NH3)2MoO4 d) NH4MoO 4 e) (NH4)2MoO4 14. (Unicamp) Você tem diante de si um frasco com um pó branco que pode ser um dos seguintes sais: cloreto de sódio (NaCl), carbonato de sódio (Na2CO3) ou carbonato de cálcio (CaCO3). No livro de química você encontrou as seguintes informações: I. Todos os carbonatos em presença de ácido clorídrico produzem efervescência. II. Todos os carbonatos são insolúveis, com exceção dos carbonatos de metais alcalinos (Li, Na, Rb, Cs ) e de amônio (NH4+). III. Todos os cloretos são solúveis, com exceção dos cloretos de chumbo, prata e mercúrio.Dispondo apenas de recipientes de vidro, água e ácido clorídrico, como você faria para identificar o sal? 15. (Unicamp) Água pura, ao ficar em contato com o ar atmosférico durante um certo tempo, absorve gás carbônico, CO2, o qual pode ser eliminado pela fervura. A dissolução do CO2 na água doce pode ser representada pela seguinte equação química: CO2(g) + H2O(l) HCO3-(aq) + H+(aq) O azul de bromotimol é um indicador ácido-base que apresenta a coloração amarela em soluções ácidas, verde em soluções neutras e azul em soluções básicas. Uma amostra de água pura foi fervida e em seguida exposta ao ar durante longo tempo. A seguir, dissolveu-se nessa água o azul de bromotimol. a) Qual a cor resultante da solução? Justifique sua resposta. 16. (Fuvest) Cal viva é óxido de cálcio (CaO). a) Escreva a equação da reação da cal viva com a água. b) Por que, na agricultura, a cal viva é adicionada ao solo? 17. (Fuvest) Quando se assopra por algum tempo em água de cal, observa-se a formação de um sólido branco. A equação química que representa esse fenômeno é: CaCO3 + H2O a) CO2 + Ca(OH)2 b) 2CO2 + Ca(OH)2 Ca(HCO3)2 c) CO2 + CaCl2 + H2O CaCO3 + 2HCl d) CO2 + 1/2O2 + Ca CaCO3 e) O2 + 4CaCl2 + 2H2O 4 CaO + 4HCl + 2Cl2




 18. (Fuvest) A Holanda quer deixar de ser um país baixo. Cientistas estão pesquisando a viabilidade de elevar o litoral holandês – que é muito baixo e há séculos vem sendo ameaçado por enchentes – através da injeção de substâncias químicas na terra. Os pesquisadores acreditam poder elevar o litoral injetando ácido sulfúrico em uma camada de rocha calcária 1,5 km abaixo da superfície. A reação química resultante produziria gipsita, que ocupa o dobro do espaço do calcário e que empurra a superfície terrestre para cima (notícia publicada na Folha de São Paulo – outubro de 1992). Sabendo que a gipsita é CaSO4 hidratado e que o calcário é CaCO3, a reação citada produz também: a) H2S

b) CO2

c) CH4

d) SO3

e) NH3

19. (Fatec – SP) Na panela de pressão, os alimentos cozinham em menos tempo porque a pressão exercida sobre a água torna-se maior que a pressão atmosférica. Em conseqüência desse fato, podemos afirmar que o tempo de cozimento do alimento é menor porque: a) a água passa a “ferver” acima de 100°C. b) a água passa a “ferver” abaixo de 100°C. c) a água passa a “ferver” a 100°C. d) não há mudança na temperatura de ebulição da água. e) sob pressão maior, a temperatura de ebulição da água deve ser menor. 20. Observe o gráfico a seguir e responda: a) Para que apresentem a mesma pressão de vapor, os dois líquidos devem estar à mesma temperatura? b) A 50°C e 1 atm, qual dos líquidos já se converteu em vapor? c) Estime o valor da temperatura em que se inicia a ebulição dos líquidos a 1 atm.

Referência: SILVA, Eduardo R.; NÓBREGA, Olímpio S. e SILVA, Ruth H. Química: Transformações e energia. São Paulo: Ática, 2001, v. 1.

21. (Fatec-SP) Se a água contida em um béquer está fervendo e o termômetro acusa a temperatura de 97°C, pode-se afirmar que: a) a temperatura de ebulição independe da pressão ambiente. b) existe algum soluto dissolvido na água, o que abaixa a temperatura de ebulição. c) nessa temperatura a pressão de vapor da água é menor que a pressão ambiente. d) nessa temperatura estão sendo rompidas ligações intramoleculares. e) nessa temperatura a pressão de vapor da água é igual à pressão ambiente.




Anotações


Química Velocidade das reações químicas e equilíbrio químico Organizadores

Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores

Ana Luiza Petillo Nery Paulo César Pinheiro

Nome do Aluno

4

módulo


GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO Governador: Geraldo Alckmin Secretaria de Estado da Educação de São Paulo Secretário: Gabriel Benedito Issac Chalita Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas – CENP Coordenadora: Sonia Maria Silva UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO Reitor: Adolpho José Melfi Pró-Reitora de Graduação Sonia Teresinha de Sousa Penin Pró-Reitor de Cultura e Extensão Universitária Adilson Avansi Abreu FUNDAÇÃO DE APOIO À FACULDADE DE EDUCAÇÃO – FAFE Presidente do Conselho Curador: Selma Garrido Pimenta Diretoria Administrativa: Anna Maria Pessoa de Carvalho Diretoria Financeira: Sílvia Luzia Frateschi Trivelato PROGRAMA PRÓ-UNIVERSITÁRIO Coordenadora Geral: Eleny Mitrulis Vice-coordenadora Geral: Sonia Maria Vanzella Castellar Coordenadora Pedagógica: Helena Coharik Chamlian Coordenadores de Área Biologia: Paulo Takeo Sano – Lyria Mori Física: Maurício Pietrocola – Nobuko Ueta Geografia: Sonia Maria Vanzella Castellar – Elvio Rodrigues Martins História: Kátia Maria Abud – Raquel Glezer Língua Inglesa: Anna Maria Carmagnani – Walkyria Monte Mór Língua Portuguesa: Maria Lúcia Victório de Oliveira Andrade – Neide Luzia de Rezende – Valdir Heitor Barzotto Matemática: Antônio Carlos Brolezzi – Elvia Mureb Sallum – Martha S. Monteiro Química: Maria Eunice Ribeiro Marcondes – Marcelo Giordan Produção Editorial Dreampix Comunicação Revisão, diagramação, capa e projeto gráfico: André Jun Nishizawa, Eduardo Higa Sokei, José Muniz Jr. Mariana Pimenta Coan, Mario Guimarães Mucida e Wagner Shimabukuro


Cartas ao Aluno


Carta da

Pró-Reitoria de Graduação

Caro aluno, Com muita alegria, a Universidade de São Paulo, por meio de seus estudantes e de seus professores, participa dessa parceria com a Secretaria de Estado da Educação, oferecendo a você o que temos de melhor: conhecimento. Conhecimento é a chave para o desenvolvimento das pessoas e das nações e freqüentar o ensino superior é a maneira mais efetiva de ampliar conhecimentos de forma sistemática e de se preparar para uma profissão. Ingressar numa universidade de reconhecida qualidade e gratuita é o desejo de tantos jovens como você. Por isso, a USP, assim como outras universidades públicas, possui um vestibular tão concorrido. Para enfrentar tal concorrência, muitos alunos do ensino médio, inclusive os que estudam em escolas particulares de reconhecida qualidade, fazem cursinhos preparatórios, em geral de alto custo e inacessíveis à maioria dos alunos da escola pública. O presente programa oferece a você a possibilidade de se preparar para enfrentar com melhores condições um vestibular, retomando aspectos fundamentais da programação do ensino médio. Espera-se, também, que essa revisão, orientada por objetivos educacionais, o auxilie a perceber com clareza o desenvolvimento pessoal que adquiriu ao longo da educação básica. Tomar posse da própria formação certamente lhe dará a segurança necessária para enfrentar qualquer situação de vida e de trabalho. Enfrente com garra esse programa. Os próximos meses, até os exames em novembro, exigirão de sua parte muita disciplina e estudo diário. Os monitores e os professores da USP, em parceria com os professores de sua escola, estão se dedicando muito para ajudá-lo nessa travessia. Em nome da comunidade USP, desejo-lhe, meu caro aluno, disposição e vigor para o presente desafio. Sonia Teresinha de Sousa Penin. Pró-Reitora de Graduação.


Carta da

Secretaria de Estado da Educação

Caro aluno, Com a efetiva expansão e a crescente melhoria do ensino médio estadual, os desafios vivenciados por todos os jovens matriculados nas escolas da rede estadual de ensino, no momento de ingressar nas universidades públicas, vêm se inserindo, ao longo dos anos, num contexto aparentemente contraditório. Se de um lado nota-se um gradual aumento no percentual dos jovens aprovados nos exames vestibulares da Fuvest — o que, indubitavelmente, comprova a qualidade dos estudos públicos oferecidos —, de outro mostra quão desiguais têm sido as condições apresentadas pelos alunos ao concluírem a última etapa da educação básica. Diante dessa realidade, e com o objetivo de assegurar a esses alunos o patamar de formação básica necessário ao restabelecimento da igualdade de direitos demandados pela continuidade de estudos em nível superior, a Secretaria de Estado da Educação assumiu, em 2004, o compromisso de abrir, no programa denominado Pró-Universitário, 5.000 vagas para alunos matriculados na terceira série do curso regular do ensino médio. É uma proposta de trabalho que busca ampliar e diversificar as oportunidades de aprendizagem de novos conhecimentos e conteúdos de modo a instrumentalizar o aluno para uma efetiva inserção no mundo acadêmico. Tal proposta pedagógica buscará contemplar as diferentes disciplinas do currículo do ensino médio mediante material didático especialmente construído para esse fim. O Programa não só quer encorajar você, aluno da escola pública, a participar do exame seletivo de ingresso no ensino público superior, como espera se constituir em um efetivo canal interativo entre a escola de ensino médio e a universidade. Num processo de contribuições mútuas, rico e diversificado em subsídios, essa parceria poderá, no caso da estadual paulista, contribuir para o aperfeiçoamento de seu currículo, organização e formação de docentes. Prof. Sonia Maria Silva Coordenadora da Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas


Apresentação da área A Química tem sido vista como vilã por muitos dos segmentos sociais que a desconhecem. Enquanto ciência, ela contribui para compreendermos as propriedades dos materiais, suas transformações e suas estruturas em um nível de organização inacessível aos nossos sentidos. Já os químicos, desempenham um papel importante na construção do conhecimento sobre processos e produtos que servem ao bem estar das pessoas. Alimentos, roupas, medicamentos, habitações são alguns exemplos de segmentos da indústria e da agropecuária, nos quais o conhecimento químico é fundamental. É fato também que os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente têm sido cada vez mais graves. O aumento do efeito estufa e a redução da camada de ozônio são exemplos de atividades que dependem da transformação dos materiais. Ainda assim, a Química não é a responsável por esses fenômenos indesejáveis. O conhecimento produzido pelos químicos é um dos instrumentos determinantes para aprofundar ou diminuir os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente. Saber aplicar esses conhecimentos a partir de critérios e valores definidos pela sociedade é um dos principais instrumentos para tomar decisões sobre o controle dessas atividades e também para equacionar a complexa relação bem-estar social e meio ambiente. Os conhecimentos abordados nesse Programa fornecem uma visão geral da fenomenologia das transformações químicas, suas interpretações em termos de modelos microscópicos e suas representações simbólicas. Conhecer as transformações significa também saber utilizá-las para nosso próprio bemestar. Assim, é importante conhecer aspectos quantitativos das transformações para evitar desperdícios, utilizar racionalmente a energia envolvida no processo, controlar a rapidez da transformação e seu rendimento. Estudar as propriedades das substâncias e interpretá-las em termos dos modelos de ligação química também contribui para evitar riscos à saúde e à contaminação ambiental e para compreender os processos de produção de novos materiais e medicamentos. Defendemos o estudo da Química que não seja memorístico. Como alternativa, convidamos você a compreender processos químicos e estabelecer relações entre o conhecimento científico, suas aplicações e implicações sociais, econômicas, ambientais e políticas.


Apresentação do módulo Neste módulo, analisaremos fatores que influenciam a velocidade das transformações químicas e apresentaremos alguns exemplos de reações que não se completam. Às vezes, é desejável que uma dada transformação química ocorra com uma maior velocidade, como é o caso, por exemplo, da obtenção de produtos industrializados e da degradação do lixo. Em outras situações busca-se retardar a velocidade das transformações, caso da deterioração de alimentos. Você já se perguntou por que ao mantermos os alimentos armazenados em geladeiras conseguimos retardar sua degradação ? Procuramos desenvolver este módulo de forma contextual e investigativa, criando uma personagem que usa a internet como fonte de pesquisa para seus trabalhos escolares. Inicialmente, procuramos explicar como a temperatura, a superfície de contato, o uso de catalisadores e outros fatores influenciam a velocidade das transformações químicas. Depois, procuramos responder a uma questão levantada pela nossa personagem: como aumentar o rendimento de uma determinada transformação química? Suas buscas revelam que, na realidade, a transformação, à qual ela se refere, não se completa, pois se trata de um sistema reversível. Você sabe o que significa isso? Tais sistemas são interessantes do ponto de vista industrial? As respostas às perguntas da personagem nos conduzem à definição de equilíbrio químico e ao estudo de fatores que afetam o estado de equilíbrio. Finalmente relacionamos equilíbrio químico a fatos do nosso cotidiano como controle de pH sanguíneo, acidez estomacal, propriedades da aspirina e esclarecimentos sobre a utilização de um contraste radiológico, o qual provocou a morte de mais de vinte pessoas no ano de 2003. Esperamos que esse módulo possa contribuir para o seu entendimento da dinâmica das transformações químicas, e desejamos, portanto, que o estudo do mesmo lhe seja bastante proveitoso.


Unidade 1

Nada dura uma eternidade Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Quanto tempo dura um CD? A seguinte mensagem foi observada na internet: “Gente: (...) Ontem, conversando com uns amigos, me falaram que a vida útil de um CD é de, no máximo, 30 anos. Tem algum engenheiro de material ou coisa assim, que entenda de resistência de materiais, durabilidade, etc que possa tranqüilizar meu coração aflito? Será que isso é verdade? Pretendia ficar bem velhinha, de cabeça branquinha e bengala, sentada na cadeira de balanço (até lá não vou poder sentar mais na rede!), escutando os CDs do meu amado, idolatrado, salve, salve... Será que devo mudar meus planos? Respondam para esta alma aflita”. A aflição da autora dessa mensagem em relação à durabilidade de um CD é uma preocupação dos dias atuais. Preocupações relacionadas com a durabilidade dos materiais sempre estiveram presentes no cotidiano das pessoas. Em tempos passados, devem ter existido outras aflições. Imagine como seria possível garantir a durabilidade dos alimentos sem a existência de uma geladeira, por exemplo. Nosso organismo não fica fora disso. Ele passa por inúmeras transformações no decorrer de uma vida até chegar à velhice. Talvez, essa seja a maior das aflições que todos, cedo ou tarde, sentiremos: o que fazer para não envelhecer? Nesses exemplos, é evidente a necessidade de tornar as transformações mais lentas. Entretanto, em outras situações buscamos justamente o contrário, como, por exemplo, ao envolvermos uma fruta não madura em papel ou plástico, para acelerar o seu amadurecimento. Mas, voltando à aflição do início, vejam como foi a resposta à mensagem: “Ouvi falar que um CD dura com certeza 100 anos. Mais do que isso, eles não garantem. Mas, a vantagem do CD é que vc pode regravá-lo, ou seja, vc pode fazer uma cópia exata pruma outra mídia, sem perda de qualidade. Aí vc ganha mais 100 anos. Acredito que com a invenção da música digital (CD, MP3, etc), qualquer composição está definitivamente imortalizada”. Ao que parece, desde que as devidas precauções sejam tomadas, um CD pode durar muito tempo. Mesmo assim, talvez não seja suficiente. Os CDs, cuja camada refletora contém alumínio em sua composição, podem ser danificados em tempo bem inferior a 100 anos. O problema é que o alumínio pode sofrer uma lenta transformação química com o tempo. Esta transformação também é conhecida por corrosão.

Marcelo Giordan

Elaboradores Paulo César Pinheiro

Todos os materiais são susceptíveis a transformações, umas mais rápidas, outras mais lentas.




Atividade 1: Pesquisa – De que são feitos os CDs e qual é o tempo de durabilidade dos mesmos? – O que é corrosão?

Atividade 2: Analisando as transformações de alguns materiais Preencha a tabela a seguir, considerando que os materiais descritos foram deixados em ambiente natural por um período de seis meses. TABELA 1: Comparando as transformações de alguns materiais Material Palha de aço CD contendo alumínio Uma fatia de maçã Gasolina Papel Etanol Um pedaço de pão Plástico Aço inox

Tipo de transformação

Velocidade da Transformação

Como pode ser percebido, alguns dos materiais listados na TABELA 1 transformam-se mais rapidamente do que os outros, enquanto outros não se alteram perceptivelmente. Além disso, as transformações ocorrem de forma diferenciada. Se compararmos a transformação sofrida pela palha de aço com a do etanol, por exemplo, o que podemos dizer a respeito? Comparando a durabilidade de um plástico com a do aço inox, qual a que dura mais tempo?

Comparando transformações

As reações químicas compreendem um tipo de transformação cuja principal característica é a alteração da composição química dos materiais e, conseqüentemente, de suas propriedades. As reações químicas afetam, portanto, a durabilidade dos materiais, uma vez que estes são transformados com alteração da composição química.

Um tipo de transformação facilmente identificável nos materiais de nosso cotidiano é o seu desgaste físico provocado por pancadas, riscos, atrito, quebras etc. Outro tipo de transformação envolve mudanças de estado físico, como a evaporação da água, da gasolina e do etanol. Nas transformações do CD contendo alumínio e da palha de aço estamos lidando com o mesmo fenômeno: a corrosão de metais. A corrosão do ferro, presente na palha de aço, ocorre muito mais rapidamente do que a do alumínio do CD. Por que as velocidades dessas reações são diferentes? À primeira vista, isso se relaciona às propriedades dos materiais envolvidos. Além disso, deve existir alguma razão que justifique a maior facilidade e rapidez da corrosão do ferro em comparação com a do alumínio. Já que os reagentes são diferentes, vamos comparar, então, a corrosão do ferro na palha de aço e em um prego. A velocidade da corrosão do ferro é a mesma nesses dois materiais? Quando o material tem uma elevada superfície de contato, como é o caso da palha de aço, a reação química se processa mais rapidamente. Nesse caso, há mais átomos de ferro distribuídos ao longo da superfície da palha de aço susceptíveis à corrosão.

Atividade 3 – Em qual situação a reação deve ser mais rápida? 1) Dissolução de um comprimido de Sonrisal® comparada à dissolução de um comprimido triturado em um mesmo volume de água. 2) Queima de uma tora de madeira comparada à queima de mesma massa de serragem. 3) Queima de etanol líquido comparada à queima de etanol gasoso.




Unidade 2

As reações químicas podem ser mais ou menos rápidas Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan

Elaboradores

As reações dependem de contato entre os reagentes No caso do ferro da palha de aço, esse contato é estabelecido na medida em que a palha de aço é exposta ao ar. O oxigênio e a água presentes no ar entrarão em contato com o ferro provocando a reação. Nesse caso, o contato é estabelecido entre um reagente sólido (o ferro) e um reagente gasoso (o oxigênio) na presença de água (que pode estar presente no ar tanto na forma líquida como gasosa). Por essa razão, uma reação envolvendo um sólido finamente dividido é mais rápida, como é o caso da dissolução do comprimido de Sonrisal® triturado em comparação com a dissolução do comprimido não triturado. O mesmo é válido para a queima da serragem, que é mais rápida do que a queima de uma tora de madeira.

Atividade 4 – Discussão. Discuta com seus colegas a seguinte afirmação: 1) Dois líquidos distintos à temperatura elevada têm maior freqüência de colisões do que dois gases a baixa temperatura.

Sempre que há contato entre os reagentes há reação? Recordemos a transformação da gasolina descrita na TABELA 1. A gasolina evapora-se, quando em sistema aberto, e não se transforma quimicamente. Na temperatura ambiente, mesmo que ocorram inúmeras colisões entre as moléculas de oxigênio do ar e os componentes da gasolina, o resultado será apenas a evaporação da gasolina.

Paulo César Pinheiro

Uma das condições necessárias para a ocorrência das reações químicas é o contato entre os reagentes. Dos três estados físicos, o estado gasoso é aquele no qual o contato, choque ou colisão entre os reagentes ocorre com maior freqüência, devido à maior liberdade de movimento dos gases. Nas reações envolvendo sólidos, as colisões não são tão favoráveis e dependem de suas superfícies; a freqüência de encontros depende, portanto, da área superficial dos sólidos.




Como visto, nem sempre a colisão entre os reagentes resultará em uma reação química. Para que as reações químicas ocorram, o contato entre os reagentes deve acontecer de tal modo, que o impacto decorrente da colisão entre eles seja suficiente para alcançar um mínimo de energia necessário. Resumindo: a freqüência de colisões moleculares bem sucedidas (que conduzem à formação de produtos) é proporcional às colisões com energias iguais ou superiores à da energia de ativação.

Entretanto, ao colocarmos um palito de fósforo aceso em contato com a gasolina ela entrará em combustão (reação química com o oxigênio presente no ar). Por que razão a gasolina não reage com o oxigênio do ar na temperatura ambiente e requer a presença da chama do palito para que isso ocorra? Como visto, nem sempre a colisão entre os reagentes resultará em uma reação química. Para que a combustão da gasolina ocorra, não basta somente que ocorra a colisão entre os reagentes. A reação necessita de uma quantidade mínima de energia para ter início, que é proporcionada pelo calor da chama do palito de fósforo. A partir daí, a reação se mantém até que toda a gasolina ou o oxigênio sejam consumidos na reação de combustão. Essa barreira energética da reação de combustão da gasolina é chamada de energia de ativação e está presente em todas as reações químicas. Para que as reações químicas ocorram, o contato entre os reagentes deve acontecer de tal modo, que o impacto decorrente da colisão entre eles seja suficiente para alcançar um mínimo de energia necessário. Resumindo: a freqüência de colisões moleculares bem sucedidas (que conduzem à formação de produtos) é proporcional às colisões com energias iguais ou superiores à da energia de ativação. Em reações lentas, como a corrosão da camada refletora de alumínio dos CDs, a energia de ativação é elevada e poucas moléculas reagentes conseguem atingi-la. Mesmo assim, é recomendável não colocarmos esses CDs em locais quentes! O aumento da temperatura faz com que a energia cinética dos reagentes aumente (há um número maior de moléculas mais rápidas), aumentando, portanto, a probabilidade e a freqüência de colisões com energia necessária para que a reação ocorra. Na maioria das reações, a velocidade aumenta com o aumento da temperatura, embora a extensão desse aumento varie muito de reação para reação.

Vamos pensar 1) Para iniciar a combustão da gasolina é preciso fornecer um calor inicial. Por que não precisamos manter um palito de fósforo aceso próximo da gasolina para que a combustão prossiga? 2) Explique por que o aumento de temperatura aumenta a velocidade da maioria das reações químicas.

Atividade 5 – Colocando reagentes, produtos e energia de ativação de uma reação de combustão em uma escala de energia Tente colocar em uma escala crescente de energia a posição dos reagentes, dos produtos e da energia de ativação de uma reação de combustão e indique o caminho da reação usando setas.

Atividade 6 – Analisando gráficos

Reações exotérmicas envolvem produção de calor; reações endotérmicas envolvem absorção de calor.

