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<p>1</p><p>Polícia Federal</p><p>Papiloscopista</p><p>1 Classificação dos materiais. ............................................................................................. 1</p><p>2 Teoria atômico-molecular. ................................................................................................ 7</p><p>3 Classificação periódica dos elementos químicos. ........................................................... 18</p><p>4 Radioatividade. .............................................................................................................. 36</p><p>5 Interações químicas. ...................................................................................................... 43</p><p>6 Misturas, soluções e propriedades coligativas. .............................................................. 54</p><p>7 Métodos de separação de misturas. .............................................................................. 65</p><p>8 Funções químicas inorgânicas. ...................................................................................... 72</p><p>9 Gases. ........................................................................................................................... 92</p><p>10 Propriedades dos sólidos. ............................................................................................ 99</p><p>11 Estequiometria. .......................................................................................................... 101</p><p>12 Termoquímica. ........................................................................................................... 115</p><p>13 Cinética química. ....................................................................................................... 121</p><p>14 Equilíbrio químico. ...................................................................................................... 128</p><p>15 Eletroquímica. ............................................................................................................ 145</p><p>16 Química orgânica: estrutura, nomenclatura e propriedades físicas e químicas de</p><p>compostos orgânicos. ........................................................................................................... 159</p><p>Olá Concurseiro, tudo bem?</p><p>Sabemos que estudar para concurso público não é tarefa fácil, mas acreditamos na sua</p><p>dedicação e por isso elaboramos nossa apostila com todo cuidado e nos exatos termos do</p><p>edital, para que você não estude assuntos desnecessários e nem perca tempo buscando</p><p>conteúdos faltantes. Somando sua dedicação aos nossos cuidados, esperamos que você</p><p>tenha uma ótima experiência de estudo e que consiga a tão almejada aprovação.</p><p>Pensando em auxiliar seus estudos e aprimorar nosso material, disponibilizamos o e-mail</p><p>professores@maxieduca.com.br para que possa mandar suas dúvidas, sugestões ou</p><p>questionamentos sobre o conteúdo da apostila. Todos e-mails que chegam até nós, passam</p><p>por uma triagem e são direcionados aos tutores da matéria em questão. Para o maior</p><p>aproveitamento do Sistema de Atendimento ao Concurseiro (SAC) liste os seguintes itens:</p><p>01. Apostila (concurso e cargo);</p><p>02. Disciplina (matéria);</p><p>03. Número da página onde se encontra a dúvida; e</p><p>04. Qual a dúvida.</p><p>Caso existam dúvidas em disciplinas diferentes, por favor, encaminhar em e-mails separados,</p><p>pois facilita e agiliza o processo de envio para o tutor responsável, lembrando que teremos até</p><p>cinco dias úteis para respondê-lo (a).</p><p>Não esqueça de mandar um feedback e nos contar quando for aprovado!</p><p>Bons estudos e conte sempre conosco!</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>1</p><p>MATÉRIA E ENERGIA</p><p>Matéria: tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço e, desse modo, possui volume. Podemos</p><p>citar como exemplos de matéria a madeira, o ferro, a água, o ar e tudo o mais que imaginemos dentro da</p><p>definição acima. A ausência total de matéria é chamado de vácuo.</p><p>Substância: é uma composição de apenas um tipo de molécula ou átomo. A substância pode ser</p><p>simples ou composta.</p><p>Substância simples é aquela constituída por um único tipo de constituinte. Ex.: o ferro, contendo</p><p>somente átomo de ferro; o gás oxigênio (O2), contendo só átomos de oxigênio.</p><p>Substância composta é aquela constituída por mais de um tipo de constituinte. Ex.: a água pura</p><p>contendo somente H2O; o sal, contendo somente NaCl.</p><p>Mistura: consiste em duas ou mais substâncias misturadas. Ela pode ser identificada visualmente,</p><p>como por exemplo o granito onde se observa grãos de quartzo branco, mica preta e feldspato rosa e</p><p>outros minérios. Outras misturas como a água salgada, requer outros métodos de verificação para</p><p>sabermos se são substâncias ou misturas.</p><p>Corpo: é uma porção limitada da matéria. Por exemplo, conforme dito, uma árvore é uma matéria;</p><p>assim, quando cortamos toras de madeira, temos que essas toras podem ser designadas como corpos</p><p>ou como matéria também.</p><p>Objeto: é um corpo produzido para utilização do homem. Se as toras de madeira mencionadas no</p><p>item anterior forem transformadas em algum móvel, como uma mesa, teremos um objeto.</p><p>Propriedades da Matéria</p><p>Propriedades são uma série de características que, em conjunto, definem a espécie de matéria.</p><p>Podemos dividi-las em três grupos: gerais, funcionais e específicas.</p><p>Propriedades Gerais</p><p>São as propriedades inerentes a toda espécie de matéria.</p><p>Massa: é a grandeza que usamos como medida da quantidade de matéria de um corpo ou objeto.</p><p>Extensão: espaço que a matéria ocupa, seu volume.</p><p>Impenetrabilidade: é o fato de que duas porções de matéria não podem ocupar o mesmo espaço ao</p><p>mesmo tempo.</p><p>Divisibilidade: toda matéria pode ser dividida sem alterar a sua constituição (até um certo limite).</p><p>Compressibilidade: o volume ocupado por uma porção de matéria pode diminuir sob a ação de forças</p><p>externas.</p><p>1 Classificação dos materiais.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>2</p><p>Elasticidade: se a ação de uma força causar deformação na matéria, dentro de um certo limite, ela</p><p>poderá retornar à forma original.</p><p>Propriedades Funcionais</p><p>São propriedades comuns a determinados grupos de matéria, identificadas pela função que</p><p>desempenham. A Química se preocupa particularmente com estas propriedades. Podemos citar como</p><p>exemplo de propriedades funcionais a acidez, a basicidade, a salinidade de algumas espécies de matéria.</p><p>Propriedades Específicas</p><p>São propriedades individuais de cada tipo particular de matéria.</p><p>Organolépticas: são aquelas capazes de impressionar os nossos sentidos, como a cor, que</p><p>impressiona a visão, o sabor e o odor, que impressionam o paladar e o olfato respectivamente, e a fase</p><p>de agregação da matéria, que pode ser sólida (pó, pasta), líquida ou gasosa e que impressiona o tato.</p><p>Químicas: são propriedades responsáveis pelos tipos de transformação que cada matéria é capaz de</p><p>sofrer. Por exemplo, o vinho pode se transformar em vinagre; o ferro pode se transformar em aço, mas o</p><p>vinho não pode se transformar em aço nem o ferro em vinagre.</p><p>Físicas: são certos valores constantes, encontrados experimentalmente, para o comportamento de</p><p>cada tipo de matéria, quando submetida a determinadas condições. Essas condições não alteram a</p><p>constituição da matéria, por mais adversas que sejam. Por exemplo: sob uma pressão de 1 atmosfera, a</p><p>água passa de líquida para gasosa à temperatura de 100°C, sempre.</p><p>As propriedades físicas também podem ser classificadas, de acordo com a quantidade da amostra,</p><p>em extensivas e intensivas.</p><p>Propriedades Extensivas e Intensivas aa Matéria</p><p>As propriedades extensivas variam conforme a quantidade de material contido na amostra. É o caso</p><p>da energia liberada em uma combustão: duplicando, por exemplo, a quantidade de combustível, duplica-</p><p>se a quantidade de energia liberada.</p><p>As propriedades intensivas são as que não dependem da quantidade de material contido na amostra.</p><p>É o caso da temperatura e</p><p>Ou ainda, podem</p><p>representar a força com que o núcleo atrai a eletrosfera.</p><p>Eletropositividade: tendência que um átomo tem de perder elétrons. É muito característico dos</p><p>metais. Pode ser também chamado de caráter metálico. É o inverso da eletronegatividade.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>32</p><p>A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta. Quanto maior o raio atômico, menor</p><p>será a atração do núcleo pelo elétron mais afastado, maior a facilidade do átomo em doar elétrons, então,</p><p>maior será a eletropositividade.</p><p>Os gases nobres também não são considerados, por conta da sua estabilidade.</p><p>A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima para baixo, e nos períodos, da direita para a</p><p>esquerda. O elemento mais eletropositivo é o frâncio (Fr), que possui eletronegatividade 0,70.</p><p>Eletronegatividade: a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. A</p><p>eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na</p><p>verdade estamos comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação.</p><p>Essa força de atração também tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo,</p><p>maior será a força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor. Assim como na</p><p>eletropositividade, a eletronegatividade não é definida para os gases nobres.</p><p>Na tabela periódica, a eletronegatividade cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita.</p><p>- Densidade: experimentalmente, verifica-se que:</p><p>- Entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade aumenta, de maneira geral, de acordo com o</p><p>aumento das massas atômicas, ou seja, de cima para baixo.</p><p>- Num mesmo período, de maneira geral, a densidade aumenta das extremidades para o centro da</p><p>tabela.</p><p>Assim, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da tabela periódica,</p><p>sendo o ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm3).</p><p>- Temperatura de Fusão (TF) e Temperatura de Ebulição (TE): também experimentalmente, verifica-</p><p>se que:</p><p>- Nas famílias IA e IIA, os elementos de maiores TF e TE estão situados na parte superior da tabela.</p><p>Na maioria das famílias, os elementos com maiores TF e TE estão situados geralmente na parte inferior.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>33</p><p>- Num mesmo período, de maneira geral a TF e a TE crescem das extremidades para o centro da</p><p>tabela.</p><p>Assim, a variação das TF e TE na tabela periódica é similar com a densidade, tendo como exceção as</p><p>famílias IA e IIA.</p><p>- Volume atômico: essa expressão é usada para designar (para qualquer elemento) o volume</p><p>ocupado por uma quantidade fixa de número de átomos.</p><p>O volume atômico sempre se refere ao volume ocupado por 6,02 x 1023 átomos (número de Avogadro),</p><p>e pode ser calculado relacionando-se a massa desse número de átomos com a sua densidade.</p><p>Assim, temos:</p><p>Por meio de medidas experimentais, verifica-se que:</p><p>- numa mesma família, o volume atômico aumenta com o aumento do raio atômico;</p><p>- num mesmo período, o volume atômico cresce do centro para as extremidades.</p><p>De maneira geral, a variação do volume atômico pode ser representada pelo seguinte esquema:</p><p>Questões</p><p>01. (PUC/MG) Considerando os elementos da coluna VA, na ordem crescente de números atômicos,</p><p>é CORRETO afirmar que:</p><p>(A) o ponto de fusão aumenta.</p><p>(B) o caráter metálico diminui.</p><p>(C) a eletronegatividade aumenta.</p><p>(D) o raio atômico diminui.</p><p>(E) o potencial de ionização aumenta</p><p>02. (Cesgranrio/RJ) Na Tabela Periódica, os elementos estão organizados em ordem crescente de:</p><p>(A) Número de massa</p><p>(B) Massa atômica</p><p>(C) Número atômico</p><p>(D) Raio atômico</p><p>(E) Eletronegatividade</p><p>03. (UFPA) Um átomo, cujo número atômico é 18, está classificado na Tabela Periódica como:</p><p>(A) metal alcalino</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>34</p><p>(B) metal alcalino terroso</p><p>(C) metal terroso</p><p>(D) ametal</p><p>(E) gás nobre</p><p>04. (Ufac) O número atômico do elemento que se encontra no período III, família 3A é:</p><p>(A) 10</p><p>(B) 12</p><p>(C) 23</p><p>(D) 13</p><p>(E) 31</p><p>05. (UFRJ) Um dos elementos químicos que tem se mostrado muito eficiente no combate ao câncer</p><p>de próstata é o Selênio (Se). Com base na Tabela de Classificação Periódica dos Elementos, os símbolos</p><p>de elementos com propriedades químicas semelhantes ao Selênio são:</p><p>(A) Cl, Br, I</p><p>(B) Te, S, Po</p><p>(C) P, As, Sb</p><p>(D) As, Br, Kr</p><p>06. (Cesgranrio/RJ) O elemento manganês não ocorre livre na natureza e, combinado, encontra-se</p><p>na forma de uma variedade de minerais, como pirolusita (MnO2), manganita (MnO3.H2O), ausmanita</p><p>(Mn3O4) e outros. Extraído dos seus minerais, pode ser empregado em ligas de aço (britadores, agulhas</p><p>e cruzamentos ferroviários), ligas de baixo coeficiente térmico (bobinas de resistência), etc. A respeito</p><p>desse elemento químico, é correto afirmar que:</p><p>Dado: Mn (Z = 25).</p><p>(A) é líquido em condições ambientais.</p><p>(B) se trata de um ametal.</p><p>(B) se trata de um metal alcalino terroso.</p><p>(D) os seus átomos possuem dois elétrons no subnível de maior energia.</p><p>(E) os seus átomos possuem dois elétrons na camada de valência.</p><p>07. (UCDB/MT) Os elementos xA, x+1B e x+2C pertencem a um mesmo período da tabela periódica. Se</p><p>B é um halogênio, pode-se afirmar que:</p><p>(A) A tem 5 elétrons no último nível e B tem 6 elétrons no último nível.</p><p>(B) A tem 6 elétrons no último nível e C tem 2 elétrons no último nível.</p><p>(C) A é um calcogênio e C é um gás nobre.</p><p>(D) A é um metal alcalino e C é um gás nobre.</p><p>(E) A é um metal e C é um não metal.</p><p>08. (UFPA) Um átomo, cujo número atômico é 18, está classificado na Tabela Periódica como:</p><p>(A) metal alcalino</p><p>(B) metal alcalino terroso</p><p>(C) metal terroso</p><p>(D) ametal</p><p>(E) gás nobre</p><p>09. (Unaerp) O fenômeno da supercondução de eletricidade, descoberto em 1911, voltou a ser objeto</p><p>da atenção do mundo científico com a constatação de Bednorz e Müller de que materiais cerâmicos</p><p>podem exibir esse tipo de comportamento, valendo um prêmio Nobel a esses dois físicos em 1987. Um</p><p>dos elementos químicos mais importantes na formulação da cerâmica supercondutora é o ítrio:</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1</p><p>O número de camadas e o número de elétrons mais energéticos para o ítrio, serão, respectivamente:</p><p>(A) 4 e 1</p><p>(B) 5 e 1</p><p>(C) 4 e 2</p><p>(D) 5 e 3</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>35</p><p>(E) 4 e 3</p><p>Gabarito</p><p>01. A/ 02. C/ 03. E/ 04. D/ 05. B/ 06. E/ 07. C/ 08. E/ 09. B</p><p>Comentários</p><p>01. Alternativa A</p><p>Uma vez que o número atômico aumenta, aumenta também o ponto de fusão.</p><p>02. Alternativa C</p><p>Na tabela periódica atual (moderna) os elementos são classificados de acordo com a ordem crescente</p><p>de seu número atômico (Z).</p><p>03. Alternativa E</p><p>De acordo com a distribuição eletrônica no diagrama de Pauling de 18 elétrons é:</p><p>1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6</p><p>A distribuição em camadas é: K=2; L= 8; M 8.</p><p>Observe que esse elemento possui 8 elétrons na última camada, então ele é da família 8 A ou 18, que</p><p>é a dos gases nobres. Ao consultar a Tabela Periódica, vemos que se trata do gás argônio (Ar).</p><p>04. Alternativa D</p><p>Ao observar a Tabela Periódica encontramos o elemento Alumínio, cujo número atômico é 13. Mas se</p><p>não tivermos uma Tabela à disposição, basta realizar a distribuição no diagrama de Pauling, que indica o</p><p>período III e a família 3A, ou seja:</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p1</p><p>Agora basta somar todos os elétrons distribuídos: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13.</p><p>05. Alternativa B</p><p>Observando a tabela periódica nota-se que os elementos Te (Telúrios), S (Enxofre) e Po (Polônio)</p><p>estão localizados na mesma família (16 ou 6 A) que o Se (Selênio).</p><p>06. Alternativa E</p><p>Por meio da distribuição eletrônica desse elemento, descobrimos sua localização na Tabela e</p><p>conseguimos solucionar a questão. Veja:</p><p>Mn</p><p>(Z = 25) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5</p><p>a) O manganês é sólido em temperatura ambiente, porque como mostra o próximo item, ele é um</p><p>metal.</p><p>b) Ele é um metal da família 7 ou VII B, pois a soma dos elétrons mais energéticos com os mais</p><p>externos é: 4s2 3d5.).</p><p>c) O manganês é um elemento de transição externa, porque ele possui o orbital d incompleto.</p><p>d) O átomo de manganês possui 5 elétrons no subnível de maior energia: 3d5.</p><p>e) Correta. Os seus átomos possuem dois elétrons na camada de valência, que é a camada mais</p><p>externa: 4s2.</p><p>07. Alternativa C</p><p>Se B é um halogênio (família 17 ou VII-A), então A está uma “casa” atrás e C está uma “casa” à frente</p><p>dele na Tabela periódica, sendo assim, A é um calcogênio (família 16 ou VI-A) e C é um gás nobre (família</p><p>18 ou VIII-A).</p><p>08. Alternativa E</p><p>A distribuição eletrônica no diagrama de Pauling de 18 elétrons é dada por:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>36</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6</p><p>A distribuição em camadas é: 2 – 8 – 8.</p><p>Observe que esse elemento possui 8 elétrons na última camada, então ele é da família 8 A ou 18, que</p><p>é a dos gases nobres.</p><p>Ao olhar na Tabela Periódica, vemos que se trata do gás argônio (Ar).</p><p>09. Alternativa B</p><p>Pela distribuição eletrônica mostrada no enunciado (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d10 4p6 5s2 4d1), vemos</p><p>que os elétrons foram distribuídos até a camada 5 (5s2). Visto que essa distribuição já está na ordem</p><p>energética crescente, o subnível mais energético é o 4d que possui 1 elétron.</p><p>RADIOATIVIDADE</p><p>Radioatividade (ou radiatividade) é a propriedade de determinados tipos de elementos químicos</p><p>radioativos emitirem radiações, um fenômeno que acontece de forma natural ou artificial. A radioatividade</p><p>natural ou espontânea ocorre através dos elementos radioativos encontrados na natureza (na crosta</p><p>terrestre, atmosfera, etc.). Já a radioatividade artificial ocorre quando há uma transformação nuclear,</p><p>através da união de átomos ou da fissão nuclear. A fissão nuclear é um processo observado em usinas</p><p>nucleares ou em bombas atômicas.</p><p>Em 1896, o francês Henri Becquerel percebeu que um sal de urânio era capaz de sensibilizar um filme</p><p>fotográfico, mesmo quando este era recoberto com papel preto ou até mesmo por lâminas metálicas finas.</p><p>Becquerel, o descobridor do urânio, percebeu que esse material emitia radiações semelhantes aos raios</p><p>X, e essa propriedade ele chamou radioatividade.</p><p>Em 1897, Marie Sklodowska Curie (1867-1934) demonstrou que a intensidade da radiação é</p><p>proporcional à quantidade de urânio na amostra e concluiu que a radioatividade é um fenômeno atômico.</p><p>Nesse mesmo ano, Ernest Rutherford criou uma aparelhagem para estudar a ação de um campo</p><p>eletromagnético sobre as radiações:</p><p>O esquema mostra o comportamento das radiações α, β e γ em um campo eletromagnético.</p><p>Rutherford concluiu que, como os raios alfa (α) e beta (β) sofrem desvio no campo magnético, logo</p><p>devem apresentar carga elétrica, ao passo que os raios gama (γ) não devem apresentar carga. Os raios</p><p>β são atraídos pela placa positiva; devem, portanto, ter carga negativa. Com o mesmo raciocínio pode-se</p><p>deduzir que os raios α têm carga positiva.</p><p>Os tipos de radiação que um elemento pode emanar são divididos, primeiramente, em duas formas:</p><p>partículas ou ondas. Partículas possuem massa e ondas são apenas energia. Isso é devido aos elementos</p><p>que compõem esses tipos de radiação. Na categoria das partículas, duas são as mais comuns: alfa e</p><p>beta.</p><p>4 Radioatividade.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>37</p><p>Partículas α (alfa): são partículas formadas por 2 prótons e 2 nêutrons − a mesma composição do</p><p>Hélio – que são liberadas por elementos radioativos para fora de seu núcleo. Quando um átomo libera 2</p><p>prótons, muda seu número atômico e transforma-se em um novo elemento, além de diminuir sua massa</p><p>atômica em 4. Esse processo irá se repetir até que o núcleo do átomo esteja suficientemente estável,</p><p>transformando-se em um elemento que não é radioativo</p><p>Partículas β (beta): são elétrons disparados para fora do átomo, em forma de radiação, quando um</p><p>próton se transforma em nêutron ou vice-versa. Com a conversão de um próton em nêutron há a mudança</p><p>do seu número atômico e, consequentemente, a transformação em outro elemento menos radiativo.</p><p>Quando o núcleo possui menos nêutrons do que deveria para ser estável, pode transformá-lo em um</p><p>próton ou mudar a relação n/p e diminuir a instabilidade nuclear até alcançar um elemento não radioativo.</p><p>Um átomo instável irá liberar partículas alfa ou beta como radiação, mas isso não é a única coisa emitida</p><p>por um elemento radioativo. Em qualquer um dos casos será emitido um terceiro tipo de radiação.</p><p>Raios γ (gama): este tipo de radiação não possui massa, é uma onda eletromagnética, como muitos</p><p>outros tipos de radiação, e é resultante do decaimento radioativo (liberação de partículas alfa ou beta).</p><p>Em outras palavras, quando um átomo dispara uma partícula alfa ou beta, ainda continua instável, pois a</p><p>emissão da partícula não foi suficiente para estabilizar o átomo. Esta instabilidade é reduzida pela</p><p>emissão de raios gama, ou seja, energia pura.</p><p>As partículas alfa, como são formadas por um agrupamento de partículas, têm uma dimensão maior</p><p>impedindo que ela atravesse mesmo materiais finos. As partículas beta conseguem atravessar materiais</p><p>como o papel, mas são detidas pelo alumínio. E apenas as partículas gama conseguem atravessar boa</p><p>parte dos materiais, mas não aqueles muito densos como o chumbo, por exemplo.</p><p>Para uma melhor compreensão segueo quadro abaixo:</p><p>RADIAÇÃO ALFA BETA GAMA</p><p>Poder de</p><p>ionização</p><p>Alto, A partícula alfa</p><p>captura 2 elétrons do meio,</p><p>se transformando em</p><p>átomo de Hélio. (He)</p><p>Médio. Por possuírem</p><p>carga elétrica menor</p><p>possuem menos pode</p><p>de ionização</p><p>Pequeno. Não possuem carga</p><p>Dano ao ser</p><p>humano</p><p>Pequenos. São detidos</p><p>pela camada de células</p><p>mortas da pele, podendo</p><p>no máximo causar</p><p>queimaduras</p><p>Médio. Podem penetrar</p><p>até 2cm e ionizar</p><p>moléculas gerando</p><p>radicais livres</p><p>Alto. Pode atravessar</p><p>completamente o corpo</p><p>humano, causando danos</p><p>irreparáveis como alteração</p><p>na estrutura do DNA</p><p>Velocidade 5% da velocidade da luz</p><p>95% da velocidade da</p><p>luz</p><p>Igual a velocidade da luz</p><p>3000000 Km/s</p><p>Poder de</p><p>penetração</p><p>Pequeno. Uma folha de</p><p>papel pode deter</p><p>Médio. É 50 a 100</p><p>vezes mais penetrante</p><p>que a alfa. São detidos</p><p>por uma chapa de</p><p>chumbo de 2mm</p><p>Alto. Os raios gama são mais</p><p>penetrantes que os raios. São</p><p>detidos por uma chapa de</p><p>chumbo de 5cm</p><p>Benefícios da radioatividade</p><p>A radioatividade tem vários benefícios para o ser humano. Entre eles é importante realçar a sua</p><p>utilização na produção de energia, na esterilização de materiais médicos, no diagnóstico de doenças e</p><p>no controle do câncer, através da radioterapia.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>38</p><p>Em alguns alimentos, mais concretamente nas frutas, a radiação iônica emitida sobre elas, permite</p><p>que a sua durabilidade aumente. Essa radiação não altera o sabor e as qualidades nutritivas dos</p><p>alimentos.</p><p>Leis da Radioatividade</p><p>1ª Lei: Lei de Soddy</p><p>A primeira lei da radioatividade, também conhecida como primeira lei de Soddy, tem relação com o</p><p>decaimento alfa. Veja o que essa lei diz:</p><p>“Quando um átomo sofre um decaimento alfa (α), o seu número atômico (Z) diminui duas unidades e</p><p>o seu número de massa (A) diminui quatro unidades”.</p><p>Genericamente, podemos representar essa lei pela seguinte equação:</p><p>Exemplo:</p><p>90Th232→+2α4+88Ra228</p><p>228 + 4 = 232</p><p>88 + 2 = 90</p><p>2ª Lei: Soddy, Fajans, Russel</p><p>Quando um átomo emite uma partícula β, o seu número atômico aumenta de 1 unidade e o seu número</p><p>de massa permanece inalterado.</p><p>90Th234 → -1β0 + 91Pa234</p><p>Exemplo:</p><p>Dada a equação: 90X204 → xα + yβ + 92Y192</p><p>Determinar x e y</p><p>Resolução:</p><p>90X204 → x+2α4 + y-1β0 + 92Y192</p><p>Montamos duas equações:</p><p>a) uma para os índices superiores:</p><p>204 = 4x + 0y + 192</p><p>x = 3</p><p>b) uma para os índices inferiores:</p><p>90 = 2x + (-1y) + 92</p><p>90 = 2(3) -1y +92</p><p>y = 8</p><p>90X204 → 3+2α4 + 8-1β0 + 92Y192</p><p>Isso acontece com todo elemento radioativo que emite uma partícula alfa, pois, conforme mostrado no</p><p>texto emissão alfa (α), essa partícula é constituída por dois prótons e dois nêutrons — de forma</p><p>semelhante ao que ocorre com o núcleo de um átomo de hélio — e é representada por 2α4.</p><p>Decaimento e Meia-Vida</p><p>Radioatividade – É a propriedade que os núcleos atômicos instáveis possuem de emitir partículas e</p><p>radiações eletromagnéticas para se transformarem em núcleos mais estáveis. Para este fenômeno,</p><p>damos o nome de reação de desintegração radioativa, reação de transmutação ou reação de decaimento.</p><p>A reação só acaba com a formação de átomos estáveis.</p><p>Exemplos:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>39</p><p>U238 sofre decaimento até se transformar em Pb206.</p><p>O tempo que os elementos radioativos levam para ficarem estáveis, varia muito.</p><p>Meia-Vida – É o tempo necessário para a metade dos isótopos de uma amostra se desintegrar.</p><p>Um conjunto de átomos radioativos pode estar se desintegrando neste instante. Outro átomo pode se</p><p>desintegrar daqui há uma hora. Outro, pode desintegrar daqui há três meses.</p><p>O U235 é o elemento com meia-vida mais longa. Tem cerca de 7, 04.108anos.</p><p>Exemplo de um gráfico de Meia-vida: Atividade x Tempo</p><p>Exemplo de decaimento do bismuto- 210</p><p>Meia vida é a estimativa de tempo em que metade da massa de um isótopo haverá decaído. Um</p><p>exemplo é a própria técnica de datação por Carbono 14. Reforce que a meia vida do isótopo radioativo</p><p>do Carbono, cuja massa é 14, é de cerca de 5700 anos. Isso quer dizer que a concentração de Carbono</p><p>14, após 5700 anos, cai pela metade. Se esperarmos mais 5700 anos, haverá apenas 1/4 de Carbono</p><p>14, e assim sucessivamente. O tempo de meia vida depende diretamente do quão instável é o elemento</p><p>e as variações são muito acentuadas, tendo elemento cuja meia vida pode ser de alguns minutos (isótopo</p><p>iodo-131) e elemento cuja meia vida pode ser de até milhões de anos (Urânio 238). É importante enfatizar</p><p>que meia vida não é a metade do tempo que o elemento radioativo leva para decair e desintegrar-se. O</p><p>nome deste fenômeno é vida-média, este sim determina o tempo necessário para a transmutação do</p><p>elemento radioativo.</p><p>Efeitos da Radioatividade Nos Organismos</p><p>Os efeitos da radioatividade no ser humano dependem da quantidade acumulada no organismo e do</p><p>tipo de radiação. A radioatividade é inofensiva para a vida humana em pequenas doses, mas, se a dose</p><p>for excessiva, pode provocar lesões no sistema nervoso, no aparelho gastrintestinal, na medula óssea,</p><p>etc., Muitas vezes pode levar a morte (em poucos dias ou num espaço de dez a quarenta anos, através</p><p>de leucemia ou outro tipo de câncer).</p><p>Estar em contato com a radiação é algo sutil e impossível de ser percebido imediatamente, já que no</p><p>momento do impacto não ocorre dor ou lesão visível.</p><p>A radiação ataca as células do corpo, fazendo com que os átomos que compõem as células sofram</p><p>alterações em sua estrutura. As ligações químicas podem ser alteradas, afetando o funcionamento das</p><p>células. Isso provoca, com o tempo, consequências biológicas no funcionamento do organismo como um</p><p>todo; algumas consequências podem ser percebidas a curto prazo, outras a longo prazo. Às vezes vão</p><p>apresentar problemas somente os descendentes (filhos, netos) da pessoa que sofreu alguma alteração</p><p>genética induzida pela radioatividade.</p><p>Séries radioativas</p><p>A tabela a seguir indica a meia-vida de alguns isótopos radioativos</p><p>Isótopo radioativo Meia-vida (P)</p><p>13O 8,7 . 10-3 segundos</p><p>80Br 17,6 minutos</p><p>99Tc 6,0 horas</p><p>140Ba 12,8 dias</p><p>14C 5.730 anos</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>40</p><p>238U 4,5 bilhões de ano</p><p>O período de semidesintegração é aproximadamente 70% do valor da vida média (Vm):</p><p>P ≅ 0,7 Vm</p><p>Fissão Nucelar</p><p>A descoberta da reação de fissão nuclear ocorreu devido aos trabalhos de Enrico Ferni, Otto Hahn e</p><p>Lise Meitner.</p><p>A fissão nuclear é uma reação que ocorre no núcleo de um átomo. Geralmente o núcleo pesado é</p><p>atingido por um nêutron, que, após a colisão, libera uma imensa quantidade de energia. No processo de</p><p>fissão de um átomo, a cada colisão são liberados novos nêutrons. Os novos nêutrons irão colidir com</p><p>novos núcleos, provocando a fissão sucessiva de outros núcleos e estabelecendo, então, uma reação</p><p>que denominamos reação em cadeia.</p><p>Um parâmetro importante para analisar a estabilidade de um núcleo é a razão entre o número de</p><p>prótons e o número de nêutrons. Por um lado, a falta de nêutrons pode tornar a distância entre prótons</p><p>tão pequena que a repulsão se torna inevitável, resultando na fissão do núcleo. Por outro lado, como a</p><p>força nuclear é de curto alcance, o excesso de nêutrons pode acarretar uma superfície de repulsão</p><p>eletromagnética insustentável, que também resultaria na fissão do núcleo. Assim, um dos principais</p><p>fatores para a estabilidade do núcleo é que tenhamos N = Z.