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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira

Química Geral – Vol . 1 Curso Anual de Química Prof. Alexandre Oliveira Assunto

Página

Módulo 01 – Cálculos Químicos e Cálculos De Fórmulas

03

Módulo 02 – Leis Poderais e Cálculo Estequiométrico

33

Módulo 03 – Gases

73

Módulo 04 – Química Nuclear

119

Módulo 05 – Matéria e Energia

167

Módulo 06 – Análise Imediata

189

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MÓDULO 01 ESTEQUIOMETRIA – CÁLCULOS QUÍMICOS E CÁLCULOS DE FÓRMULAS 1. Medida de uma grandeza Antes de se entender o conceito de massa atômica, é necessário ter bem claro o conceito de medida de uma grandeza. A medida de uma grandeza é feita por comparação com uma grandeza padrão convenientemente escolhida. Assim, a medida da massa de um corpo é feita comparando-se a sua massa com a massa de um padrão convenientemente escolhido. O quilograma (kg) é um padrão muito utilizado para exprimir a massa dos corpos. Por exemplo, quando dizemos que uma pessoa pesa 70kg, isto é, tem massa igual a 70kg, significa que essa pessoa tem a massa 70 vezes maior que a massa padrão de 1kg. Nem sempre o quilograma é um padrão conveniente. Para indicar a massa de um grão de areia, é mais conveniente utilizar como padrão a massa de 1 miligrama (mg). Deste modo, é mais conveniente referir-se à massa de um grão de areia por 2mg do que expressar sua massa por 0,000002kg. O quilograma também não e um padrão conveniente para exprimir a massa de um navio. Nesse caso, a tonelada é um padrão mais conveniente. Para exprimir a massa de um átomo, o padrão miligrama (mg) não é conveniente, pois é muito grande. Apenas como curiosidade, vejamos como ficaria o valor da massa de um átomo de 12C expressa em kg e em mg. m = 2 . 10–26 kg = 2 . 10–20 mg. 1.1. Unidade de massa atômica Os químicos procuraram um padrão conveniente para exprimir a massa dos átomos. Em 1962, num Congresso Internacional de Química, foi escolhida a unidade de massa atômica (u):

Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de carbono com número de massa igual a 12 (12C). 1.2. Massa atômica [MA] Massa atômica é a massa de um átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa do átomo de 12C. Assim, a massa atômica do 12C é igual a 12u. Existem métodos experimentais que permitem a determinação da massa atômica com uma precisão tal que o seu valor pode ser expresso com até seis algarismos significativos, tais como: Massa atômica do átomo 24Mg = 23,9847u Massa atômica do átomo 35Cl = 34,997u Massa atômica do átomo 37Cl = 36,975u Massa atômica do átomo 27Al = 26,9815u 3 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira A maioria dos elementos é formada por misturas de diferentes isótopos, em proporção constante. Dessa maneira, a massa atômica dos elementos é também constante. No caso dos elementos formados de um único isótopo, a massa atômica do seu único isótopo será também a massa atômica do elemento. 2. Massa molecular [MM] Massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa substância expressa em unidades de massa atômica (u). Numericamente, a massa molecular (MM) é igual à soma das massas atômicas (MA) de todos os átomos constituintes da molécula. Exemplo: MA do H = 1u MA do O = 16u MM do H2O = 2 x 1 + 16 = 18u Como a maioria dos elementos é formada por misturas de diferentes isótopos, a maioria das substâncias é formada por misturas de moléculas com diferentes massas moleculares. No caso da água, por exemplo, podemos ter 18 moléculas diferentes de H2O, resultantes da combinação dos diferentes isótopos, cujas massas moleculares variam de 18u a 24u. Observe a constituição isotópica dos elementos hidrogênio e oxigênio: H1 = 99,98%; H2 = 0,02%; H3 = 10-7% O16 = 99,76%; O17 = 0,04%; O18 = 0,20% Desta forma a molécula de H2O com menor massa molecular é 18u, sendo inclusive a molécula de massa molecular predominante, pois é constituída pelos isótopos de hidrogênio e oxigênio mais abundantes na natureza. A molécula de H2O com maior massa molecular corresponde a 24u. Observe:

16 1

1

1

18u

2

1

20u

3

2

16 3

3

3

20u

21u

22u

17

17

17

17

17

1

2

2

18

1

1

16

20u

18 18

1

2

2

20u

19u

16

19u

17 1

16

16

2

1 21u

2

1

3

21u

21u

18

18

2

2 22u

1

3

3

22u

2

18

3 23u

3 23u

18

3 22u

2

3

3 24u

Como na mistura isotópica do H e do O há nítida predominância dos isótopos 1H e 16O, na substância água há nítida predominância de moléculas 1H2O16 e a massa molecular média da água é muito próxima de 18u. Por isso, podemos afirmar que: 5 www.portalepisteme.com.br – e-mail: cursodequimica@gmail.com


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A molécula de água tem massa 18u A molécula de água tem massa 18 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C A molécula de água tem massa 1,5 vezes maior que a massa do 12C Uma molécula de H2O pesa 18 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C, isto é, uma molécula de água pesa 1,5 vezes mais que o átomo de 12C. A massa atômica do Cl é igual a 35,5u e a massa molecular do Cl2 é igual a 2 . 35,5 = 71,0u.

Assim como não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5u, não existe molécula de Cl2 com massa igual a 71,0u; este é o valor médio da massa das moléculas de Cl2. A substância Cl2 é formada por uma mistura das moléculas: Existem moléculas de Cl2 com massas moleculares 70u, 72u e 74u, em proporção tal que a massa média das moléculas de Cl2 é igual a 71,0u. Conhecendo a massa molecular do Cl2, podemos afirmar que: Massa média da molécula Cl2 = 71u Massa média da molécula Cl2 = 71 x massa de 1/12 do átomo de 12C Massa média da molécula Cl2 = 71 / 12 x massa do átomo 12C A rigor, no caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular deve ser substituído por fórmula-massa, pois não existe molécula de substância iônica. Entretanto, na prática, costuma-se usar a expressão massa molecular também nesses casos. Embora seja mais correto indicar a unidade (u) nos valores das massas moleculares, na prática, por uma questão de simplicidade, omite-se a unidade (u). 3. Mol e constante de Avogadro De acordo com resolução recente da IUPAC: Mol é a quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos de 12C contidos em 0,0 12kg de 12C. Constante de Avogadro é o número de átomos de valor é: 6,02.1023 mol–1.

12

C contidos em 0,012kg de

12

C. Seu

Assim como uma dúzia são 12 unidades e uma centena são 100 unidades, um mol são 6,02.1023 unidades.

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Exemplos: • Um mol de carbono (C) significa um mol de átomos de C, ou seja, 6,02 . 1023 átomos de C. • Um mol de cloro (Cl2) significa um mol de moléculas de Cl2, ou seja, 6,02 . 1023 moléculas de Cl2. • Um mol de cloreto de sódio (Na+Cl–) significa um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–), portanto, 6,02.1023 íons Na+ e 6,02.1023 íons Cl–. 4. Massa molar Massa molar é a massa que contém 6,02.1023 entidades representadas pela respectiva fórmula. A unidade mais usada para a massa molar é g.mol–1. Massa molar de um elemento é a massa de um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos desse elemento. É numericamente igual à sua massa atômica. Massa atômica do Cl = 35,5u Massa molar do Cl = 35,5 g . Mol–1 Interpretação: Um mol de átomos do elemento Cl, ou seja, 6,02 . 1023 átomos do elemento Cl, pesa 35,5g. Massa atômica do C = 12,011u Massa molar do C = 12,011 g . mol–1 Interpretação: Um mol de átomos do elemento C, ou seja, 6,02.1023 átomos de C, pesa 12,011g. Massa molar de um isótopo é a massa de um mol de átomos desse isótopo, ou seja, 6,02.1023 átomos desse isótopo. A massa molar de um isótopo é numericamente igual à sua massa atômica. Massa atômica do 35Cl = 34,997u Massa molar do 35Cl = 34,997 g.mol–1 Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 35Cl, pesa 34,997g. Massa atômica do 12C = 12,0000 Massa molar do 12C = 12,0000g.mol–1 Interpretação: Um mol de átomos, ou seja, 6,02.1023 átomos do isótopo 12C, pesa 12,0000g.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Massa molar de uma substância é a massa de um mol de entidades representadas pela sua fórmula. A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecular. Massa molecular do H2O = 18,0u Massa molar do H2O = 18,0g.mol–1 Interpretação: Um mol de moléculas, ou seja, 6,02.1023 moléculas de H2O, pesa 18,0g. Fórmula-massa do Na+Cl– = 58,5u Massa molar do Na+Cl– = 58,5 g.mol–1 Interpretação: Um mol de aglomerados iônicos (Na+Cl–), ou seja, 6.02.1023 aglomerados iônicos de (Na+Cl–), pesa 58,5g. Massa molar de um íon é a massa de um mol de íons, ou seja, 6,02.1023 íons. Massa molar do Cl– = 35,5g.mol–1 Interpretação: Um mol de íons Cl–, ou seja, 6,02.1023 íons Cl–, pesa 35,5g. Massa molar do SO42-= 96,0 g.mol–1 Interpretação: Um mol de íons SO42-, ou seja, 6,02.1023 íons SO42-pesa 96,0g. 4.1. Conversão de massa em quantidade de matéria [ou de substância] Sendo m a massa de uma substância, expressa em gramas, e sendo M a sua massa molar, expressa em g/mol, podemos escrever a seguinte proporção: Massa Quantidade de substância mg –––––––––– n mol Mg –––––––––– 1 mol

Observação Em uma molécula (se o composto for molecular) ou íon-fórmula (se o composto for iônico), o índice de cada elemento pode indicar tanto o número de átomos, como também o número de mol. 1 molécula de C2H4 2 átomos de C 4 átomos de H 1 mol de C2H4

2 mols de C = 2 x 6,02.1023 átomos de C 4 mols de H = 4 x 6,02.1023 átomos de H

2 mols de C2H4

4 mols de C = 4 x 6,02.1023 átomos de C 8 mols de H = 8 x 6,02.1023 átomos de H

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 5. Cálculo de fórmulas Quando um químico obtém uma nova substância, uma das primeiras providências que ele toma é a determinação de sua composição percentual ou centesimal. 5.1. Composição percentual ou centesimal (composição mássica) Entre as atividades experimentais mais empolgantes da Química estão a manufatura de um composto inteiramente novo ou o isolamento de uma nova substância a partir de uma fonte natural. Imediatamente aparecem questões do tipo: O que é isto? Qual a sua fórmula? A pesquisa para encontrar as respostas começa pela análise qualitativa, uma série de procedimentos destinada a identificar todos os elementos que constituem a substância. Em seguida vêm os procedimentos de análise quantitativa, a qual determina a massa de cada elemento em uma amostra da substância de massa conhecida. As massas relativas dos elementos em um composto são, em geral, dadas na forma de percentagem por massa, que é denominada composição percentual (ou composição centesimal) do composto. A percentagem por massa de um elemento é o número de gramas deste elemento presente em 100 g do composto. Esta percentagem é obtida, em geral, com o uso da seguinte equação %por massa Massa de elemento   100% de elemento Massa totalda amostra A composição percentual de uma substância indica a percentagem em massa de cada elemento para cada 100g da amostra. Exemplo 1 Determine a composição percentual para a glicose (C6H12O6) Dados: MA(C) = 12u; MA(H) = 1u; MA(O) = 16u. Solução: C6H12O6 Massa molar = 6. (12) + 12. (1) + 6. (16) Massa molar = 72 + 12 + 96 = 180 g/mol

Composição percentual da glicose: C = 40%; H = 6,7%; O = 53,3% A partir da composição percentual, podemos representar a fração em massa dos componentes de um composto; basta dividir as porcentagens por 100.

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A soma das frações em massa dos componentes de uma substância é igual a 1. 0,400 + 0,067 + 0,533 = 1,000 5.2. Fórmula percentual ou centesimal Indica a percentagem de cada elemento em uma amostra dada. Para o exemplo anterior a fórmula percentual seria dada por: Fórmula percentual da glicose: C40% H6,7% O53,3% 6. Fórmula mínima, empírica ou estequiométrica É a fórmula do composto que tem os menores índices inteiros possíveis.

Não existe a fórmula molecular do Al2O3 nem a do NaCl, pois esses compostos são iônicos e, por isso, não formam moléculas. Os compostos iônicos geralmente são escritos na sua fórmula mínima. A substância formada quando o fósforo entra em combustão (combinando-se com o oxigênio) é constituída por moléculas fórmula P4O10. Quando uma fórmula representa a composição de uma molécula, ela é denominada fórmula molecular. Observe, no entanto, que os subscritos 4 e 10 são ambos divisíveis por 2, e assim os menores números que indicam a razão entra as quantidades de P e O são 2 e 5. Uma fórmula mais simples (porém menos informativa) que expressa a mesma razão é P2O5. Ela é algumas vezes chamada de fórmula simplificada da substância. Também é conhecida como fórmula empírica, porque pode ser obtida a partir de uma análise experimental do composto. Para obter uma fórmula empírica experimentalmente, precisamos determinar o número de gramas de cada elemento na amostra do composto. Convertemos então gramas em mols, de onde obtemos as razões entre os números de cada elemento. Como a razão entre o número de mols é idêntica à razão entre o número de átomos, podemos então construir a fórmula empírica. 6.1. Cálculo da fórmula mínima Para determinar a fórmula mínima de um composto, devemos estabelecer, através da análise química, as proporções em massa entre os elementos que formam o composto.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Procedimento: I. transformar os dados do problema em quantidade de matéria (No de mol)

II. dividir os dados obtidos em (I) pelo menor deles. Esta operação indica o índice do elemento na fórmula mínima. III. Caso um dos números não seja inteiro, multiplique todos por um menor número, de modo que se obtenha números inteiros. Exemplo 2: A análise de um determinado composto determinou que a sua composição centesimal é: 69,47% de ―C‖, 5,15% de ―H‖ e 41,23% de ―O‖. Qual a sua fórmula mínima?

7. Fórmula molecular (F.M) A fórmula molecular de um composto é muito mais importante que a sua fórmula mínima, pois a fórmula molecular indica: • Os elementos formadores da substância; • O número exato de átomos de cada elemento na molécula do composto. A fórmula molecular de um composto é múltiplo da sua fórmula mínima.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Onde ―n‖ é um número inteiro que indica quantas vezes a fórmula mínima está contida na fórmula molecular.

Exemplo 3: Um determinado hidrocarboneto apresenta 85,71% de C e 14,29% de H em massa. Sabendo que a massa molecular do hidrocarboneto é 42, determine sua fórmula mínima e a sua fórmula molecular. Dados: (C = 12u; H = 1 u) Cálculo da fórmula mínima:

Desta forma a fórmula molecular é: (CH2)x3 = C3H6. 8. Cálculo da percentagem de carbono, hidrogênio e oxigênio a partir de uma dada massa do composto orgânico Em uma análise quantitativa dificilmente um composto é separado completamente em seus elementos, embora nossos exemplos possam ter levado você a pensar que isto acontece. Ao invés disso, o composto é transformado em outros compostos. As reações separam os elementos capturando cada um deles inteiramente (em termos quantitativos) em um composto separado cuja fórmula é conhecida. No exemplo a seguir ilustramos uma análise indireta de uma substância constituída exclusivamente por carbono, hidrogênio e oxigênio. Tais compostos queimam completamente na presença de oxigênio puro — uma reação denominada combustão — e os únicos produtos resultantes são dióxido de carbono e água. (Esta modalidade particular de análise indireta é algumas vezes chamada análise por combustão.) A combustão completa de álcool metílico (CH3OH), por exemplo, é representada pela seguinte equação. 2CH3OH + 3O2 → 2CO2 + 4H2O O dióxido de carbono e a água podem ser separados e suas massas podem ser medidas. Note que todos os átomos de carbono do composto original estão agora nas moléculas de CO 2 e todos os átomos de hidrogênio estão nas moléculas de H2O. Deste modo, pelo menos dois entre os elementos originais, CH, estão totalmente separados. 12 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Calcularemos a massa de carbono no CO2 recolhido, que é idêntica à massa do carbono na amostra original. De modo semelhante, calcularemos a massa de hidrogênio na H2O recolhida, que é igual à massa de hidrogênio na amostra inicial. Quando adicionadas, as massas de C e H são menores que a massa total da amostra, pois parte desta é composta por oxigênio. Subtraindo a soma das massas de C e H da massa total da amostra, obtemos a massa de oxigênio na quantidade dada do composto. Procedimento: I. Efetua-se a combustão completa do composto. Os produtos resultantes são CO2 e H2O. II. Relacionar as massas de ―C‖ com CO2 e ―H‖ com H2O. • Todo ―C‖ do CO2 se encontrava no composto orgânico. • Todo ―H‖ do H2O se encontrava no composto orgânico. III. Determina-se as massas de ―C‖ e de ―H‖ no composto orgânico. IV. Calcular as percentagens de ―C‖ e ―H‖. A% de oxigênio é encontrado subtraindo-se de 100 as duas percentagens de ―C‖ e de ―H‖. Exemplo 4 Uma amostra de 4,24mg de ácido acético (CH3COOH) sofre uma combustão completa e produz 6,21mg de CO2 e 2,54mg H2O. Determine a composição centesimal do ácido acético. Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u Solução: • Combustão completa do composto. CH3COOH + 2O2  2CO2 + 2H2O • Todo ―C‖ do CO2 se encontrava no composto orgânico. CO2 C 44g ––––––––––––– 12g 6,21mg –––––––––– x Todo ―H‖ do H2O se encontrava no composto orgânico. H2O 2H 18g –––––––––––––– 2g 2,54mg –––––––– y

No composto orgânico existem 1,69mg de C e 0,28mg de H. • Cálculo da percentagem de C, H e O:

% de C

4,24mg -------------- 100% 1,69 mg ----------------X%

X = 39,9%

% de H

4,24mg -------------- 100% 0,29 mg ----------------y%

y = 6,7%

% de O = 100% - (39,9% + 6,72%) = 53,4% 13 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira O cálculo da percentagem de oxigênio poderia ter sido feito calculando-se a massa de oxigênio no composto orgânico: m(O) = 4,24mg – (m(C) + m(H)) m(O) = 4,24mg – (1,69 mg + 0,28 mg) m(O) = 2,27g de O

Observação: Fórmula centesimal = C39,9% H6,7% O53,4%.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Exercícios de Aprendizagem 01. Sabendo que a massa atômica da prata é igual a 108u, podemos afirmar que um átomo de prata pesa: I. 108g. II. 108u. 12 III. 108 vezes mais que o átomo de C. 12 IV. 108 vezes mais que 1/12 do átomo de C. 12 V. 9 vezes mais que um átomo de C. Estão corretas somente as afirmações: a) I, III e V b) II, III e V c) II, IV e V d) II e IV e) I 02. Considere as seguintes afirmações relativas ao 39 isótopo K: 39 I. Um átomo de K pesa aproximadamente 39g. 39 II. Um átomo de K tem massa atômica aproximadamente igual a 39u. 39 III. Um átomo de K tem massa aproximadamente 12 39 vezes maior que a massa do átomo de C. 39 IV. Um átomo de K tem massa aproximadamente 12 igual a 3,25 vezes a massa de um átomo de C. 39 V. 12 átomos de K tem massa aproximadamente 12 igual à de 39 átomos de C. Estão corretas somente as afirmações: a) II, IV e V b) II e IV c) I e V d) II, III, IV e V e) II e V 35

37

03. O cloro é formado de dois isótopos ( Cl e Cl) e tem massa atômica igual a 35,5u. Com base nessa informação, podemos afirmar que: I. Um átomo de cloro pesa 35,5u. II. Um átomo de cloro pesa em média 35,5u. III. Não existe átomo de cloro com massa 35,5u. IV. Um átomo de cloro tem massa aproximadamente igual a 35u ou 37u. Estão corretas somente as afirmações: a) I, III e IV b) II, III e IV c) II e IV d) I e IV e) II e III 04. Calcule a massa atômica de um elemento X, constituído dos isótopos A, B e C, cuja ocorrência e respectivas massas atômicas são dadas na tabela abaixo:

atômicas 05. A massa atômica do Cu é 63,6. Sabendo que 63 esse elemento é formado pelos isótopos Cu e 65 Cu, calcule a porcentagem de cada isótopo presente no elemento. 06. Consultando as massas atômicas na Tabela Periódica, quais das afirmações seguintes são corretas em relação à glicose (C6H12O6)? I. Uma molécula de glicose pesa 180g. II. Uma molécula de glicose pesa 180u. III. Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais que um átomo de 12C. IV. Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C. V. Uma molécula de glicose pesa 15 vezes mais que um átomo de 12C. 07. Um recipiente contém 8,8kg de gás propano (C3H8). Calcule: a) a quantidade de propano: b o número de átomos de carbono e de hidrogênio contidos nessa quantidade de propano. (massas atômicas: C = 12: H = 1) 08 Um recipiente contém 11kg de gás neônio 22 (isótopo 10Ne ). Calcule: 22 a) a quantidade de 10Ne contida no recipiente; b) a quantidade de prótons contidos nessa quantidade de neônio; c) o número de elétrons e de nêutrons contidos nessa quantidade de neônio. 20

09. 1,2.10 moléculas de substância X pesam 12mg. Calcule a massa molar de X. Sendo M a massa molar de x em g/mol: 10. Um tubo de ensaio contém 9,3g de fosfato de 2+ 3− cálcio, (Ca )3(PO4 )2. Calcule: a) a quantidade de fosfato de cálcio; 2+ b) a quantidade de íons Ca ; 3− c) o número de íons PO4 ; d) o número total de íons. (massas atômicas: Ca = 40; P = 31; O = 16) 11. Verifica-se experimentalmente que uma substância Y contém 30,1% de C = 3,13% de H e 66,7% de Cl. Qual é a sua fórmula estequiométrica ou mínima? (massas atômicas: C = 12,0; H = 1,00 e Cl = 35,5)

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 12. Determine a fórmula mínima de um sal hidratado que encerra 18,5% de Na, 25,8% de S, 19,4% de O e 36,3% de H2O. (massas atômicas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32)

e) 5

13. A análise quantitativa de uma substância X mostrou que ela é formada por 28% de ferro, 24% de enxofre e 48% de oxigênio, em massa. Determine a fórmula molecular dessa substância X, sabendo que sua massa molar é –1 igual a 400g.mol e que as massas atômicas são: fe = 56; S = 32, e O = 16.

O uso mais popular do cloreto de sódio é na cozinha, onde é utilizado para acrescentar sabor a uma infinidade de alimentos e também como conservante e material de limpeza. É na indústria química, no entanto, que ele é mais consumido. São inúmeros os processos que fazem uso de produtos do processamento desse sal.

14. Amostra de 3,87mg de ácido ascórbico (vitamina C) dá 5,80mg de CO2 e 1,58mg de H2O numa análise de combustão. Qual a composição percentual (% de cada elemento) deste composto? O ácido ascórbico só contém C, H e O.

2. (Unicamp 2014) Obtém-se um sal de cozinha do tipo light substituindo-se uma parte do sal comum por cloreto de potássio. Esse produto é indicado para pessoas com problemas de pressão arterial alta. Sabendo-se que a massa molar do sódio é menor que a do potássio, pode-se afirmar que, para uma mesma massa dos dois tipos de sal, no tipo light há a) menos íons cloreto e mais íons sódio do que no sal comum. b) mais íons cloreto e menos íons sódio do que no sal comum. c) mais íons cloreto e mais íons sódio do que no sal comum. d) menos íons cloreto e menos íons sódio do que no sal comum.

15 (UFC) Uma amostra de 12g de um composto químico formado de C, H e O foi queimada numa corrente de ar, formando 26,4g de CO2 e 14,4g de H2O. Quais as fórmulas percentuais e mínima do composto? Dados: C = 12u; H = 1u; O = 16u 16. (PUC-PR) Ao queimar completamente 5g de certo hidrocarboneto gasoso, produziram-se 7,72L de gás carbônico e 9,6L de vapor de água medidos nas CNTP. Sabendo-se que 1L do hidrocarboneto, nas CNTP pesa 2,59g, deduz-se que a fórmula molecular do hidrocarboneto é: a) C2H6 b) C3H6 c) C3H8 d) C4H10 Exercícios de Fixação - Cálculos Químicos

TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: Leia o texto:

3. (Ufsc 2013) A celulose atua como componente estrutural na parede celular de diversas plantas e é o principal componente químico do papel comum, como este que você está utilizando para fazer sua prova. Quimicamente, a celulose é um polímero, mais especificamente um polissacarídeo, formado pela junção de várias unidades de glicose. As fórmulas estruturais planas da glicose e da celulose são mostradas no esquema abaixo.

1. (Fuvest 2014) A tabela abaixo apresenta informações sobre cinco gases contidos em recipientes separados e selados. Recip iente 1 2 3 4 5

Gás O3 Ne He N2 Ar

Tempera tura (K) 273 273 273 273 273

Pressão (atm) 1 2 4 1 1

Volume (l) 22,4 22,4 22,4 22,4 22,4

Qual recipiente contém a mesma quantidade de átomos que um recipiente selado de 22,4 L, contendo H2, mantido a 2 atm e 273 K? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4

Informação adicional – Número de Avogadro:

6,02  1023. Com base nas informações disponibilizadas acima: a) expresse a fórmula molecular da glicose. b) escreva o(s) nome(s) da(s) função(ões) orgânica(s) presente(s) na molécula de celulose. c) cite o nome da reação que ocorre entre as moléculas de glicose para formar a celulose.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira d) considere que esta folha de papel da sua prova 2 possua cerca de 620 cm e que o papel tenha 2 gramatura de 75 g/m . Considere, ainda, que o papel seja composto por 80% em massa de celulose, com massa molar média de 100.000 g/mol. Calcule o número de moléculas de celulose presentes na folha de papel de sua prova. 4. (Ufsc 2013) As medalhas dos Jogos Olímpicos de Londres em 2012 possuem massas que variam entre 375 e 400 g, com 85 mm de diâmetro e 7,0 mm de espessura. As medalhas são moldadas com a seguinte composição: — ―Medalha de ouro‖: 92,5% (em massa) de prata e 1,34% (em massa) de ouro. O restante é cobre. — Medalha de prata: 92,5% (em massa) de prata e o restante de cobre. — Medalha de bronze: 97,0% (em massa) de cobre, 2,5% (em massa) de zinco e 0,50% (em massa) de estanho. Disponível <www.Iondon2012.com/medals/about/>. [Adaptado] Acesso em: 20 ago. 2012.

em:

Dados de massas molares em g/mol: cálcio = 40; potássio = 39; sódio = 23. a) potássio > cálcio = sódio. b) cálcio = sódio > potássio. c) potássio > sódio > cálcio. d) cálcio > potássio > sódio. 6. (Ufg 2013) Na medicina atual, nanopartículas esféricas podem ser preenchidas com determinados fármacos para acelerar o tratamento de certas doenças. Considere uma nanopartícula esférica com diâmetro de 200 nm e 50% de seu volume ocupado com um determinado fármaco. A quantidade de matéria (em mol) desse fármaco presente no interior da nanopartícula será, aproximadamente, igual a: Dados: Massa molar do fármaco: 1 105 g / mol Densidade do fármaco: 1 g/mL π  3,14 a) 8  1010 b) 6  1010 c) 4  1010 d) 2  1010

Com base no texto apresentado, é CORRETO afirmar que: 01) considerando que a medalha seja um cilindro regular, a densidade de uma medalha de 375 g 3 é de aproximadamente 9,4 g/cm . 02) uma ―medalha de ouro‖ de 400 g possui 24,6 g de cobre. 04) o número de mol de átomos de ouro presente em uma ―medalha de ouro‖ é maior que o número de mol de átomos de zinco presente em uma medalha de bronze de mesma massa. 08) uma medalha de bronze de 400 g possui 0,017 mol de átomos de estanho. 16) a medalha de bronze é formada apenas por metais de transição. 32) os átomos constituintes da medalha de prata unem-se por meio de ligações metálicas, ao passo que os átomos constituintes da medalha de bronze unem-se por meio de ligações metálicas e de ligações iônicas. 5. (Unicamp 2013) Entre os vários íons presentes em 200 mililitros de água de coco há aproximadamente 320 mg de potássio, 40 mg de cálcio e 40 mg de sódio. Assim, ao beber água de coco, uma pessoa ingere quantidades diferentes desses íons, que, em termos de massa, obedecem à sequência: potássio  sódio  cálcio. No entanto, se as quantidades ingeridas fossem expressas em mol, a sequência seria:

e) 1 1010 7. (Pucrs 2013) Analise o texto a seguir: Ao misturar água e álcool etílico, podem-se observar alguns fatos curiosos. O mais fácil de perceber é certa elevação da temperatura. Por exemplo, ao misturar 100mL de água e 100mL de etanol em um copo de isopor, observa-se que a temperatura aumenta cerca de 5ºC. Outro fato curioso é a variação de volume. Nesse exemplo, o volume final da mistura é 194mL, e não 200mL, como se poderia esperar. A densidade do etanol puro é 0,80g/mL e a densidade da água pura é 1,00g/mL, à temperatura ambiente. Com base no texto, é correto afirmar, a respeito da mistura referida, que Dados: H2O  18; C2H6O  46. a) a densidade da mistura produzida é superior a 1,00g/mL. b) em massa, a mistura contém mais de 50% de etanol. c) em mols, a quantidade de água é mais de três vezes maior do que a quantidade de etanol. d) em cada 100mL dessa solução, existem aproximadamente 9,0 mols de álcool etílico. e) para separar os componentes dessa mistura, é possível empregar decantação.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 8. (Enem 2013) O brasileiro consome em média 500 miligramas de cálcio por dia, quando a quantidade recomendada é o dobro. Uma alimentação balanceada é a melhor decisão pra evitar problemas no futuro, como a osteoporose, uma doença que atinge os ossos. Ela se caracteriza pela diminuição substancial de massa óssea, tornando os ossos frágeis e mais suscetíveis a fraturas.