A energia de ativação de uma dada reação química pode ser representada graficamente. Para isso, vamos colocar o sentido da reação no eixo das abscissas (reagentes levando a produtos) e a energia da reação no eixo das ordenadas. Os dois gráficos mostrados a seguir representam a maior parte das reações químicas. No gráfico (a), temos um exemplo de reação endotérmica, com absorção de energia. No gráfico (b), a reação é exotérmica, com produção de energia na forma de calor.




  -       

b) a) Figura 1: Representações gráficas de uma reação (a) endotérmica e (b) exotérmica.

Perguntas: 1) Considerando que a mesma escala foi respeitada nos dois gráficos, em qual deles a energia de ativação da reação é maior? 2) Em qual reação a energia dos produtos é menor do que a dos reagentes? 3) Em qual caso a reação é mais rápida? Justifique.

Analisando outros fatores que afetam a velocidade das reações Além da colisão com energia suficiente para ativar a reação é ainda necessário que os reagentes colidam segundo orientações espaciais favoráveis. Vamos considerar um exemplo hipotético para perceber isso. Considere a reação entre AB e CD para formar AC e BD, onde A, B, C e D são átomos que formam moléculas diatômicas: AB + CD ⇒AC + BD

(1)

Várias orientações moleculares são possíveis no encontro entre AB e CD. A orientação mais favorável é aquela que coloca tanto A e C muito próximos (para formar a molécula AC) como B e D (para formar a molécula BD). No entanto, mesmo que a orientação dos reagentes não seja muito favorável, uma colisão altamente energética pode ser suficiente para promover a reação.

Figura 2: Efeito da orientação das moléculas no instante da colisão

Com base no exemplo anterior, podemos considerar ainda que, quanto mais moléculas (ou maior a concentração) de AB e CD em reação, maior será a freqüência de colisões entre eles.



Além da colisão com energia suficiente para ativar a reação é ainda necessário que os reagentes colidam segundo orientações espaciais favoráveis.


 Para reações químicas em meios aquosos e gasosos, observa-se que quanto maior a concentração dos reagentes, mais rápidas são as reações. Os catalisadores atuam diminuindo a energia de ativação das reações e acelerando-as.

De fato, para reações químicas em meios aquosos e gasosos, observa-se que quanto maior a concentração dos reagentes, mais rápidas são as reações. Para tornar isso mais claro, imagine uma mesa de bilhar contendo poucas bolas (mesa 1) e outra com muitas bolas (mesa 2). Onde é maior a possibilidade de haver colisão entre as bolas em um jogo: na mesa 1 ou na mesa 2? Muitas reações lentas podem ser aceleradas com a adição de substâncias que permitem “caminhos” alternativos para as reações, com menores energias de ativação. Essas substâncias são chamadas catalisadores e podem atuar de modos variados. Alguns catalisadores participam das reações formando espécies intermediárias, as quais reagem posteriormente, formando os produtos da reação e regenerando o catalisador. O esquema abaixo simplifica esse tipo de ação. Reação não catalisada:

X + Y ⇒ XY

(2)

Reação catalisada 1ª etapa:

X + C ⇒ XC

(3)

XC + Y ⇒ XY + C

(4)

2ª etapa:

O gráfico a seguir mostra o efeito da adição de um catalisador sobre a energia de ativação de uma reação.

Figura 3: Representação gráfica do efeito do catalisador sobre a energia de ativação do sistema.

Outros catalisadores agem oferecendo uma superfície que facilita a orientação favorável para a ocorrência de colisões efetivas entre os reagentes. As enzimas são exemplos de catalisadores biológicos extremamente eficientes em muitas reações que ocorrem nos organismos vivos. Sem enzimas, essas reações ocorreriam muito lentamente, comprometendo a própria vida. Um dos perigos de uma febre extremamente alta é a possibilidade de algumas enzimas serem desativadas em função da temperatura, pois são muito sensíveis à mudanças de temperatura.

Atividade 7 – Pesquisa O modelo chave-fechadura foi proposto para explicar o mecanismo de ação catalítica das enzimas. Como agem as enzimas de acordo com esse modelo?




Unidade 3

Calculando “velocidades químicas” Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Velocidades médias de consumo e de formação nas reações À medida em que uma reação química se processa, os reagentes são consumidos e os produtos são formados: Reagentes ⇒ Produtos. A velocidade média de consumo dos reagentes ou de formação dos produtos pode ser determinada pela razão estabelecida entre a variação de suas quantidades consumidas e formadas, respectivamente, e o intervalo de tempo em que isso ocorreu. Se a concentração de um produto aumenta, por exemplo, de 0 para 0,05 mol/L em 10 minutos, a velocidade média pode ser calculada: Velocidade média = quantidade final – quantidade inicial intervalo de tempo

(5)

= 0,05 – 0 (mol/L) 10 (min) = 5 x 10-3 mol/L.min Enquanto a concentração dos reagentes diminui com o tempo, a concentração dos produtos aumenta. Por essa razão, quando calculamos a velocidade média de consumo de um reagente é comum multiplicarmos o resultado por –1, de modo a atribuir um valor positivo para a velocidade (nesse caso, a quantidade final do reagente é menor do que a sua quantidade inicial).

Atividade 8 – Analisando dados de velocidade Com base nos dados fornecidos na Tabela 2, responda às questões formuladas para a reação: 2 NH3 ⇒ N2 + 3 H2 (6) TABELA 2 Concentração de NH3/ mol.L-1

8

4

2

1

Tempo/h

0

1

2

3

1) Qual é a velocidade média de consumo de NH3 nos intervalos de tempo compreendidos entre 0 e1h, 1h e 2h e 2h e 3h?

Marcelo Giordan

Elaboradores Paulo César Pinheiro


 2) A velocidade média é igual nestes três intervalos de tempo? Explique. 3) Qual é a velocidade média de formação de N2 no intervalo de tempo compreendido entre 0 e 1h? 4) Por que as velocidades médias de formação de N2 e de consumo de NH3, no intervalo de tempo entre 0 e 1h, são diferentes?

Velocidade média das reações Na reação de decomposição da amônia (equação 6), se 2 mols de NH3 sofrem decomposição, são produzidos 1 mol de N2 e 3 mols de H2. Se calcularmos a velocidade média de formação de H2, ela será três vezes maior do que a velocidade média de formação de N2 e 1,5 vez maior que a velocidade média de consumo de NH3, para o mesmo intervalo de tempo. Qual será, então, a velocidade dessa reação? O cálculo da velocidade média de uma reação deve considerar os coeficientes estequiométricos da equação balanceada da reação. Para a reação acima teremos: Velocidade média da reação = v N2 = 1

v H2

3

=

- v NH3

2

Para uma reação genérica do tipo a A + b B ⇒ c C + d D (7) Velocidade média da reação = - v A = - v B = v C = v D (8) a b c d

Atividade 9 – Calculando a velocidade média da reação Determine a velocidade média da reação de decomposição da amônia (equação 6) no intervalo de tempo de 0 a 3 horas, com base nos valores fornecidos na tabela da Atividade 8.

Expressão gráfica da variação da velocidade das reações com o tempo No início de uma reação, a quantidade de reagentes é máxima e não existem produtos. Na medida em que a reação se desenvolve, a quantidade dos produtos aumenta e a quantidade dos reagentes diminui. A quantidade de produtos atinge o valor máximo ao final da reação. A variação nas quantidades de reagentes e produtos no decorrer de uma reação pode ser expressa graficamente. Veja como:

Figura 4: Variação da concentração de produtos e reagentes (em mol/L) no decorrer de uma reação química.




  -        Na maioria das reações, a velocidade é máxima no início da reação e se torna progressivamente menor com o tempo. A variação da velocidade de uma reação em função do tempo adquire um aspecto semelhante ao gráfico mostrado a seguir:

Figura 5: Variação da velocidade de uma reação em função do tempo.

Atividade 10 – Construindo um gráfico de concentração em função do tempo Construa um gráfico que mostre a variação nas concentrações de NH3, N2 e H2 em função do tempo, conforme os dados fornecidos. Tempo/h NH3/ mol.L-1 N2/ mol.L-1 H2/ mol.L-1

0 8 0 0

1 4

2 2

3 1

Bom mesmo seria se os CDs durassem uma eternidade Todos os materiais existentes estão sujeitos a transformações. Nem mesmo o diamante, o ouro e o aço inox, que são bastante duráveis, fogem a essas regras. As reações químicas, como visto até agora, contribuem para a alteração dos materiais e podem ocorrer mais lenta ou rapidamente. Diversos fatores contribuem para acelerar ou retardar as reações: a colisão entre os reagentes, a energia de ativação, a orientação das moléculas no instante da colisão, a temperatura, a concentração dos reagentes e a presença de catalisadores. No caso dos CDs com camada refletora de alumínio, bom mesmo seria se a reação de corrosão do alumínio não ocorresse ou fosse ainda mais retardada. Algumas reações químicas, no entanto, apresentam a característica de serem reversíveis, ou seja, da mesma forma que os reagentes formam os produtos, os produtos podem reagir, regenerando os reagentes (sentido inverso). Infelizmente, esse não é o caso da corrosão do alumínio da camada refletora dos CDs. Bom mesmo seria se essa reação fosse reversível, não é verdade?

Atividade 11 – Para pensar e discutir 1) Analisando os gráficos (a) e (b), da Atividade 6, seria possível prever um caminho contrário para a reação, ou seja, Produtos ⇒ Reagentes? Como isso poderia ocorrer? 2) Você saberia exemplificar algum fenômeno reversível presente em seu cotidiano? 3) Você conhece alguma reação química que seja reversível?



Todos os materiais estão sujeitos a transformações. As reações químicas contribuem para a alteração dos materiais e podem ocorrer mais lenta ou rapidamente.

Algumas reações químicas são reversíveis, ou seja, da mesma forma que os reagentes formam os produtos, estes podem reagir regenerando os reagentes.


Unidade 4

Processos reversíveis Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Ana Luiza Petillo Nery

Equilíbrio Químico A pesquisa na internet Mais tranqüila em relação ao problema da durabilidade do CD, e aproveitando que estava conectada à internet, nossa personagem decidiu obter algumas informações sobre um projeto que deveria desenvolver na disciplina de Química. Como ela gosta muito de perfumes, sua professora sugeriu uma pesquisa sobre a obtenção de ésteres. Na verdade, os perfumes são misturas complexas e algumas das fragrâncias artificiais usadas na preparação de perfumes são substâncias conhecidas como ésteres. O projeto deveria abordar a obtenção de um éster simples, por meio de uma reação entre um ácido carboxílico e um álcool de uso cotidiano. Além da obtenção do éster, ela deveria se concentrar na explicação para o fato das reações de esterificação (que formam ésteres) não se completarem. Após digitar algumas palavras-chave em páginas de busca da internet e ler atentamente alguns textos, elaborou um pequeno resumo, contendo as seguintes informações: Ácidos carboxílicos possuem um grupo funcional carboxila: uma combinação de um grupo carbonila (carbono ligado ao oxigênio através de uma dupla ligação) e um grupo hidroxila (-OH). O grupo carboxila é freqüentemente representado por –CO2H. Ésteres compõem uma classe de substâncias orgânicas, que são utilizadas como flavorizantes1 em balas e doces, como essência de perfumes e na fabricação de sabão. Quando aquecidos com um álcool (compostos orgânicos contendo o grupo funcional –OH) em presença de um ácido mineral (HCl ou H2SO4), que atua como catalisador, os ácidos carboxílicos são convertidos em ésteres.

O CH3–C–OH + CH3CH2OH

O CH3–C–OCH2CH3 + H2O =O

Elaboradores

=O

Marcelo Giordan

(9)

A partir da mistura de 1 mol de reagentes, obtém-se uma mistura contendo 0,67 mol de cada um dos produtos e 0,33 mol de cada um dos reagentes.

1

Flavor, em inglês, significa sabor , aroma.


  -       

Atividade 12 Observe que no resumo a reação entre ácido acético (presente no vinagre) e o etanol (presente no álcool comercial) para formar acetato de etila não tem 100% de rendimento. Qual é o rendimento dessa reação?

Investigando reações que não se completam Diferentemente da oxidação da camada de alumínio do CD, neste caso da obtenção do éster, nossa personagem está diante de um problema no qual é desejável não apenas apressar a reação, mas também completá-la até 100%. Infelizmente, as reações de esterificação não se completam em 100% e este é um problema de grande relevância industrial. A razão da incompletude da reação é que, simultaneamente à formação do éster, ocorre uma reação concorrente, na qual o acetato de etila e a água formam o ácido acético e o etanol. Essa reação é chamada de hidrólise. Analisando a equação química acima, percebemos que a reação de esterif icação é uma reação reversível, ou seja, sua reação concorrente, a hidrólise, ocorre no sentido inverso ao da formação do éster.

Reações reversíveis ocorrem em ambos os sentidos: regentes formam produtos e os produtos da reação também reagem entre si formando reagentes. Por isso não se completam, mas alcançam um limite, a partir do qual, não é mais possível a conversão de reagentes em produtos.

Do ponto de vista das velocidades das reações, podemos dizer que, iniciada a reação, logo surgem os primeiros produtos que, por sua vez, têm a propriedade de reagir entre si e regenerar as substâncias iniciais. Ambos os processos, esterificação e hidrólise, ocorrem inicialmente com velocidades diferentes. No início, a reação de esterificação é mais rápida e vai diminuindo de ritmo à medida que as concentrações de produtos aumentam. O que poderíamos dizer com relação à velocidade da hidrólise? À medida que a reação se processa, ao contrário do que ocorre com a reação de esterificação, a velocidade da reação de hidrólise vai aumentando. Quando a velocidade de ambas as transformações tornam-se iguais, as concentrações de todas as substâncias do sistema deixam de variar com tempo. Dizemos que nessa situação o sistema atinge um estado de equilíbrio. A Figura 6 mostra como variam as concentrações de ácido acético e acetato de etila no decorrer da reação, a 25 ºC, partindo-se de 1 mol dos reagentes.

Atividade 13 – O que se pode dizer com relação às variações das concentrações de reagentes e produtos no decorrer da reação? – A partir de que instante o sistema atinge o equilíbrio? Justifique.

Figura 6: Variação das concentrações (em mol/L) de ácido acético e de acetato de etila em função do tempo para a reação de esterificação do ácido acético.



O sistema atinge o estado de equilíbrio quando a velocidade de ambas as transformações tornam-se iguais. A partir desse instante as concentrações de todas as substâncias do sistema deixam de variar com tempo.


 Embora a variação da concentração das espécies presentes seja nula, em nível molecular as transformações prosseguem, e por isso dizemos que o equilíbrio é dinâmico.

Podemos observar que à medida que a reação prossegue, a concentração de ácido acético diminui e a de acetato de etila aumenta até um momento, representado no gráfico por t14, a partir do qual não mais ocorrem variações nas concentrações de reagentes e produtos. Podemos, afirmar que, a partir de t14 o sistema atingiu o estado de equilíbrio. Mas, como o estado de equilíbrio pode ser descrito quantitativamente? Como podemos expressar um valor para descrever as concentrações constantes de produtos e reagentes, após atingido o equilíbrio químico?

Expressão Matemática do Estado de Equilíbrio Para a reação química reversível hipotética genérica: aA + bB

cC + dD

(10)

a expressão matemática que descreve a constante de equilíbrio (K) é representada pela razão entre o produto das concentrações dos produtos e o produto das concentrações dos reagentes. Cada concentração é elevada a uma potência igual ao seu coeficiente na equação balanceada. (11) É comum utilizar o sub-índice “c” junto à constante de equilíbrio (Kc) para indicar que a mesma é expressa em função das concentrações, em mol/L, dos reagentes e produtos. O valor numérico da constante de equilíbrio, Kc, é um número adimensional.

Atividade 14 Como podemos representar a expressão da constante de equilíbrio, K, para a reação de esterificação do ácido acético? Com os dados da pesquisa da nossa personagem é possível determinar seu valor à 25 oC? É sempre possível estabelecer uma relação matemática, semelhante à equação 11, para qualquer estágio da reação, independente da mesma se encontrar ou não no estado de equilíbrio. Se o sistema não se encontrar no estado de equilíbrio, esta relação é denominada expressão da Lei de Ação das Massas ou quociente de reação, Q.

Vamos pensar É possível saber qual será o sentido de uma reação a partir da determinação do valor de Q em comparação com o valor de K? O que ocorre na reação, por exemplo, se Q for maior do que K?

Atividade 15 1. Analise a Figura 7 e discuta como varia a relação entre as concentrações de reagentes e produtos no decorrer do tempo.

Figura 7: Variação da expressão da lei de ação das massas em função do tempo para reação de esterificação do ácido acético.




  -        2. Quando t< t14, a razão entre o produto das concentrações dos produtos e o produto das concentrações dos reagentes é denomindada expressão da Lei de Ação das Massas ou quociente de reação, Q. Por que não podemos utilizar a notação K? 3. Se a 20 oC são colocados para reagir 1 mol de ácido acético, 0,18 mol de etanol, para cada litro de mistura, no equilíbrio encontra-se 0,17 mol/L de acetato de etila. a. Calcule as concentrações, em mol/L, de ácido acético, etanol e água no equilíbrio. b. Calcule o valor de K da transformação. 4. Se, nas mesmas condições do exercício anterior, 1,0 mol de ácido acético é colocado para reagir com 0,5 mol de etanol, forma-se, após algum tempo, 0,214 mol/L de acetato de etila. Pode-se afirmar que a situação de equilíbrio foi alcançada? Justifique (Observação: utilize o valor de K determinado na questão anterior).

O catalisador influencia o valor da constante de equilíbrio? O resumo da personagem ainda mencionava a presença de um catalisador, um ácido mineral. Qual o papel do catalisador no equilíbrio? A reação de esterificação é muito lenta e só atinge o equilíbrio após vários dias. Todavia, a presença de uma pequena quantidade de HCl, permite que o equilíbrio seja atingido em poucas horas. O ácido atua como catalisador dessa reação, acelerando-a, mas não altera o valor da constante de equilíbrio, K. Isso significa que o estado de equilíbrio independe da presença do catalisador, muito embora esse estado seja atingido mais rapidamente em sua presença.

Atividade 16 As figuras 6 e 7 se referem à reação de esterificação do ácido acético na presença do catalisador. Considere realizar essa reação na ausência de HCl e comente sobre possíveis alterações dessas figuras.

O equilíbrio químico e a produção industrial Do ponto de vista industrial, a reversibilidade do processo, é uma desvantagem na produção, pois muitas reações de grande importância econômica não levam à completa transformação de reagentes em produtos. Vamos analisar o processo de síntese da amônia (NH3), matéria-prima para muitas outras substâncias, entre elas, o nitrato de amônio, presente na composição de adubos e explosivos. Nos séculos XVIII e XIX a amônia era obtida a partir da reação entre N2 e H2, em condições de pressão e temperatura ambientes, cujo rendimento era muito baixo devido à reversibilidade da reação: H2(g) + 3H2(g)

2NH3(g) (12)

A otimização dos rendimentos do processo rendeu a Fritz Harber o prêmio Nobel de Química em 1918. Graças a Harber e a Carl Bosch, este último responsável pela adaptação do processo para a escala industrial, a Alemanha conseguiu resistir ao cerco dos Aliados durante a I Guerra Mundial, pois, independentemente das estratégias utilizadas, não era possível impedir que as pessoas deixassem de utilizar o seu conhecimento técnico-científico. A Ale-



Catalisadores permitem que o equilíbrio seja atingido em um intervalo de tempo mais curto, sem, contudo alterar a posição do equilíbrio.


 manha sitiada não podia trazer do exterior o salitre (NaNO3), fonte natural de nitrato para fertilizantes e explosivos; no entanto, os aliados jamais conseguiriam cortar o abastecimento de ar (responsável pelo fornecimento de N2) e água (obtenção de H2), reagentes do processo (Adaptado: VANIN, J. A. Alquimistas e Químicos. Moderna: São Paulo, 1994).

Atividade 17 Analisemos as concentrações de NH3, H2 e N2 no decorrer do processo de síntese de amônia, a 350 oC em um recipiente de 1 L: tempo t0 t1 t2 t3 t4 t5

[N2] 1 0,874 0,814 0,784 0,781 0,781

[H2] 1 0,622 0,442 0,358 0,343 0,343

[NH3] 0 0,252 0,372 0,428 0,438 0,438

1. Construa um gráfico mostrando a variação das concentrações das substâncias do sistema em função do tempo. 2. Podemos dizer que a reação atingiu o estado de equilíbrio? 3. Qual a expressão do quociente da reação (Q) de síntese da amônia? 4. Determine os valores de Q para esta reação nos tempos t0 a t5. e trace o gráfico Q em função do tempo. 5. Determine o valor de K para este equilíbrio a 350 ºC.

Expressão da Constante de Equilíbrio em função das pressões parciais dos gases A constante de equilíbrio de uma reação entre gases pode ser expressa em função das pressões parciais dos gases, sendo representada por KP. Nesse caso, a expressão da constante KP para a equação genérica 10 é: (13) É possível correlacionar Kp e Kc: Kp = Kc (RT)∆n

(14)

onde ∆n = variação da quantidade de matéria, em mol, na reação.

Atividade 18 1. É possível demonstrar a expressão matemática que relaciona Kp e KC (equação 14)? Dica: utilize a equação geral dos gases ideais: PV = nRT

(15)

2. Determine Kp para a reação de síntese da amônia a 350 ºC.




Unidade 5

Fatores que alteram o estado de equilíbrio Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Atividade 19 – Como perturbações no sistema podem alterar o estado de equilíbrio O processo denominado Harber-Bosch, utilizado até hoje para a produção de amônia, mostra como o controle da temperatura e pressão, aliado ao uso de catalisadores adequados, pode otimizar o rendimento de reações reversíveis. A Figura 8 mostra a porcentagem de amônia produzida em função da temperatura e pressão.

Figura 8: Curvas de variação do percentual de amônia em função da temperatura e pressão. fonte: SILVA, E.R.; NÓBREGA, O. S.; SILVA, R. H. Química: transformações e aplicações, p. 227, Ática: São Paulo, 2001.

1. Indique quais as condições de temperatura e pressão mais adequadas para a síntese da NH3. Nessas condições, qual o rendimento da reação? 2. Do ponto de vista de viabilidade econômica, NH3 é produzida a 500 ºC e 350 atm. Qual o rendimento aproximado da reação nessas condições?

O processo Harber-Bosch e a otimização de processos Analisando a Figura 8, podemos constatar que as melhores condições experimentais para obtenção de amônia incluem baixa temperatura e alta pressão. No entanto, o abaixamento da temperatura provoca uma redução na velocidade das reações, podendo, inclusive, inviabilizar o processo. Para solucionar a questão, no processo Harber-Bosch a mistura dos gases N2 e H2 atravessa uma camada de catalisadores constituídos de óxidos de ferro.

Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery




O aumento da pressão em decorrência da redução de volume deverá favorecer o sentido da reação que se processa levando a um menor número de moléculas; isto porque ocupa menor volume o gás que apresenta menor número de moléculas.

O aumento da temperatura favorece reações endotérmicas (∆H > 0) e a redução, reações exotérmicas (∆H < 0). Princípio de Le Chatelier: Se as variáveis de um sistema em equilíbrio (temperatura, pressão, quantidade de matéria) são alteradas por algum fator externo, o sistema atingirá um novo estado de equilíbrio de modo a minimizar os efeitos da alteração.