</p><p>Quando o isótopo urânio-235 (235U) recebe um nêutron, ele passa para um estado excitado que</p><p>corresponde ao urânio-236 (236U). Pouco tempo depois esse novo núcleo excitado se rompe em dois</p><p>novos elementos. Esse rompimento, além de liberar novos nêutrons, libera uma grande quantidade de</p><p>energia.</p><p>Os nêutrons provenientes do rompimento do núcleo excitado vão encontrar novos núcleos, gerando,</p><p>portanto, uma reação em cadeia. A fim de que os novos nêutrons liberados encontrem novos núcleos,</p><p>para assim manter a reação em cadeia, após a fissão do núcleo de urânio, deve-se ter uma grande</p><p>quantidade de urânio-235. Como a concentração de urânio-235 no mineral urânio é pouca, obtém-se o</p><p>urânio 235 em grande escala através do processo de enriquecimento do urânio.</p><p>A fissão nuclear de um átomo de urânio libera grande quantidade de energia, cerca de 200 Mev. Se</p><p>for descontrolada, a reação será explosiva – é o que acontece com as bombas atômicas.</p><p>Fusão Nuclear</p><p>Praticamente toda energia que a Terra recebe diariamente é proveniente do Sol, que libera energia</p><p>por reações termonucleares.</p><p>As temperaturas elevadas no centro do Sol fornecem a energia necessária para que átomos de</p><p>hidrogênio (H) se unam, num processo chamado fusão nuclear.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>41</p><p>Cinética Radioativa5</p><p>Esta parte da Química nuclear nos mostra a diferença do tempo de desintegração entre os elementos,</p><p>enquanto alguns se desintegram lentamente, outros se desintegram de maneira rápida. As seguintes</p><p>fórmulas são as bases para determinar as grandezas desse estudo.</p><p>- Velocidade de desintegração; é o número de átomos de um material radioativo que se desintegram</p><p>em determinado tempo:</p><p>v = -∆n/∆t</p><p>Sua unidade de medida é chamada de desintegrações por segundo (dps), ou becquerel (Bq)</p><p>- Constante radioativa; comprova-se experimentalmente que a velocidade de desintegração é</p><p>proporcional ao número de átomos radioativos de um material radioativo:</p><p>v = C . n</p><p>Onde C é a constante de proporcionalidade chamada de constante radioativa. E para ∆t = 1, temos:</p><p>C = -∆n/n</p><p>- Intensidade radioativa; é o número de radiações alfa ou beta emitidas por um material radioativo na</p><p>unidade de tempo:</p><p>i = C . n</p><p>- Vida média; é a média aritmética dos tempos de vida de todos os átomos radioativos de um material</p><p>radioativo. A vida média é o inverso da constante radioativa:</p><p>Vm = 1/C</p><p>Não é possível prever a duração de vida de determinado átomo, mas pode-se conhecer o tempo</p><p>estatístico de sua duração.</p><p>Uso da energia nuclear e suas implicações ambientais</p><p>A Energia nuclear é aquela gerada a partir da quebra dos átomos de determinados</p><p>elementos</p><p>químicos, sendo o urânio o mais utilizado na atualidade. O processo de produção de energia ocorre nas</p><p>Usinas Nucleares. De acordo com dados atuais, cerca de 15% da energia gerada no mundo é proveniente</p><p>destas usinas nucleares.</p><p>Uma das vantagens da usina nuclear é a produção de uma energia mais limpa, já que 10 g de urânio</p><p>é o suficiente para produzir a mesma quantidade de energia de 700 kg de petróleo e 1.200 kg de carvão.</p><p>Outra vantagem das usinas nucleares é que não emitem gases, e não contribuem para o aquecimento</p><p>global.</p><p>As desvantagens apresentadas são a respeito do lixo radioativo, uma vez que a energia elétrica</p><p>produzida é por intermédio do processo de fissão nuclear, e não pode ser deixado exposto devido à</p><p>radiação, o que causaria problemas na fauna e flora da região. O lixo radioativo deve ser muito bem</p><p>acondicionado, pois pode demorar centenas de anos para perder suas propriedades radioativas.</p><p>Um outro fator de risco a ser considerado é a possibilidade de explosão da usina nuclear. O processo</p><p>de fissão resulta em um alto aquecimento do urânio, e caso não seja controlado pode causar fusão do</p><p>5 Sardella, A.; Química – São Paulo, 2003. Editora Ática.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>42</p><p>reator causando acidente nuclear de grandes proporções como as que acontecerem em Chernobyl na</p><p>Ucrânia, e Fukushima no Japão.</p><p>Questões</p><p>01. (UFRB – QUÍMICO - FUNRIO) Becquerel, o descobridor do urânio, observou em seus</p><p>experimentos que diversos materiais emitiam raios com propriedades semelhantes às dos raios x, e essa</p><p>propriedade ele denominou radioatividade. O estudo das partículas e radiações foi feito por Rutherford,</p><p>que observou que elas apresentavam diferentes penetrações. Dessa forma, dentre as partículas e</p><p>radiações, qual apresenta maior capacidade de penetração?</p><p>(A) é – elétron.</p><p>(B)p – próton.</p><p>(C)α – alfa.</p><p>(D)β – beta.</p><p>(E)γ – gama.</p><p>02. (PETROBRAS-TÉCNICO QUÍMICO DE PETRÓLEO JÚNIOR) O espectro eletromagnético é</p><p>dividido em regiões onde se agrupam ondas eletromagnéticas em faixas de energia específicas. Não faz</p><p>parte do espectro eletromagnético a(s)</p><p>(A)radiação alfa</p><p>(B) radiação gama</p><p>(C)luz visível</p><p>(D)ondas de rádio</p><p>(E)micro-ondas</p><p>03. O radioisótopo 222 Rn 86, por uma série de desintegrações, transforma-se no isótopo do 82Pb206.</p><p>Determine o número de partículas alfa e o número de partículas beta envolvidas nessas transformações.</p><p>(A) 2 partículas alfa e 2 partículas beta</p><p>(B) 2 partículas alfa e 4 partículas beta</p><p>(C)4 partículas alfa e 3 partículas beta</p><p>(D) 4 partículas alfa e 4 partículas beta</p><p>(E)3 partículas alfa e 3 partículas beta</p><p>Gabarito</p><p>01. E / 02. A / 03. 5 / 04. D</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta: E</p><p>Fazendo-se um comparativo entre as velocidades das partículas: A partícula Alfa é a mais lenta, apesar</p><p>de ser mais energética, e atinge uma velocidade de 20.000 km/s</p><p>A partícula Beta pode atingir uma velocidade de até 95% da velocidade da luz.</p><p>A partícula Gama atinge a velocidade das ondas eletromagnéticas (300.000 km/s), portanto tem maio</p><p>capacidade de penetração e ainda conseguem atravessar boa parte dos materiais,</p><p>02. Resposta: A</p><p>Por definição, radiação alfa também chamada de partículas alfa ou raios alfa, são partículas</p><p>carregadas por dois prótons e dois nêutrons, sendo, portanto, núcleos de hélio. Apresentam carga positiva</p><p>+2 e número de massa 4. Portanto ela pode ser considerada somente onda elétrica sem possuir</p><p>características magnéticas. O espectro eletromagnético é composto de ondas elétricas e magnéticas se</p><p>denominando radiação eletromagnética.</p><p>03. Resposta: D</p><p>86</p><p>222Rn → 82</p><p>206Pb</p><p>O número de massa diminui 16 unidades. Como cada radiação alfa significa uma diminuição no número</p><p>de massa em 4 unidades, temos que foram emitidas 4 partículas alfa, pois 4 . 4 = 16. Nesse momento,</p><p>significou que ele perdeu também 2 unidades no número atômico para cada partícula alfa, dando um total</p><p>de 8 e ficando com o número atômico igual a 78 (86 – 8).</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>43</p><p>Para cada partícula beta emitida, o elemento ganha 1 unidade no número atômico. Como ele está com</p><p>78 e precisa atingir o número atômico igual a 82, ele emitiu 4 partículas beta.</p><p>LIGAÇÕES QUÍMICAS INTERATÔMICAS</p><p>Se átomos de um mesmo elemento ou de elementos diferentes não tivessem a capacidade de se</p><p>combinarem uns com os outros, certamente não encontraríamos na natureza uma grande variedade de</p><p>substâncias.</p><p>Há diferentes maneiras pelas quais os átomos podem se combinar, como, por exemplo, mediante o</p><p>ganho ou a perda de elétrons, ou pelo compartilhamento de elétrons dos níveis de valência.</p><p>Alguns poucos elementos, como os da família dos gases nobres (família 0 ou VIIIA), aparecem na</p><p>forma de átomos isolados. Esses elementos apresentam oito elétrons na camada de valência. O hélio</p><p>(He) é a única exceção: ele apresenta apenas uma camada com dois elétrons.</p><p>Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel associaram esses dois fatos, ou seja, a tendência de elementos</p><p>com oito elétrons na camada de valência aparecerem isoladamente, com a tendência que os elementos</p><p>manifestam de perder, ganhar ou compartilhar elétrons. A partir dessa associação, propuseram uma</p><p>teoria para explicar as ligações químicas entre os elementos:</p><p>Teoria do octeto: um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta</p><p>oito elétrons na sua camada mais externa.</p><p>Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos representativos da (família A), sendo que os</p><p>elementos de transição da (família B) não seguem obrigatoriamente esse modelo. Embora existam muitas</p><p>exceções a essa regra, ela continua sendo utilizada por se prestar muito bem como introdução ao conceito</p><p>de ligação química e por explicar a formação da maioria das substâncias encontradas na natureza.</p><p>Estabilidade dos Gases Nobres</p><p>De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou raros, são encontrados</p><p>na natureza na forma de átomos isolados. Os demais se encontram sempre ligados uns aos outros, de</p><p>diversas maneiras, nas mais diversas combinações. Eles são encontrados na natureza na forma de</p><p>átomos isolados porque têm a última camada da eletrosfera completa, ou seja, 8 elétrons. Mesmo o hélio,</p><p>com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, no máximo, 2 elétrons.</p><p>Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada</p><p>eletrônica ou camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos</p><p>ficam estáveis, com a configuração idêntica à dos gases nobres.</p><p>Essa estabilidade deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o número</p><p>máximo de elétrons que essa camada pode conter. Os átomos dos demais elementos químicos, para</p><p>ficarem estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos gases nobres.</p><p>Ligações Interatômicas</p><p>5 Interações químicas.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>44</p><p>As ligações entre átomos são feitas de várias formas, mas sempre envolvendo a camada mais externa</p><p>(camada de valência). Isso indica que são os elétrons do último nível que participam das ligações.</p><p>Estudaremos os seguintes tipos:</p><p>- Ligações iônicas;</p><p>- Ligações covalente;</p><p>- Ligação covalente dativa (também conhecida por ligação coordenada);</p><p>- Ligação metálica.</p><p>Ligação Iônica</p><p>Em uma ligação iônica (também conhecida como ligação eletrovalente) ocorre transferência definitiva</p><p>de elétrons, o que acarreta a formação de íons positivos (cátions) ou negativos (ânions), os quais originam</p><p>compostos iônicos. Como todos os íons apresentam excesso de cargas elétricas positivas ou negativas,</p><p>eles sempre terão polos.</p><p>Podemos visualizar a formação de uma ligação iônica típica entre dois átomos hipotéticos, M (um</p><p>metal) e X (um não-metal), da seguinte maneira: como M é um metal, sua energia de ionização é baixa,</p><p>isto é, é necessária pouca energia para remover um elétron do átomo. A perda de um elétron por um</p><p>átomo isolado (gasoso) M leva à formação de um íon positivo ou cátion.</p><p>Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions. Elementos</p><p>mais eletropositivos ou menos eletronegativos.</p><p>Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions.</p><p>Elementos mais eletronegativos ou menos eletropositivos.</p><p>Por outro lado, como X é um átomo de um não-metal, o valor de sua afinidade eletrônica é negativo,</p><p>portanto, possui uma grande tendência em ganhar elétrons e formar um ânion.</p><p>Regra para montar a fórmula de um composto iônico</p><p>No cloreto de magnésio existem dois íons, o cloreto (Cl) com número de oxidação -1 e o magnésio</p><p>(Mg) com número de oxidação +2.</p><p>A fórmula será 1 átomo de Mg (nox +2) e 2 átomos de Cl (nox -1).</p><p>Determinação da fórmula iônica6</p><p>A fórmula correta de um composto iônico nos mostra a mínima proporção entre os íons que se unem</p><p>de modo a formar um sistema eletricamente neutro. Para que isso ocorra, é necessário que o número de</p><p>elétrons cedidos seja igual ao número de elétrons recebidos.</p><p>Uma maneira prática de determinar a quantidade necessária de cada íon para escrever a fórmula</p><p>iônica é por exemplo:</p><p>Formação do cloreto de sódio (sal de cozinha), a partir do sódio e do cloro.</p><p>O Sódio: Na (Z = 11) = 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 ou 2 – 8 – 1</p><p>O Cloro: Cl (Z = 17) = 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p5 ou 2 – 8 – 7</p><p>Características e propriedades dos compostos iônicos:</p><p>- Rígidos;</p><p>6 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>45</p><p>- Duros e quebradiços;</p><p>- Solúveis em solventes polares;</p><p>- Maus condutores de eletricidade no estado sólido;</p><p>- Elevadas temperaturas de fusão e ebulição.</p><p>Substâncias Iônicas</p><p>São aquelas que apresentam pelo menos uma ligação iônica entre seus componentes. Entre estes</p><p>compostos temos, por exemplo os cloretos (Ex.: NaCl - sal de cozinha), nitratos (NaNO3), sulfatos</p><p>(Na2SO4), carbonatos (CaCO3), etc.</p><p>7Cloretos: por conta de sua distribuição eletrônica (1s22s22p63s23p5), o Cloro está classificado como</p><p>um membro da família 7A da tabela periódica, ou seja, ele possui 7 elétrons na camada de valência, logo</p><p>ele é da família dos halogênios. Seguindo a regra do octeto o Cloro precisa de mais um elétron para poder</p><p>atingir a estabilidade de um gás nobre, portanto ele tem uma necessidade de se ligar a outro átomo para</p><p>poder atingir essa estabilidade.</p><p>Para essa necessidade que ele tem de se ligar a outro elemento damos o nome de NOX, que é um</p><p>valor que expressa a tendência de um átomo de fazer uma ligação química. O NOX do cloro é -1, que</p><p>representa que ele precisa “ganhar” um elétron para se estabilizar. O íon de cloro é representado por Cl -</p><p>, e o seu nome é Cloreto, onde ele é um ânion que participa da formação de muitos sais.</p><p>De modo que um sal inorgânico se forme, é necessário que o cloreto se ligue a um cátion metálico.</p><p>Para isso ocorrer o número de cargas positivas deverá ser exatamente o mesmo do que o de cargas</p><p>negativas, ou seja, o NOX desse cátion deve ser igual a quantidade de cloretos da molécula desse sal.</p><p>Um exemplo clássico é o Cloreto de Sódio (Sal de Cozinha), sua fórmula molecular é NaCl, repare que</p><p>essa molécula não possui carga, logo, ela está estável, pois o NOX do Sódio é +1 e o do Cloreto é -1,</p><p>suas cargas se anulam estabelecendo uma ligação iônica.</p><p>Outro exemplo é o Cloreto de Cálcio, que possui fórmula molecular CaCl2, onde podemos observar</p><p>que o cálcio possui o NOX de +2, logo a necessidade de dois cloretos para estabilizar essa molécula.</p><p>Essa relação entre esses cátions e o cloreto também pode ser relacionada com a tabela periódica, onde</p><p>os elementos da família do sódio (1A), tem todos NOX +1, e da família do cálcio (2A) tem NOX +2, ou</p><p>seja eles se ligariam na mesma proporção.</p><p>Nitratos: são compostos inorgânicos que contêm o ânion NO3</p><p>-. O nitrogênio pertence à família 15 (5A)</p><p>e o oxigênio pertence à família 16 (6A), e assim como o resto dos elementos de cada um desses grupos</p><p>eles possuem 5 e 6 elétrons na camada de valência, respectivamente. Portanto o Nitrogênio necessita de</p><p>três ligações para se estabilizar e cada átomo de oxigênio precisa de duas.</p><p>Assim, no ânion nitrato, o nitrogênio é o elemento central, que realiza uma ligação dupla com um dos</p><p>oxigênios, que fica estável, e mais duas ligações simples com os outros dois oxigênios. Isso significa que</p><p>esses dois oxigênios não ficam estáveis, precisando ainda receberem mais 1 elétron cada, dando um</p><p>total de carga igual a -2.</p><p>Porém, visto que o nitrogênio faz uma ligação a mais do que poderia fazer, ele doa um de seus elétrons,</p><p>ficando com carga igual a +1. Assim, no total, o ânion fica monovalente (- 2 + 1 = -1). Veja abaixo a</p><p>estrutura desse ânion:</p><p>8Sulfatos: trata-se de um átomo de enxofre central ligado a quatro átomos de oxigênio por meio de</p><p>ligações covalentes (será explicado mais adiante) e tem a fórmula molecular SO4</p><p>2-. A substância iônica</p><p>mais famosa que o íon sulfato faz parte é, provavelmente, o H2SO4 (ácido sulfúrico), ele tem importância</p><p>laboratorial, industrial e chega a ser importante até para os seres vivos.</p><p>Apesar de existirem ligações covalentes no íon sulfato, abaixo pode ser compreendido pelo conceito</p><p>da dissociação, como compostos com sulfato podem ser iônicos. No qual é apresentada a molécula de</p><p>sulfato de sódio, se dissociando em água e formando íons.</p><p>7 http://www.infoescola.com/</p><p>8 BARBOSA, Addson; Dicionário de Química, 2° Ed.; AB – Editora, Goiânia, 2000.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>46</p><p>Como podemos ver o íon sulfato não se dissocia, ele permanece na forma de íon. Por isso, mesmo</p><p>tendo ligações covalentes em seu interior, compostos com íon sulfato são iônicos.</p><p>Carbonatos: são sais inorgânicos formados pelo ânion CO3</p><p>2-. A principal característica desse grupo</p><p>de compostos é a insolubilidade em água: todos são insolúveis, com exceção do carbonato de amônio</p><p>(NH4)2CO3 e dos metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr). Podem ser formados a partir da reação de ácido</p><p>carbônico (H2CO3) com óxidos básicos.</p><p>A reação de carbonatos com ácidos tem como produto o dióxido de carbono (CO2). Isso ocorre porque</p><p>o contato com o íon H+ torna o carbonato mais instável e sujeito à decomposição, que produz o CO2. Esse</p><p>processo consiste numa efervescência, que acontece, por exemplo, no estômago quando um antiácido é</p><p>ingerido.</p><p>Ligação Covalente9</p><p>Diferente da ligação iônica, a ligação covalente é estabelecida pela capacidade dos átomos de</p><p>compartilhar elétrons e não uma transferência definitiva dos mesmos. Ao observar a configuração</p><p>eletrônica do átomo de cloro por exemplo, ele possui número atômico igual a 17 e sua distribuição</p><p>eletrônica por camadas é K=2, L=8, M=7.</p><p>Como sabemos ele precisa de mais um elétron para se tornar estável, entretanto existe um composto</p><p>formado por dois átomos de Cloro, o Cl2, como é possível que este composto seja estável se os dois</p><p>átomos de cloro “querem” receber elétrons? Nesse caso a estabilidade dessa molécula não é atingida</p><p>pela transferência de elétrons, mas sim pelo compartilhamento como já foi citado.</p><p>As substâncias formadas através das ligações covalentes apresentam-se como unidades de grandeza</p><p>limitada, denominadas moléculas; por isso a ligação covalente é também denominada de ligação</p><p>molecular. A ligação covalente pode ocorrer através de um ou mais pares de elétrons. Cada par</p><p>eletrônico compartilhado entre dois átomos pode ser representado, nas fórmulas estruturais, por um traço</p><p>(-). Assim, podemos ter:</p><p>A ligação covalente e a tabela periódica</p><p>A relação</p><p>entre a posição na tabela e o número de ligações é indicada a seguir:</p><p>9 Sardella, A.; Química – São Paulo, 2003. Editora Ática.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>47</p><p>Família VIIA (família dos Halogênios): apresentam 7e- na sua última camada (camada de valência).</p><p>Assim, eles atingem a estabilidade ao compartilharem um único par eletrônico sendo assim denominados</p><p>monovalentes. Exemplo: Ligação entre dois átomos de cloro (Cl2).</p><p>(Uma ligação simples)</p><p>Família VIA (família dos Calcogênios): apresentam 6e- na sua camada de valência. Diante disso, eles</p><p>devem adquirir dois pares eletrônicos para alcançar a estabilidade, sendo denominados bivalentes.</p><p>Exemplo: Ligação entre dois átomos de oxigênio (O2).</p><p>(Duas ligações simples = Dupla Ligação)</p><p>Família VA: apresentam 5e- na sua camada de valência, assim devem adquirir a estabilidade ao</p><p>compartilharem três partes eletrônicos (trivalentes). Exemplo: Ligação entre dois átomos de Nitrogênio</p><p>(N2).</p><p>(Três ligações simples = Tripla Ligação)</p><p>Família IVA: apresentam 4e- na camada de valência, eles alcançarão a estabilidade quando</p><p>compartilharem quatro pares eletrônicos (tetravalentes). Exemplo: gás metano (CH4)</p><p>(Quatro ligações simples)</p><p>Hidrogênio</p><p>O hidrogênio (1s1) para adquirir sua configuração eletrônica estável, deve ganhar um elétron e</p><p>compartilhar um par eletrônico (Monovalente). Exemplo: Ligação entre dois átomos de Hidrogênio (H2).</p><p>Substâncias moleculares</p><p>Moléculas são a menor combinação de átomos que mantém a composição da matéria inalterada. As</p><p>substâncias moleculares são substâncias formadas por moléculas, ou seja, elas não apresentam cargas</p><p>livres e por isso não conduzem bem calor e corrente elétrica.</p><p>Propriedades das substâncias moleculares:</p><p>- Podem ser sólidas (pouco duras e muito quebradiças), líquidas ou gasosas à temperatura ambiente;</p><p>- Forças de coesão das moléculas fracas e por isso, pontos de fusão e de ebulição baixos;</p><p>- Em geral são más condutoras elétricas e térmicas porque as moléculas são partículas neutras.</p><p>Exemplos:</p><p>Hidrogênio (H2): é um gás inflamável, não tóxico, incolor, inodoro e insípido. Sendo o gás de</p><p>densidade mais baixa conhecida, normalmente é transportado em cilindros de aço a pressões entre 150</p><p>e 200 bar. O H2 pode ser obtido industrialmente por alguns métodos como:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>48</p><p>A partir do carvão</p><p>Pelo processo Lane</p><p>3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2</p><p>Por eletrólise</p><p>2H2O → 2H2 + O2</p><p>2NaCI + 2H2O → 2NaOH + H2 + CI2</p><p>Oxigênio (O2): é um gás incolor, inodoro e, no estado líquido, é azul pálido. É o elemento mais</p><p>abundante na Terra, tanto em porcentagem de átomos, como em massa. Está na atmosfera, combinado</p><p>com hidrogênio na hidrosfera e combinado como silício, ferro, alumínio e outros elementos na crosta</p><p>terrestre (litosfera). É o comburente das combustões, portanto sem ele não há fogo. É obtido</p><p>industrialmente por liquefação e posterior destilação fracionada do ar atmosférico, e igual ao H2 pode ser</p><p>obtido pela eletrólise da água: 2H2O → 2H2 + O2</p><p>Nitrogênio (N2): é um gás, incolor, inodoro, insípido e inerte. Ocorre na Terra como o principal</p><p>constituinte do ar atmosférico onde se encontra livre (N2). É difícil encontrar compostos inorgânicos do</p><p>nitrogênio como minerais, pois a maioria é solúvel em água. O nitrogênio é encontrado em compostos</p><p>orgânicos em todos os seres vivos, animais e plantas.</p><p>Certas bactérias no solo e raízes de algumas plantas, especialmente os legumes, convertem o nitrogênio</p><p>atmosférico em nitrogênio orgânico, que é, então, transformado por outras bactérias em nitrato, a forma de</p><p>nitrogênio mais usada pelas plantas na síntese de proteínas.</p><p>Assim como o O2, o nitrogênio pode ser obtido industrialmente por liquefação e posterior destilação</p><p>fracionada do ar atmosférico, e em laboratório é obtido pela decomposição do nitrito de amônio (NH4NO2):</p><p>Gás cloro (Cl2): é comumente encontrado em alguns produtos domésticos. O gás de cloro pode ser</p><p>pressurizado e/ou aquecido para transformar-se num líquido, de modo que ele possa ser transportado e</p><p>armazenado. Quando o cloro líquido é liberado, ele rapidamente se transforma em um gás que fica perto</p><p>do chão e se espalha rapidamente.</p><p>O gás de cloro pode ser reconhecido pelo seu odor picante, irritante, que é como o odor de alvejante.</p><p>O cheiro forte pode fornecer um sinal adequado para as pessoas que foram expostas. O gás de cloro</p><p>parece ser amarelo esverdeado na cor. O cloro em si não é inflamável, mas pode reagir explosivamente</p><p>ou formar compostos explosivos com outros produtos químicos, tais como terebintina e amoníaco.</p><p>Gás Amoníaco ou Amônia (NH3): é um composto formado por um átomo de nitrogênio ligado à três</p><p>de hidrogênio. É um gás incolor, com odor característico, sufocante, e sua inalação, em altas</p><p>concentrações, causa problemas respiratórios.</p><p>Este composto é obtido por um processo famoso chamado Haber-Bosch que consiste em reagir</p><p>nitrogênio e hidrogênio em quantidades estequiométricas sob elevada temperatura e pressão. É a</p><p>maneira de obtenção de amônia mais utilizada hoje em dia. Esse processo leva o nome de seus</p><p>desenvolvedores Fritz Haber e Carl Bosch.</p><p>Ácido Clorídrico (HCl): é formado pelo gás cloreto de hidrogênio (HCl) dissolvido em água, numa</p><p>proporção de cerca de 37% do gás. É um ácido inorgânico forte, levemente amarelado, em que seus</p><p>cátions H+ são facilmente ionizáveis. A 18ºC o grau de ionização do ácido clorídrico, isto é, a porcentagem</p><p>de hidrogênios que efetivamente sofrem ionização é de 92,5%.</p><p>Este ácido é muito usado na limpeza e galvanização de metais, no curtimento de couros, na obtenção</p><p>de vários produtos, como na produção de tintas, de corantes, na formação de haletos orgânicos, é usado</p><p>também na hidrólise de amidos e proteínas pelas indústrias alimentícias e na extração do petróleo,</p><p>dissolvendo as rochas e facilitando o seu fluxo até a superfície. Ele pode ser encontrado também no suco</p><p>gástrico do estômago, cuja ação é ajudar na digestão dos alimentos.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>49</p><p>Gás Metano (CH4): é um gás que não possui cor (incolor) nem cheiro (inodoro). Considerado um dos</p><p>mais simples hidrocarbonetos, possui pouca solubilidade na água e, quando adicionado ao ar, torna-se</p><p>altamente explosivo.</p><p>O gás metano é produzido pela decomposição da matéria orgânica. É abundante em aterros sanitários,</p><p>lixões e reservatórios de hidrelétricas, e também pela criação de gado (a pecuária representa 16% das</p><p>emissões mundiais de gases de efeito estufa) e cultivo de arroz. Também é resultado da produção e</p><p>distribuição de combustíveis fósseis (gás, petróleo e carvão).</p><p>Se comparado ao CO2, também é mais perigoso: o metano é mais eficiente na captura de radiação do</p><p>que o CO2. O impacto comparativo de CH4 sobre a mudança climática é mais de 20 vezes maior do que</p><p>o CO2, isto é, 1 unidade de metano equivale a 20 unidades de CO2.</p><p>Fórmulas Químicas</p><p>A representação do número e dos tipos de átomos que formam uma molécula é feita por uma fórmula</p><p>química. Existem diferentes tipos de fórmulas: a molecular, a eletrônica e a estrutural plana.</p><p>Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento</p><p>químico formam a molécula.</p><p>Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula mostra, além dos</p><p>elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de cada átomo e a</p><p>formação dos pares eletrônicos.</p><p>Estrutural Plana: também conhecida como fórmula estrutural, ela mostra as ligações entre os</p><p>elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representado por um traço.</p><p>Perceba que mais de um par de elétrons pode ser compartilhado, formando-se, então, ligações</p><p>simples, duplas e triplas.</p><p>Veja as fórmulas de algumas moléculas simples:</p><p>Casos particulares que contrariam a regra do octeto</p><p>Vários compostos estáveis não apresentam oito elétrons em torno de um átomo da molécula. Veja</p><p>alguns elementos que não seguem a regra do octeto:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>50</p><p>Berílio (Be): embora classificado como metal alcalino-terroso, pelo fato de seus dois elétrons da</p><p>camada de valência apresentarem elevadas energias de ionização, forma compostos moleculares com</p><p>duas ligações simples. Assim, estabiliza-se com quatro elétrons na camada de valência.</p><p>Boro (B): forma compostos estáveis através de três ligações simples, estabilizando-se com seis</p><p>elétrons na camada de valência.</p><p>Alumínio (Al): como seus elétrons de valência apresentam elevadas energias de ionização, o alumínio</p><p>forma, em alguns casos, três ligações simples. Assim, estabiliza-se com seis elétrons na camada de</p><p>valência.</p><p>As explicações anteriores baseiam-se em fatos experimentais. Compostos como BF3, BeF2 e AlCl3</p><p>apresentam TF e TE baixas, quando comparados com compostos iônicos, o que evidencia que eles são</p><p>moleculares.</p><p>Ligação Covalente Dativa</p><p>Também chamada de coordenada, ocorre quando um dos átomos envolvidos já atingiu a estabilidade</p><p>e um outro átomo ainda precisa de dois elétrons para completar sua camada de valência. Essa ligação é</p><p>semelhante à covalente comum, na medida em que existe um compartilhamento de um par eletrônico.</p><p>(Ligação covalente dativa)</p><p>Resumindo:</p><p>A ligação covalente ocorre entre:</p><p>Hidrogênio – Hidrogênio</p><p>Hidrogênio – Não metal</p><p>Não metal – Não metal</p><p>Obs.: Os semi-metais também podem ser incluídos.</p><p>A Ligação covalente e suas variações alotrópicas</p><p>A alotropia é a propriedade pela qual os átomos de um mesmo elemento químico pode originar uma</p><p>ou mais substâncias simples e diferentes, através do compartilhamento de elétrons. As variedades</p><p>alotrópicas dos átomos podem variar devido ao:</p><p>- Número de átomos que forma cada molécula, isto é, sua atomicidade.</p><p>Exemplo: Oxigênio (O) - forma duas variedades alotrópicas, uma delas, mais abundante na atmosfera,</p><p>é o gás oxigênio (O2) e a outra, o ozônio (O3).</p><p>O2: Cada molécula é formada por 2 átomos dando origem ao gás oxigênio.</p><p>O3: Cada molécula é formada por 3 átomos dando origem ao gás ozônio.</p><p>Obs.: A transformação de O2(g) em O3(g) pode ser feita utilizando descargas elétricas.</p><p>- Arranjo dos átomos no retículo cristalino.</p><p>Exemplo: Carbono (C) - O diamante, o fulereno e a grafita, são as formas alotrópicas do elemento</p><p>químico carbono. Estas substâncias diferem entre si pela estrutura cristalina, isto é, pela forma de seus</p><p>cristais.