Para calcular massas molares relevantes, aproxime as massas atômicas de valores inteiros. 10. (Unesp 2012) A ductilidade é a propriedade de um material deformar-se, comprimir-se ou estirarse sem se romper.

Disponível em: www.anvisa.gov.br. Acesso em: 1 ago. 2012 (adaptado). Considerando-se o valor de 6  1023 mol1 para a constante de Avogadro e a massa molar do cálcio igual a 40 g/mol, qual a quantidade mínima diária de átomos de cálcio a ser ingerida para que uma pessoa supra suas necessidades? a) 7,5  1021 b) 1,5  1022 c) 7,5  1023

A prata é um metal que apresenta excelente ductilidade e a maior condutividade elétrica dentre todos os elementos químicos. Um fio de prata possui 10 m de comprimento (l) e área de secção transversal (A) de 2,0  107 m2 .

25

d) 1,5  10

e) 4,8  1025 9. (Ufmg 2012) O tipo mais comum de cálculo renal — popularmente conhecido como ―pedra nos rins‖ — é formado por oxalato de cálcio, ou etanodioato de cálcio, que se precipita no trato urinário, quando as concentrações de íons cálcio e oxalato ficam muito elevadas. Íons magnésio podem, também, estar presentes na urina e, nesse caso, formar precipitados de oxalato de magnésio. a) No ácido oxálico, ou ácido etanodioico, cuja fórmula molecular é C2H2O4, ambos os átomos de hidrogênio são ionizáveis. Represente a fórmula estrutural desse ácido, explicitando se for o caso, a ocorrência de ligações múltiplas. b) Escreva a equação química balanceada para a reação de íon oxalato com íon cálcio. Nessa equação, use a fórmula molecular para representar o íon oxalato. c) Para determinar as concentrações de íons cálcio e magnésio em uma amostra de urina, esses íons foram precipitados como uma mistura de oxalatos. Esse precipitado foi, em seguida, aquecido e decompôs-se, dando origem a uma mistura de CaCO3 e MgO de massa igual a 0,0450 g. Dando continuidade ao experimento, aqueceuse essa mistura a uma temperatura mais elevada e, então, obteve-se um resíduo sólido de CaO e MgO. de massa igual a 0,0296 g. Calcule a massa de íons cálcio precipitada na amostra de urina original.

Considerando a densidade da prata igual a

10,5 g/cm3 , a massa molar igual a 108 g/mol e a constante de Avogadro igual a 6,0  1023 mol1 , o número aproximado de átomos de prata nesse fio será a) 1,2  1022 b) 1,2  1023 c) 1,2  1020 d) 1,2  1017 e) 6,0  1023 TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: DADOS: Massas Atômicas: H  1u; C  12 u;

O  16 u;

N  14 u; C  35,45 u. Eletronegatividades: H = 2,2; C = 2,5; O = 3,5; N = 3,0; C  3,1. Números Atômicos: H = 1; C = 6; O = 8; N = 7; C  17. Número de Avogadro: 6,02  1023. 11. (Unisinos 2012) Em relação ao significado das notações químicas, assinale a alternativa correta.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira b) 7,2.10¤ átomos de ouro. c) 6,0.10£¤ átomos de ouro. d) 2,2.10££ átomos de ouro. e) 7,2 átomos de ouro.

d) no cubo de ouro existem aproximadamente 7 vezes mais átomos do que no cubo de alumínio. e) no cubo de alumínio existem aproximadamente 7 vezes mais átomos do que no cubo de ouro.

26. (Unifesp) O rótulo de um frasco contendo um suplemento vitamínico informa que cada comprimido contém 6,0×10­§ gramas de vitamina B‚ (cianocobalamina). Esta vitamina apresenta 1 mol de cobalto por mol de vitamina e sua porcentagem em peso é de aproximadamente 4%. Considerando a constante de Avogadro 6,0×10£¤mol-¢ e a massa molar de cobalto 60g/mol, qual o número aproximado de átomos de cobalto que um indivíduo ingere quando toma comprimidos? a) 4,8 × 10¢¦. b) 2,4 × 10¢¦. c) 4,8 × 10¢£. d) 2,4 × 10¢£. e) 4,8 × 10¨.

Exercícios de Fixação - Cálculos de Fórmulas 1. (Unicamp) Sabe-se que 1,0 mol de um composto contém 72g de carbono(C), 12 mols de átomos de hidrogênio(H) e 12x10£¤ átomos de oxigênio(O). Admitindo-se o valor da constante de Avogadro como sendo 6,0x10£¤mol-¢ e com base na Classificação Periódica dos elementos, escreva: a) A fórmula molecular do composto. b) A fórmula mínima do composto. 2. (Ime) O nitrogênio forma cinco diferentes óxidos. A análise centesimal de amostras desses óxidos forneceu os resultados a seguir:

27. (Ufv) A seguir estão representados um cubo do metal alumínio e um cubo do metal ouro, ambos com um volume de 1,0cm¤.

Dados: massas atômicas: O= 16,00, N= 14,00 Determine, a partir destes dados: a) a fórmula mínima de cada um; b) a(s) nomenclatura(s) correspondente(s) de cada óxido. A 25°C, a densidade do alumínio é 2,7g/cm¤ e a do ouro é 18,9g/cm¤. De acordo com estas informações e as massas atômicas encontradas na tabela periódica, podese afirmar que: Dados: AØ = 27 u; Au = 197 u a) o número de átomos é aproximadamente o mesmo nos dois cubos. b) no cubo de alumínio existem aproximadamente 2,7×10£¤ átomos. c) no cubo de ouro existem aproximadamente 1,9×10£¤ átomos.

3. (Uff) Por muitos anos, os aborígenes da Austrália usaram folhas de eucalipto para combater dores, em particular, a de garganta. O componente ativo dessas folhas foi identificado como EUCALIPTOL, cuja massa molar é 154,0 g. Ao se analisar uma amostra de eucaliptol com 3,16 g, encontrou-se o seguinte resultado: C=2,46g; H=0,37g; O=0,33 g. Considere essas informações e determine: a) a fórmula molecular do eucaliptol;

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira c) FeƒO„ e Fe‚Oƒ. d) FeƒO„ e FeO. e) FeO e Fe‚Oƒ. 20. (Unesp) No início do século passado, foram desenvolvidas diversas armas químicas, dentre as quais o gás fosgênio. Sabe-se que 9,9 g deste gás ocupam 2,24 L, nas condições normais de temperatura e pressão, e que é constituído apenas por átomos de carbono, oxigênio e cloro. Dadas as massas molares C = 12 g×mol-¢, O = 16 g×mol-¢e CØ = 35,5 g×mol-¢, a fórmula mínima correta para este gás é: a) C‚OCØ‚. b) C‚OCØ. c) COƒCØ. d) COCØ‚. e) CO‚CØ‚. 21. (Unifesp) Estanho e iodo reagem quantitativamente formando um produto, cuja fórmula pode ser determinada reagindo-se quantidades conhecidas de iodo (dissolvido em um solvente) com excesso de estanho e determinando-se a massa do metal remanescente após a reação. Os resultados de uma experiência foram: massa de iodo utilizado: 5,08 g massa inicial de estanho: 4,18 g massa final de estanho: 3,00 g Dadas as massas molares, em g/mol, Sn=118 e I=127, pode-se concluir que a fórmula mínima do composto obtido é a) SnI. b) SnI‚. c) SnIƒ. d) SnI„. e) SnI…. 22. Verifica-se experimentalmente que uma substância Y contém 30,17% de C, 3,13% de H e 66,7% de Cl. Qual é a sua fórmula estequiométrica ou mínima? (massas atômicas: C = 12,0; H = 1,0; Cl = 35,5) 23. (UFV-MG) Uma substância pura de massa igual a 32,00 g foi submetida à análise elementar e verificou-se que continha 10,0 g de cálcio, 6,08 g de carbono e 15,92 g de oxigênio. A) Qual o teor (porcentagem) de cada elemento na substância? B) Qual a fórmula mínima da substância? (Massas atômicas: Ca = 40,0; C = 12,0; O = 16,0)

24. (CESGRANRIO-RJ) A análise elementar de um composto orgânico oxigenado produziu 40,67 gramas de carbono, 8,47 g de hidrogênio e 23,73 g de nitrogênio. Com esses dados, determine: A) A fórmula mínima ou empírica desse composto. B) A sua fórmula molecular, sabendo-se que seu peso molecular é 118u.

25. Determine a fórmula de um sal hidratado cuja massa mol é igual a 322 g/mol e que encerra: 14,3% de Na, 9,9% de S, 70,0% de O e 6,21% de H. Sabe-se que todo o H do sal está sob forma de H2O (água de cristalização). (MA: Na = 23; S = 32; O = 16; H = 1) 26. Amostra de 3,87mg de ácido ascórbico (vitamina C) dá 5,80 mg de CO2 e 1,58 mg de H2O numa análise de combustão. O ácido ascórbico só contém C, H e O. a) Qual a composição percentual (% de cada elemento) deste composto? b) Qual a sua fórmula mínima? c) Qual a sua fórmula molecular sabendo que a sua massa molar é 176 g/mol? GABARITO - Cálculos Químicos Resposta da questão 1: [C] Cálculo da quantidade de átomos que um recipiente selado de 22,4 L, contendo H2, mantido a 2 atm e 273 K:

P V  nR T R  cons tan te De acordo com a tabela : T  cons tan te V  cons tan te V RT n  k P n  P

n  k  2  2k Para o hidrogênio (H2 ) : n  2  2k  4k

O número de mols é diretamente proporcional à pressão, então:

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira n

Gás

T (K)

P (atm)

V (l)

n (mol)

1 2 3 4 5

O3 Ne He N2 Ar

273 273 273 273 273

1 2 4 1 1

22,4 22,4 22,4 22,4 22,4

k 2k 4k k k

Áto mos (mol) 3k 2k 4k 2k k

O gás do recipiente 3 (He) contém a mesma quantidade de átomos que um recipiente selado de 22,4 L, contendo H2, mantido a 2 atm e 273 K, ou seja, 4k átomos.

1m2

M

______

620  104 m2

M  4,65g.

n

 mNaC

substituída por KC

______ ______

100000g 3,72g

n  22,4  1018 moléculasde celulose, aproximadamente.

Com a substituição do cloreto de sódio pelo cloreto de potássio, o número de íons sódio diminui no sal light.

Resposta da questão 4: 01 + 02 + 08 = 11. [01] Verdadeira. Para calcularmos a densidade da medalha, devemos inicialmente calcular o volume do cilindro:

VCILINDRO  π  r 2  h  3,14  (42,5  103 )2  7  103

res tan te

39,7  103 m3 39,7cm3 Agora é possível calcularmos a densidade aproximada da medalha: m 375 d  9,45g / cm3 V 39,7

 mKC

res tan te

______

6,02  1023 moléculas de celulose

Obtém-se um sal de cozinha do tipo light (NaC  KC ) substituindo-se uma parte do sal comum (NaC ) por cloreto de potássio.

msal light  mNaC

75g

Portanto, a massa de celulose no papel é de 3,72g (80% da massa total).

Resposta da questão 2: [D]

msal de cozinha  mNaC

Resposta da questão 3: a) C6H12O6. b) Na celulose, observamos as funções álcool e éter. c) Trata-se de uma reação de polimerização por condensação, na qual há perda de moléculas de água. d) Massa da folha:

adicionada

Como as massas são iguais, teremos : m  msal de cozinha  msal light Então :  mNaC

mNaC substituída por KC

res tan te

substituída por KC

adicionada

 MNaC  nKC

substituído por KC

nNaC substituído por KC

(n 

[02] Verdadeira. Na medalha de ouro há 6,16% de cobre: 100% ______ 400g

 mKC

res tan te

 mKC

mNaC n NaC

 mNaC

adicionada

m  m  n  M) M

6.16% ______ m m  24,64g

 MKC

[04] Falsa. Supondo uma massa M das medalhas, teremos as seguintes relações: Cálculo do número de mol de ouro na ―medalha de ouro‖: 1 mol de átomos de Au ______ 197g

adicionado

 nKC adicionado

MKC MNaC

nAu ______ 0,0134M 1,34% da massa da medalha 

Como MKC  MNaC nNaC  nKC substituído por KC

nAu 

adicionado

Conclui-se que o sal de cozinha possui maior quantidade de íons cloreto ou que o sal light possui menor quantidade de íons cloreto.

0,0134M mol 197

Cálculo do número de mol de zinco na ―medalha de bronze‖: 1 mol de átomos de Zn ______ 65,4g

nZn ______ 0,025M  2,5% da massa da medalha 

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira nZn 

D  200 nm  200  109 m  200  107 cm

0,025M mol 65,4

200  107 cm  105 cm 2 4 4 Vnanopartícula   R3   3,14  105 cm 3 3

R [08] Verdadeira. Numa medalha de bronze com 400g há 2g de estanho (0,5% em massa). Assim: 1 mol de átomos de Sn ______ 118,7g nSn ______ 2g

nSn

3

Vnanopartícula  4,19  1015 cm3  4,19  1015 mL Vfármaco  0,50  4,19  1015 mL  2,09  10 15 mL

0,017 mol

1 mL(fármaco)

[16] Falsa. O estanho é um metal representativo pertencente ao grupo 14 (família 4A). [32] Falsa. Em todas as ligas metálicas, os átomos constituintes unem-se por meio de ligações metálicas, e não ligações iônicas.

2,09  1015 mL(fármaco) mfármaco  2,09  10

15

1g mfármaco

g

1 mol(fármaco)

105 g

n mol(fármaco)

2,09  1015 g

n  2,09  1020 mol

Resposta da questão 5: [C] Cálculos necessários:

Resposta da questão 7: [C]

Cátion potássio: 1 mol 39 g

n

K

n

K

Cálculo da massa de etanol em 100 mL: de tanol  0,80 g / mL

320  103 g

 8,2  103 mol

1 mL de e tanol 100 mL de e tanol ne tanol 

Cátion cálcio: 1 mol 40 g n

Ca2

n

Ca2

40  103 g

Na

n

Na

 1,0  103 mol

40  103 g

1 mL de água

1,00 g de água 100 g de água

m 100   5,555 mols M 18

5,55  3,194 1,739

 1,74  103 mol K

m 80   1,739 mol M 46

100 mL de água nágua 

A sequência seria: n

80 g de e tanol

Cálculo da massa de água em 100 mL: dágua  1,00 g / mL

Cátion sódio: 1 mol 23 g n

0,80 g de e tanol

n

Na

n

Ca2 .

Conclusão: em mols, a quantidade de água é mais de três vezes maior do que a quantidade de etanol.

Resposta da questão 6: Questão anulada no gabarito oficial.

Resposta da questão 8: [B] A quantidade recomendada é o dobro de 500 mg por dia, ou seja, 1000 mg de cálcio por dia, então:

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 1000 mg  1000  103  1 g

A partir do valor da densidade, teremos:

6  1023 átomos de Ca

40 g de cálcio 1 g de cálcio

nCa

1 cm3

10,5 g

2 cm3

m

m  21 g

nCa  0,15  1023  1,5  1022 átomos de cálcio

108 g

Resposta da questão 9: a) Fórmula estrutural plana do ácido oxálico ou etanodioico:

21 g

6,0  1023 átomos de prata n

n  1,16666  1023 átomos de prata n  1,2  1023 átomos de prata

Resposta da questão 11: [B] 1 mol de moléculas de C10H4N2 contém:

b) Equação química balanceada para a reação de

1mol  (C10H4N2 ) 10 mols de átomos de carbono 4 mols de átomos de hidrogênio 2 mols de átomos de nitrogênio

íon oxalato (C2O42 ) com íon cálcio (Ca2 ) :

C2O42 (aq)  Ca2 (aq)  C2O4Ca(s) ou C2O42 (aq)  Ca2 (aq)  CaC2O4 (s) c) Subtraindo-se a massa da mistura após o aquecimento da massa da mistura antes do aquecimento, obtém-se a massa de gás carbônico liberada e, consequentemente, o número de mols de CO2 .

Resposta da questão 12: A partir da fórmula estrutural teremos: Fórmula molecular: C10H15O3N5 ou C10H15N5O3 Massa molar = 10  12 + 15  1 + 3  16 + 5  14 = -1 253 g.mol O paciente toma a cada 12 horas um comprimido, logo em um dia toma 2 comprimidos, que -3 equivalem a 2  125 mg (250  10 g).

Δm  0,0450 g  0,0296 g  0,0154 g mCO2  0,0154 g mCO2

nCO2 

MCO2

1 mol Ca2 3,5  10

n

Ca

m

2

Ca2

4

Ca2 

M

0,0154  3,5  104 mol 44

253 g  6,02  10 moléculas -3 250  10 g  y 20 y = 5,95  10 moléculas. 23

1 mol CO2

O paciente ingere por dia 5,95  10 moléculas do penciclovir. 20

3,5  104 mol

mol

m

 3,5  104 mol 

Ca2

Resposta da questão 13: [A]

m

Ca2 

40

 3,5  104  40  0,014 g  1,4  10 2 g

De acordo com a hipótese de Avogadro, nas mesmas condições de temperatura e pressão o mesmo volume será ocupado pelo mesmo número de moléculas.

Resposta da questão 10: [B]

Resposta da questão 14: [A]

Cálculo do volume do fio: V  A   2,0  107 m2  10 m  2,0  106 m3

No sal tradicional: 368  103 n(sódio)   16  103 mol  n(cloro)  16  103 mol 23

1 m3  106 cm3

V  2 cm3

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira No sal light: 184  103 n(sódio)   8  103 mol  n(cloro)  8  10 3 mol 23 249,6  103 n(potássio)   6,4  103 mol  n(cloro)  6,4  103 mol 39 n(cloro)  8  103  6,4  103  14,4  103 mol

5- N‚O… b) monóxido de dinitrogênio monóxido de nitrogênio trióxido de dinitrogênio dióxido de nitrogênio pentóxido de dinitrogênio

Re dução  16  103  14,4  103  1,6  103 mol de cloro

3. a) C³H•O b) 3,32 g de H‚O

16  103 1,6  10

100%

3

4. C†H‚O†

r

r  0,10  10 %

5. Fórmula molecular: CH•S‚N‚Oƒ Massa molecular: 280 u Composição percentual: C..........47,14% H..........2,86% S...........22,86% N..........10,00% O..........17,14%

15. [C] 16. [D] 17. 35 18. [C]

6. a) 1. Percentagem de Nitrogênio em massa em cada fertilizante: Uréia: 28/60 x 100 = 47% Sulfato de amônio: 28/132 x 100 = 21% Nitrato de amônio: 28/80 x 100 = 100 = 35%

19. 04 = 04 20. 01 + 04 + 16 + 32 = 53 21. V V F V

2. Preços dos fertilizantes por mol: Uréia: 10§g/60=16.667 mols R$230,00 / 16.667=R$0,0138 por mol Sulfato de amônio: 10§g/132=7.576 mols R$210,00 / 7.576=R$0,0277 por mol Nitrato de amônio: 10§g/80=12.500 mols R$335,00 / 12.500=R$0,0268 por mol Ou seja, o mais barato é a uréia que além de ter o menor custo por mol, também apresenta a maior percentagem de nitrogênio. (Comentário: em seguida o nitrato de amônio, e por fim, o mais caro, o sulfato de amônio.) b) (NH„)‚ COƒ + CaSO„ ë (NH„)‚SO„+CaCOƒ

22. V V F F 23. [C] 24. [D] 25. [D] 26. [A] 27. [A] GABARITO - Cálculos de Fórmulas

7. Fórmula mínima: C…H‡N Fórmula molecular: C³H„N‚

1. a) C†H‚O‚ b) CƒH†O

8. C‚H… 9. [D]

2. a) 1- N‚O 2- NO 3- N‚Oƒ 4- NO‚

10. [B]

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 11. [B]

15. [D]

12. [A]

16. [D]

13. Observe a figura a seguir.

17. C•H³N„O‚ = 194 u (cafeína) 194 u ------ 100% 96 u ------ p (carbono) p = 49,48 % ¸ 50 % Alternativa [C] 18. [B] 19. [A] 20. [D]

c) Fórmula molecular: C‚³Hƒ„Oƒ. 20 carbonos + 34 hidrogênios + 3 oxigênios = 322 g/mol.

21. [D] 22. 23.

14. a) 2NaHCOƒ ë Na‚COƒ + CO‚ + H‚O óxido ácido Ca(OH)‚ ë CaO + H‚O

24. 25.

b) ZnSO„.xH‚O -------- xH‚O 161,5 g ---------------- x .18 g 100 g ----------------- 43,9 g x=4

26.

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MÓDULO 02 ESTEQUIOMETRIA – LEIS PONDERAIS E CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO 1. Leis Ponderais 1.1. Lei de Lavoisier (ou lei da conservação da massa ou lei da conservação da matéria) Lavoisier fez inúmeras experiências, nas quais pesava as substâncias participantes, antes e depois da reação, verificando então que a massa total do sistema permanecia inalterada quando a reação ocorria num sistema fechado. Com base nessas experiências. Lavoisier enunciou a seguinte lei (1774): Sistema é uma parte limitada do universo, sujeita à observação e caracterizada por uma série de propriedades, O sistema fechado é aquele que permite troca de energia com o exterior, mas seus limites impedem a passagem de matéria. Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.

Selam mA, mB, mC e mD as massas das substâncias A, B, C e D, participantes de uma reação expressa pela equação: A + B → C + D mA mB mC mD De acordo com a lei de Lavoisier: mA  mB  mC  mD A lei de Lavoisier é freqüentemente enunciada de uma maneira mais ampla: “Na natureza nada se cria e nada se perde” A lei de Lavoisier pode ser verificada experimentalmente de uma maneira muito simples, utilizando-se um tubo em forma de Y. Vamos tomar como exemplo a reação do NaCl (aq) com o AgNO3(aq). NaCl(aq) + AgNO3(aq)  AgCl(s) + NaNO3(aq)

Num dos ramos do tubo colocamos a solução de NaCl e no outro, a solução de AgNO 3. A seguir fechamos o tubo e pesamos o sistema. Invertendo-se o tubo em Y, as soluções dos dois ramos entram em contato e ocorre a reação. Quando esta termina, pesamos novamente o sistema e verificamos que a massa permanece constante. A lei de Lavoisier pode hoje parecer evidente, mas na época em que foi estabelecida nada tinha de evidente. As experiências realizadas pelos químicos naquela época mostravam que nem sempre havia conservação da massa durante as reações. Quando queimavam o magnésio, eles observavam um aumento de massa. Mas se queimavam o enxofre, notavam uma perda de massa. Lavoisier teve o grande mérito de esclarecer que essas diferenças de massa observadas eram devidas à absorção ou liberação de gases durante as reações. 33 www.portalepisteme.com.br

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Lavoisier foi o primeiro a esclarecer que no fenômeno da combustão (queima), havia sempre uma reação da substância que estava queimando com o oxigênio (do ar). No caso da queima do magnésio, este retira oxigênio do ar, dando óxido de magnésio, que é sólido. Dessa maneira, há aumento de peso na reação. Porém, se a queima ocorrer dentro de um recipiente fechado, o peso permanecerá constante. Por outro lado, na queima do enxofre, este também retira oxigênio do ar, dando dióxido de enxofre, que é gasoso. O SO2 se desprende e passa para a atmosfera. Por isso, há diminuição de peso durante a queima do enxofre se a reação é feita em recipiente aberto. Mas se a queima ocorrer dentro de um recipiente fechado, o peso permanecerá constante durante a reação.

Teoria do flogisto No ano 700, George Ernest Stahl (1660 – 1734) propõe a primeira teoria da combustão, pela aplicação do método científico. Foi denominada teoria do flogisto. Segundo ela, toda substância combustível apresentava dois componentes: a cinza e o flogisto. Quanto mais combustível fosse uma substância, mais rica em flogisto ela seria. Quando uma substância queimava. ela perdia o seu flogisto sob forma de calor e luz. transformando-s6em cinza. Alguns não aceitavam essa teoria pelo fato de não ser possível ver ou isolar o flogisto: os seus defensores, porém. argumentavam que a eletricidade e o magnetismo também não podiam ser vistos, mas ninguém duvidava de sua existência. Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794) derrubou a teoria do flogisto e criou a teoria da combustão, como é aceita hoje em dia.

A lei de Lavoisier à luz da teoria da relatividade No início do século XX, Einstein demonstrou que uma certa quantidade de energia equivale a uma certa massa. Como as reações são acompanhadas da liberação ou absorção de energia. haverá uma diminuição ou aumento de massa equivalente à energia liberada ou absorvida na reação. Essa variação de massa é, contudo, muito pequena em relação à massa total do sistema. Mesmo que a energia liberada ou absorvida na reação seja muito grande. não pode ser determinada a variação de massa, mesmo com as balanças de maior precisão. Portanto, a lei de Lavoisier é válida dentro dos limites de precisão das balanças atuais. A equação de Einstein que relaciona massa e energia é:

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Vamos calcular a massa equivalente à energia liberada na explosão de 1 636 bombas iguais à lançada em Hiroshima, isto é, 90 trilhões de joules: e  9  1013 J c '  300 000km / s  3  105 km / s  3108 m / s c 2  (3  108 km / s)2  9  1016 (m / s)2 m

e

9  [1013 ]

103 kg  1g

c 9  10 (m / s) Como o valor c2 é elevadíssimo, por maior que seja o valor da energia (e), o valor da massa será extremamente pequeno. 2

16

2

1.2. Lei de Proust (ou lei das proporções constantes ou lei das proporções definidas) Através de análises quantitativas de inúmeras substâncias, obtidas por diferentes processos e provenientes de diferentes fontes naturais, Proust verificou que uma mesma substância tinha sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa. Por exemplo, o cloreto de sódio extraído da água do mar, bem como o extraído de jazidas na crosta terrestre e o obtido em laboratório, possuía sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa. Em 1797, Proust enunciou a seguinte lei: Uma mesma substância apresenta sempre a mesma composição qualitativa e quantitativa independentemente do seu histórico (método de obtenção procedência etc.) Estabelecida a lei de Proust, os químicos fizeram o seguinte raciocínio: ―Se uma mesma substância tem composição fixa, ela poderá ser representada por uma fórmula química‖. Assim, através de experiências, eles verificaram que a água sempre era formada por 11,1% de hidrogênio e 88,9% de oxigênio, em massa. Em outras palavras, 100 g de água sempre continham 11,1 g de hidrogênio e 88,9 g de oxigênio. Assim, a fórmula porcentual em massa da água é: 11,1 % de hidrogênio e 88,9% de oxigênio. A lei de Proust foi posteriormente estendida a qualquer reação química: Numa mesma reação química, há uma relação constante entre as massas das substâncias participantes. Consideremos a reação de síntese da água. Suponhamos que foram feitas quatro experiências, cada uma delas com diferentes massas dos reagentes:

O valor da relação entre as massas de hidrogênio e de oxigênio que reagiram entre si nas quatro experiências é constante, de acordo com a lei de Proust.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira fosse fixada a massa de uma das substâncias, as massas da outra guardavam entre si uma relação expressa por números inteiros e pequenos (1, 2, 3, ...). Em 1803, Dalton enunciou uma lei chamada lei das proporções múltiplas: Quando uma massa fixa de substância A se combina com massas diferentes de outra substância B, dando compostos diferentes, as massas de B guardam entre si uma relação expressa por números inteiros e pequenos (relação simples). Relação expressa por números inteiros e pequenos chama-se relação simples. Sejam m, m2, m3, ... as massas de B que se combinam com massa fixa m de A, dando os compostos X, Y, Z, ... Representando por a, b, c, ... números inteiros e pequenos:

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2.0. Cálculo Estequiométrico São aqueles que envolvem as quantidades das substâncias que participam de uma reação química. É a parte da Química que estuda o cálculo das massas, número de mols, volume etc; em uma reação química. Os coeficientes de uma reação química balanceada indicam a proporção de cada substância que reage e que é produzido. Essa proporção pode ser em mols, massa, número de moléculas, volume nas mesmas condições de temperatura e de pressão ou volume nas CNTP (a relação entre volumes só é válida para substâncias na fase gasosa). Exemplo:

Para a resolução de um problema de cálculo estequiométrico, proceda da seguinte maneira: I. escrever a equação química; II. balancear a equação química; III. grifar o que foi dado e pedido; IV. regra de três; Exemplo: • 24g de carbono reagem com o oxigênio gasoso produzindo gás carbônico, de acordo com a equação: C + O2 → CO2 Determine: a) Massa de O2(g) que reage. b) Volume de CO2 produzido, nas CNTP. Dados: (C = 12u; O = 16u) Solução: a) C + O2 → CO2 1mol 1 mol 12g 32g 24g – X X = m(O2) = 64g

b) C + CO2 → CO2 12g 22,4 L 24g XL X = 44,8L CO2

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3. Rendimento 3.1. Cálculo do rendimento (R) Devido a uma série de fatores, tais como aparelhagem mal esterilizada, deficiência do operador, impureza das substâncias reagentes etc., sabemos que, ao efetuarmos, uma reação química, os produtos são obtidos em quantidades menores que as previstas teoricamente (Qt).