Por outro lado, observa-se, como já dito, que o aumento da pressão favorece o aumento do rendimento de amônia obtido. Mas, por que isso acontece? Como explicar o fenômeno? Em uma reação envolvendo gases, a variação da pressão como resultado da alteração do volume do recipiente provoca modificações nas concentrações dos componentes do sistema. Se a variação de número de mol do sistema (∆n = mol de produtos – mol de reagentes) for igual a zero, a variação da pressão não deve provocar qualquer alteração sobre o estado de equilíbrio, pois as concentrações de reagentes e produtos variam na mesma proporção e o quociente se mantém constante. Analisando os coeficientes estequiométricos da reação percebemos que para cada 2 mol de moléculas de amônia formados são consumidos 1 mol de nitrogênio e 3 mol de hidrogênio, portanto a reação de formação de amônia ocorre com uma redução no número total de moléculas. Em reações nas quais as quantidades de moléculas formadas nos processos direto e inverso são diferentes, a redução do volume do recipiente leva ao aumento da pressão sobre o sistema. A redução de volume deverá favorecer o sentido da reação que se processar, levando a um menor número de moléculas, isto porque, ocupa menor volume, o gás que apresenta menor número de moléculas. N2 + 3 H2

2 NH3 + 92 kJ (16)

1mol 3 mol 4 volumes

2 mol 2 volumes

Também vimos que a redução da temperatura favorece a produção de NH3. Mas, como explicar o fato da redução da temperatura aumentar o rendimento de NH3? Na verdade, o aumento da temperatura em um sistema reversível ocasiona o aumento da velocidade de ambas as reações, direta e inversa. Contudo, esse aumento ocorre em proporções diferentes, o que pode originar um outro estado de equilíbrio. Como conseqüência, o valor da constante de equilíbrio, K, está associado a um determinado valor de temperatura. A formação de NH3 é uma reação exotérmica (libera calor) e, sua decomposição, endotérmica (absorve calor). A transferência de calor para a reação deverá favorecer o processo que ocorra com absorção de calor, ou seja, a decomposição de amônia. De forma análoga, o abaixamento da temperatura faz com que a reação direta (síntese de NH3) seja favorecida, liberando uma maior quantidade de energia para compensar a “remoção de calor” do sistema. De uma forma geral, o aumento da temperatura favorece reações endotérmicas e a redução, reações exotérmicas. A exemplo da síntese da NH3, a otimização de um processo reversível pode ser obtida através da variação das condições de pressão e temperatura. Ao avaliar dados sobre alterações de situações de equilíbrio em diversos sistemas reversíveis, Henri Le Chatelier, propôs uma regra geral que ficou conhecida como Princípio de Le Chatelier: Se as variáveis de um sistema em equilíbrio (temperatura, pressão, quantidade de matéria) são alteradas por algum fator externo, o sistema atingirá um novo estado de equilíbrio, de modo a minimizar os efeitos da alteração.

Além das variações de pressão e temperatura, um sistema em equilíbrio também responderá a variações nas quantidades de matéria das espécies envolvidas. Para entender como isso ocorre, analisemos o comportamento químico de algumas espécies, entre eles, ácidos, bases e sais, em água.




Unidade 6

Equilíbrio iônico da água e a determinação do pH das soluções Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

A ionização da água como exemplo de uma reação reversível Vamos considerar que seja possível purificar completamente a ��gua que bebemos. Nesse caso, existiriam somente moléculas de H2O, certo? Na verdade, não é bem assim. Conforme comentamos no Módulo 2, embora em pequena extensão, as moléculas de água se ionizam (ou se auto-ionizam) produzindo íons H + e OH-. A ionização da água é um exemplo de reação reversível presente em nosso cotidiano, cuja equação pode ser representada de duas formas: H2O

H+(aq) + OH–(aq)

2 H2O

H3O+ + OH–

(17) (18)

A ionização da água é um processo dinâmico e funciona como um vai-evem constante entre a ionização e a formação de moléculas de H2O. Dizemos que a água encontra-se em equilíbrio químico. Neste equilíbrio, a concentração de moléculas de água é muito superior à de íons H+ e OH-. A 25 oC, o valor desta constante é 1,8x10-16 e pode ser expresso através da equação matemática: (19) Considerando a densidade da água a 25 oC igual a 1 g/mL, temos: 1L H2O = 1000 g H2O (MH O = 18 g/mol) ≅ 55,5 mol/L 2

início equilíbrio

H2O 55,5 55,5 - x

H+ 0 x

OH0 x

A concentração de água praticamente não se altera, pois sua constante de ionização é muito baixa. Assim, a expressão pode ser reescrita como K.[H2O] = [H+].[OH-], cujo produto K.[H2O] (1,8x10-16 x 55,5) = 1 x 10-14

Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery


 é denominado produto iônico da água, sendo representado como Kw (o índice “w” vem do inglês water). Kw= [H+].[OH-] (20)

Vamos pensar Qual é a concentração de íons H+ e OH- no equilíbrio de dissociação da água?

Atividade 20 – Como determinar o pH O pH é uma medida de acidez. Para determinar o quanto um determinado meio é ácido é comum medir o seu pH em uma escala que varia de 0 a 14. Indicadores ácido-base, como o papel de tornassol azul e vermelho ou extratos de vegetais, oferecem indícios sobre a acidez ou basicidade do meio. Por definição, o pH é igual ao logaritmo da concentração de íons H+ (em mol/L) multiplicada por –1: pH = –log [H+]

(21)

De forma análoga, o pOH é determinado a partir da expressão matemática semelhante: pOH = –log [OH-]

(22)

Analise as seguintes situações e responda: 1. Qual é o valor de pH da água pura a 25 oC? O que deve ocorrer ao pH se adicionarmos um ácido à água? E se adicionarmos uma base? 2. A auto-ionização da água é um processo endotérmico. Como poderíamos justificar o fato do pH da água pura a 60 ºC ser igual a 6,5? Essa água é mais ácida?

Atividade 21 – Variações de pH Na tabela a seguir, estão representadas diferentes situações nas quais ácidos e bases foram adicionados à água pura. Preencha as suas lacunas dessa tabela. TABELA 2: concentrações de íons H+ e OH- (em mol/L) no equilíbrio da água com a adição de ácidos e bases e respectivos valores de pH. [H+] 1

[OH-]

pH

meio

10-12 10-2 10-10 4 10-5 10-8 7 -8

10 10-9 10-10

10-13



10-3 10-2 10-1 1

13

neutro


  -       

Vamos pensar Por que a escala de pH vai de 0 a 14? Considerando a constante de ionização do ácido clorídrico muito alta (~107), ao se adicionar 0,01 mol deste ácido a um volume de água suficiente para se obter 1 L de solução, quais as concentrações das espécies presentes após o sistema atingir o equilíbrio? Qual o pH da solução?

O pH e o equilíbrio químico da água Quando o pH é igual a 7, dizemos que o meio é neutro. Se o valor de pH for menor do que 7, o meio é considerado ácido e, se for maior, básico. O equilíbrio químico da água e a escala de pH estão intimamente relacionados. A adição de substâncias ácidas ou básicas à água afeta o equilíbrio de ionização da água e, conseqüentemente, o pH do meio. Se adicionarmos um ácido forte, como o HCl, à água, o estado de equilíbrio da auto-ionização da água será alterado. Segundo o Princípio de Le Chatelier, o sistema responde no sentido de atenuar o efeito externo, consumindo o excesso de H+, até que o produto [H+][OH-] seja novamente 1 x 10-14. A reação se processa no sentido de formação de H2O. Adicionando-se 0,01 mol de ácido clorídrico em água suficiente para completar 1 L de solução, temos [H+] = 0,01 mol/L. Como 1 x 10-7 é desprezível quando comparado a 0,01, podemos considerar [H+]=0,01 mol/L em solução. Como Kw= 1 x 10-14, logo: Kw= 0,01 [OH-] Substituindo os valores na equação, temos [OH-]=1x10-12 mol/L. De forma semelhante, se uma base for adicionada à água, os íons OH- em excesso irão consumir parte dos íons H+ de equilíbrio, diminuindo a sua concentração para abaixo do valor da concentração de equilíbrio da água pura.

Acidez estomacal e ação dos anti-ácidos Logo que o alimento chega ao estômago, há liberação do suco gástrico pela glândula da mucosa estomacal. A acidez desse suco (pH ~ 1-1,5) se deve ao ácido clorídrico e é indispensável para que a enzima pepsina (catalisador biológico) acelere a digestão das proteínas dos alimentos. Como as paredes do estômago contêm também proteínas, é razoável indagar por que não são digeridas. Na realidade, isso acontece, às vezes, e forma-se um orifício, uma úlcera gástrica. Na maioria das vezes, porém, a parede do estômago resiste ao ataque dos íons H+ graças à camada protetora de células produtoras do muco, as quais impedem que os íons H+ e Cl- se difundam para o plasma sanguíneo, cujo pH é 7,4. Quando se come muito, ou quando o estômago está irritado por alimentos muito condimentados, há excesso de produção de ácido e o pH diminui até um ponto em que se sente azia. Esta sensação é, muitas vezes, sintoma de acidez em excesso, e pode ser combatida pela presença de um anti-ácido, como, por exemplo, o leite de magnésia (hidróxido de magnésio).

Atividade 22 – Pesquisa Indique alguns anti-ácidos presentes no comércio e quais são as suas composições químicas. Discuta com seus colegas como eles atuam.



O pH da água pura, a 25 º C, é igual a 7. Se alterarmos a temperatura, esse valor será diferente, devido à variação na constante Kw.




Força dos Ácidos e Bases A grande maioria dos ácidos presentes em nosso dia-a-dia são orgânicos, como o ácido acético, presente no vinagre; o ácido lático, no leite; o ácido acetilssalicílico, princípio ativo da aspirina. Estes ácidos, quando adicionados à água, elevam a acidez do meio (e em menor extensão, quando comparados ao ácido presente em nosso suco gástrico). São os chamados ácidos fracos. A força dos ácidos está relacionada à sua capacidade de liberar íons H+ para o meio. De forma semelhante ao que vimos para os ácidos, a força das bases pode ser atribuída à tendência à liberação de íons OH- em solução.

Atividade 23 A tabela 3 relaciona valores de pH de alguns ácidos em diferentes concentrações. TABELA 3 – Valores de pH para soluções aquosas ácidas Solução aquosa de

pH

HCl 0,1 mol/L

1

HCl 0,01 mol/L

2

HClO4 0,1 mol/L

1

HClO4 0,05 mol/L

1,3

CH3COOH 0,1 mol/L

2,9

CH3COOH 0,01 mol/L

3,4

HCN 0,1 mol/L

5,1

HCN 0,05 mol/L

5,2

Por que razão a solução aquosa de ácido cianídrico a 0,1 mol/L, tem pH igual a 5,1 enquanto a de ácido acético a 0,1 mol/L, tem pH igual a 2,9?

Determinando o pH de uma solução de ácido acético Para compreender o que ocorre quando um ácido fraco é adicionado à água, vamos tomar como exemplo o acético, cuja constante de ionização2 é K a=1,8x10 -5. O ácido acético se ioniza em água segundo a equação: CH3COOH

H+ (aq) + CH3COO- (aq) (23) (24)

Considerando uma solução 0,01 mol/L de ácido acético, as concentrações das espécies envolvidas no equilíbrio podem ser determinadas da seguinte forma: antes da ionização no equilíbrio

2

CH3CO2H 0,01 0,01 - x

H+ 0 x

CH3COO0 x

No caso da constante de equilíbrio para o processo de ionização de ácidos é comum utilizar o subíndice “a”: Ka.




  -        Para simplificar os cálculos, vamos considerar que o valor de x é muito pequeno comparado à concentração do ácido. Daí que: [CH3CO2H]= (0,01 – x) mol/L ≅ 0,01 mol/L, [CH3COO-] = [H+]=x. Substituindo os dados na fórmula temos: 1,8 . 10-5 = [x][x] 0,01 x2 = 1,8 x 10-7 x = 4,2 x 10-4 pH = 3,4

Atividade 24 Compare os valores de pH de ambas as soluções que têm a mesma concentração de ácidos clorídrico e acético. Se adaptássemos um equipamento para medir a condutibilidade em ambas as soluções, o que iríamos observar?

Força dos ácidos e condutibilidade elétrica Comparando os valores fornecidos para as constantes de equilíbrio de ambos os ácidos, podemos notar que, no caso da ionização do ácido acético, apenas 4,2% das moléculas sofreram ionização. A solução contém, portanto, íons H+, CH3COO- e 95,8 % de moléculas de ácido não ionizadas (CH3CO2H). Em contraste, a ionização do ácido clorídrico ocorre em maior extensão e o sistema deve apresentar, predominantemente, íons H+ e Cl-. A intensidade da lâmpada deve ser proporcional à quantidade de íons livres em solução, indicando que o processo de ionização do ácido acético deve produzir uma menor quantidade de íons.

Atividade 25 A constante de ionização da amônia é baixa (K=1,8 x 10-5 a 25 oC), indicando que essa solução contém NH3, H2O e uma baixa concentração de íons NH4+ e OH-. Determine o pH de uma solução 0,05 mol/L de NH3.

O equilíbrio químico da aspirina e a sua absorção no organismo humano Quando ingerimos uma substância qualquer, alimento ou remédio, a sua absorção no organismo pode se dar através das paredes do estômago ou do intestino. O pH no intestino é 8,0 e no estômago 1,0-1,5, aproximadamente. Um dos fatores que determinam onde ocorrerá a absorção é a existência ou não de carga iônica na molécula da substância. Em geral, uma molécula é melhor absorvida quando não apresenta carga, já que nessa condição ela se dissolve na parte apolar das membranas celulares. Vejamos o que acontece quando a aspirina (um ácido fraco, cuja constante de ionização, Ka, é igual a 3,27 x 10-4), entra em contato com nosso suco gástrico. Devido ao princípio de Le Chatelier, os íons H+, presentes no suco gástrico, diminuem a intensidade da ionização da aspirina. Os íons salicilato de equilíbrio reagem com os íons H+, favorecendo a formação do ácido acetilsalicílico. Por isso, a aspirina permanece, em grande parte, na forma não ionizada. Nessa forma, as moléculas de aspirina são mais facilmente absorvidas pelas membranas estomacais.



A magnitude da constante de equilíbrio se relaciona com a extensão da transformação. Assim, se o valor de K é alto, prevalecem os produtos da reação. No entanto, se K é pequeno, a formação de reagentes é favorecida. Isso explica, entre outros processos, a força dos ácidos, bases e a solubilidade de sais.


 No intestino ocorre o inverso devido à presença de íons OH-, o que favorece a ionização do ácido acetilsalicílico. Mas, como a absorção da aspirina ocorre preferencialmente em sua forma neutra, o estômago é o local mais conveniente para a sua absorção.

(25)

Química: quando o próprio sangue pode matar Se você está vivo, agradeça ao pH do seu sangue. Isso mesmo! O pH do sangue deve ficar entre 7,35 e 7,45. Uma alteração de apenas 0,4 unidade pode ser fatal! Assim, os médicos devem ter na manga uma solução rápida que corrija possíveis variações de pH. E aí, mais uma vez, a química entra em campo. No sangue ocorre o seguinte equilíbrio químico: CO2 + H2O

HCO3- + H+

(26)

Quando alguém, numa crise de ansiedade ou de histeria, respira de modo ofegante, os pulmões perdem muito CO2. Isso pode fazer com que o pH suba a aproximadamente 7,7 em poucos minutos (caracterizando a alcalose). Nesses casos, os médicos podem até dar um calmante para que a respiração volte ao normal. Mas quando nem isso funciona, é necessária uma intervenção mais radical: injetar uma solução ácida no sangue do paciente. Porém, que ácido seria esse? Sulfúrico? De jeito nenhum, pois poderia matar. O que se usa é uma solução de cloreto de amônio (NH4Cl). Mas, como um sal pode gerar acidez? Quando a respiração é deficiente – em caso de pneumonia ou de asma, por exemplo –, o sangue fica mais ácido (acidose). Neste caso, a solução ministrada ao paciente é a de carbonato de sódio (Na2CO3) (adaptado de Luís F. Pereira <http://www1.folha.uol.com.br/folha/educacao/ult305u10444. shtml>).

Hidrólise de sais Quando o pH sanguíneo está abaixo de 7,35 existe acidose; se, no entanto, for superior a 7,45, existe alcalose. Quando a acidose é severa, o pH avança valores abaixo de 6,85. Em geral, as funções celulares se alteram de tal forma que sobrevém a morte celular, causando um distúrbio irreversível. Do mesmo modo, nas alcaloses severas e persistentes, os valores de pH superiores a 7,95 são incompatíveis com a normalidade da função celular. O distúrbio é irreversível e, em geral, ocorre a morte celular. Mas, como poderíamos explicar a utilização dos sais NH 4Cl e Na 2CO 3 para a correção de pH? Quando um sal se dissolve em água provocando a alteração da concentração de íons H+ ou OH-, dizemos que ocorreu uma reação de hidrólise. O NH4Cl sofre dissociação iônica gerando íons NH4+ e Cl-: H 2O NH4Cl (s) NH4+(aq) + Cl-(aq) (27)




  -        Como o NH4OH é uma base fraca, os íons NH4+ apresentam tendência a se associar aos íons OH- decorrentes do processo de ionização da água, formando NH4OH, uma base fraca. Os íons Cl- não se associam aos íons H+, pois o HCl é um ácido forte. O processo de hidrólise do íon amônio pode ocorrer como resultante da ionização da água (equação 17) e associação entre os íons NH4+ e OH- (equação 28): H+ + OH-

H2O

(17)

NH4+ + OH-

NH4OH

NH4+ + H2O

NH4OH + H+ (29)

(28)

A constante deste equilíbrio, denominada constante de hidrólise (Kh), pode ser facilmente determinada: (30) De forma análoga, ao adicionarmos Na2CO3 à água, ocorre hidrólise dos íons CO32-, gerando uma solução básica, pois o H2CO3 é um ácido fraco.

Atividade 26 Você seria capaz de representar o processo de hidrólise do íon carbonato? Qual a expressão matemática para a constante de hidrólise deste sal?



Se um sal é derivado de um ácido fraco e uma base forte, tornará a solução básica. Se, por outro lado, for o produto da reação entre um ácido forte e uma base fraca, ao ser adicionado à água provocará a redução do pH do meio.


Unidade 7

Equilíbrios heterogêneos: a solubilidade de sais Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery

Sulfato de bário – um acidente fatal Em um procedimento bastante comum, utiliza-se uma suspensão aquosa de sulfato de bário (BaSO4), como contraste para exames de raios X do sistema digestivo. Essa suspensão é ingerida e, após algumas horas, são feitas chapas de raios X da região do aparelho digestivo a ser analisado. No primeiro semestre de 2003, pacientes que utilizaram um determinado lote desse contraste apresentaram graves sintomas de intoxicação e cerca de vinte pessoas morreram, provavelmente em conseqüência de envenenamento por íons bário (Ba2+). As investigações indicaram que o lote do medicamento encontrava-se contaminado por carbonato de bário (BaCO3). Qual a principal diferença entre o carbonato de bário e o sulfato de bário? Por que a toxicidade do primeiro é tão superior à do segundo? O que isso tem a ver com equilíbrio químico? O sulfato de bário é um sal muito pouco solúvel em água. Quando BaSO4 é adicionado à água, estabelece-se um equilíbrio dinâmico entre os íons dissolvidos em solução e o sal sólido: BaSO4(s)

Ba2+ + SO42-

(31) (32)

como [BaSO4] = constante K[BaSO4] = [Ba2+][SO42-]

(33)

KPS = [Ba2+][SO42+]

(34)

Onde KPS – constante do produto de solubilidade. Apesar da alta toxicidade de íons Ba2+, devido ao baixo KPS, 1,4 x 10-10 a 25 C, o composto pode ser ingerido em forma de suspensão. O BaCO3 também apresenta KPS baixo, 2,0 x 10-9, a 25 oC, em água. No entanto, em pH baixo (estômago), torna-se prontamente solúvel (BaCl2 é um sal solúvel), liberando íons Ba2+ em quantidades superiores àquelas toleradas pelo organismo. o

Vamos analisar como ocorre este equilíbrio.


  -        BaCO3

Ba2+ + CO32-

(35)

CO32- + 2 H+

H2CO3

(36)

H2CO3

CO2 + H2O

(37)

BaCO3 + 2H+

Ba2+ + H2O + CO2

(38)

Com a hidrólise dos íons carbonato, o equilíbrio tende a se reestabelecer solubilizando parte do sal dissolvido, aumentando a [Ba2+]. Como a [H+] no estômago é muito alta, o carbonato se dissolve totalmente e o contraste tornase letal.

A pesquisa chega ao final? Após 15 dias de pesquisas sobre equilíbrio, nossa personagem percebeu que aquela primeira anotação relativa à reação de esterificação havia se transformado em um material muito mais profundo, repleto de conceitos, aplicáveis a muitas outras situações do dia-a-dia. O simples interesse por perfumes e essências havia ampliado sua visão de mundo; conseguira, através da busca de um melhor rendimento de reações, entender o funcionamento de sistemas reversíveis, de equilíbrio dinâmico, identificar fatores que alteram o estado de equilíbrio e, mais ainda, compreender o significado da expressão pH. Com isso, concluiu: “neste curso, cada vez mais, consigo entender a inspiração de Oliver Sacks para escrever Tio Tungstênio, tão citado no Módulo 2. A Química realmente é fascinante!” Por isso, não podemos dizer que sua pesquisa chegou ao fim mas, que um trabalho específico foi concluído. Assim, muitos outros fenômenos precisam ainda ser investigados.




Unidade 8

Testes de vestibular Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan

Elaboradores Ana Luiza Petillo Nery Paulo César Pinheiro

Testes de vestibular 1. A reação de esterificação do ácido etanóico com etanol apresenta constante de equilíbrio igual a 4, à temperatura ambiente. Abaixo, estão indicadas cinco situações, dentre as quais apenas uma é compatível com a reação, considerando-se que a composição final é a de equilíbrio. Qual alternativa representa, nessa temperatura, a reação de esterificação citada?

a) b) c) d) e)

composição inicial em mols composição final em mols X Y Z W X Y Z W 2 2 4 4 6 6 0 0 6 5 0 0 4 3 2 2 4 5 0 0 2 3 2 2 1 1 3 2 3 3 1 0 0 0 6 6 3 3 3 3

2. A transformação de um composto A em um composto B, até se atingir o equilíbrio (A⇔B), foi estudada em três experimentos. De um experimento para o outro, variou-se a concentração inicial do reagente A ou a temperatura ou ambas. Registraram-se as concentrações de reagente e produto em função do tempo.

Com esses dados, afirma-se: I. Os experimentos 1 e 2 foram realizados à mesma temperatura, pois as constantes de equilíbrio correspondentes são iguais.


  -        II. O experimento 3 foi realizado numa temperatura mais elevada que o experimento 1, pois no experimento 3 o equilíbrio foi atingido em um tempo menor. III. A reação é endotérmica no sentido da formação do produto B. Dessas afirmações, a) todas são corretas. b) apenas I e III são corretas. c) apenas II e III são corretas. d) apenas I é correta. e) apenas II é correta. 3. Dentre as estruturas abaixo, duas representam moléculas de substâncias, pertencentes à mesma função orgânica, responsáveis pelo aroma de certas frutas.