</p><p>A maneira dos átomos de carbono se unirem é diferente em todos estes três compostos, ou seja, se</p><p>diferem no retículo cristalino. Essas variedades alotrópicas apresentam propriedades físicas diferentes e</p><p>suas propriedades químicas, na maioria das vezes, são semelhantes.</p><p>Vejamos com mais detalhes os principais casos de alotropia do carbono:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>51</p><p>Diamante: cada átomo de carbono está ligado a quatro outros átomos também de carbono não</p><p>contidos num mesmo plano.</p><p>Grafita: é formada por uma estrutura composta de anéis hexagonais contidos num mesmo plano.</p><p>Como os anéis estão em um mesmo plano, esse conjunto forma lâminas. Assim, a grafita é constituída</p><p>por um grande número dessas lâminas sobrepostas, permitindo o deslizamento de um sobre a outra.</p><p>Fulereno: são uma forma alotrópica do Carbono, a terceira mais estável após o diamante e o grafite.</p><p>Tornaram-se populares entre os químicos, tanto pela sua beleza estrutural quanto pela sua versatilidade</p><p>para a síntese de novos compostos químicos.</p><p>Ligação Metálica</p><p>É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Quando muitos destes átomos estão juntos</p><p>num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se, então, uma rede ordenada</p><p>de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo</p><p>elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos</p><p>uma corrente elétrica.</p><p>Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica”</p><p>A principal característica dos metais é a eletropositividade (tendência de doar elétrons), assim os</p><p>elétrons da camada de valência saem facilmente do átomo e ficam “passeando” pelo metal, o átomo que</p><p>perde elétrons se transforma num cátion, que, em seguida, pode recapturar esses elétrons, voltando a</p><p>ser átomo neutro. O metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, imersos num “mar de</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>52</p><p>elétrons livres” que estaria funcionando como ligação metálica, mantendo unidos os átomos e cátions de</p><p>metais.</p><p>Característica e propriedades dos metais</p><p>Brilho metálico: o brilho será tanto mais intenso quanto mais polida for a superfície metálica, assim</p><p>os metais refletem muito bem a luz.</p><p>Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais são bons condutores de calor e eletricidade</p><p>pelo fato de possuírem elétrons livres.</p><p>Densidade elevada: os metais são geralmente muito densos, isto resulta das estruturas compactas</p><p>devido à grande intensidade da força de união entre átomos e cátions (ligação metálica), o que faz com</p><p>que, em igualdade de massa com qualquer outro material, os metais ocupem menor volume.</p><p>Resistência à tração: os metais resistem às forças de alongamentos de suas superfícies, o que ocorre</p><p>também como consequência da “força” da ligação metálica.</p><p>Pontos de fusão e ebulição elevados: os metais apresentam elevadas temperaturas de fusão e</p><p>ebulição, isto acontece porque a ligação metálica é muito forte.</p><p>Maleabilidade: a propriedade que permite a obtenção de lâminas de metais.</p><p>Ductilidade: a propriedade que permite a obtenção de fios de metal.</p><p>As ligas metálicas</p><p>São uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semimetais ou não metais, mas sempre com</p><p>predominância dos elementos metálicos. Apesar da grande variedade de metais existentes, a maioria não</p><p>é empregada em estado puro, mas em ligas com propriedades alteradas em relação ao material inicial, o</p><p>que visa, entre outras coisas, a reduzir os custos de produção.</p><p>Podemos dizer que as ligas metálicas têm maiores aplicações práticas que os próprios metais puros:</p><p>Aço: Formado pela mistura de aproximadamente 98,5% de ferro, 0,5 a 1,7% de carbono e traços de</p><p>silício, enxofre e oxigênio. É usado em peças metálicas que sofrem elevada tração, pois é mais resistente</p><p>à tração do que o ferro puro. O aço é uma liga usada para produzir outras ligas metálicas.</p><p>Aço Inox: Formado por 74% de aço, 18% de cromo e 8% de níquel. Por ser praticamente inoxidável,</p><p>é usado em talheres, peças de carro, brocas, utensílios de cozinha e decoração.</p><p>Ouro 18 quilates: Liga formada por 75% de ouro, 13% de prata e 12% de cobre. Sua vantagem em</p><p>relação ao ouro puro é que esse metal é macio e pode ser facilmente riscado. Além disso, a liga mantém</p><p>as propriedades desejadas do ouro, como brilho, dureza adequada para a joia e durabilidade.</p><p>Bronze: Formado por 67% de cobre e 33% de estanho. Sua principal propriedade é resistência ao</p><p>desgaste, sendo muito usado para produzir sinos, medalhas, moedas e estátuas.</p><p>Latão: Mistura de 95 a 55% de cobre e de 5 a 45% de zinco. Devido a sua alta flexibilidade, ele é</p><p>usado para produzir instrumentos musicais de sopro, como trompete, flauta, saxofone etc., além de</p><p>também ser aplicado em peças de máquinas, produção de tubos, armas e torneiras.</p><p>Amálgama: Muito usada em obturações nos dentes, a amalgama é formada pela mistura de 70% de</p><p>prata, 18% de estanho, 10% de cobre e 2% de mercúrio. Ela é bastante resistente à oxidação (corrosão)</p><p>e é bem maleável, podendo ser moldada no dente do paciente.</p><p>Solda: Formada por 67% de chumbo e 33% de estanho, ela é usada em solda de contatos elétricos</p><p>porque possui baixo ponto de fusão.</p><p>Propriedades características e propriedades das ligas metálicas:</p><p>-Condução da energia elétrica – elétrons são promovidos a níveis energéticos mais elevados que estão</p><p>disponíveis (vazios).</p><p>-Condução de energia térmica: Elétrons “deslocalizados” interagem fracamente com os núcleos.</p><p>-No aquecimento os elétrons adquirem grande quantidade de energia cinética e deslocam-se para as</p><p>regiões mais frias.</p><p>-Dissipação desta energia através de choque com outras partículas levando a aquecimento do retículo.</p><p>-Vibração dos cátions em suas posições no retículo cristalino também contribui – razão pela qual a</p><p>condutividade elétrica dos metais cai com o aumento da temperatura.</p><p>Questões</p><p>01. O elemento “A” possui número atômico igual a 6, enquanto o elemento “B” possui número atômico</p><p>igual a 8. A molécula que representa corretamente o composto formado por esses dois elementos é:</p><p>(A) AB</p><p>(B) BA</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>53</p><p>(C) A2B</p><p>(D) AB2</p><p>(E) B2A</p><p>02. Sabe-se que a interação entre átomos que se ligam, na formação de novas substâncias, é feita</p><p>através de seus elétrons mais externos. Uma combinação possível entre o elemento A com a configuração</p><p>eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 e outro B (Z = 17) terá fórmula e ligação, respectivamente:</p><p>(A) AB e ligação iônica.</p><p>(B) A2B e ligação iônica.</p><p>(C) A2B3 e ligação covalente.</p><p>(D) AB2 e ligação iônica.</p><p>(E) A2B e ligação covalente.</p><p>03. (UFU-MG) O fosgênio (COCl2), um gás, é preparado industrialmente por meio da reação entre o</p><p>monóxido de carbono e o cloro. A fórmula estrutural da molécula do fosgênio apresenta:</p><p>(A) uma ligação dupla e duas ligações simples.</p><p>(B) uma ligação dupla e três ligações simples.</p><p>(C) duas ligações duplas e duas ligações simples.</p><p>(D) uma ligação tripla e duas ligações simples.</p><p>(E) duas ligações duplas e uma ligação simples.</p><p>04. Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e dos halogênios adquirem</p><p>configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, formam íons com números de carga:</p><p>(A) + 1 e – 1.</p><p>(B) – 1 e + 2.</p><p>(C) + 2 e – 1.</p><p>(D) – 2 e – 2.</p><p>(E) + 1 e – 2</p><p>Gabarito</p><p>01. C / 02. D / 03. A / 04. C</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta: D</p><p>Pela da distribuição eletrônica de cada elemento, descobrimos a que família pertencem, quantos</p><p>elétrons eles possuem na sua última camada (camada de valência) e, também, quantas ligações</p><p>covalentes cada um realiza:</p><p>6A: 2 – 4</p><p>8B: 2 – 6</p><p>Assim, o elemento A é da família 14, possuindo 4 elétrons na camada de valência e precisando receber</p><p>mais 4 elétrons para ficar estável. O elemento B da família 16 possui 6 elétrons na camada de valência e</p><p>precisa realizar duas ligações para ficar estável. Diante disso, temos:</p><p>Portanto, a fórmula molecular nesse caso é: AB2. Visto que o A é o átomo central ele vem primeiro.</p><p>Se olharmos na Tabela Periódica, veremos que o elemento A é o carbono e o elemento B é o oxigênio.</p><p>Então, a fórmula é: CO2.</p><p>02. Resposta: D</p><p>A ⇒ 2 elétrons na camada de valência</p><p>Tendência a doar 2 e– ⇒ A2+</p><p>B ⇒ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5</p><p>7 elétrons na camada de valência</p><p>Tendência a receber 1 e– ⇒ B1–</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>54</p><p>A ligação é iônica, pois, ocorre entre átomos de um metal (A) e de um ametal (B). Teremos a</p><p>transferência dos 2 elétrons do A. Porém, cada B só recebe um elétron. Precisaremos, portanto, de 2</p><p>átomos de B para receberem os 2 elétrons do A. Então, para 1A preciso de 2B, Logo: AB2.</p><p>03. Resposta: A</p><p>Como se pode ver na sua fórmula abaixo, o fosfagênio apresenta uma ligação dupla e duas ligações</p><p>simples:</p><p>04. Resposta: C</p><p>Para adquirir a mesma configuração eletrônica de um gás nobre um elemento deve apresentar oito</p><p>elétrons na última camada. Para tal, um elemento classificado como metal alcalino terroso deve doar</p><p>dois elétrons e um halogênio receber um.</p><p>SOLUÇÕES</p><p>Solução é uma mistura homogênea constituída por duas ou mais substâncias numa só fase. As</p><p>soluções são formadas por um solvente (geralmente o componente em maior quantidade) e um ou mais</p><p>solutos (geralmente componente em menor quantidade).</p><p>Suas propriedades físicas e químicas podem não estar relacionadas com aquelas das substâncias</p><p>originais, diferentemente das propriedades de misturas heterogêneas que são combinações das</p><p>propriedades das substâncias individuais. As soluções incluem diversas combinações em que um sólido,</p><p>um líquido ou um gás atua como dissolvente (solvente) ou soluto.</p><p>Componentes de uma Solução</p><p>Uma solução verdadeira é constituída, no mínimo, por dois componentes:</p><p>Solvente: substância presente em maior quantidade em uma solução, por meio da qual as partículas</p><p>do(s) soluto(s) são preferencialmente dispersas. É muito comum a utilização da água como solvente,</p><p>originando soluções aquosas.</p><p>Soluto: substância(s) presente(s) em menor quantidade em uma solução. Por exemplo, ao se preparar</p><p>uma xícara de café solúvel, temos como soluto o café e o açúcar e como solvente a água quente.</p><p>Exemplos:</p><p>- Ao misturarmos 1g de cloreto de sódio (NaCl) em 1 litro de H2O, teremos uma solução, na qual o</p><p>NaCl é o soluto e a água é o solvente.</p><p>- O álcool comercial comprado em supermercados trata-se de uma mistura homogênea entre álcool e</p><p>água, geralmente constituída de 92% de álcool e 8% de água. Nesse caso, o álcool é o solvente e a água</p><p>é o soluto.</p><p>Solução – sempre formada pelo soluto e pelo solvente.</p><p>Soluto – substância que será dissolvida.</p><p>Solvente – substância que dissolve.</p><p>As soluções podem ser formadas por qualquer combinação envolvendo os três estados físicos da</p><p>matéria: sólido, líquido e gasoso.</p><p>Exemplos de soluções no nosso dia a dia:</p><p>6 Misturas, soluções e propriedades coligativas.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>55</p><p>- álcool hidratado</p><p>- acetona</p><p>- água minera</p><p>- soro fisiológico</p><p>Coeficiente de Solubilidade</p><p>Ao adicionar sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocada neste copo, o sal se</p><p>dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muito açúcar no café preto. Nem todo o açúcar</p><p>se dissolverá no café. A quantidade que não se dissolver ficará depositada no fundo.</p><p>O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma</p><p>quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão. Assim, a solubilidade é definida</p><p>como a concentração de uma substância em solução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma</p><p>dada temperatura.</p><p>Exemplos:</p><p>AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C</p><p>NaCl – 357g/L de H2O a 0°C</p><p>AgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C</p><p>Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo, a substância é</p><p>insolúvel naquele solvente.</p><p>Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo).</p><p>Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, o coeficiente de solubilidade é infinito,</p><p>os líquidos são miscíveis (água e álcool, por exemplo).</p><p>Classificação das Soluções</p><p>Uma solução pode ser classificada a partir de várias de suas propriedades, sendo estas:</p><p>Quanto ao Estado Físico10</p><p>Poderemos ter uma solução em qualquer estado físico da matéria sendo assim:</p><p>- Soluções Sólidas: recebem o nome de ligas, e geralmente tratam-se de uma mistura homogênea</p><p>entre metais. Por exemplo, o ouro 18 quilates é uma mistura constituída por ouro, cobre e prata. Já o</p><p>bronze é uma mistura dos metais zinco e estanho.</p><p>- Soluções Líquidas: podem ser de três naturezas distintas:</p><p>Sólidos dissolvidos em líquidos: por exemplo, água do mar é uma solução que apresenta vários</p><p>solutos, entre eles, cloreto de sódio, cloreto de magnésio (MgCl2) e bicarbonatos (HCO3</p><p>-).</p><p>Líquidos</p><p>dissolvidos em líquidos: por exemplo, temos o combustível denominado gasolina, que é</p><p>uma mistura de hidrocarbonetos derivados do petróleo, e álcool, em uma proporção aproximada de 80%</p><p>para 20%.</p><p>Gases dissolvidos em líquidos: por exemplo, em um aquário deve-se diluir gás oxigênio (O2) na</p><p>água, sendo este gás o responsável pela respiração dos peixes. Sendo assim, caso o aquário não</p><p>permaneça aberto, é necessário injetar-se regularmente este gás por meio de um cilindro.</p><p>- Soluções Gasosas: são aquelas constituídas apenas por gases, sendo que toda mistura entre gases</p><p>apresenta uma única fase, sendo, portanto, uma solução. Por exemplo, o ar atmosférico é uma mistura</p><p>constituída por 78% de gás nitrogênio (N2), 21% gás oxigênio e 1% de outros gases.</p><p>Quanto à natureza das Partículas Dispersas</p><p>De acordo com a natureza do soluto, podemos ter dois tipos de soluções:</p><p>10 PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.</p><p>MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J.; Química: um curso universitário, Ed. Edgard Blucher LTDA, São Paulo/SP – 2002.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>56</p><p>- Soluções Iônicas: são aquelas que apresentam íons dissolvidos. São chamadas também de</p><p>soluções eletrolíticas, pois conduzem corrente elétricas. Por exemplo, ao diluirmos 1g de sal de cozinha</p><p>(NaCl) em água, teremos uma solução que apresenta os íons Na+ e Cl- dissolvidos.</p><p>- Soluções Moleculares: são aquelas formadas por moléculas dissolvidas. São também chamadas</p><p>de não eletrolíticas, pois não conduzem corrente elétrica. Por exemplo, ao repetirmos o procedimento</p><p>anterior, mas desta vez utilizando o açúcar (C12H22O11) ao invés do sal, perceberemos (de acordo com a</p><p>equação abaixo) que não há separação do soluto, portanto, trata-se de uma solução constituída por</p><p>moléculas dissolvidas, molecular.</p><p>Quanto à proporção entre Soluto e Solvente</p><p>Em relação as quantidades em massa de soluto e solvente presente na solução, poderemos ter</p><p>algumas possibilidades de classificação. Para compreendê-las, precisamos conhecer o conceito de</p><p>Coeficiente de Solubilidade (CS).</p><p>O CS representa a quantidade máxima de determinado soluto que poderemos dissolver em 100g de</p><p>água, em temperatura ambiente. Assim, afirmar que CS NaCl = 37g/100g de H2O, significa que a cada</p><p>100g de água poderemos dissolver em temperatura ambiente, o máximo de 37g de NaCl. Agora,</p><p>poderemos compreender as classificações mais simples possíveis para uma solução quanto à proporção</p><p>entre soluto e solvente.</p><p>- Solução Diluída: Pouco soluto dissolvido em relação ao solvente. Exemplo: Suco de uva</p><p>- Solução Insaturada: é aquela que tem uma concentração de soluto menor do que a de uma solução</p><p>saturada, podendo ainda dissolver soluto adicional até se tornar uma solução saturada. Exemplo: uma</p><p>solução formada por 1g de NaCl para 100g de água.</p><p>- Solução Saturada: é aquela que, ao se ir adicionando um soluto sólido a um solvente, atinge o ponto</p><p>de equilíbrio quando não há mais condições de dissolução desse soluto. Exemplo: uma solução</p><p>constituída por 37g de NaCl em 100g H2O.</p><p>- Solução Supersaturada: é aquela que tem uma concentração de soluto maior do que a de uma</p><p>solução saturada. É uma solução instável, não havendo equilíbrio de solubilidade e seu soluto tende a</p><p>cristalizar-se. Esta situação é possível quando uma solução saturada sob certas condições é colocada</p><p>em condições diferentes de temperatura nas quais o soluto é menos solúvel, retendo assim mais soluto</p><p>do que reteria na temperatura original. Exemplo: uma solução constituída por mais de 37g de NaCl em</p><p>100g H2O.</p><p>Esquematicamente essas regras se resumem no esquema abaixo:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>57</p><p>Solubilidade de Gases em Líquidos</p><p>Normalmente, os gases são pouco solúveis nos líquidos. Dois fatores alteram consideravelmente a</p><p>solubilidade:</p><p>- Temperatura: todo aumento de temperatura diminui a solubilidade do gás no líquido. Por exemplo,</p><p>para eliminar gases dissolvidos na água, é feito o aquecimento por um certo período de tempo. Sendo</p><p>assim, a diminuição da temperatura facilita a solubilidade de um gás num líquido.</p><p>- Pressão: quando não ocorre reação do gás com o líquido, a influência da pressão é estabelecida</p><p>pela lei de Henry: "Em temperatura constante, a solubilidade de um gás num líquido é diretamente</p><p>proporcional à pressão". Exemplo: os refrigerantes apresentam grande quantidade de CO2 dissolvido sob</p><p>pressão. Quando o refrigerante é aberto, a pressão diminui, fazendo com que o excesso de CO2 dissolvido</p><p>no refrigerante escape.</p><p>Curvas de Solubilidade</p><p>São diagramas que mostram a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função</p><p>da temperatura. Analisando o gráfico, observamos que regiões abaixo da curva representam solução não</p><p>saturada, sobre a curva, região saturada e acima da curva, desde que as quantidades permaneçam</p><p>em solução, região supersaturada. O gráfico abaixo representa a solubilidade de várias substâncias em</p><p>função da temperatura.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>58</p><p>A maioria das substâncias aumenta a solubilidade com o aumento da temperatura. Podemos dizer,</p><p>então, que se trata de uma dissolução endotérmica. Para uma substância como Ce2(SO4)3, a solubilidade</p><p>diminui com o aumento da temperatura; portanto, trata-se de uma dissolução exotérmica.</p><p>O gráfico do coeficiente de solubilidade em função da temperatura é utilizado principalmente para</p><p>informar a solubilidade de uma ou várias substâncias em função da temperatura.</p><p>Exemplo:</p><p>Interpretando o gráfico:</p><p>- na temperatura de 50°C, a quantidade máxima de KNO3 que se dissolve em 100g de água são 80g.</p><p>A solução em questão é saturada;</p><p>- para obtermos uma solução saturada KNO3 a 40°C, basta dissolver 60g de KNO3 em 100g de água;</p><p>- se resfriarmos uma solução saturada de 50°C para 40°C, teremos um corpo de fundo igual a 20g de</p><p>KNO3;</p><p>- 200g de água a 40°C dissolvem no máximo 120g de KNO3.</p><p>Dispersões</p><p>São sistemas em que o soluto sólido está espalhado uniformemente em toda a mistura. Uma dispersão</p><p>é formada por pelo menos um disperso (soluto) e um dispergente (solvente).</p><p>A classificação das dispersões é feita de acordo com o tamanho das partículas (dimensões) das</p><p>partículas dispersas (soluto). Observe o resumo abaixo:</p><p>Tipos de Dispersão Tamanho do disperso</p><p>Soluções verdadeiras Até 1nm</p><p>Dispersão coloidal ou coloide Entre 1nm até 100nm</p><p>Suspensões Acima de 100nm</p><p>Dispersões Coloidais</p><p>As dispersões são misturas em que as partículas dispersas têm um diâmetro compreendido entre 1</p><p>nanômetro e 1 micrometro, partículas estas que podem ser átomos, íons ou moléculas. Nesse sistema,</p><p>as partículas dispersas são significativamente menores do que aquelas que podem ser percebidas a olho</p><p>nu, porém, bem maiores do que as moléculas individuais. Tais partículas recebem o nome de partículas</p><p>coloidais.</p><p>Devido ao seu tamanho, as partículas coloidais são capazes de perpassar por um filtro, mas não por</p><p>uma membrana semipermeável. Elas são grandes o bastante para refletir e dispersar a luz, dispersão</p><p>esta conhecida como Efeito Tyndall.</p><p>Tipos de Dispersões</p><p>- Sol: é uma dispersão coloidal na qual o dispersante é o líquido e o disperso é o sólido (um pouco de</p><p>amido de milho com água).</p><p>- Gel: é uma dispersão coloidal na qual o dispersante é o sólido e o disperso é o líquido (gelatina pronta</p><p>e geleia).</p><p>- Emulsão: é uma dispersão coloidal no qual o dispersante é o líquido e o disperso é o líquido (cremes</p><p>hidratantes a base de óleo e água – onde para facilitar a interação, são usados emulsificantes (que</p><p>funcionam como um "sabão" unindo água e óleo).</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>59</p><p>- Espuma líquida: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é o líquido e o disperso é gasoso,</p><p>como por exemplo espuma de sabão e creme chantilly.</p><p>- Espuma sólida: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é o sólido e o disperso é gasoso, como</p><p>a pedra-pomes (usadas nos salões de beleza).</p><p>- Aerossol sólido: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é gasoso e o disperso é sólido</p><p>(fumaça).</p><p>- Aerossol líquido: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é o gasoso e o disperso é o líquido</p><p>(neblina).</p><p>- Sol sólido: é a dispersão coloidal na qual o dispersante é sólido e o disperso é sólido (o rubi e a</p><p>safira).</p><p>Suspensões ou Agregados</p><p>É um caso de disperso onde as partículas apresentam diâmetro superior a 10nm. Neste caso as</p><p>partículas já podem ser vistas a olho nu ou em microscópio óptico. Exemplos:</p><p>- H2O mais areia é uma suspensão.</p><p>- Terra suspensa em água.</p><p>- Alguns antibióticos são exemplos de suspensões.</p><p>- O granito é um material heterogêneo, sendo visível a existência de partículas disseminadas na rocha.</p><p>Concentração de Soluções</p><p>É o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente</p><p>em uma solução. As concentrações podem ser:</p><p>- Concentração Comum</p><p>- Molaridade</p><p>- Título</p><p>- Fração Molar</p><p>- Normalidade</p><p>Concentração Comum (C): é a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução</p><p>em litros.</p><p>Onde:</p><p>C = concentração comum (g/L)</p><p>m1= massa do soluto(g)</p><p>V = volume da solução (L)</p><p>Exemplo: Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L com 60g de NaCl?</p><p>ATENÇÃO:</p><p>Concentração comum é diferente de densidade, apesar da fórmula ser parecida. Veja a diferença:</p><p>A densidade é sempre da solução, então:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>60</p><p>Na concentração comum, calcula-se apenas a massa do soluto, ou seja, m1.</p><p>Densidade (d): representa a relação entre a massa da solução e o volume da solução.</p><p>Onde,</p><p>- msolução = msoluto + msolvente</p><p>- V = volume da solução</p><p>Exemplo: Se uma solução apresenta d = 1,2g/mL, isso significa que em cada mililitro da solução existe</p><p>uma massa total de 1,2 g.</p><p>Importante: A relação massa da solução/volume da solução poderá ser expressa em: g/L; g/mL; g/cm³</p><p>e etc.</p><p>Molaridade (M): é a concentração em número de mols de soluto e o volume de 1L de solução.</p><p>Onde:</p><p>M = molaridade (mol/L)</p><p>n1= número de mols do soluto (mol)</p><p>V = volume da solução (L)</p><p>O cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima ou por regra de três. Outra fórmula que</p><p>utilizamos é para achar o número de mols de um soluto:</p><p>Onde:</p><p>n = número de mols (mol)</p><p>m1 = massa do soluto (g)</p><p>MM = massa molar (g/mol)</p><p>Exemplo: Qual a molaridade de uma solução de 3L com 87,75g de NaCl?</p><p>M=1,5/3</p><p>M=0,5 mol/L</p><p>n=1,5mol</p><p>Portanto M=0,5 mol/L</p><p>Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o número de mols:</p><p>Onde:</p><p>M = molaridade (mol/L)</p><p>m1 = massa do soluto (g)</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>61</p><p>MM1= massa molar do soluto (g/mol)</p><p>V = volume da solução (L)</p><p>Título (𝝉) e Percentual (%)</p><p>Título em massa de uma solução é a relação entre as massas de soluto e da solução:</p><p> → Título em massa, também chamada de fração de massa, é um número puro adimensional.</p><p>m1 → massa do soluto.</p><p>m → massa total da solução ou seja massa do soluto mais massa do solvente m= m1+m2.</p><p>Título em porcentagem de uma solução é a relação entre as massas de soluto e da solução dada em</p><p>porcentagem:</p><p> → Título em porcentagem, também chamada de porcentagem em massa de soluto, e é dado em %.</p><p>m1 → massa do soluto.</p><p>m → massa total da solução ou seja massa do soluto mais massa do solvente m= m1+m2.</p><p>Título em volume de uma solução é a relação entre o volume de soluto e da solução, pode ser dada</p><p>em porcentagem:</p><p> → Título em volume.</p><p>V1 → volume do soluto.</p><p>V → volume total da solução ou seja volume do soluto mais volume do solvente V= V1+V2.</p><p>Fração Molar</p><p>É a relação entre o número de mols do soluto (ou do solvente) pelo número de mols da solução:</p><p>X1 → fração molar do soluto</p><p>X2→ fração molar do solvente</p><p>n1 → número de mols do soluto</p><p>n2 → número de mols do solvente</p><p>n → número de mols da solução</p><p>Exemplo: Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de água para formar uma solução,</p><p>calcule para a fração molar da sacarose nesta solução:</p><p>Para o cálculo do n1(soluto)</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>62</p><p>Para o cálculo do n2(solvente)</p><p>Para achar a fração molar do soluto (sacarose):</p><p>Relações entre a concentração, o título, a densidade e a molaridade:</p><p>C = d. = M. M1</p><p>M1 → massa molar do soluto.</p><p>Exemplo:</p><p>No rótulo de um frasco de HCl há a seguinte informação:</p><p>Título: percentual em massa = 36,5%</p><p>Densidade = 1,18g/mL</p><p>Qual a molaridade desse ácido?</p><p>Transformar o percentual em título:</p><p>36,5/100=0,365</p><p>Depois aplicar a fórmula:</p><p>C = 1000 d.</p><p>C = 1000.1,18.0,365</p><p>C = 430,7 g/L</p><p>Para achar a molaridade:</p><p>C = M.MM</p><p>430,7 = M.36,5</p><p>M = 11,8 mol/L</p><p>Normalidade</p><p>É a relação entre o número de equivalentes-gramas do soluto e o volume da solução em litros. A</p><p>normalidade é simbolizada por N.</p><p>Exemplo: Determinar a normalidade da solução que contém 98g de H2SO4 dissolvidos em 1 litro da</p><p>solução.</p><p>Massa Molar do H2SO4 = 98g/mol</p><p>Equivalente-grama do H2SO4 = 49g/eq. g</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>63</p><p>Diluição</p><p>Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução. A massa de uma solução após</p><p>ser diluída permanece a mesma, não é alterada, porém a sua concentração e o volume se alteram.</p><p>Enquanto o volume aumenta, a concentração diminui. Quando adiciona-se água numa solução. Usamos</p><p>a seguinte fórmula:</p><p>M1.V1 = M2.V2</p><p>A molaridade (M) pode ser substituída por concentração comum (C).</p><p>Dica: no lado esquerdo da fórmula, colocamos os dados da solução inicial, mais concentrada e no lado</p><p>direito colocamos a solução que foi adicionada água, a mais diluída.</p><p>Mistura de solução de mesmo soluto</p><p>C1V1 + C2.V2 = Cf.Vf ou M1V1 + M2.V2 = Mf.Vf</p><p>Exemplo: A concentração inicial possui concentração maior (196g/L) do que a solução de que o</p><p>químico precisa (98g/L). Dessa forma, ele precisa pegar um determinado volume da solução inicial e diluir</p><p>até atingir a concentração desejada. Mas que volume seria esse?</p><p>Para descobrir basta usar a expressão:</p><p>Ci . Vi = Cf . Vf.</p><p>196 g/L . Vi = 98 g/L . 2 L</p><p>Vi = 196 g</p><p>196 g/L</p><p>Vi = 1 L</p><p>Portanto, é preciso pegar 1L da solução inicial e diluí-lo até completar dois litros, obtendo-se, dessa</p><p>forma, uma solução a 98g/L.</p><p>Mistura de solução de soluto diferente</p><p>Neste caso, a solução são de ácido e base, portanto reações de neutralização. O ácido e a base</p><p>reagem e formam um novo produto. Deve-se levar em conta a reação química e o coeficiente</p><p>estequiométrico.</p><p>Ma.Va.Xa = Mb.Vb.Xb</p><p>Exemplo: Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 0,6mol/L, pergunta-se quais</p><p>serão as molaridades da solução final com respeito:</p><p>a) ao ácido:</p><p>b) à base:</p><p>c) ao sal formado:</p><p>Montar a reação química: 1 HCl + 1NaOH → 1 NaCl + 1 H2O</p><p>300 mL 200mL</p><p>0,4 mol/L 0,6 mol/L</p><p>Calcular n (número de mol) do ácido e da base:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>64</p><p>Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção estequiométrica é 1:1, então a molaridade</p><p>final de ácido e de base é zero porque reagiu todo o soluto.</p><p>Calcular a molaridade do sal, antes achar o volume final:</p><p>Vf = 300+200</p><p>Vf = 500mL = 0,5L</p><p>Questões</p><p>01. Uma solução foi preparada dissolvendo-se 4,0g de cloreto</p><p>da densidade, que não se alteram quando a quantidade de material é</p><p>modificada.</p><p>Propriedades Químicas dos Materiais</p><p>Referem-se àquelas que, quando são coletadas e analisadas, alteram a composição química da</p><p>matéria, ou seja, referem-se a uma capacidade que uma substância tem de transformar-se em outra por</p><p>meio de reações químicas.</p><p>Essas transformações resultam na produção permanente e irreversível de um novo material (produto),</p><p>com características distintas do inicial (reagente), sendo desse modo classificadas como transformações</p><p>químicas ou reações químicas.