3.2. Procedimento I. Determinar a quantidade teórica (Qt). Essa quantidade teórica seria obtida se o rendimento fosse de 100%. Rendimento teórico (Rt) Qt → Rt = 100% II. Calcular a quantidade real (Qr) a ser obtida, considerando-se um rendimento inferior a 100%. Rendimento real (Rr). Qt → Rt =100% Qr → Rr <100% Na maioria das questões de rendimento, a pergunta é feita em relação à quantidade (em mol, massa, moléculas, volume etc.) do produto, assim a Quantidade real (Qr) obtida deverá ser menor que a Quantidade teórica (Qt). Quando uma questão de rendimento se refere a uma quantidade desconhecida de um reagente, a Quantidade (Qr) que vai ser colocada para reagir deverá ser, maior que a Quantidade teórica (Qt), pois apenas uma parte do regente irá reagir.

4. Pureza ou impureza de reagentes Salvo na indústria farmacêutica e em outras que estejam diretamente ligadas à saúde pública, é normal o uso de reagentes impuros que contém, além da substância que irá reagir efetivamente, outras tantas misturadas. Nos problemas que envolvem impurezas é aconselhável que de início, se determine a massa da substância que reage (substância pura). Amostra (mtotal = massa da substância pura que reage (mp) + massa de impureza (mimp) mt = massa total da amostra mp =massa da substância pura mi =massa da impureza mt = mp + mi

4.1. Procedimento I. Trabalhe somente com a parte pura, pois as impurezas não vão reagir. Amostra →100% Pura(?) → P% II. Resolvo a questão através de uma regra de três, utilizando a quantidade da substância pura encontrada no procedimento anterior. Observações: 40 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Em questões onde for pedida a quantidade da amostra (parte pura + parte impura) devemos calcular a quantidade que reage e igualá-la à porcentagem de pureza, e assim descobrir a quantidade da amostra considerando-a igual a 100%. Quantidade pura → % de pureza Amostra (?) →100%

5. Reagente em excesso ou quantidade de dois ou mais reagentes Quando estamos realizando uma reação química em laboratório, com o objetivo de obtermos a maior quantidade possível de um composto, muitas vezes usamos um grande excesso de um determinado reagente. Quando realizamos uma reação entre duas substâncias ou mais, dificilmente usamos exatamente as quantidades equivalentes dos reagentes.

5.1. Procedimento Verificar se existe reagente em excesso. Sempre que em uma questão forem fornecidas as quantidades (em massa, mols, moléculas, volumes etc.) de dois ou mais reagentes, devemos fazer a verificação se existe reagente em excesso. Não trabalhe com o reagente em excesso. O reagente que não está em excesso é denominado de reagente limitante.

5.2. Procedimento prático para verificar se existe reagente em excesso Quando se trabalha com quantidade de matéria, número de mols, pode-se usar o seguinte procedimento para verificar qual o reagente que está em excesso. Seja uma equação hipotética A + B → C. Usando-se 2 mols de A para reagir com 1 mol de B, qual o reagente em excesso? A + B  C 1 mol 1 mol 1 mol 2 mols 1 mol X mol Caso você faça o produto dos meios pelo produto dos extremos, vai verificar que um dos produtos é igual a 2 (1x2) e o outro é igual a 1 (1x1). Conclui-se assim que há reagente em excesso, pois estes produtos são diferentes. Caso os produtos fossem iguais, significaria que não existiria reagente em excesso, e assim eu poderia calcular a quantidade de produto formada a partir de qualquer um dos reagentes. Maior produto, indica qual o reagente que está em excesso. O reagente ―A‖ possuí quantidade em excesso. Então, o reagente B é o limitante. O mesmo procedimento realizado para mol, pode ser feito para as outras unidades possíveis de serem calculadas em um cálculo estequiométrico. Observações: I. Se o produto dos extremos for igual ao produto dos meios, não existe reagente em excesso, isto é, os reagentes foram consumidos totalmente (pelo menos teoricamente). II. Se existe reagente em excesso, significa que o reagente foi consumido apenas parcialmente, isto é, no final sobra sem reagir uma certa quantidade.

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6. Equações sucessivas Substância comum entre duas equações é aquela que na primeira funciona como produto e na segunda como reagente. Exemplo: I. S + O2 → SO2 II. SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O Reação Global: S + O2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O A substância comum entre as duas equações é o SO2 (produto e reagente)

6.1. Procedimento I. Balancear cada equação química; II. Igualar o coeficiente da substância comum, multiplicando a equação por um número; III. Somar as duas ou mais equações, de forma a se obter uma única equação; IV. No processo de soma as substâncias que se repetem de um lado e do outro das reações devem ser simplificadas, enquanto que as presentes do mesmo lado devem ser somadas; V. Relacionar o que foi dado e pedido e resolver a regra de três baseado na equação química obtida a partir da soma das reações anteriores.

7. Cálculo estequiométrico envolvendo gases fora das CNTP Quando formos trabalhar com gases fora das Condições normais de temperatura e pressão (CNTP), devemos em primeiro lugar encontrar o número de mols e em seguida encontrar o volume da substância que está sendo pedida na questão usando a equação do gás ideal. (P.V = n.R.T).

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Exercícios de Aprendizagem - Leis Ponderais

5,6 g de ferro + 4,8 g de enxofre → 10,4 g de composto B

Lei de Lavoisier 01) Uma certa quantidade de magnésio foi queimada numa cápsula de porcelana. Pesando-se a cápsula antes e depois da queima, observa-se um aumento de peso. Esse fato contradiz a lei de Lavoisier? Justifique. 02) Uma certa quantidade de enxofre foi queimada num cadinho de porcelana. Pesando-se o cadinho antes e depois da queima, observa-se uma diminuição de peso. Esse fato contradiz a lei de Lavoisier? Justifique. Lei de Proust 03) 40 g de cálcio adicionados a 80 g de bromo produziram 100 g de brometo de cálcio, restando 20 g de cálcio sem se combinar. Numa outra experiência, 30 g de cálcio foram adicionados a 150 g de bromo. a) Qual a massa de brometo de cálcio obtida nesta 2 experiência? b) Qual a massa do reagente em excesso, se houver? 04) 9,3 g de fósforo são colocados num frasco que contêm 120 g de iodo. Terminada a reação, observa-se a formação de 123,6 g do respectivo composto, ao lado de 5.7 g de iodo que não entrou na reação (o fósforo foi totalmente transformado no respectivo composto). Numa segunda experiência, 1,86 g de fósforo foi adicionado a 11,43 g de iodo. Terminada a reação, observou-se a formação de 12,36g do mesmo composto, ao lado de 0,93 g de fósforo em excesso (o iodo foi totalmente transformado no respectivo composto). Demonstre que esses dados estão de acordo com as leis de Lavoisier e Proust. Lei de Dalton 05) São conhecidos dois óxidos de cobre, um de cor vermelha e outro de cor negra. O vermelho contém 79,9% de cobre e o negro contém 88,8% de cobre (resultado experimental) Os dados estão de acordo com a lei de Dalton? Justifique. Em caso afirmativo, qual é a relação entre as massas de oxigênio que se combinam com uma massa fixa de cobre na formação desses óxidos, expressa por relação simples? 06) O ferro, combinando-se com o enxofre, pode formar dois compostos, que chama vermelho remos de A e B. Verifica-se experimentalmente que: 28 g de ferro + 16 g de enxofre → 44 g de composto A

Os resultados experimentais estão de acordo com a lei das proporções múltiplas? Em caso afirmativo, qual é a relação entre as massas de enxofre que se combinam com uma massa fixa de ferro, expressa por uma relação simples? Sugestão – Para facilitar os cálculos, na resolução, escolha como massa fixa 28 g de ferro. 07) (UECE) A análise de 3 amostras de um líquido incolor revelou, em termos aproximados, os dados contidos na tabela a seguir. Amostra 1 2 3

Massa de carbono 8,62 g 13,35 g 8,52 g

Massa de hidrogênio 1,64 g 2,54 g 1,62 g

Com base na tabela, considere a seguinte afirmação: ―De acordo com a Lei de ________________, o material analisado é _______________‖. Os termos que preenchem de maneira adequada as lacunas da afirmação anterior são, respectivamente, (A) Lavoisier e substância. (B) Proust e substância. (C) Dalton e mistura. (D) Richter e mistura. 08. (UECE) As leis das combinações químicas conduzem à certeza da divisibilidade da matéria e são de fundamental importância para a determinação das fórmulas químicas e dos cálculos estequiométricos. Pesquisando tais leis e realizando experimentos, um estudante anotou as seguintes informações: I. 64g de enxofre reagem com 64g de oxigênio produzindo 128g de dióxido de enxofre. II. 64g de enxofre reagem com 96g de oxigênio produzindo 160g de trióxido de enxofre. As anotações acima confirmam. plenamente, as leis de (A) Dalton e Richter. (B) Lavoisier e Proust. (C) Proust e Richter. (D) Lavoisier e Dalton. Exercícios de Aprendizagem - Cálculo Estequiométrico Casos Gerais 01) Na reação: 3Na2CO3 + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2 foram obtidos 1,12 L de CO2 nas CNTP. Calcule:

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira a) a massa de Na2CO3 gasta na reação: b) a massa de H3PO4 gasta na reação: c) a massa de Na3PO4 formada na reação. (MA: Na = 32; C = 12: P = 31: O = 16; H = 1)

(Admita que o NO formado na última etapa do processo não é reaproveitado.)

02) 6,0 L de SO2, medidos a 623 mmHg e 27°C, reagem completamente com KOH, segundo a equação: 2KOH + SO2 → K2SO3 + H2O Calcule: a) a massa de KOH consumida: b) a massa de K2SO3 formada. (MA: K = 39; S = 32; O = 16; H= 1) 25

03) 4,2 · 10 moléculas de etileno (C2H4) sofrem combustão total: C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(g) Calcule: a) o volume de O2 consumido quando medido a 0,82 atm e 2 7°C; b) a massa de CO2 formada: c) a quantidade de água formada. (MA: C = 12: O = 16) Reagente em Excesso 04) 60,0 g de Fe2(SO4)3 em solução aquosa são adicionados a 62,4 g de BaCI2, também em solução aquosa. Dá-se a reação com precipitação de BaSO4: Fe2(SO4)3(aq) + 3BaCl2(aq) → 3BaSO4(s) + 2FeCl3(aq) Calcule: a) a massa do precipitado obtido; b) a massa do resíduo obtido pela evaporação da solução depois de separado o precipitado. (MA: Fe = 56; S = 32; O 16; Ba = 137: Cl = 35.5)

05) 1,71 g de Al2(SO4) são adicionados a 2,61 g de Ba(NO3)2, ambos em solução aquosa. O precipitado obtido é separado por filtração e a solução filtrada é submetida à evaporação total. Calcule: a) o peso do precipitado; b) o peso e a composição do resíduo sólido obtido pela evaporação da solução filtrada. Al2(SO4)3(aq) + 3Ba(NO3)2(aq) → 3BaSO4(s) + 2Al(NO3)3(aq) (MA: Al = 27; S = 32; O = 16; Ba = 137: N = 14)

07) Certa massa de pirolusita (MnO2) reagiu com excesso de ácido clorídrico. O gás liberado (Cl2) reagiu a seguir. com excesso de hidróxido de sódio. O clorato de sódio formado foi submetido a um aquecimento a seco, produzindo 33,6 L de oxigênio (O2) nas condições normais. Calcule a massa de pirolusita (MnO2) utilizada. (MA: Mn 55; O = 16) MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2(g) + 2H2O 3Cl2(g) + 6NaOH → 5NaCl +NaCIO3 + 3H2O 2NaClO3 → 2NaCl + 3º2 Substâncias impuras 08) Calcule as massas de H2SO4 de 80% de pureza e de Al(OH)3 de 90% de pureza necessárias à obtenção de 400 g de Al2(SO4)3 de 85,5% de pureza. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O (MA: Al = 27; S = 32; O = 16; H = 1) 09) Calcule a pureza de um cloreto de amônio, sabendo-se que 60 g dessa substância aquecida com excesso de NaOH produziram 89,6 L de amônia (NH3) a 0,50 atm e 273°C. NH4CI + NaOH → NH3 + H2O + NaCl (MA: N = 14; H = 1; Cl = 35,5) Rendimento 10) Calcule a massa de CaO obtida por decomposição de 200 g de CaCO3, sabendo que o rendimento da reação é de 80% CaCO3 → CaO + CO2 (MA: Ca = 40; C = 12; O = 16) 11) Calcule a massa de enxofre necessária à obtenção de 224 L de SO2 medidos a 273°C e 2 atm, sabendo que o rendimento da reação é de 90%. (MA: S = 32) S + O2 → SO2 12) Foram obtidos 100 g de Na2CO3 na reação de 1,00L de CO2, a 22,4 atm e 0°C, com excesso de NaOH. Calcule o rendimento da reação. 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O (MA: Na = 23; C = 12; O = 16)

Equações Sucessivas 06) Calcule a massa de HNO3 que pode ser obtida a partir de 102 kg de amônia, pelo processo abaixo equacionado. (MA: H = 1; N = 14; O = 16) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O 2NO + O2 → 2NO2 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

13) Calcule as massas de Fe2O3 de 80% de pureza e de H2SO4 de 73,5% de pureza necessárias à obtenção de 640 g de Fe2(SO4)3, sabendo-se que o rendimento da reação é igual a 80%.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Exercícios de Fixação - Leis Ponderais 01. (Unicamp) Dentro de um bulbo usado em certos "flashes" de máquinas fotográficas, há uma certa quantidade de magnésio metálico (Mg) e de oxigênio (O‚). Por um dispositivo elétrico, provoca-se a reação deste metal com o oxigênio, formando óxido de magnésio. a) Escreva a equação química que representa a reação entre o magnésio e o oxigênio, indicando qual elemento que age como redutor. b) O número de átomos dentro do bulbo varia com a reação? Justifique.

aceso, sua massa diminui. Estas observações violam a Lei da Conservação das Massas? Justifique sua resposta. 07. (Unifesp ) Iodo e flúor formam uma série de compostos binários que apresentam em suas análises as seguintes composições:

02. (Fuvest-gv) O prego que enferruja e o "palito de fósforo" que queima são exemplo de oxidações. No primeiro caso há um aumento de massa de sólido e no outro há uma diminuição. Esses fatos contrariam a lei da conservação da massa? Explique sua resposta para cada um dos fatos citados. 03. Ao dissolver-se um comprimido efervescente em uma dada massa de água, ao término do processo observa-se uma diminuição da massa do conjunto. A referida observação contraria a Lei de Lavoisier? Justifique a sua resposta. 04. (Unesp) Aquecendo-se 21g de ferro com 15g de enxofre obtém-se 33g de sulfeto ferroso, restando 3g de enxofre. Aquecendo-se 30g de ferro com 16g de enxofre obtémse 44g de sulfeto ferroso, restando 2g de ferro. Demonstrar que esses dados obedecem às leis de Lavoisier (conservação da massa) e de Proust (proporções definidas). 05. (Unesp) Duas amostras de carbono puro de massa 1,00g e 9,00g foram completamente queimadas ao ar. O único produto formado nos dois casos, o dióxido de carbono gasoso, foi totalmente recolhida e as massas obtidas foram 3,66g e 32,94g, respectivamente. Utilizando estes dados: a) demonstre que nos dois casos a Lei de Proust é obedecida; b) determine a composição do dióxido de carbono, expressa em porcentagem em massa de carbono e de oxigênio.

a) Qual a conclusão que pode ser extraída desses resultados com relação às massas de flúor que se combinam com uma certa massa fixa de iodo? Demonstre essa conclusão. b) É possível deduzir, usando apenas os dados fornecidos para o composto A, que sua fórmula mínima é IF? Justifique sua resposta. 08. (Unesp) Objetos de prata escurecem, principalmente pela formação de uma camada de sulfeto de prata (Ag‚S) em sua superfície. Uma forma de se limpar um objeto de prata escurecido consiste em envolvê-lo em folha de papel alumínio e mergulhá-lo em solução aquosa de carbonato de sódio. a) Explique o princípio deste método de limpeza. b) Ocorre diminuição da massa de prata do objeto nesse processo de limpeza? Justifique. 09. (Unicamp) O gráfico a seguir representa as variações das massas de um pequeno pedaço de ferro e de uma esponja de ferro (palha de aço usada em limpeza doméstica) expostos ao ar (mistura de nitrogênio, N‚, oxigênio, O‚, e outros gases além de vapor d'água).

06. (Unesp) Quando um objeto de ferro enferruja ao ar, sua massa aumenta. Quando um palito de fósforo é

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira e)

A fica abaixo de B

A fica acima de B

38. (Simulado– ENEM) A tabela a seguir mostra o resultado de três experimentos relativos à reação de síntese de um composto Z a partir das substâncias X e Y: X+Y→Z Massas Massas iniciais Experimen finais em em to gramas gramas X Y Z Excesso 1º 28 28 I 12 de Y 2º 7 5 II III 3º 11,2 6,4 IV V As lacunas I, II, III, IV e V são corretamente preenchidas com:

a) b) c) d) e)

I

II

III

IV

44

11

1 de Y

17,6

44

11

1 de X

17,6

56

16

56

16

44

11

não há excesso não há excesso 1 de Y

V não há excesso não há excesso

16

1,6 de X

16

1,6 de Y

15,6

2 de X

39.(Simulado novo ENEM ) A figura abaixo representa uma balança equilibrada. No prato A temos uma cápsula de porcelana contendo enxofre puro e no prato B temos outra cápsula de porcelana, contendo carbono puro. As duas cápsulas têm a mesma massa, e as massas de enxofre e de carbono são também iguais.

1º Experimento — Com auxílio de uma lente focalizando luz solar, inicia-se a reação de combustão total do enxofre e do carbono. 2º Experimento — Repete-se o 1º experimento, mas substituindo o carbono (C) pela mesma massa de magnésio (Mg). Terminados os dois experimentos, observa-se que:

40. (Simulado ENEM) Verifica-se experimentalmente que 20g de uma substância A, reagindo com 30g de uma substância B, produzem 50g de uma substância C. A+B→C 20g +30g → 50g Considere os experimentos I e II seguintes, nos quais foram utilizados: I. 50g de A + 80g de B II. 35g de A + 45g de B As massas máximas de C que podem ser obtidas nos experimentos I e II são, respectivamente: A) 130g e 80g B) 125g e 75g C) 130g e 75g D) 125g e 80g E) 120g e 70g Exercícios de Fixação - Cálculo Estequiométrico 1. (Uerj 2014) Uma das técnicas empregadas para separar uma mistura gasosa de CO2 e CH4 consiste em fazê-la passar por uma solução aquosa de Ba(OH)2. Uma amostra dessa mistura gasosa, com volume total de 30 L, sob temperatura de 27 °C e pressão de 1 atm, ao reagir com a solução aquosa de Ba(OH)2, produz a precipitação de 98,5 g de BaCO3. A fração gasosa remanescente, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contém apenas CH4. O volume, em litros, de CH4 remanescente é igual a: -1

-1

Dado: R = 0,082 atm.L.mol .K . a) 10 b) 12 c) 15 d) 18 2. (Espcex (Aman) 2014) Considerando a equação não balanceada da reação de combustão do gás butano descrita por C4H10  g  O2  g  CO2 (g)  H2O(g), a 1 atm e 25° (condições padrão) e o comportamento desses como gases ideais, o volume de gás carbônico produzido pela combustão completa do conteúdo de uma botija de gás contendo 174,0 g de butano é: Dados: Massas Atômicas: C = 12 u; O = 16 u e H = 1 u; Volume molar nas condições padrão:

24,5 L  mol1. a) 1000,4 L b) 198,3 L

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 57. (Uff ) Um meteorito de 4,5 bilhões de anos, que caiu numa cidadezinha do Texas, trouxe uma surpresa para os cientistas: "vestígio de água" (transcrito de "O Globo" 30/08/99). Na investigação sobre a vida em outros planetas, procura-se verificar a existência ou não de água, pois, esta é elemento essencial à vida, nos moldes até agora conhecidos. Considere a reação completa de 1,5m¤ de H‚(g) com O‚ à temperatura de 27°C e pressão de 8,2atm. Nestas condições, a massa de água produzida e o volume de O‚ consumindo são, respectivamente: a) 1,80 kg e 15,00 m¤ b) 4,50 kg e 3,00 m¤ c) 9,00 kg e 0,75 m¤ d) 18,00 kg e 1,50 m¤ e) 45,00 kg e 30,00 m¤ 58. (Puccamp ) Ácido acetilsalicílico, popularmente conhecido como aspirina, pode ser produzido pela seguinte seqüência de transformações químicas:

GABARITO - Leis Ponderais 1. a) 2Mg (s) + O‚ (g) ë 2Mg O(s) redutor: Mg b) Não, pois trata-se de um sistema fechado 2. Não, porque ambos os experimentos são realizados em sistema aberto. 3. Não pois a reação produz um gás que é liberado ao ambiente. 4. Lei de Lavoisier Î m reagentes = Î m produtos 21 g + 15 g = 33 g + 3 g Lei de Proust mFe / mS = 1,75 5. a) Lei de Proust : 1,00/9,00 = 3,66/32,94 = constante b) % de Carbono = 27,32% e % de Oxigênio = 72,68% 6. Não. As experiências ocorreram em sistema aberto. Houve possibilidade de perda e ganho de massa sem obedecer à Lei de Lavoisier.

Admitindo rendimento de 50% em massa em todo o processo, que massa de fenol é necessária para obter 500mg de aspirina? Dados: Massas molares (g/mol) fenol .... 94 aspirina .... 180 a) 94 mg b) 130 mg c) 180 mg d) 260 mg e) 520 mg

7. a) Composto A: 87,0 g de iodo __________13,0 g de flúor Composto B: 69,0 g de iodo __________31,0 g de flúor 87,0 g de iodo __________ x g de flúor x = 39,1 g de flúor Composto C: 57,0 g de iodo __________43,0 g de flúor 87,0 g de iodo __________ y g de flúor y = 65,6 g de flúor As massas formam uma proporção segundo a lei de Dalton: 1:3:5 b) É impossível deduzir, usando apenas os dados fornecidos para o composto A, que sua fórmula mínima é IF, pois a proporção em mols é 1:1 127,0 g de iodo __________1 mol 87,0 g de iodo __________ x mol x = 0685 mol 19,0 g de flúor __________1 mol

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 13,0 g de flúor __________ y mol y = 0,684 mol

17. [C] 18. [B]

8. a) No sistema constituído por um objeto de prata envolvido com papel de alumínio mergulhado em solução iônica haverá transferência de elétrons. O íon Ag® tem maior potencial de redução do que o íon Aؤ®.

19. [B] 20. [E] 21. [D]

redução: Ag® + e- ë Ag¡ oxidação: AØ¡ ë 3e- + Aؤ®

22. [D]

A equação do processo seria:

23. [A]

3Ag‚¢®S£­ + 2AØ¡ ë AØ‚¤®Sƒ£­ + 6Ag¡

24. [B]

b) A limpeza feita por este processo não retira partículas de sulfeto de prata (Ag‚S preto) do objeto. Os íons Ag® da superfície são reduzidos à prata metálica, que permanecem no objeto. Os íons sulfeto (S£-) são retirados. Logo, não há diminuição da massa do objeto.

25. [E]

9. a) Porque são incorporadas ao ferro as massas de O‚ e H‚O b) Curva b pois, tendo a esponja de ferro maior superfície de contato, reagirá mais rapidamente, ou seja, num tempo menor.

28. [A]

10. a) 2NaCØ ë 2Na® + 2CØ- (em meio aquoso)

31. [C]

catodo: 2H‚O + 2e­ ë H‚ + 2OH­ ânodo: 2CØ­ ë CØ‚ + 2e­ global: 2NaCØ + 2H‚O ë H‚ + CØ‚ + 2NaOH

32. [E]

b) É possível, porque as massas de NaOH e CØ‚ estabelecem proporção nos três experimentos citados.

34. [B]

26. [D] 27. [B]

29. V V F F V 30. 01 + 04 = 05

33. [E]

35. [C] 11. [B] 36. [E] 12. [D] 37. [D] 13. [D] 38. [A] 14. [C] 39. [B] 15. [C] 40. [B] 16. [C]

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira GABARITO - Cálculo Estequiométrico

Na3 AsO3(aq)  Ce(SO4 )2(aq)  H2O 

Resposta da questão 1: [D]

Na3 AsO4(aq)  Ce2 (SO4 )3(aq)  H2SO4(aq) 3  5 (oxidação)

Re dutor

Oxidante

4

Teremos: 3

As

CO2  Ba(OH)2  H2O  BaCO3 44 g

 As

 2e

 3 (redução) 

_

Ce4  1e  Ce3

197 g

mCO2

5

98,5 g

mCO2  22 g

As3  As5  2e (oxidação)

22  0,5 mol 44 P V  nR T

2Ce4  2e  2Ce3 (redução)

_

nCO2 

1Na3 AsO3(aq)  2Ce(SO4 )2(aq)  1H2O 

1 VCO2  0,5  0,082  (27  273)

1Na3 AsO4(aq)  1Ce2 (SO4 )3(aq)  1H2SO4(aq)

VCO2  12,3 L

O coeficiente estequiométrico do Ce(SO4 )2(aq) é

V  VCO2  VCH4 30  12,3  VCH4

Oxidante

2.

VCH4  17,7 L  18 L

b) Os íons espectadores são:

Resposta da questão 2: [D]

Na e SO24 (não sofrem oxidação ou redução).

Balanceando a equação, vem: 13 C4H10  g  O2  g   4CO2 (g)  5H2O(g) 2 58 g 4  24,5 L

c) Teremos: Na3 AsO3(aq) ou AsO3 .