Essas estruturas são: a) A e B b) B e C c) B e D d) A e C e) A e D 4. Um indicador universal apresenta as seguintes cores em função do pH da solução aquosa em que está dissolvido: A 25,0 ml de uma solução de ácido fórmico (HCOOH), de concentração 0,100 mol/L, contendo indicador universal, foi acrescentada, aos poucos, solução de hidróxido de sódio (NaOH), de concentração 0,100 mol/L. O gráfico mostra o pH da solução resultante no decorrer dessa adição. Em certo momento, durante a adição, as concentrações de HCOOH e de HCOO- se igualaram. Nesse instante, a cor da solução era a) vermelha b) laranja c) amarela d) verde e) azul 5. Em uma experiência, aqueceu-se, a uma determinada temperatura, uma mistura de 0,40 mol de dióxido de enxofre e 0,20 mol de oxigênio, contidos em um recipiente de 1L e na presença de um catalisador. A equação química, representando a reação reversível que ocorre entre esses dois reagentes gasosos, é: 2 SO2(g) + O2(g) ⇔ 2 SO3(g) As concentrações dos reagentes e do produto foram determinadas em vários tempos, após o início da reação, obtendo-se o gráfico ao lado. Em uma nova experiência, 0,40 mol de trióxido de enxofre, contido em um recipiente de 1L, foi aquecido à mesma temperatura da experiência anterior e




 na presença do mesmo catalisador. Acompanhando-se a reação ao longo do tempo, deve-se ter, ao atingir o equilíbrio, uma concentração de SO3 de aproximadamente a) 0,05 mol/L b) 0,18 mol/L c) 0,20 mol/L d) 0,35 mol/L e) 0,40 mol/L 6. Considere os equilíbrios abaixo e o efeito térmico da reação da esquerda para a direita, bem como a espécie predominante nos equilíbrios A e B, à temperatura de 175 ºC. equilíbrio a) N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) b) N2O4 (g) 2NO2 (g) c) MgCO2 (s) MgO (s) + CO2 (g)

efeito térmico exotérmica endotérmica endotérmica

espécie predominante NH3 (g) NO2 (g)

O equilíbrio A foi estabelecido misturando-se, inicialmente, quantidades estequiométricas de N2 (g) e H2 (g). Os equilíbrios B e C foram estabelecidos a partir de, respectivamente, N2O4 e MgCO3 puros. A tabela abaixo traz os valores numéricos das constantes desses três equilíbrios, em função da temperatura, não necessariamente na mesma ordem em que os equilíbrios foram apresentados. As constantes referem-se a pressões parciais em atm. t / oC 100 175 250

K1 1,5 x 101 3,3 x 102 3,0 x 103

K2 1,1 x 10-5 2,6 x 10-3 1,2 x 10-1

K3 3,9 x 102 2,4 6,7 x 10-2

Logo, as constantes K1, K2 e K3 devem corresponder, respectivamente, a a) b) c) d) e)

K1 B A C B C

K2 C C B A A

K3 A B A C B

7. Galinhas não transpiram e, no verão, a freqüência de sua respiração aumenta para resfriar seu corpo. A maior eliminação de gás carbônico, através da respiração, faz com que as cascas de seus ovos, constituídas principalmente de carbonato de cálcio, se tornem mais finas. Para entender tal fenômeno, considere os seguintes equilíbrios químicos: Ca2+ (aq) + CO32+ (aq)

CaCO3 (s)

CO32- (aq) + H2O (l)

HCO3- (aq) + OH- (aq)

HCO3- (aq) + H2O (l)

H2CO3 (aq) + OH- (aq)

H2CO3 (aq)

CO2 (g) + H2O (l)

Para que as cascas dos ovos das galinhas não diminuam de espessura no verão, as galinhas devem ser alimentadas




  -        a) b) c) d) e)

com água que contenha sal de cozinha. com ração de baixo teor de cálcio. com água enriquecida de gás carbônico. com água que contenha vinagre. em atmosfera que contenha apenas gás carbônico.

8. O composto HClO, em água, dissocia-se de acordo com o equilíbrio: HClO (aq) + H2O (l)

ClO- (aq) + H3O+ (aq)

As porcentagens relativas, em mols, das espécies ClO- e HClO dependem do pH da solução aquosa. O gráfico que representa corretamente a alteração dessas porcentagens com a variação do pH da solução é

9. O vírus da febre aftosa não sobrevive em pH < 6 ou pH > 9, condições essas que provocam a reação de hidrólise das ligações peptídicas de sua camada protéica. Para evitar a proliferação dessa febre, pessoas que deixam zonas infectadas mergulham, por instantes, as solas de seus sapatos em uma solução aquosa de desinfetante, que pode ser o carbonato de sódio. Neste caso, considere que a velocidade da reação de hidrólise aumenta com o aumento da concentração de íons hidroxila (OH-). Em uma zona afetada, foi utilizada uma solução aquosa de carbonato de sódio, mantida à temperatura ambiente, mas que se mostrou pouco eficiente. Para tornar este procedimento mais eficaz, bastaria a) utilizar a mesma solução, porém a uma temperatura mais baixa. b) preparar uma nova solução utilizando água dura (rica em íons Ca2+). c) preparar uma nova solução mais concentrada. d) adicionar água destilada à mesma solução. e) utilizar a mesma solução, porém com menor tempo de contacto. 10. A auto-ionização da água é uma reação endotérmica. Um estudante mediu o pH da água recém destilada, isenta de CO2 e a 50 ºC, encontrando o valor 6,6. Desconfiado de que o aparelho de medida estivesse com defeito, pois esperava o valor 7,0, consultou um colega que fez as seguintes afirmações: I. O seu valor (6,6) pode estar correto, pois 7,0 é o pH da água pura, porém a 25 ºC. II. A aplicação do Princípio de Le Chatelier ao equilíbrio da ionização da água justifica que, com o aumento da temperatura, aumente a concentração de H+. III. Na água, o pH é tanto menor quanto maior a concentração de H+.




 Está correto o que se afirma a) somente em I. b) somente em II. c) somente em III. d) somente em I e II. e) em I, II e III. 11. No equilíbrio A ↔ B , a transformação de A em B é endotérmica. Esse equilíbrio foi estudado, realizando-se três experimentos. Experimento X Y Z

Condições a 20 oC, sem catalisador a 100 oC, sem catalisador a 20 oC, com catalisador

O gráfico ao lado mostra corretamente as concentrações de A e de B, em função do tempo, para o experimento X. Examine os gráficos abaixo.

Aqueles que mostram corretamente as concentrações de A e de B, em função do tempo, nos experimentos Y e Z são, respectivamente, a) I e II. b) I e III. c) II e I. d) II e III. e) III e I. 12. Deseja-se distinguir, de maneira simples, as substâncias de cada um dos pares abaixo, utilizando-se os testes sugeridos do lado direito da tabela: Par de substâncias I) nitrato de sódio e bicarbonato de sódio II) cloreto de sódio e glicose III) naftaleno e sacarose

Teste X) dissolução em água Y) pH de suas soluções aquosas Z) condutibilidade elétrica de suas soluções aquosas

As substâncias dos pares I, II e III podem ser distinguidas, utilizando-se, respectivamente, os testes: a) X, Y e Z b) X, Z e Y c) Z, X e Y d) Y, X e Z e) Y, Z e X 13. No gráfico, estão os valores das pressões parciais de NO2 e de N2O4, para diferentes misturas desses dois gases, quando, a determinada temperatuN2O4 (g). ra, é atingido o equilíbrio: 2 NO2 (g)




  -       

Com os dados desse gráfico, pode-se calcular o valor da constante (Kp) do equilíbrio atingido, naquela temperatura. Seu valor numérico é próximo de a) 1 b) 2 c) 4 d) 8 e) 12 14. A tabela seguinte fornece dados sobre duas soluções aquosas de certo ácido monoprótico, HA, a 25 ºC. Solução 1 2

Concentração de HA (mol/L) 1,0 1,0 x 10-2

pH 3,0 4,0

Esses dados indicam que: I. a concentração de íons H+(aq), na solução 2, é dez vezes maior do que na solução 1. II. a solução 1 conduzirá melhor a corrente elétrica do que a solução 2. III. O pH da solução do ácido HA, a 25 ºC, tenderá ao valor 7,0 quando a concentração de HA tender a zero, ou seja, quando a diluição tender ao infinito. Dessas afirmações, apenas a: a) I é correta. b) II é correta. c) III é correta. d) I e a II são corretas. e) II e a III são corretas.

Questões 1. A água se decompõe a 25 oC segundo a equação a seguir: 2 H2O (g)

2 H2 (g) + 2 O2 (g)

a. Escreva a expressão para a constante de equilíbrio da decomposição da água. b. Sabendo-se que K=1,0 x 10 -81, o que você pode dizer com relação à extensão dessa transformação?




 2. O gás NO2 é castanho e o gás N2O4, incolor. Em um tubo fechado, com gás NO2, estabelece-se o equilíbrio e a cor da mistura é castanha: 2 NO2 (g)

N2O4 (g)

O tubo é colocado em um béquer com uma mistura de água e gelo, e a cor do sistema se torna cada vez menos intensa, até ficar quase incolor. Quando o tubo é transferido para um béquer com água fervente, a cor castanha fica mais intensa. A reação representada pela equação acima é exotérmica ou endotérmica? Justifique. 3.

O produto iônico da água, Kw, varia com a temperatura conforme indicado no gráfico 1. a) Na temperatura do corpo humano, 36 ºC, 1 – qual é o valor de Kw? 2 – qual é o valor do pH da água pura e neutra? Para seu cálculo, utilize o gráfico 2. b) A reação de auto-ionização da água é exotérmica ou endotérmica? Justifique sua resposta, analisando dados do gráfico 1. Assinale, por meio de linhas de chamada, todas as leituras feitas nos dois gráficos. 4. A reação de acetato de fenila com água, na presença de catalisador, produz ácido acético e fenol. Os seguintes dados de concentração de acetato de fenila, [A], em função do tempo de reação, t, foram obtidos na temperatura de 5 ºC: t/min

0

0,25

0,50

0,75

1,00

1,25

1,50

[A]/mol L-1

0,80

0,59

0,43

0,31

0,23

0,17

0,12

a) Com esses dados, construa um gráfico da concentração de acetato de fenila (eixo y) em função do tempo de reação (eixo x), utilizando o quadriculado da página ao lado. b) Calcule a velocidade média de reação no intervalo de 0,25 a 0,50 min e no intervalo de 1,00 a 1,25 min. c) Utilizando dados do item b, verifique se a equação de velocidade dessa reação pode ser dada por:




  -        v = k [A] onde v = velocidade da reação k = constante, grandeza que independe de v e de [A] [A] = concentração de acetato de fenila d) Escreva a equação química que representa a hidrólise do acetato de fenila.

5. O cobalto pode ser obtido a partir de seu óxido, por redução com hidrogênio ou com monóxido de carbono. São dadas as equações representativas dos equilíbrios e suas respectivas constantes a 550 ºC. I. CoO (s) + H2 (g) II. CoO (s) + CO (g)

Co (s) + H2O (g) K1 = 67 Co (s) + CO2 (g) K2 = 490

a) Mostre como se pode obter a constante (K3) do equilíbrio representado por CO (g) + H2O (g)

CO2 (g) + H2 (g)

a 550 ºC, a partir das constantes dos equilíbrios I e II. b) Um dos processos industriais de obtenção de hidrogênio está representado no item a. A 550 ºC, a reação, no sentido da formação de hidrogênio, é exotérmica. Para este processo, discuta a influência de cada um dos seguintes fatores: – aumento de temperatura. – uso de catalisador. – variação da pressão. 6. O transporte adequado de oxigênio para os tecidos de nosso corpo é essencial para seu bom funcionamento. Esse transporte é feito através de uma substância chamada oxi-hemoglobina, formada pela combinação de hemoglobina (Hb) e oxigênio dissolvidos no nosso sangue. Abaixo estão representados, de maneira simplificada, os equilíbrios envolvidos nesse processo: O2 (g) + H2O (l) Hb (aq) + 4 O2 (aq)

O2 (aq) Hb(O2)4 (aq)

100 mL de sangue contêm por volta de 15 g de hemoglobina e 80 g de água. Essa massa de hemoglobina (15 g) reage com cerca de 22,5 mL de oxigênio, medidos nas condições ambiente de pressão e temperatura. Considerando o exposto acima,




 a) calcule a quantidade, em mols, de oxigênio que reage com a massa de hemoglobina contida em 100 mL de sangue. b) calcule a massa molar aproximada da hemoglobina. c) justifique, com base no princípio de Le Chatelier, aplicado aos equilíbrios citados, o fato de o oxigênio ser muito mais solúvel no sangue do que na água. Dado: volume molar de O2, nas condições ambiente de pressão e temperatura: 25 L/mol 7. O ferro-gusa, produzido pela redução do óxido de ferro em alto-forno, é bastante quebradiço, tendo baixa resistência a impactos. Sua composição média é a seguinte: Elemento

Fe

C

Si

Mn

P

S

outros

% em massa

94,00

4,40

0,56

0,39

0,12

0,18

0,35

Para transformar o ferro-gusa em aço, é preciso mudar sua composição, eliminando alguns elementos e adicionando outros. Na primeira etapa desse processo, magnésio pulverizado é adicionado à massa fundida de ferro-gusa, ocorrendo a redução do enxofre. O produto formado é removido. Em uma segunda etapa, a massa fundida recebe, durante cerca de 20 minutos, um intenso jato de oxigênio, que provoca a formação de CO, SiO2, MnO e P4O10, os quais também são removidos. O gráfico ao lado mostra a variação da composição do ferro, nessa segunda etapa, em função do tempo de contato com o oxigênio. Para o processo de produção do aço: a) Qual equação química representa a transformação que ocorre na primeira etapa? Escreva-a. b) Qual dos três elementos, Si, Mn ou P, reage mais rapidamente na segunda etapa do processo? Justifique. c) Qual a velocidade média de consumo de carbono, no intervalo de 8 a 12 minutos?

8. O vinho contém ácidos carboxílicos, como o tartárico e o málico, ambos ácidos fracos. Na produção de vinho, é usual determinar a concentração de tais ácidos. Para isto, uma amostra de vinho é titulada com solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração conhecida. Se o vinho estiver muito ácido, seu pH poderá ser corrigido pela adição de uma bactéria que transfor-




  -        ma o ácido málico em ácido láctico. Além disso, também é usual controlar a quantidade de dióxido de enxofre, caso tenha sido adicionado como germicida. Para tanto, uma amostra de vinho é titulada com solução aquosa de iodo de concentração conhecida. a) Qual dos indicadores da tabela abaixo deverá ser utilizado na titulação ácido-base? Justifique. b) Por que a transformação do ácido málico em ácido láctico contribui para o aumento do pH do vinho? Explique. c) Qual a equação balanceada que representa a reação entre dióxido de enxofre e iodo aquosos, em meio ácido, e na qual se formam íons sulfato e iodeto? Escreva essa equação. Dados: Indicador Azul de bromofenol Púrpura de bromocresol Fenolftaleína

pH 3,0 5,2 8,2

de viragem - 4,6 - 6,8 - 10,0

Constantes de ionização: ácido málico: K1 = 4 x 10-4; K2 = 8 x 10-6 ácido lático: K = 1 x 10-4 9. A oxidação de íons de ferro (II), por peróxido de hidrogênio, H2O2 + 2 Fe2+ + 2 H+ ⇒2 H2O + 2 Fe3+ foi estudada, a 25 ºC, com as seguintes concentrações iniciais: peróxido de hidrogênio .......... 1,00 x 10-5 mol/L íons de ferro (II) ..................... 1,00 x 10-5 mol/L ácido clorídrico........................ 1,00 mol/L A tabela seguinte traz as concentrações de íons de ferro (III), em função do tempo de reação.

a) Use a área milimetrada abaixo, para traçar um gráfico da concentração de íons de ferro (III), em função do tempo de reação. b) Complete a tabela com os valores da concentração de peróxido de hidrogênio, em função do tempo de reação. c) Use a mesma área milimetrada (na página seguinte) e a mesma origem para traçar a curva da concentração de peróxido de hidrogênio, em função do tempo de reação.






Sobre os autores Paulo César Pinheiro Licenciado e Bacharel em Química pela UFJF, Mestre em Química Analítica pelo IQ-USP, Professor do Departamento de Ciências Naturais da UFSJ, atualmente cursando o Doutorado na área de Ensino de Ciências e Matemática na FE-USP.

Ana Luiza Petillo Nery Licenciada e Bacharel com Atribuições Tecnológicas pelo Instituto de Química da USP, é doutora em Ciências (área de concentração: Química Orgânica) pela mesma Instituição. Realizou o pós-doutoramento no Departamento de Bioquímica do IQ-USP, tendo concluído um breve estágio no Laboratório de Química Orgânica da Universidade de Würzburg (Alemanha). Atualmente é professora do Ensino Médio da Escola Vera Cruz em São Paulo.




Química

Organizadores

Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores

Isaura Maria Gonçalves Vidotti Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes Yvone Mussa Esperidião Silvia Maria Leite Agostinho

Nome do Aluno

5

módulo


GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO Governador: Geraldo Alckmin Secretaria de Estado da Educação de São Paulo Secretário: Gabriel Benedito Issac Chalita Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas – CENP Coordenadora: Sonia Maria Silva UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO Reitor: Adolpho José Melfi Pró-Reitora de Graduação Sonia Teresinha de Sousa Penin Pró-Reitor de Cultura e Extensão Universitária Adilson Avansi Abreu FUNDAÇÃO DE APOIO À FACULDADE DE EDUCAÇÃO – FAFE Presidente do Conselho Curador: Selma Garrido Pimenta Diretoria Administrativa: Anna Maria Pessoa de Carvalho Diretoria Financeira: Sílvia Luzia Frateschi Trivelato PROGRAMA PRÓ-UNIVERSITÁRIO Coordenadora Geral: Eleny Mitrulis Vice-coordenadora Geral: Sonia Maria Vanzella Castellar Coordenadora Pedagógica: Helena Coharik Chamlian Coordenadores de Área Biologia: Paulo Takeo Sano – Lyria Mori Física: Maurício Pietrocola – Nobuko Ueta Geografia: Sonia Maria Vanzella Castellar – Elvio Rodrigues Martins História: Kátia Maria Abud – Raquel Glezer Língua Inglesa: Anna Maria Carmagnani – Walkyria Monte Mór Língua Portuguesa: Maria Lúcia Victório de Oliveira Andrade – Neide Luzia de Rezende – Valdir Heitor Barzotto Matemática: Antônio Carlos Brolezzi – Elvia Mureb Sallum – Martha S. Monteiro Química: Maria Eunice Ribeiro Marcondes – Marcelo Giordan Produção Editorial Dreampix Comunicação Revisão, diagramação, capa e projeto gráfico: André Jun Nishizawa, Eduardo Higa Sokei, Mariana Pimenta Coan, Mario Guimarães Mucida e Wagner Shimabukuro


Cartas ao Aluno


Carta da

Pró-Reitoria de Graduação

Caro aluno, Com muita alegria, a Universidade de São Paulo, por meio de seus estudantes e de seus professores, participa dessa parceria com a Secretaria de Estado da Educação, oferecendo a você o que temos de melhor: conhecimento. Conhecimento é a chave para o desenvolvimento das pessoas e das nações e freqüentar o ensino superior é a maneira mais efetiva de ampliar conhecimentos de forma sistemática e de se preparar para uma profissão. Ingressar numa universidade de reconhecida qualidade e gratuita é o desejo de tantos jovens como você. Por isso, a USP, assim como outras universidades públicas, possui um vestibular tão concorrido. Para enfrentar tal concorrência, muitos alunos do ensino médio, inclusive os que estudam em escolas particulares de reconhecida qualidade, fazem cursinhos preparatórios, em geral de alto custo e inacessíveis à maioria dos alunos da escola pública. O presente programa oferece a você a possibilidade de se preparar para enfrentar com melhores condições um vestibular, retomando aspectos fundamentais da programação do ensino médio. Espera-se, também, que essa revisão, orientada por objetivos educacionais, o auxilie a perceber com clareza o desenvolvimento pessoal que adquiriu ao longo da educação básica. Tomar posse da própria formação certamente lhe dará a segurança necessária para enfrentar qualquer situação de vida e de trabalho. Enfrente com garra esse programa. Os próximos meses, até os exames em novembro, exigirão de sua parte muita disciplina e estudo diário. Os monitores e os professores da USP, em parceria com os professores de sua escola, estão se dedicando muito para ajudá-lo nessa travessia. Em nome da comunidade USP, desejo-lhe, meu caro aluno, disposição e vigor para o presente desafio. Sonia Teresinha de Sousa Penin. Pró-Reitora de Graduação.


Carta da

Secretaria de Estado da Educação

Caro aluno, Com a efetiva expansão e a crescente melhoria do ensino médio estadual, os desafios vivenciados por todos os jovens matriculados nas escolas da rede estadual de ensino, no momento de ingressar nas universidades públicas, vêm se inserindo, ao longo dos anos, num contexto aparentemente contraditório. Se de um lado nota-se um gradual aumento no percentual dos jovens aprovados nos exames vestibulares da Fuvest — o que, indubitavelmente, comprova a qualidade dos estudos públicos oferecidos —, de outro mostra quão desiguais têm sido as condições apresentadas pelos alunos ao concluírem a última etapa da educação básica. Diante dessa realidade, e com o objetivo de assegurar a esses alunos o patamar de formação básica necessário ao restabelecimento da igualdade de direitos demandados pela continuidade de estudos em nível superior, a Secretaria de Estado da Educação assumiu, em 2004, o compromisso de abrir, no programa denominado Pró-Universitário, 5.000 vagas para alunos matriculados na terceira série do curso regular do ensino médio. É uma proposta de trabalho que busca ampliar e diversificar as oportunidades de aprendizagem de novos conhecimentos e conteúdos de modo a instrumentalizar o aluno para uma efetiva inserção no mundo acadêmico. Tal proposta pedagógica buscará contemplar as diferentes disciplinas do currículo do ensino médio mediante material didático especialmente construído para esse fim. O Programa não só quer encorajar você, aluno da escola pública, a participar do exame seletivo de ingresso no ensino público superior, como espera se constituir em um efetivo canal interativo entre a escola de ensino médio e a universidade. Num processo de contribuições mútuas, rico e diversificado em subsídios, essa parceria poderá, no caso da estadual paulista, contribuir para o aperfeiçoamento de seu currículo, organização e formação de docentes. Prof. Sonia Maria Silva Coordenadora da Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas


Apresentação da área A Química tem sido vista como vilã por muitos dos segmentos sociais que a desconhecem. Enquanto ciência, ela contribui para compreendermos as propriedades dos materiais, suas transformações e suas estruturas em um nível de organização inacessível aos nossos sentidos. Já os químicos, desempenham um papel importante na construção do conhecimento sobre processos e produtos que servem ao bem estar das pessoas. Alimentos, roupas, medicamentos, habitações são alguns exemplos de segmentos da indústria e da agropecuária, nos quais o conhecimento químico é fundamental. É fato também que os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente têm sido cada vez mais graves. O aumento do efeito estufa e a redução da camada de ozônio são exemplos de atividades que dependem da transformação dos materiais. Ainda assim, a Química não é a responsável por esses fenômenos indesejáveis. O conhecimento produzido pelos químicos é um dos instrumentos determinantes para aprofundar ou diminuir os impactos causados pelas atividades humanas no meio ambiente. Saber aplicar esses conhecimentos a partir de critérios e valores definidos pela sociedade é um dos principais instrumentos para tomar decisões sobre o controle dessas atividades e também para equacionar a complexa relação bem-estar social e meio ambiente. Os conhecimentos abordados nesse Programa fornecem uma visão geral da fenomenologia das transformações químicas, suas interpretações em termos de modelos microscópicos e suas representações simbólicas. Conhecer as transformações significa também saber utilizá-las para nosso próprio bemestar. Assim, é importante conhecer aspectos quantitativos das transformações para evitar desperdícios, utilizar racionalmente a energia envolvida no processo, controlar a rapidez da transformação e seu rendimento. Estudar as propriedades das substâncias e interpretá-las em termos dos modelos de ligação química também contribui para evitar riscos à saúde e à contaminação ambiental e para compreender os processos de produção de novos materiais e medicamentos. Defendemos o estudo da Química que não seja memorístico. Como alternativa, convidamos você a compreender processos químicos e estabelecer relações entre o conhecimento científico, suas aplicações e implicações sociais, econômicas, ambientais e políticas.