</p><p>Uma maneira de comprovar a existência de uma transformação química é através da comparação do</p><p>estado inicial e final do sistema. Algumas evidências podem ser observadas, permitindo verificar a</p><p>ocorrência dessas transformações, como: desprendimento de gás e luz, mudança de coloração e cheiro,</p><p>formação de precipitados entre outras.</p><p>Entretanto, a ausência dessas evidências não significa que não ocorreu uma transformação química,</p><p>pois algumas ocorrem sem que haja mudança perceptível entre o estado inicial e o final. Para se ter</p><p>certeza de que ocorreu a transformação química é necessário isolar os materiais obtidos e verificar suas</p><p>propriedades específicas, como densidade, pontos de ebulição e fusão, solubilidade e outras.</p><p>Para que as transformações químicas possam acontecer, as ligações entre átomos e moléculas</p><p>precisam ser rompidas e devem ser restabelecidas de outro modo. Como essas ligações podem ser muito</p><p>fortes, geralmente é necessária energia na forma de calor para iniciar a reação.</p><p>As transformações químicas podem ocorrer de distintas maneiras, sendo estas:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>3</p><p>Por ação do calor</p><p>Muitas substâncias são transformadas quando submetidas a uma fonte de calor. O cozimento de</p><p>alimentos é um exemplo.</p><p>Quando há decomposição de um material devido ao calor, chamamos o processo de termólise. Ex.:</p><p>Termólise do magnésio</p><p>Magnésio + oxigênio → óxido de magnésio</p><p>Por ação de uma corrente elétrica</p><p>Algumas substâncias necessitam de energia elétrica para que possam se transformar. A esse processo</p><p>damos o nome de eletrólise.</p><p>Para a decomposição da água, em hidrogênio e oxigênio, por exemplo, utilizamos uma corrente elétrica</p><p>para esta transformação.</p><p>Por ação da luz</p><p>A fotossíntese é um exemplo de reação química que ocorre na presença da luz, onde a água e o</p><p>dióxido de carbono do ar são transformados em oxigênio e glicose.</p><p>A transformação do oxigênio em ozônio acontece através da luz ultravioleta. Essa reação por ação da</p><p>luz também é de extrema importância, pois assim é formada a camada de ozônio que protege a Terra</p><p>dos raios ultravioletas.</p><p>Por ação mecânica</p><p>Uma ação mecânica (atrito ou choque) é capaz de desencadear transformações em certas</p><p>substâncias. Um exemplo é o palito de fósforo, que quando entra em atrito com a caixinha que o contém,</p><p>produz uma faísca, que faz as substâncias inflamáveis do palito entrarem em combustão.</p><p>Pela junção de substâncias</p><p>Através da junção de duas substâncias podem ocorrer reações químicas. Isso frequentemente ocorre</p><p>em laboratórios de química. A adição do sódio metálico em água é um exemplo.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>4</p><p>Energia</p><p>É a medida da capacidade de realizar um trabalho. Existem vários tipos de energia, dependendo do</p><p>tipo de trabalho realizado. Por exemplo, a energia que um corpo adquire quando está em movimento é a</p><p>energia cinética.</p><p>A energia que o corpo armazena é a energia potencial.</p><p>A energia mecânica é toda forma de energia relacionada com o movimento de corpos ou com a</p><p>capacidade de colocá-los em movimento ou de deformá-los.</p><p>A energia química é baseada na força de atração e repulsão nas ligações químicas, presente na</p><p>formação da matéria. As trocas de calor são energias térmicas.</p><p>A condução de eletricidade é uma energia elétrica, e a energia na forma de luz é a energia luminosa.</p><p>Questões</p><p>01. (UFRB - TÉCNICO EM QUÍMICA - FUNRIO) O aumento da temperatura provoca, em média,</p><p>aumento da energia cinética das partículas. Isso gera um enfraquecimento da interação entre as</p><p>partículas. Assim, pode-se afirmar que:</p><p>(A) Sólidos apresentam partículas com fortes interações e grande movimentação.</p><p>(B) As partículas nos líquidos não apresentam interação entre si, por isso tem grande movimentação.</p><p>(C) Sólidos apresentam partículas com pequena movimentação devido a fortes interações.</p><p>(D) As partículas nos gases não apresentam interação entre si, por isso tem pequena movimentação.</p><p>(E) Nos líquidos as interações entre as partículas são mais fortes que as dos sólidos, sendo uma fase</p><p>condensada.</p><p>02. Uma amostra de material apresenta as seguintes características:</p><p>• temperatura de ebulição constante à pressão atmosférica;</p><p>• composição química constante;</p><p>• é formada por moléculas idênticas entre si;</p><p>• é formada por dois elementos químicos diferentes.</p><p>Logo, tal material pode ser classificado como:</p><p>(A) mistura homogênea, monofásica;</p><p>(B) substância pura, simples;</p><p>(C) mistura heterogênea, bifásica;</p><p>(D) substância pura, composta</p><p>(E) mistura heterogênea, trifásica.</p><p>03. Aço, gás ozônio e gás carbônico são respectivamente exemplos de:</p><p>(A) Mistura, substância simples e substância composta.</p><p>(B) Mistura, substância composta e substância composta.</p><p>(C) Substância simples, substância simples e substância composta.</p><p>(D) Substância composta, mistura e substância simples.</p><p>(E) Mistura, substância simples e mistura.</p><p>04. (Mackenzie/SP) Dentre as substâncias abaixo mencionadas, a única que é uma mistura é:</p><p>(A) o nitrato de prata.</p><p>(B) o ar atmosférico.</p><p>(C) a glicose.</p><p>(D) o iodo sólido</p><p>(E) o cloreto de sódio.</p><p>05. (U. Alfenas/MG) Em relação aos sistemas:</p><p>Sistema I - água e etanol</p><p>Sistema II - água e óleo</p><p>Sistema III - água e açúcar (C12H22O11)</p><p>Sistema IV - água e cloreto de sódio faz-se as seguintes afirmações:</p><p>I. o sistema I contém duas fases, porque água é um composto inorgânico enquanto que álcool é um</p><p>composto orgânico;</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>5</p><p>II. o sistema II contém apenas uma fase, porque o óleo faz ligação do tipo ponte de hidrogênio com a</p><p>água;</p><p>III. o sistema IV conterá uma única fase em qualquer proporção soluto/solvente;</p><p>IV. nos sistemas III e IV observa-se o fenômeno de ionização e dissociação iônica, pois apresentam</p><p>como soluto um composto orgânico e outro inorgânico, respectivamente;</p><p>V. o sistema IV contém 3 fases, porque possui três elementos químicos diferentes.</p><p>Sobre essas afirmações é correto dizer que:</p><p>(A) todas estão corretas;</p><p>(B) todas estão erradas;</p><p>(C) I e III estão corretas;</p><p>(D) apenas a IV está correta;</p><p>(E) as únicas erradas são a I e IV.</p><p>06. Associe corretamente a coluna da direita, que contém exemplos de sistemas, de acordo com a da</p><p>esquerda, que apresenta a classificação dos mesmos.</p><p>1. elemento químico</p><p>2. substância simples</p><p>3. substância composta</p><p>4. mistura homogênea</p><p>5. mistura heterogênea</p><p>( ) fluoreto de sódio</p><p>( ) gás oxigênio</p><p>( ) água do mar filtrada</p><p>( ) limonada com gelo</p><p>A alternativa que contém a sequência correta dos números da coluna da direita, de cima para baixo,</p><p>é:</p><p>(A) 3 - 2 - 4 - 5</p><p>(B) 3 - 2 - 5 - 4</p><p>(C) 2 - 1 - 4 - 5</p><p>(D) 2 - 3 - 5 - 4</p><p>(E) 1 - 2 - 3 - 4</p><p>07. (UFMS) Escolher dentre os eventos abaixo qual(ais) representa(m) um fenômeno químico.</p><p>01. Quando o petróleo é fracionado, obtém-se óleo diesel, alcatrão, hidrocarbonetos, etc.</p><p>02. Quando o açúcar é aquecido, torna-se marrom (carameliza).</p><p>04. Um tablete de sal em água, sob agitação, tende a desaparecer.</p><p>08. Quando um pedaço de gelo é golpeado com um martelo, ele se quebra.</p><p>16. Alvejantes (agentes branqueadores) causam a perda da cor dos tecidos.</p><p>32. Quando se aquece o amálgama ouro-mercúrio (Au-Hg) no</p><p>de sódio (NaCl) em 2,0 litros de água.</p><p>Considerando que o volume da solução permaneceu 2,0L, qual é a concentração da solução final?</p><p>(A) 2g/L</p><p>(B) 4g/L</p><p>(C) 6 g/L</p><p>(D) 8 g/L</p><p>(E) 10 g/L</p><p>02. (UFMS) Um único cristal de um sólido é adicionado a um béquer contendo uma solução daquele</p><p>mesmo sólido. Considerando as situações abaixo, é correto afirmar que:</p><p>01. A situação B aconteceria caso a solução inicial fosse insaturada;</p><p>02. A situação B aconteceria caso a solução inicial fosse saturada;</p><p>04. A situação A ocorreria caso a solução inicial fosse saturada;</p><p>08. Ocorreria o demonstrado em C caso a solução inicial estivesse supersaturada;</p><p>16. caso a solução inicial estivesse insaturada, poderíamos observar a situação A após a adição do</p><p>cristal.</p><p>Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas.</p><p>03. (U. Alfenas/MG) Adicionou-se 1,360 g de sulfato de cálcio a 200 mL de água, obtendo-se uma</p><p>solução X. O sólido não dissolvido foi separado por filtração e, depois de seco, pesado. Quantos gramas</p><p>de sulfato de cálcio são recuperados depois da filtração?</p><p>(A) 1,224 g</p><p>(B) 1,360 g</p><p>(C) 5,10 g</p><p>(D) 0,136 g</p><p>(E) 1,088 g</p><p>Massa molar (g/mol): CaSO4 = 136; solubilidade do CaSO4 = 5.10–3 mol/L de água</p><p>Gabarito</p><p>01. A / 02. 13 / 03. A</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>65</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta A.</p><p>C = m1 →C = 4,0 g →C = 2,0 g/L</p><p>V 2,0 L</p><p>02. Resposta</p><p>01 + 04 + 08 = 13</p><p>03. Resposta A.</p><p>Inicialmente calcula-se a massa de CaSO4 dissolvida em 1 L = 1000 mL de água:</p><p>136 g ------------- 1 mol</p><p>m ------------------ 5.10-3 mol</p><p>m = 0,68 g de CaSO4 em 1000 mL de água</p><p>Em segundo lugar, calcula-se a massa de CaSO4 em 200 mL de água:</p><p>1000 mL de água --------------- 0,68 g de CaSO4</p><p>200 mL de água ----------------- Y</p><p>Y = 200 x 0,68 / 1000</p><p>Y = 0,136 g de CaSO4 em 200 mL de água</p><p>Como foram adicionados 1,360 g de CaSO4 e só dissolveram-se 0,136 g desse sal, então o sólido não</p><p>dissolvido é:</p><p>M = 1,360 - 0,136</p><p>M = 1,224 g de CaSO4</p><p>SUBSTÂNCIAS E MISTURAS</p><p>As substâncias químicas correspondem as moléculas, que podem ser representadas por fórmulas,</p><p>como a água, H2O. Estas são formadas pela união dos átomos dos elementos químicos que são</p><p>encontrados na tabela periódica.</p><p>Essa combinação de átomos pode ocorrer de várias formas e pode chegar a formar inúmeros tipos de</p><p>substâncias por conta da grande variedade de elementos na tabela periódica (118), além das</p><p>características de união que os átomos possuem.</p><p>Substância Pura</p><p>Uma substância pura é exatamente o que o termo indica: uma única substância com composição</p><p>característica e definida e com um conjunto definido de propriedades, isto é, que possuem composição</p><p>fixa. Exemplos de substâncias puras são: a água, o sal, o ferro, o açúcar comestível e o oxigênio. Nas</p><p>substâncias puras o ponto de fusão e ebulição ocorrem em temperaturas constantes:</p><p>7 Métodos de separação de misturas.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>66</p><p>As substâncias puras podem ser classificadas como simples ou compostas.</p><p>Substância Simples</p><p>As substâncias formadas por um ou mais átomos de um mesmo elemento químico é classificada como</p><p>substância pura simples ou, simplesmente, substância simples.</p><p>Substância Composta</p><p>Quando as moléculas de determinada substância são formadas por dois ou mais elementos químicos,</p><p>ela é classificada como substância pura composta ou, simplesmente, substância composta.</p><p>Símbolos e Fórmulas</p><p>- Símbolos: representa um elemento químico.</p><p>- Fórmula: representa uma substância pura, simples ou composta.</p><p>Exemplos:</p><p>- O é o símbolo do elemento químico oxigênio;</p><p>- O2 é a fórmula da substância simples oxigênio;</p><p>- CO2 é a fórmula da substância composta gás carbônico.</p><p>Misturas</p><p>Uma mistura é um sistema formado por duas ou mais substâncias puras, denominadas componentes.</p><p>Em uma mistura a fusão e/ou ebulição não ocorrem em temperaturas constantes. A temperatura varia</p><p>durante a fusão ou durante a ebulição, ou durante ambas. Estas não possuem ponto de fusão e ponto de</p><p>ebulição, e sim intervalo de fusão e intervalo de ebulição.</p><p>Existem misturas que, como exceção, comportam-se como se fossem substâncias puras durante a</p><p>fusão: são as chamadas Misturas Eutéticas.</p><p>Exemplo: algumas ligas metálicas, dentre elas a solda usada em eletrônica (37% de chumbo e 63%</p><p>de estanho).</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>67</p><p>Por outro lado, também existem misturas que, como exceção, comportam-se como se fossem</p><p>substâncias puras durante o processo de ebulição; são chamadas de Misturas Azeotrópicas.</p><p>Exemplo: água e álcool na proporção de 4% de água e 96% de álcool</p><p>Uma vez que as misturas apresentam composição variável, têm também propriedades — como ponto</p><p>de fusão, ponto de ebulição, densidade — diferentes daquelas apresentadas pelas substâncias quando</p><p>estudadas separadamente.</p><p>Tipos de Misturas</p><p>As misturas podem ser classificadas em homogêneas e heterogêneas. A diferença entre elas é que</p><p>a mistura homogênea é uma solução que apresenta uma única fase enquanto a heterogênea pode</p><p>apresentar duas ou mais fases. Fase é cada porção que apresenta aspecto visual uniforme.</p><p>Misturas Homogêneas</p><p>Nesse tipo de mistura não há superfícies de separação visíveis entre seus componentes, mesmo que</p><p>a observação seja realizada a nível de um microscópio eletrônico. Exemplo: Solução de água e açúcar.</p><p>As misturas homogêneas são normalmente chamada de solução</p><p>Misturas Heterogêneas</p><p>São formadas por duas ou mais fases onde é visível a distinção de cada uma delas. As substâncias</p><p>podem ser diferenciadas a olho nu.</p><p>Exemplos:</p><p>- água + óleo</p><p>- granito</p><p>- água + enxofre</p><p>- água + areia + óleo</p><p>Sistema Homogêneo e Heterogêneo</p><p>Sistema Homogêneo</p><p>Apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado. Pode</p><p>ser uma mistura (solução) ou uma substância pura.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>68</p><p>Sistema Heterogêneo</p><p>É aquele que apresenta mais de uma fase, ou seja, não possui um aspecto uniforme, é descontínuo.</p><p>Os sistemas heterogêneos também podem ser constituídos de substâncias puras. Por exemplo, água</p><p>+ gelo: os componentes são os mesmos, mas, por estarem em estados físicos diferentes, apresentam</p><p>aspecto heterogêneo.</p><p>Fases</p><p>São diferentes porções homogêneas, limitadas por superfícies de separação visíveis (com ou sem</p><p>aparelhos de aumento), que constituem um sistema heterogêneo.</p><p>Um sistema homogêneo apresenta sempre uma única fase (monofásico). Entretanto, sistema</p><p>heterogêneo constitui sempre um sistema polifásico (muitas fases), que pode ser bifásico, trifásico,</p><p>tetrafásico etc.</p><p>- Uma mistura de vários gases constitui sempre um sistema monofásico.</p><p>- Uma mistura de n sólidos constitui um sistema com n fases na maioria das vezes.</p><p>Processos de Separação de Misturas</p><p>Análise Imediata</p><p>Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. Assim, para obtermos uma determinada</p><p>substância, é necessário usar métodos de separação. O conjunto de processos físicos que não alteram</p><p>a natureza das substâncias é denominado análise imediata. Para cada tipo de mistura — heterogênea ou</p><p>homogênea — usamos métodos diferentes.</p><p>Decantação</p><p>Processo utilizado para separar dois tipos de misturas heterogêneas.</p><p>a) Líquido e sólido</p><p>A fase sólida (barro), por ser mais densa, sedimenta-se, ou seja, deposita-se no fundo do recipiente,</p><p>e a fase líquida pode ser transferida para outro frasco. A decantação é usada, por exemplo, nas estações</p><p>de tratamento de água.</p><p>b) Líquido e líquido</p><p>Separa líquidos imiscíveis (não se misturam, exemplo: água e óleo) com a utilização de um funil de</p><p>decantação também conhecido como funil de bromo. Após a decantação,</p><p>abre-se a torneira, deixando</p><p>passar o líquido mais denso.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>69</p><p>Centrifugação</p><p>É uma maneira de acelerar o processo de decantação envolvendo sólidos e líquidos realizada num</p><p>aparelho denominado centrífuga. Na centrífuga, devido ao movimento de rotação, as partículas de maior</p><p>densidade, por inércia, são arremessadas para o fundo do tubo.</p><p>Filtração</p><p>É utilizada para separar substâncias presentes em misturas heterogêneas envolvendo sólidos e</p><p>líquidos.</p><p>- Filtração simples: a fase sólida é retida no papel de filtro, e a fase líquida é recolhida em outro</p><p>frasco.</p><p>- Filtração a vácuo: a água que entra pela trompa d’água arrasta o ar do interior do frasco, diminuindo</p><p>a pressão interna do kitassato (vidraria com saída lateral), o que torna a filtração mais rápida.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>70</p><p>Destilação</p><p>É utilizada para separar cada uma das substâncias presentes em misturas homogêneas envolvendo</p><p>sólidos dissolvidos em líquidos e líquidos miscíveis entre si.</p><p>- Destilação Simples: na destilação simples de sólidos dissolvidos em líquidos, a mistura é aquecida,</p><p>e os vapores produzidos no balão de destilação passam pelo condensador, onde são resfriados pela</p><p>passagem de água corrente no tubo externo, se condensam e são recolhidos no erlenmeyer. A parte</p><p>sólida da mistura, por não ser volátil, não evapora e permanece no balão de destilação.</p><p>- Destilação Fracionada: são separados líquidos miscíveis cujas temperaturas de ebulição (TE) não</p><p>sejam muito próximas. Durante o aquecimento da mistura, é separado, inicialmente, o líquido de menor</p><p>TE; depois, o líquido com TE intermediária, e assim sucessivamente, até o líquido de maior TE. À</p><p>aparelhagem da destilação simples é acoplada uma coluna de fracionamento. Conhecendo-se a TE de</p><p>cada líquido, pode-se saber, pela temperatura indicada no termômetro, qual deles está sendo destilado.</p><p>Ventilação</p><p>Esse método é usado, por exemplo, para separar a palha do grão de arroz. É aplicada uma corrente</p><p>de ar, e a palha, que é mais leve, “voa”.</p><p>Tamisação</p><p>Feita com uma peneira muito fina chamada tamise, separa sólidos maiores dos menores. Exemplo:</p><p>cascalhos e pequenas pedras preciosas.</p><p>Sublimação</p><p>As substâncias participantes desse processo podem ser separadas das impurezas através da</p><p>sublimação (passagem do estado gasoso para o sólido e vice-versa) e posterior cristalização.</p><p>Separação Magnética</p><p>É um método que utiliza a força de atração do ímã para separar materiais metálicos ferromagnéticos</p><p>dos demais. Uma mistura de limalha (pó) de ferro com outra substância, pó de enxofre, por exemplo, pode</p><p>ser separada com o emprego de um ímã. Aproximando o ímã da mistura, a limalha de ferro prende-se a</p><p>ele, separando-se do enxofre.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>71</p><p>Liquefação Fracionada</p><p>Separa gases com pontos de fusão diferentes. Nesse processo um dos gases se liquefaz primeiro,</p><p>podendo assim ser separado do outro gás.</p><p>Questões</p><p>01. (UFAC) Com relação às substâncias O2, H2, H2O, Pb, CO2, O3, CaO e S8, podemos afirmar que:</p><p>(A) todas são substâncias simples.</p><p>(B) somente O2, H2 e O3 são substâncias simples.</p><p>(C) todas são substâncias compostas.</p><p>(D) somente CO2, CaO e S8 são substâncias compostas.</p><p>(E) as substâncias O2, H2, Pb, O3 e S8 são simples</p><p>02. (SEE/AC - Professor de Ciências da Natureza – FUNCAB) Como exemplo de substância pura</p><p>composta tem-se o(a):</p><p>(A) grafite</p><p>(B) acetona.</p><p>(C) oxigênio.</p><p>(D) aço</p><p>(E) bromo.</p><p>03. (UFTM - Tecnólogo – Licenciaturas) Uma amostra de uma substância pura, X, teve algumas de</p><p>suas propriedades determinadas. Todas as alternativas apresentam propriedades que são úteis para</p><p>identificar essa substância, EXCETO:</p><p>(A) Solubilidade em água</p><p>(B) Temperatura de ebulição</p><p>(C) Temperatura de fusão</p><p>(D) Massa da amostra</p><p>Gabarito</p><p>01. E / 02. B / 03. D</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>72</p><p>FUNÇÕES DA QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>As propriedades funcionais são propriedades comuns a determinados grupos de substâncias,</p><p>identificados pela função que desempenham, e esses grupos são denominados de funções químicas, que</p><p>podem ser divididas em orgânicas e inorgânicas.</p><p>Os compostos orgânicos são diferenciados dos inorgânicos pela presença de átomos de carbono</p><p>ligados em “cadeias”, bem como ligados diretamente a átomos de hidrogênio. Algumas de suas funções</p><p>são: álcoois, fenóis, cetonas, aldeídos, aminas, ésteres, entre outras que são estudadas pela Química</p><p>Orgânica. Já as funções inorgânicas são aquelas que são constituídas por todos os demais elementos</p><p>químicos que formam ácidos, bases, sais e óxidos, que são estudados pela Química Inorgânica.</p><p>Ácidos</p><p>Antes da teoria de Arrhenius, os ácidos eram conceituados por uma série de propriedades comuns,</p><p>como: apresentar sabor azedo, tornar róseo o papel de tornassol azul, produzir efervescência liberando</p><p>gás carbônico, quando adicionados a mármores e a outros carbonatos.</p><p>Entretanto, depois de Arrhenius, pôde-se entender que essas propriedades comuns são consequência</p><p>do fato de todos os ácidos apresentarem o mesmo íon positivo, H+. Porém, antes de se dissolverem em</p><p>água os ácidos são compostos moleculares, porque para que ocorra a liberação de íons H+, eles precisam</p><p>estar em meio aquoso.</p><p>Exemplo: HCl, HNO3 e H2SO4 puros (na ausência de água) não formam íons. A ionização ocorre</p><p>quando são dissolvidos em água. Assim, verifica-se que todos os ácidos conduzem corrente elétrica.</p><p>Resumindo: Ácido é toda substância que, em solução aquosa, libera como íons positivos somente</p><p>H+.</p><p>Nomenclatura dos ácidos</p><p>Para efeito de nomenclatura, os ácidos são divididos em dois grupos: Hidrácidos; Oxiácidos.</p><p>1) Hidrácidos (HxE): Ácidos sem oxigênio.</p><p>Seus nomes são dados da seguinte maneira:</p><p>Exemplos:</p><p>HF = ácido fluorídrico</p><p>HBr = ácido bromídrico</p><p>H2S = ácido sulfídrico</p><p>HCl = ácido clorídrico</p><p>HI = ácido iodídrico</p><p>8 Funções químicas inorgânicas.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>73</p><p>HCN = ácido cianídrico</p><p>2) Oxiácidos: ácidos com oxigênio.</p><p>Uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a partir do nome e da fórmula dos</p><p>ácidos-padrão de cada família.</p><p>Com base nessas fórmulas e com a variação do número de átomos de oxigênio, determinam-se as</p><p>fórmulas e os nomes de outros ácidos, com o uso de prefixos e sufixos.</p><p>Observe:</p><p>Assim, teremos:</p><p>Família 14/IVA (C)</p><p>-H2CO3 — ácido carbônico</p><p>Família 15/VA (N, P, As)</p><p>-HNO3 — ácido nítrico</p><p>-H3PO4 — ácido fosfórico</p><p>-HNO2 — ácido nitroso</p><p>Família 16/VIA (S, Se)</p><p>-H2SO4 — ácido sulfúrico</p><p>-H2SO3 — ácido sulfuroso</p><p>Família 17/VIIA (Cl, Br, I)</p><p>-HClO4 — ácido perclórico</p><p>-HClO3 — ácido clórico</p><p>-HClO2 — ácido cloroso</p><p>-HClO — ácido hipocloroso</p><p>Obs.: não existem ácidos oxigenados do flúor.</p><p>Alguns ácidos de um mesmo elemento têm os prefixos de seus nomes atribuídos em função de seu</p><p>grau de hidratação (quantidade de H2O):</p><p>Grau de hidratação: Orto > Piro > Meta</p><p>O prefixo orto é dispensável. Exemplo: (H3PO4).</p><p>- 2H3PO4 – 1 H2O = H4P2O7 (ácido pirofosfórico)</p><p>- 1H3PO4 – 1 H2O = HPO3 (ácido metafosfórico)</p><p>Classificação dos ácidos</p><p>Além da classificação baseada na presença de oxigênio na molécula, os ácidos podem ser</p><p>classificados segundo outros critérios, como:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>74</p><p>- Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: é aquele que está ligado a um átomo da molécula</p><p>com eletronegatividade significativamente maior que a sua, formando, assim, um polo positivo e um</p><p>negativo dentro da molécula.</p><p>Ao serem adicionados na água, sofrerão força eletrostática pelos respectivos</p><p>polos negativos e</p><p>positivos da água, sendo, então, separados por ela. Com isso, há a formação de cátions H+, ou seja,</p><p>houve a ionização de hidrogênios.</p><p>Exemplos:</p><p>- Monoácido: apresenta apenas um hidrogênio ionizável;</p><p>- Diácido: apresenta dois hidrogênios ionizáveis;</p><p>- Triácido: apresenta três hidrogênios ionizáveis;</p><p>- Tetrácido: apresenta quatro hidrogênios ionizáveis.</p><p>Importante: Nos hidrácidos todos os hidrogênios são ionizáveis, já nos oxiácidos, apenas aqueles que</p><p>estão ligados a átomos de oxigênio é que serão ionizáveis, por exemplo:</p><p>-Hidrácidos:</p><p>-Oxiácidos:</p><p>Assim, em soluções aquosas, os ácidos podem liberar um ou mais íons H+ para cada molécula de</p><p>ácido ionizado, e cada íon H+ liberado corresponde a uma etapa de ionização.</p><p>Exemplo: a ionização do H2SO4:</p><p>- Grau de ionização: O Grau de ionização de um ácido (α) consiste na relação entre o número de</p><p>moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas. Para realizar o cálculo dessa relação,</p><p>usamos a seguinte equação:</p><p>Assim comparando os graus de ionização temos:</p><p>a) Ácidos fortes: aqueles que possuem um grau de ionização igual ou maior que 50%. Exemplos a</p><p>18°C: HCl (α = 92,5%), H2SO4 (α = 61%);</p><p>b) Ácidos moderados ou semifortes: seu grau de ionização é maior que 5% e menor que 50%.</p><p>Exemplos a 18°C: HF (α = 8,5%), H3PO4(α = 27%);</p><p>c) Ácidos fracos: possui grau de ionização igual ou menor que 5%. Exemplos a 18°C: HCN (α =</p><p>0,008%), H2CO3 (α = 0,18%).</p><p>Exemplo:</p><p>De cada 100 moléculas de HCl dissolvidas, 92 moléculas sofrem ionização:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>75</p><p>α =</p><p>92</p><p>100</p><p>𝛂 =0,92% →Ácido forte</p><p>- Volatilidade: é a capacidade das substâncias passarem do estado líquido para o gasoso em</p><p>temperatura ambiente. Desse modo, para classificar os ácidos quanto à volatilidade é preciso considerar</p><p>os pontos de ebulição dos ácidos:</p><p>a) Ácidos voláteis: a grande maioria dos ácidos: HF, HCl, HCN, H2S, HNO3 etc.</p><p>O ácido acético, componente do vinagre, é o ácido volátil mais comum no nosso dia-a-dia. Ao abrirmos</p><p>um frasco com vinagre, logo percebemos seu cheiro característico.</p><p>b) Ácidos fixos: Os dois ácidos pouco voláteis mais comuns são o H2SO4 e o H3PO4.</p><p>Propriedades dos Ácidos</p><p>O sabor azedo é uma das características mais comuns nos ácidos e assim juntos as substâncias</p><p>azedas, estimulam a salivação.</p><p>Vamos abordar agora outras propriedades apresentadas por eles e o que nos permitem identificá-los:</p><p>a) Causam mudanças de cor nos corantes vegetais (por exemplo: alteram a cor da tintura do azul de</p><p>tornassol, para vermelho).</p><p>b) Reagem com certos metais (como o zinco, o magnésio e o ferro) produzindo hidrogénio gasoso.</p><p>c) Reagem com carbonatos e bicarbonatos, para produzir dióxido de carbono gasoso.</p><p>d) As suas soluções aquosas conduzem a eletricidade.</p><p>Principais Ácidos e Suas Aplicações no Cotidiano</p><p>Ácido fluorídrico (HF)</p><p>Nas condições ambientes, é um gás incolor que tem a característica de corroer o vidro, quando em</p><p>solução aquosa. Por esse motivo, em laboratórios, deve ser guardado em frascos plásticos. E é muito</p><p>utilizado para fazer gravações em cristais e vidros.</p><p>Ácido sulfídrico (H2S)</p><p>O ácido sulfídrico é um gás venenoso, incolor, formado na putrefação de substâncias orgânicas</p><p>naturais que contenham enxofre, sendo responsável em grande parte pelo cheiro de ovo podre.</p><p>Alguns animais como o gambá e a maritaca, liberam uma mistura de substâncias de odor</p><p>desagradável, entre as quais o H2S.</p><p>Ácido Sulfúrico (H2SO4)</p><p>É o ácido mais importante em indústrias e laboratórios. Utilizado nas baterias de automóveis, e</p><p>consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como na área da petroquímica,</p><p>na fabricação de corantes, tintas, explosivos e papel.</p><p>É também usado na indústria de fertilizantes agrícolas, permitindo a fabricação de produtos como os</p><p>fosfatos e o sulfato de amónio.</p><p>O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele carboniza os hidratos</p><p>de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à desidratação desses</p><p>materiais; O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais</p><p>devido à sua enérgica ação desidratante. O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os</p><p>tecidos dos organismos vivos, devido à sua ação desidratante e produz sérias queimaduras na pele. Por</p><p>isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.</p><p>As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e causam grande</p><p>impacto ambiental.</p><p>Ácido clorídrico (HCl)</p><p>O ácido clorídrico consiste no gás cloreto de hidrogênio dissolvido em água. Quando impuro, é vendido</p><p>com o nome de ácido muriático, sendo usado principalmente na limpeza de pisos e de superfícies</p><p>metálicas antes do processo de soldagem.</p><p>O ácido clorídrico também pode ser encontrado em nosso próprio organismo, estando presente no</p><p>suco gástrico do estômago, produzido pelas células parietais, cuja ação é ajudar na digestão dos</p><p>alimentos.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>76</p><p>Ácido cianídrico (HCN)</p><p>É um ácido extremamente tóxico. Este gás foi utilizando contra os judeus durante a segunda guerra</p><p>mundial para a execução da pena de morte.</p><p>Ácido acético (CH3-COOH)</p><p>É o ácido do vinagre, produto indispensável na cozinha no preparo de alimentos e saladas.</p><p>Ácido Nítrico (HNO3)</p><p>Depois do ácido sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido pelas indústrias. É usado na</p><p>fabricação de explosivos como o trinitrotolueno (TNT) e a nitroglicerina (dinamite); é muito útil para as</p><p>indústrias de fertilizantes agrícolas, permitindo a obtenção do salitre.</p><p>O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido</p><p>muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá-lo.