174 g

Re dutor

d) Teremos:

VCO2

1Na3 AsO3(aq)  2Ce(SO4 )2(aq)  1H2O 

VCO2  294,0 L

1Na3 AsO4(aq)  1Ce2 (SO4 )3(aq)  1H2SO4(aq) 192 g

2 mol

Resposta da questão 3: [B]

0,288 g

Teremos:

nCe(SO4 )2  0,003 mol

2 A (s)  Fe2O3 (s)  2 Fe (s)  A 2O3 (s)  calor 2  27 g

2  56 g

mA mA  162 g 900 g (mistura)

1L

0,100 mol

V

0,003 mol

V  0,03 L  30  10 3 L  30 mL

336 g

162 g (alumínio)

nCe(SO4 )2

Resposta da questão 5: 01 + 02 + 04 + 32 = 39.

100 % [01] Verdadeira. Massa molar do TNT: 227g/mol Assim:

p

p  18 % Resposta da questão 4: a) Teremos:

2 mols

454g de TNT 681g

______ ______

15 mols de produtos gasosos n

N  22,5 mols

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira R  0,082 atm  L  mol1  K 1

[02] Verdadeira. 2 mols

454g de TNT

______

75,7g

15 mols de produtos gasosos

______

n

P V  nR T 1 VCO2  2  106  0,082  298 VCO2  48,872  106 L  4,89  107 L

N  2,5 mols

7. [C] Aplicando-se a equação de Clapeyron: n  R  T 2,5  0,082  623 P  V  n R  T  V   P 1

127,8L

8. [D] 9. a) Teremos:

[04] Verdadeira. Há átomos (como nitrogênio), cujo nox aumenta. Na reação em questão, o nox dos átomos de nitrogênio, por exemplo, varia de -3 para 0, evidenciando o processo de oxidação. [08] Falsa. No estado sólido, a energia cinética média das partículas é menor, quando comparada à energia cinética de substâncias gasosas.

mA

2O3

mA

2O3

54 g 32  106 t  60,44  106 t

60,44  106 t

7 mols

______ ______

102 g

3 O2 2

Então:

[16] Falsa.

454g de TNT 100g

A 2O3  2A

55 %

mRe síduos

84g de C n

45 %

mRe síduos  49,45  10 t 6

n  18,5 g de C b) Estimando em 10 minutos o tempo de duração do banho, em um chuveiro cuja potência é de 3.000 W, teremos:

[32] Verdadeira. De acordo com a proporção da reação, teremos: 2 mols

5 mols

454g de TNT

______

3000 W  (10  60)s  1,8  106 J (1 banho)

90g de H2O

Resposta da questão 6: a) A partir da relação estequiométrica, teremos:

CaCO3  s   SO2  g 100 g

64 g

mCaCO3

128 t

CaSO3  s   CO2  g

1,8  106 J

1 banho

3,6  10 J

n

6

n  2 banhos 10. [C]

mCaCO3  200 t  200  103 kg  200  106 g  2  108 g

11. a) Teremos: 2MnO4  aq  5C2O24  aq   16H  aq   2Mn2  aq  10CO2  g   8H2O  

b) A partir da relação estequiométrica, teremos:

CaCO3  s   SO2  g

2 mol

CaSO3  s   CO2  g

100 g

1 mol

2  108 g

nCO2

x

10  22 L VCO2

VCO2  110x L

nCO2  2  106 mol

b) Na produção de 440 L de CO2, vem:

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 2MnO4  aq  5C2O24  aq   16H  aq  

a) Equações químicas balanceadas que representam as reações das substâncias com os + íons H do suco gástrico, que não produzem gás:

2Mn2  aq  10CO2  g   8H2O   10  22 L

2 mol n

440 L

MnO4

n

MnO4

 4 mol

12. [D]

Mg(OH)2 (s)  2H (aq)

2H2O( )  Mg2 (aq)

A (OH)2 (s)  3H (aq)

3H2O( )  A 3 (aq)

NaHCO3 (aq)  2H (aq)

H2O( )  CO2 (g)  Na (aq) ou

NaHCO3 (aq)  2H (aq)

H2CO3 (aq)  Na (aq)

b) Teremos: NaHCO3 (s)  HC (aq)  NaC (aq)  H2O( )  CO2 (g)

13. [B]

84 g

14. [A]

0,60  5 g 15. [B]

mCO2  1,57 g

16. Para a resolução do problema, podemos montar a equação global do processo. Nesse procedimento, vamos somar as duas equações da seguinte forma: Etapa 1

nCO2 

1,57  0,035 mol  0,035  22,4 L  0,78 L nas CNTP 44

18. [C] 19. [B]

2Cu2S s   3O2 g  2Cu2O s   2SO2 g Etapa 2 (x2) 2Cu2O s   2C s   4Cu s   2CO g Equação Global 2Cu2S s   3O2 g  2C s   2SO2 g  Cu s   2CO g

20. a) 0,3 mol b) 1,8 × 10£¤ c) 140,5 g.mol-¢ d) 0,1 mol e) 121 g.mol-¢ f) 12,1 g 21. CaH‚ + 2H‚O ë Ca(OH)‚ + 2H‚ V = 98,52Ø

Os dois gases formados pelo processo são o monóxido de carbono (CO) e o dióxido de enxofre (SO2). Cálculo do volume de cada um dos gases na CNTP: Lembrar que, nessas condições, o volume molar dos gases é de 22,4 L/mol. Como os dois gases são produzidos na proporção de 1:1, podemos afirmar que o volume produzido pelos dois é igual.

22. a) 35 Ø b) 3,5 Ø 23. a) Não, se o material sólido resultante fosse só MgO puro a massa seria 0,403g e não O,436g. b) NŽ de mols do MgƒN‚ = 3,3 . 10 ­¤ mol

2 mols de Cu2S

2 mols de CO  CNTP 

318g de Cu2S

44,8L de CO

477.000 g

44g mCO2

24. Observe a figura a seguir:

V

V  67.200 L. de CO produzido. Assim, podemos dizer que o volume de SO2 produzido também foi de 67.200 L. Resposta da questão 17:

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 2 FeS‚ + 7,5 O‚ + 4 H‚O ë Fe‚Oƒ + 4 H‚SO„ (2 x 120) g----------------------------------------(4 x 98) g 24000 g---------------------------------------------m m = 39200 g = 39,2 kg 29. Observe a figura a seguir:

25. a) 20,5 × 10§ t b) 434,8 mol 26. a) C‚H…OH + 3O‚ ë 2CO‚ + 3H‚O etanol C•H• + 25/2O‚ ë 8CO‚ + 9H‚O n-octano

30. a) CaC‚(s) + 3C(s) ë CO(g) + CaC‚(s)

b) - Quantidade de mols de CO‚ liberado pela queima de 14 litros de etanol: 1 mol de C‚H…OH ___________ 2 mol de CO‚ 14 . 17,2 mol de C‚H…OH______ x x = 481,6 mols de CO‚ - Quantidade de mols de CO‚ liberado pela queima de 10 litros de n-octano: 1 mol de C•H• ____________ 8 mol de CO‚ 10 . 6,15 mol de C•H• ______ y y = 492 mols de CO‚ A poluição atmosférica, por CO‚, é maior na combustão do n-octano. 27. a) 300 mols de átomos de AØ.

b) CaC‚(s) +2H‚O(Ø) ëCa(OH)‚(aq) + C‚H‚(g) 64 g ------------------------------------------ 26 g m ------------------------------------------ 13 g m = 32 g de carbeto de cálcio. 31. (a) C„H•O…N‚ + 2X Ï CHƒOH + C„H‡O„N + C‣HO‚N 294 g + 2X = 32 g + 133 g + 165 g 2X = 36; X = 18 g. Logo, X = H‚O. (b) C„H•O…N‚ + 2X Ï CHƒOH + C„H‡O„N + C‣HO‚N 294 g --------------------- 32 g 200x10-¤ g --------------------- m m = 0,02177 g -------- 1 lata de refrigerante 48 g -------n n = 2204,87 = 2205 latas de refrigerante. 32. a) Q = 5,0 x 10¥ kJ b) V = 422,4 Ø

b) 289.500 s. 28. a) 4 FeS‚ + 11 O‚ ë 2 Fe‚Oƒ + 8 SO‚ 8 SO‚ + 4 O‚ ë 8 SOƒ 8 SOƒ + 8 H‚O ë 8 H‚SO„ Somando as três equações teremos: 4 FeS‚ + 15 O‚ + 8 H‚O ë 2 Fe‚Oƒ + 8 H‚SO„

33. Ca (OH)‚ ë Utiliza-se uma massa menor. 34. Falsa, pois ocorre o aumento da quantidade de CO‚(g) na atmosfera. 35. a) Brilho metálico e a maleabilidade do material.

b) Dividindo a equação anterior por 2:

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira x mol de H‚ ____ 1,04 × 10© g b) Supondo-se inicialmente uma rocha que contenha exclusivamente óxido de ferro II, FeO: FeO + CO ë Fe + CO‚ 1 mol 1 mol 72g 56g

x = 5,14 × 10¨ mols de H‚ Ocorrerá maior liberação de energia no caso da nave, pois a quantidade de mols de hidrogênio é maior. 38. a) H‚(g) + 1/2O‚(g) ë H‚O(g)

Admitindo a mesma massa (72g), porém de óxido de ferro III, podemos calcular a massa de ferro obtido:

b) 4,5 × 10¤ kg de ferro. 39. a) BaCOƒ(s) + H‚SO„(aq) ë BaSO„(s) + H‚O(Ø) + CO‚(g)

Fe‚Oƒ + 3 CO ë 2 Fe + 3 CO‚ 1 mol 2 mol 160g 112g 72g x x = 50,4 g Logo, a amostra de óxido de ferro II (FeO) possibilitaria a obtenção de maior quantidade de ferro metálico. c) O = C = O 36. a) Massa de sódio ingerido na salada com pão: m = 30mg + 50mg + 750mg + 157mg = 990mg Cálculo da porcentagem de sódio ingerida (considerando o mínimo de 1100mg de sódio) 1100mg ____ 100% 990mg _____ x x = 90% O porcentual da necessidade diária mínima de sódio será de 90%. b) Massa de sódio que deve ser acrescida para satisfazer a necessidade máxima de 3300mg: m' = 3300mg - 990mg = 2310mg = 2,310g de Na Massa molar de NaCØ = (22,990+35,453)g/mol = 58,443g/mol

b) BaCOƒ + H‚SO„ ë BaSO„ + H‚O + CO‚ 1 mol -------------------- 1 mol 197 g ------------------- 233 g 600 kg ------------------- m m = 709,64 kg. c) Como a síntese do sulfato de bário não ocorreu com rendimento de 100 %, isto significa que houve excesso de carbonato de bário que reagiu com o ácido clorídrico do estômago e formou cloreto de bário, que é um sal solúvel, ou seja, um sal que formou íons "livres" no organismo das pessoas: BaCOƒ(s) + 2HCØ(aq) ë Ba£®(aq) + 2CØ­(aq) + H‚O (Ø)+ CO‚(g) 40. a) x = 2 e y = 1/2 b) V = 101,2 Ø 41. a) Somando as equações I e III, temos: I. II.

C‚H‚‚O + H‚O = 4 C‚H†O + 4CO‚ 4 C‚H†O + 12 O‚ = 8 CO‚ + 12 H‚O _________________________________ C‚H‚‚O + 12 O‚ = 12 CO‚ + 11 H‚O

58,443g de NaCØ ____ 22,990 de Na x ___________ 2,310g de Na x = 5,872g de NaCØ

A formação do etanol libera CO‚ (não venenoso) e a combustão do etanol produz CO‚ e H‚O não venenosos. Além disso, todo o CO‚ liberado na queima do açúcar (12CO‚) é consumido na fotossíntese (12CO‚). O açúcar é renovável devido à fotossíntese:

376. a) 7,22 × 10¦ L de gás oxigênio.. b) No Hindemburg temos 8,1 × 10§ mols de gás hidrogênio queimados . Na nave espacial, teremos: 1 mol de H‚ ____ 2,0158 g

12 CO‚ + 11 H‚O

=

luz C‚H‚‚O + 12 O‚

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira b) 6,9 × 10§ t. 47. [B] Obs: A massa molecular do etanol é, na realidade, igual a 46g/mol. Assim sendo, a resposta correta do item b seria 7,5×10§t.

48. [C] 49. [C]

42. a) BaSO„ + 4 C ë BaS + 4 CO 50. [D] b) 1,97 kg de BaCOƒ 51. [B] 43. De acordo com a equação da reação química, temos: 52. [A] 4HgS + 4CaO ë 4Hg + 1CaSO„ + 3CaS 4 × 232,5 g ---------- 4 × 200,5 g 465 kg ---------m m = 401 kg ----- 100 % x ----- 80 % x = 320,8 kg de Hg.

53. [E] 54. [C] 55. [E]

44. [C]

56. [C]

45. [E]

57. [C]

46. [A]

58. [E]

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MÓDULO 03 GASES 1. O estado gasoso 1.1. Características dos gases a) Os gases sempre se expandem procurando ocupar todo o volume do recipiente que os contém. Assim uma massa x de um gás num recipiente de 10L ocupará um volume de 10L, caso essa mesma massa x seja colocada num recipiente de 50L, ocupará um volume de 50L. b) Os volumes dos gases são bastante variáveis, pois os gases apresentam grande compressibilidade e expansibilidade (dilatabilidade) quando comparados com os sólidos e os líquidos. Essas propriedades de compressibilidade e expansibilidade variam em função da pressão e da temperatura. Observações: Os sólidos e os líquidos possuem variações de volume praticamente imperceptíveis mediante a variação da pressão. c) Os gases sempre se misturam entre si (possuem grande difusibilidade).

Os gases estão inicialmente separados.

Depois de se abrir a torneira os gases se misturam.

d) Os gases possuem densidade muito menor que a densidade dos sólidos e dos líquidos, ou seja, considerando-se massas iguais de um sólido, de um líquido e de um gás, o volume do gás será muito maior. (Densidade e volume são inversamente proporcionais: d = m/v). Elementos que existem como gases a 25°C e 1 atm. Os gases nobres (os elementos do Grupo 18) são monoatômicos; os elementos restantes existem como moléculas diatômicas. O ozônio (O3) também é um gás.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Com exceção de F2, Cl2 e NO2, a maioria dos gases é incolor. Um gás é uma substância que está normalmente no estado gasoso às temperaturas e pressões usuais; um vapor é a forma gasosa de qualquer substância que corresponda a um liquido ou um sólido às temperaturas e pressões normais. Portanto, a 25°C e 1 atm, fala-se do vapor d‘água e do gás oxigênio. 1.2. Variáveis de estado de um gás O volume (V), a pressão (P) e a temperatura (T) são denominados variáveis de estado de um gás. a) Volume (V) O volume (V) é o espaço ocupado por um gás e corresponde ao volume do recipiente que o contém. As principais unidades de volume são: (m3, L, cm3, mL). Relações importantes entre as principais unidades de volume: • 1m3 = 1000L • 1L = 1000mL • 1cm3 = 1mL • 1dm3 = 1L • 1dm3 = 1000cm3 Observações: O m3 é a unidade padrão no SI. b) Pressão (P) Pressão é a razão entre uma força e a área da superfície onde a força a está sendo aplicada. • P = Pressão • F= Força • S = Área da superfície onde a força está sendo aplicada. Principais unidades de pressão e suas relações: • 1atm = 760mmHg = 760 torr = 76cmHg • 1mmHg = 1 torr • 1atm = 101.325Pa (ou N/m2)  105 Pa • 1mmHg = 133,322Pa (ou N/m2) Observações: • atm = atmosfera • mmHg = milímetro de mercúrio • cmHg = centímetro de mercúrio • torr = Torricelli • Pa = Pascal (unidade padrão do SI) A pressão atmosférica é a pressão exercida pela atmosfera terrestre. O valor da pressão atmosférica depende do local, da temperatura e das condições meteorológicas.

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Figura Uma coluna de ar que se estende do nível do mar até a atmosfera superior.

Como se mede a pressão atmosférica? O barômetro é provavelmente o instrumento mais conhecido para medir a pressão atmosférica. Um barômetro simples é constituído por um tubo de vidro longo, fechado em uma das extremidades e cheio de mercúrio. Se o tubo for cuidadosamente invertido sobre uma cuba com mercúrio de modo que não haja entrada de ar, algum mercúrio fluirá do tubo para a cuba, criando- se vácuo na parte superior do tubo (Figura 2). O peso do mercúrio que permanece no tubo é suportado pela pressão atmosférica que atua na superfície do mercúrio na cuba. A pressão atmosférica-padrão (1 atm) é igual à pressão que suporta uma coluna do mercúrio com exatamente 760 milímetros (ou 76cm) de altura a 0°C no nível de mar. Em outras palavras, uma atmosfera-padrão é igual à pressão de 760 mmHg, em que o mmHg representa a pressão exercida por uma coluna de mercúrio com 1 milímetro de altura. A unidade mmHg também se chama torr, em homenagem ao cientista italiano Evangelista Torricelli, que inventou o barômetro. Assim, 1 torr = 1 mmHg e 1 atm = 760 mmHg (exatamente) = 760 torr A relação entre atmosfera e pascal é 1 atm = 101.325 Pa = 1,01325 × 105 Pa e porque 1.000 Pa = 1 kPa (kilopascal) 1 atm = 1,01325 × 102 kPa

Figura Barômetro para medir a pressão atmosférica. Na parte superior do tubo, sobre o mercúrio, existe vácuo. A coluna de mercúrio é suportada pela pressão atmosférica.

Um manômetro é um dispositivo que serve para medir a pressão dos gases quando não se encontram na atmosfera. O princípio de funcionamento de um manômetro é semelhante ao do barômetro. Há dois tipos de manômetros, como mostrado na (Figura). O manômetro de tubo 75 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira fechado é geralmente utilizado para medir pressões inferiores à pressão atmosférica [Figura (a)], enquanto o manômetro de tubo aberto é mais indicado para medir pressões iguais ou superiores à pressão atmosférica [Figura (b)]. Quase todos os barômetros e a maioria dos manômetros usam mercúrio como fluido de trabalho, apesar de esta ser uma substância tóxica com um vapor prejudicial. A justificativa é de que o mercúrio tem uma densidade muito elevada (13,6 g/mL) em comparação com a maior parte dos outros líquidos. Uma vez que a altura do líquido em uma coluna é inversamente proporcional à respectiva densidade, essa propriedade permite a construção de pequenos manômetros e barômetros, manuseáveis.

Figura Dois tipos de manômetros usados para medir a pressão dos gases. (a) Pressão do gás inferior à atmosférica. (b) Pressão do gás superior à atmosférica.

c) Temperatura (T) A temperatura de um gás é a medida da ―agitação‖ de suas moléculas (energia cinética). Quanto maior a temperatura maior a agitação molecular e vice-versa. As moléculas cessam a sua agitação, ou seja, ficam com energia cinética nula, ao atingir a menor temperatura possível. O zero absoluto corresponde a 273oC e ainda não foi atingido experimentalmente. A temperatura dos gases pode ser medida através de várias escalas termométricas diferentes. No Brasil a escala usada é a escala Celsius, em trabalhos científicos é a escala Kelvin ou absoluta, sendo inclusive adotada como padrão no SI. Observe a relação entre a escala Celsius e a escala Kelvin. Podemos transformar graus Celsius em Kelvin usando a seguinte relação:

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Representação gráfica

Em 1848, o físico escocês Lord Kelvin compreendeu o significado desse fenômeno. Ele identificou a temperatura –273,15°C como zero absoluto, teoricamente o valor de temperatura mais baixo que é possível atingir. Tomando o zero absoluto como ponto de partida, construiu uma escala absoluta de temperaturas, hoje chamada de escala Kelvin de temperaturas. Na escala Kelvin, um kelvin (K) tem o mesmo valor que um grau Celsius. A única diferença entre a escala absoluta de temperaturas e a escala Celsius é que a posição do zero está deslocada. Os pontos importantes na correspondência das duas escalas são os seguintes: Escala Kelvin 0K 273,15 K 373,15 K

Zero absoluto Ponto de congelamento da água Ponto de ebulição da água

Escala Celsius – 273,15°C 0ºC 100°C

A conversão entre °C e K é dada na Seção 1.5

?K  (C  273,15C)

1K 1C

Figura Variação do volume de uma amostra de gás com a temperatura, a pressão constante. Cada linha representa a variação a uma dada pressão. As pressões aumentam de P1 a P4. Todos os gases acabam por condensar (tornar-se líquidos) se forem resfriados a temperaturas suficientemente baixas; as partes cheias das retas representam a região onde a temperatura é superior ao ponto de condensação. Quando essas retas são extrapoladas ou prolongadas (partes tracejadas), todas convergem para o ponto de interseção que representa o volume nulo e a temperatura de – 273,15°C.

A conversão entre °C e K é apresentada na Seção 1.5. Na maior parte dos cálculos usaremos 273 em vez de 273,15 para relacionar K com °C. Por convenção usa-se T para temperatura absoluta (kelvin) e t para indicar a temperatura na escala Celsius. 79 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Essa equação é válida para qualquer transformação sofrida por uma massa constante de um mesmo gás. 5. Equação de Clapeyron ou Equação geral dos gases ou Equação de estado dos gases Em um gás perfeito, as variáveis de estado relacionam-se através da equação de Clayperon:

ou ainda como n = m/M

• P = Pressão • V = Volume • T = Temperatura (Kelvin) • n = No de mol do gás • R = Constante universal dos gases • m = Massa do gás, em gramas • M = Massa molar do gás Antes de aplicarmos a equação do gás ideal a um sistema real, devemos calcular a constante dos gases R. A 0°C (273,15 K) e à pressão de 1 atm, muitos gases reais comportam-se como gases ideais. Os resultados experimentais mostram que, nessas condições, 1 mol de um gás ideal ocupa 22,4 14 L, o que é um pouco superior ao volume de uma bola de basquete, como mostra a (Figura). As condições de 0°C e 1 atm são denominadas de pressão e temperatura padrão, abreviadas por PTP* Por meio da Equação, podemos escrever

R

PV (1atm)(22,414 L) L  atm   0,082057  0,082057 L  atm / K  mol nT (1atm)(273,15 K ) K  mol

Observações: O valor da constante universal dos gases, R, depende das unidades das grandezas utilizadas na equação. Assim temos: R = 0,082 atm.L.Mol-1.K-1 ou 62,3 mmHg. Mol-1.K-1 ou R = 8,314 Pa.m.Mol-1.K-1 ou R = 8,314 J. Mol-1.K-1

Figura Comparação entre o volume molar na PTP (que é aproximadamente 22,4 L) e o volume de uma bola de basquete.

6. Volume molar dos gases Volume molar (Vm) dos gases é o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás em determinadas condições de temperatura e pressão. 81 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Experimentalmente verifica-se que quando um gás se encontra na temperatura de 0oC (273K) e uma pressão de 1atm (760 mmHg), dizemos que o gás está nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP, TPN ou CN) e ocupa um volume igual a 22,4L O volume 22,4L pode ser obtido através da equação de Clapeyron.

Observações: 1) Até 1982 a IUPAC adotava para as condições normais de temperatura e pressão (CNTP) a pressão de 1atm e a temperatura de 273,15K. Devido a problemas de imprecisão do valor da pressão ao nível do mar, a IUPAC alterou o valor da pressão para 105Pa. Com essa alteração o volume molar nas CNTP também foi modificado. 2) Calculando o novo valor do volume molar através da equação de Clapeyron, temos:

3) Pode-se usar a equação de Clapeyron para calcular o volume molar de um gás em qualquer condição de temperatura e pressão. 7. Princípio de Avogadro (hipótese de Avogadro) Em 1811, Amadeo Avogadro enunciou pela primeira vez a hipótese que leva o seu nome: ―Volumes iguais de dois gases quaisquer, nas mesmas condições de pressão e temperatura, contém igual número de moléculas.‖

A hipótese de Avogadro pode ser demonstrada pela equação de Clapeyron. Considerando-se A e B, com volumes iguais, medidos na mesma pressão e na mesma temperatura: Gás A : PA . VA = nA . R . TA Gás B : PB . VB = nB . R . TB Como PA = PB; VA = VB; TA = TB ; temos: nA = nB 82 www.portalepisteme.com.br – e-mail: cursodequimica@gmail.com


Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Assim temos:

Observações: 1) Fração molar (x) de um gás é o quociente entre a sua quantidade de mol e a quantidade total de mol da mistura.

Vamos dividir a equação de estado dos gases perfeitos do gás A, pela equação da mistura gasosa:

2) A pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de todos os gases componentes da mistura.

(Essa lei é conhecida como Lei de Dalton das pressões parciais)

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira EXEMPLO Uma mistura de gases contém 4,46 mols de neônio (Ne), 0,74 mol de argônio (Ar) e 2,15 mols de xenônio (Xe). Calcule a pressão parcial dos gases se a pressão total for 2,00 atm a uma dada temperatura. Estratégia: Qual é a relação entre a pressão parcial de um dos gases e a pressão total dos gases? Como podemos calcular a fração molar de um gás? Solução: De acordo com a Equaçãoestudada, a pressão parcial do Ne (PNe) é igual ao produto de sua fração molar (XNe) pela pressão total (PT)

Com a Equação, calculamos a fração molar do Ne da seguinte forma: n Ne 4,46 mol X Ne   n Ne  n Ar  n Xe 4,46mol  0,74mol  2,15mol  0,607

De forma semelhante, P Ne  XNePT  0,607  2,00 atm  1,21atm

Por conseguinte, P Ar  XArPT  0,10  2,00 atm  0,20 atm

e

P Xe  X XePT  0,293  2,00 atm  0,586 atm

Verificação: Certifique-se de que a soma das pressões parciais seja igual à pressão total fornecida, isto é, (1,21 + 0,20 + 0,586) atm = 2,00 atm. 8.2. Volume parcial Volume parcial de um gás numa mistura gasosa é o volume que o gás ocuparia se estivesse sozinho, à mesma pressão e à mesma temperatura em que se encontra a mistura.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Vamos dividir a equação do gás A pela equação da mistura gasosa:

Observações: 1) O volume total de uma mistura gasosa é a soma dos volumes parciais de todos os gases componentes da mistura.

2) Para um componente A qualquer de uma mistura gasosa, temos as seguintes expressões:

9. Densidade dos gases 9.1. Densidade absoluta (d) Densidade Absoluta ou massa específica de um gás, em determinada pressão e temperatura, é o quociente entre massa e o volume do gás, nas condições consideradas de pressão e temperatura.

Podemos usar também a seguinte fórmula quando conhecemos o volume molar do gás: M = massa molar do gás

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Para um gás nas CNTP, temos: unidade: g/L

Podemos calcular a densidade em qualquer condição de temperatura e pressão:

Observações: A equação anterior mostra que para um mesmo gás, mantendo a pressão constante, a densidade varia de forma inversa com a temperatura.

A Equação anterior nos permite calcular a densidade de um gás (na unidade de gramas por litro). Freqüentemente, a densidade de um gás pode ser medida; assim, essa equação pode ser rearranjada de modo que permita o cálculo da massa molar de uma substância gasosa:

 

dRT P

Em uma experiência típica, enche-se um balão de vidro de volume conhecido com a substância gasosa em estudo. Mede-se a temperatura e a pressão da amostra e determina-se a massa do balão de vidro cheio de gás (Figura). Em seguida; faz-se

Figura Dispositivo para medir a densidade de um gás. Enche-se o balão de vidro de volume conhecido com o gás a certa temperatura e pressão. Primeiro, pesa-se o balão de vidro cheio e, depois, esvazia-se (ligando-o a uma bomba de vácuo) e pesa-se novamente. A diferença entre as duas massas é a massa do gás. Sabendo o volume do balão de vidro, podemos calcular a densidade do gás.

vácuo no interior do balão de vidro e pesa-se novamente. A diferença entre as massas é a massa do gás. A densidade do gás é igual à sua massa dividida pelo volume do balão de vidro. Dado que 87 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira MAr = 28,9g/mol é a massa molar média do ar, que é calculada a partir de uma média ponderada da composição do ar seco isento de poluentes. 10. Massa molar aparente de uma mistura gasosa A massa molar de um gás é obtida pesando-se 22,4L desse gás na CNTP.