Apresentação do módulo Sabemos que as transformações químicas envolvem energia. Assim como podemos prever as quantidades de reagentes e produtos que participam de uma reação, podemos prever também a quantidade de energia liberada ou absorvida numa transformação química. Além de energia térmica – que você já conhece das reações de combustão – as transformações podem fornecer energia elétrica, como nas pilhas elétricas. Podem também ser provocadas pela energia elétrica, como é o caso da obtenção de alguns metais pelo processo da eletrólise. Pode-se, ainda, obter energia a partir de processos que ocorrem no núcleo de alguns átomos. Neste módulo, você vai aprofundar seus conhecimentos sobre essas fontes de energia, além de aprender a fazer previsões e propor explicações sobre a origem e as diferentes manifestações da energia em processos químicos. Com esse conhecimento, você será capaz de entender muitos dos fatos presentes em nosso dia-a-dia, como o funcionamento de usinas termoelétricas e nucleares, das pilhas elétricas, comparar o poder calorífico de combustíveis, e terá conhecimento para se posicionar frente a questões energéticas. São propostos questões e exercícios ao longo do texto para que você vá interagindo com o conhecimento já adquirido e ampliando-o com novos conhecimentos. São apresentados também exercícios complementares para que você possa aplicar seu conhecimento em situações novas. Este módulo é composto por 5 unidades: Unidade 1 – Transformações Químicas e Energia Unidade 2 – Transformações Químicas e Energia Térmica Unidade 3 – Transformações Químicas e Energia Elétrica Unidade 4 – A Energia Nuclear Unidade 5 – Exercícios Complementares


Unidade 1

Transformações químicas e energia1 Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Para os homens das cavernas, que dispunham, inicialmente, apenas de sua força muscular, o controle e o uso do fogo, produzido a princípio pela combustão da madeira, significou uma ruptura definitiva com a vida animal. As transformações químicas, como a cocção de alimentos, a produção de utensílios cerâmicos, metais (como o ferro) e ligas metálicas (como o bronze), só se tornaram possíveis com a energia calorífica do fogo. A utilização do fogo e da tração animal na agricultura desencadeou um processo de sedentarização, que culminou com a instalação de grandes impérios, aprofundando a divisão do trabalho e da sociedade em classes. A energia da mão-de-obra escrava passou a ser responsável pela manutenção da economia, mesmo entre povos como os gregos, que dispunham de tecnologia capaz de explorar outras fontes – eólica e hidráulica, por exemplo. Durante a Idade Média, generalizou-se o uso de rodas d’água, de moinhos de vento e da tração animal na agricultura. O alto-forno a carvão vegetal, já no século XIV, permitiu a fabricação de instrumentos agrícolas, que proporcionavam maior produtividade, aumentando o consumo energético. Para alimentar o alto-forno, as florestas foram sendo dizimadas, e o carvão mineral, um recurso esgotável, substituiu o vegetal. Com o advento da máquina a vapor, no século XVII, a chamada Revolução Industrial ganhou impulso. A máquina passa a ser o principal instrumento de trabalho nas fábricas, embora ainda coexistindo com formas de produção artesanal. As diferenças sociais e o consumo energético aumentam. A grande transformação ocorre na indústria têxtil, com o tear a vapor, e nos transportes, com a locomotiva. O petróleo, embora conhecido desde a Antiguidade, foi obtido pela primeira vez através de perfuração de poços em 1859. Utilizado na solução do problema de iluminação urbana, é hoje um dos responsáveis pela movimentação de motores de explosão, devido às características de seus derivados. Os fenômenos elétricos já eram conhecidos desde o século VI a.C., mas a produção de corrente elétrica de forma controlada só foi obtida a partir dos trabalhos de Luigi Galvani (1737-1798), físico e médico, e Alessandro Volta (1745-

1 Texto adaptado de GEPEQ. Interações e Transformações I Química para o Ensino Médio. São Paulo: EDUSP, 2003.

Marcelo Giordan

Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Yvone Mussa Esperidião


 1827), físico, ambos italianos. Volta descobriu que a corrente elétrica poderia se manifestar na interação de metais e soluções, construindo, em 1800, uma pilha. Michael Faraday (1791-1867), mais tarde, verifica relações de proporcionalidade entre quantidade de matéria e corrente elétrica. Dos estudos de Faraday e de outros cientistas, pôde-se concluir que as transformações poderiam gerar corrente elétrica e esta poderia gerar transformações. Atualmente, o grande uso das transformações químicas que geram energia elétrica é na fabricação de diversos tipos de pilhas e baterias. Muitos produtos, como os metais, são obtidos a partir de transformações que consomem energia elétrica. A energia nuclear passa a ser difundida após o final da Segunda Grande Guerra, pretensamente como substituta às fontes não renováveis. É possível obter energia elétrica a partir de transformações nucleares. No entanto, problemas decorrentes dessa fonte de “energia do futuro”, como proliferação de armas, problemas ambientais, a questão do lixo atômico e os riscos de acidentes, ainda não foram equacionados. Algumas fontes de energia no Brasil podem ser observadas na tabela 1. Tabela 1

Fontes de Energia Não renovável Petróleo Carvão Refinaria Siderurgia GLP carvão metalúrgico Querosene carvão-vapor Gasolina Diesel Öleo combustível

Gás Natural Gasômetro gás

Urânio enriquecido

Termoelétrica ELETRICIDADE

Renovável Lenha Carvoaria Carvão vegetal Lenha



Cana Destilaria Álcool Bagaço

Biomassa Biodigestor Biogás

Sol, Vento, Mar

Quedas d´água Hidrelétrica


Unidade 2

Transformações químicas e energia térmica Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Ao aquecer o sistema sua temperatura aumenta; portanto, o sistema recebe “algo”. Ao se resfriar, o sistema entrega “algo”. Este “algo” foi chamado calor. Galileu (1613) admitia o calor como matéria. Esta matéria é extraordinária, é capaz de penetrar em todo corpo e sair dele. A substância (corpo ou fluido) termógena não é gerada nem destruída e sim redistribuída entre os corpos. Ao aumentar a quantidade de fluido termógeno ou calorígeno no corpo, a temperatura aumenta; diminuindo-a a temperatura também diminui. Quando não existe praticamente substância termógena, a temperatura atinge o valor mínimo possível, ou seja, o zero absoluto. F. Bacon (1620), baseando-se na observação de que um pedaço de ferro se aquece quando submetido a fortes golpes de um martelo (fato conhecido por qualquer ferreiro) e também no fato de ser possível gerar fogo por atrito, concluiu: o calor é o resultado do movimento das partículas que constituem um corpo e a temperatura é determinada pela velocidade com que estas partículas se movimentam. (KRICHEYSKI, I. R., PETRIANOV, I. V. Termodinámica para muchos. Moscou: Editorial MIR, 1980) (tradução nossa)

Desde que o homem primitivo aprendeu a utilizar o fogo para o seu beneficio (aquecer-se, defender-se, cozinhar alimentos), a obtenção de energia a partir de transformações químicas, em especial as combustões, tem exercido papel fundamental nas sociedades. Durante muitos séculos, a combustão da madeira e de outros materiais como óleos e gorduras foi utilizada como fonte de energia. Álcool, gasolina, óleo diesel, lenha, carvão mineral, gás liquefeito de petróleo e querosene são exemplos de combustíveis atualmente utilizados em diferentes setores de atividades do homem. Nossa própria vida depende da energia proveniente da combustão da glicose em nossas células. Foguetes são colocados em órbita terrestre graças à combustão de materiais apropriados, como o gás hidrogênio. Também nas usinas termelétricas, o calor produzido em combustões é transformado em energia elétrica. Muitas interpretações têm sido propostas para as manifestações de energia, como luz e calor, observadas nas transformações químicas e em especial nas combustões, como a teoria do flogístico e a idéia sobre o calórico admitida por Lavoisier e Dalton. Nenhuma dessas teorias, no entanto, esclareceu a origem do calor, de onde ele vem, porque se manifesta.

Marcelo Giordan

Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Yvone Mussa Esperidião




TRANSFORMAÇÕES

EXOTÉRMICAS E ENDOTÉRMICAS

Considere as informações sobre algumas transformações químicas, contidas na tabela a seguir. Transformação

Condições para ocorrer a reação

Envolve energia?

2 Mg (s) + O2 (g) →2 MgO (s)

Os reagentes recebem energia inicial de uma chama ou de uma faísca elétrica.

A reação se desenvolve com produção de luz e 1204 kJ de energia, na forma de calor, por 2 mols de Mg.

C2H6O (l) +3 O2 (g) →2 CO2 (g) + 3 H2O (l)

Os reagentes recebem energia inicial de uma chama ou de uma faísca elétrica.

Apesar da energia inicial, a reação se desenvolve com produção de 2800 kJ/ mol de glicose, na forma de calor.

Fe2O3 (s) +3 CO (g) →2 Fe (s) + 3 CO2 (g)

Fornecimento contínuo de calor.

A reação absorve 128,4 kJ de energia na forma de calor por mol de Fe2O3 consumido.

6 H2O (l) + 6 CO2 (g) →C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

A reação ocorre através da absorção de luz solar – energia radiante.

São formados no interior das células vegetais, hidratos de carbono e gás oxigênio, com absorção de 2800 kJ de calor.

N2 (g) + 3 H2 (g) →2 NH3 (g)

A reação ocorre a cerca de 500°C e sob pressão de 200 a 300 atm.

A reação ocorre com absorção de 46 kJ de energia por 2 mol de amônia.

Os dados tabelados mostram que as transformações químicas são sempre acompanhadas de efeitos energéticos, podendo ocorrer com produção ou absorção de energia. Reações que produzem energia são chamadas exotérmicas e as que a absorvem são chamadas endotérmicas. A combustão do etanol (C2H6O) e a oxidação do metal magnésio são exemplos de transformações exotérmicas, pois se realizam com liberação de energia, na forma de luz e calor. Por outro lado, a obtenção de metais como o ferro e a fotossíntese são exemplos de transformações endotérmicas, pois se realizam com fornecimento contínuo de energia. O calor associado a uma transformação química é chamado calor de reação e recebe o nome da transformação ao qual corresponde. Se a transformação envolve a formação de uma substância, ele é chamado calor de formação.Se envolver a combustão, é chamado calor de combustão etc. A quantidade de calor mobilizada numa transformação química pode ser incluída na equação que a representa, como um reagente, no caso de absorção de calor, ou como produto, no caso de liberação de calor. Essa quantidade de calor relaciona-se proporcionalmente às massas dos reagentes e produtos envolvidos nessa transformação.

Atividade Levando em conta essas idéias, represente as transformações citadas na tabela incluindo a energia – ou como reagente ou como produto –, considerando também que a energia relaciona-se proporcionalmente às massas dos reagentes e produtos envolvidos. O que representam os valores de energia incluídos nas equações escritas?




 

ENTALPIA

DE REAÇÃO

A energia associada a uma transformação, quando reagentes e produtos estão à mesma pressão, é denominada entalpia de reação ou calor de reação, sendo representada pelo símbolo ∆H (variação de entalpia). Sendo assim, uma outra forma de expressar a energia mobilizada numa transformação é usar a notação ∆H (lembrando que também se pode expressá-la incluindo-a na equação que a representa, como já visto). Convencionou-se que o sinal positivo que precede o valor do ∆H significa calor fornecido e o sinal negativo, calor produzido. Considerando que nas transformações exotérmicas o conteúdo de energia decresce quando os reagentes se transformam em produtos, o sinal negativo do ∆H significa também decréscimo do conteúdo de energia, ocorrendo o oposto no caso das transformações endotérmicas. Ex.: a) Formação da amônia: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

∆H = - 46 kJ

b) Decomposição da água: H2O (g) → H2 (g) + ½ O2 (g) ∆H= + 241,6 kJ

Atividade Considere novamente a equação que representa a obtenção de ferro 2 Fe2O3 (s) + 6 CO (g) + 256,8 kJ →4 Fe (s) + 6 CO2 (g) Reescreva essa equação: a) para um mol de ferro; para um mol de CO; para um mol de Fe2O3; b) usando a notação ∆H.

Faça agora você 1. (Fuvest) Considere as reações de fotossíntese e de combustão da glicose, representadas abaixo. 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l)

Sabendo-se que a energia envolvida na combustão de um mol de glicose é 2,8 . 106J, ao sintetizar meio mol de glicose, a planta a) b) c) d) e)

libera 1,4 . 106 J libera 2,8 . 106 J absorve 1,4 . 106 J absorve 2,8 . 106 J absorve 5,6 . 106 J

2. Muitos atletas, ao sofrerem contusões, na falta de gelo ou água quente, podem fazer compressas com bolsas plásticas contendo água e um sólido, que pode ser cloreto de cálcio anidro ou nitrato de amônio. Estas substâncias ficam separadas no interior do recipiente. CaCl2 (s) →Ca2+ (aq) + 2 Cl- (aq) ∆H= - 82,8 kJ 26,2 kJ + NH4NO3 (s) → NH4+ (aq) + NO3- (aq) Qual dos sólidos seria o mais indicado, no caso de ser usado numa contusão que requer compressas frias?






COMO

MEDIR, EXPERIMENTALMENTE, A ENERGIA ENVOLVIDA NAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS?

Combustão do etanol A figura mostra o equipamento usado para determinar a quantidade de energia térmica fornecida pela combustão do etanol (combustível usado no Brasil como substituto da gasolina e de outros derivados do petróleo). O calor produzido pela queima do etanol (contido na lamparina) aquece massa conhecida de água (contida no béquer usado como calorímetro). Conhecendo a massa de combustível queimado e conhecendo a variação de temperatura da água, é possível obter com aproximação o valor do “calor de combustão” do combustível. Para efetuar esse cálculo, siga o roteiro, utilizando os dados apresentados a seguir: Volume de água no calorímetro = 400 cm3 Temperatura inicial da água = 18°C Temperatura final da água = 28°C Massa de etanol queimado = 0,92 g Calor específico da água = 1 cal/g.°C ou 4,18 J.g-1.°C-

1. A capacidade de um material absorver ou perder calor é uma propriedade característica desse material, conhecida como calor específico. Sabendo que o calor específico da água representa a quantidade de calor necessária para elevar em 1°C a temperatura de 1 g de água, quantas calorias são necessárias para elevar de 1°C a temperatura de 400 cm3 de água? (considerando dágua = 1 g/cm3; a massa de 400 cm3 de água é igual a 400 g). (Lembrete: Uma caloria (cal) é a quantidade de energia necessária para elevar em 1°C a temperatura de 1 g de água. Uma caloria é igual a 4,18 joules (J)) 2. A energia liberada na queima do álcool fez com que 400 g de água sofressem um aumento de temperatura de 10°C. Qual a quantidade de energia absorvida pelos 400 g de água? Calcule essa energia em joules, lembrando que 1 cal = 4,18 J. 3. Considerando que a massa molar do etanol é 46 g/mol, qual a quantidade de matéria, em mols de álcool, contida em 0,92 g de etanol? 4. Levando em conta que o calor absorvido pela água foi fornecido pela queima dessa quantidade de mols de álcool, qual a quantidade de energia, em Joules, fornecida por mol de álcool queimado? Esse é o calor de combustão do etanol. 5. Expresse o calor desenvolvido na combustão do álcool etanol, em kJ/ mol de etanol, sabendo que 1 kJ = 1000 J. 6. Represente a transformação por equação devidamente balanceada, incluindo a energia expressa em kJ/mol de etanol. 7. Considerando que o calor de combustão do etanol é 1,38 . 103 kJ/mol, quais as possíveis causas dos valores serem diferentes?




  A eficiência de um combustível é geralmente avaliada em relação à quantidade de calor que ele é capaz de produzir. A quantidade de calor produzida por unidade de massa (ou de volume) do material combustível é referida como seu poder calorífico, que pode ser expresso em kcal/kg, em kJ/kg ou em kJ/mol. Pode-se considerar as combustões como transformações químicas que envolvem a queima de um material combustível em presença de oxigênio, sendo freqüentemente utilizadas com o objetivo de obter energia na forma de calor. Nesse sentido, pode-se então dizer que os combustíveis são “geradores de calor”. Considerando que os combustíveis são “potencialmente” capazes de liberar energia por combustão, deve-se pensar que eles têm armazenado um certo “conteúdo de energia”, que se manifesta na forma de calor e luz quando ocorre a combustão. Sendo assim, nas transformações exotérmicas, parte da energia que estava armazenada nos reagentes ficou armazenada nos produtos e parte foi liberada para o ambiente. Nesses casos, quando os reagentes se transformam nos produtos, o conteúdo de energia do sistema decresce, pois calor é remetido para o ambiente. Por raciocínio análogo, pode-se concluir também que nas transformações endotérmicas o conteúdo de energia do sistema cresce. Sendo assim, pode-se representar as transformações exotérmicas e as endotérmicas por diagramas, como os mostrados a seguir e tomados como exemplo.

Faça agora você 1. a) A queima de 2,8 g do gás etileno, C2H6, faz a temperatura de um calorímetro subir 10,7°C. Sabendo que para variar em 1oC a temperatura do calorímetro são necessárias 3,1 kcal, determine o calor de combustão desse gás, expressando-o em kJ/mol. b) Considerando que os produtos da combustão são CO2 e H2O, represente a combustão desse gás por meio de uma equação e por meio de um diagrama. 2. Represente por um diagrama a formação do NO2, a partir dos gases nitrogênio e oxigênio. 33,2 kJ + ½ N2 (g) + O2 (g) →NO2 (g) Quem tem maior conteúdo de energia, reagentes ou produtos?

DE

ONDE VEM A ENERGIA QUE SE MANIFESTA NAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS?

Considere que a cera da vela é representada pela fórmula C20H42. Determinou-se experimentalmente o calor de solidificação da cera, encontrandose o valor 49,5 kJ/mol. Determinou-se também por meios adequados o calor de combustão da cera, tendo-se encontrado o valor 9562,0 kJ/mol. Comparando os valores encontrados, verificamos que QSolidificação << QCombustão – 49,5 kJ << 9562 kJ. Por que o calor de solidificação é tão menor que o calor de combustão?




 Uma possível explicação é considerar que na solidificação ocorrem atrações entre as moléculas, que resultam na formação de ligações intermoleculares. A energia liberada na solidificação estava armazenada nessas ligações. Sendo a combustão uma transformação química, ao se admitir que ela envolve um rearranjo de átomos, estamos supondo que ela resulta do rompimento de ligações entre os átomos (forças atrativas entre os átomos), que constituem as partículas de cera, e formação de novas ligações nos produtos. O saldo energético entre esses processos corresponde ao calor liberado na combustão. Portanto, o calor que se manifesta nas transformações químicas tem sua origem nas ligações que constituem as partículas das substâncias.

Energia de ligação A quantidade de energia necessária para romper um mol de ligações a 25°C e 1 atm é chamada energia de ligação. Essa mesma quantidade é liberada na formação de um mol de ligações. A ruptura de ligações é um processo endotérmico (é preciso fornecer energia para que isso aconteça) e a formação de ligações é processo exotérmico. Na partícula H2, existe uma “ligação” entre os dois átomos de hidrogênio. Quando suficientemente aquecido, o hidrogênio gasoso (H2) é transformado em 2 mols de átomos isolados. Assim: 436 kJ + H-H (g) → 2 H (g) 1 mol de moléculas de hidrogênio

dois mols de átomos de hidrogênio

Conclui-se, então, que a ligação entre dois átomos de hidrogênio, representada por H-H, está associada a um valor de energia equivalente a 436 kJ, que é o valor da energia de ligação H-H. Os valores das energias de ligação podem ser determinados experimentalmente. Eles dependem da temperatura e da pressão em que a reação ocorre. Por essa razão, os dados de energia de ligação especificam a temperatura e a pressão em que foram determinados. Considerando que 1 mol de metano (CH4) contém quatro mols de ligações C-H, calcule o valor da energia de ligação C-H no metano, em kJ/mol, sabendo que são necessários 1660 kJ de energia para atomizá-lo (romper as ligações entre os átomos), segundo a equação:

1660 kJ +

→ C (g) + 4 H (g)

Alguns valores de energia de ligação, em kJ/mol, são dados a seguir: E(O-H) = 464; E(O=O) = 498; E(C=C) = 598; E(C-O) = 360; E(C=O) = 805.

Faça agora você 1. Conhecendo o valor da energia de ligação C-H, calcule o valor da energia associada à ligação C-C no etano.




 

2840 kJ +

(g) →2 C (g) + 6 H (g)

2. Determine a energia necessária para atomizar um mol de moléculas de metanol (romper as ligações entre os átomos), de acordo com a equação:

(g) →C (g) + 4 H (g) + O (g)

PARA

QUE SERVE O CONHECIMENTO DAS ENERGIAS DE LIGAÇÃO? Uma das utilidades do conhecimento das energias de ligação é compreender a estrutura das substâncias. Assim, benzeno (C6H6) é uma substância líquida, inflamável, pouco reativa e tóxica que, se inalada, pode causar a morte. Em 1865, a estrutura dessa substância foi proposta por August Kekulé. Segundo ele, o benzeno poderia ser representado pela seguinte fórmula estrutural.

Nota-se que nesta estrutura os átomos de carbono se ligam alternadamente por ligações simples e duplas. Como verificar se esta estrutura é realmente a do benzeno? O seguinte procedimento permite encontrar a resposta para essa questão: Ciclohexeno, um hidrocarboneto que contém uma ligação C=C, pode se transformar em ciclohexano quando reage com hidrogênio gasoso.

+ H-H (g) →

+ 120 kJ

Essa transformação sugere que, se o benzeno for hidrogenado, tendo ele três ligações duplas, deveriam ser produzidos: 3 mol de ligações x 120 kJ/mol de ligações = 360 kJ.




 No entanto, quando benzeno se transforma em ciclohexano, são produzidos apenas 208 kJ de energia.

+ 3 H-H (g) →

+ 208 kJ

Tal fato levou a novas investigações sobre a estrutura do benzeno, e hoje a estrutura aceita é:

USANDO

ENERGIAS DE LIGAÇÃO PARA DETERMINAR O CALOR ENVOLVIDO NUMA TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA Uma outra utilidade do conhecimento das energias de ligação é a possibilidade de avaliar, com bastante aproximação, o calor associado a uma transformação química, utilizando-se os valores de energia associados às ligações e as fórmulas estruturais das substâncias que participam dessa transformação química. Para isso, considera-se que, de acordo com as idéias de Dalton, a transformação química envolva um rearranjo de átomos e que esse rearranjo ocorra através da ruptura das ligações nas espécies reagentes e formação de novas ligações nos produtos da transformação. Seja, por exemplo, a desidratação intramolecular do etanol:

+

Ligações rompidas nos reagentes

Ligações formadas nos produtos

5 mols de ligações C-H 5 mol x 415 kJ/mol = 2075 kJ 1 mol de ligações C-C 1 mol x 350 kJ/mol = 350 kJ 1 mol de ligações C-O 1 mol x 360 kJ/mol = 360 kJ 1 mol de ligações O-H 1 mol x 464 kJ/mol = 464 kJ total absorvido = + 3249 kJ saldo energético = + 3249 – 3186 = + 63 kJ

2 mols de ligações H-O 2 mol x 464kJ/mol = 928 kJ 4 mol de ligações C-H 4 mol x 415 kJ/mol = 1660 kJ 1 mol de ligações C=C 1 mol x 598 kJ/mol = 598 kJ



total liberado = - 3186 kJ


  O balanço energético entre a ruptura e a formação de ligações resultou num saldo positivo. É necessário fornecer 63 kJ de energia para transformar um mol de etanol em um mol de eteno. A reação em estudo é endotérmica.

Faça agora você 1. O etanol pode sofrer também uma desidratação intermolecular, desde que as condições experimentais sejam modificadas.