</p><p>Ácido fosfórico (H3PO4)</p><p>Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura. É usado como aditivo</p><p>em alguns refrigerantes.</p><p>Bases</p><p>Antes da teoria de Arrhenius, as bases eram determinadas por uma série de propriedades comuns,</p><p>como:</p><p>-Sabor adstringente, isto é, “se amarras na boca”11;</p><p>-Tornar a pele lisa e escorregadia;</p><p>-Tornar azul o papel de tornassol róseo;</p><p>-Conduzir corrente elétrica.</p><p>Após as contribuições de Arrhenius, foi possível entender que essas propriedades comuns se devem</p><p>ao íon negativo OH- (hidroxila ou hidróxido), presente em todas as bases.</p><p>Os hidróxidos metálicos são compostos iônicos, e por isso, quando se dissolvem em água, há</p><p>dissociação iônica. Na época de Arrhenius acreditava-se que esses hidróxidos eram formados por</p><p>moléculas e que a água separava-se em íons. Por ser iônica, essa dissociação pode ser esquematizada</p><p>como:</p><p>Resumindo: Segundo Arrhenius, base é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação,</p><p>liberando como único tipo de ânion o OH–.</p><p>Nomenclatura das Bases</p><p>O nome das bases é obtido a partir da seguinte regra:</p><p>Hidróxido de + nome do cátion</p><p>Exemplos:</p><p>-NaOH</p><p>Cátion: Na+ (sódio)</p><p>Ânion: OH- (hidróxido)</p><p>Nomenclatura: Hidróxido de sódio</p><p>-Ca (OH)2</p><p>Cátion: Ca2+ (cálcio)</p><p>11Como por exemplo a sensação de comer uma banana verde.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>77</p><p>Ânion: OH- (hidróxido)</p><p>Nomenclatura: Hidróxido de cálcio</p><p>-Al (OH)3</p><p>Cátion: Al3+ (alumínio)</p><p>Ânion: OH- (hidróxido)</p><p>Nomenclatura: Hidróxido de alumínio</p><p>Importante: Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes eletrovalências (cargas),</p><p>acrescenta-se ao final do nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon. Outra maneira de</p><p>dar nome é acrescentar o sufixo -OSO ao íon de menor carga, e -ICO ao íon de maior carga.</p><p>Hidróxido de + nome do cátion + carga do cátion</p><p>Ou</p><p>Hidróxido de + nome do cátion</p><p>+ ICO (carga maior)</p><p>Hidróxido de + nome do cátion + OSO (carga menor)</p><p>Exemplos:</p><p>-Ferro:</p><p>Fe2+ Fe(OH)2 = Hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ferroso.</p><p>Fe3+: Fe(OH)3 = Hidróxido de ferro (III) ou hidróxido férrico.</p><p>-Cobre:</p><p>Cu (OH): Hidróxido de cobre (I)</p><p>Cu (OH)2: Hidróxido de cobre (II)</p><p>Classificação das Bases</p><p>Quanto ao número de hidroxilas (OH-)</p><p>Classificação Número de hidroxilas (OH-) Exemplos</p><p>Monobase 1 OH- NaOH, LiOH, NH4OH</p><p>Dibase 2 OH- Ca(OH)2, Fe(OH)2</p><p>Tribase 3 OH- Al(OH)3, Fe(OH)3</p><p>Tetrabase 4 OH- Sn(OH)4, Pb(OH)4</p><p>Classificação quanto à força</p><p>Fracas: possui grau de dissociação iônica inferior a 5%, é o caso do NH4 e dos metais em geral (desde</p><p>que estes não sejam alcalinos ou alcalinos terrosos).</p><p>Fortes: possui grau de dissociação iônica de praticamente 100%, é o caso das bases de metais</p><p>alcalinos e metais alcalinos terrosos, exceto os hidróxidos de berílio e magnésio.</p><p>Tipo de base Força básica</p><p>De metais alcalinos Fortes e solúveis</p><p>De metais alcalinos terrosos</p><p>Fortes e parcialmente solúveis,</p><p>Exceto a de magnésio, que é fraca</p><p>Demais bases Fracas e praticamente insolúveis</p><p>Quanto à Solubilidade em água</p><p>O esquema a seguir mostra a variação genérica da solubilidade das bases em água.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>78</p><p>Solúveis: NH4OH e as bases de metais alcalinos (da família 1ª)</p><p>Pouco solúveis: as bases de metais alcalinos terrosos (da família 2ª)</p><p>Praticamente insolúveis: as demais</p><p>Propriedades das Bases</p><p>Reações com ácidos</p><p>Como já sabemos:</p><p>Assim, se misturarmos um ácido e uma base, os íons H+ e OH– interagem, produzindo água (H2O).</p><p>Essa reação é denominada neutralização. O cátion da base e o ânion do ácido darão origem a um sal,</p><p>num processo chamado salificação.</p><p>Ação sobre indicadores</p><p>Tanto os ácidos como as bases alteram a cor de um indicador. A maioria dos indicadores usados em</p><p>laboratório porém, alguns são encontrados na natureza, como o repolho roxo, na beterraba, nas pétalas</p><p>de rosas vermelhas, no chá-mate, nas amoras etc., sendo sua extração bastante fácil</p><p>Principais Bases e Suas Aplicações no Cotidiano</p><p>Hidróxido de sódio - NaOH</p><p>O hidróxido de sódio é popularmente conhecido como soda cáustica, cujo termo cáustica, significa que</p><p>pode corroer ou destruir os tecidos vivos. É um sólido branco, cristalino e higroscópico, ou seja, tem a</p><p>propriedade de absorver água. Por isso, quando exposto ao meio ambiente, ele se transforma, após certo</p><p>tempo, em um líquido incolor. As substâncias que têm essa propriedade são denominadas</p><p>deliquescentes.</p><p>Quando preparamos soluções concentradas dessa base, elas devem ser conservadas em frascos</p><p>plásticos, pois lentamente reagem com o vidro. Tais soluções também reagem com óleos e gorduras e,</p><p>por isso, são muito utilizadas na fabricação de sabão e de produtos para desentupir pias e ralos.</p><p>Hidróxido de cálcio - Ca(OH)2</p><p>É popularmente conhecido como cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada. É utilizado na construção</p><p>civil no preparo da argamassa, usada na alvenaria, e na caiação (pintura a cal) o que fazem os pedreiros</p><p>ao preparar a argamassa.</p><p>Hidróxido de magnésio - Mg(OH)2</p><p>O hidróxido de magnésio é um sólido branco, pouco solúvel em água. Quando dissolvido em água, a</p><p>uma concentração de aproximadamente 7% em massa, o hidróxido de magnésio origina um líquido</p><p>branco e espesso que contém partículas sólidas misturadas à água. A esse líquido damos o nome de</p><p>suspensão, sendo conhecido também por leite de magnésia, cuja principal aplicação consiste no uso</p><p>como antiácido e laxante.</p><p>Hidróxido de amônio - NH4OH</p><p>É obtido ao se borbulhar amônia (NH3) em água, conforme a reação abaixo:</p><p>NH3 + H2O ↔ NH4</p><p>+ (aq) + OH-</p><p>(aq)</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>79</p><p>Assim, não existe uma substância hidróxido de amônio, mas sim soluções aquosas de amônia</p><p>interagindo com a água, originando os íons amônio (NH4+) e hidróxido (OH-).</p><p>O hidróxido de amônio é conhecido comercialmente por amoníaco, sendo muito utilizado na produção</p><p>de ácido nítrico para a produção de fertilizantes e explosivos.</p><p>Ele também é usado em limpeza doméstica, na produção de compostos orgânicos e como gás de</p><p>refrigeração.</p><p>Teoria Moderna de Ácido e Base (Brønsted -Lowry)</p><p>Foi proposta de forma independente por G. Lewis, por T. Lowry e por J. Brønsted. Mas foi Brønsted</p><p>um dos que mais contribuiu para o seu desenvolvimento.</p><p>Essa teoria é chamada de teoria protônica porque se baseia na transferência de prótons, iguais ao íon</p><p>H+, o núcleo do hidrogênio, mas que ao ser chamado de próton, ajuda a diferenciar da teoria de Arrhenius.</p><p>Além disso, nessa teoria não há necessidade da presença de água.</p><p>Segundo esses cientistas:</p><p>“Ácido é toda espécie química, íon ou molécula capaz de doar um próton, enquanto a base é capaz</p><p>de receber um próton”</p><p>Exemplos de ácidos e bases segundo a teoria de Brønsted e Lowry:</p><p>NH3 +</p><p>HCℓ → NH4</p><p>+ + Cℓ-</p><p>base ácido ácido base</p><p>forte forte fraco fraca</p><p>Observe que a amônia (NH3) é base porque ela recebe um próton (H+) do ácido clorídrico (HCℓ).</p><p>Nessa teoria, a reação de neutralização seria uma transferência de prótons entre um ácido e uma</p><p>base, como a reação explica acima.</p><p>Apesar de ser uma teoria que também permitiu o estudo e desenvolvimento de várias áreas e de ser</p><p>uma definição bastante utilizada e atual, ela também tinha uma limitação: não permitia prever o caráter</p><p>ácido ou o caráter básico de espécies químicas sem a presença de hidrogênio.</p><p>Indicadores Ácido-Base</p><p>Existe uma escala da medida da acidez e basicidade das substâncias, denominada escala de pH, que</p><p>é numerada do 0 ao 14. Quanto menor o valor do pH, mais ácida é a substância. Quando maior for o pH,</p><p>mais básica é a substância. O valor 7, exatamente na metade da escala, indica as substâncias neutras</p><p>ou seja, nem ácidas nem básicas.</p><p>Algumas substâncias naturais ou sintéticas que adquirem coloração diferente em solução ácida e em</p><p>solução básica. São os indicadores ácido-base, utilizados para reconhecer o caráter de uma solução.</p><p>Como exemplo de indicadores sintéticos, temos:</p><p>Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa escuro em meio básico:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>80</p><p>Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelha na presença de</p><p>ácidos.</p><p>Alaranjado de metila: O alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja</p><p>em base e quando neutro.</p><p>Azul de bromotimol: O azul de bromotimol fica amarelo em ácido (1), e azul em base (2) e quando</p><p>neutro verde (3).</p><p>Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o</p><p>hibisco.</p><p>Repolho roxo: O repolho roxo, meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde em contato</p><p>com base e vermelho quando neutro.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>81</p><p>Flor Hortência: Uma hortênsia azul com o tempo pode se tornar rosa e vice-versa. Isso ocorre em</p><p>razão do pH do solo. Em solo ácido a hortênsia produz flores azuis, já em solos básicos, suas flores são</p><p>cor-de-rosa. A intensidade dessas cores depende do teor de acidez ou alcalinidade do solo; quanto mais</p><p>ácido, mais azul-escuro ficará; e quanto mais básico, mais claro será.</p><p>Funcionamento Indicador Ácido-Base</p><p>O sistema de funcionamento dos indicadores é o seguinte: geralmente eles são um ácido fraco ou uma</p><p>base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta</p><p>coloração diferente. Veja um exemplo:</p><p>Indicador ácido + H2O ↔ H3O+ + Base conjugada</p><p>(cor A) (cor B)</p><p>Quando</p><p>esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le</p><p>Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro</p><p>lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir</p><p>com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons</p><p>H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire</p><p>a cor B.</p><p>Sais</p><p>Sal é um composto resultante da reação de neutralização mutua entre um ácido e uma base. Assim,</p><p>o cátion da base e o ânion do ácido formam o sal.</p><p>Conceito teórico segundo Arrhenius: É todo o composto iônico que possui, pelo menos, um cátion</p><p>diferente do H+ e um ânion diferente do OH-</p><p>.</p><p>Exemplo: NaCl ou Na+Cl-</p><p>HCl + NaOH → NaCl + H2O</p><p>Ácido Base Sal Água</p><p>Formulação de um Sal</p><p>Os sais são substâncias neutras formadas a partir da ligação entre o ânion de um ácido e o cátion de</p><p>uma base. Assim, para que ocorra a igualdade de cargas positivas e negativas, basta inverter as cargas</p><p>dos íons pelos seus índices no sal. O índice é, na fórmula unitária, o número que vem subscrito (no canto</p><p>inferior direito) do elemento ou do grupo de elementos, conforme mostrado na fórmula a seguir:</p><p>Observe que o valor da carga do cátion torna-se o índice do ânion, enquanto a carga do ânion torna-</p><p>se o índice do cátion. Observe também que é somente o valor da carga que é invertido, os sinais negativos</p><p>e positivos não vão para o índice.</p><p>Exemplos:</p><p>Ácido + Base → Sal + H2O</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>82</p><p>-Nitrato de potássio: K+ + NO3</p><p>-: KNO3</p><p>(Observe que tanto o índice quanto a carga são iguais a “1”, logo,</p><p>não precisam ser escritos);</p><p>-Perclorato de potássio:K1+ + ClO4</p><p>1-: KClO4;</p><p>-Sulfato de cálcio: Ca2+ + SO4</p><p>2-: CaSO4 (veja que, quando as cargas são iguais, podemos simplificar</p><p>os índices. É por isso que a fórmula não é escrita assim: Ca2(SO4)2.</p><p>-Dicromato de alumínio: Al3+ + Cr2O7</p><p>2-: Al2(Cr2O7)3;</p><p>-Fosfato de bário: Ba2+ + PO4</p><p>3-: Ba3(PO4)2;</p><p>-Nitrito de ferro III: Fe3+ + NO2-: Fe(NO2)3.</p><p>Também é possível obter a fórmula de um sal sabendo seu nome. Para se determinar a fórmula do sal</p><p>desse modo, segue-se os seguintes passos:</p><p>Exemplos: Sulfato de ferro III</p><p>1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.</p><p>Ânion sulfato: ácido sulfúrico = H2SO4</p><p>Cátion ferro-III: hidróxido de ferro-III = Fe(OH)3</p><p>2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion base e do ânion do</p><p>ácido.</p><p>H2SO4 = SO4</p><p>2- Ânion sulfato</p><p>Fe(OH)3 = Fe3+ Cátion ferro-III</p><p>3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido.</p><p>Fe3+</p><p>SO4</p><p>2-</p><p>4º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das cargas se anule.</p><p>Fe2(SO4)3</p><p>Reações de Neutralização</p><p>Quando misturamos um ácido e uma base, ocorrem as reações de neutralização. Elas ocorrem de</p><p>modo que o pH do meio é neutralizado e se produz água e um sal. Nessa reação o ácido libera cátions</p><p>H+ que se juntam aos ânions OH- liberados pela base e, assim, formam-se as moléculas de água. O sal</p><p>é então formado pela união do ânion do ácido com o cátion da base.</p><p>Assim, temos:</p><p>HA + BOH → H2O + BA</p><p>Ácido Base Água Sal</p><p>Neutralização Total</p><p>Ocorre quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido é igual à quantidade de ânions OH-</p><p>provenientes da base. Nesse tipo de reação são sempre formados sais neutros. Dessa forma, a reação</p><p>ocorre entre ácidos e bases em que ambos são fracos ou, então, ambos são fortes.</p><p>Exemplos:</p><p>Reações entre ácidos e bases fortes:</p><p>HCl + NaOH → NaCl + H2O</p><p>Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também</p><p>apenas 1 íon OH-.</p><p>3 HCl + Al(OH)3 → Al(Cl)3 + 3H2O</p><p>Cada molécula do ácido produziu 3 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 3 íons</p><p>OH-.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>83</p><p>Reações entre ácido e base fracos:</p><p>2 HNO3 + Mg(OH) 2 → Mg(NO3)2 + 2 H2O</p><p>Cada molécula do ácido produziu 2 íons H+ e cada molécula da base produziu também apenas 2 íons</p><p>OH-.</p><p>HCN + NH4OH → NH4CN + H2O</p><p>Observe que cada molécula do ácido produziu 1 íon H+ e cada molécula da base produziu também</p><p>apenas 1 íon OH-.12</p><p>Neutralização Parcial</p><p>Ocorre quando a quantidade de cátions H+ do ácido não é a mesma quantidade de ânions OH- da</p><p>base. Assim, a neutralização não ocorre por completo e, dependendo de quais íons estão em maior</p><p>quantidade no meio, o sal formado pode ser básico ou ácido.</p><p>Exemplos:</p><p>HCl + Mg(OH)2 → Mg(OH)Cl + H2O</p><p>No exemplo acima, o ácido libera apenas um cátion H+ e a base libera dois ânions OH-. Assim, os</p><p>ânions OH- não são neutralizados totalmente e é formado um sal básico, que também é chamado de</p><p>hidróxissal.</p><p>H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O</p><p>Nesse exemplo, o ácido liberou mais íons (3) que a base (1). Portanto, os cátions H+ não foram</p><p>totalmente neutralizados e um sal ácido foi originado, que também é denominado de hidrogenossal.</p><p>Os sais ácidos também podem ser formados através de reações de neutralização entre um ácido forte</p><p>(HCl, HNO3, HClO4 etc.) e uma base fraca (NH3, C6H5NH2, anilina etc.). Por outro lado, os sais básicos</p><p>podem ser formados em reações de neutralização entre um ácido fraco (CH3COOH, HF, HCN etc.) e uma</p><p>base forte (NaOH, LiOH, KOH etc.).</p><p>Reação entre ácido forte e base fraca→ Sal de caráter ácido:</p><p>HNO3 + AgOH → AgNO3 + H2O</p><p>Reação entre ácido fraco e base forte→ Sal de caráter básico:</p><p>2H3BO3 + 3 Ca(OH)2 → Ca3(BO3)2 + 6 H2O</p><p>Nomenclatura dos Sais</p><p>A nomenclatura dos sais é obtida a partir da nomenclatura do ácido que originou o ânion participante</p><p>do sal, pela mudança de sufixos. Assim, temos:</p><p>Sufixo do ácido -ídrico -ico -oso</p><p>Sufixo do ânion -eto -ato -ito</p><p>Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o seguinte esquema:</p><p>Nome do sal ⇒ nome do ânion + nome do</p><p>cátion</p><p>Exemplos:</p><p>12 http://manualdaquimica.uol.com.br/</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>84</p><p>Uma outra forma de dar nomes aos sais é consultando as tabelas de cátions e ânions. Nas tabelas a</p><p>seguir, apresentamos alguns deles:</p><p>Ânions</p><p>Acetato: H3CCOO- Bicarbonato: HCO3</p><p>- Bissulfato: HSO4</p><p>-</p><p>Brometo: Br- Carbonato: CO3</p><p>2- Cianeto: CN-</p><p>Cloreto: Cl- Floreto: F- Fosfato: PO4</p><p>3-</p><p>Hipocloreto: ClO- Iodeto: I- Nitratp: NO3</p><p>-</p><p>Nitrito: NO2- Permanganato: MnO4</p><p>- Pirofosfato: P2O7</p><p>4-</p><p>Sulfato: SO2</p><p>-4 Sulfeto: S2- Sulfito: S2-</p><p>Cátions</p><p>+1 Li+, Na+, K+, Ag+, NH4+, Cu+</p><p>+2 Mg2+, Ca2+, Ba2+, Zn2+, Cu2+, Fe2+</p><p>+3 Al3+, Fe3+</p><p>Exemplo de como utilizar as tabelas:</p><p>Determinação da fórmula a partir do nome do sal.</p><p>Exemplo: carbonato de cálcio</p><p>Ânion: carbonato — CO2</p><p>–3</p><p>Cátion: sódio — Na+</p><p>Determinação do nome a partir da fórmula do sal.</p><p>Exemplo: Fe2(SO4)3</p><p>Cátion: Fe3+</p><p>Ânion: SO2–</p><p>Assim, o nome do sal é sulfato de ferro III ou sulfato férrico.</p><p>Classificação dos Sais</p><p>A classificação dos sais é realizada de acordo com a natureza ou tipo de íons que os constituem.</p><p>Dessa forma, os sais inorgânicos são classificados em neutros (normais), ácidos (hidrogenossal) e</p><p>básicos (hidroxissal).</p><p>1) A natureza dos íons</p><p>- Sal neutro (normais)</p><p>É o sal resultante de uma reação entre uma base e um ácido fortes ou entre uma base e um ácido</p><p>fracos. Este é o sal cujo ânion não possui H ionizável e não é o ânion OH-. Resulta de uma reação de</p><p>neutralização total.</p><p>Exemplos:</p><p>NaCl: cátion → Na+ (vem do hidróxido de sódio, NaOH, uma base forte); ânion → Cl- (vem do ácido</p><p>clorídrico, HCl, um ácido forte).</p><p>Na2SO4: cátion → Na+ (vem do hidróxido de sódio, NaOH, uma base forte); ânion → SO4</p><p>2- (vem do</p><p>ácido sulfúrico, H2SO4, um ácido forte).</p><p>Apostila gerada especialmente</p><p>para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>85</p><p>NH4CN: cátion → NH4</p><p>2+ (vem do hidróxido de amônio, NH4OH, uma base fraca); ânion → CO3</p><p>-2 (vem</p><p>do ácido cianídrico, HCN, um ácido fraco).</p><p>Esses sais são considerados neutros porque, quando eles são adicionados à água, o pH do meio não</p><p>sofre nenhuma alteração. Além disso, eles não liberam em solução aquosa cátion H+, que indica acidez,</p><p>e nem ânion OH-, que indica basicidade.</p><p>- Hidrogenossal (Sal ácido)</p><p>É o sal cujo ânion tem um ou mais H+ ionizáveis e não apresenta o ânion OH-. Resulta de uma</p><p>neutralização parcial do ácido.</p><p>Exemplos:</p><p>NH4Cl(s): cátion → NH4</p><p>2+ (vem do hidróxido de amônio, NH4OH, uma base fraca); ânion → Cl- (vem do</p><p>ácido clorídrico, HCl, um ácido forte).</p><p>Al2(SO4)3: cátion → Al3+ (vem do hidróxido de alumínio, Al(OH)3, uma base fraca); ânion → SO4</p><p>2- (vem</p><p>do ácido sulfúrico, H2SO4, um ácido forte).</p><p>NH4NO3: cátion → NH4</p><p>2+ (vem do hidróxido de amônio, NH4OH, uma base fraca); ânion → NO3- (vem</p><p>do ácido nítrico, HNO3, um ácido forte).</p><p>- Hidróxissal (Sal básico)</p><p>É o sal cujo ânion não apresenta H ionizável e no qual, além desse ânion há o OH-. Resulta da</p><p>neutralização parcial da base.</p><p>Exemplo:</p><p>NaOOCCH3:</p><p>Cátion → Na+ (vem do hidróxido de sódio, NaOH, uma base forte);</p><p>Ânion → CH3COO– (vem do ácido etanoico, CH3COOH, H2CO3, um ácido fraco).</p><p>No exemplo acima, o ânion acetato (CH3COO–) hidrolisa-se em meio aquoso e forma o ácido acético</p><p>e íons hidroxila (OH–), o que torna a solução básica.</p><p>2) Solubilidade dos sais</p><p>O estudo da solubilidade dos sais determina se um sal se dissolverá ou não em água. Assim, um sal</p><p>pode ser classificado em solúvel ou praticamente insolúvel.</p><p>Sal solúvel (sal que apresenta boa solubilidade em água):</p><p>Sal praticamente insolúvel (sal que se dissolve em quantidade extremamente desprezível em água,</p><p>mas ocorre algum tipo de dissolução, por menor que seja):</p><p>Para determinar a solubilidade dos sais em água, basta conhecer o ânion presente no sal. Veja as</p><p>regras que se dirigem aos tipos de ânions:</p><p>-Nitrato (NO3</p><p>-) e Nitrito (NO2</p><p>-): todo sal que apresenta esses ânions são solúveis;</p><p>-Carbonato (CO3</p><p>-2), Fosfato (PO4</p><p>-3) e Sulfeto (S-2): solúvel apenas com elementos da família IA e</p><p>com o NH4</p><p>+;</p><p>-Halogenetos (F-, Cl-, Br-, I-): com os cátions Ag+ Cu+, Hg2</p><p>+2 e Pb+2 são insolúveis;</p><p>-Acetato (H3C2O2</p><p>-): com os cátions Ag+ e Hg2</p><p>+2 são insolúveis;</p><p>-Sulfato (SO4</p><p>-2): com os cátions Ag+, metais alcalino terrosos (IIA, com exceção do magnésio), Hg2</p><p>+2</p><p>e Pb+2 são insolúveis;</p><p>-Qualquer outro ânion: solúvel apenas com elementos da família IA e com o NH4</p><p>-.</p><p>Aplicações dos Sais no Cotidiano</p><p>Cloreto de sódio — NaCl</p><p>Sal obtido pela evaporação da água do mar. É o principal componente do sal de cozinha, usado na</p><p>nossa alimentação. No sal de cozinha, além do NaCl, existem outros sais, como os iodetos ou iodatos de</p><p>sódio e potássio (NaI, NaIO3; KI, KIO3), cuja presença é obrigatória por lei. Sua falta pode acarretar a</p><p>doença denominada bócio, vulgarmente conhecida como papo.</p><p>O sal de cozinha pode ser utilizado na conservação de carnes, pescados e peles. Na Medicina, é</p><p>utilizado na fabricação do soro fisiológico, que consiste numa solução aquosa com 0,92% de NaCl.</p><p>Bicarbonato de sódio – NaHCO3 (hidrogenocarbonato de sódio)</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>86</p><p>É um sal branco é usado principalmente em antiácidos estomacais, pois ele reage com o ácido</p><p>clorídrico (HCl) presente no suco gástrico e neutraliza o meio:</p><p>NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2</p><p>Ele também é muito usado como fermento de bolos, pães e biscoitos, pois sua decomposição libera o</p><p>CO2 que faz a massa crescer. Além disso, é usado em extintores de incêndios, em cremes dentais para</p><p>clareamento dos dentes, em balas e gomas de mascar que “explodem” na boca e em talcos e</p><p>desodorantes.</p><p>Fluoreto de sódio – NaF</p><p>Anticárie que entra na composição do creme dental e também na fluoretação da água potável, pois</p><p>inibe o processo de desmineralização dos dentes, conferindo proteção contra a ação das cáries.</p><p>Sulfato de cálcio — CaSO4</p><p>Este sal pode ser encontrado na forma de sal anidro, ou seja, sem água (CaSO4), ou de sal hidratado,</p><p>isto é, com água (CaSO4.2 H2O), sendo essa forma conhecida por gipsita.</p><p>Sulfato de magnésio – MgSO4</p><p>É conhecido como Sal amargo ou Sal de Epsom. Utilizado em Medicina como purgativo ou laxante.</p><p>Sulfato de bário – BaSO4</p><p>É conhecido como contraste, pois atua como meio opaco na radiografia gastrointestinal.</p><p>Carbonato de sódio – Na2CO3</p><p>Este sal é popularmente conhecido como soda ou barrilha. Sua a principal aplicação é na produção de</p><p>vidro, segundo a seguinte reação:</p><p>barrilha + calcário + areia → vidro comum + gás carbônico</p><p>Na2CO3 + CaCO3 + SiO2 → silicatos de sódio e cálcio + gás carbônico</p><p>x Na2CO3 + y CaCO3 + z SiO2 → (Na2O)x . (CaCO)y . (SiO2)z + (x + y) CO2</p><p>Outras aplicações desse sal são: na produção de corantes, no tratamento de piscinas, na produção de</p><p>sabão e detergentes, de papel e celulose, nas indústrias têxteis e siderúrgicas.</p><p>Nitrato de sódio – NaNO3</p><p>Também conhecido como salitre do Chile é encontrado em abundância em grandes depósitos naturais</p><p>nos desertos chilenos. É muito empregado para produzir fertilizantes e na fabricação de pólvora negra. É</p><p>também usado como conservante de carnes enlatadas e defumadas.</p><p>Sulfato de cálcio – CaSO4</p><p>Na forma anidra (sem água) é usado como matéria-prima do giz; já na forma hidratada é conhecido</p><p>como gesso, usado na construção civil e em imobilização ortopédica.</p><p>Óxidos</p><p>Os óxidos são substâncias presentes no nosso dia-a-dia. Um bom exemplo de óxido é o gás carbônico,</p><p>expelido na respiração, e é também o principal responsável pelo efeito estufa.</p><p>Definição: Óxido é todo composto binário que contém oxigênio e no qual ele é o elemento mais</p><p>eletronegativo.</p><p>Exemplos:</p><p>Cl2O, SO2, CO2, NO, P2O, K2O, CaO, Fe2O3</p><p>O único elemento mais eletronegativo que o oxigênio é o flúor; por isso o OF2, não é um óxido, mas</p><p>sim, um fluoreto de oxigênio</p><p>Nomenclatura</p><p>Regra geral:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>87</p><p>1) Para um óxido ExOy:</p><p>Os prefixos mono, di, tri, etc. Indicam os valores de x e y na fórmula do óxido. O prefixo mono diante</p><p>do nome E é comumente omitido.</p><p>Fórmula molecular Nome do óxido</p><p>CO Monóxido de monocarbono ou monóxido de carbono</p><p>CO2 Dióxido de monocarbono ou dióxido de carbono</p><p>N2O3 Trióxido de dinotrogênio</p><p>Fe3O4 Tetróxido de triferro</p><p>2) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga fixa.</p><p>Metais com carga fixa:</p><p>- Metais alcalinos (1A) e Ag = +1</p><p>- Metais alcalinos terrosos (2A) e Zn = +2</p><p>- Alumínio = +3</p><p>Exemplo:</p><p>Na2O → óxido de sódio</p><p>Al2O3 → óxido de alumínio</p><p>Para montar a fórmula do óxido a partir do nome, é só lembrar a carga do metal, a carga do oxigênio</p><p>-2 e fazer com que a soma das cargas se anule. Exemplos:</p><p>Óxido de lítio → Li1+O2- invertendo as cargas: Li2O</p><p>Óxido de prata → Ag1+O2-, invertendo as cargas: Ag2O</p><p>3) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga variável.</p><p>Óxido de + nome do metal + carga do metal</p><p>Ou</p><p>Óxido de+ nome do metal + ICO (carga maior)</p><p>Óxido de + nome do metal + OSO (carga</p><p>menor)</p><p>Metais com carga variável:</p><p>- Ouro (Au1+ e Au3+)</p><p>- Cobre (Cu1+ e Cu2+)</p><p>- Ferro (Fe2+ e Fe3+)</p><p>- Chumbo (Pb2+ e Pb4+)</p><p>Exemplos:</p><p>Au2O3 → óxido de ouro-III ou áurico</p><p>Cu2O → óxido de cobre-I ou cuproso</p><p>PbO2 → óxido de chumbo-IV ou plúmbico</p><p>Classificação dos Óxidos</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>88</p><p>Os óxidos são classificados em função do seu comportamento na presença de água, bases e ácidos.</p><p>Óxidos Básicos</p><p>São óxidos com caráter básico. São iônicos e o ânion é O2-. As reações dos óxidos básicos com água</p><p>e ácidos podem ser esquematizados</p><p>da seguinte maneira:</p><p>Exemplo 1:</p><p>Óxido Sal Base</p><p>1 Na2O(g) + 1 H2O(l) → 2 NaOH</p><p>Óxido de Sódio Água Hidróxido de Sódio</p><p>Exemplo 2:</p><p>Óxido Sal Base Água</p><p>1 Na2O(g) + 1 H2SO4 (l) → 2 NaOH (aq) + 1 H2O</p><p>Óxido de Sódio Ácido Sulfúrico Hidróxido de Sódio Água</p><p>Óxidos Ácidos</p><p>Apresentam caráter covalente e geralmente são formados por ametais. Estes óxidos também</p><p>chamados de anidridos e reagem com a água formando um ácido ou reagem com uma base e dando</p><p>origem a água e sal.</p><p>Exemplo1:</p><p>Exemplo 2:</p><p>Óxidos Neutros</p><p>São óxidos que não reagem com água, base ou ácido.</p><p>São basicamente três óxidos: CO, NO, N2O.</p><p>Óxidos Anfóteros</p><p>São óxidos que podem se comportar tanto como óxido básico quanto como óxido ácido.</p><p>Exemplos:</p><p>ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2.</p><p>ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O</p><p>ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>89</p><p>Óxidos Duplos ou Mistos</p><p>Óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo elemento</p><p>químico. Exemplos:</p><p>Fe3O4 → FeO + Fe2O3</p><p>Pb3O4 → 2PbO + PbO2</p><p>Peróxidos</p><p>Os peróxidos apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2–.</p><p>Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino-terrosos.</p><p>Exemplo:</p><p>-Peróxido de hidrogênio: H2O2</p><p>É líquido e molecular. Quando dissolvido em água, origina uma solução conhecida como água</p><p>oxigenada, muito comum em nosso cotidiano.</p><p>Aplicações dos Óxidos no Cotidiano</p><p>Dióxido de carbono (CO2)</p><p>Também conhecido como gás carbônico, é um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é</p><p>combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio. O CO2 é o gás usado nos</p><p>refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. O gás carbônico é um óxido de característica ácida, pois</p><p>ao reagir com a água produz ácido carbônico.</p><p>CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO3</p><p>-</p><p>Óxido de alumínio (Al2O3)</p><p>O óxido de alumínio constitui o minério conhecido como bauxita (Al2O3.2H2O) ou alumina (Al2O3). É</p><p>também empregado na obtenção do alumínio e como pedras preciosas em joalherias (rubi, safira,</p><p>esmeralda, topázio, turquesa, etc.).</p><p>Óxido de silício – (SiO2)</p><p>Este óxido é conhecido comercialmente como sílica. É o constituinte químico da areia, considerado o</p><p>óxido mais abundante da crosta terrestre. Apresenta-se nas variedades de quartzo, ametista, ágata, ônix,</p><p>opala, etc; Utilizado na fabricação do vidro, porcelana, tijolos refratários para fornos, argamassa, lixas,</p><p>fósforos, saponáceos.</p><p>Óxido de cálcio (CaO)</p><p>Na preparação da argamassa, a cal viva ou virgem (CaO) é misturada à água, ocorrendo uma reação</p><p>que libera grande quantidade de calor:</p><p>A cal virgem é obtida pelo aquecimento do CaCO3, que é encontrado na natureza como constituinte</p><p>do mármore, do calcário e da calcita:</p><p>Onde o solo é ácido, a cal viva é empregada para diminuir sua acidez.</p><p>Hidretos13</p><p>Os hidretos consistem no grupo de compostos orgânicos em que, na molécula, o elemento mais</p><p>eletronegativo é o hidrogênio (H). Os hidretos podem ser classificados de acordo com o tipo de ligação</p><p>química que estabelecem em iônicos, covalentes e metálicos.</p><p>13 http://www.infoescola.com/</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>90</p><p>Hidretos Iônicos</p><p>Os hidretos iônicos são formados pelo hidrogênio ligado a metais alcalinos e alcalinos terrosos</p><p>(famílias 1A e 2A da tabela periódica, respectivamente). São compostos sólidos, cristalinos, de altos</p><p>pontos de fusão, elevadas entalpias de formação, reagem com água produzindo bases, insolúveis em</p><p>solventes orgânicos, são agentes redutores fortes, principalmente em altas temperaturas.