De maneira análoga podemos calcular a massa molar aparente de uma mistura gasosa pesandose 22,4L dessa mistura gasosa nas CNTP

Observações: 1) Uma segunda maneira para calcularmos a massa molar aparente de uma mistura gasosa é através da média ponderada de suas massas moleculares pelas porcentagens em volume de cada gás na mistura. Exemplo: no ar atmosférico temos: 78% N2; 21% O2 e 1% Ar (N2 = 28g/mol; O2 = 32g/mol; Ar = 40g/mol)

2) No lugar das porcentagens em volume podemos usar também as porcentagens das pressões parciais, ou as porcentagens em mol ou as porcentagens das frações molares dos componentes da mistura gasosa. 3) Conhecendo-se a massa molar de um gás, conhecemos também a massa molecular desse gás. 11. Difusão e efusão de gases (Lei de Graham) Difusão gasosa é o movimento espontâneo de um gás através de outro. É através da difusão que sentimos o cheiro de um perfume ou de um gás quando ele se esparrama pelo ar. Esse fenômeno pode ser constatado pelo experimento a seguir.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira O cientista Thomas Graham descobriu que as velocidades de difusão de gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas densidades. Modernamente podemos expressar essa relação também através das massas molares. Para as mesmas condições de pressão e temperatura temos:

A lei de Graham também se aplica ao fenômeno da efusão gasosa, que é a passagem de moléculas de um gás através de pequenos orifícios, como, por exemplo, os poros de uma membrana. Ex.: Os balões de gás feitos de borracha tendem a murchar em alguns dias devido à efusão gasosa pelos poros existentes na membrana. Para as mesmas condições de pressão e temperatura temos:

Observações: Em temperaturas diferentes a velocidade de difusão ou de efusão dos gases é diretamente proporcional à raiz quadrada das temperaturas absolutas (Kelvin) do gás.

Figura Efusão de um gás. As moléculas de um gás se movem de uma região de alta pressão (esquerda) para uma de baixa pressão, através de um orifício.

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TABELA 2

lei dos gases que necessitamos utilizar? Como convertemos a pressão do O2 gasoso para massa de O2 em gramas? Solução: A lei de Dalton das pressões parciais permite-nos saber que PT  PO2  PH2O Portanto, PO2  PT  PH2O  762 mmHg  22,4 mmHg  740 mmHg Segundo a equação do gás ideal, escrevemos m PV  nRT  RT

em que m e . são a massa de O2 recolhido e a massa molar de O2, respectivamente. Por rearranjo da equação, obtemos m

PVM (740 / 760)atm(0,128L)(32,00 g / mol)  RT (0,0821 L  atm / K  mol)(273  24)K

 0,164 g

13. Teoria Cinético-Molecular dos Gases As leis dos gases nos ajudam a prever o seu comportamento, mas não explicam o que acontece em nível molecular e o que origina as modificações que observamos no mundo macroscópico. Por exemplo, por que o volume de um gás aumenta quando ele é aquecido? No século XIX, alguns físicos, como o austríaco Ludwig Boltzmann e o escocês James Clerk Maxwell, descobriram que as propriedades físicas dos gases podiam ser explicadas com base nos movimentos das moléculas individuais. Esse movimento molecular é uma forma de energia que se define como a capacidade de realizar trabalho ou de produzir modificações. Em mecânica, o trabalho é definido como o produto da força pelo deslocamento. Visto que a energia pode ser medida como trabalho, podemos escrever

energia  trabalho realizado  força  deslocamento A unidade SI de energia é o joule (J): 1J  1kgm2 / s2 1N m Alternativamente, a energia pode ser expressa em quilojoules (kJ):

1 kJ = 1000 J 92 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Como veremos no Capítulo 6, há muitas formas diferentes de energia. A energia cinética (EC) é o tipo de energia despendida por um objeto em movimento, ou energia do movimento. As descobertas de Maxwell, Boltzmann e outros deram origem a um conjunto de generalizações sobre o comportamento dos gases que ficaram conhecidas, desde essa época, como a teoria cinética-molecular dos gases, ou simplesmente, como teoria cinética dos gases. As hipóteses fundamentais da teoria cinética são as seguintes: 1. Um gás é constituído por moléculas, separadas umas das outras por distâncias muito maiores que as suas próprias dimensões. As moléculas podem ser consideradas ―pontos‖, isto é, possuem massa, mas têm volume desprezível. 2. As moléculas de um gás estão em movimento constante em todas as direções e colidem freqüentemente umas com as outras. As colisões entre as moléculas são perfeitamente elásticas. Em outras palavras, a energia é transferida de uma molécula para outra como conseqüência de uma colisão. No entanto, a energia total de todas as moléculas em um sistema permanece constante. 3. Não existem forças atrativas nem repulsivas entre as moléculas de um gás. 4. A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura do gás, em kelvin. Quaisquer gases a mesma temperatura têm a mesma energia cinética média. A energia cinética média de uma molécula é dada por EC  21 mu 2

na qual m é a massa da molécula e u, a sua velocidade. A barra horizontal indica um valor médio. A quantidade u 2 é chamada de velocidade quadrática média; é a média das velocidades quadráticas de todas as moléculas: u12  u22  N em que N é o número de moléculas presentes. Pela hipótese 4, pode-se escrever EC  T u2 

1 2

 uN2

mu 2  T

mu 2  CT em que C é uma constante de proporcionalidade e T, a temperatura absoluta. 1 2

Segundo a teoria cinético-molecular, a pressão de um gás é o resultado das colisões entre as suas moléculas e as paredes do recipiente. A pressão depende da freqüência das colisões por unidade de área e da ―força‖ com que as moléculas batem na parede. A teoria possibilita também uma interpretação molecular da temperatura. De acordo com a Equação (15), a temperatura absoluta de um gás é uma medida da energia cinética média das moléculas. Em outras palavras, a temperatura absoluta dá indicação sobre o movimento caótico das moléculas — quanto mais elevada for a temperatura, maior será a energia do movimento. O movimento molecular caótico é, por vezes, referido como movimento térmico porque está relacionado com a temperatura da amostra gasosa. 13.1. Aplicação das Leis dos Gases Embora a teoria cinética dos gases se baseie em um modelo muito simples, o tratamento matemático envolvido é complexo. No entanto, é possível aplicar a teoria em uma base qualitativa 93 www.portalepisteme.com.br – e-mail: cursodequimica@gmail.com


Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira para tratar das propriedades gerais das substâncias no estado gasoso. Os exemplos seguintes ilustram a amplitude da sua utilidade: • Compressibilidade dos Gases. Uma vez que as moléculas na fase gasosa estão separadas por grandes distâncias (hipótese 1), os gases podem ser comprimidos facilmente para ocupar volumes menores. • Lei de Boyle. A pressão exercida por um gás resulta do choque das suas moléculas com as paredes do recipiente. A freqüência de colisões, ou o número e colisões moleculares com as paredes por segundo, é proporcional à densidade (isto é, ao número de moléculas por unidade de volume) do gás. Diminuindo o volume de dada quantidade de gás, aumenta a sua densidade e, por conseguinte, a freqüência das colisões. Por essa razão, a pressão de um gás é inversamente proporcional ao volume que ele ocupa e vice-versa. • Lei de Charles. Visto que a energia cinética média das moléculas de um gás é proporcional à temperatura absoluta da amostra (hipótese 4), um aumento de temperatura implica elevação da energia cinética média. Então, se o gás for aquecido, as moléculas vão colidir com as paredes do recipiente com mais freqüência e com mais força, fazendo que a pressão aumente. O volume do gás aumentará até que a sua pressão seja equilibrada pela pressão externa constante. • Lei de Avogadro. Mostramos que a pressão de um gás e diretamente proporcional à densidade e à temperatura. Uma vez que a massa do gás é diretamente proporcional ao número de mols (n), podemos representar a densidade por n/V. Portanto, n P  T V Para dois gases, 1 e 2, escrevemos nT nT P1  1 1  C 1 1 V1 V1

n2T2 nT C 2 2 V2 V2 onde C é a constante de proporcionalidade. Assim, para dois gases nas mesmas condições de pressão, volume e temperatura (isto é, quando P1 = P2, T1 = T2 e V1 = V2), n1 = n2, que é a expressão matemática da lei de Avogadro. P2 

Outro modo de enunciar a lei de Avogadro é dizer que, a mesma pressão e temperatura, volumes iguais de gases (sejam do mesmo gás ou de gases diferentes) contêm igual numero de moléculas.

• Lei de Dalton das Pressões Parciais. Se as moléculas não se atraem nem se repelem (hipótese 3), então a pressão exercida pelas moléculas de um gás não é afetada pela presença de outro gás. Como conseqüência, a pressão total é dada pela soma das pressões individuais dos gases. 13.2. Distribuição das Velocidades Moleculares A teoria cinética dos gases nos permite estudar o movimento molecular com mais detalhes. Suponhamos que temos um grande número de moléculas gasosas, por exemplo, 1 mol, dentro de um recipiente. Desde que se mantenha a temperatura constante, a energia cinética média e a velocidade quadrática média não vão variar ao longo do tempo. Como esperado, o movimento das moléculas é totalmente aleatório e imprevisível. Em um dado instante, quantas moléculas estão 94 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira em movimento com uma determinada velocidade? Para responder a essa questão, Maxwell analisou o comportamento das moléculas de gases a diferentes temperaturas. A Figura 15(a) mostra curvas de distribuição de velocidades de Maxwell para o nitrogênio gasoso a três temperaturas diferentes. A dada temperatura, a curva de distribuição nos diz qual o número de moléculas que se movem com certa velocidade. O pico de cada curva representa a velocidade mais provável, isto é, a velocidade do maior número de moléculas. Observe que a velocidade mais provável aumenta quando a temperatura sobe (o pico se desloca para a direita). Além disso, a curva começa também a achatar com a elevação da temperatura, indicando um aumento do número de moléculas que se move com maior velocidade. A Figura 5.15 (b) mostra as distribuições de velocidade de três gases a mesma temperatura. A diferença das curvas pode ser explicada considerando que as moléculas mais leves se deslocam, em média, com maior rapidez que as mais pesadas.

Figura 15 (a) A distribuição das velocidades para o nitrogênio gasoso a três temperaturas diferentes. Quanto mais elevada a temperatura, maior número de moléculas move-se com maior rapidez. (b) As distribuições de velocidades para três gases a 300 K. A uma dada temperatura, as moléculas mais leves movem-se, em média, mais rapidamente.

13.3. Raiz Quadrada da Velocidade Quadrática Média Com que rapidez se move uma molécula, em média, a qualquer temperatura Ti Uma forma de estimar a velocidade molecular é calcular a raiz quadrada da velocidade quadrática média (urqm), que é uma velocidade molecular média. Um dos resultados da teoria cinética dos gases é que a energia cinética total de 1 mol de qualquer gás é igual a 32 RT. Anteriormente, vimos que a energia cinética média de uma molécula é NA

1 2

mu 2 e, por isso, podemos escrever

1 2

mu 2  32 RT

em que NA é o número de Avogadro. Como NAm = M, onde M é a massa molar, a equação anterior pode ser rearranjada para dar 3RT u2  M Aplicando a raiz quadrada a ambos os membros, obtém-se 95 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira simples mostra que uma molécula, para escapar ao campo gravitacional da Terra, deve possuir uma velocidade de escape igual ou maior que 1,1 x 104 m/s. Uma vez que a velocidade média do hélio é consideravelmente maior que a do nitrogênio ou do oxigênio moleculares, mais átomos de hélio escapam da atmosfera terrestre para o espaço. Conseqüentemente, uma quantidade muito pequena de hélio está presente na nossa atmosfera. No entanto, Júpiter, com uma massa aproximadamente 320 vezes maior que a da Terra, retém tanto gases pesados quanto leves em sua atmosfera.

Júpiter. O interior desse planeta de grande massa é principalmente constituído por hidrogênio.

14. Desvios do Comportamento Ideal As leis dos gases e a teoria emético-molecular pressupõem que as moléculas no estado gasoso não exercem qualquer tipo de força, atrativa ou repulsiva, umas sobre as outras. Outro pressuposto é que o volume das moléculas seja desprezível quando comparado com o do recipiente. Pode-se dizer que um gás apresenta um comportamento ideal quando essas duas condições são satisfeitas. Embora possamos admitir que os gases reais se comportem como um gás ideal, não se pode esperar que o sejam em todas as condições. Por exemplo, sem as forças inter- moleculares, os gases não poderiam condensar para formar líquidos. A questão importante é a seguinte: em que condições é mais provável que os gases não se comportem como gases ideais? A (Figura) mostra gráficos PV/RT em função de P para três gases reais a dada temperatura. Esses gráficos fornecem um teste para o comportamento de gás ideal. De acordo com a equação de gás ideal (para 1 mol de gás), PV/RT é igual a 1, independentemente da pressão efetiva do gás. (Quando n = 1, PV = nRT toma-se PV = RT, ou PV/RT = 1.) Isso só é verdade para gases reais, a pressões moderadamente baixas (  5 atm); à medida que a pressão aumenta, observam-se desvios significativos. As forças atrativas entre as moléculas só atuam a distâncias relativamente curtas. Em um gás, à pressão atmosférica, as moléculas estão muito afastadas e essas forças atrativas são desprezíveis. A pressões elevadas, a densidade do gás aumenta; as moléculas estão muito mais perto umas das outras. Então, as forças intermoleculares podem tornar-se de tal modo significativas que afetam o movimento das moléculas e o gás deixa de se comportar como um gás ideal.

Figura Gráfico de PV/RT versus P de 1 mol de um gás a 0°C. Para 1 mol de gás ideal, PV/RT = 1, independentemente da pressão que o gás esteja. Para os gases reais, observamos vários desvios da idealidade a pressões elevadas. A pressões muito baixas, todos os gases exibem comportamento ideal; isto é, os seus valores PV/RT convergem para 1 à medida que P se aproxima de zero.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira equação de gás ideal como se segue:  an 2  P    V  nb   nRT V2   volume pressão corrigida

corrigido

A Equação, que relaciona P, V, T e n para um gás real, é conhecida como a equação de van der Waals. As constantes de van der Waals a e b são escolhidas para cada gás de forma que se obtenha a melhor concordância possível entre a Equação (18) e o comportamento de um gás em particular. A (Tabela) mostra os valores de a e b para alguns gases. O valor de a exprime a força com que as moléculas de dado gás se atraem mutuamente. Vemos que os átomos de hélio têm a atração mais fraca, porque o hélio tem o menor valor de a. Há também uma correlação grosseira entre o tamanho molecular e b. De modo geral, quanto maior for a molécula (ou o átomo), maior será b, mas a relação entre b e o tamanho molecular (ou atômico) não é simples. EXEMPLO Sabendo que 3,50 mols de NH3 ocupam 5,20 L a 47 C, calcule a pressão do gás (em atm) usando (a) a equação do gás ideal e (b) a equação de van der Waals.

TABELA

Estratégia: Para calcularmos a pressão de NH3, utilizamos a equação do gás ideal. Que correções são necessárias aos termos da pressão e do volume na equação de van der Waals? Solução: (a) Temos os seguintes dados: V  5,20L

T  (47  273)K  320K n  3,50 mol R  0,0821 L  atm / K  mol Substituindo na equação do gás ideal, obtém-se nRT V (3,50mol)(0,0821 L  atm / K  mol)(320 K)  5,20 L

P

 17,7 atm

(b) Necessitamos da Equação (18). Em primeiro lugar, é conveniente calcularmos separadamente os termos de correção na Equação (18). Da Tabela 5.3, temos a = 4,17 atm · L2/mol2 b = 0,0371 L/mol pelo que os termos de correção para a pressão e volume são

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an 2 (4,17 atm  L2 / mol2 )(3,50mol)2   1,89 atm V2 (5,20 L)2 nb  (3,50 mol)(0,0371 L / mol)  0,130 L Por fim, substituindo esses valores na equação de van der Waals, temos (P + 1,89 atm)(5,20 L – 0,130 L) = (3,50 mol)(0,0821 L atm/K · mol)(320 K) P = 16,2 atm Verificação: Com base nos seus conhecimentos sobre o comportamento não ideal de um gás, é aceitável obter um valor de pressão por meio da equação de van der Waals que seja menor que o obtido pela equação de gás ideal? Por quê?

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Exercícios de aprendizagem 01. (Unesp 2013) Uma forma de obter hidrogênio no laboratório é mergulhar zinco metálico em uma solução de ácido clorídrico, conforme a reação descrita pela equação apresentada a seguir.

Zn(s)  2HC (aq)  ZnC (aq)  H2 (g) Considere que uma tira de zinco metálico foi colocada em um recipiente contendo HC em solução aquosa na concentração de 1 mol/L. Em 20 segundos a temperatura do recipiente elevou-se em 0,05 °C e 25 mL de hidrogênio foram produzidos. Considerando que essa reação ocorreu a 27 °C e 1 atm, determine a velocidade da reação em mL H 2/s e em mol H2/s. Use: R  0,082 L  atm  K –1  mol–1 02. (Ufg 2013) Em um processo industrial, um reator de 250 L é preenchido com uma mistura gasosa composta de 50 kg de N2O; 37 kg de NO e 75 kg de CO2. Considerando-se a temperatura de 527 °C, a pressão interna, em atm, do reator, será, aproximadamente, Dado: -1 -1 R = 0,082 atm L mol K a) 1 b) 108 c) 350 d) 704 e) 1069

Explique o fenômeno que ocorre no experimento descrito e justifique por que o ovo, após o resfriamento, passa pelo bocal da garrafa. 04. (Unesp 2012) Enquanto estudava a natureza e as propriedades dos gases, um estudante anotou em seu caderno as seguintes observações sobre o comportamento de 1 litro de hidrogênio e 1 litro de argônio, armazenados na forma gasosa à mesma temperatura e pressão: I. Têm a mesma massa. II. Comportam-se como gases ideais. III. Têm o mesmo número de átomos. IV. Têm o mesmo número de mols. É correto o que o estudante anotou em a) I, II, III e IV. b) I e II, apenas. c) II e III, apenas. d) II e IV, apenas. e) III e IV, apenas.

03. (Ufg 2012) Considere o esquema apresentado a seguir, em que um experimento é executado do seguinte modo: um ovo cozido e sem casca, colocado sobre o bocal de uma garrafa à temperatura ambiente, não passa para seu interior em virtude de seu diâmetro ser levemente maior que o do bocal, conforme desenho A. Em seguida o ovo é retirado e a garrafa é aquecida à 60 °C, conforme desenho B. Com a garrafa ainda aquecida, o ovo é recolocado sobre o bocal da garrafa e, durante o processo de resfriamento da garrafa, ele passa para seu interior conforme desenho C.

05. (Ufpb 2012) Recentemente, foram divulgados pela imprensa local (Jornal Correio da Paraíba de 03/07/2011) resultados de uma pesquisa sobre a poluição atmosférica causada pela emissão de CO2 por veículos automotores que circulam em João Pessoa. Segundo esses resultados, para neutralizar os efeitos dessa poluição, seria necessário que a área de Mata Atlântica fosse cinco vezes maior que a existente na Paraíba. Ainda segundo a pesquisa, num trajeto de ida e volta na Avenida Epitácio Pessoa, totalizando 20 km, um automóvel chega a liberar 3 kg de CO2. Nesse contexto, considere que essa massa equivale a 68 mol de CO2 e que essa quantidade é transformada pela fotossíntese em igual quantidade de matéria de O2. Com base nessas considerações, é correto afirmar que, nas CNTP, o volume de O2 produzido nessa transformação é a) 1523,2 L b) 1523,2 mL c) 2992,0 L d) 2992,0 mL e) 67,2 L

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira formação do produto, indicado como um anel branco no tubo.

Nas extremidades A e B do tubo são colocados, ao mesmo tempo, pedaços de algodão embebidos com soluções aquosas concentradas, uma delas de cloreto de hidrogênio e outra de amônia. O tempo para que os gases se encontrem, com a visualização da névoa branca, assim como a distância percorrida, foram medidos. II. Apresentou uma tabela na lousa com os principais constituintes do ar atmosférico e discutiu a densidade desses gases. Propôs um exercício para o cálculo da densidade do gás carbônico a 1,0 atm e 550 K, considerando o valor da constante na equação dos gases ideais,

P  V  n  R  T, como 0,080 atm  L  K 1  mol1. a) No experimento I, indique qual solução foi colocada em cada extremidade do tubo e justifique. b) Apresente a resolução do exercício proposto na atividade II.

Mantenha longe do fogo‖. A principal razão dessa advertência é: a) O aumento da temperatura faz aumentar a pressão do gás no interior da lata, o que pode causar uma explosão. b) A lata é feita de alumínio, que, pelo aquecimento, pode reagir com o oxigênio do ar. c) O aquecimento provoca o aumento do volume da lata, com a consequente condensação do gás em seu interior. d) O aumento da temperatura provoca a polimerização do gás butano, inutilizando o produto. e) A lata pode se derreter e reagir com as substâncias contidas em seu interior, inutilizando o produto. 02. (Uerj 2013) Dois balões idênticos são confeccionados com o mesmo material e apresentam volumes iguais. As massas de seus respectivos conteúdos, gás hélio e gás metano, também são iguais. Quando os balões são soltos, eles alcançam, com temperaturas internas idênticas, a mesma altura na atmosfera. Admitindo-se comportamento ideal para os dois gases, a razão entre a pressão no interior do balão contendo hélio e a do balão contendo metano é igual a: a) 1 b) 2 c) 4 d) 8 03. (Unicamp 2013) Na década de 1960, desenvolveu-se um foguete individual denominado ―Bell Rocket Belt", que fez grande sucesso na abertura das Olimpíadas de 1984.

11. O hidrogênio gasoso produzido quando o cálcio metálico reage com a água é coletado sob a água. O volume do gás recolhido a 30°C e à pressão de 988 mmHg é 641 mL. Qual é a massa (em gramas) do hidrogênio gasoso obtido? A pressão do vapor d‘água a 30°C é 31,82 mmHg. 12. Usando os dados da Tabela, calcule a pressão exercida por 4,37 mols de cloro molecular colocados em um volume de 2,45 L a 38°C. Compare a pressão com aquela obtida usando a equação do gás ideal.

Exercícios de fixação 01. (Fuvest 2014) O rótulo de uma lata de desodorante em aerosol apresenta, entre outras, as seguintes informações: ―Propelente: gás butano.

Simplificadamente, esse foguete funciona à base da decomposição de peróxido de hidrogênio contido no compartimento 2, onde ele é estável.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira submetidos a uma combustão total. Qual o volume de O‚, nas mesmas condições, consumido nesta combustão? a) 4,5 L. b) 5,5 L. c) 6,5 L. d) 7,0 L e) 11,0 L. 59. (Unifesp ) Um recipiente de 10 L, contendo 2,0 mol de H‚ e 1,0 mol de CØ‚, é aquecido e mantido a 105°C. A pressão no interior do recipiente, antes da reação, nestas condições, é 9,3 atm. Após alguns dias, o H‚ (g) e o CØ‚ (g) reagem completamente formando HCØ (g). Após reação total, a quantidade total de gases no recipiente a pressão parcial do HCØ no interior do recipiente, à temperatura de 105°C, devem ser, respectivamente, a) 1,0 mol e 3,1 atm. b) 2,0 mol e 6,2 atm. c) 3,0 mol e 6,2 atm. d) 3,0 mol e 9,3 atm. e) 5,0 mol e 6,2 atm. 60. (Unifesp ) Considere recipientes com os seguintes volumes de substâncias gasosas, nas mesmas condições de pressão e temperatura.

GABARITO Resposta da questão 1: [A] O aumento da temperatura faz aumentar a pressão do gás no interior da lata, o que pode causar uma explosão do gás butano. Resposta da questão 2: [C] Teremos:

MHe  4 ; MCH4  16 m  m R T   RT  pHe  V 4 4   m p V m pCH4  V   R  T  CH4  RT  16  16 pHe 16  4 pCH4 4 pHe  V 

Resposta da questão 3: a) No funcionamento do dispositivo há liberação de energia (reação exotérmica), pois o sinal do H é negativo, ou seja, a variação de entalpia é negativa. b) Teremos:

1H2O2 

  1H2O  g

 ½ O2  g 

34 g

1,5 mol de gases

34 g

1,5  0,075 m3

68  103 g

Vgases

Vgases  225 m3 Resposta da questão 4: [B] Com base no Princípio de Avogadro ("Volumes iguais de gases quaisquer, mantidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas."), é possível afirmar que o número total de átomos é igual nos recipientes que contêm: a) CO e CO‚. b) CO e O‚. c) CO e C‚H„. d) CO‚ e O‚. e) CO‚ e C‚H„.

Podemos considerar que a pressão interna do gás é equivalente à pressão externa exercida pela água. Ocorre que, durante a subida, a pressão hidrostática vai diminuindo e, portanto, a pressão interna do gás também sofre diminuição. Nesse caso, estamos desconsiderando o efeito da temperatura, pois a mesma é constante. Resposta da questão 5: [C] Teremos as seguintes reações de combustão:

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira CH3 OH  1,5O2  CO2  2H2O   Me tanol  1 mol 1,5  22,4 L    C4H10  6,5O2  4CO2  5H2O   Bu tano   1 mol 6,5  22,4 L   C8H18  12,5O2  8CO2  9H2O   Bu tano  1 mol 12,5  22,4 L 

10.[C] 11. [A] 12. [A] 13. D] 14. [A] 15. [D]

1,5 : 6,5 : 12,5 (2)  3 : 13 : 25

16. a) N‚ = 0,2. O‚ = 0,4. H‚ = 0,4. b) P ¸ 10 atm.

Resposta da questão 6: [C] Teremos:

17. a) A equação que representa a reação química é: Zn(s) + 2HCl(aq) ë ZnCl‚(s) + H‚(g) C3H5 NO3 3  227 g / mol 4C3H5 NO3 3  6N2 g  12CO g  10H2O g  7O2 g 64,5 g---------------------------------------------1 mol  32,7 g----------------------------------------------n(H‚) 4  227 g (6  12  10  7) mol de gases n(H‚) = 0,507 mol 454 g ngases P.V = n . R . T 0,82 . V = 0,507 . 0,082 . 300 ngases  17,5 mol de gases V = 15,21 L b) Como podemos observar na equação do item a, o gás A partir da equação de estado de um gás ideal, produzido é o H‚ (hidrogênio). Este gás é apolar, como a vem: água é polar as duas substâncias tem dificuldade em se misturar, além disso o hidrogênio não reage com a água. ngases  17,5 mol; P  1 atm;

R  8,2  102 atm  L  K 1  mol1; T  300 K

18. a) 2 mols b) 3 atm

P V  nR  T 1 V  17,5  8,2  10 2  300

19. a) Na‚SO„.10H‚O: sulfato de sódio decahidratado. Sal anidro: Na‚SO„ (sulfato de sódio). b) Na‚SO„.10H‚O(s) ë 10H‚O(v) + Na‚SO„(s) 322 g ------------ 10 mols 32,2 g -----------n n = 1 mol PV = nRT 1 × V = 1 × 0,082 × 400 V = 32,8 L de vapor de água são liberados.