2

+

éter etílico Calcule a energia associada a essa transformação. Ela é endo ou exotérmica? Justifique. 2. (Fuvest – adaptado) Duas possibilidades de arranjos dos átomos C, H e O, para o agregado que corresponde à partícula C2H6O são apresentadas a seguir:

A e B são compostos de mesma fórmula molecular, C 2H 6O, sendo um deles o álcool etílico e o outro o éter dimetílico. Considere que a combustão de ambos os compostos pode ser representada pela mesma equação C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O Considere também que o calor de combustão de A = 1410 kJ/mol e o de B = 1454 kJ/mol Utilizando os valores médios de energias de ligação, em kJ/mol, identifique A e B, explicando o raciocínio usado. E(O-H)= 464; E(C-C) = 350; E(C-H) = 415; E(C-O) = 360

USANDO

OS CALORES DE FORMAÇÃO DOS PARTICIPANTES DE UMA TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA PARA DETERMINAR A ENERGIA NELA ENVOLVIDA A variação de entalpia que acompanha a formação de um mol de substância no estado padrão (sua forma mais estável dentre as formas em que ela pode se apresentar), a 25°C e 1 atm de pressão, é chamada calor de formação ou entalpia de formação. Entre as substâncias O2 (oxigênio) e O3 (ozônio), por exemplo, o estado padrão do elemento oxigênio é O2 e não O3. Do carbono é a grafite e não o diamante. Considerando que não se pode determinar a entalpia absoluta de uma substância, os químicos resolveram, então, estabelecer uma escala arbitrária de entalpias atribuindo entalpia zero aos elementos químicos no estado padrão.




 Na transformação de formação da água H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) o valor da entalpia da transformação é ∆Hf = HProdutos - Hreagentes = H água - (Hhidrogênio + Hoxigênio) = - 242 kJ (a 25 oC e 1 atm.). (obs.: H = entalpia de formação)

Faça agora você 1. (Fuvest) A entalpia de combustão da grafite a gás carbônico é – 94 kcal/ mol. A do monóxido de carbono gasoso a gás carbônico é – 68 kcal/mol. Desses dados, pode-se concluir que a entalpia de combustão da grafite a monóxido de carbono gasoso, expressa em kcal/mol, vale: a) + 13 b) + 26 c) – 13 d) – 26 e) – 162

O

CALOR MOBILIZADO NUMA TRANSFORMAÇÃO QUÍMICA REALIZADA NUMA ÚNICA ETAPA É DIFERENTE DO CALOR TOTAL MOBILIZADO QUANDO A TRANSFORMAÇÃO SE PROCESSA EM VÁRIAS ETAPAS? O homem gasta continuamente energia para manter a temperatura do seu corpo e executar as funções vitais, como respirar, fazer circular o sangue ou mover-se de um lado para outro. Essa energia tem como fonte a glicose proveniente dos alimentos e o oxigênio do ar inspirado. Na queima de um mol de glicose, são produzidos 2814 kJ de energia. Essa queima pode se dar numa única etapa como mostra a equação C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O No entanto, a combustão da glicose no organismo ocorre numa sucessão de mais de 20 etapas. Considere que ela envolva apenas as etapas relacionadas a seguir: Etapa I C6H12O6 →2 C3H6O3 glicose

∆H= - 88 kJ

ácido lático

Etapa II 2 C3H6O3 + 6 O2 →6 CO2 + 6 H2O

∆H= - 2726 kJ

Pode-se perceber que a energia liberada na formação de 2 mols de ácido lático (etapa I) é consumida na etapa II (combustão de 2 mols de ácido lático). Isso equivale a somar as equações escritas, e também os valores dos ∆H. ∆H = - 2814 kJ/mol de glicose Encontra-se, dessa forma, o valor da energia associada à combustão de 1 mol de glicose, como se essa transformação tivesse ocorrido numa única etapa. “Quando uma transformação química pode ser expressa como a soma de uma série de transformações intermediárias, seu ∆H corresponde à soma dos ∆H das transformações que constituem as etapas intermediárias”. Ou então: “O efeito energético que acompanha uma transformação independe dos estados intermediários, só depende dos estados inicial e final”. Esta afirmação é conhecida como lei de Hess, e é de fato um dos princípios mais importantes e úteis da Química. Esta lei possibilita a determinação teórica do ∆H de uma transformação, sem mesmo processá-la experimentalmente, desde que seja possível




  considerá-la como a soma de transformações intermediárias sucessivas, cujos ∆H sejam conhecidos. Foi assim que os biólogos puderam esclarecer a dinâmica da digestão nos seres vivos, processando por etapas, fora do ser vivo, reações complexas, cujos ∆H são impossíveis de serem determinados diretamente. Considere a energia envolvida na metalurgia do ferro como ilustração dessa lei, também chamada lei da aditividade dos calores de reação. O processamento do minério pode ser representado pela seguinte equação global: (1) Fe2O3 (s) + 3 C (s) + 3/2 O2 (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) + energia. Minério de ferro, carvão e calcário transformam-se em ferro-gusa e escória, sendo este processo um exemplo de transformação que envolve transformações intermediárias sucessivas, em que os produtos de uma são os reagentes de outra, umas endo outras exotérmicas. Conhecendo-se os calores das etapas intermediárias, é possível avaliar quanta energia é mobilizada no processo global. Algumas etapas são: (2) C (s) + ½ O2 (g) →CO (g)

∆Η = - 112,3 kJ

(3) 3 Fe2O3 (s) + CO (g) →2 Fe3O4 (s) + CO2 (g)

∆Η = + 401,3 kJ (300°C)

(4) Fe3O4 (s) + CO (g) →3 FeO (s) + CO2 (g)

∆Η = + 33,4 kJ

(5) FeO (s) + CO (g) →Fe (s) + CO2 (g)

(600°C)

∆Η = - 13,8 kJ (600°C)

O Fe3O4 produzido em (3) é consumido em (4) e o FeO produzido em (4) é consumido em (5); representa-se o consumo desses produtos somando-se as equações como se fossem equações algébricas, de modo a eliminar os tais produtos intermediários e obter a equação global (1). Para isso, os coeficientes dos produtos intermediários devem ser igualados. Sendo assim, deve-se multiplicar a equação (4) por 2; a equação (5) por 6 e a equação (2) por 9, pois esse é o total de mols de CO consumido na transformação. Como existe relação de proporcionalidade entre o calor envolvido e a quantidade de matéria de reagentes e produtos, também se deve multiplicar os valores dos rH pelos respectivos fatores. Assim: 9 C (s) + 9/2 O2 (g) →9 CO (g)

∆Η = - 1010,7 kJ

3 Fe2O3 (s) + CO (g) → 2 Fe3O4 (s) + CO2 (g)

∆Η = + 401,3 kJ

2 Fe3O4 (s) + 2 CO (g) →6 FeO (s) + 2 CO2 (g)

∆Η = + 66,8 kJ

6 FeO (s) + 6 CO (g) →6 Fe (s) + 6 CO2 (g)

∆Η = - 82,8 kJ

Equação global encontrada: 3 Fe2O3 (s) + 9 C (s) + 9/2 O2 (g) →6 Fe (s) + 9 CO2 (g)

Σ∆H = - 625,4 kJ

1. Qual o valor do ∆Η por mol de ferro produzido? A grandeza desse valor de energia explica o calor sentido nas proximidades do alto-forno.




Unidade 3

Transformações químicas e energia elétrica Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan

Considere os seguintes fatos:

Elaboradores

· Um rádio pode funcionar perfeitamente com 4 pilhas de 1,5 V, do tipo A

Maria Eunice Ribeiro Marcondes Silvia Maria Leite Agostinho

· Um automóvel deixa de funcionar se a bateria elétrica “arrear” Você já pensou como funcionam e de que modo são formadas as pilhas e baterias elétricas que fornecem energia para tantas finalidades? Você sabe que são transformações químicas que geram a energia elétrica nas pilhas e baterias? Já estudamos as transformações que geram energia térmica e que dela necessitam para se processar – as transformações exotérmicas e as endotérmicas. Da mesma forma, há transformações químicas que geram energia elétrica e outras que ocorrem a partir desta. Essas transformações químicas recebem o nome de reações de óxido-redução. Para entender o processo de óxido-redução vamos considerar a reação de queima do magnésio: Uma fita de magnésio apresenta brilho metálico e cor prateada. Ao ser queimada em uma chama, na presença de oxigênio do ar, se forma um sólido branco, o óxido de magnésio, MgO. Mg (s) + ½ O2 (g) → MgO (s)

(1)

Dizemos que houve oxidação do magnésio e redução do oxigênio.

O

QUE É OXIDAÇÃO E O QUE É REDUÇÃO?

As reações de oxidação-redução têm esse nome porque, historicamente, este foi o nome dado às reações que envolviam a combinação entre o oxigênio e outro elemento. As reações de oxidação-redução, hoje em dia, são as que envolvem troca de elétrons entre diferentes espécies químicas. O magnésio, por exemplo, é um metal que, ao se combinar formando o composto iônico MgO, perde dois elétrons. Este processo é chamado de oxidação (lembre-se do modelo de ligação iônica!). O oxigênio, elemento mais eletronegativo, ganha os dois elétrons doados pelo magnésio, processo esse chamado de redução. Com este conceito, você é capaz de entender outras reações de oxidaçãoredução que ocorrem ao seu redor.


 

PROPOSTA

DE EXPERIMENTO:

Coloque em um béquer uma chapa de zinco metálico imersa em uma solução de sulfato de cobre (II) e observe.

Figura 1 - Reação de óxido-redução entre zinco metálico e sulfato de cobre II.

A chapa de zinco tem cor prateada e a solução de sulfato de cobre é azul. Em pouco tempo, após a imersão, a chapa de zinco se torna escura, com um pó marrom sendo depositado, enquanto a solução de cobre (II) se torna mais clara (cuidado com a concentração da solução, somente em solução diluída você conseguirá ver a mudança de cor!). A transformação química que ocorre pode ser representada pela equação: Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)

(2)

Embora possa não ser perceptível, o zinco da lâmina metálica está se transformando em íons Zn2+, solúveis em água. O zinco perde elétrons se transformando em íons zinco (incolores em solução de sulfato). Os íons cobre (II) ganham elétrons e se transformam em cobre metálico (o pó marrom depositado sobre a chapa de zinco). Tem-se assim, uma reação de óxido-redução. A combustão do carvão é outro exemplo de reação de oxidação-redução: C (grafite) + O2 (g) → CO2 (g)

(3)

Quando a reação ocorre entre íons é mais fácil evidenciar o ganho e a perda de elétrons entre as espécies reagentes. Em outros casos, entretanto, a transferência de elétrons não é evidente. Como você pode reconhecer que esta é uma transformação de óxido-redução? Para responder a essa questão, vamos recorrer ao conceito de número de oxidação, que facilita o entendimento do processo e o estabelecimento da proporção das espécies reagentes representadas na equação química. Atribuise um número de oxidação a cada elemento constituinte de uma substância. Dá-se o nome de número de oxidação (Nox), à carga positiva, negativa ou zero atribuída ao elemento, quando livre ou combinado, em uma substância qualquer. O número de oxidação de um elemento pode variar, dependendo da substância. Para se atribuir o número de oxidação, há algumas regras a seguir, como mostramos a seguir: → o número de oxidação de qualquer elemento quando livre, isto é, não combinado ou formando uma substância simples, é zero. Exemplo: o magnésio metálico na equação 1, o oxigênio na equação 1, o zinco na equação 2, o carbono e o oxigênio na equação 3; → o número de oxidação do hidrogênio é +1 na maioria dos compostos, excetuando-se os hidretos metálicos, em que é –1 (lembrar que, neste caso, os metais ligados ao hidrogênio são menos eletronegativos do que este);




 → o número de oxidação do oxigênio quando combinado é –2, excetuando-se nos peróxidos (em que é –1); → o número de oxidação dos metais alcalinos nos compostos é +1 (verifique a posição dos mesmos na tabela periódica); → o número de oxidação dos halogênios nos haletos (compostos entre halogênios e metais, sem participação do oxigênio) é –1.

Pode-se reconhecer uma reação de óxido-redução pela variação do número de oxidação de um dado elemento na espécie reagente e no produto formado. Por exemplo, para a reação de combustão do carvão; vamos atribuir os números de oxidação: C (grafite) + O2 (g) →CO2 (g) Nox oxigênio Nox carbono

0 0

-2 +4

Para atribuir o valor +4 para o C na molécula de CO2, deve-se considerar: 2 átomos de O (nox –2) ⇒ 2 x –2 = -4, como a molécula é neutra, nox C deve ser +4. A variação do número de oxidação de cada espécie reagente é: oxigênio: 0 → -2 carbono: 0 → +4 Sabemos que, nesse processo, o carbono sofre oxidação e o oxigênio sofre redução. Comparando com a variação de número de oxidação, vemos que para o carbono o nox aumenta e para o oxigênio diminui. Este tipo de variação é verificado em outros processos de óxido-redução, pois o número de oxidação foi definido de tal forma que a oxidação corresponde sempre a um aumento desse número e a redução uma diminuição. Podemos considerar que a oxidação do carbono foi provocada pelo oxigênio (oxidante) e que a redução do oxigênio foi provocada pelo carbono (redutor). A reação de corrosão do ferro pode ser representada pela equação: 2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) + x H2O (l) → Fe2O3 . x H2O (aq) 1. Atribua os números de oxidação do ferro e do oxigênio nos reagentes e nos produtos. Identifique qual deles foi oxidado e qual foi reduzido. 2. Nessa reação, o O2 é o oxidante (que causa a oxidação de outra espécie) e o Fe (s) o redutor (que causa a redução). Você concorda com essa afirmação?

Faça agora você 1. Verifique se as equações abaixo representam reações de óxido-redução: a) NH3 (g) + H2O (g) → NH4+ (aq) + OH- (aq) b) 2 Fe2O3 (s) + 2 CO (g) → 4 FeO (s) + 2 CO2 (g) c) 2 BaO (s) + H2O (l) → Ba(OH)2 (s) d) Al (s) + 3 H+ (aq) → Al3+ (aq) + 3/2 H2 (g) 2. Identifique qual o oxidante e qual o redutor nas seguintes transformações: a) Obtenção de sal de cozinha (cloreto de sódio) a partir de sódio metálico e de gás cloro. b) Obtenção de água a partir dos gases hidrogênio e oxigênio.




 

VERIFICANDO

PRODUTOS

A PROPORÇÃO ENTRE REAGENTES E

Muitas equações de óxido-redução envolvem espécies iônicas em solução (cátions e/ou ânions). É possível, neste caso, para melhor entendimento do processo, representá-lo na forma de duas semi-equações, uma de oxidação e a outra de redução. Tomemos o exemplo da reação entre zinco metálico e os íons de cobre. Esta transferência pode ser representada da seguinte forma: Semi-equação de oxidação: Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 eSemi-equação de redução: Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu (s) Pode-se escrever a equação da transformação somando-se as semi-equações: Zn (s) →Zn2+ (aq) + 2 eCu2+ (aq) + 2 e- →Cu (s) Equação global balanceada:

Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s)

Como você pode verificar, na representação da equação balanceada há conservação da quantidade de átomos e também de cargas e do número de elétrons. Considere a reação que ocorre entre o metal zinco e uma solução de ácido: Zn (s) + H+ (aq) → Zn2+ (aq) + H2 (g) Esta é uma reação de óxido-redução; façamos o balanceamento por meio das semi-equações: oxidação: Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 eredução: H+ (aq) + e- → ½ H2 (g) Para que se tenha o mesmo número de elétrons envolvidos, reescrevemos a reação de redução da seguinte forma: 2 H+ (aq) + 2 e- → H2 (g) Somando as duas semi-equações, esse processo pode ser representado por: 2 H+ (aq) + 2 e- → H2 (g) Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 eZn (s) + 2 H+ (aq) → Zn2+ (aq) + H2 (g) A linguagem das semi-equações iônicas é importante por várias razões: → fica evidente a troca de elétrons entre as espécies; → o balanceamento da equação global fica mais fácil; → percebe-se que as semi-reações, sendo tratadas separadamente, podem

facilitar o entendimento de outros processos; isto é, são gerais.

Faça agora você 1. Faça o balanceamento das equações que representam os seguintes processos: a) reação do metal chumbo com solução de íons prata (por exemplo, solução de AgNO3); b) reação entre metal sódio e água (cuidado, altamente exotérmica).






TRANSFORMAÇÕES ELÉTRICA

QUÍMICAS QUE GERAM ENERGIA

Reações espontâneas de óxido-redução

Figura 2 – Pilha de Daniel.

Você verificou que existem inúmeras reações de óxido-redução que ocorrem espontaneamente na natureza. A reação entre o zinco e os íons de cobre (equação 1) é um exemplo. Quando o contato entre o oxidante e o redutor é direto, a troca de elétrons resulta na corrosão do zinco. O que acontece se os elétrons cedidos pelo zinco forem levados a percorrer um fio condutor elétrico e, em outro local do sistema, forem transportados aos íons de cobre? Este é o princípio do funcionamento de uma pilha. A passagem dos elétrons através de um circuito externo pode ser aproveitada, por exemplo, para acender uma lâmpada, fazer funcionar um cartão musical e assim por diante. A figura 2 ilustra o sistema assim construído. Em dois recipientes distintos foram colocadas soluções de sulfato de zinco e sulfato de cobre. Entre os dois compartimentos é colocado um tubo de vidro contendo uma solução de cloreto de potássio e algodão nas duas extremidades, que é chamado de “ponte salina”. Os terminais imersos deste tubo fazem uma conexão elétrica (através de íons) entre os dois recipientes. No compartimento A é imersa uma placa de zinco, enquanto no compartimento B é imersa uma placa de cobre. As placas de zinco e de cobre são interligadas com emprego de jacarés e de fios de cobre, colocando-se no caminho uma resistência elétrica. Se esta resistência elétrica corresponder a uma lâmpada de baixa potência, você vai observar que ela se acende e vai constatar a geração de energia elétrica. Assim funciona a pilha conhecida como “Pilha de Daniel”. Como funciona essa pilha? Embora os dois reagentes estejam em compartimentos separados, a reação que ocorre é a mesma que foi estudada anteriormente: o zinco é oxidado a íons Zn2+, perdendo elétrons que são levados pelo fio, passando pela lâmpada, e chegam ao compartimento B, onde são transferidos aos íons de cobre, que são reduzidos a cobre metálico. Assim, podemos escrever a equação que representa essa transformação: Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s) Os íons Zn2+ são solúveis, passando para a solução. Porém, isto causaria um excesso de cargas positivas na solução, acarretando na não continuidade da reação. A ponte salina, assim, fornece íons de carga negativa (no exemplo acima, íons cloreto, Cl-), que garantirão a eletroneutralidade da solução. No compartimento B, íons Cu2+ (aq) reagem formando Cu (s) que se deposita na lâmina. O que acontece com o balanço de cargas na solução? Qual é o papel da ponte salina neste caso? Por que o sistema químico gerou energia elétrica? Se a lâmpada do circuito externo for substituída por um voltímetro, vamos verificar que existe uma diferença de potencial. No caso da pilha de Daniel, ela é igual a 1,1 V quando as concentrações de Zn2+ e Cu2+ são iguais a 1,0 mol.L-1. Você viu que quando se constrói a pilha, os processos de oxidação e de redução passam a ocorrer em locais distintos. Chama-se de ânodo o local em que ocorre a oxidação e de cátodo o local em que ocorre a redução. Na lin-




  guagem eletroquímica, a palavra local pode ser substituída por eletrodo. Eletrodo é uma associação de um condutor eletrônico (o metal zinco, por exemplo) e um condutor iônico (o íon de zinco, por exemplo). Entre estes condutores existe uma interface em que podem ocorrer transformações de oxidação ou de redução. Na interface zinco-íons de zinco se observa a semi-reação de oxidação, descrita pela semi-equação: Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 eNa outra interface, se observa a semi-reação de redução, descrita pela semi-equação: Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu (s) O ânodo, na pilha (nos sistemas que geram energia elétrica), é o pólo negativo (aquele que libera elétrons para o circuito externo). O cátodo, onde ocorre a redução, é o pólo positivo, aquele que recebe os elétrons que provêem do fio externo. A existência de uma interface metal-íon metálico é responsável por uma diferença de potencial a que se dá o nome de Potencial de Eletrodo. Este potencial tem um valor que depende do caráter mais espontâneo ou menos espontâneo da semi-reação, ocorrendo no sentido da oxidação ou da redução. Existem metais mais ativos, que são oxidados mais facilmente (zinco é um exemplo) e existem metais menos ativos, mais nobres, cujos íons são reduzidos mais facilmente (íons de cobre II é um exemplo). Uma tabela de potenciais com a semi-reação descrita pela semi-equação H+ (aq) + 1 e- → ½ H2 (g) foi construída e atribuiu-se a esta semi-reação o valor zero de potencial numa escala relativa de valores. Tabela 2 – Potenciais de redução padrão de diversas semi-reações

Potenciais – Padrões de Redução (T = 298,16 K) Reações de redução

Eº (volts)

-

F2 (g) + 2 e

2 F (aq)

+ 2,65

H2O2 (l) + 2 H+ (aq) + 2 e-

-

2 H2O (l)

+ 1,77

+

-

MnO2 (s) + 2 H2O (l)

+ 1,695

+

-

PbSO4 (s) + H2O (l)

+ 1,685

+

-

2 HOCl (aq) + 2 H (aq) + 2 e

Cl2 (g) + 2 H2O (l)

+ 1,63

MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) + 5 e-

Mn2+ (aq) + 4 H2O (l)

+ 1,51

Cl2 (g) + 2 e-

2 Cl- (aq)

+ 1,3595

-

MnO4 (aq) + 4 H (aq) + 3 e -

PbO2 (s) + HSO4 (aq) + H (aq) + 2 e

+

-

+

-

Mn (aq) + 2 H2O (l)

+ 1,23

+

-

O2 (g) + 4 H (aq) + 4 e

2 H2O (l)

+ 1,229

Br2 (l) + 2 e-

2 Br- (aq)

+1,0652

HONO (aq) + H+ (aq) + e-

2-

Cr2O7 (aq) + 14 H (aq) + 6 e MnO2 (s) + 4 H (aq) + 2 e

3+

2 Cr (aq) + 7 H2O (l) 2+

+ 1,33

NO (g) + H2O (l)

+ 1,00

-

NO (g) + 2 H2O (l)

+0,96

+

-

Ag (s)

+0,7991

3+

Fe (aq) + e

-

2+

Fe (aq)

+0,771

Fe(OH)3 (s) + e-

Fe(OH)2 (s) + OH- (aq)

+0,56

I3- (aq) + 2 e-

3 I- (aq)

+0,536

Cu (s)

+0,521

+

HNO3 (aq) + 3 H (aq) + 3 e Ag (aq) + e

+

Cu (aq) + e

-




 Potenciais – Padrões de Redução (T = 298,16 K) Reações de redução NiO2 (s) + H2O (l) + 2 e- → Ni(OH)2 (s) + 2 OH- (aq)

Eº (volts) +0,49

O2 (g) + 2 H2O (l) + 4 e-

+0,41

-

Ag2O (s) + H2O (l) + 2 e

2 Ag (s) + 2 OH (aq)

+ 0,345

Cu2+ (aq) + 2 e-

+0,34

4 OH- (aq) -

Cu (s)

-

H2SO3 (aq) + H2O (l)

-

Hg (l) + 2 OH (aq)

+0,0984

-

H2 (g)

0,00

MnO2 (s) + 2 H2O (l) + 2 e-

Mn(OH)2 (s) + 2 OH- (aq)

-0,05

Pb2+ (aq) + 2 e-

-0,126

-

+

HSO4 (aq) + 3 H (aq) + 2 e HgO (s) + H2O (l) + 2 e +

2 H (aq) + 2 e

-

+0,20

Pb (s)

2+

-

Sn (s)

+

-

Pb (s) + HSO4 (aq)

-0,356

2+

-

Fe (s)

-0,440

Cd(OH)2 (s) +2 e-

Cd (s) + 2 OH- (aq)

-0,761

Zn2+ (aq) + 2 e-

Zn (s)

-0,763

-

-

-

Al (aq) + 3 e

Ca2+ (aq) + 2 e-

Sn (aq) + 2 e

PbSO4 (s) + H (aq) + 2 e Fe (aq) + 2 e

H2O (l) + 2 e Zn(OH)2 (s) + 2 e 3+

2+

Mg (aq) + 2 e +

Na (aq) + e

-0,136 -

-

-0,83

-

Zn (s) + 2 OH (aq)

-1,245

Al (s)

-1,66

H2 (g) + 2 OH (aq)

Ca (s)

-2,87

-

Mg (s)

-2,37

-

Na (s)

-2,714

A tabela 2 mostra os potenciais padrões de eletrodo: são valores a 25ºC e para íons em concentrações unitárias, isto é, 1 mol.L-1. Procure na tabela os potenciais de redução dos íons Cu2+ e dos íons Zn2+ e compare-os. Como você relaciona esses valores com maior ou menor tendência de acorrer a reação de redução?