</p><p>Exemplos:</p><p>-Hidreto de sódio (NaH): muito utilizado como agente redutor em sínteses orgânicas e inorgânicas.</p><p>-Hidreto de cálcio (CaH2): reage fortemente com água liberando o gás hidrogênio. Amplamente usado</p><p>como dessecante para alguns tipos de solventes.</p><p>Hidretos Covalentes</p><p>Os hidretos covalentes (ou moleculares) são constituídos pela junção do hidrogênio aos elementos</p><p>dos grupos 3A (13), 4A (14), 5A (15), 6A (16) e 7A (17) e o berílio (Be). Suas moléculas são covalentes,</p><p>unidas entre si por ligações do tipo Van Der Waals, voláteis e de baixos pontos de fusão e ebulição.</p><p>Exemplos:</p><p>-Hidreto de berílio (BeH2): substância muito empregada com combustível de foguetes, pode ser obtido</p><p>a partir da pirólise (reação de decomposição que ocorre a altíssimas temperaturas).</p><p>-Hidreto de fósforo (PH3): também conhecidos como fosfina, fosfano ou fosfamina. Gás inflamável que,</p><p>geralmente, apresenta odor desagradável de peixe podre. Frequentemente aplicado à produção de</p><p>pastas, pastilhas, placas, comprimidos e produtos agrícolas.</p><p>-Hidreto de enxofre (H2S): gás corrosivo, de odor característico (semelhante ao de ovos podres),</p><p>utilizado, principalmente pela indústria petroquímica.</p><p>Hidretos Metálicos</p><p>O hidrogênio combinado com elementos do bloco d e f da tabela periódica, lantanídeos e actinídeos</p><p>forma hidretos. As propriedades físicas e químicas desses compostos são, comumente, próximas às dos</p><p>metais que os constituem: podem apresentar brilho metálico, alta dureza e boa condutividade elétrica.</p><p>Reagem violentamente com água, produzido hidrogênio e uma base metal.</p><p>Exemplo:</p><p>-Hidreto de antimônio (SbH3): gás altamente instável e tóxico, usado para endurecer ligas metálicas.</p><p>Nomenclatura</p><p>A nomenclatura oficial dos hidretos é dada acrescendo o nome do cátion da fórmula ao termo hidreto.</p><p>Exemplo:</p><p>NaH – hidreto de sódio</p><p>Existem alguns hidretos constituídos por não-metais que, em água, formam soluções bastante ácidas</p><p>e, devido a isso, recebem outros nomes, como é o caso do ácido clorídrico (HCl). Outros, ainda, são</p><p>conhecidos por nomes não metódicos, como, por exemplo, a água (hidreto de oxigênio), boranos (hidretos</p><p>de boro) e silanos (hidretos de silício).</p><p>Questões</p><p>01. (UFPB) Os ácidos são substâncias químicas sempre presentes no cotidiano do homem. Por</p><p>exemplo, durante a amamentação, era comum usar-se água boricada (solução aquosa que contém ácido</p><p>bórico) para fazer a assepsia do seio da mãe; para limpezas mais fortes da casa, emprega-se ácido</p><p>muriático (solução aquosa de ácido clorídrico); nos refrigerantes, encontra-se o ácido carbônico; e, no</p><p>ovo podre, o mau cheiro é devido à presença do ácido sulfídrico.</p><p>Esses ácidos podem ser representados, respectivamente, pelas seguintes fórmulas moleculares:</p><p>(A) H3BO3, HCl, H2CO2 e H2SO4</p><p>(B) H2BO3, HCl, H2CO3 e H2S</p><p>(C) H3BO3, HClO3, H2SO3 e H2CO2</p><p>(D) H2BO3, HClO4, H2S e H2CO3</p><p>(E) H3BO3, HCl, H2CO3 e H2S</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>91</p><p>02. (Mack/SP) Certo informe publicitário alerta para o fato de que, se o indivíduo tem azia ou pirose</p><p>com grande frequência, deve procurar um médico, pois pode estar ocorrendo refluxo gastroesofágico, isto</p><p>é, o retorno do conteúdo ácido do estômago. A fórmula e o nome do ácido que, nesse caso, provoca</p><p>queimação no estômago, a rouquidão e mesmo dor toráxica são:</p><p>(A) HCl e ácido clórico.</p><p>(B) HClO2 e ácido cloroso.</p><p>(C) HClO3 e ácido clórico.</p><p>(D) HClO3 e ácido clorídrico.</p><p>(E) HCl e ácido clorídrico</p><p>03. Dentre os óxidos abaixo, qual deles reage com ácido formando sal e água, ou seja, que pode ser</p><p>classificado como óxido básico?</p><p>(A) N2O</p><p>(B) CaO</p><p>(C) CO2</p><p>(D) SO2</p><p>(E) N2O5</p><p>04. (UFLA) Assinale a alternativa que represente a fórmula do hidreto de um metal alcalinoterroso (M):</p><p>(A) M2H</p><p>(B) MH3</p><p>(C) MH</p><p>(D) M2H2</p><p>(E) MH2</p><p>05. (PUC/PR) Identifique as alternativas incorretas:</p><p>I- Os hidretos iônicos são compostos de metais alcalinos e metais alcalinoterrosos.</p><p>II- Os hidretos iônicos são pouco reativos.</p><p>III- Os hidretos são compostos binários de Hidrogênio nos quais o Hidrogênio é o elementos mais</p><p>eletropositivo.</p><p>IV- Os hidretos iônicos são, em regra, sólidos cristalinos brancos.</p><p>V- Os hidretos moleculares são, em regra, gases ou líquidos com baixo ponto de Ebulição.</p><p>(A) I e IV.</p><p>(B) I, III e V.</p><p>(C) I, II e V.</p><p>(D) II e III</p><p>(E) IV e V</p><p>Gabarito</p><p>01.E / 02.E / 03.B / 04.E / 05.D</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta: E</p><p>H3BO3: ácido bórico;</p><p>HCl: ácido clorídrico;</p><p>H2CO3: ácido carbônico;</p><p>H2S: ácido sulfídrico.</p><p>02. Resposta: E</p><p>03. Resposta: B</p><p>Veja como esse óxido reage com ácido formando sal e água: CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O (devem ser</p><p>óxidos de metais alcalinos e alcalinos terrosos).</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>92</p><p>04. Resposta: E</p><p>Nos hidretos, o hidrogênio, que caracteriza o grupo, que apresenta apenas um eletron, é o elemento</p><p>mais eletronegativo e, por isso, apresenta um nox igual a -1. Um metal alcalinoterroso sempre forma o</p><p>cátion +2 (M+2) pelo fato de ser um metal e ter dois elétrons na camada de valência. Para montar a</p><p>fórmula, o metal sempre é escrito antes do outro elemento e as cargas devem ser cruzadas, ou seja, a</p><p>carga do H será a quantidade do metal e a carga do metal será a quantidade do H. Assim: MH2.</p><p>05. Resposta: D</p><p>Os itens incorretos são o II e III. O II está incorreto porque os hidretos iônicos apresentam uma elevada</p><p>reatividade. O item III está incorreto porque nos hidretos o Hidrogênio é o elemento mais eletronegativo,</p><p>e não o mais eletropositivo.</p><p>ESTUDO DOS GASES</p><p>O estudo do comportamento dos gases deve ser feito sempre a partir de suas três variáveis de estado:</p><p>pressão, temperatura e volume.</p><p>Equação Geral dos Gases</p><p>Todo gás é constituído de partículas (moléculas) que estão em contínuo movimento desordenado.</p><p>Esse movimento de um grande número de moléculas provoca colisões entre elas e, por isso, sua trajetória</p><p>não é retilínea num espaço apreciável, mas sim caminham em ziguezague. Essas colisões podem ser</p><p>consideradas perfeitamente elásticas. O estado em que se apresenta um gás, sob o ponto de vista</p><p>microscópico, é caracterizado por três variáveis: pressão, volume e temperatura. São denominadas</p><p>variáveis de estado.</p><p>I. Volume</p><p>O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por esta substância. No caso dos gases, o</p><p>volume de uma dada amostra é igual ao volume do recipiente que a contém. As unidades usuais de</p><p>volume são: litro (L), mililitro (ml), metro cúbico (m3), decímetro cúbico (dm3) e centímetro cúbico (cm3).</p><p>II. Temperatura</p><p>É a medida do grau de agitação térmica das partículas que constituem uma substância. No estudo dos</p><p>gases, é utilizada a escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, a escala usual é a Celsius ou centígrado</p><p>(°C). Portanto, para transformar graus Celsius (t) em Kelvin, temos:</p><p>T = t (°C) + 273</p><p>III. Pressão</p><p>A pressão é definida como força por unidade de área. No estado gasoso, a pressão é o resultado do</p><p>choque de suas moléculas contra as paredes do recipiente que as contém. A medida da pressão de um</p><p>gás é feita através de um aparelho chamado manômetro. O manômetro é utilizado na medida da pressão</p><p>dos gases, dentro de recipientes fechados.</p><p>9 Gases.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>93</p><p>Leis Físicas dos Gases</p><p>Uma dada massa de gás sofre uma transformação quando ocorrem variações nas suas variáveis de</p><p>estado. Começamos o estudo modificando-se apenas duas das grandezas e a outra se mantém</p><p>constante.</p><p>Lei de Boyle-Mariotte</p><p>“À temperatura constante, uma determinada massa de gás ocupa um volume inversamente proporcional</p><p>à pressão exercida sobre ele”.</p><p>Esta transformação gasosa, onde a temperatura é mantida constante, é chamada de transformação</p><p>isotérmica.</p><p>Experiência da Lei de Boyle-Mariotte</p><p>A lei de Boyle-Mariotte pode ser representada por um gráfico pressão-volume. Neste gráfico, as</p><p>abscissas representam a pressão de um gás, e as ordenadas, o volume ocupado.</p><p>A curva obtida é uma hipérbole, cuja equação representativa é PV = constante. Portanto, podemos</p><p>representar:</p><p>Lei de Charles/Gay-Lussac</p><p>“À pressão constante, o volume ocupado por uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à</p><p>temperatura absoluta."</p><p>Esta transformação gasosa, onde a pressão é mantida constante, é chamada de transformação</p><p>isobárica. As relações entre volume e temperatura podem ser representadas pelo esquema:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>94</p><p>Graficamente, encontramos:</p><p>A reta obtida é representada pela equação: V = (constante) x T ou V/T = constante</p><p>Com isso, ficamos com:</p><p>Lei de Charles/Gay-Lussac</p><p>“A volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa fixa de gás é diretamente</p><p>proporcional à temperatura absoluta.”</p><p>Esta transformação gasosa, onde o volume é mantido constante, é denominada de transformação</p><p>isocórica, isométrica ou isovolumétrica. As relações entre pressão e temperatura são representadas a</p><p>seguir:</p><p>Graficamente, encontramos:</p><p>A reta obtida é representada pela equação: P = (constante) · T ou P/T = constante</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>95</p><p>Com isso, ficamos com:</p><p>Gás Perfeito ou Ideal</p><p>Obedece rigorosamente às Leis Físicas dos Gases em quaisquer condições de temperatura e pressão.</p><p>Gás Real</p><p>Não segue o comportamento do gás ideal, principalmente em pressões muito altas e/ou em</p><p>temperaturas baixas, porque ocorre alta redução de volume e as partículas, muito próximas, passam a</p><p>interferir umas no movimento das outras. Um gás real aproxima-se do comportamento de um gás ideal à</p><p>medida que diminui a pressão e aumenta a temperatura.</p><p>Equação Geral dos Gases</p><p>Esta equação é utilizada quando ocorre transformação gasosa em que as três variáveis de estado (P,</p><p>V e T) se modificam simultaneamente. Ela é obtida por meio da relação matemática entre as</p><p>transformações gasosas estudadas anteriormente.</p><p>Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP, CN ou TPN)</p><p>São definidas como condições normais de temperatura e pressão quando o gás é submetido a uma</p><p>pressão de 1 atm e à temperatura de 0 °C. Portanto, podemos colocar:</p><p>P = 1 atm = 760 mmHg</p><p>T = 0 °C = 273 K</p><p>Lei de Avogadro</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>96</p><p>“Volumes iguais de gases quaisquer, à mesma temperatura e pressão, encerram o mesmo número de</p><p>moléculas”</p><p>Sendo n a quantidade em mols de cada gás, podemos concluir que:</p><p>Determinou-se experimentalmente o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás nas CNTP e foi</p><p>encontrado o valor aproximadamente igual a 22,4 L. Portanto, podemos dizer que:</p><p>Equação de Clapeyron</p><p>As leis de Boyle e Charles/Gay-Lussac podem ser combinadas com a lei de Avogadro para relacionar</p><p>volume, pressão, temperatura e quantidade em mols de um gás. Tal relação é chamada de equação de</p><p>estado de um gás. Ela pode ser encontrada das seguintes formas:</p><p>Lei de Boyle-Mariotte</p><p>V é proporcional a quando T e n são constantes.</p><p>Lei de Charles/Gay-Lussac</p><p>V é proporcional a T onde P e n são constantes.</p><p>P é proporcional a T onde V e n são constantes.</p><p>Lei de Avogadro</p><p>V é proporcional a n quando T e P são constantes. Agrupando as quatro expressões encontramos:</p><p>V é proporcional a (1/P)· (T) · (n) ou V = R ·(1/P) · (T) · (n), onde R representa a constante de</p><p>proporcionalidade e é chamada de constante universal dos gases. A equação de estado pode então ser</p><p>representada por:</p><p>𝑷. 𝑽 = 𝒏. 𝑹. 𝑻</p><p>Esta equação também é denominada de equação de Clapeyron, em homenagem ao físico francês que</p><p>a determinou. A constante R pode assumir dois valores distintos, de acordo com a unidade de pressão</p><p>utilizada, dentre os quais temos:</p><p>Misturas Gasosas14</p><p>As misturas gasosas são muito comuns no cotidiano. É possível descobrir sua</p><p>pressão e volume total</p><p>através das pressões e volumes parciais dos gases componentes da mistura.</p><p>Estamos cercados mais por misturas de gases do que por gases isolados. O ar que respiramos é um</p><p>exemplo de mistura de vários gases, sendo que os principais são o nitrogênio (N2), que corresponde a</p><p>cerca de 80% do ar; e o oxigênio (O2), que é quase 20%.</p><p>14 http://www.brasilescola.com/</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>97</p><p>Visto que são tão presentes em nosso cotidiano, é necessário analisar duas grandezas importantes</p><p>quando se trata de misturas gasosas, que são: pressão parcial e volume parcial. A seguir, ambos serão</p><p>explicados:</p><p>1. Pressão parcial dos gases:</p><p>A pressão parcial de um gás é a pressão que ele exerceria se estivesse sozinho, nas mesmas</p><p>condições de temperatura e volume da mistura.</p><p>Segundo Dalton, a soma das pressões parciais dos gases que formam a mistura resulta na pressão</p><p>total (p) da mistura. Por exemplo, se a pressão do ar for de 1,0 atm, a pressão parcial do N2 será de 0,8</p><p>(80% da pressão total) e a pressão parcial de O2 será igual a 0,2 % (20% da pressão total da mistura).</p><p>Essa Lei de Dalton é mostrada também pela fração em quantidade de matéria (X). Essa fração no caso</p><p>do nitrogênio é dada por 0,8 mol.</p><p>1,0 mol</p><p>PN2= p . XN2</p><p>PN2= 1,0 atm . 0,8 = 0,8 atm.</p><p>Pode-se também calcular cada pressão parcial por meio da equação de estado dos gases:</p><p>Equação de estado dos gases: PV = nRT</p><p>2. Volume parcial dos gases:</p><p>Similarmente à pressão parcial, o volume parcial corresponde ao volume que um gás ocupa nas</p><p>condições de temperatura e pressão da mistura.</p><p>A Lei de Amagat diz que a soma dos volumes parciais é igual ao volume total, assim como o caso da</p><p>pressão visto anteriormente. Por isso, usamos a equação de estado dos gases, com a única diferença</p><p>que agora se coloca o volume parcial do gás e não a pressão:</p><p>P. VN2= nN2 . RT</p><p>Também é possível calcular o volume parcial de cada gás componente da mistura por meio da fração</p><p>em quantidade de matéria.</p><p>Teoria Cinética dos Gases</p><p>São considerados primitivos os conceitos de sólido, liquido e gás. Assim, uma rocha é um solido, a</p><p>água que escorre da torneira é um liquido e o ar que respiramos é um gás.</p><p>Mas o fato dos gases apresentarem propriedades extremamente distintas dos sólidos e líquidos</p><p>chamou a atenção de inúmeros cientistas em meados do século XVIII, que passaram, então, a estudar</p><p>esse estado físico da matéria. Algumas das propriedades que esses cientistas estudaram são:</p><p>“Um gás não tem volume próprio”</p><p>O volume de um gás corresponde ao volume do recipiente onde ele está inserido. Se colocarmos 1Kg</p><p>de ar em um recipiente de 100L, o volume será de 100L , mas se colocarmos 1Kg de ar em um volume</p><p>de 200L , o volume do gás será de 200L.</p><p>“Um gás não tem forma própria”</p><p>O gás assume a forma do recipiente onde está inserido. Nesse aspecto, os gases são semelhantes</p><p>aos líquidos, que também não apresentam forma própria. Entretanto, os sólidos independem da forma do</p><p>ambiente onde está inserido, isto é, os sólidos apresentam forma própria.</p><p>“Os gases apresentam grande compressibilidade e expansibilidade”</p><p>Assim, ao dobrarmos a pressão exercida sobre um gás, o seu volume diminui pela metade</p><p>(compressibilidade); por outro lado, ao reduzirmos a pressão exercida pela metade, seu volume tende a</p><p>dobrar (expansibilidade).</p><p>“A liquefação e a vaporização são acompanhadas por uma elevada variação no volume”</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>98</p><p>Entretanto, a fusão de um sólido e a solidificação de um líquido são acompanhadas por pequenas</p><p>variações de volume.</p><p>Resumindo:</p><p>Para explicar essas e outras propriedades dos gases foi criado um modelo gasoso, que constitui a</p><p>chamada teoria cinética dos gases. A teoria cinética dos gases se baseia em quatro postulados:</p><p>1 – o gás é formado por moléculas que se encontram em movimento desordenado e permanente. Cada</p><p>molécula pode ter velocidade diferente das demais.</p><p>2 – cada molécula do gás interage com as outras somente por meio de colisões (forças normais de</p><p>contato). A única energia das moléculas é a energia cinética.</p><p>3 – todas as colisões entre as moléculas e as paredes do recipiente que contém o gás são</p><p>perfeitamente elásticas. A energia cinética total se conserva, mas a velocidade de cada molécula pode</p><p>mudar.</p><p>4 – as moléculas são infinitamente pequenas. A maior parte do volume ocupado por um gás é espaço</p><p>vazio.</p><p>Partindo desses postulados, Boltzmann e Maxwell mostram que a energia cinética média do total de</p><p>moléculas de um gás ideal é proporcional à temperatura conforme a expressão:</p><p>Onde k é a constante de Boltzmann e N é o número de moléculas. O valor de k pode ser calculado a</p><p>partir da constante dos gases R e do número de Avogadro NA por:</p><p>A expressão obtida mostra que a temperatura é proporcional à energia cinética média das moléculas</p><p>de um gás ideal. Assim, vemos que a temperatura é uma média do grau de agitação das moléculas de</p><p>um gás. Usando o número de mols, temos:</p><p>Questões</p><p>01. (F.M. Itajubá/MG) O comportamento de um gás real aproxima-se do de um gás ideal quando:</p><p>(A) submetido a baixas temperaturas.</p><p>(B) submetido a baixas temperaturas e baixas pressões.</p><p>(C) submetido a altas temperaturas e altas pressões.</p><p>(D) submetido a altas temperaturas e baixas pressões.</p><p>(E) submetido a baixas temperaturas e altas pressões.</p><p>02. (UF/AC). Qual deve ser a temperatura de certa quantidade de um gás ideal, inicialmente a 200 K,</p><p>para que tanto o volume quanto a pressão dupliquem?</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>99</p><p>(A) 1200 K</p><p>(B) 2400 K</p><p>(C) 400 K</p><p>(D) 800 K</p><p>(E) n.d.a</p><p>03. Sabendo que a massa atômica do magnésio é igual a 24 u, determine a massa, em gramas, de</p><p>um átomo desse elemento. (Dado: Número de Avogadro = 6,0 . 1023).</p><p>(A) 24 g.</p><p>(B) 4,0 g.</p><p>(C) 24 . 10-23 g.</p><p>(D) 4,0 . 1023 g.</p><p>(E) 4,0 . 10-23 g.</p><p>Gabarito</p><p>01. D / 02. D / 03. E</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta: D.</p><p>Um gás real aproxima-se do ideal quanto mais alta for sua temperatura e menor sua pressão.</p><p>02. Resposta: D.</p><p>Dados:</p><p>T1= 200 K</p><p>V2= 2 V1</p><p>P2= 2P1</p><p>𝑃1. 𝑉1</p><p>𝑇1</p><p>= 𝑃2.</p><p>𝑉2</p><p>𝑇2</p><p>𝑃1. 𝑉1</p><p>200</p><p>=</p><p>2𝑃1. 2𝑉1</p><p>𝑇2</p><p>T2= 800 K</p><p>03. Resposta: E</p><p>1 mol de átomos de Mg ↔ 24 g/mol ↔ 6,0 . 1023 átomos/mol</p><p>x = 1 átomo . 24 g/mol</p><p>6,0 . 1023 átomos/mol</p><p>x = 4,0 . 10-23 g.</p><p>Propriedades dos Sólidos</p><p>No estado sólido, a matéria apresenta forma própria e volume definido. Os sólidos tem formato definido</p><p>porque as partículas fortemente seguras umas às outras: frequentemente em um modelo regular</p><p>chamado retículo cristalino.</p><p>Os sólidos possuem algumas propriedades:</p><p>- Fragilidade: O sólido frágil rompe-se com facilidade sem antes deforma-se e uma de suas</p><p>característica é romper bruscamente, a fragilidade também é o oposto da ductilidade.</p><p>10 Propriedades dos sólidos.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>100</p><p>- Dureza: é a propriedade característica de um material sólido, que expressa sua resistência a</p><p>deformações permanentes e está diretamente relacionada com a força de ligação dos átomos.</p><p>Basicamente, a dureza pode ser avaliada a partir da capacidade de um material "riscar" o outro, como</p><p>na popular escala de Mohs para os minerais, que é uma tabela arbitrada de 1 a 10 na qual figuram alguns</p><p>desses em escala crescente a partir do talco ao diamante.</p><p>- Resistência: É a força resultante da aplicação de uma força sobre um material. É a deformação do</p><p>material que gera a força resultante, na medida direta de seu módulo de elasticidade. Na engenharia, a</p><p>resistência mecânica de uma estrutura é a sua capacidade de suportar as solicitações externas sem que</p><p>estas venham a lhe causar deformações plásticas.</p><p>- Elasticidade:</p><p>o comportamento de corpos materiais que se deformam ao serem submetidos a ações</p><p>externas (forças devidas ao contato com outros corpos, ação gravitacional agindo sobre sua massa, etc.),</p><p>retornando à sua forma original quando a ação externa é removida.</p><p>Até um certo limite, dependente do material e temperatura, as tensões aplicadas são aproximadamente</p><p>proporcionais às deformações. A constante de proporcionalidade entre elas é chamada módulo de</p><p>elasticidade ou módulo de Young. Quanto maior esse módulo, maior a tensão necessária para o mesmo</p><p>grau de deformação, e portanto mais rígido é o material. A relação linear entre essas grandezas é</p><p>conhecida como lei de Hooke.</p><p>A teoria da elasticidade estuda de forma rigorosa a determinação das tensões, deformações e da</p><p>relação entre elas para um sólido tridimensional.</p><p>- Flexibilidade: O sólido flexível dobra-se sem romper-se.</p><p>- Ductilidade: É a propriedade que representa o grau de deformação que um material suporta até o</p><p>momento de sua fratura. Materiais que suportam pouca ou nenhuma deformação no processo de ensaio</p><p>de tração são considerados materiais frágeis. O sólido dúctil estende-se com facilidade, formando fios. A</p><p>ductilidade é o oposto da fragilidade.</p><p>- Plasticidade: Descreve a deformação de um material submetido às forças aplicadas.</p><p>Classificação dos sólidos15</p><p>Os sólidos podem ser divididos em duas categorias: Sólidos cristalinos e sólidos amorfos.</p><p>Sólidos cristalinos</p><p>Num sólido cristalino, o arranjo dos átomos, moléculas ou íons é tal, que a soma das forças atrativas</p><p>globais tem um valor máximo. Estes sólidos apresentam uma organização interna uniforme (Ver figura</p><p>apresentada acima). Nestes sólidos, as unidades estruturais constituintes da matéria (átomos, moléculas</p><p>ou íons) podem ligar-se através de ligações químicas.</p><p>No processo de solidificação dos sólidos cristalinos, os átomos ou moléculas fundamentais que os</p><p>compõem se dispõem espacialmente numa forma geométrica ordenada. Os micro cristais básicos, células</p><p>componentes das redes cristalinas do sólido, assumem formas cúbicas, rômbicas, tetragonais,</p><p>hexagonais ou prismáticas irregulares. O retículo espacial, ou rede, unidade do sistema de cristalização</p><p>do sólido, repete-se indefinidamente nas três direções do espaço até alcançar as suas bordas exteriores.</p><p>Dessa forma, ao fraturar-se um sólido de cristalização perfeita, deve reproduzir em cada um dos seus</p><p>fragmentos a geometria do corpo no mesmo sistema cristalino.</p><p>Os átomos ou moléculas do cristal situam-se ou no vértice de cada retículo, ou no centro do retículo,</p><p>ou ainda no centro de cada uma de suas faces. Essa disposição interna foi determinada mediante</p><p>observação a partir da difração dos raios X, ou seja, do desvio sofrido pelos feixes dessa natureza que</p><p>se fazem incidir sobre os sólidos.</p><p>A partir de uma perspectiva geral, distinguem-se quatro tipos de sólidos cristalinos:</p><p>(1) metais e ligas metálicas;</p><p>(2) cristais iónicos;</p><p>(3) cristais covalentes;</p><p>15https://bit.ly/2OK8Wbv</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>101</p><p>(4) cristais moleculares.</p><p>Os metais e ligas metálicas caracterizam-se principalmente por apresentarem elevada condutividade</p><p>da eletricidade e do calor. Essas características explicam-se pela relativa liberdade de movimentos dos</p><p>elétrões (partículas elementares de carga negativa) que ficam livres na rede ao se configurarem as</p><p>ligações entre os átomos do metal.</p><p>Os cristais iónicos são agregados de iões: átomos ou moléculas que, durante transformações</p><p>químicas, perderam ou capturaram eletrões e ficaram eletricamente carregados. Os iões positivos e</p><p>negativos distribuem-se de forma intercalada, razão pela qual as ligações resultantes se fundamentam</p><p>nas forças compensadas de atração eletrostática existente entre eles. A rede dos cristais iónicos constitui</p><p>um sal cuja condutividade elétrica e calorífica normalmente aumenta de forma proporcional à temperatura.</p><p>Os cristais covalentes, como o diamante, o silício e o germânio, apresentam alta dureza e,</p><p>frequentemente, brilho. Ao contrário dos cristais iónicos ou salinos, comportam-se em geral como</p><p>isolantes elétricos devido à ausência parcial ou total de cargas elétricas na sua estrutura.</p><p>Os cristais moleculares são substâncias que procedem de fases gasosas de acentuada estabilidade</p><p>(como o dióxido de carbono, por exemplo). Exemplos deste tipo de cristais são o hélio seco e o dióxido</p><p>de carbono solidificado, as formas sólidas dos gases nobres e numerosos compostos orgânicos</p><p>constituídos basicamente por átomos de carbono e hidrogénio.</p><p>Alguns cristais moleculares e covalentes, assim como certas ligas metálicas e sais iónicos, são</p><p>substâncias isolantes, não-condutoras de corrente elétrica a baixas temperaturas. Ao aumentar-se a</p><p>temperatura acima de certo valor, contudo, a sua condutividade aumenta sensivelmente. Esses materiais,</p><p>que constituem intrinsecamente conectores e interruptores elétricos, em função da temperatura a que são</p><p>submetidos, recebem o nome de semicondutores. Desde a segunda metade do século XX, estes materiais</p><p>alcançaram importância transcendental na tecnologia eletrônica e cibernética.</p><p>Apresentação sobre estruturas de sólidos cristalinos</p><p>Sólidos cristalinos</p><p>Uma explicação e alguns exemplos para melhor compreender o que são os sólidos covalentes, sólidos</p><p>moleculares, sólidos iónicos e metais. Clica na imagem para ver a apresentação. Autores não</p><p>identificados na apresentação.</p><p>Sólidos amorfos</p><p>A ausência de um padrão de cristalização caracteriza os chamados sólidos não-cristalinos ou amorfos.</p><p>Entre eles destacam-se os plásticos, os vidros, os sabões, as parafinas e muitos outros compostos</p><p>orgânicos e inorgânicos. A disposição interna dos componentes materiais dos sólidos amorfos é em</p><p>grande parte aleatória, semelhante à dos líquidos, que mantêm fixas, contudo, as distâncias de suas</p><p>ligações moleculares.</p><p>A propriedade mais destacada dos sólidos amorfos é a falta de um ponto fixo de fusão, de modo que</p><p>sua passagem para o estado líquido se verifica ao longo de um intervalo de temperaturas durante o qual</p><p>adoptam o chamado estado plástico. Algumas das aplicações dos vidros e dos materiais plásticos derivam</p><p>de sua qualidade de serem facilmente moldáveis quando submetidos a aumentos de temperatura.</p><p>ESTEQUIOMETRIA</p><p>A estequiometria ou cálculo estequiométrico é de grande importância em nosso cotidiano. Toda a</p><p>reação química que ocorre seja na cozinha de nossas casas, em laboratórios ou nas indústrias segue</p><p>uma “receita” nas condições preestabelecidas. Assim, esse cálculo, permite determinar a quantidade de</p><p>compostos que reagem (em mols, massa, volume, etc.) e as quantidades de novos compostos</p><p>produzidos.</p><p>Nesse estudo explicaremos como as reações são dependentes dos compostos envolvidos e quanto</p><p>de cada composto é necessário e formado. E para facilitar sua compreensão iniciaremos com as fórmulas</p><p>químicas, em seguida as reações e pôr fim a aplicação de vários tipos de cálculos estequiométricos.</p><p>11 Estequiometria.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>102</p><p>Determinação de Fórmulas Químicas</p><p>Fórmula Percentual (Centesimal)</p><p>A fórmula percentual indica a porcentagem, em massa, de cada elemento que constitui a substância.</p><p>Uma forma de determinar a fórmula percentual é partir da fórmula molecular da substância, aplicando os</p><p>conceitos de massa atômica e massa molecular.</p><p>Exemplo: sabendo que a fórmula molecular do metano é CH4 e que as massas atômicas do carbono</p><p>e do hidrogênio são, respectivamente, 12 e 1, temos:</p><p>Assim, na massa molecular igual a 16, o carbono participa com 12 e o hidrogênio com 4.</p><p>Desse modo, temos: C75% H25%</p><p>Fórmula Mínima ou Empírica</p><p>A fórmula mínima indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos átomos dos elementos</p><p>que constituem uma substância.</p><p>Para calcular a fórmula mínima,</p><p>processo da mineração de ouro, tem-</p><p>se a liberação do mercúrio.</p><p>Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas.</p><p>(A) 18</p><p>(B) 24</p><p>(C) 48</p><p>(D) 03</p><p>(E) 63</p><p>08. (UESC/BA) Com base nos dados da tabela e nos conhecimentos sobre a matéria e suas</p><p>propriedades, pode-se afirmar:</p><p>AMOSTRA DENSIDADE (g/cm3) CALOR ESPECÍFICO (J/g.K)</p><p>Alumínio 2,69 0,900</p><p>Cobre 8,93 0,387</p><p>Chumbo 11,30 0,128</p><p>Ouro 19,30 0,129</p><p>(A) Densidade e calor específico são propriedades funcionais da matéria.</p><p>(B) O processo de aquecimento de um lingote de chumbo é uma transformação química.</p><p>(C) Um cubo de ouro de 1,0 cm de aresta tem massa maior do que um de alumínio de 8,0 cm de aresta.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>6</p><p>(D) É mais fácil aquecer um utensílio de cobre do que um de alumínio, de mesma massa e nas mesmas</p><p>condições.