V  430,5 L. Resposta da questão 7: [D] (1 mol; 22,7 L; 273K; 1 atm)

P  V 1 22,7 22,7 atm.L   n  T 1 273 273 mol.K P V  nR T R

P  2 L  1 mol 

22,7 atm.L  273 K 273 mol.K

20. a) A equação química do processo: NH„HCOƒ(s) ë NHƒ(g) + CO‚(g) + H‚O(g) b) Cálculo da quantidade em mol de gases na decomposição de 6g de NH„HCOƒ: 79g _____ 3mol de gases

P  11,35 atm 8. [B] 9.[B]

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 6g ______ x x = 0,23mol Cálculo do volume total de gases utilizando a equação de estado (Clapeyron): pV = nRT 1 atm.V = 0,23mol . 0,082 atm.L/K.mol . 500K V = 9,43L

24. a) Íons OH- reagem com íons H® da solução, deslocando o equilíbrio no sentido da dissolução do CO‚. b) 40 kPa

21. a) Oxigênio: O‚. Hélio: He. Nitrogênio: N‚. b) A pressão parcial é uma porcentagem da pressão total. Pressão parcial = (porcentagem) × Pressão total Pi = 0,24 × 9000 kPa Pi = 2160 kPa ou 2,16 ×10¤ kPa. c) A massa molar média equivale à média ponderada: M = (16% × 32)(oxigênio) + (24% × 4)(hélio) + (60% × 28)(nitrogênio) = 22,88 = 22,9 g/mol. 22. a) 28,46 kJ b) P = 47,6 atm 23. a) 2 NaNƒ ë 2 Na + 3 N‚ 10 Na + 2 KNOƒ ë 1 K‚O + 5 Na‚O + N‚ b) 106,4 g

25. [E]

26. [C]

27. [C]

28. [A]

29. [A]

30. [E]

31. [A]

32. [B]

33. [A]

34. [D]

35. [D]

36. V F F V F

37. V V F V F

38. [C]

39. [A]

40. [A]

41. [D]

42. [C]

43. [C]

44. [C]

45. [C]

46. V V V F F

47. [B]

48. [E]

49. [A]

50. [A]

51. 01 + 04 + 08 + 32 = 45

52. [A]

53. [C]

54. F V V V

55. [E]

56. [E]

57. [E]

58. [B]

59. [C]

60. [E]

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MÓDULO 04 QUÍMICA NUCLEAR À medida que progredimos com este livro, o foto tem sido em reações químicas, especificamente reações nas quais os elétrons têm papel dominante. Neste capítulo abordaremos as reações nucleares, variações na matéria originadas no núcleo de um átomo. Quando os núcleos variam espontaneamente, emitindo radiação, dizemos que eles são radioativos. Como veremos, existem também outros tipos de reações nucleares. A química nuclear é o estudo das reações nucleares e respectivas utilizações na química. A química nuclear afeta nossa vida de várias maneiras. Os elementos radioativos são muito utilizados na medicina como ferramentas de diagnóstico e como meio de tratamento, especialmente para o câncer (Figura 1). Eles são usados também para ajudar a determinar os mecanismos de reações químicas, para investigar o movimento de átomos em sistemas biológicos e para achar a idade de importantes artefatos históricos. As reações nucleares são usadas tanto para gerar eletricidade como para criar armas de destruição em massa. Apesar do crescimento, a energia nuclear comercial tem diminuído nos Estados Unidos, embora ainda responda por aproximadamente 20% da eletricidade total gerada. Entretanto, o uso da energia nuclear e a destinação final dos rejeitos nucleares são questões sociais e políticas extremamente controversas. Como esses tópicos evocam certa reação emocional forte, é geralmente difícil separar o fato de opinião para tomar decisões racionais. E imperativo, portanto, que tenhamos algum entendimento das reações nucleares e dos usos das substâncias radioativas.

1. Radioatividade Para entender as reações nucleares, devemos rever e desenvolver algumas idéias introduzidas na Seção 2.3. Primeiro, recorde-se de que duas partículas subatômicas localizam-se no núcleo, o próton e o nêutron. Referiremo-nos a essas partículas como núcleons. Lembre-se também de que todos os átomos de determinado elemento têm o mesmo número de prótons; esse número é o número atômico do elemento. Entretanto, os átomos de certo elemento podem ter diferentes números de nêutrons, de forma que possam ter diferentes números de massa; o número de massa é o número total de núcleons no núcleo. Os átomos com o mesmo número atômico, mas com diferentes números de massa, são conhecidos como isótopos. Os diferentes isótopos de um elemento são diferenciados por seus números de massa. Por exemplo, os três isótopos naturais do urânio são urânio-234, urânio-235 e urânio-238, onde os sufixos numéricos representam os números de massa. Esses isótopos são também rotulados com 235 238 o uso dos símbolos químicos, como 234 92 U, 92 U e 92 U. O índice superior é o número de massa; o inferior, o número atômico. Os diferentes isótopos têm diferentes abundâncias naturais. Por exemplo, 99,3% do urânio natural é urânio-238, 0,7% é urânio-235 e apenas traços é urânio-234. Os diferentes núcleos também têm diferentes estabilidades. De fato, as propriedades nucleares de um átomo dependem do número de prótons e nêutrons em seu núcleo. Recorde-se de que um nuclídeo é um núcleo com um número específico de prótons e nêutrons. Os núcleos que são radioativos são chamados radionuclídeos, e os átomos contendo esses núcleos são chamados radioisótopos.

Figura 1 A radiação de radioisótopos como cobalto-60 ou de outras fontes de radiação de alta energia é usada no tratamento do câncer.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Equações nucleares A grande maioria dos núcleos encontrados na natureza é estável e permanece intacta indefinidamente. Entretanto, os radionuclídeos são instáveis e emitem espontaneamente partículas e radiação eletromagnética. A emissão de radiação é uma das maneiras pela qual um núcleo instável é transformado em um núcleo mais estável com menc5s energia. A radiação emitida transporta o excesso de energia. O urânio-238, por exemplo, é radioativo, sofrendo reação nuclear na qual núcleos de hélio-4 são emitidos espontaneamente. As partículas de hélio-4 são conhecidas como partículas alfa, e um feixe delas é chamado radiação alfa. Quando o núcleo de urânio-238 perde uma partícula alfa, o fragmento restante tem número atômico 90 e número massa de 234. E, portanto, um núcleo de tório-234. Representamos essa reação pela seguinte equação nuclear: 238 234 92 U  90Th

 42He.

[1]

Quando um núcleo se decompõe espontaneamente dessa forma, diz-se que ele decaiu, ou que sofreu decaimento radioativo. Como a partícula alfa está envolvida nessa reação, os cientistas também descrevem o processo como decaimento alfa. Na [Equação 1], a soma dos números de massa é a mesma em ambos os lados da equação (238 = 234 + 4). De maneira semelhante, a soma dos números atômicos em ambos os lados da equação é (92 = 90 + 2). Os números de massa e os números atômicos devem ser balanceados em todas as equações nucleares. As propriedades radioativas dos núcleos são basicamente independentes do estado da combinação química do átomo. Ao escrever as equações nucleares, portanto, não estamos preocupados com a forma química do átomo no qual o núcleo se localiza. Não faz diferença se estamos lidando com o átomo na forma de um elemento ou na forma de seus compostos.

EXEMPLO 1 Qual é o produto formado quando o rádio-226 sofre decaimento alfa? Solução Análise e Planejamento: pede-se determinar o núcleo que resulta quando o rádio-226 perde uma partícula alfa. Podemos fazer isso melhor escrevendo uma reação nuclear balanceada para o processo. Resolução: a tabela periódica ou uma lista de elementos mostra que o rádio tem número atômico 88.0 símbolo químico completo do rádio-226 é, portanto, 226 88 Ra. Uma partícula alfa é um núcleo de hélio-4; logo, seu símbolo é 42 He (algumas vezes escrito como 42  ). A partícula alfa é um produto da reação nuclear, sendo a equação de forma: 226 88 Ra

 ZA X  42 He

onde A é o número de massa do núcleo do produto e Z, seu número atômico. Os números de massa e os números atômicos devem ser balanceados, de forma que 226 = A + 4 e 88 = Z +2. Conseqüentemente, A = 222 e Z = 86. De novo, a partir da tabela periódica, o elemento com Z = 86 é o radônio (Rn). Assim, o produto é 226 88 Rn, e a equação nuclear é: 226 88 Ra

222 4 86 Rn  2 He

PRATIQUE: Qual elemento sofre decaimento alfa para formar chumbo-208? Resposta:

212 84 Po

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A captura de elétron é a captura pelo núcleo de um elétron da nuvem eletrônica ao redor do núcleo. O rubídio-81 sofre decaimento dessa maneira como mostrado na Equação 21.6: 81 37 Rb

0 1e(elétron

do orbital) 

81 36 Kr

[6]

Uma vez que o elétron é consumido em vez de ser formado no processo, ele é mostrado do lado dos reagentes na equação. A captura de elétron, como a emissão de pósitron, tem o efeito de converter um próton em um nêutron: 1 1p

0 1 1e  0 n

[7]

A [Tabela 2] resume os símbolos usados para representar as várias partículas elementares normalmente encontradas nas reações nucleares. Tabela 2 – Partículas no decaimento radioativo e transformações nucleares Partícula Símbolo 1 Nêutron 0n 1 Próton H ou 1p 1

1

Elétron

0 1e

Partícula alfa

4 2 He

Partícula beta

0 1e

Pósitron

0 1e

ou 42 

ou

0 1

EXEMPLO 2 Escreva as equações nucleares para os seguintes processos: (a) mercúrio-201 sofre captura elétron; (b) tório-231 decai para formar protactínio-231. Solução: Análise e Planejamento: devemos escrever as equações nucleares balanceadas nas quais massas e as cargas dos reagentes e produtos são iguais. Podemos começar escrevendo símbolos químicos completos para os núcleos e para as partículas do decaimento dadas problema. Resolução: (a) A informação dada na pergunta pode ser resumida como:

de

as os no

201 0 A 80 Hg  1e  Z X

Como os números de massa devem ter a mesma soma em ambos os lados da equação, 201 + 0 = A. Portanto, o núcleo do produto deve ter um número de massa de 201. De maneira semelhante, fazendo o balanceamento dos números atômicos obtêm-se 80 – 1 = Z. Assim, o número atômico do núcleo do produto deve, ser 79, que o identifica como ouro (Au): 201 0 201 80 Hg  1e  79 Au

(b) Nesse caso devemos determinar que tipo de partícula é emitida no curso do decaimento radioativo: 231 231 90Th  91Pa

 ZA X

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A partir de 231 = 231 + A e 90 = 91 + Z, deduzimos que A = 0 e Z = –1. De acordo com a [Tabela 2], a partícula com essas características é a partícula beta (elétron). Conseqüentemente, escrevemos o seguinte: 231 231 90Th  91Pa

0 1e

PRATIQUE Escreva uma equação nuclear balanceada para a reação na qual o oxigênio-15 sofre emissão de pósitron. Resposta: 158 O  157 N  01e

2. Padrões de estabilidade nuclear A estabilidade de um núcleo em particular depende de uma variedade de fatores, e nenhuma regra simples permite-nos dizer se um núcleo em particular é radioativo e como ele deve decair. Entretanto, existem várias observações empíricas que ajudam na determinação da estabilidade de um núcleo. Razão nêutron–próton Uma vez que cargas semelhantes se repelem, pode parecer surpreendente que um grande número de prótons possam estar localizados dentro do pequeno volume do núcleo. Entretanto, a distâncias pequenas, uma força de atração, chamada força nuclear forte, existe entre os núcleons. Os nêutrons estão intimamente envolvidos nessa força de atração. Todos os núcleos com dois ou mais prótons contêm nêutrons. Quanto mais os prótons se apertam no núcleo, mais nêutrons são necessários para manter o núcleo unido. Os núcleos estáveis com baixos números atômicos (até aproximadamente 20) têm praticamente números iguais de nêutrons e prótons. De fato, o número de nêutrons necessário para criar um núcleo estável aumenta mais rapidamente que o número de prótons, como mostrado na [Figura 2]. Portanto, a razão nêutron–próton dos núcleos estáveis aumenta com o aumento do número atômico. Aparte sombreada na [Figura 2] é a área na qual os núcleos estáveis são encontrados e é conhecida como cinturão de estabilidade. Este termina no elemento 83 (bismuto). Todos os núcleos com 84 prótons ou mais (número atômico  84) são radioativos. Por exemplo, todos os isótopos do urânio, número atômico 92, são radioativos. O tipo de decaimento radioativo que um radionuclídeo sofre depende em grande extensão da razão nêutron–próton comparada com as de núcleos próximos dentro do cinturão de estabilidade. Podemos visualizar três situações gerais: 1. Os núcleos acima do cinturão de estabilidade (altas razões nêutron–próton). Esses núcleos ricos em nêutrons podem diminuir suas razões e moverem-se no sentido do cinturão de estabilidade emitindo uma partícula beta. A emissão beta diminui o número de nêutrons e aumenta o número de prótons em um núcleo, como mostrado na [Equação 3].

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Figura 2 Gráfico do número de nêutrons versus o número de prótons em núcleos estáveis. À medida que o número atômico aumenta, a razão nêutron-próton dos núcleos estáveis aumenta. Os núcleos estáveis estão localizados na área sombreada do gráfico conhecida como cinturão de estabilidade: A maioria dos núcleos radioativos ocorre fora desse cinturão.

2. Os núcleos abaixo do cinturão de estabilidade (baixas razões nêutrons–prótons). Esses núcleos ricos em próton podem aumentar suas razões emitindo pósitron ou capturando elétron. Ambos os tipos de decaimento aumentam o número de nêutrons e diminuem o número de prótons, como mostrado nas [equações 5 e 7]. A emissão de pósitron é mais comum que a captura de elétron entre os núcleos mais leves; entretanto, a captura de elétrons torna-se de modo crescente mais comum à medida que a carga nuclear aumenta. 3. Os núcleos com números atômicos  84. Esses núcleos mais pesados, que se localizam acima do canto direito superior da banda de estabilidade, tendem a sofrer emissão alfa. A emissão de uma partícula alfa diminui tanto o número de nêutrons quanto o número de prótons em 2, movendo o núcleo diagonalmente no sentido do cinturão de estabilidade. Essas três situações estão resumidas na [Figura 3].

Figura 3 Os resultados da emissão alfa de pósitron

4 2 He

 , emissão beta  e emissão 0 1

 e e captura de elétron no número de prótons e 0 1

nêutrons em um núcleo. Indo da esquerda para a direita e de baixo para cima, cada quadrado representa um próton ou nêutron adicional, respectivamente. Indo no sentido inverso indica a perda de um próton ou nêutron.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira fragmentados em dois núcleos de tamanho médio. Esse processo, conhecido como fissão, é usado para gerar energia em usinas de energia nuclear; a segunda é que até mesmo maiores quantidades de energia são liberadas se núcleos muito leves são combinados ou fundidos para fornecer núcleos mais massivos. Esse processo de fusão é essencial para produção de energia no Sol.Veremos mais de perto a fissão nas [seções 7 e 8].

Figura 13 A energia de coesão média por núcleon aumenta até um máximo nos números de massa de 50 a 60 e diminui lentamente depois. Como resultado dessas tendências, a fusão de núcleos leves e a fissão de núcleos pesados são processos exotérmicos.

7. Fissão nuclear De acordo com a abordagem das variações de energia nas reações nucleares [Seção 6], tanto a divisão de núcleos pesados (fissão) quanto a união de núcleos leves (fusão) são processos exotérmicos. As usinas de energia nuclear comerciais e a maioria das formas de armamentos nucleares dependem do processo de fissão nuclear para suas operações. A primeira fissão nuclear a ser descoberta foi a do urânio-235. Esse núcleo, bem como os de urânio-233 e plutônio-239, sofre fissão quando atingidos por um nêutron movendo-se lentamente. Esse processo de fissão induzida é ilustrado na [Figura 14]. Um núcleo pesado pode ser dividido de muitas maneiras diferentes. Duas maneiras de divisão do núcleo de urânio-235 são mostradas nas [equações 24 e 25]:

1 0n

 235 92 U

137 52Te

1  97 40 Zr  2 0 n

[24]

142 56 Ba

91  36 Kr  3 01n

[25]

Figura 14 Representação esquemática da fissão do urânio-235 mostrando um de seus muitos padrões de fissão. Nesse processo, 3,5 x –11 10 J de energia é produzida 235 por núcleo de U.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Mais de 200 isótopos diferentes de 35 elementos distintos têm sido descobertos entre os produtos da fissão de urânio-235. Muitos deles são radioativos. Em média, 2,4 milhões de nêutrons são produzidos em cada fissão de urânio-235. Se uma fissão produz 2 nêutrons, eles podem provocar duas fissões. Os 4 nêutrons assim liberados podem produzir quatro fissões, e assim por diante, como mostrado na [Figura 15]. O número de fissões e a energia liberada incrementam-se rapidamente, e se o processo não for controlado, o resultado é uma explosão violenta. As reações que se multiplicam dessa maneira são chamadas de reações em cadeia. Para que uma reação de fissão em cadeia ocorra, a amostra do material físsil deve ter certa massa mínima. Caso contrário, os nêutrons escapam da amostra antes que tenham a oportunidade de atingir outros núcleos e provoquem fissão adicional. A cadeia pára se forem suficientes os nêutrons perdidos. A quantidade mínima de material físsil suficiente para manter a reação em cadeia com velocidade constante de fissão é chamada massa crítica. Quando uma massa crítica de material estiver presente, em média um nêutron de cada fissão é subseqüentemente eficaz na produção de outra fissão. A massa crítica de urânio-235 é aproximadamente 1 kg. Se mais de uma massa crítica de material físsil estiver presente, poucos nêutrons escapam. A reação em cadeia, então, multiplica o número de fissões, que podem levar a uma explosão nuclear. Uma massa superior à massa crítica é chamada massa supercrítica. O efeito da massa em urna reação de fissão é ilustrado na [Figura 16]. Figura 15 Reação de fissão em cadeia na qual cada uma produz dois nêutrons. O processo leva a uma aceleração da velocidade de fissão, com o número de fissões potencialmente dobrando em cada etapa.

Figura 16 A reação em cadeia em uma massa subcrítica pára logo porque se perdem nêutrons da massa sem provocar fissão. À medida que a massa aumenta, menos nêutrons são capazes de escapar. Em uma massa supercrítica, a reação em cadeia é capaz de acelerar.

A [Figura 17] mostra um diagrama esquemático da primeira bomba atômica usada em guerra. Uma bomba desse tipo foi jogada em Hiroshima, Japão, em 6 de agosto de 1945. Para disparar a reação de fissão, duas massas subcríticas de urânio-235 são atiradas juntas usando 138 www.portalepisteme.com.br – e-mail: cursodequimica@gmail.com


Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira explosivos químicos. As massas combinadas de urânio formam uma massa supercrítica, que leva a uma reação em cadeia rápida e sem controle e, no final, a uma explosão nuclear. A energia liberada pela bomba jogada em Hiroshima era equivalente à energia liberada por 20 mil toneladas de TNT (ela, conseqüentemente, é chamada de uma bomba de 20 quilotons). Infelizmente, o projeto básico de uma bomba atômica com base na fissão é bastante simples. Os materiais físseis são potencialmente disponíveis para qualquer país com um reator nuclear. Essa simplicidade tem como resultado a proliferação de armas atômicas. Reatores nucleares A fissão nuclear produz a energia gerada pelas usinas de energia nuclear. O ‗combustível‘ do reator nuclear é uma substância físsil, como urânio-235. Normalmente, o urânio é enriquecido até aproximadamente 3% de urânio-235 e depois usado na forma de grânulos de UO2. Esses grânulos enriquecidos de urânio-235 são revestidos em tubos de zircônio ou de aço inoxidável. Os bastões compostos de materiais como cádmio ou boro controlam o processo de fissão absorvendo nêutrons. Esses bastões de controle regulam o fluxo de nêutrons para manter a reação em cadeia auto-sustentável, enquanto previnem o núcleo do reator de esquentar. O núcleo do reator não pode atingir os níveis supercríticos e explodir com a violência de uma bomba atômica porque a concentração de urânio-235 é muito baixa. Entretanto, se o núcleo superaquece, estrago suficiente poderá ocorrer para liberar materiais radioativos para o ambiente. Figura 17 Projeto usado em bombas atômicas. Um explosivo convencional é usado para colocar duas massas subcríticas juntas para formar uma massa supercrítica.

Aurora da era nuclear A fissão de urânio-235 foi atingida pela primeira vez no final da década de 30 por Enrico Fermi e seus colegas em Roma, e pouco depois disso por Otto Hahn e seus colaboradores, em Berlim. Ambos os grupos estavam tentando produzir elementos transurânicos. Em 1938 Hahn identificou o bário entre seus produtos de reação. Ele estava intrigado com essa observação e questionou a identificação porque a presença de bário era muito inesperada. E enviou uma carta detalhada descrevendo seus experimentas a Lise Meitner, uma antiga colaboradora. Meitner tinha sido forçada a deixar a Alemanha por causa do anti-semitismo do Terceiro Reich e tinha se estabelecido na Suécia. Ela suspeitou de que o experimento de Hahn indicava que um novo processo nuclear estava ocorrendo, no qual o urânio-235 se dividia. Ela chamou esse processo de fissão nuclear. Meitner escreveu sobre essa descoberta para seu sobrinho, Otto Frisch, um físico que trabalhava no Instituto Niels Bohr em Copenhagen. Ele repetiu o experimento, verificando as observações de Hahn e descobrindo que quantidades muito elevadas de energia estavam envolvidas. Em janeiro de 1939 Meitner e Frisch publicaram um artigo curto descrevendo essa nova reação. Em março de 1939, Leo Szilard e Walter Zinn da Universidade de Columbia descobriram que nêutrons são mais produzidos do que usados em cada fissão. Como temos visto, isso permite um processo de reação em cadeia. 139 www.portalepisteme.com.br – e-mail: cursodequimica@gmail.com


Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Exercícios de Aprendizagem

e) O decaimento α se deve à alta instabilidade do

1. (Ufpe 2013) Elementos radioativos são muito utilizados em medicina para procedimentos de radioterapia, para realização de diagnósticos por imagens e para rastreamento de fármacos. Um dos mais importantes radionuclídeos para geração de imagens é o 99 43 Tc. Na radioterapia, podemos citar o uso de 131 53 Ι (emissor β com meia-vida de 8 dias) no tratamento de câncer da tireoide. Para realização de imagens da tireoide, por outro lado, o 123 53 Ι

é frequentemente empregado. Com base nessas informações, analise as proposições a seguir. (

) Uma amostra contendo 10 g de 131 53 Ι, após 16 dias conterá 5 g de 131 53 Ι.

(

) Uma amostra contendo 10 g de 131 53 Ι, após 8 dias, conterá 5 g de um nuclídeo com número atômico 54 e número de massa 131.

(

123 ) 131 53 Ι e 53 Ι são isótopos do iodo.

( (

) 99 43 Tc possui 43 nêutrons e 56 prótons. ) A camada de valência do tecnécio neutro deve apresentar uma distribuição eletrônica semelhante à do manganês (Z=25). 242

2. (Uerj 2013) A reação nuclear entre o Pu e um isótopo do elemento químico com maior energia de ionização localizado no segundo período da tabela 260 de classificação periódica produz o isótopo Rf e quatro partículas subatômicas idênticas. Apresente a equação dessa reação nuclear e indique o número de elétrons do ruterfórdio (Rf) no estado fundamental. 3. (Ime 2013) Com relação às emissões radioativas observadas no planeta Terra, assinale a alternativa correta: a) A emissão de uma partícula α resulta em um elemento situado em uma posição imediatamente à direita do elemento original, na tabela periódica. b) A radiação γ frequentemente acompanha uma emissão α ou β. c) Raios γ são radiações eletromagnéticas, de comprimento de onda superior ao da luz visível, cuja emissão não resulta em mudanças do número atômico ou do número de massa do elemento. d) As reações de fusão nuclear ocorrem quando núcleos de átomos pesados, como urânio ou tório, são bombardeados com nêutrons, quebrando-se em átomos menores e liberando energia e radioatividade.

núcleo de 42He, o que faz com que este se separe facilmente de núcleos maiores. 4. (Uepg 2013) Com relação aos processos de fusão e fissão nuclear, assinale o que for correto. 01) Fusão nuclear consiste na junção de núcleos pequenos formando núcleos maiores e liberando uma grande quantidade de energia. 02) Fissão nuclear é o processo de quebra de núcleos grandes em núcleos menores, liberando grande quantidade de energia. 04) A fusão nuclear exige grande quantidade de energia para ocorrer. 08) O processo de fissão nuclear é aproveitado pelo homem para a geração de energia elétrica a partir da energia nuclear em usinas termonucleares. 16) O processo de fusão nuclear ocorre naturalmente no sol, onde a temperatura é suficientemente alta para que ocorra a fusão dos átomos de hidrogênio formando átomos mais pesados. 5. (Uem 2013) Em uma reação de transmutação, na presença de um campo magnético uniforme, o átomo

216 A 84

emite uma partícula

α

e se

transforma no átomo B, que emite uma partícula β para transmutar-se no átomo C. Por fim, o átomo C emite radiação γ, a fim de tornar-se estável. Com base nessas informações, analise as alternativas abaixo e assinale o que for correto. 01) O átomo A é isótopo de B, e a partícula α não interage com o campo magnético. 02) O átomo B é isóbaro de C, e a partícula β interage com o campo magnético. 04) Ao emitir a partícula β, o átomo B fica negativamente eletrizado. 08) A reação 216 A 84

 42 α  212 B  212 C  01β  212 C  nγ 82 83 83

descreve a sequência das reações propostas, sendo n (um número inteiro) o número de fótons γ emitidos até o átomo C atingir o equilíbrio. 16) O átomo B é isótopo de C, e a partícula γ interage com o campo magnético. 6. (Upf 2012) No fim do século XIX, o físico neozelandês Ernest Rutherford (1871-1937) foi convencido por J. J. Thomson a trabalhar com o fenômeno então recentemente descoberto: a radioatividade. Seu trabalho permitiu a elaboração de um modelo atômico que possibilitou o entendimento da radiação emitida pelos átomos de urânio, polônio e rádio. Aos 26 anos de idade,

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira b) Qual o número de partículas alfa e o número de partículas beta negativa que são emitidas na cadeia de decaimento que leva de um radionuclídeo de Ra-226 até um radionuclídeo de Po-210? Explique.

11. (Unicamp) O homem, na tentativa de melhor compreender os mistérios da vida, sempre lançou mão de seus conhecimentos científicos e/ou religiosos. A datação por carbono quatorze é um belo exemplo da preocupação do homem em atribuir idade aos objetos e datar os acontecimentos. Em 1946 a Química forneceu as bases científicas para a datação de artefatos arqueológicos, usando o ¢¥C. Esse isótopo é produzido na atmosfera pela ação da radiação cósmica sobre o nitrogênio, sendo posteriormente transformado em dióxido de carbono. Os vegetais absorvem o dióxido de carbono e, através da cadeia alimentar, a proporção de ¢¥C nos organismos vivos mantém-se constante. Quando o organismo morre, a proporção de ¢¥C nele presente diminui, já que, em função do tempo, se transforma novamente em ¢¥N. Sabe-se que, a cada período de 5730 anos, a quantidade de ¢¥C reduz-se à metade. a) Qual o nome do processo natural pelo qual os vegetais incorporam o carbono? b) Poderia um artefato de madeira, cujo teor determinado de ¢¥C corresponde a 25% daquele presente nos organismos vivos, ser oriundo de uma árvore cortada no período do Antigo Egito (3200 a.C. a 2300 a.C.)? Justifique. c) Se o ¢¥C e o ¢¥N são elementos diferentes que possuem o mesmo número de massa, aponte uma característica que os distingue. 12. (Uff) Marie Curie nasceu em Varsóvia, capital da Polônia, em 1867, com o nome de Maria Sklodowska. Em 1891, mudou-se para a França e, quatro anos depois casou-se com o químico Pierre Curie. Estimulada pela descoberta dos raios X, feita por Roentgen, e das radiações do urânio por Becquerel, Marie Curie iniciou trabalhos de pesquisa que a levariam a identificar três diferentes tipos de emissões radiativas, mais tarde chamadas

de alfa, beta e gama. Foi ela também que criou o termo radiatividade. Recebeu o Prêmio Nobel de Física em 1906 e em 1911 o Prêmio Nobel de Química. No final da vida, dedicou-se a supervisionar o Instituto do Rádio para estudos e trabalhos com radiatividade, sediado em Paris. Faleceu em 1934 devido à leucemia, adquirida pela excessiva exposição à radiatividade. Assinale, dentre as opções abaixo, aquela que apresenta os símbolos das emissões radiativas, por ela descobertas: a) ÷‘¡; ‚’¥; ³–¡ b) ‚‘¥ ; ³’¡; ÷–¡ c) ‚‘¥ ; ÷’¡ ; ³–¡ d) ‚‘¥ ; ÷’¡ ; ÷–¡ e) ÷‘¡ ; ÷’¡ ; ³–¡ Exercícios de Fixação 1. (Espcex (Aman) 2014) ―Os Curie empreenderam uma elaborada análise química da uranimite, separando seus numerosos elementos em grupos analíticos: sais de metais alcalinos, de elementos alcalino terrosos, de elementos de terras raras... Os Curie continuaram a analisar os resíduos de uranimite e, em julho de 1898, obtiveram um extrato de bismuto quatrocentas vezes mais radioativo que o próprio urânio‖. (Tio Tungstênio memórias de uma infância química — Oliver Sacks — p. 257). 214

Considerando a meia vida do bismuto ( Bi), que é de 20 minutos, e uma amostra inicial de 100,0 g de 214 214 Bi, a quantidade restante de Bi dessa amostra, que o casal Curie observaria, passada uma hora, seria de a) 5,0 g b) 12,5 g c) 33,2 g d) 45,0 g e) 80,5 g 2. (Uel 2013) Leia o texto a seguir. A autenticidade do Santo Sudário, manto considerado sagrado pelos católicos, foi, muitas vezes, posta em dúvida. Recentemente, alguns estudos de laboratório parecem fornecer evidências de que a imagem no lençol não passava de uma fabricação feita para iludir os crentes ainda na Idade Média. Em 1988, pesquisadores tiveram acesso a retalhos do tecido e os submeteram ao

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira transforma em um outro elemento químico, E. Qual deve ser a notação desse elemento? a) …‚E¢¤¡ b) …‚E¢¤¢ c) …ƒE¢¤¡ d) …„E¢¤¡ e) …„E¢¤¢ 47. (Unifesp ) O decaimento do tecnécio-99, um isótopo radioativo empregado em diagnóstico médico, está representado no gráfico fornecido a seguir.