COMO CALCULAR PILHA?

A FORÇA ELETROMOTRIZ DE UMA

Considere novamente a pilha de Daniel. Como mencionado anteriormente, existe nessa pilha uma diferença de potencial igual a 1,1 V. Para se conhecer a diferença de potencial de uma pilha (também chamada de célula galvânica), basta calcular a diferença entre o potencial de redução do cátodo (eletrodo em que ocorre o processo de redução) e o potencial de redução do ânodo (eletrodo em que ocorre o processo de oxidação). Assim, na pilha de Daniel as semi-equações de redução e os potenciais padrões são os seguintes: Eº/V Zn (aq) + 2 e → Zn (s)

-0,76

Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu (s)

+0,34

2+

-

A diferença de potencial padrão da pilha será: + 0,34 - (-0,76) = 1,10 V




  Esta diferença de potencial se chama de força eletromotriz (fem): é a tensão máxima que uma célula galvânica pode fornecer. Na prática, a medida da fem é feita com um voltímetro de elevada resistência interna e o valor experimental, com precisão de 0,01 V, se iguala ao valor calculado, desde que a pilha se encontre na condição padrão. Através da pilha ilustrada e das duas semi-equações, é possível calcular o potencial dessa pilha. Experimentalmente, utilizando-se um voltímetro, o valor encontrado foi de 0,11 V.

Ni2+ (aq) + 2 e- →Ni (s) Eo = -0,25 V Sn2+ (aq) + 2 e- →Sn (s) Eo = -0,14 V

Comparando-se os potenciais de redução, pode-se verificar que o Sn2+ tem maior tendência a se reduzir (potencial de redução maior). O Ni, portanto, se oxidará. Pode-se escrever as semi-equações e a equação global: Ni (s) → Ni+2 (aq) + 2 eSn2+ (aq) + 2 e- → Sn (s) Sn2+ (aq) + Ni (s) → Ni2+ (aq) + Sn (s) A diferença de potencial será dada pela diferença dos potenciais de redução: DEº = Eºcátodo – Eºânodo Assim: DEº = -0,14 – (-0,25) DEº = 0,11 V Verifica-se que o valor encontrado é o mesmo que o lido no voltímetro. E a pilha comum, chamada de pilha seca, como funciona? Quais são as espécies reagentes? Se desmontássemos uma dessas pilhas, poderíamos observar: A pilha seca é formada por uma pasta de óxido de manganês (MnO2) embebida em solução de cloreto de amônio (NH4Cl), uma barra de grafite e um invólucro de zinco. As reações que ocorrem durante o funcionamento da pilha são: 2 MnO2 (s) + 2 NH4+ (aq) + 2 e- → Mn2O3 (s) + 2 NH3 (aq) + H2O (l) Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 eEssa reação gera um potencial de 1,5 V. 1. Por que utilizamos pilhas de diferentes tamanhos (como as utilizadas em controles remotos e rádios), sabendo que a composição delas é a mesma e que fornecem a mesma força eletromotriz?

Bateria de automóvel






As baterias de automóveis também são pilhas eletroquímicas.

Faça agora você 1. Considere uma pilha constituída pelas semi-pilhas: Mg/MgSO4 e Cu/ CuSO4. Sabe-se que o metal magnésio tem maior tendência de se oxidar que o cobre, podendo-se representar essa célula eletrolítica como Mg, Mg2+/Cu2+, Cu. Nesse processo: - que metal perde elétrons? - que espécie recebe elétrons? - que espécie sofre oxidação? - que espécie sofre redução? - escreva a semi-equação de oxidação - escreva a semi-equação de redução - qual o sentido de movimento dos elétrons na parte externa do circuito? - qual o sentido de movimento dos íons positivos na ponte salina? - qual o cátodo (pólo positivo)? - qual o ânodo (pólo negativo)? 2. (UFSC) Dadas as semi-reações: 2 Fe3+ (aq) + 2 e- →2 Fe2+ (aq)

Eored = + 0,77 V

Cl2 (g) + 2 e- →2 Cl- (aq)

Eored = + 1,36 V

Calcule o potencial para a reação: 2 Fe2+ (aq) + Cl2 (g) → 2 Fe3+ (aq) + 2 Cl- (aq) e diga se ela é espontânea ou não, assinalando a opção correta. a) b) c) d) e)

–0,59 V e a reação não é espontânea. 0,59 V e a reação não é espontânea. 0,59 V e a reação é espontânea. –2,13 V e a reação não é espontânea. 2,13 V e a reação é espontânea.

3. (PUC-MG) Considere as equações incompletas e os dados da tabela a seguir: Pb (s) + Mg2+ (aq) → Br- (aq) + Fe2+ (aq) → Pb2+ (aq) + Ni (s) → Zn (s) + Ag+ (aq) → Potenciais-padrão de redução Elemento

Pb

Valor Eo (V)

-0,13 -2,36 1,07



Mg

Br

Fe

Ni

Zn

Ag

-0,44 -0,25 -0,76 0,80


  As reações que podem ocorrer espontaneamente são: a) I e II b) I e IV c) I, III, IV d) III e IV e) II e III

TRANSFORMAÇÕES QUE OCORREM COM CONSUMO DE ENERGIA ELÉTRICA – ELETRÓLISE As reações de óxido-redução espontâneas podem gerar energia elétrica, como acontece nas pilhas. Será que é possível provocar transformações químicas de óxido-redução que não ocorreriam espontaneamente? Na Figura 3 tem-se a pilha de Daniel ligada a um tubo em U contendo solução aquosa de iodeto de potássio e bastões de grafite imersos. As duas células são ligadas por fios e jacarés. Após alguns minutos, pode ser notada a ocorrência de várias transformações na célula B. Na interface I, a adição de gotas de fenolftaleína mostra uma cor vermelha (ou rósea) no contorno do grafite. Na interface II, a solução antes incolor adquire cor amarela. Sabendo-se que a pilha de Daniel gera energia e conhecendo-se qual o ânodo (eletrodo da oxidação) e qual o cátodo (eletrodo de redução) da mesma, podemos interpretar o que acontece na célula B.

Figura 3 - Pilha de Daniel conectada a um tubo em U.

A cor rósea indica a formação de uma solução de caráter alcalino na vizinhança da interface I. Esse fato pode ser explicado considerando-se a reação de redução da água, a partir dos elétrons provenientes do eletrodo de zinco, de acordo com a seguinte equação: 2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g)+ 2 OH- (aq) A cor amarela na interface II é uma evidência da formação de I2, que em solução aquosa apresenta essa cor. Ocorre, portanto, a oxidação do iodeto a iodo, que pode ser representada pela semi-equação: 2 I- (aq) → I2 (aq)+ 2 eOs elétrons produzidos são utilizados na redução dos íons Cu2+ da pilha de Daniel. Verifique você mesmo, comparando os potenciais de redução padrão, se as reações que ocorrem no compartimento B são espontâneas ou não espontâneas. Processos de óxido-redução que ocorrem às custas de uma energia elétrica fornecida por um sistema externo recebem o nome de eletrólise, que significa “decomposição pela passagem da corrente elétrica”. A eletrólise encontra muitas aplicações industriais, como na fabricação de produtos provenientes da água do mar. O esquema ao lado mostra os produtos obtidos a partir do cloreto de sódio.




 Cloro Substância que à temperatura ambiente (25ºC) encontra-se na forma de um gás, mais denso que o ar, e apresenta cor esverdeada. Usos: - desinfecção de água (tratamento de água), - produção de plásticos, tipo PVC, - branqueador em indústria têxtil e papel e celulose etc.

Hidrogênio O hidrogênio, à temperatura ambiente, é gás inodoro, insípido, pouco solúvel em água e pouco denso.

A partir da salmoura obtêm-se, por eletrólise, o gás cloro, o gás hidrogênio e uma solução de hidróxido de sódio: 2 Cl- (aq) → Cl2 (g) + 2 e2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH- (aq) O cloreto de sódio quando aquecido se funde, sendo possível sofrer eletrólise quando se passa uma corrente elétrica no líquido. Obtém-se, além de cloro, o metal sódio. Escreva as equações que representam a oxidação e a redução que acontecem nesse processo, bem como a equação global. A água também pode sofrer eletrólise. Entretanto, ela não é boa condutora de corrente elétrica. Como se pode fazer para que o processo de eletrólise da água seja eficiente? Considere, por exemplo, a adição à água de uma substância que conduza facilmente a corrente (um eletrólito), mas que não apresente reação, isto é, que não sofra eletrólise nas mesmas condições da água. O que você acha: o processo seria mais eficiente? Na prática, é comum, para se fazer a eletrólise da água, a adição de ácido sulfúrico, de forma a obter uma solução aquosa diluída. São utilizados eletrodos de platina, que permanecem inalterados durante o processo. Dessa forma, são obtidos os gases hidrogênio e oxigênio:

Usos:

Redução dos íons H+ da solução ácida, de acordo com a semi-equação:

- em soldas especiais,

2 H+ (aq) + 2 e- → H2 (g)

- em balões e dirigíveis, até mesmo em transporte de pessoas, mas foi abandonado depois de um grave acidente com o dirigível Hindenburg (1937),

Oxidação da água gerando oxigênio, de acordo com a semi-equação: H2O (l) → ½ O2 (g) + 2 e- + 2 H+ (aq) Escreva a equação que representa o processo global de eletrólise da água.

- combustível de foguetes espaciais e provável uso em outros veículos etc.




Unidade 4

A energia nuclear Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes

Como estamos estudando neste módulo, as transformações químicas ocorrem com envolvimento de energia. O homem utiliza de muitas maneiras a energia produzida pelas transformações químicas, como é o caso da energia térmica proveniente da queima de combustíveis fósseis ou de biomassa, e da energia elétrica gerada por pilhas e baterias. Considere os dados apresentados a seguir, em que são comparadas diferentes fontes de energia. fonte de energia

tempo aproximado que a energia produzida poderia manter uma lâmpada de 1000 watt acesa

“queima” no organismo de 1 g de açúcar

um pouco menos que 3 minutos

queima completa de 1 g de gasolina

8 minutos

fissão de 1 g de Urânio-235

1,21 x 107 minutos (23 anos)

(adaptado de Snyder, C H, “The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things”, Wiley, 2nd ed., 1995)

A quantidade de energia produzida por processos nucleares é muito maior que a produzida pelas transformações químicas. O homem aprendeu há pouco tempo a utilizar a energia que é proveniente de transformações de núcleos atômicos. A fissão é um processo que ocorre no núcleo de alguns átomos. Certamente você já ouviu falar de usinas nucleares, em que a energia elétrica é produzida por transformações nucleares, e no poder de destruição das bombas atômicas, cuja explosão também é resultado de reações nucleares. 1. Como você explica a energia térmica envolvida numa transformação química? 2. Como você explica a energia elétrica gerada numa transformação química? Os modelos explicativos que utilizamos para interpretar a energia nas transformações químicas não envolvem qualquer modificação do núcleo dos átomos participantes. Para podermos entender a energia envolvida numa transformação nuclear, precisamos conhecer alguns dos processos que acontecem no núcleo atômico.

Marcelo Giordan

Elaboradores Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes




RADIAÇÕES

NUCLEARES

Sabemos, hoje, que certos átomos emitem radiações provenientes de transformações que envolvem as partículas constituintes do núcleo. Essa propriedade foi percebida no final do século XIX, com os estudos que Antoine Becquerel (1852–1908) realizou com compostos de urânio (U). Marie (1867– 1934) e Pierre Curie (1859–1906) descobriram e isolaram outros elementos com as mesmas propriedades radioativas, o rádio (Ra) e o polônio (Po). Embora o fenômeno fosse conhecido, os cientistas não conseguiam elaborar modelos que explicassem esses fatos. Como você já estudou no módulo 1, os estudos de Rutherford, já no início do século XX, levaram à proposição do modelo de átomo nuclear, com os prótons concentrados no núcleo. Em seus estudos, Rutherford percebeu três diferentes tipos de radiações emitidas por compostos de urânio, que apresentavam diferentes poderes de penetração na matéria e podiam ser separadas pela aplicação de um campo elétrico. Em 1932, os estudos de J. Chadwick trouxeram mais informações sobre o núcleo atômico, com a descoberta dos nêutrons. Assim, foi sendo possível conhecer a natureza das radiações emitidas. Considere os seguintes fatos que ocorrem na natureza: · Átomos de carbono–14 sofrem decaimento radioativo, transformando-se em átomos de nitrogênio–14; · Átomos de urânio–238 decaem formando átomos de tório–234. Como você pode lembrar, do módulo 1, um elemento pode apresentar átomos com diferentes quantidades de nêutrons em seu núcleos, o que representa número de massa diferente (prótons + nêutrons). Assim, o C-14 é um dos isótopos do elemento carbono. Para entender o decaimento do carbono–14 formando nitrogênio–14, vamos considerar as quantidades de prótons e nêutrons constituintes dos núcleos. Devemos saber, também, que nesse processo há emissão de radiação de carga negativa, identificada como elétrons. 1. Quantos nêutrons o nuclídeo C-14 apresenta? (Nuclídeo é o nome que se dá ao núcleo do átomo com um dado número atômico e número de massa)

2. Quantos nêutrons o nitrogênio-14 apresenta? Comparando o número de prótons e nêutrons de cada um dos nuclídeos, temos: Quantidade de Elemento carbono

Prótons 6

Nêutrons 8

nitrogênio

7

7

Assim, podemos perceber que nesse processo ocorre a diminuição de um nêutron pelo nuclídeo carbono–14, e o aumento de um próton. Como o que




  caracteriza um elemento é seu número atômico, ou seja, a quantidade de prótons, não se tem mais carbono, e sim nitrogênio (Z = 7). Ocorreu uma transmutação nuclear, isto é, o carbono se converteu em nitrogênio. Como já mencionado, nesse processo de decaimento radioativo são detectadas radiações de carga negativa, identificadas como sendo elétrons. Esse tipo de processo, em que elétrons são ejetados do núcleo, é chamado de decaimento β (letra do alfabeto grego, beta), que pode ser representado por: n →p + β ou, mais detalhadamente:

Podemos escrever a equação química que representa o decaimento do carbono-14: ou Considere agora um dos isótopos de elemento hidrogênio, o hidrogênio– 3, chamado de trítio. Sabe-se que o trítio decai por emissão de radiação β, convertendo-se em hélio–3, que é um isótopo estável do elemento hélio. A equação que representa esse processo de decaimento é:

A emissão de um elétron a partir do núcleo de trítio tem como conseqüência o aumento de um próton e a conservação do número de massa.

Vamos considerar o decaimento do urânio–238, com formação de tório– 234. Nesse processo, são detectadas partículas carregadas positivamente. Essas partículas foram chamadas por Rutherford de partículas α (letra alfa, do alfabeto grego). Sabendo que as partículas α são constituídas por dois prótons e dois nêutrons, calcule o número de massa da partícula α. Fazendo uma comparação da quantidade de prótons e nêutrons de cada um dos nuclídeos tem-se: Prótons

Nêutrons

92

146

90

144

A equação que representa esse processo de decaimento pode ser escrita da seguinte forma:




 Compare a partícula α com o núcleo do elemento hélio. Um outro exemplo de decaimento por emissão de partículas α é o que acontece com o elemento radio–226. O rádio (Ra) tem número atômico 88, se transmutando no elemento radônio (Rn), cujo número atômico é 86. Escreva a equação que representa o decaimento do radio-226 por emissão de partículas α. O terceiro tipo de radiação detectada nas experiências de Rutherford foi chamada de radiação γ (letra gama do alfabeto grego). Esse tipo de radiação não sofre efeito de um campo elétrico externo, indicando que não possui carga. A radiação γ é uma forma de radiação eletromagnética de alta energia, que é emitida nos decaimentos nucleares, não tendo massa e não apresentando carga elétrica.

Faça agora você 1. O elemento sofre decaimento radioativo por emissão de partícula β. Que elemento é formado nesse processo? 2. Escreva a equação que representa a transmutação do netúnio–237 (Np, Z = 93) em protactínio (Pa, Z = 91) por emissão de partícula α. Com os estudos sobre a radioatividade, o conhecimento do homem sobre a estrutura da matéria se ampliou. As transformações químicas podiam ser explicadas em termos de rearranjo de átomos, de quebra e formação de ligações, ligações estas formadas por atrações eletrostáticas entre os elétrons dos elementos que constituem a substância. Um outro tipo de transformação, a transmutação natural, passou a ser conhecida e entendida através do conhecimento do núcleo atômico. O núcleo, formado por prótons e nêutrons, pode emitir partículas, transformando-se em outro elemento. Mas será que as transmutações poderiam ser provocadas artificialmente? Em 1933, um ano após o descobrimento do nêutron, os cientistas Frederic Joliot e Irene Curie Joliot produziram o primeiro elemento radioativo artificialmente, bombardeando boro–10 com partículas α: Elementos transurânicos Dos 111 elementos conhecidos atualmente, somente os elementos até o amerício (Z = 95) existem na natureza (exceto o Tc, Pm, At e Fr). Os elementos transurânicos são todos sintéticos.

Nesse processo, foi detectada a emissão de uma partícula com massa semelhante à do elétron, mas com desvio contrário quando submetida a um campo elétrico. Essa partícula, tem carga positiva e foi chamada de pósitron.

GERANDO

ENERGIA ATRAVÉS DE REAÇÕES NUCLEARES

O aproveitamento da energia nuclear na geração de energia elétrica, como é feito hoje em dia, foi resultado de muitos estudos que procuravam entender e controlar o comportamento dos núcleos e suas interações com as radiações. Considere como a energia é gerada numa usina nuclear:




 

Fonte: <www.energiatomica.hpg.ig.com.br/sun.gif>

Numa usina nuclear, a reação nuclear gera energia, que é utilizada para vaporizar água. O vapor d’água movimenta uma turbina, gerando energia elétrica.

Atividades Compare a usina nuclear com uma termelétrica. Qual a reação nuclear envolvida nesse processo? O combustível nuclear é o urânio–238 “enriquecido”, cujo núcleo, quando bombardeado com nêutrons, sofre uma clivagem em núcleos de menor número atômico, gerando também nêutrons e energia. Esse tipo de reação foi conhecida em 1938, com os estudos de Otto Hahn e Fritz Strassmann, cientistas alemães que trabalhavam em pesquisas sobre a radioatividade. Nesse ano, Hahn e Strassmann isolaram um isótopo de bário (Z = 56) ao bombardearem um átomo de urânio com nêutrons. Esta descoberta era inédita, e os pesquisadores não sabiam como explicá-la. O entendimento de tal transformação foi possível com os estudos de Lise Meitner, uma pesquisadora alemã, que concluiu que o átomo de urânio se clivava em dois outros átomos de menor número de prótons. Reações desse tipo são chamadas de fissão nuclear. Os estudos mostraram que o isótopo U-235 sofre fissão mais eficientemente. Porém, mais de 99% do urânio encontrado na natureza é do isótopo U238. Assim, foram desenvolvidas técnicas para separar o isótopo U-235 do U238, processo esse chamado de enriquecimento do urânio. O processo de fissão nuclear pode ser descrito pela equação:

Compare a energia liberada nessa transformação com a liberada na queima do álcool combustível ou da gasolina. Urânio - ocorrência na natureza UO2 - pechblenda; U3O8 - uranita; Cu(UO2)2(PO4)2.8H2O - mica de urânio; K2(UO2) (VO4)2.3H2O - carnalita O Brasil possui a sexta maior reserva de urânio do mundo, com cerca de 309000 t de U3O8 nos Estados do Ceará (142000 t), da Bahia (93200 t), Paraná e Minas Gerais, entre outras ocorrências.



(Fonte: www.ambientebrasil. com.br/.../energia/ nuclear)




(Fonte: www.profcupido.hpg. ig.com.br/atomo.htm)

Esquema Snyder (Snyder, C H, The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things, Wiley, 2a ed., 1995, p. 84).

Os nêutrons gerados nessa reação de fissão podem interagir com outro núcleo de U-235, causando a fissão de outros núcleos e assim sucessivamente, liberando, dessa forma, quantidades de energia ainda maiores. É isto o que acontece em um reator atômico. O processo de reação em cadeia que acontece na fissão pode ser representado conforme figura ao lado: Em um reator nuclear são utilizados materiais para controlar a reação em cadeia e a quantidade de energia liberada. Estes materiais são constituídos de boro, háfnio ou cádmio, substâncias que absorvem nêutrons. No processo de fissão nuclear, são formados produtos residuais também radioativos, como césio-137, estrôncio-90, iodo-131, e plutônio-239. O plutônio, quando separado dos outros produtos formados, pode ser usado na fabricação de armas nucleares. Os resíduos radioativos são retirados do reator e armazenados em piscinas de resfriamento no interior da própria usina. (Para saber mais sobre o lixo radioativo, consulte: www.energiatomica.hpg.ig.com.br/cnen.html) Como nós bem sabemos, o conhecimento da fissão nuclear levou à construção da bomba atômica. São usados na construção de uma bomba o isótopo U-235 ou o Po-239. Para que ocorra a reação em cadeia, é necessária uma certa quantidade de urânio-235 (aproximadamente 3,5 kg), pois caso contrário a reação não se sustenta. Em uma bomba atômica, utilizam-se dois tubos isolados contendo massas de urânio que não são capazes de sustentar, separadamente, a reação em cadeia. Provoca-se a união dos tubos por uma reação de explosão de TNT, formando-se um bloco maior capaz de efetivar a reação em cadeia (conforme ilustração anterior). Com isso, ocorre a liberação de grande quantidade energia e de elementos radioativos, provocando uma tragédia sem precedentes. O esquema a seguir ilustra o funcionamento da bomba de urânio:




  Muitos cientistas estiveram envolvidos na produção de conhecimento que permitiu a construção da bomba atômica. Alguns deles foram responsáveis pelo Projeto Manhattan, como J. R. Oppenheimer, que levou à construção das bombas que os Estados Unidos fizeram explodir nas cidades de Hiroshima e Nagasaki, no Japão, já no final da Segunda Guerra Mundial, causando enorme destruição, doenças e mortes. Para saber mais sobre a bomba atômica e o Projeto Manhattan, consulte, por exemplo, as seguintes páginas: www.energiatomica.hpg.ig.com.br/ad31.htm www.if.ufrj.br/teaching/radioatividade/fnebomba.html Outro processo nuclear que gera grande quantidade de energia é a fusão nuclear. Nas reações de fusão, dois núcleos interagem, formando um único núcleo, com maior número de prótons e emitindo energia. Essas reações, entretanto, necessitam de altas temperaturas para ocorrerem, da ordem de 10 a 100 milhões de graus Celsius. A energia produzida no sol é proveniente de reações de fusão nuclear. Podemos representar o processo pela equação:

Essa reação de fusão pode ser usada na construção de bombas atômicas, a chamada bomba de hidrogênio. A energia necessária para dar início à fusão é proveniente de uma reação de fissão nuclear. Nenhuma bomba de hidrogênio foi usada em conflitos, mas algumas foram detonadas para testes de pesquisa.