</p><p>(E) Chumbo e ouro, ao serem aquecidos, comportam-se como substâncias compostas</p><p>09. (U.F. Juiz de Fora/MG) São dadas cinco substâncias químicas, com seus respectivos pontos de</p><p>fusão (P.F.) e pontos de ebulição (P.E.), a pressão de 1 atm. À temperatura ambiente (25ºC) e com base</p><p>nos dados apresentados podemos afirmar que:</p><p>SUBSTÂNCIA PF (ºC) PE (ºC)</p><p>Al2 O3 2072 2980</p><p>Br2 -7 59</p><p>CS2 -111 46</p><p>CuSO4. 5H2O 110 150</p><p>MnSO4 700 850</p><p>(A) somente duas substâncias são líquidas;</p><p>(B) somente três substâncias são líquidas;</p><p>(C) somente duas substâncias são sólidas;</p><p>(D) somente uma substância é sólida</p><p>Gabaritos</p><p>01. C / 02. D / 03. A / 04. B / 05. B / 06. A / 07. A / 08. D / 09. A</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta: C</p><p>O estado sólido: Poucos movimentos vibratórios (quase nulo) e energia, maior organização das</p><p>partículas devido força de atração intensa entre elas.</p><p>02. Resposta: D</p><p>Como apresenta propriedades constantes, trata-se de uma substância pura, e é composta por ser</p><p>formada por dois elementos químicos diferentes.</p><p>03. Resposta: A</p><p>O aço é uma liga metálica composta por aproximadamente 98,5% de Fe (ferro), 0,5 a 1,7% de C</p><p>(carbono) e traços de Si (silício), S (enxofre) e P (fósforo), portanto trata-se de uma mistura, o ozônio (O3)</p><p>substancia simples porque é formada por um único elemento, e o gás carbônico (CO2) é composto</p><p>constituído pelos elementos C e O.</p><p>04. Resposta: D</p><p>O ar atmosférico é formado por vários gases, vapor d’água, micro-organismos e impurezas (poeira e</p><p>fuligem).</p><p>05. Resposta: B</p><p>Justificativa das alternativas erradas</p><p>I- Agua e álcool constituem apenas uma única fase.</p><p>II- Água e óleo, formam sistema bifásico</p><p>III- O sistema IV, pode variar de acordo com a quantidade de soluto, podendo formar duas fases</p><p>IV- O açúcar é um composto molecular e não sofre ionização</p><p>V- Sistema formado por água e cloreto de sódio, é monofásico, ou dependendo da quantidade</p><p>adicionada de soluto, pode ser no máximo bifásico.</p><p>06. Resposta: A</p><p>Não possui exemplos de elemento químico</p><p>07. Resposta: A</p><p>02 + 16 = 18</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>7</p><p>08. Resposta: D</p><p>O cobre apresenta o menor valor de calor específico.</p><p>09. Resposta: A</p><p>As substâncias a 25º C se encontram no estado líquido, (CS2, Br2).</p><p>CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA</p><p>Para compreender a constituição da matéria ou Atomística, é necessário o estudo de sua partícula</p><p>fundamental, o átomo.</p><p>A preocupação com a constituição da matéria surgiu em meados do século V a.C., na Grécia, onde</p><p>filósofos criavam várias teorias para tentar explicar o universo. Um deles, Empédocles, acreditava que</p><p>toda a matéria era formada por quatro elementos: água, terra, fogo e ar, que eram representados pelos</p><p>seguintes símbolos:</p><p>Anos mais tarde, por volta de 350 a.C., o muito conhecido e famoso Aristóteles retomou a ideia de</p><p>Empédocles e aos quatro elementos foram atribuídas as “qualidades” quente, frio, úmido e seco, conforme</p><p>pode ser observado na figura abaixo:</p><p>De acordo com esses filósofos tudo no meio em que vivemos seria formado pela combinação desses</p><p>quatro elementos em diferentes proporções. Entretanto em 400 a.C., os filósofos Leucipo e Demócrito</p><p>elaboraram uma teoria filosófica (não científica) segundo a qual toda matéria era formada devido a junção</p><p>de pequenas partículas indivisíveis denominadas átomos (que em grego significa indivisível). Para estes</p><p>filósofos, toda a natureza era formada por átomos e vácuo.</p><p>No final do século XVIII, Lavoisier e Proust realizaram experiências relacionando as massas dos</p><p>participantes das reações químicas, dando origem às Leis das combinações químicas (Leis ponderais).</p><p>O primeiro modelo atômico foi elaborado a partir do estudo das seguintes Leis Ponderais:</p><p>1. Lei de Lavoisier: A primeira delas, a Lei da Conservação de Massas, ou Lei de Lavoisier é uma lei</p><p>da química que muitos conhecem por uma célebre frase dita pelo cientista conhecido como o pai da</p><p>química moderna, Antoine Laurent de Lavoisier:</p><p>“Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”</p><p>Em seus vários experimentos, Lavoisier concluiu que:</p><p>“Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos”</p><p>2 Teoria atômico-molecular.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>8</p><p>Então, em uma reação química não há alteração na quantidade de átomos, eles apenas se</p><p>recombinam. Logo como não existe destruição nem criação de matéria, a massa dos reagentes sempre</p><p>será igual a massa dos produtos. Ou seja:</p><p>2. Lei de Proust: O químico Joseph Louis Proust observou que em uma reação química a relação</p><p>entre as massas das substâncias participantes é sempre constante. A Lei de Proust ou a Lei das</p><p>proporções definidas diz que dois ou mais elementos ao se combinarem para formar substâncias,</p><p>conservam entre si proporções definidas.</p><p>Em resumo a lei de Proust pode ser escrita da seguinte maneira:</p><p>"Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, unidas sempre na</p><p>mesma proporção em massa".</p><p>Na tabela abaixo vemos um exemplo prático de como a lei de Proust pode ser entendida:</p><p>Experimento Hidrogênio (g) Oxigênio (g) Água (g)</p><p>I 10 80 90</p><p>II 2 16 18</p><p>III 1 8 9</p><p>IV 0,4 3,2 3,6</p><p>Exemplificando: da análise do experimento II temos que se a massa de uma molécula de água é 18g,</p><p>é o resultado da soma das massas atômicas do hidrogênio e do oxigênio.</p><p>H – massa atômica = 1 → 2 x 1 = 2g (2 átomos de H)</p><p>O – massa atômica = 16 → 1 x 16 = 16g (1 átomo de O)</p><p>Então 18g de água tem sempre 16g de oxigênio e 2g de hidrogênio. A molécula água está na proporção</p><p>1:8 (para cada quantidade de H2 usa se oito vezes a quantidade de O2). Se 36g de água forem separados,</p><p>serão produzidos 4g de H2 e 32g de O2, e assim por diante.</p><p>Teoria Atômica de Dalton</p><p>Em 1808, John Dalton propôs uma teoria para explicar essas leis ponderais, denominada teoria</p><p>atômica, criando o primeiro modelo atômico científico, em que o átomo seria maciço e indivisível. A teoria</p><p>proposta por ele pode ser resumida da seguinte maneira:</p><p>- Tudo que existe na natureza é formado por pequenas partículas microscópicas denominadas átomos;</p><p>- Estas partículas, os átomos, são indivisíveis (não é possível seccionar um átomo) e indestrutíveis</p><p>(não se consegue destruir mecanicamente um átomo);</p><p>- É pequeno o número de tipos diferentes de átomos (respectivos a cada elemento);</p><p>- Átomos de elementos iguais sempre apresentam características iguais, bem como átomos de</p><p>elementos diferentes apresentam características diferentes. Sendo que, ao combiná-los, em proporções</p><p>definidas, compreenderemos toda a matéria existente no universo;</p><p>- Os átomos assemelham-se a esferas maciças que se dispõem através de empilhamento;</p><p>- Durante as reações químicas, os átomos permanecem inalterados. Apenas se combinam em outro</p><p>arranjo.</p><p>Ao mesmo tempo da publicação dos trabalhos de Dalton foi desenvolvido o estudo sobre a natureza</p><p>elétrica da matéria, feita no início do século</p><p>é necessário:</p><p>a) Calcular o número de mol de átomos de cada elemento;</p><p>b) Dividir os resultados pelo menor valor encontrado.</p><p>Exemplo: Uma amostra apresenta 2,4g de carbono e 0,6g de hidrogênio (Dados: massas atômicas: C</p><p>= 12, H = 1). Para determinar a fórmula mínima do composto, devemos inicialmente calcular o número de</p><p>mol (n) de átomos de cada elemento.</p><p>Posteriormente devemos determinar as menores proporções possíveis, em números inteiros:</p><p>Assim, a fórmula mínima é CH3.</p><p>Fórmula Molecular</p><p>A fórmula molecular indica o número real de átomos de cada elemento na molécula.</p><p>Exemplo: A fórmula molecular da água é H2O, o que significa que em cada molécula de água há dois</p><p>átomos de hidrogênio ligados a um átomo de oxigênio. Já no caso do benzeno, a sua fórmula molecular</p><p>é C6H6, ou seja, para cada seis átomos de carbono há exatamente seis átomos de hidrogênio ligados.</p><p>Citamos esses dois exemplos para mostrar que algumas vezes a fórmula molecular é igual à fórmula</p><p>mínima ou empírica, como acontece no caso da água. Mas, isso nem sempre é verdade, como indica o</p><p>exemplo do benzeno, que possui fórmula mínima igual a CH, pois a proporção entre esses elementos é</p><p>de 1:1.</p><p>Em certos casos, a fórmula molecular é igual à fórmula mínima, em outros a fórmula molecular é um</p><p>múltiplo inteiro da fórmula mínima, sendo que no caso do benzeno esse múltiplo é igual a 6:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>103</p><p>Fórmula molecular = (fórmula mínima) n</p><p>Onde n é sempre um número inteiro.</p><p>Para determinarmos a fórmula molecular de qualquer composto é necessário sabermos primeiro a sua</p><p>massa molecular. Com esse dado podemos calcular a fórmula molecular de várias maneiras. Vejamos</p><p>algumas delas:</p><p>1. Por meio da fórmula mínima;</p><p>2. Por meio da fórmula percentual;</p><p>3. Relacionando a porcentagem em massa com a massa molecular.</p><p>1º Exemplo: A partir da porcentagem em massa, calculando a fórmula mínima.</p><p>Vitamina C (massa molecular = 176)</p><p>Para que os valores encontrados sejam inteiros, deve-se multiplicá-los por um mesmo número que</p><p>permita obter a menor proporção de números inteiros. Nesse exemplo, o número adequado é 3. Assim:</p><p>Fórmula mínima: C3H4O3</p><p>A relação entre a fórmula mínima e a molecular pode ser feita da seguinte maneira:</p><p>Logo, temos que:</p><p>n = 2 ⇒ (C3H4O3)2 ⇒ fórmula molecular : C6H8O6</p><p>2º Exemplo: Relacionando as porcentagens em massa com a massa molecular do composto.</p><p>C = 40,9%</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>104</p><p>H = 4,55%</p><p>O = 54,6%</p><p>MM = 176 Considerando que sua fórmula molecular seja: CxHyOz,</p><p>Agora iremos relacionar as porcentagens em massa com as massas atômicas e a massa molecular:</p><p>Fórmula molecular: C6H8O6</p><p>A relação entre a fórmula mínima e a molecular pode ser feita da seguinte maneira:</p><p>n = 2 ⇒ (C3H4O3)2 ⇒ fórmula molecular : C6H8O6</p><p>Unidade de Massa Atômica</p><p>Para a prática das atividades laboratoriais e industriais é necessário que seja realizado um cálculo</p><p>prévio das quantidades de reagentes que devemos usar para obter a quantidade desejada de produtos.</p><p>Entretanto, a previsão das quantidades só é possível através de cálculos das massas e dos volumes</p><p>das substâncias envolvidas nas reações químicas. Assim, muitas vezes é necessário determinar também</p><p>o número de átomos ou de moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas. Para tal é preciso</p><p>conhecer a massa dos átomos.</p><p>Uma vez que os átomos ou moléculas são muito pequenos para serem “pesados” isoladamente, foi</p><p>estabelecido um padrão para comparar suas massas.</p><p>A massa atômica é a massa de um átomo medida em unidade de massa atômica, sendo simbolizada</p><p>por “u”. 1 u equivale a um doze avos (1/12) da massa de um átomo de carbono-12 (isótopo natural do</p><p>carbono mais abundante que possui seis prótons e seis nêutrons, ou seja, um total de número de massa</p><p>igual a 12). Sabe-se que 1 u é igual a 1,66054x10-24 g.</p><p>Massa Atômica (MA)</p><p>A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é a massa comparada com</p><p>1/12 da massa do 12C.</p><p>As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser determinadas experimentalmente com grande</p><p>precisão, usando um aparelho denominado espectrômetro de massa.</p><p>Para facilitar os cálculos não é necessário utilizar os valores exatos, assim faremos um</p><p>“arredondamento” para o número inteiro mais próximo:</p><p>Exemplos:</p><p>Massa atômica do He2</p><p>4 4,0030u → 4u</p><p>Massa atômica do F9</p><p>19 18,9984u → 19u</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>105</p><p>Massa atômica do A𝑙13</p><p>27 26,9815u → 27u</p><p>Massa Atômica de um Elemento</p><p>É a média ponderada das massas atômicas dos átomos de seus isótopos constituintes.</p><p>Assim, o cloro é formado pelos isótopos 35Cl e 37Cl, na proporção:</p><p>35Cl = 75,4% MA = 34,997u</p><p>37Cl = 24,6% MA = 36,975u</p><p>MA do elemento Cl = 35,453</p><p>Como a massa atômica de um isótopo é aproximadamente igual ao seu número de massa, a massa</p><p>atômica de um elemento é aproximadamente igual à média ponderada dos números de massa de seus</p><p>isótopos constituintes. Assim, a massa atômica aproximada do cloro será:</p><p>MA do elemento Cl:</p><p>Sabendo que a massa atômica do elemento cloro é igual a 35,5u podemos afirmar que:</p><p>- Massa média do átomo de Cl = 35,5u</p><p>- Massa média do átomo de Cl = 35,5 x massa de 1/12 do átomo de 12C.</p><p>- Massa média do átomo de Cl = (35,5/ 12) x massa do átomo de 12C,</p><p>Observe que não existe átomo de Cl com massa igual a 35,5 u; esse é o valor médio da massa do</p><p>átomo de 12C.</p><p>A maioria dos elementos é formada por mistura de diferentes isótopos, em proporção constante. Essa</p><p>proporção varia de um elemento para outro, mas para um mesmo elemento é constante. Dessa maneira,</p><p>a massa atômica dos elementos é também constante.</p><p>Nos elementos formados por um único isótopo, a massa atômica do seu único isótopo será também a</p><p>massa atômica do elemento.</p><p>Exemplo: Elemento químico flúor</p><p>19F⇒ MA=19u</p><p>Veja no quadro abaixo o resumo das informações importantes adquiridas até o momento:</p><p>1) Massa atômica (MA) = massa de um átomo em unidades u.</p><p>2) Unidade de massa atômica (u): 1/12 massa do 12C, que possui 12,0 u.</p><p>3) mpróton≅ mnêutron≅1u</p><p>4) Número de massa (A) e Massa atômica, para um dado isótopo, são valores praticamente iguais.</p><p>5) A massa atômica de um elemento químico é a média ponderada das massas atômicas dos seus</p><p>isótopos.</p><p>Massa Molecular (MM)</p><p>A massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa substância expressa em unidades</p><p>de massa atômica (u).</p><p>Numericamente, a massa molecular é igual à soma das massas atômicas de todos os átomos</p><p>constituintes da molécula.</p><p>Exemplos:</p><p>- H2 ⇒ H = 1u, como são dois hidrogênios = 2u</p><p>- O = 16u</p><p>- H2O = 2u (H2) + 16u (O) = 18u</p><p>Mol e Constante de Avogadro</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>106</p><p>Com base na resolução recente da IUPAC, definimos que:</p><p>- Mol é a unidade de quantidade de matéria.</p><p>- Mol é a quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares quantos são os átomos de</p><p>12C com tidos em 0,012Kg de 12C.</p><p>- Constante de Avogadro é o número de átomo de 12C contidos em 0,012Kg de 12C. Seu valor é</p><p>6,02x1023 mol-1.</p><p>Exemplos:</p><p>- Um mol de átomos são 6,02x1023 átomos.</p><p>- Um mol de moléculas são 6,02x1023 moléculas.</p><p>- Um mol de elétrons são 6,02x1023 elétrons.</p><p>- Um mol de prótons são 6,02x1023 prótons.</p><p>- Um mol de íons são 6,02x1023 íons.</p><p>- Um mol de fórmulas são 6,02x1023 fórmulas.</p><p>- Um mol de oxigênio (O) significa um mol de átomos de O, isto é, 6,02x1023 átomos de C.</p><p>- Um mol de cloro (Cl2) significa um mol de moléculas de Cl2, isto é, 6,02x1023 moléculas de Cl2.</p><p>Número de Loschimdt16</p><p>Quando os átomos e as moléculas eram ainda completamente hipotéticos, Loschmidt usou a teoria</p><p>cinética para realizar a primeira estimativa razoável do tamanho</p><p>molecular.</p><p>Josef Loschmidt foi um pioneiro da física e da química do século 19. Nasceu em 15 de março de 1821</p><p>em Pocerny (Putschirn), uma vila pequena onde hoje é a atual Áustria, filho de um fazendeiro pobre. Em</p><p>sua vida, Loschmidt foi afortunado em encontrar pessoas que reconheciam sua inteligência. O primeiro</p><p>foi Adalbert, um pároco theco que persuadiu seus pais a enviarem o jovem Josef à universidade no</p><p>monastério de Piarist em Schlackenwerth, em 1837 às classes avançadas da Universidade de Praga, e</p><p>seguido por dois anos de filosofia e matemática na Charles University, também em Praga.</p><p>Na universidade, Loschmidt encontrou-se com seu segundo mentor importante, o professor de filosofia</p><p>Franz Exner, que por estar com problemas de visão pediu a Loschmidt para ser o seu leitor particular.</p><p>Exner foi conhecido por suas reformas inovadoras nesta escola, que incluíram a promoção do ensino de</p><p>matemática e de ciências a assuntos importantes. Exner chegou a sugerir a Loschmidt, que passou a ser</p><p>um bom amigo pessoal, para tentar aplicar a matemática aos fenômenos psicológicos. Como seria</p><p>esperado, Loschmidt falha na tarefa. Mas neste processo transformou-se em um matemático muito capaz.</p><p>Mudando-se para Viena aos 20 anos, Loschmidt foi atraído pelas leituras de química e de física no instituto</p><p>politécnico e na universidade, conseguindo sobreviver dando aulas particulares.</p><p>Já depois de formado em química, em sua primeira publicação, em 1861, Loschmidt propôs as</p><p>primeiras fórmulas químicas estruturais para muitas moléculas importantes, introduzindo símbolos para</p><p>ligações duplas e triplas do carbono. Quatro anos mais tarde, quando estava ensinando ainda em uma</p><p>escola secundária, aos 44 anos, Loschmidt resolveu um dos problemas os mais duradouros e difíceis de</p><p>seu tempo: Foi a primeira pessoa que utilizou a teoria cinética dos gases (introduzida por Daniel Bernoulli</p><p>no século XVIII e desenvolvida em meados do século XIX por Clausius e Maxwell) para obter um valor</p><p>bastante razoável para o diâmetro de uma molécula. Isto ocorreu em um momento em que a teoria</p><p>cinética e a própria existência das moléculas ainda eram coisas completamente hipotéticas.</p><p>Na verdade, Loschmidt estudou e avaliou o "Número de Avogadro", e dele deduziu o número de</p><p>moléculas por unidade de volume, que ficou conhecido como "Número de Loschmidt". A determinação do</p><p>tamanho molecular trouxe rapidamente o reconhecimento de seu trabalho. Com isso, foi-lhe oferecida</p><p>uma posição na Universidade de Viena, em 1866. Em 1870, Loschmidt publicou medidas mais exatas em</p><p>relação aos gases.</p><p>Loschmidt e seu colega mais novo, Ludwig Boltzmann, foram bons amigos. Sua crítica da tentativa de</p><p>Boltzmann de derivar a segunda lei da termodinâmica da teoria cinética, tornou-se famosa como "o</p><p>paradoxo da reversibilidade". Loschmidt conduziu Boltzmann a seu conceito estatístico da entropia, como</p><p>um registro logarítmico do número dos estados microscópicos que correspondem a um determinado</p><p>estado termodinâmico.</p><p>Ironicamente, foi somente alguns anos mais tarde que Kekulé propôs a estrutura do anel da molécula</p><p>do benzeno, uma configuração que já havia sido prevista pelos diagramas de Loschmidt para mais de</p><p>16http://bit.ly/2XUVSs4</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>107</p><p>cem hidrocarbonetos aromáticos. Isto acabou deixando alguma dúvida na famosa história de Kekulé,</p><p>muitos anos mais tarde, que dizia que a estrutura do anel de benzeno lhe tinha vindo em um sonho.</p><p>Massa Molar (M)</p><p>A massa molar de um elemento é a massa de um mol de átomos, ou seja, 6,02x1023 átomos desse</p><p>elemento. A unidade mais usada para a massa molar é g.mol-1.</p><p>Numericamente, a massa molar de um elemento é igual à sua massa atômica.</p><p>Exemplos:</p><p>1) Massa atômica do Cl=35,453u.</p><p>Massa molar do Cl= 35,453 g.mol-1.</p><p>Interpretação: Um mol de átomos do elemento Cl (mistura dos isótopos 35Cl e 37Cl), ou seja, 6,02x1023</p><p>átomos do elemento Cl pesam 35,453 gramas.</p><p>2) Massa atômica da água, H2O = 18u.</p><p>Massa molar: um mol de moléculas, ou seja, 6,02x1023 moléculas de H2O pesam 18,0 gramas.</p><p>Importante:</p><p>MM = massa molecular (unidades u)</p><p>M = Massa molar (g/mol)</p><p>Volume Molar</p><p>Conforme o próprio nome indica, o volume molar corresponde ao volume ocupado por um mol da</p><p>espécie química.</p><p>Exemplo:</p><p>Água no estado líquido (d=g/ml) a 25°C.</p><p>Massa molar=18g/mol.</p><p>O cálculo do volume molar poderá ser realizado através da proporção:</p><p>d=1,0g/mL</p><p>1,0 mL---------1g</p><p>V----------------18g</p><p>V=18mL</p><p>Para Gases Ideais nas CNTP, o volume molar vale 22,4L/mol.</p><p>1mol Gás Ideal (CNTP) → V=22,4L</p><p>Cálculos Estequiométricos</p><p>O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é chamado de cálculo</p><p>estequiométrico - palavra derivada do grego stoicheia = partes mais simples e metreim = medida. São</p><p>cálculos que envolvem proporções de átomos em uma sustância ou que relacionam-se com proporções</p><p>de coeficientes de uma equação química.</p><p>As bases para o estudo da estequiometria das reações químicas foram lançadas por cientistas que</p><p>conseguiram expressar matematicamente as regularidades que ocorrem nas reações químicas, através</p><p>das Leis das Combinações Químicas.</p><p>Essas leis foram divididas em dois grupos:</p><p>- Leis ponderais: relacionam as massas dos participantes de uma reação.</p><p>- Lei volumétrica: relaciona os volumes dos participantes de uma reação.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>108</p><p>Lei Volumétrica</p><p>O físico e químico Gay-Lussac, teve suas contribuições na química, e uma delas é a lei da combinação</p><p>de volumes, que é também conhecida como lei volumétrica, que define o princípio de que nas mesmas</p><p>condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação têm entre si</p><p>uma relação de números inteiros e pequenos.</p><p>Lei de Gay-Lussac:</p><p>Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos gases participantes de uma</p><p>reação química têm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.</p><p>Conduta de Resolução</p><p>Conforme observado nos itens acima, na estequiometria, os cálculos serão estabelecidos em função</p><p>da lei de Proust e Gay-Lussac, neste caso para reações envolvendo gases e desde que estejam todos</p><p>nas mesmas condições de pressão e temperatura.</p><p>Assim, devemos tomar os coeficientes da reação devidamente balanceados, e, a partir deles,</p><p>estabelecer a proporção em mols dos elementos ou substâncias da reação.</p><p>Exemplo: reação de combustão do álcool etílico:</p><p>C2H6O + O2 → CO2 + H2O</p><p>Após balancear a equação, ficamos com:</p><p>Após o balanceamento da equação, pode-se realizar os cálculos, envolvendo os reagentes e/ou</p><p>produtos dessa reação, combinando as relações de várias maneiras:</p><p>Tipo de relação 1 C2H6O (l) + 3O2 (g) → 2CO2(g) + 3H2O (l)</p><p>Proporção em mols 1 mol 3 mols 2 mols 3 mols</p><p>Em massa 1.46 g 3.32g 2.44 g 3.18g</p><p>Em moléculas 6,0.1023 3. 6,0.1023 2. 6,0.1023 3. 6,0.1023</p><p>Em volume (CNTP) é liquido 3.22,4 L 2.22,4 L é liquido</p><p>Importante:</p><p>- Uma equação química só estará corretamente escrita após o acerto dos coeficientes, sendo que,</p><p>após o acerto, ela apresenta significado quantitativo;</p><p>- Relacionar os coeficientes com mols. Teremos assim uma proporção inicial em mols;</p><p>- Estabelecer entre o dado e a pergunta do problema uma regra de três. Esta regra de três deve</p><p>obedecer aos coeficientes da equação química e poderá ser estabelecida, a partir da proporção em mols,</p><p>em função da massa, em volume, número de moléculas, entre outros, conforme dados do problema.</p><p>Tipos de Cálculos Estequiométricos</p><p>Relação quantidade</p><p>em Mols</p><p>Relação entre quantidade</p><p>em Mols e Massa</p><p>Relação entre</p><p>Massa e Massa</p><p>Relação entre</p><p>Massa e Volume</p><p>Os dados do problema</p><p>e as quantidades</p><p>incógnitas pedidas são</p><p>expressos em termos</p><p>de quantidade em</p><p>mols.</p><p>Os dados do problema são</p><p>expressos em termos de</p><p>quantidade em mols</p><p>(ou</p><p>massa) e a quantidade</p><p>incógnita é pedida em</p><p>massa (ou quantidade em</p><p>mols).</p><p>Os dados do</p><p>problema e as</p><p>quantidades</p><p>incógnitas pedidas</p><p>são expressos em</p><p>termos de massa.</p><p>Os dados do</p><p>problema são</p><p>expressos em termos</p><p>de massa e a</p><p>quantidade incógnita</p><p>é pedida em volume</p><p>Em Relação entre a Massa e o Volume: caso o sistema não se encontre nas CNTP, deve-se</p><p>calcular a quantidade em mols do gás e, a seguir, através da equação de estado, determinar o volume</p><p>correspondente.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>109</p><p>A resolução de problemas que envolvem a estequiometria será facilitada se obedecer, inicialmente</p><p>à seguinte sequência:</p><p>1º) Escreva a equação envolvida;</p><p>2º) Acerte os coeficientes da equação (ou equações). Lembre-se: equação balanceada: coeficiente</p><p>= número de mols;</p><p>3º) Destaque, na equação química, a(s) substância(s) envolvida(s) nos dados e a(s) pergunta(s) do</p><p>problema;</p><p>4º) Abaixo das fórmulas, escreva a relação molar e transforme-a segundo os dados do exercício</p><p>(mol, gramas, número de átomos ou moléculas, volume molar).</p><p>Relação em Massa</p><p>Os dados do problema e as quantidades de incógnitas pedidas são expressos em termos de massa.</p><p>Exemplo:</p><p>Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual a massa de NH3 obtida quando se reagem totalmente 3g de</p><p>H2?</p><p>Resolução:</p><p>a) Proporção de quantidade de matérias</p><p>3mols de H2 –––––––– 2mols de NH3</p><p>b) Regra de três</p><p>3 . 2g de H2 –––––––– 2 . 17g de NH3</p><p>3g de H2 –––––––– x</p><p>x = 102/6 = 17g de NH3</p><p>Relação Massa Volume</p><p>Basta lembrar que 1 mol de qualquer gás, a 0ºC e 1 atm., ocupa o volume de 22,4 litros.</p><p>Exemplo:</p><p>Na reação N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) qual o volume de N2, a 0ºC e 1 atm., obtido quando se reagem</p><p>totalmente 3g de H2?</p><p>Resolução:</p><p>a) Proporção em mol</p><p>1mol de N2 –––––––– 3mols de H2</p><p>b) Regra de três</p><p>22,4L de N2 –––––––– 3 . 2g de H2</p><p>x –––––––– 3 de H2</p><p>x = 22,4/2 = 11,2L</p><p>Relação Massa - Nº Moléculas</p><p>Na reação gasosa N2 + H2 --------- NH3, qual o número de moléculas de NH3 obtido, quando se reagem</p><p>totalmente 18g de H2?</p><p>Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 --------2NH3.</p><p>Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (número de moléculas de NH3) e</p><p>estabeleça uma regra de três.</p><p>Cálculos Envolvendo Excesso de Reagente</p><p>Quando o enunciado do exercício fornecer quantidades de dois reagentes, precisamos verificar qual</p><p>deles estará em excesso, após terminada a reação. As quantidades de substâncias que participam da</p><p>reação química são sempre proporcionais aos coeficientes da equação. Se a quantidade de reagente</p><p>estiver fora da proporção indicada pelos coeficientes da equação, reagirá somente a parte que se</p><p>encontra de acordo com a proporção. A parte que estiver a mais não reage e é considerada excesso.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>110</p><p>Por outro lado, o reagente que for totalmente consumido (o que não estiver em excesso) pode ser</p><p>denominado de reagente limitante porque ele determina o final da reação química no momento em que</p><p>for totalmente consumido.</p><p>Exemplo: Consideremos o caso da combustão do álcool.</p><p>Uma massa de 138g álcool etílico (C2H6O) foi posta para queimar com 320g de oxigênio (O2), em</p><p>condições normais de temperatura e pressão. Qual é a massa de gás carbônico liberado e o excesso de</p><p>reagente, se houver?</p><p>Resolução:</p><p>A reação balanceada é dada por:</p><p>Só de analisarmos os dados, vemos que a massa de oxigênio é proporcionalmente maior que a do</p><p>álcool, assim o oxigênio é o reagente em excesso e o álcool etílico é o reagente limitante.</p><p>Calculando a massa de gás carbônico formado a partir da quantidade do reagente limitante:</p><p>Obs.: A massa de oxigênio em excesso é determinada de forma análoga:</p><p>46g de C2H6O ------------ 96 O2</p><p>138g de C2H6O ------------x</p><p>x = 288 g de O2</p><p>A massa em excesso é a diferença da massa que foi colocada para reagir e a que efetivamente reagiu:</p><p>320g - 288g = 32 g</p><p>Cálculos Envolvendo Reagente Limitante</p><p>O reagente que é totalmente consumido é chamado reagente limitante. Assim que ele é consumido,</p><p>não se forma mais produto, ou seja, a reação termina. Os demais reagentes são chamados reagentes em</p><p>excesso. Após o término da reação, sobra uma certa quantidade dos reagentes em excesso: é a</p><p>quantidade inicial menos a quantidade que reagiu.</p><p>Para descobrir qual é o reagente limitante, imagine a reação hipotética a seguir: A + B → produtos,</p><p>onde A e B são os reagentes.</p><p>Se a questão fornece quantidades de A e B usadas na reação, como descobrir qual deles é totalmente</p><p>consumido?</p><p>- escolher um dos reagentes (A, por exemplo) e supor que ele é o limitante;</p><p>- calcular, usando regra de três, a quantidade de B necessária para consumir completamente o</p><p>reagente A;</p><p>- se essa quantidade encontrada de B for suficiente (menor do que a quantidade de B dada no</p><p>enunciado), então o reagente A é o limitante. Caso contrário, a suposição inicial estava errada e o outro</p><p>reagente (B) é o limitante.</p><p>Veja a resolução do exercício de revisão para ficar mais claro. Assim que for encontrado qual é o</p><p>reagente limitante, os cálculos estequiométricos devem ser feitos usando apenas a quantidade do</p><p>limitante, pois é ele que é totalmente consumido.</p><p>Além disso, problemas de reagente limitante são mais fáceis de se resolver com as quantidades em</p><p>mol, em vez de massa ou volume gasoso. Na dúvida, passe as quantidades para mol e trabalhe com elas.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>111</p><p>Exemplos:</p><p>1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação:</p><p>Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso?</p><p>Balancear a reação química:</p><p>Dados:</p><p>Zn = 30g</p><p>S = 36g</p><p>Transformar a massa de gramas para mol:</p><p>Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S.</p><p>Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S?</p><p>Pode ser feita uma regra de três para verificar qual regente está em excesso:</p><p>Então 1mol de Zn precisa de 1mol de S para reagir. Se temos 0,46mol de Zn, precisamos de 0,46mol</p><p>de S, mas temos 1,12mol de S. Concluímos que o S está em excesso e, portanto o Zn é o regente</p><p>limitante.