‣„Pu£¤ª + n ë ƒ‣Yª¨ + ……CsÞ + 5n Nas equações, B, X, A e o tipo de reação nuclear são, respectivamente, a) 52, Te, 140 e fissão nuclear. b) 54, Xe, 140 e fissão nuclear. c) 56, Ba, 140 e fusão nuclear. d) 56, Ba, 138 e fissão nuclear. e) 56, Ba, 138 e fusão nuclear. 49. (Unirio ) "A usina nuclear de Angra 3 poderá começar a ser construída no próximo ano e produzirá 1.300 MW em seis anos." ("O Globo" / 2001) Essa notícia está relacionada à reação de fissão nuclear observada pelos radioquímicos Otto Hahn e Fritz Strassman, em 1938, que foi a seguinte: ‣‚U£¤¦ + ³n¢ ë …†Ba¢¥¢ + ƒ†Krª£ + 3 ³n¢ A respeito do …†Ba¢¥¢ pode-se afirmar que é:

Uma amostra típica de tecnécio-99 usada em exames apresenta uma atividade radioativa inicial de 2 × 10¨ desintegrações por segundo. Usando as informações do gráfico, pode-se prever que essa amostra apresentará uma atividade de 2,5 × 10§ desintegrações por segundo após, aproximadamente, a) 3,5 horas. b) 7 horas. c) 10 horas. d) 18 horas. e) 24 horas. 48. (Unifesp ) 60 anos após as explosões das bombas atômicas em Hiroshima e Nagasaki, oito nações, pelo menos, possuem armas nucleares. Esse fato, associado a ações terroristas, representa uma ameaça ao mundo. Na cidade de Hiroshima foi lançada uma bomba de urânio235 e em Nagasaki uma de plutônio-239, resultando em mais de cem mil mortes imediatas e outras milhares como conseqüência da radioatividade. As possíveis reações nucleares que ocorreram nas explosões de cada bomba são representadas nas equações:

a) isóbaro do …†Ba¢¤¨ b) isoeletrônico do ƒ†Krª£ c) isótopo do …†Ba¢¤¨ d) isóbaro do ‣‚U£¤¦ e) isótono do ‣‚U£¤¦ 50. (Uern 2012) ―Não é apenas na medicina que a radioatividade encontra aplicações práticas. Ela pode ser utilizada também para esterilizar alimentos em geral, detectar vazamentos em tubulações, analisar a espessura de chapas e estudar o mecanismo de reações químicas e bioquímicas‖. São dadas três reações nucleares: 1 131 I. Iodo 130 52 Te  0n  53 I  X 35 32 II. Fósforo 17 C  10n  15 PY

III.

32 32 15 P  16 S  Z 99 Tecnésio 99 43 Tc  43 Tc

Q

Assinale a alternativa que apresenta, respectivamente, os significados de X, Y, Z e Q nas reações I, II e III. a) α, β, α, γ. b) α, β, α, α. c) β, α, β, β.

‣‚U£¤¦ + n ë ½X¢¥£ + ƒ†Krª¢ + 3n

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira d) β, α, β, γ.

Resposta da questão 5: [D] Observe no gráfico abaixo o ponto marcado. Esse ponto corresponde ao tempo necessário para que metade da massa inicial do material sofra decaimento, ou seja, o tempo de meia-vida.

GABARITO Resposta da questão 1: [B] Teremos:

1 h  60 min  2  20 min (3 períodos de semidesintegração) 20 min

20 min

20 min

100,0 g  50,0 g  25,0 g  12,5 g

Resposta da questão 2: [A] 14 6C

 7N14  1β0 14 O nitrogênio 7N proveniente da desintegração do 14 14 6C , presente no tecido, é um isóbaro do 6C (mesmo número de massa) e possui 7 prótons e 7 nêutrons (7N14 : 14  7 prótons  7 nêutrons).

Portanto, podemos concluir que:

Resposta da questão 3: [D]

180 g   90 g   45 g.

Podemos representar o decaimento alfa da seguinte forma:

Resposta da questão 6: Teremos:

32 28 15 P  13 A

20 g 10 g  5 g  2,5 g 1,25 g  0,625 g

1 ano

 42 α

p

p

p

p

p

p

p

Tempo total = 8p

28g _________ 6  1023 átomos 10  10

p

 0,3125 g  0,15625 g  0,078128 g (  0,08)

Assim, o produto formado apresenta número de massa 28. Calculando o número de átomos presentes em 10μg desse elemento. 6

1 ano

240 anos = 8p

g _________ n

p = 30 anos (meia-vida)

2,1 1017 átomos. Resposta da questão 4: [D] A partir da injeção de glicose marcada com esse nuclídeo, o tempo de aquisição de uma imagem de tomografia é cinco meias-vidas. Teremos: 20,4 min

20,4 min

1,00 g   0,500 g   20,4 min

0,250 g   0,125 g 20,4 min

0,125 g   0,0625 g 20,4 min

  0,03125 g

Resposta da questão 7: [B]

31,25 mg 31,3 mg

Teremos:

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90 39 Y

0 1 

3dias

0 234 234  24α  234 90 Th  90 Th  1β  91Pa

238 92 U

90 40 Zr zircônio

234 91 Pa 3dias

234 4 230  01β  234 92U  92U  2 α  90 Th

3dias

100 %   50 %   25 %   12,5 %

Resposta da questão 8: Equação nuclear balanceada de obtenção do 209 a partir do Bi: 209 83 Bi

211 85 At

 24α 

211

At

 210 n

(V) O elemento que resulta da emissão alfa do urânio 238 é o isótopo 234 do elemento de número atômico 90. (V) O elemento que resulta da última emissão de partícula alfa, descrita acima, possui 90 prótons

A quantidade total de astato encontrada na crosta terrestre é de 28 g, então:

210 g (Astato) 28 g (Astato) nAt  8,0  10

22

6,0  1023 átomos nAt

e 140 nêutrons, é o 230 90 Th .

átomos

(V) O elemento resultante da segunda emissão beta é isóbaro do elemento resultante da primeira

Resposta da questão 9: [E]

234 emissão alfa ( 234 92 U e 90 Th ).

Análise das afirmativas: 1. Verdadeira. A partícula  possui número de

Resposta da questão 11: a) Meia-vida é o tempo necessário para que a atividade de um elemento radioativo reduza à metade da atividade inicial ou para que metade da amostra se decomponha.

massa igual a 4 ( 24  ) , equivale ao núcleo do átomo de hélio. 2. Falsa. Para converter 214 Pb em 210 Pb , conectando os dois trechos da série, é necessária a emissão de uma partícula  e de duas partículas beta: 214 82 Pb

b) Teremos: 22,5 anos

0 4 210 82 Pb  2   21  .

3. Falsa. Uma amostra de

210

convertida em 75 % de (duas meias-vidas).

206

22,5 anos

100%  50%  25% 22,5 anos

12,5% Tempo  3  22,5 anos  67,5 anos

Po será totalmente

Pb após 276,76 dias 

4. Verdadeira. No decaimento  , o número de massa é conservado, pois um nêutron é convertido em um próton.

Resposta da questão 12: [C] Teremos: 32 15 P

 zA E  01β

32  A

Resposta da questão 10: F – F – V – V – V.

15  Z  1  Z  16

Análise das proposições:

Então,

(F) O isótopo 238 do urânio possui 146 nêutrons (238 - 92). (F) O elemento que emite a segunda partícula alfa, na série, possui número de massa 234, e é um isótopo do urânio:

32 15 P

32  16 S  01β

Resposta da questão 13: [D] Análise das afirmações:

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira I. Incorreta. O césio-137 é um material radioativo que apresenta grande risco à saúde das pessoas que moram na região afetada pelo acidente, devido à intensidade de radiação liberada. II. Correta. A partícula α possui estrutura semelhante ao núcleo do átomo de hélio. III. Correta. Processos radioativos são essencialmente transformações nucleares, na qual núcleos instáveis emitem radiações. lV. Correta. Becquerel é uma grandeza que mede a intensidade de radiação ou a atividade radioativa.

b) 15,2 dias.

Resposta da questão 14: 01 + 02 + 04 + 08 + 16 = 31.

b) I - 131: Para 8 dias, E(total) = 610 KeV + 364 KeV = 974 KeV I - 123: Para 8 dias, E(total) = 2544 KeV Para os mesmos intervalos de tempo e para a mesma quantidade de energia liberada é necessário um número menor de átomos de iodo-123.

Em 16 dias: 8 dias

A  

1 8 dias 1   2 4

8 dias

8 dias

8 dias

8 dias

100%   50%   25% perda de atividade

18. a) P = 53 e N = 78 P = 54 e N = 77

20. [C]

O átomo formado após sua desintegração tem número atômico igual a 54 e a emissão da partícula beta não altera o número de massa do átomo resultante (131):

b) P = 25 (prótons) N = 31 (nêutrons)

19. F F F F

0%   50%   75%

0 131 53I  1β

17. a) 1 mg

131 54 Xe

21. [B] 22. [E] 23. [D]

Átomos de I-131 possuem núcleos instáveis betaemissores.

24. [D]

Uma amostra de 1,6 g de I-131 se reduz a 50 mg após 40 dias: 40 dias  (5  8) dias

25. [D] 26. [E]

n5 mfinal 

minicial 2n

 mfinal 

16 g 25

27. [D]

16 g  0,05 g 32

28. [D]

mfinal  0,05 g  50  103 g  50 mg

29. [C]

Resposta da questão 15: [C]

30. [A]

Ocorreu bombardeamento do núcleo de chumbo com nêutrons, consequentemente formaram-se átomos de ouro, lítio e 4 nêutrons: 207 Pb 10 82

31. [C] 32. [D]

n 197 Pb 73 Li  410 n 79

33. [D]

16. a) 4 partículas ‚‘¥. 2 partículas ÷’¡

34. [A]

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 35. [D]

40. 01 + 02 + 08 = 11

36. 02 + 08 + 32 = 42

41. [C]

42. [A]

43. [D]

37. 04 + 08 + 16 + 32 = 60

44. [C]

45. [D]

46. [E]

38. 02 + 04 + 08 = 14

47. [D]

48. [D]

49. [C]

39. [B]

50. [d]

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MÓDULO 05 MATÉRIA E ENERGIA 1. Matéria e energia 1. Matéria Matéria é tudo o que tem massa e ocupa um lugar no espaço, ou seja, possui volume. Ex.: madeira, ferro, água, areia, ar, ouro e tudo mais que imaginemos, dentro da definição acima. OBSERVAÇÃO A ausência total de matéria é o vácuo. 2. Corpo Corpo é qualquer porção limitada de matéria. Ex.: tábua de madeira, barra de ferro, cubo de gelo, pedra. 3. Objeto Objeto é um corpo fabricado ou elaborado para ter aplicações úteis ao homem. Ex.: mesa, lápis, estátua, cadeira, faca, martelo. 4. Energia Energia é a capacidade de realizar trabalho, é tudo o que pode modificar a matéria, por exemplo, na suposição, fase de agregação, natureza química. E também tudo que pode provocar ou anular movimentos e causar deformações. OBSERVAÇÃO 1. No Sistema Internacional de Unidades (SI), a energia é expressa em joule (J). 2. Existem outras formas de energia: energia elétrica, térmica, luminosa, química, nuclear, magnética, solar (radiante). 5. Lei da Conservação da Energia A energia não pode ser criada nem destruída. Sempre que desaparece uma quantidade de uma classe de energia, uma quantidade exatamente igual de outra(s) classe(s) de energia é(são) produzida(s).

2. Classificação dos Sistemas A partir das noções de matéria e energia, podemos classificar os sistemas em função da sua capacidade de trocar matéria e energia com o meio ambiente. 1. Sistema Aberto Tem a capacidade de trocar tanto matéria quanto energia com o meio ambiente. Ex.: Água em um recipiente aberto (a água absorve a energia térmica do meio ambiente e parte dessa água sofre evaporação). 2. Sistema Fechado Tem a capacidade de trocar somente energia com o meio ambiente. Esse sistema pode ser aquecido ou resfriado, mas a sua quantidade de matéria não varia. Ex.: Um refrigerante fechado. 3. Sistema Isolado Não troca matéria nem energia com o sistema. 167 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira OBSERVAÇÃO A rigor não existe um sistema completamente isolado. Ex.: Um exemplo aproximado desse tipo de sistema é a garrafa térmica.

3. Propriedades da Matéria Propriedades são determinadas características que, em conjunto, vão definir a espécie de matéria. Podemos dividi-las em 3-grupos: gerais, funcionais e específicas. 1. Propriedades Gerais São propriedades inerentes a toda espécie de matéria. Massa É a medida da quantidade de matéria. OBSERVAÇÃO É importante saber a diferença entre massa e peso. O peso de um corpo é a força de atração gravitacional sofrida pelo mesmo, ou seja, é a força de atração que o centro da terra exerce sobre a massa dos corpos. O peso de um corpo irá variar em função da posição que ele assumir em relação ao centro da terra, enquanto amassa é uma medida invariável em qualquer local. Em Química trabalhamos preferencialmente com massa. Extensão É o espaço que a matéria ocupa, o seu volume. Inércia É a propriedade que os corpos têm de manter o seu estado de movimento ou de repouso inalterado, a menos que alguma força interfira e modifique esse estado. OBSERVAÇÃO A massa de um corpo está associada à sua inércia, isto é, a dificuldade de fazer variar o seu estado de movimento ou de repouso, portanto, podemos definir massa como a medida da inércia. Impenetrabilidade Duas porções de matéria não podem ocupar, simultaneamente, o mesmo lugar no espaço. Divisibilidade Toda matéria pode ser dividida sem alterar a sua constituição, até certo limite. Compressibilidade Sob a ação de forças externas, o volume ocupado por uma porção de matéria pode diminuir. OBSERVAÇÃO De uma maneira geral os gases são mais compressíveis que os líquidos e estes por sua vez são mais compressíveis que os sólidos. Elasticidade Dentro de certo limite, se a ação de uma força causar deformação da matéria, ela retornará à forma original assim que essa força deixar de agir. Porosidade É a matéria descontínua. Isso quer dizer que existem espaços (poros) entre as partículas que formam qualquer tipo de matéria. Esses espaços podem ser maiores ou menores, tornando a matéria mais ou menos densa. 168 www.portalepisteme.com.br – e-mail: cursodequimica@gmail.com


Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Ex.: A cortiça apresenta poros maiores que os poros do ferro, logo a densidade da cortiça é bem menor que a densidade do ferro. 2. Propriedades Funcionais São propriedades comuns a determinados grupos de matéria, identificados pela função que desempenham. Ex.: Ácidos, bases, sais, óxidos, álcoois, aldeídos, cetonas. 3. Propriedades Específicas São propriedades individuais de cada tipo de matéria. Podem ser: organolépticas, químicas ou físicas 3.1. Organolépticas São propriedades capazes de impressionaras nossos sentidos, como a cor, que impressiona a visão, o sabor, que impressiona o paladar, o odor que impressiona o nosso olfato e a fase de agregação da matéria (sólido, líquido, gasoso, pastoso, pó), que impressiona o tato. Ex.: Água pura (incolor insípida, inodora, líquida em temperatura ambiente). Barra de ferro (brilho metálico, sólida). 3.2. Químicas Responsáveis pelos tipos de transformação que cada matéria é capaz de sofrer. Relacionamse à maneira de reagir de cada substância. Ex.: Oxidação do ferro, combustão do etanol. 3.3. Físicas São certos valores encontrados experimentalmente para o comportamento de cada tipo de matéria quando submetidas a determinadas condições. Essas condições não alteram a constituição da matéria, por mais diversas que sejam. As principais propriedades físicas da matéria são: •

Pontos de fusão e solidificação São temperaturas nas quais a matéria passa da fase sólida para a fase líquida e da fase líquida para a sólida respectivamente, sempre em relação a uma determinada pressão atmosférica.

OBSERVAÇÃO A pressão atmosférica (pressão exercida pelo ar atmosférico) quando ocorre a 0 °C, ao nível do mar e a 45º de latitude, recebe o nome de pressão normal, à qual se atribuiu, convencionalmente, o valor de 1 atm. Ex.: água 0°C, oxigênio –218,7 °C, fósforo branco 44,1 °C. •

Ponto de fusão normal É a temperatura na qual a substância passa da fase sólida para a fase líquida, sob pressão de 1 atm. Durante a fusão propriamente dita, coexistem essas duas fases. Por isso, o ponto de solidificação normal de uma substância coincide com o seu ponto de fusão normal.

Pontos de ebulição e condensação São as temperaturas nas quais a matéria passa da fase líquida para a fase gasosa e da fase gasosa paro a líquida respectivamente, sempre em relação a uma determinada pressão atmosférica. Ex.: Água 100 °C, oxigênio –182,8 °C, fósforo branco 280 °C.

Pontos de ebulição normal 169 www.portalepisteme.com.br

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Exercício de Aprendizagem 1. (utfpr 2012) Na Química, para se caracterizar um determinado material são utilizadas, dentre outras, quatro constantes físicas: ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade e solubilidade que constituem um ―quarteto fantástico‖. Em um laboratório, foram obtidos os dados da tabela abaixo, relativos a propriedades específicas de amostras de alguns materiais.

Materiais

m(g) V 20 C (cm3 ) TF (°C)

TE (°C)

A B C D

115 174 74 100

218 1120 115 100

100 100 100 100

80 650 – 40 0

Considerando os dados da tabela, analise as afirmações seguintes. I. À temperatura de 25 C, os materiais C e D estão no estado líquido. II. Massa e volume são propriedades específicas de cada material. III. Se o material B for insolúvel em D, quando for adicionado a um recipiente que contenha o material D ele deverá afundar. IV. Se o material A for insolúvel em D, quando for adicionado a um recipiente que contenha o material D ele deverá flutuar. V. À temperatura de 20 C, a densidade do material C é igual a 0,74 g mL. Das afirmações acima, são corretas, apenas: a) I, III e V. b) II, III e IV. c) III, IV e V. d) I e V. e) I, III e IV. 2. (Unicamp 2012) Um acidente comum ocorre com bastante frequência na cozinha. Uma panela com óleo quente para fritura é esquecida sobre a chama de um fogão e, por um procedimento errado no momento da fritura, um pequeno incêndio aparece na superfície do óleo. A boa prática de combate a incêndios recomenda que se desligue a chama do fogão e se tampe a panela com um pano molhado. a) Levando-se em conta que o fogo é um fenômeno em que está presente uma reação química, como se justifica o uso do pano molhado, do ponto de vista químico? b) Por outro lado, jogar água sobre a panela em chamas é uma prática totalmente desaconselhável. Descreva o que pode ocorrer

nesse caso e justifique, levando em conta transformações físicas e propriedades de estado. 3. (Uern 2012) Por descuido de um funcionário foram encontrados dois sólidos brancos sem rótulo na bancada de um depósito de laboratório. Tratase do nitrato de amônio (NH4NO3) e do carbonato de sódio (Na2CO3), substâncias usadas em indústrias de fertilizantes. Assinale a informação que deve ser considerada para identificar corretamente essas substâncias: a) Propriedades organolépticas e o conhecimento de que o sódio (Na) é um metal alcalino. b) Propriedades químicas, como a informação de que o vinagre é uma solução a 5% de ácido acético (H3CCOOH). c) Propriedades organolépticas e propriedades químicas que o levaram a concluir que carbonatos reagem com ácido, produzindo efervescência. d) Propriedades organolépticas, como o sabor ou o cheiro desses sais. 4. (Unicamp 2012) Em algumas extrações de ouro, sedimentos de fundo de rio e água são colocados em uma bateia, recipiente cônico que se assemelha a um funil sem o buraco. Movimentos circulares da bateia permitem que o ouro metálico se deposite sob o material sólido ali presente. Esse depósito, que contém principalmente ouro, é posto em contato com mercúrio metálico; o amálgama formado é separado e aquecido com um maçarico, separando-se o ouro líquido do mercúrio gasoso. Numa região próxima dali, o mercúrio gasoso se transforma em líquido e acaba indo para o leito dos rios. Os três segmentos acima grifados se referem, respectivamente, às seguintes propriedades: a) peso, temperatura de gaseificação e temperatura de liquefação. b) densidade, temperatura de sublimação e temperatura de fusão. c) peso, temperatura de ebulição e temperatura de fusão. d) densidade, temperatura de ebulição e temperatura de liquefação. 5. (Unesp) Uma das formas utilizadas na adulteração da gasolina consiste em adicionar a este combustível solventes orgânicos que formem misturas homogêneas, como o álcool combustível. Considere os seguintes sistemas, constituídos por quantidades iguais de: 1 - gás oxigênio, gás carbônico e gás argônio; 2 - água líquida, clorofórmio e sulfato de cálcio; 3 - n-heptano, benzeno e gasolina; todos nas condições normais de temperatura e pressão.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira a. Dissolução. b. Extração. c. Diluição. d. Recristalização.

Certa massa do sal hidratado é aquecida nessas condições. Qual dos gráficos adiante representa o que ocorre com a massa (m) da fase sólida com o aumento da temperatura (t)?

a) 1a; 2c; 3b; 4d; 5a. b) 1c; 2c; 3a; 4b; 5a. c) 1a; 2a; 3a; 4d; 5c. d) 1c; 2a; 3b; 4b; 5c. e) 1a; 2a; 3c; 4d; 5c. 9. (Ita) Assinale a opção que contém a afirmação ERRADA relativa à curva de resfriamento apresentada a seguir.

11. (Ita) O fato de um sólido, nas condições ambientes, apresentar um único valor de massa específica em toda sua extensão é suficiente para afirmar que este sólido:

a) A curva pode representar o resfriamento de uma mistura eutética. b) A curva pode representar o resfriamento de uma substância sólida, que apresenta uma única forma cristalina. c) A curva pode representar o resfriamento de uma mistura azeotrópica. d) A curva pode representar o resfriamento de um líquido constituído por uma substância pura. e) A curva pode representar o resfriamento de uma mistura líquida de duas substâncias que são completamente miscíveis no estado sólido. 10. (Fuvest) A decomposição térmica por aquecimento gradual e contínuo (ao ar) do acetato de manganês (II) tetraidratado, sólido, ocorre em duas etapas: Mn(CHƒCOO)‚.4H‚O(s) ë n(CHƒCOO)‚(s)+4H‚O(g) Na temperatura de 130°C.

I. É homogêneo. II. É monofásico. III. É uma solução sólida. IV. É uma substância simples. V. Funde a uma temperatura constante. Das afirmações feitas, estão CORRETAS a) apenas I e II. b) apenas I, II e III. c) apenas II, III e V. d) apenas IV e V. e) todas.

Exercícios de Fixação 1. (Unicamp) Augusto dos Anjos (1884-1914) foi um poeta que, em muitas oportunidades, procurava a sua inspiração em fontes de ordem científica. A seguir transcrevemos a primeira estrofe do seu soneto intitulado "Perfis Chaleiras". Nestes versos, Augusto dos Anjos faz uso de palavras da química. O oxigênio eficaz do ar atmosférico, O calor e o carbono e o amplo éter são Valem três vezes menos que este Américo Augusto dos Anzóis Sousa Falcão...

Mn(CHƒCOO)‚(s) ë MnO(s)+(CHƒ)‚CO(g)+CO‚(g) Na temperatura de 350°C.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira a) Uma das palavras se refere a um gás cujas moléculas são diatômicas e que é essencial para o processo respiratório dos animais. Escreva a fórmula desse gás. b) Outra palavra se refere a uma mistura gasosa. Um dos constituintes dessa mistura está presente em quantidade muito maior que os demais. Escreva a fórmula do constituinte majoritário da mistura gasosa e forneça também a porcentagem em volume do mesmo nessa mistura. c) Uma terceira palavra diz respeito a um elemento químico que, pela característica de poder formar cadeias e pela combinação com outros elementos, principalmente hidrogênio, oxigênio e nitrogênio, constitui a maioria dos compostos orgânicos que possibilitam a existência de vida em nosso planeta. Escreva o nome desse elemento químico. d) Há uma quarta palavra que não foi utilizada com o sentido que tem em química. Quando utilizada em química, significa uma função característica de uma série homóloga em química orgânica. Escreva a fórmula estrutural do primeiro composto dessa série homóloga. 2. (Unicamp) O sangue apresenta cor vermelha devido à hemoglobina. Na molécula da hemoglobina está presente o íon de um elemento químico responsável, em grande parte, por esta cor. A quantidade total deste elemento no corpo de um ser humano adulto é da ordem de quatro gramas. Esta quantidade é suficiente para fazer um pequeno objeto como, por exemplo, um prego. a) Escreva o nome desse elemento químico. A hemoglobina é responsável pelo transporte do oxigênio dos pulmões para as células, onde é realizada a oxidação dos carboidratos. Nesta reação há a liberação de um gás que é absorvido pelo sangue que o carrega até os pulmões, onde é trocado por oxigênio, reiniciando o ciclo. b) Escreva o nome e a fórmula do gás liberado na reação que ocorre nas células. c) Escreva a equação química que representa esta reação considerando C†H‚O† como representação da molécula de carboidrato. TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO (Ufc) Na(s) questão(ões) a seguir escreva no espaço apropriado a soma dos itens corretos.

MIT e CALTEC, nos Estados Unidos, dividiram o prêmio Nobel de Química de 1995. Explicando os mecanismos químicos que afetam a espessura da camada de ozônio, protetora da Terra, os três pesquisadores contribuíram para a detecção de um dos problemas ambientais mais sérios do nosso planeta. Calcula-se que para cada 1% de perda de ozônio na estratosfera acrescentam-se 2% de radiação ultravioleta na superfície do planeta. Marque as alternativas corretas: 01. O oxigênio é um exemplo de substância simples. 02. O ozônio é um alótropo do oxigênio. 04. O ozônio é um isômero óptico do oxigênio. 08. O ozônio, assim como o cloro, é um forte agente oxidante sendo, portanto, usado na purificação de água para fins de consumo humano. 16. O ozônio absorve os raios ultravioleta impedindo sua penetração na atmosfera. Soma (

)

TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO (Ufba) Na(s) questão(ões) a seguir escreva nos parênteses a soma dos itens corretos. 4. Os diferentes tipos de matéria podem ser classificados em dois grupos: - substâncias puras; - misturas. As substâncias puras podem ser simples ou compostas... (NABUCO, p. 24) Considerando-se esse modo de classificação, pode-se afirmar: (01) O ar atmosférico é uma substância pura. (02) A água é uma substância simples. (04) O sangue é uma mistura. (08) Uma solução de açúcar é uma mistura. (16) O oxigênio e o ozônio são substâncias distintas, embora constituídas por átomos de um mesmo elemento químico. (32) A matéria que contém três tipos de molécula é uma substância composta.