Faça agora você 1. (PUCCAMP) O isótopo 131 do iodo (Z = 53), utilizado no diagnóstico de moléstias da tireóide, pode ser obtido pelo bombardeamento do isótopo 130 do telúrio (Z = 52), representado a seguir:

Nessa equação radioquímica, X corresponde a(o): a) próton – b) nêutron – c) pósitron – d) partícula α – e) partícula β – 2. (Vunesp) Quando um átomo do isótopo 228 do tório libera uma partícula alfa (núcleo do hélio com 2 prótons e número de massa 4), transforma-se em um átomo de rádio, de acordo com a equação: Os valores de x e y são, respectivamente: a) 88 e 228 b) 89 e 226 c) 90 e 224 d) 91 e 227 e) 92 e 250




 A Rosa de Hiroshima VINÍCIUS DE MORAES Pensem nas crianças Mudas telepáticas Pensem nas meninas Cegas inexatas Pensem nas mulheres Rotas alteradas Pensem nas feridas Como rosas cálidas Mas oh não se esqueçam Da rosa da rosa Da rosa de Hiroshima A rosa hereditária A rosa radioativa Estúpida e inválida A rosa com cirrose A anti-rosa atômica Sem cor sem perfume Sem rosa sem nada.

3. (Fuvest) Quando nêutrons atingem núcleos de átomos de nitrogênio com número de massa 14, há formação de átomos de carbono com o mesmo número de massa que o dos núcleos bombardeados. Qual é a equação nuclear completa dessa reação? (Z - C: 6, N: 7)

RISCOS

NO USO DA ENERGIA NUCLEAR

Atualmente, os processos mais usados para se obter energia elétrica no mundo são: usinas hidrelétricas (uso da força da água represada para mover turbinas); usinas termoelétricas (uso de combustíveis fósseis para produzir vapor que move turbinas) e usinas nucleares (uso semelhante ao das termoelétricas, mas que utilizam como combustível materiais radioativos liberando energia por fissão nuclear). Todos esses processos apresentam vantagens e desvantagens ao gerar energia elétrica. Geralmente, as desvantagens se relacionam a problemas ambientais como inundação de enormes áreas (hidrelétricas), produção de gases poluentes (termoelétricas) e armazenamento de “lixo atômico” (nucleares). Ao utilizarmos energia nuclear, também há riscos de contaminação do ambiente por material radioativo, tanto devido a problemas no transporte e manipulação do combustível nuclear, quanto a acidentes em usinas nucleares. Ainda há os resíduos radioativos que se formam na fissão, cujo destino não está resolvido até hoje. Um dos mais graves acidentes recentes de que se tem notícia foi o ocorrido na usina de Chernobyl (Ucrânia), onde o reator contendo o combustível nuclear (urânio enriquecido U-235) explodiu, liberando na atmosfera uma nuvem radioativa que afetou uma grande área e, devido aos ventos, pode ser detectada em vários pontos do nosso planeta. O que mais se teme nesse tipo de acidente não são apenas os efeitos imediatos que essa radiação pode provocar nos seres vivos, mas também o fato de que ela atua de forma invisível e durante muitos anos. Por que a duração dos efeitos da radiação pode ser de muitos anos?

Isótopo

Os efeitos do lançamento de produtos radioativos da fissão nuclear na atmosfera duram muitos anos porque a transformação em material não radioativo pode ser muito demorada, e assim eles continuam a emitir radiação. Para se conhecer o tempo em que um material radioativo se desintegra, é comum se utilizar o tempo de “meia-vida” – tempo em que sua radiação cai à metade. Portanto, dependendo da quantidade de material lançado, a radiação emitida pode levar dezenas e até centenas de anos para se apresentar numa faixa que não provoque tantos danos. Esse tempo de meia-vida pode ser entendido também como o tempo necessário para desintegrar a metade dos átomos radioativos existentes em uma dada amostra. A tabela ao lado mostra o tempo de meia-vida de alguns isótopos radioativos.

Meia-vida 4,5 x 109 anos 7,1 x 108 anos 30 anos 2,06 anos 5,26 anos 8 anos 28,1 anos

Após o acidente de Chernobyl, foram detectados, por toda a Europa, muitos nuclídeos radioativos. Por exemplo, o estrôncio-90, que emite radiação β, foi detectado em baixa concentração. Esse nuclídeo tem características semelhantes às do cálcio, e por isso poderia se instalar nos ossos, causando muitos danos. Além deste, foram detectados iodo-131, césio-134, césio-137, telúrio132, entre outros.

2,3 meses 3,0 segundos 18 meses 10,6 dias




  O iodo-131, que emite radiação γ na sua desintegração, foi o elemento que causou a curto prazo maior preocupação aos europeus, não só por sua meia-vida, mas também pela quantidade depositada. Este elemento, ao ser ingerido ou inalado, afeta a tireóide, podendo provocar uma radioatividade nesse órgão 100 vezes maior do que em qualquer outro órgão. O problema foi minimizado com a distribuição e o consumo de tabletes contendo iodo não radioativo, para saturar a tireóide, evitando sua absorção. Outros elementos preocupantes foram o césio-137 e o césio-134, que emitem radiação γ e, devido a sua vida mais longa e propriedades químicas semelhantes ao do potássio, poderiam se distribuir pelos músculos de todo o corpo. O Brasil também teve um sério acidente nuclear envolvendo o césio-137. Aconteceu em setembro de 1987, na cidade de Goiânia. Esse acidente se iniciou quando dois sucateiros encontraram uma cápsula de césio (utilizada no tratamento de câncer) abandonada no antigo prédio do Instituto Goiano de Radioterapia e a levaram para ser vendida a um ferro-velho. No ferro-velho, as pessoas por curiosidade violaram a blindagem dessa cápsula e liberaram cerca de 19 g de cloreto de césio em pó, iniciando então a contaminação. Essa contaminação afetou 249 pessoas, das quais 49 foram internadas. Destas, 21 tiveram tratamento médico intensivo, 10 ficaram em estado grave, uma teve o antebraço amputado e quatro morreram. Além disso, gerou-se no acidente cerca de 13 toneladas de lixo radioativo, que deverá ficar armazenado por pelo menos 300 anos, tempo necessário para o césio-137 decair dez meias-vidas e sua atividade radioativa atingir um valor próximo ao da radiação de fundo.

USOS

DE RADIOISÓTOPOS

O ser humano vem usando os radioisótopos não só na produção de energia, mas também para outros fins, tanto em pesquisa básica como em aplicações tecnológicas. A seguir, temos alguns exemplos desse uso.

Atividade é o número de desintegrações nucleares de seus átomos por unidade de tempo. Uma das unidades que medem a atividade denomina-se curie (Ci), homenagem a Madame Curie, descobridora do elemento rádio. Mas a unidade mais recente é o becquerel (Bq) que significa uma desintegração por segundo. 1 Ci = 3,7 . 1010 Bq

Radiação de fundo é a radiação proveniente de substâncias que contém elementos como urânio, tório, rádio, polônio, radônio que podem ser encontradas naturalmente em diferentes quantidades em rochas, nas praias, nas águas do mar e rios e até mesmo na atmosfera.

Irradiação de alimentos A irradiação é uma técnica utilizada para conservar alimentos, reduzindo as perdas devido a processos fisiológicos (brotamento, maturação e envelhecimento) e eliminando ou reduzindo microorganismos, parasitas e pragas, sem prejudicar o alimento. Essa irradiação é feita, atualmente, com equipamentos de cobalto-60 que emitem radiação γ ; ou seja, os alimentos são submetidos a essa radiação ionizante de forma controlada e por tempo limitado. Esse processo pode ser aplicado no alimento já embalado ou a granel. Essa radiação pode impedir a multiplicação de microorganismos que podem causar a deterioração dos alimentos, como bactérias e fungos, por meio da alteração de sua estrutura molecular. Também pode inibir a maturação de frutas e legumes, através de alterações nos processos fisiológicos dos tecidos da planta. Geralmente, nesse processo há mínimas alterações químicas nos alimentos e nenhuma dessas alterações conhecidas são nocivas ou perigosas, tendo então a aprovação da Organização Mundial da Saúde (OMS). De acordo com o CENA (Centro de Energia Nuclear na Agricultura/USP – Campus Piracicaba) há inúmeras vantagens em irradiar alimentos sobre os métodos tradicionais de conservação de alimentos como apresentado a seguir. “– É um processo a frio que pode descontaminar alimentos congelados sem causar efeitos indesejáveis em sua propriedades organoléticas e físico-químicas.



Cebolas irradiadas há seis meses (direita) e cebolas não irradiadas (esquerda) Fonte: <http://www.cena. usp.br/irradiacao/ irradiacaoalimentos.htm>


 – Como a radiação tem elevado poder de penetração, o processo pode ser usado para tratar uma grande variedade de alimentos, numa considerável faixa de tamanhos e formas, com pouca ou nenhuma manipulação ou processamento. – Pode facilitar a distribuição e venda de frutas frescas, vegetais e carnes pelo aumento da vida útil desses produtos, sem alterar a sua qualidade. – Pode substituir os tratamentos químicos que deixam resíduos nos alimentos. – No caso de produtos avícolas, a irradiação oferece um método de custo efetivo para garantir ao consumidor proteção contra doenças transmitidas por alimentos, principalmente salmonelose e campilobacteriose. – Não aumenta a temperatura do alimento (pasteurização a frio). – Possibilidade de tratamento do alimento em embalagens que temem calor e água. – Diminui o tempo de cozimento de certos alimentos, principalmente desidratados. – Permite atingir organismos (ovos e larvas de insetos, vermes etc.) dentro dos alimentos.” Fonte: <http://www.cena.usp.br/irradiacao/efeitos.htm>

Datação Para estimar a idade do nosso planeta, utiliza-se um método de comparação das quantidades de urânio e chumbo presentes em minérios de urânio, que se presume existirem desde a formação da Terra. Esse processo se baseia no fato de o chumbo (Pb-206) presente nesses minérios ser formado pelo decaimento do isótopo urânio-238 através de várias emissões radioativas. Portanto, por essa análise, a idade da Terra parece ser de aproximadamente 2,8 . 109 anos. Assim como a meia-vida do urânio é utilizada para determinar a idade da Terra, a idade de fósseis pode ser verificada pela determinação da quantidade de isótopo carbono-14. Na natureza existem três isótopos do carbono, nas seguintes proporções: – cerca de 98,9% (não radioativo) – cerca de 1,1% (não radioativo) – cerca de 0,000001% ou 10 partes por bilhão (radioativo) O carbono-14 é formado na alta atmosfera devido a choques de nêutrons provenientes dos raios cósmicos com o nitrogênio do ar. Ele se desintegra emitindo radiação β, devolvendo o nitrogênio-14. A formação e a desintegração do carbono ocorrem na atmosfera quase com a mesma velocidade, mantendo então uma porcentagem constante desse elemento na atmosfera. Esse carbono-14 é incorporado pelas plantas, através do CO2 atmosférico, para a realização da fotossíntese e, através das cadeias alimentares, vão sendo incorporados por outros seres vivos. Com isso, a proporção desse elemento permanece constante na atmosfera e em todos os seres vivos. Quando uma planta ou animal morre, pára de incorporar o elemento carbono e, portanto, a quantidade de carbono-14 começa a diminuir, caindo à metade a cada 5730 anos (tempo de meia-vida do carbono-14). Por isso, para se determinar a idade de um fóssil, encontra-se o teor de carbono-14 nele presente e, a partir da




  curva de decaimento, pode-se estimar quanto tempo se passou da morte desse ser vivo. Esse método é conhecido como datação pelo carbono-14. Pesquise outros usos de radioisótopos (em medicina, em vazamentos de tubulações, esterilização de equipamentos médicos e dentários etc).

Faça agora você 1. (UFBA) No acidente nuclear de Chernobyl ocorreu um vazamento para a atmosfera de vários radioisótopos, sendo que um dos nocivos ao ser humano e ao ambiente é o estrôncio-90 ( ). Sabendo que a meia-vida desse radioisótopo é de aproximadamente 28 anos, determine a porcentagem do mesmo que ainda estará presente na atmosfera daqui a 112 anos. a) b) c) d) e)

50% 25% 12,5% 6,25% 3,125%

2. (Puc/Campinas) Protestos de várias entidades ecológicas têm alertado sobre os danos ambientais causados pelas experiências nucleares francesas no Atol de Mururoa. Isótopos radioativos prejudiciais aos seres vivos, como o chamado “lixo nuclear” desses experimentos. Quantos anos são necessários para que uma amostra de ar, se reduza a 25% da massa inicial? (Dado: meia-vida do a) b) c) d) e)

, formam o , lançada ao = 28,5 anos)

28,5 57,0 85,5 99,7 114

Lembre-se: Transformação química - aspectos quantitativos Transformação química - Energia Térmica Transformação química – reações endotérmicas e exotérmicas Transformação química – entalpia Transformação química – troca de elétrons Transformação química – pilhas Transformação química – eletrólise Energia nuclear – emissão de partículas α e β e radiação γ . Energia nuclear – fissão e fusão nuclear Energia nuclear – tempo de decaimento de radioisótopos Energia nuclear – lixo radioativo Radioatividade ��� usos diversos de radioisótopos






Se você quiser aprender mais: AMBROGI, Angélica et al. Unidades Modulares de Química. São Paulo: Hamburg/Cecisp, 1987. GEPEQ. Interações e Transformações I: Química para o Ensino Médio. São Paulo: EDUSP, 2003. GEPEQ. Interações e Transformações III: A Química e a Sobrevivência: Atmosfera fonte de materiais. São Paulo: EDUSP, 1998. MORTIMER, Eduardo Fleury et al. Química para o ensino médio. 1ª ed. São Paulo: Scipione, 2003. OKUNO, Emiko. Radiação: Efeitos, Riscos e Benefícios. São Paulo: Harbra, 1988. SALGADO, Tânia D. M. (coordenação). Módulos para o Ensino de Radioatividade. Rio Grande do Sul: Universidade Federal do Rio Grande do Sul. (material didático acessível – em formato .pdf - pela internet no seguinte endereço http://www.iq.ufrgs.br/aeq/ ). SILVA, Eduardo R.; NÓBREGA, Olímpio S. e SILVA, Ruth H. Química: Transformações e energia. São Paulo: Ática, 2001, v. 1, 2 e 3.

Sobre as autoras Isaura Maria Gonçalves Vidotti é licenciada em Química. É professora do ensino médio da rede estadual e membro do grupo de Pesquisa em Educação Química, do Instituto de Química da USP. É autora de livros didáticos de química para o ensino médio, trabalha com formação continuada de professores e é responsável por orientações técnicas na aplicação do Projeto de Ensino elaborado pelo grupo.

Luciane Hiromi Akahoshi é bacharel em Química. É pesquisadora colaboradora do Grupo de Pesquisa em Educação Química do IQ-USP. Desenvolve trabalhos de pesquisa e elaboração de atividades experimentais para o ensino de química, atua em cursos de extensão universitária na área de Química, na elaboração de material instrucional e no atendimento a professores e alunos no IQ-USP.

Maria Eunice Ribeiro Marcondes é bacharel e licenciada em Química e doutora em Ciências na área de Química. É professora e pesquisadora do IQ–USP, coordenando as atividades do Grupo de Pesquisa em Educação Química. Atua na formação inicial de professores de química e em projetos de formação continuada. É orientadora do Programa de Pós-Graduação Interunidades de Ensino de Ciências, oferecido pelo Instituto de Física, Instituto de Química e Faculdade de Educação da USP.

Yvone Mussa Esperidião é bacharel em Química Industrial e licenciada em Química; professora aposentada do Ensino Médio da rede estadual, professora do Ensino Superior, atual coordenadora da área de Ciências da UNIb e membra do grupo de Pesquisa em Educação Química, do IQ-USP. É autora de livros didáticos de química para o ensino médio e revisora de materiais instrucionais.

Silvia Maria Leite Agostinho é engenheira química pela Escola Superior de Química da UFPE, mestra em Ciências dos Materiais pelo ITA e doutora em Ciências pelo IQ-USP, onde é professora e pesquisadora. Atua como professora na formação inicial de professores no curso de Licenciatura em Química e orientadora do Programa de Pós-graduação em Química.




Unidade 5

Exercícios complementares 1. Analise as equações escritas a seguir. Indique quais representam processos endotérmicos. I- N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

∆H = - 92 kJ

II- Cl2 (g) → 2 Cl (g)

∆H = + 58 kJ

III- H2O (g) + 286 kJ → H2 (g) + ½ O2 (g) IV- 2 H (g) → H2(g) + 436 kJ V- CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + 65,2 kcal 2. Considere as informações da tabela Combustível Poder calorífico Densidade Volatilidade (kJ/kg) (kg/L)

Disponibilidade

Preço (R$)

Consumo

Álcool

27200

0,80

menos volátil

Obtido de cana de açúcar, recurso renovável

0,99/L

Menos econômico

Gasolina

40500

0,70

mais volátil

Obtido do petróleo, recurso não renovável

2,09/L

Mais econômico

a) O tanque de um carro tem 60 L de capacidade. Quantos litros de álcool combustível devem ser queimados para produzir a mesma quantidade de energia que 60 L de gasolina? b) Além do poder calorífico, outros aspectos devem ser levados em conta para avaliar a eficiência de um combustível: a disponibilidade, o preço por litro, a volatilidade e o consumo. Tendo isso em vista, qual dos combustíveis é o mais eficiente, álcool ou gasolina? 3. São dadas as equações: 285 kJ + H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g) 242 kJ + H2O (g) → H2 (g) + ½ O2 (g) Qual a quantidade de energia envolvida na transformação H2O (l) → H2O (g)? E na transformação H2O (g) → H2O (l)? Classifique as transformações citadas em endo ou exotérmicas.


 4. A bactéria Acetobacter obtém energia para seu crescimento transformando o etanol em acetaldeído e este em ácido acético. C2H5OH (l) + 1/2 O2 (g) →CH3CHO (l) + H2O (l) ∆H= - 174 kJ/mol de C2H5OH CH3CHO (l) + 1/2 O2 (g) →H3CCOOH (l)

∆H= - 318 kJ/mol de CH3CHO

H3CCOOH(l) + 2O2 (g) → 2CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H= +876 kJ/mol de H3CCOOH Quanta energia é mobilizada na transformação C2H5OH (l) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3H2O (l)

∆H= ?

5. (UFMG) Metano, o principal componente do gás natural, é um importante combustível industrial. A equação balanceada de sua combustão é:

+ 2 O=O →O=C=O + 2

Considerem-se, ainda, as seguintes energias de ligação, em kJ mol-1: E(C-H) = 416; E(C=O) = 805; E(O=O) = 498; E(O-H) = 464 Utilizando-se os dados anteriores, pode-se estimar que a entalpia de combustão do metano, em kJ mol-1, é: a) –2660

b) –806

c) –122

d) 122

e) 806

6. (Fuvest) Na corrosão do ferro ocorre a reação representada por: 2 Fe (s) + 3/2 O2 (g) + x H2O (l) → Fe2O3 . x H2O (aq) Nessa reação, há redução do: a) Fe, somente. c) H, somente.

b) O, somente. d) Fe e do O.

e) O e do H.

7. (Fuvest) A ação oxidante da atmosfera faz surgir Fe3+ em soluções onde se deseja ter apenas cátions Fe2+. Um modo conveniente de manter soluções de Fe2+ livres dessa contaminação consiste em adicionar às mesmas: a) Ag+ b) Zn2+ c) Ag d) Zn e) Fe (dados: consultar tabela 2 deste módulo, páginas 27 e 28) 8. (Unicamp - SP) O desenho abaixo representa o corte de uma pilha de manganês.

Figura 1: Pilha de manganês

As reações que ocorrem durante o funcionamento da pilha são: 2 MnO2 (s) + 2 NH4+ (aq) + 2 e- → Mn2O3 (s) + 2 NH3 (aq) + H2O (l) Zn (s) →Zn2+ (aq) + 2 e-




  a) Qual é o oxidante nessa reação? b) Cite uma substância cuja quantidade diminui e uma cuja quantidade aumenta quando a pilha está funcionando. 9. (Vunesp) O íon magnésio está presente na água do mar em quantidade apreciável, o íon Mg2+ é precipitado da água do mar como hidróxido, que é convertido a cloreto por tratamento com ácido clorídrico. Após evaporação da água, o cloreto de magnésio é fundido e submetido à eletrólise. a) Escreva as equações de todas as reações que ocorrem. b) Quais os produtos da eletrólise e seus estados físicos? 10. Deseja-se distinguir, experimentalmente, o estanho do zinco. Para tal, foram feitos três experimentos: I. Determinou-se a densidade de um dos metais, a 20ºC, com margem de erro de 3%, e achou-se o valor 7,2 g/cm3 II. Colocou-se, separadamente, cada um dos metais em uma solução aquosa de ácido clorídrico, de concentração 1 mol/L. III. Colocou-se, separadamente, cada um dos metais em uma solução aquosa de sulfato ferroso, de concentração 1 mol/L. Para cada um dos experimentos, com base nos dados fornecidos, explique se foi possível ou não distinguir um metal do outro. Dados: Metal (Me)

Densidade a 20ºC Eo red (Me2+/Me) (g/cm3) (V)

Sn

7,29

-0,14

Zn

7,14

-0,76

Fe

-

-0,44

11. (Fuvest) O minério caliche, cujo principal componente é o salitre do Chile, contém cerca de 0,1%, em massa, de iodato de sódio (NaIO3). A substância simples I2 pode ser obtida em um processo que envolve a redução desse iodato com hidrogenossulfito de sódio (NaHSO3), em meio aquoso. Nessa redução também são produzidos íons sulfato, íons H+ e água. a) Escreva a equação iônica balanceada que representa a formação de iodo nessa solução aquosa, indicando o oxidante e o redutor. b) Calcule a massa de caliche necessária para preparar 10,0 kg de iodo, pelo método acima descrito, considerando que todo o iodato é transformado em iodo. Dados: massas molares (g/mol) NaIO3 - 198 I2 - 254 12. (Fuvest) Quais as semelhanças e diferenças entre os isótopos de césio (estável) e

(radioativo), com relação ao número de prótons, nêu-

trons e elétrons?




 13. (UEPA) O ferro-59 é um isótopo radioativo, utilizado em diagnósticos de anemia. A equação nuclear para o decaimento do beta, é:

como um emissor

a) b) c) d) e) 14. (Vunesp) O alumínio pode ser transformado em fósforo pelo bombardeamento com núcleos de hélio, de acordo com a equação:

a) Determine os valores de x e y. b) Explique o que representam x e y no átomo de fósforo. 15. (Mackenzie – adaptado) No dia 6 de agosto de 1995, o mundo relembrou o cinqüentenário do trágico dia em que Hiroshima foi bombardeada, reverenciando seus mortos. Uma das possíveis reações em cadeia da fissão nuclear do urânio-235 usado na bomba é que X corresponde a: a)

b)

c) 3

, em

d)

e) 2

16. (Fuvest) Na reação de fusão nuclear representada por ocorre a liberação de um nêutron (n). A espécie E deve ter: a) 2 prótons e 2 nêutrons b) 2 prótons e 3 nêutrons c) 2 prótons e 5 nêutrons d) 2 prótons e 3 elétrons e) 4 prótons e 3 elétrons 17. (Vunesp) O acidente do reator nuclear de Chernobyl, em 1986, lançou para a atmosfera grande quantidade de radioativo, cuja meia-vida é de 28 anos. Supondo ser este isótopo a única contaminação radioativa e sabendo que o local poderá ser considerado seguro quando a quantidade de se reduzir, por desintegração, a 1/16 da quantidade inicialmente presente, o local poderá ser habitado novamente a partir do ano de a) 2014 b) 2098 c) 2266 d) 2986 e) 3000




Química