3. Três cientistas, Paul Crutzen do Instituto Max-Plank, na Alemanha, Mário Molina e Sherwood Rowland do

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 9. [A] 10. [E] 11. [D] 12. [C] 13. [D] 14. [A] 15. [C]

GABARITO

16. [A]

1. Respostas a seguir:

17. [A] 18. [D] 19. [D] 20. [E] 21. [B] 22. [C] 23. [C] 24. F F F F

2. a) Ferro 25. [A] b) Gás carbônico cuja fórmula é CO‚ 26. [B] c) C†H‚O† + 6O‚ ë 6CO‚ + H‚O 27. [E] 3. 01 + 02 + 08 + 16 = 27 28. [B] 4. 04 + 08 + 16 = 28 29. [E] 5. [B] 30. [C] 6. [E] 31. 01 + 02 = 03 7. [B] 32. [D] 8. [D] 33. [C]

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43. [A]

35. F V F F

44. [C]

36. [A]

45. [D]

37. [D]

46. [D]

38. V V F V F

47. [B]

39. [E]

48. [D]

40. [E]

49. [B]

41. [B]

50. [E]

42. [E]

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MÓDULO 06 ANÁLISE IMEDIATA 1. Substâncias puras Todo o universo material é constituído por pequenas partículas denominadas átomos. Um conjunto de átomos com as mesmas propriedades químicas constitui um elemento químico. Embora o número de elementos químicos conhecidos seja muito pequeno, o número de substâncias químicas resultantes de suas combinações é muito grande. Essas substâncias químicas são obtidas de fontes naturais ou podem ser sintetizadas em laboratório. A classificação de uma substância química é feita de acordo com a sua composição. Substância Pura Substância pura ou simplesmente substância, refere-se a um tipo de matéria que apresenta a mesma composição em toda a sua extensão, isto é, é constituída por unidades iguais, sejam moléculas, sejam aglomerados iônicos ou sejam átomos isolados. Cada substância é caracterizada por suas propriedades químicas e físicas. A água pura, por exemplo, apresenta as seguintes propriedades: • Ponto de ebulição a 1 atm = 100 °C; • Ponto de fusão a 1 atm = O °C; • Densidade o 1 atm e o4°C = 1g/mL; • Incolor inodora, insípido; • Pouco reativo; • Não sofre combustão. As substâncias puras podem ser classificadas em dois grupos: substâncias simples e substâncias compostas. OBSERVAÇÃO As mudanças de estado de uma substância pura irão ocorrer em temperaturas chamadas Ponto de Fusão (P.F.) e Ponto e Ebulição (P.E.). Ex.: Gráfico das mudanças de estado físico da água o 1 atm.

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2. Substâncias Simples Substâncias simples são as substâncias formadas por um único elemento químico, ou seja, por um único tipo de átomo. Ex.: Gás hidrogênio (H2), gás cloro (C2), gás oxigênio (O2), gás ozônio (O3), gás hélio (He), ferro metálico (Fen ou Fe), fósforo branco (P4) e fósforo vermelho (Pn).

3. Substâncias Compostas Substâncias compostas são as que apresentam em sua composição mais de um elemento químico, ou seja, mais de um tipo de átomo. Ex.: H2O (triatômica), H2SO4 (heptatômica), CO2 (triatômica), NaC (diatômica).

4. Misturas Formadas por duas ou mais substâncias puras, onde cada uma dessas substâncias é denominada componente. As misturas por apresentarem composição variável, têm propriedades diferentes, como: ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade etc. A maioria dos materiais que nos cercam são misturas: o ar que respiramos (N2, O2, Ar, CO2 etc.), a água que bebemos, a água mineral, o álcool hidratado (álcool etílico (C2H6O) e água), vinagre (ácido acético (C2H4O2) e água), ouro 18 quilates (75% ouro e 25% cobre e prata), aço (ferro e carbono).

5. Tipos de Misturas 1. Misturas Homogêneas É a mistura que apresenta uma única fase, ou seja, possui aspecto visual homogêneo. Ex.: Água e açúcar dissolvido, água e álcool, ar atmosférico, vinagre, ligas metálicas, água de torneira, soro caseiro, soro fisiológico, gasolina (misturo de hidrocarbonetos) etc. 2. Mistura Heterogênea É a mistura que apresenta mais de uma fase, ou seja, não possui um aspecto visual homogêneo. Ex.: Água e óleo, ar e poeira, gasolina e água, areia e sal, granito (quartzo, feldspato e mica), madeira, água com gás, açúcar e sol etc.

OBSERVAÇÃO 1. Fase é cada uma das porções do sistema, a qual apresenta aspecto visual homogêneo ou uniforme. 2. O aspecto visual contínuo de uma mistura não se apenas à simples percepção a olho nu, mas exige também a utilização de microscópios. Assim o leite observado a olho nu, apresenta aspecto homogêneo, mas ao microscópio notaremos seu aspecto heterogêneo, pois visualizamos gotículas de gordura dispersas num líquido branco. O leite é então uma mistura heterogênea. 3. As misturas homogêneas são chamadas soluções. 4. As misturas formadas por n sólidos apresentam n fases. Ex.: açúcar e sol (2 componentes e 2 fases). 5. As misturas formadas por quaisquer gases são sempre homogêneas. 190 www.portalepisteme.com.br

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6. Gráficos de Aquecimento das Misturas O gráfico de aquecimento de uma mistura difere do gráfico de aquecimento de uma substância puro por não apresentar P.F nem R.E (constantes).

Algumas misturas especiais podem apresentar ou P.F ou P.E constantes, sendo classificadas em mistura eutética e mistura azeotrópica. 1. Mistura Eutética É uma mistura que se comporta como se fosse uma substância pura durante a fusão, ou seja, apresenta RF constante. Ex.: Solda: chumbo 37% + estanho 63%

2. Mistura Azeotrópica É uma mistura que se comporta como se fosse uma substância pura durante a ebulição, ou seja, PE constante. Ex.: álcool 96% + água 4%

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 1. Uma substância pura pode formar sistemas homogêneos ou heterogêneos, dependendo dos estados físicos em que a substância se apresenta. 2. As misturas homogêneas formam sistemas homogêneos e as heterogêneas formam sistemas heterogêneos. 3. O número de fases do sistema nem sempre é igual ao número dos componentes envolvidos.

8. Transformações da matéria Qualquer transformação sofrida pela matéria é considerada fenômeno, ou ainda qualquer acontecimento na natureza que podem ser classificados em: • fenômenos físicos e • fenômenos químicos Fenômenos físicos São aqueles que não alteram a natureza da matéria, isto é, sua composição. Ou ainda: Fenômeno físico é toda e qualquer transformação sofrida por um material sem que haja alteração de sua constituição íntima, sendo possível a sua recuperação por métodos elementares. Ex.: mudanças de estado físico da matéria (estado de agregação); dissolução do açúcar em água; cortar uma árvore; acender uma lâmpada; uma fruta caindo da árvore etc. Fenômenos químicos São aqueles que alteram a composição da matéria, ou seja, sua composição. Ou ainda: Fenômeno químico é toda e qualquer transformação sofrida por um material de modo quê haja alteração de sua constituição íntima, não sendo possível a sua recuperação por métodos elementares. Ex.: A queima do álcool ou da gasolina, riscar um palito de fósforo (reações de combustão), formação da ferrugem (reações de oxidação); digestão dos alimentos etc. Quando ocorre um fenômeno químico, uma ou mais substância se transformam e dão origem a novas substâncias. Então, dizemos que ocorreu uma reação química. VISUALIZAÇÃO DE UM FENÔMENO QUÍMICO OU REAÇÃO QUÍMICA Uma maneira bem simples de reconhecermos a ocorrência de um fenômeno químico é a observação visual de alterações que ocorrem no sistema. A formação de uma nova substância está associada a: 1. Mudança de cor: Ex.: Queima de papel, cândida ou água sanitária em tecido colorido; queima de fogos de artifício. 2. Liberação de um gás (efervescência) Ex.: Antiácido estomacal em água, bicarbonato de sódio (fermento de bolo) em vinagre. Às vezes, uma única substância, ao ser aquecida, transforma-se em outras, antes de atingir uma temperatura que possibilite sua mudança de estado. Assim, o aquecimento do carboneto de cálcio, existentes nos rochas calcários, não leva à fusão, mas à sua decomposição, na qual se obtém um gás:

CaCO3(s) carbonato de cálcio (sólido)

CaCO3(s) óxido de cálcio ou cal (sólido)

+

Ca2(g) gás carbônico (gás)

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira e) Cristalização fracionada Todos os componentes da mistura são dissolvidos em um líquido que, em seguida, sofre evaporação provocando a cristalização separada de cada componente. A cristalização fracionada é usada, por exemplo, nas salinas para a obtenção de sais a partir da água do mar. f) Dissolução fracionada Um dos componentes sólidos da mistura é dissolvido em um líquido. Por exemplo, a mistura sai + areia. Colocando-se a mistura em um recipiente com água, o sal irá se dissolver e a areia se depositar no fundo do recipiente, podendo agora ser separados pelos seguintes processos: a filtração separa a areia (fase sólida) da água salgada (fase líquida) e com a evaporação da água obteremos o sal. g) Peneiração ou tamisação Usado para separar sólidos constituintes de partículas de dimensões diferentes. São usadas peneiras que tenham malhas diferentes. Industrialmente, usam-se conjuntos de peneiras superpostas que separam as diferentes granulações. h) Fusão fracionada Serve para separar sólidos, tomando por base seus diferentes pontos de fusão. Baseia-se, portanto, num aquecimento da misturo com controle da temperatura. i) Sublimação É usada quando um dos sólidos, por aquecimento, se sublima (passa para vapor), e o outro permanece sólido. Ex.: areia e iodo (o iodo se sublima por aquecimento)

OBSERVAÇÃO As principais substâncias que podem ser separadas por sublimação são: o iodo, o enxofre e a naftalina (naftaleno). 2. Sólido – Líquido a) Decantação A fase sólida, por ser mais densa, sedimenta-se, ou seja, deposita-se no fundo do recipiente. OBSERVAÇÃO A separação das duas fases pode ser feita de duas maneiras: • vira-se lentamente a mistura em outro frasco; • com o auxílio de um sifão, transfere-se a fase líquida para outro frasco (sifonação)

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Separam-se líquidos imiscíveis com densidades diferentes, o líquido mais denso acumula-se na parte inferior do sistema. Em laboratório usa-se o funil de bromo, também conhecido como funil de decantação, ou ainda, funil de separação. Num sistema formado por água e óleo, por exemplo, o água, por ser mais densa, localiza-se na porte inferior do funil e é escoada abrindo-se a torneira de modo controlado. A decantação pode ser feita de maneira mais rudimentar, utilizando-se um sifão (sifonação).

4. Gás - Sólido a) Decantação A mistura possa através de obstáculos, em forma de ziguezague, onde as partículas sólidas perdem velocidade e se depositam. Industrialmente, esse processo é feito em equipamento denominado câmara de poeira ou chicana, conforme esquema:

b) Filtração A mistura passa através de um filtro, onde o sólido fica retido. Esse processo é muito utilizado nas indústrias, principalmente para evitar o lançamento de partículas sólidas na atmosfera. A filtração é também usada nos aspiradores de pó, onde o sólido é retido (poeira) à medida que o ar é aspirado.

11. Separação dos componentes de mistura homogênea 1. Sólido – Líquido Nos misturas homogêneas sólido-líquido (soluções), o componente sólido encontra-se totalmente dissolvido no líquido, o que impede a sua separação por filtração. A maneira mais comum de separar os componentes desse tipo de mistura está relacionada com as diferenças nos seus pontos de ebulição (P.E). Isto pode ser feito de duas maneiras: a) Evaporação A mistura é deixada em repouso ou é aquecida até o líquido (componente mais volátil) sofra evaporação. Esse processo apresenta um inconveniente: a perda do componente líquido. b) Destilação simples

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira OBSERVAÇÃO Esse processo é muito utilizado, principalmente em indústrias petroquímicas, na separação dos diferentes derivados do petróleo. Nesse caso, as colunas de fracionamento são divididas em bandejas ou pratos.

Esse processo também é muito utilizado no processo de obtenção de bebidas alcoólicas (alambique).

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Existem casos de misturas homogêneas de líquidos que não podem ser separadas por processos físicos como, por exemplo a destilação. Isso porque tais misturas desfilam em proporções fixas e constantes, como se fossem uma substância pura. Essas misturas são denominadas misturas azeotrópicas. Assim, o álcool etílico forma com a água uma mistura azeotrópica (95,5% de álcool e 4,5% de água) que desfila à temperatura de 78,1 °C. Então, para obtermos o álcool anidrido ou álcool (álcool puro) utilizamos processos químicos. Adicionamos à mistura azeotrópica água e álcool, óxido de cálcio (CaO), que reage com a água produzindo hidróxido de cálcio Ca(OH)2. A seguir submetemos a mistura a uma destilação, pois agora somente o álcool desfila, sendo portanto, recolhido puro no béquer. Observe na tabelo abaixo, alguns casos de misturas azeotrópicas: Mistura azeotrópica álcool etílico (95,5%) + água (4,5%) acetona (86,5%) + metanol (13,5%) álcool etílico (7%) + clorofórmio (93%) ácido fórmico (77,5%) + água (22,5%)

Ponto de ebulição 78,1 °C 56 °C 60 °C 107,3 °C

3. Gás – Gás a) Liquefação fracionada A mistura de gases passa por um processo de liquefação e, posteriormente, pela destilação fracionada. OBSERVAÇÃO Uma aplicação desse processo consiste na separação dos componentes do ar atmosférico: N2 e O2. Após a liquefação do ar, a mistura líquida é destilada e o primeiro componente a ser obtido é o N2, pois apresenta menor P.E (–195,8°C); posteriormente, obtém-se o O2, que possui maior P.E (–183°C). b) Adsorção Consiste na retenção superficial de gases. Algumas substâncias, tais como o carvão ativo, têm a propriedade de reter, na sua superfície, substâncias no estado gasoso. Uma das principais aplicações da adsorção são as máscaras contra gases venenosas.

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12. Principais utensílios de laboratório e suas aplicações Almofariz e Pistilo Usado para triturar e pulverizar sólidos.

Anel ou Argola Usado como suporte do funil na filtração.

Balança analítica digital Usada para pesar amostras com grande precisão. É um instrumento que tem uma grande sensibilidade de pesagem, algumas chegam a 0,0001 grama.

Balão de destilação Usado na destilação simples.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Béquer Usado para reações entre soluções, dissolução de substâncias, aquecimento de líquidos etc.

Bico de Bunsen Fonte de Aquecimento.

Bureta Usado em titulações.

Cadinho Usado para calcinar (aquecimento a seco e muito intenso).

Capela Local fechado, dotado de um exaustor onde se realizam as reações que liberam gases tóxicos num laboratório.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Condensador Usado nos processos de destilação.

Dessecador Usado para guardar substâncias em atmosfera contendo baixo índice de umidade.

Erlenmeyer Usado em titulações, reações entre soluções, aquecimento de líquido e dissoluções de substâncias.

Espátulas Usada para substâncias sólidas.

Estante para tubos de ensaio Utilizada como suporte para tubos de ensaio, já que eles não param em pé.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Papel de filtro Papel poroso, que retém as partículas sólidas, deixando passar apenas a fase líquida.

Papel indicador universal Usado para conhecer o pH de uma solução.

Pera de borracha Usada acoplada a uma pipeta para sugar e expelir líquidos.

Picnómetro Usado para determinar a densidade de líquidos. É um material de vidro e de grande precisão; por isso não pode ser secado por aquecimento.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Placa de Petri Recipientes rasos de vidro com tampa utilizados para secagem de substâncias. Em Biologia são usados para desenvolvimento de culturas de fungos ou bactérias. Proveta Empregada nas medições aproximadas de volumes de líquidos. Comumente, as provetas têm volume situado entre 5 mL e 2.000 mL.

Suporte universal É usado para dar sustentação aos equipamentos em diversas montagens, como filtração, destilação e refluxo.

Tela de amianto Usada em aquecimentos quando se utiliza o bico de Bunsen para que o aquecimento seja uniforme.

Termômetro Usado para medir a temperatura de líquidos durante o aquecimento.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira de porcelana - Suporte de cadinhos para aquecimento direto no bico de Bunsen. Triângulo

Tripé Usado como suporte para a tela de amianto nos aquecimentos com utilização do bico de Bunsen.

Trompa d’água Equipamento que, ligado a uma torneira, faz sucção nas filtrações a vácuo.

Tubo de ensaio Usado paro reações com quantidades pequenas de reagentes. É possível aquecêlo diretamente na chama do bico de Bunsen.

Tubo de Thielle Usado na determinação do ponto de fusão.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Vidro de relógio Normalmente é utilizada na pesagem e no transporte de substâncias e também para cobrir a cápsula de porcelana, de modo a proteger os sólidos e evitar a perda de reagentes (substâncias que participam da transformação química ou reação).

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira Exercícios de Aprendizagem 1. (Uerj 2013) Observe os diagramas de mudança de fases das substâncias puras A e B, submetidas às mesmas condições experimentais.

Indique a substância que se funde mais rapidamente. Nomeie, também, o processo mais adequado para separar uma mistura homogênea contendo volumes iguais dessas substâncias, inicialmente à temperatura ambiente, justificando sua resposta. 2. (Unicamp 2013) Um efluente industrial 6+ contaminado por Cr recebe um tratamento químico que consiste na sua acidificação e na adição de ferro metálico. O ferro metálico e o ácido 2+ reagem entre si, dando origem ao íon Fe . Este, 6+ por sua vez, reage com o Cr , levando à formação 3+ 3+ dos íons Fe e Cr . Depois desse passo do tratamento, o pH do efluente é aumentado por adição de uma base, o que leva à formação dos correspondentes hidróxidos pouco solúveis dos íons metálicos presentes. Os hidróxidos sólidos formados podem, assim, ser removidos da água. a) Em relação ao tratamento químico completo do efluente industrial acima descrito, dê um exemplo de reação em que não houve transferência de elétrons e um exemplo de reação em que houve transferência de elétrons. b) O resíduo sólido obtido ao final do processo de tratamento químico pode ser separado da água por decantação ou por filtração. Desenhe dois esquemas para representar essas técnicas, incluindo possíveis legendas. 3. (G1 - cftrj 2013) Os diversos processos de separação existentes são de grande importância social e econômica. A partir deles, podem-se fazer análises sanguíneas, obter derivados de petróleo, produzir bebidas alcoólicas, entre outras coisas. Alguns processos de separação estão mencionados na coluna da esquerda. Faça a associação entre cada mistura (coluna da direita) que pode ser separada por um processo mencionado.

1.

Dissolução fracionada.

I.

2.

Catação.

II.

3.

Destilação fracionada.

III.

4.

Decantação.

IV.

a) b) c) d)

Mistura homogênea contendo etanol e éter. Água de esgoto contendo partículas insolúveis. Amostra contendo sal de cozinha e pó de mármore. Amostra contendo serragem e chumbo em pó.

I  1/ II  3 / III  2 / IV  4. I  1/ II  "inviável"/ III  4 / IV  2. I  4 / II  1/ III  2 / IV  3. I  3 / II  4 / III  1/ IV  "inviável".

4. (Fgv 2013) No esquema seguinte, que representa uma unidade de tratamento de água, são apresentados os reagentes químicos usados e as principais etapas de separação.

É correto afirmar que o produto da interação da cal (CaO) com a água e os nomes dos processos de separação mostrados nas etapas 2 e 3 são, respectivamente: a) básico; decantação; filtração. b) básico; cristalização; filtração. c) básico; decantação; flotação. d) ácido; cristalização; flotação. e) ácido; decantação; filtração. 5. (Uepg 2013) A separação dos componentes de uma mistura pode ocorrer por diferentes maneiras. Identifique as maneiras que trazem a melhor estratégia para cada tipo de mistura e assinale o que for correto. 01) Pode-se separar uma mistura de gasolina e álcool por destilação. 02) Para separar uma mistura de água e óleo pode-se realizar uma filtração. 04) Para separar uma mistura de areia e água pode-se realizar uma destilação.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira a) Qual mistura deixou um resíduo sólido no papel após a filtração? O que era esse resíduo? b) Em qual caso apareceu um resíduo sólido após a evaporação do líquido? O que era esse resíduo? 12. (Unicamp) Os gases nitrogênio, oxigênio e argônio, principais componentes do ar, são obtidos industrialmente através da destilação fracionada do ar liquefeito. Indique a seqüência de obtenção dessas substâncias neste processo de destilação fracionada. Justifique sua resposta. Dados: temperaturas de ebulição a 1,0 atm Argônio = -186°C Nitrogênio = -196°C Oxigênio = -183°C 13. (Ita) Em cinco frascos de 250ml providos de rolha e numerados de I a V, são colocados 100ml de tetracloreto de carbono, 100ml de água e 2g da substância indicada a seguir. I. Iodo. II. Cloreto de sódio. III. Benzeno. IV. Açúcar. V. Cloreto de prata. Estas misturas, agora com três componentes, são agitadas. Uma vez estabelecido o equilíbrio, é FALSO afirmar que: a) Em I a maior parte do iodo estará dissolvida na fase orgânica. b) Em II praticamente todo cloreto de sódio estará dissolvido na fase aquosa. c) Em III praticamente todo o benzeno estará dissolvido no tetracloreto de carbono. d) Em IV praticamente todo o açúcar estará dissolvido na fase orgânica. e) Em V praticamente todo o cloreto de prata estará na forma de uma terceira fase sólida. 14. (Unb) Ao estudar alguns aspectos da ciência e da tecnologia dos alimentos, em especial a dissolução, um estudante, trabalhando em laboratório com quatro amostras de substâncias sólidas, obteve os resultados apresentados na tabela seguinte.

A partir da análise dos dados contidos na tabela, julgue os itens a seguir. (1) As substâncias I, II e IV são polares. (2) A propriedade analisada pelo estudante independe da temperatura do sistema. (3) A separação da substância II do material obtido com o solvente água pode ser realizada por destilação; a da substância III, por filtração. (4) Os resultados obtidos pelo estudante demonstram que I e IV correspondem a uma mesma substância. 15. (UECE–2ªFase) Normalmente as substâncias puras são obtidas a partir de misturas. Para a obtenção dessas substâncias existem processos de separação. Assinale a alternativa que associa corretamente o processo de separação, o tipo de mistura, a natureza da mistura e aparelhos utilizados nesse processo. (A) Separação por meio do Funil de bromo; Heterogênea; Líquido-sólido; Béquer, Suporte metálico e Garras metálicas (B) Dissolução fracionada; Heterogênea; Sólidosólido; Funil de Buchner e Erlenmeyer (C) Destilação fracionada; Homogênea; Líquidolíquido; Balão, Coluna de fracionamento e Condensador (D) Decantação; Heterogênea; Sólido-líquido; Trompa d‘água Gabarito: C

Exercício de Fixação 1. (UECE–2ª Fase) Em um laboratório de química o professor solicita aos alunos que façam a relação das vidrarias e materiais necessários para a realização de uma experiência de dissolução fracionada, com o objetivo de separar sal e areia de uma mistura heterogênea, para usar o sal em outra experiência. Assinale a alternativa que contém a relação correta.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira (A) Água, 2 béqueres, bastão de vidro, funil, papel de filtro, argola de ferro, suporte metálico, bico de bunsen, botijão de gás butano, tripé de ferro, fósforo, mufla e pinça metálica. (B) Água, 2 béqueres, bastão de vidro, funil, papel de filtro, argola de ferro, suporte metálico, bico de bunsen, botijão de gás butano, tripé de ferro, fósforo e tela de amianto. (C) Água, 2 frascos de erlenmeyer, bastão de vidro, funil, argola de ferro, suporte metálico, chapa aquecedora, tripé de ferro, tela de amianto, garras metálicas e espátula. (D) Água, 2 béqueres, proveta, espátula, funil, papel de filtro, trompa de vácuo, argola de ferro, suporte metálico, bico de bunsen, botijão de gás butano, tripé de ferro, fósforo e tela de amianto. 2. (UECE–2ª Fase) Às vezes, a filtração simples é muito lenta, como no caso da mistura água e farinha. Para acelerá-lo, utiliza-se o método de filtração a vácuo, conforme a figura a seguir.

(A) É usado para separar líquidos imiscíveis de densidades diferentes. (B) É constituído de funil de Büchner, erlenmeyer e trompa de água. (C) O funil apresenta furos que dispensam a utilização do papel de filtro. (D) É adequado para reduzir a pressão interna, apressando a separação dos componentes da mistura. 5. (UECE–2ª Fase) Com relação aos aparelhos de laboratório, faça a associação adequada da coluna da esquerda com a coluna da direita, em que são listados seus usos mais frequentes na separação de componentes de mistura:

Assinale a opção na qual, pelo menos, uma peça NÃO FAZ PARTE desse sistema. (A) Funil de Büchner, kitasato e béquer. (B) Papel de filtro, kitasato e trompa d‘água. (C) Funil de Büchner, erlenmeyer, e trompa d‘água. (D) Papel de filtro, funil de Büchner e kitasato. 3. (UECE–2ª Fase) Observe destilação mostrado a seguir.

o

sistema

de

Assinale a alternativa que contém, corretamente, os nomes dos objetos indicados pelos numerais I, II, III, IV e V, respectivamente. (A) Termômetro, balão de fundo redondo, bico de bunsen, bureta e enlenmeyer. (B) Bastão de vidro, balão de fundo redondo, bico de bunsen, condensador, kitasato. (C) Termômetro, balão de fundo redondo, bico de bunsen, condensador, enlenmeyer. (D) Termômetro, balão volumétrico, bico de buchner, condensador, enlenmeyer. 4. (UECE) Sobre o equipamento da figura a seguir, assinale o correto.

1. Proveta 2. Bureta 3. Pipeta volumétrica I. Medidas precisas de volumes fixos de líquidos. II. Medidas aproximadas de volumes de líquidos. III. Medidas volumétricas precisas de líquidos. Marque a sequência correta, de cima para baixo. (A) 1-II; 2-III; 3-I (B) 1-I; 2-III; 3-II (C) 1-I; 2-II; 3-III (D) 1-II; 2-I; 3-III 6. (Ufes) Considere os seguintes sistemas: I - nitrogênio e oxigênio; II - etanol hidratado; III - água e mercúrio. Assinale a alternativa correta. a) Os três sistemas são homogêneos. b) O sistema I é homogêneo e formado por substâncias simples. c) O sistema II é homogêneo e formado por substâncias simples e composta. d) O sistema III é heterogêneo e formado por substâncias compostas.

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira 08. Para separar água de óleo pode ser utilizada a decantação. 16. Para separar uma mistura de cloreto de sódio, areia e iodo pode-se adicionar água, decantar, sifonar, destilar e sublimar, nesta ordem. 32. A separação dos gases das bebidas ocorre por sublimação. 64. A separação da água dos rios, lagos e mares, na formação da chuva, ocorre por evaporação e condensação. 49. (Fuvest) O esquema abaixo apresenta, de maneira simplificada, processos possíveis para a obtenção de importantes substâncias, a partir de gás natural e ar atmosférico.

Com base na tabela e considerando que, em uma análise laboratorial, foi encontrado um resíduo após a evaporação de uma amostra da água mineral, julgue os itens a seguir. (1) A garrafa contém uma solução cujo solvente é o óxido de hidrogênio. (2) O resíduo mencionado poderia ter sido obtido também pelo processo de decantação. (3) Pela composição química fornecida, conclui-se que essa água mineral é formada por 7 elementos químicos. (4) A massa provável de resíduo obtida na evaporação de 100 mL de água será de 5,026 mg.

Considere as afirmações: I. Na etapa A, a separação dos gases pode ser efetuada borbulhando-se a mistura gasosa numa solução aquosa alcalina. II. Na etapa B, N‚ e O‚ podem ser separados pela liquefação do ar, seguida de destilação fracionada. III. A amônia, formada na etapa C, pode ser removida da mistura gasosa por resfriamento. Está correto o que se afirma a) em I apenas. b) em II apenas. c) em III apenas. d) em II e III apenas. e) em I, II e III apenas. 50. (Unb) O rótulo de uma garrafa de água mineral indica a seguinte composição química provável, em mg/L:

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Curso de Química – Prof. Alexandre Oliveira GABARITO

24. [D]

1. [B]

25. [D]

2. [C]

26. [A]

3. [C]

27. [D]

4. [D]

28. [A]

5.[A]

29. [D]

6. [B]

30. [D]

7. [B]

31. [A]

8. [B]

32. [A]

9. [E]

33. [A]

10. [B]

34. [E]

11. [E]

35. [A]

12. [E]

36. V F F F F

13. [B]

37. [A]

14. [C]

38. [B]

15. [B]

39. 01 + 04 + 08 + 16 = 29

16. [E]

40. [D]

17. [B]

41. [E]

18. [C]

42. [B]

19. [D]

43. [E]

20. [C]

44. [E]

21. [C]

47. [A]

22. [C]

48. V F F V F F V

23. [A]

49. [E]

45. [D]

46. [D]

50. V F F V

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Apostila 01 química geral 2014 veja por dentro prof alexandre oliveira  

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