</p><p>2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima?</p><p>Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor do reagente limitante.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>112</p><p>x = 44,68g de ZnS</p><p>Cálculo de Rendimento</p><p>É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso,</p><p>o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos</p><p>aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, etc.</p><p>O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a</p><p>quantidade teórica (que deveria ser obtida).</p><p>Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de</p><p>100%.</p><p>Exemplo:</p><p>Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3), considere a equação química</p><p>não balanceada:</p><p>Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro</p><p>produzida será de:</p><p>Equação Balanceada: Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO</p><p>Dados: 1Fe2O3 = 480g</p><p>2Fe = x (m) com 80% de rendimento</p><p>MM Fe2O3 = 160g/mol</p><p>MM Fe = 56g/mol</p><p>x = 336g de Fe</p><p>Cálculo de Rendimento:</p><p>x = 268,8g de Fe</p><p>Cálculos Envolvendo Pureza</p><p>Com frequência as substâncias envolvidas no processo químico não são puras. Assim, podemos</p><p>esquematicamente dividir uma amostra em duas partes: a parte útil e as impurezas.</p><p>- Parte útil ou parte pura: reage no problema → p%</p><p>- Impurezas: não reagem no</p><p>processo do problema → i%</p><p>Diante disso, é importante calcularmos a massa referente à parte pura, supondo que as impurezas não</p><p>participam da reação. Grau de pureza (p) é o quociente entre a massa da substância pura e a massa total</p><p>da amostra (substância impura).</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>113</p><p>Exemplo:</p><p>Considerando a reação balanceada</p><p>Qual a massa de cloreto ferroso obtida quando 1100g de sulfeto ferroso, com 80% de pureza, reagem</p><p>com excesso de ácido clorídrico? (Fe = 56u; S = 32u; H = 1u; Cl = 35,5u).</p><p>A informação sobre o ácido clorídrico é desnecessária, pois não vamos utilizá-lo em nossos cálculos,</p><p>já que temos apenas a massa de sulfeto ferroso posta para reagir. Por outro lado, sabemos que o sulfeto</p><p>ferroso está com impurezas. Vamos então calcular qual a massa deste reagente puro.</p><p>1100g de FeS ________ 100%</p><p>x _____________ 80%</p><p>x = 880g de FeS puro.</p><p>Agora sim podemos utilizar as proporções molares para encontrar a massa de cloreto ferroso formada na</p><p>reação.</p><p>1 mol de FeS _______ 1 mol de FeCl2</p><p>88g de FeS ____________ 127g de FeCl2</p><p>880g de FeS _______________ y</p><p>y = 111760/88</p><p>y = 1270g de FeCl2</p><p>Sistema em que o Rendimento não é Total</p><p>Quando uma reação química não produz as quantidades de produto esperadas, de acordo com a</p><p>proporção da reação química, dizemos que o rendimento não foi total. Rendimento de uma reação é o</p><p>quociente entre a quantidade de produto realmente obtida e a quantidade esperada, de acordo com a</p><p>proporção da equação química.</p><p>Mediante aos exemplos acima, foi possível observar que os procedimentos para resolver exercícios</p><p>de Cálculo Estequiométrico, devem seguir os seguintes passos:</p><p>A) Escrever a equação da reação química;</p><p>B) Acertar os coeficientes (fazer o balanceamento = igualar o número de átomos);</p><p>C) Obter a Proporção em Mols através dos coeficientes estequiométricos.</p><p>Questões</p><p>01. Nos garimpos, utiliza-se o mercúrio para separar o ouro das impurezas. Quando o mercúrio entra</p><p>em contato com a água dos rios, causa uma séria contaminação: é absorvido por micro-organismos, que</p><p>são ingeridos pelos peixes pequenos, os quais são devorados pelos peixes grandes usados na</p><p>alimentação humana. Uma das formas de medir o grau de intoxicação por mercúrio nos seres humanos</p><p>é a determinação da sua presença nos cabelos. A OMS (Organização Mundial da Saúde) estabeleceu</p><p>que o nível máximo permissível, sem risco para a saúde, é de 50 x l0–6 g de mercúrio, por grama de</p><p>cabelo. Nesse sentido, pode-se afirmar que essa quantidade de mercúrio corresponde a: (Massa atômica:</p><p>Hg = 200) (nº de Avogadro = 6,0 x l0–23)</p><p>(A) 1,5 x 1017 átomos de Hg</p><p>(B) 1,5 x 1023 átomos de Hg</p><p>(C) 2,5 x 106 átomos de Hg</p><p>(D) 150 bilhões de átomos de Hg</p><p>(E) 200 milhões de átomos de Hg</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>114</p><p>02. (UF/MG) A nitroglicerina é uma substância explosiva, sendo a reação química que representa sua</p><p>explosão dada a seguir.</p><p>C3H5(NO3)3(1) →3/2 N2(g) + 3 CO2(g) + 5/2 H2O(g) + 1/4 O2(g)</p><p>Dados:</p><p>• Volume molar: 22,4 L/mol</p><p>• Massa molar: C3H5(NO3)3 = 227 g/mol; N2 = 28 g/mol</p><p>A explosão de 2 mols de nitroglicerina produz:</p><p>(A) 12 mols de gases.</p><p>(B) 42 g de gás nitrogênio.</p><p>(C) 67,2 L de dióxido de carbono, nas CNTP (P = 1 atm e t = 0ºC).</p><p>(D) 3 × 1023 moléculas de O2(g).</p><p>03. (UFF/RJ) Alguns óxidos de nitrogênio, dentre os quais N2O, NO, NO2, N2O3 e N2O5, podem ser</p><p>detectados na emissão de gases produzidos por veículos e, também, por alguns processos para</p><p>fabricação de fertilizantes. Tais óxidos contribuem para tornar o ar muito mais poluído nos grandes</p><p>centros, tornando-o nocivo à saúde. Dentre os óxidos citados, o que apresenta maior percentual de N é:</p><p>(A) NO</p><p>(B) NO2</p><p>(C) N2O</p><p>(D) N2O3</p><p>(E) N2O5</p><p>Gabarito</p><p>01. A/ 02. D / 03. C</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta: A</p><p>200 g------------------6,0 x1023-átomos de Hg</p><p>50.10-6 g----------------x</p><p>X=1,5 x 1017 átomos de Hg</p><p>02. Resposta: D</p><p>C3H5(NO3)3(L) → 3\2 N2(g) + 3CO2(g) + 5\2 H2O(g) + 1\4 O2(g)</p><p>1mol ----------------------------------------------------------- 1/4 mol</p><p>2mol ------------------------------------------------------------x</p><p>x = 0,5 mol de O2</p><p>Como:</p><p>1 mol ------------- 6.10²³ moléculas</p><p>0,5 ------------------x</p><p>x = 3.10²³ moléculas de O2</p><p>03. Resposta: C</p><p>Massas molares NO=30g</p><p>NO2=46g</p><p>N2O=44g</p><p>N2O3=76g</p><p>N2O5=108g</p><p>Porcentagem de N</p><p>NO</p><p>30g-------100%</p><p>14g--------x</p><p>x=46.6%</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>115</p><p>NO2</p><p>46g--------100%</p><p>14g----------x</p><p>x=30.4%</p><p>N2O</p><p>44g---------100%</p><p>28g-----------x</p><p>x=63.6%</p><p>N2O3</p><p>76g---------100%</p><p>28g-----------x</p><p>x=36.8%</p><p>N2O5</p><p>108g-------100%</p><p>28g-----------x</p><p>x=25.9%</p><p>Logo o óxido que possui mais N é o N2O</p><p>TERMOQUÍMICA</p><p>A termoquímica é uma parte da termodinâmica que estuda as trocas de calor desenvolvidas durante</p><p>uma reação química entre o sistema e o meio ambiente, além do possível aproveitamento desse calor na</p><p>realização de trabalho.</p><p>Vamos agora definir alguns conceitos importantes na termoquímica:</p><p>Caloria: Uma caloria é a quantidade de calor necessária para aquecer um grama de água de 14,5°C</p><p>a 15,5°C. Seu múltiplo é a quilocaloria, (kcal)</p><p>Calor: é a energia que se transfere entre dois corpos com diferentes temperaturas.</p><p>Temperatura: é uma grandeza do calor. você não tira a temperatura corporal, você verifica. Se tirar a</p><p>temperatura do seu corpo, morre.</p><p>Calor de reação: representa à variação de entalpia (calor absorvido) observada em uma reação, e</p><p>sua classificação depende do tipo de reação decorrente. Esse calor de reação recebe, conforme a reação,</p><p>as seguintes denominações: calor de formação, calor de combustão, calor de neutralização etc.</p><p>Calor de Formação: É a quantidade de calor liberada ou absorvida durante a formação de 1 mol de</p><p>um composto, a partir de substâncias simples, no estado padrão. Por exemplo: a 25 °C e 1 atm, temos:</p><p>H2(g) + 1/2 O2(g) → 1 H2O(l) ΔH = –68,4 kcal / mol,</p><p>Interpretação: para formar um mol de água líquida, a partir de substâncias simples, H2(g) e O2(g), no</p><p>estado padrão (25 °C, e 1 atm, estado físico e alotrópico mais estável) há a liberação de 68,4 kcal. Os</p><p>valores das entalpias de formação são muito importantes, pois representam a própria entalpia de 1 mol</p><p>da substância que está sendo formada, já que, nas reações de formação, H i é sempre zero.</p><p>Calor de Combustão: A reação entre uma substância e o oxigênio chama-se reação de combustão.</p><p>A energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão é chamada de</p><p>entalpia de combustão. É a variação de entalpia (ΔH) na combustão de 1 mol de uma substância a 25°C</p><p>e 1 atm.</p><p>12 Termoquímica.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>116</p><p>Exemplo:</p><p>C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l) ΔHc = – 673 kcal/mol</p><p>Assim, a combustão de 1 mol de glicose libera 673 kcal.</p><p>O ΔH nesse caso é sempre negativo, pois as combustões são sempre exotérmicas.</p><p>Entalpia (ΔH)</p><p>Entalpia é o conteúdo de calor de um sistema, à pressão constante. Não é possível fazer a medida</p><p>absoluta da entalpia de um sistema, mas podemos medir (com calorímetros), a variação de entalpia, ΔH,</p><p>que ocorre numa reação. Esta variação é entendida como a diferença entre a entalpia final (dos produtos</p><p>da reação) e a entalpia inicial (dos reagentes da reação), conforme observado abaixo:</p><p>Estado inicial → Estado final</p><p>H1 → H2</p><p>∆H = H2 – H1</p><p>Ou</p><p>∆H = HP – HR</p><p>Tipos de Entalpia</p><p>a) Entalpia de Formação</p><p>É a quantidade de energia absorvida ou liberada quando um mol de substâncias simples reage e o</p><p>produto final é uma única substância composta.</p><p>Exemplo:</p><p>H2 + 1/2 O2 → H2O</p><p>b) Entalpia de combustão</p><p>É quantidade de energia envolvida na queima de 1 mol de uma</p><p>determinada substância na presença</p><p>de gás oxigênio. Nesse caso, todas as substâncias envolvidas estão no estado padrão.</p><p>Exemplo:</p><p>CH4 + O2 → CO2 + H2O</p><p>c) Entalpia de neutralização</p><p>É a quantidade de energia liberada ou absorvida quando um mol de hidrônio (H+) reage com um mol</p><p>de hidróxido (OH-), estando ambos presentes em soluções diluídas. De uma forma geral, teremos uma</p><p>entalpia de neutralização sempre que uma solução ácida for misturada com uma solução básica.</p><p>Exemplo:</p><p>HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O</p><p>d) Entalpia de decomposição</p><p>É a quantidade de energia absorvida ou liberada quando um mol de uma substância composta</p><p>decompõe-se e o produto final são várias substâncias simples.</p><p>Tipos de Reações</p><p>Vamos estudar as trocas de energia, na forma de calor, envolvidas nas reações químicas e nas</p><p>mudanças de estado físico das substâncias. Esse estudo é denominado termoquímica. São dois os</p><p>processos em que há troca de energia na forma de calor: o reações exotérmicas e o endotérmicas.</p><p>Reações Exotérmicas</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>117</p><p>É aquele que ocorre com liberação de calor ambiente e sua entalpia diminui. Essas reações possuem</p><p>um balanço negativo de energia quando se compara a entalpia total dos reagentes com a dos produtos.</p><p>Assim, a variação na entalpia final é negativa (produtos menos energéticos do que os reagentes) e indica</p><p>que houve mais liberação de energia, na forma de calor, para o meio externo que absorção – também</p><p>sob forma de calor.</p><p>Exemplos de Reações Exotérmicas</p><p>-½ O2(g) + H2(g) -> H2O(l) (ΔH = -68,3 kcal/mol ou -285,49 kJ/mol)</p><p>-½ H2(g) + ½ Cl2(g) -> HCl(g) (ΔH = -22,0 kcal/mol ou -91,96 kJ/mol)</p><p>-½ H2(g) + ½ Br2(g) -> HBr(g) (ΔH = -8,6 kcal/mol ou -35,95 kJ/mol)</p><p>-C(s) + ½ O2(g) -> CO(g) (ΔH = -26,4 kcal/mol ou -110,35 kJ/mol)</p><p>Diagrama de Entalpia</p><p>No diagrama de entalpia, relacionamos num eixo vertical os valores de Hp e Hr e podemos, portanto,</p><p>calcular o valor de ΔH.</p><p>Reações Endotérmicas</p><p>É aquela que ocorre com absorção de calor e sua entalpia aumenta. Assim, a variação dessa energia</p><p>(variação de entalpia) possui sinal positivo (+ΔH) e indica que houve mais absorção de energia do meio</p><p>externo que liberação. Ambas em forma de calor.</p><p>Exemplos de Reações Endotérmicas</p><p>-½ H2(g) + ½ I2 (g) -> HI(g) (ΔH = +6,2 kcal/mol ou +25,92 kJ/mol)</p><p>-2C(s) + H2(g) -> C2H2(g) (ΔH = +53,5 kcal/mol ou +223,63 kJ/mol)</p><p>Diagrama de Entalpia</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>118</p><p>Equações Termoquímicas</p><p>As equações termoquímicas servem para representar as reações ou processos que envolvem trocas</p><p>de calor, cujo valor é mostrado na variação da entalpia simbolizada pelo ΔH. Nessas equações aparecem</p><p>os mesmos símbolos (como as fórmulas e os estados físicos das substâncias) e números (como índices</p><p>e coeficientes) que aparecem em uma equação química normal.</p><p>S(R) + 1 O2(g) → 1SO2(g) ΔH = –70,92 kcal (a 25ºC e 1atm)</p><p>Interpretação: 1 mol de enxofre rômbico (R) reage com 1 mol de oxigênio gasoso, liberando 70,92 kcal</p><p>para formar 1 mol de dióxido de enxofre gasoso.</p><p>1C(gr) + 2S(R) → 1CS2(l) ΔH = 18 kcal (a 25ºC e 1atm)</p><p>Interpretação: 1 mol de carbono grafite (gr) reage com 2 mols de enxofre rômbico ocorrendo a absorção</p><p>de 18 kcal para formar 1 mol de dissulfeto de carbono líquido.</p><p>Lei de Hess</p><p>Germain Herman Hess, ao estudar os calores de reação, constatou que: "A variação de entalpia (ΔH)</p><p>de uma reação química depende apenas dos estados final e inicial, não importando o caminho da reação".</p><p>Esta importante lei experimental foi chamada de lei dos estados final ou inicial, lei de adição de calores</p><p>ou Lei de Hess.</p><p>Seja uma reação genérica A → B da qual se quer determinar o ΔH. Esta reação pode ser realizada por</p><p>diversos caminhos, onde, para cada um deles, os estados inicial e final são os mesmos.</p><p>Para que A se transforme em B temos 3 caminhos:</p><p>A → B</p><p>A → C → D → B</p><p>A → E → B</p><p>Sendo que: ΔHx = ΔH1 + ΔH2 + ΔH3 ou ΔHx = ΔH4 + ΔH5</p><p>Diante disso, não importa o número de etapas que o processo apresenta, o ΔH da reação total será a</p><p>soma dos ΔH das diversas etapas, e em consequência a equação termoquímica pode ser tratada como</p><p>uma equação matemática. Assim, quando usamos a Lei de Hess no cálculo do ΔH de uma reação,</p><p>devemos arrumar as equações fornecidas de modo que a soma delas seja a equação cujo ΔH estamos</p><p>procurando. Para isso, usamos os seguintes procedimentos:</p><p>- Somando várias equações, somamos também os respectivos ΔH;</p><p>- Invertendo a equação, invertemos também o sinal do ΔH;</p><p>- Multiplicando uma equação por um número qualquer (diferente de zero), multiplicamos também o ΔH,</p><p>pelo mesmo número.</p><p>Cálculo do ∆H de uma reação, usando a lei de Hess</p><p>Podemos calcular o ∆H de uma reação trabalhando algebricamente as equações termoquímicas.</p><p>Considere as reações abaixo, a 25°C e 1 atm</p><p>1) C(grafita) + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 94,1 kcal</p><p>2) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O (l) ∆H = - 68,3 kcal</p><p>3) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2H2O (ι) ∆H = - 212,8 kcal</p><p>Vamos determinar o ∆H da reação: C(grafita) + 2H2(g) → CH4(g) ∆H = ?</p><p>Siga os passos abaixo:</p><p>a) escreva a equação 1.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>119</p><p>b) escreva a equação 2 multiplicada por 2.</p><p>c) escreva a equação inversa de 3.</p><p>Assim, basta soma-las</p><p>C(grafita) + O2(g) → CO2(g); ∆H = - 94,1 kcal</p><p>2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l); ∆H = - 136,6 kcal</p><p>CO2(g) + 2H2O(l) → CH4(g) + 2O2(g); ∆H = + 212,8 kcal</p><p>C(grafita) + 2H2(g) → CH4(g); ∆H = - 17,9 kcal</p><p>Através da lei de Hess, as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações</p><p>matemáticas ou algébricas.</p><p>A reação espontânea e não-espontânea</p><p>A reação espontânea é aquela que percorre por si mesma. Toda reação espontânea libera energia</p><p>livre, enquanto a energia não-espontânea absorve energia livre.</p><p>Entropia</p><p>Entropia é uma grandeza termodinâmica relacionada com o grau de desordem dos sistemas (aumenta</p><p>com a temperatura).</p><p>SA (g) > SA (l ) > SA (s)</p><p>Uma reação espontânea é a que tende a ser a mais exotérmica (entalpia mínima ou menor valor de</p><p>∆H) e, ao mesmo tempo, a que tende a uma maior distribuição de matéria e energia (entropia máxima ou</p><p>maior valor de ∆S). Energia Livre de Gibbs: A energia livre liberada numa reação é a energia máxima que</p><p>é livre para produzir trabalho útil. Mede a relação entre a entalpia e a entropia através da equação de</p><p>Gibbs e prevê a espontaneidade de uma reação química.</p><p>Equação de Gibbs</p><p>Uma vez que ∆H e ∆S variam muito pouco com a temperatura, temos que:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>120</p><p>Questões</p><p>01. (PUC/MG) Sejam dadas as equações termoquímicas, todas a 25 ºC e 1 atm:</p><p>I- H2(g)+ ½ O2(g) →H2O(l) ∆H = -68,3 kcal/mol</p><p>II- 2Fe(s)+ 3/2 O2(g)→Fe2O3(s) ∆H = -196,5 kcal/mol</p><p>III- 2Al(s)+ 3/2 O2(g)→Al2O3(s) ∆H = -399,1 kcal/mol</p><p>IV - C(grafite)+ O2(g)→ CO2(g) ∆H = -94,0 kcal/mol</p><p>V- CH4(g) + O2(g) → CO2(g)+ H2O(l) ∆H = -17,9 kcal/mol</p><p>Exclusivamente sob o ponto de vista energético, das reações acima, a que você escolheria como fonte</p><p>de energia é:</p><p>(A)I</p><p>(B)II</p><p>(C) III</p><p>(D) IV</p><p>(E) V</p><p>02. (U. Católica/DF) Numa sauna a vapor, o calor envolvido na condensação do vapor d’água é, em</p><p>parte, responsável pelo aquecimento da superfície da pele das pessoas que estão em seu interior, de</p><p>acordo com o diagrama abaixo:</p><p>De acordo com as informações fornecidas, o que ocorrerá na transformação de 1 mol de água</p><p>vaporizada em 1 mol de água líquida?</p><p>(A) liberação de 44 kJ;</p><p>(B) absorção de 44 kJ;</p><p>(C) liberação de 527,6 kJ;</p><p>(D) absorção de 527,6 kJ;</p><p>(E) nenhuma das respostas anteriores.</p><p>Gabaritos</p><p>01. C / 02. A</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta: C</p><p>Todas as reações são exotérmicas, liberando</p><p>calor, pois os valores de ∆H são todos negativos. Mas o</p><p>que libera mais energia é a reação III.</p><p>02. Resposta: A</p><p>Como podemos ver pelas informações no gráfico, a diferença de -241,8 kJ para -285,8 kJ é de 44 kJ.</p><p>Pelo sinal negativo sabemos que é uma liberação de calor.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>121</p><p>CINÉTICA QUÍMICA17</p><p>O conhecimento e o estudo da velocidade das reações, além de ser muito importante em termos</p><p>industriais, também está relacionado ao nosso dia-a-dia, por exemplo, quando guardamos alimentos na</p><p>geladeira para retardar sua decomposição ou usamos panela de pressão para aumentar a velocidade de</p><p>cozimento dos alimentos.</p><p>O estudo da velocidade das reações químicas e dos fatores que podem acelerá-la ou retardá-la</p><p>constitui a chamada cinética química. Este estudo é sem dúvida de grande importância na nossa vida</p><p>cotidiana, já que muitas reações químicas de interesse industrial podem ser aceleradas, gastando menos</p><p>tempo para ocorrerem e, portanto, tornando o processo mais econômico.</p><p>Velocidade das Reações</p><p>A velocidade média de uma reação, isto é, a velocidade de consumo de um reagente ou de formação</p><p>de um produto é calculada em função da variação da quantidade de reagentes e produtos pela variação</p><p>do tempo.</p><p>A expressão da velocidade média será dada por:</p><p>𝑉</p><p>𝑚=</p><p>∆𝑆</p><p>∆𝑡</p><p>=</p><p>∆𝑆</p><p>∆𝑡</p><p>=</p><p>[𝑆 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙]−[𝑆 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙]</p><p>𝑡 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙−𝑡 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙</p><p>Para calcular o Δ [reagentes], é necessário observar que ele apresenta um valor menor do que zero,</p><p>ou seja, um valor negativo, pois a concentração final é menor do que a inicial. Para não trabalhar com</p><p>valores negativos, usamos –Δ [reagentes] na expressão da velocidade média dos reagentes. Assim, a</p><p>velocidade média é expressa por:</p><p>𝑉</p><p>𝑚=</p><p>−∆[𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 ]</p><p>∆𝑡</p><p>𝑜𝑢 = 𝑉</p><p>𝑚=</p><p>∆[𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 ]</p><p>∆𝑡</p><p>Exemplo de aplicação dessa expressão: O gráfico a seguir mostra a variação da concentração em</p><p>mol/L da água oxigenada em função do tempo. A decomposição da água oxigenada é dada pela equação:</p><p>2 H2O2(aq)→ 2 H2O(l) + O2(g)</p><p>Quando analisarmos os valores das velocidades médias de consumo do H2O2, notamos que eles não</p><p>são constantes e que o valor máximo é encontrado no início da reação. Diante disso, concluímos que a</p><p>velocidade média diminui de acordo com a diminuição da concentração.</p><p>Com base nos dados do gráfico e conhecendo a estequiometria da reação, em que a decomposição</p><p>de 2 mol de H2O2 produz 2 mol de H2O e 1 mol de O2, podemos construir um novo gráfico, que indique a</p><p>concentração em mol/L dos produtos.</p><p>17 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva.</p><p>13 Cinética química.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>122</p><p>Analisando a velocidade média das três substâncias envolvidas na reação num mesmo intervalo de</p><p>tempo, por exemplo, de 0 a 10 min (Δt = 10 min), temos:</p><p>Consumo de H2O2 Formação de H2O2 Formação de H2O2</p><p>𝑉𝑚 =</p><p>−(0,5−0,8)</p><p>10</p><p>𝑉𝑚 =</p><p>(0,3−0)</p><p>10</p><p>𝑉𝑚 =</p><p>(0,15−0)</p><p>10</p><p>𝑽𝒎= 0,03 mol.L-1 min -1 𝑽𝒎= 0,03 mol.L-1 min -1 𝑽𝒎= 0,015 mol.L-1 min -1</p><p>Assim, concluímos que os valores das velocidades médias obedecem à proporção estequiométrica da</p><p>reação: 2: 2: 1.</p><p>Se dividirmos os valores das velocidades médias pelos respectivos coeficientes estequiométricos,</p><p>encontraremos um mesmo valor, que será considerado o valor da velocidade média da reação.</p><p>𝑉𝑚 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 =</p><p>𝑉𝑚 𝐻2𝑂2</p><p>2</p><p>=</p><p>𝑉𝑚 𝐻2𝑂</p><p>2</p><p>=</p><p>𝑉𝑚 𝑂2</p><p>2</p><p>= 0,015 mol.L-1 min -1</p><p>Assim, para a reação dada:</p><p>aA + bB →cC</p><p>Temos:</p><p>𝑉𝑚 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 =</p><p>𝑉𝑚𝐴</p><p>𝑎</p><p>=</p><p>𝑉𝑚 𝐵</p><p>𝑏</p><p>=</p><p>𝑉𝑚 𝐶</p><p>𝑐</p><p>Condições Para ocorrência de Reações</p><p>Para que uma reação química ocorra, devem ser satisfeitas determinadas condições. São elas:</p><p>Afinidade Química - É a tendência intrínseca de cada substância de entrar em reação com uma outra</p><p>substância. Por exemplo: ácidos têm afinidades por bases, não-metais têm afinidades por metais,</p><p>reagentes nucleófilos têm afinidade por reagentes eletrófilos.</p><p>Contato entre as Moléculas dos Reagentes: As reações químicas ocorrem como resultado de</p><p>choques entre as moléculas dos reagentes que se encontram em movimento desordenado e contínuo.</p><p>Exemplo: A2 + B2 → 2AB</p><p>Teoria das Colisões</p><p>A Teoria das Colisões diz que para que uma reação ocorra, a colisão entre as partículas das</p><p>substâncias reagentes deve acontecer através de uma orientação adequada e com uma energia maior</p><p>que a energia mínima necessária para a ocorrência da reação.</p><p>Essa energia mínima que deve ser fornecida aos reagentes é denominada Energia de Ativação (Ea).</p><p>Sem atingi-la, a reação não ocorre.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>123</p><p>Quando colocamos duas substâncias em contato, suas partículas começam a colidir umas com as</p><p>outras. Nem todas as colisões são eficazes, isto é, nem todas dão origem a novos produtos. No entanto,</p><p>as colisões que rompem as ligações formadas e formam novas ligações, são denominadas colisões</p><p>eficazes ou efetivas.</p><p>Essas colisões ocorrem de forma adequada: seu choque é frontal geometricamente e bem orientado.</p><p>Observe abaixo como isso ocorre:</p><p>Reação: I2 + H2 → 2 HI</p><p>No choque eficaz as moléculas absorvem a quantidade de energia mínima necessária (energia de</p><p>ativação) para a formação do complexo ativado, ou seja, um estado intermediário (estado de transição)</p><p>entre os reagentes e os produtos. Nessa estrutura, as ligações dos reagentes estão enfraquecidas e as</p><p>dos produtos estão sendo formadas.</p><p>Observe uma reação genérica que mostra essa formação do complexo ativado abaixo:</p><p>AB + XY → AX + YB</p><p>Note que quando ocorre o choque eficaz, forma-se momentaneamente o complexo ativado, no qual as</p><p>ligações entre os átomos AB e XY estão se rompendo e as ligações que unirão os átomos nas moléculas</p><p>AX e YB estão se formando.</p><p>Observe no diagrama que se não for atingida a energia de ativação, não é possível formar o complexo</p><p>ativado, pois ela serve como uma barreira energética a ser ultrapassada para que a reação química</p><p>ocorra.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>124</p><p>Para reações exotérmicas (reações que liberam energia = ΔH < 0) e endotérmicas (reações que</p><p>absorvem energia = ΔH > 0), temos os diagramas:</p><p>Fatores que Influenciam a Velocidade de Uma Reação</p><p>Superfície de contato</p><p>Quando um reagente está no estado sólido, a reação ocorrerá na sua superfície. Assim, quanto mais</p><p>fragmentado (disperso) for esse reagente, maior será o número de choques, e maior será a velocidade</p><p>da reação.</p><p>Concentração dos Reagentes</p><p>A velocidade de uma reação depende também da concentração dos reagentes, pois ela está</p><p>relacionada com o número de choques entre as moléculas. Vamos aplicar esse conceito a uma reação</p><p>genérica:</p><p>1 A + 1 B1 →AB</p><p>O número de choques e, consequentemente, a velocidade irão depender das concentrações de A e B.</p><p>Vamos considerar quatro situações em que varia o número de moléculas de A e B, num mesmo volume</p><p>e numa mesma temperatura:</p><p>Essa relação demonstra que o número de colisões e, consequentemente, a velocidade da reação são</p><p>proporcionais ao produto das concentrações.</p><p>Temperatura</p><p>Todo aumento de temperatura provoca o aumento da energia cinética média das moléculas, fazendo</p><p>com que aumente o número de moléculas em condições de atingir o estado correspondente ao complexo</p><p>ativado, aumentando o número de colisões eficazes ou efetivas e, portanto, provocando aumento na</p><p>velocidade da reação. Podemos representar graficamente a relação entre o número de moléculas de um</p><p>sistema em função da cinética destas moléculas (curva de Maxwell-Boltzmann).</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio</p><p>Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>125</p><p>Note que, em uma temperatura T1, a quantidade de moléculas em condições de reagir (com energia</p><p>igual ou superior a Eat) é menor que em uma temperatura maior T2. O aumento na temperatura faz com</p><p>que ocorra um aumento da energia cinética média das moléculas, deslocando a curva para a direita,</p><p>fazendo com que o número de moléculas em condições de reagir aumente. Uma regra experimental, que</p><p>relaciona o aumento de temperatura com a velocidade de uma reação é a regra de Van’t Hoff: “Um</p><p>aumento de 10 °C na temperatura duplica a velocidade de uma reação química”.</p><p>Pressão</p><p>A pressão só apresenta influência apreciável na velocidade de reações em que pelo menos um dos</p><p>reagentes é gasoso. O aumento da pressão causa diminuição de volume acarretando aumento no número</p><p>de choques, o que favorece a reação e, portanto, aumenta a sua velocidade.</p><p>Com a diminuição da pressão, aumenta o volume do recipiente, diminuindo o número de choques</p><p>moleculares entre os reagentes e, portanto, diminuindo a velocidade da reação.</p><p>Superfície do Reagente Sólido</p><p>Quanto maior a superfície do reagente sólido, maior o número de colisões entre as partículas dos</p><p>reagentes e maior a velocidade da reação. Em uma reação que ocorre com presença de pelo menos um</p><p>reagente sólido, quanto mais finamente dividido for este sólido, maior será a superfície de contato entre</p><p>os reagentes.</p><p>Exemplo:</p><p>Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)</p><p>Na equação acima, que representa a reação, se utilizarmos, em um primeiro experimento, zinco em</p><p>barra e, em um segundo, zinco em pó, a velocidade da reação no segundo será muito maior que no</p><p>primeiro experimento.</p><p>Catalisador</p><p>Catalisador é a substância que aumenta a velocidade de uma reação, sem sofrer qualquer</p><p>transformação em sua estrutura. O aumento da velocidade é conhecido como catálise. O catalisador</p><p>acelera a velocidade, alterando o mecanismo da reação, o que provoca a formação de um complexo</p><p>ativado de energia mais baixa. São características dos catalisadores:</p><p>A) o catalisador não fornece energia à reação;</p><p>B) o catalisador participa da reação formando um complexo ativado de menor energia:</p><p>C) o catalisador não altera o ∆h da reação;</p><p>D) o catalisador pode participar das etapas da reação, mas não é consumido pela mesma.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>126</p><p>As reações envolvendo catalisadores podem ser de 2 tipos:</p><p>- catálise homogênea: catalisador e reagentes no mesmo estado físico;</p><p>- catálise heterogênea: catalisador e reagentes em estados físicos diferentes.</p><p>Exemplos:</p><p>Catálise homogênea</p><p>Catálise heterogênea</p><p>Observação:</p><p>Existem casos de autocatálise, no qual o catalisador é um dos produtos da própria reação. Estas</p><p>reações iniciam lentamente e à medida que o catalisador vai se formando, a velocidade da reação vai</p><p>aumentando. Encontramos substâncias que atuam no catalisador, aumentando sua atividade catalítica:</p><p>são chamadas de ativadores de catalisador ou promotores. Outras diminuem ou mesmo destroem a ação</p><p>do catalisador: são chamadas venenos de catalisador.</p><p>Inibidor</p><p>O inibidor busca atuar de uma forma oposta às de atuação dos catalisadores. Portanto, entenda</p><p>catalisador e entenderá, por oposição, inibidor.</p><p>Cinética Enzimática18</p><p>A velocidade de uma reação enzimática é, em geral, obtida pela medida da quantidade de produto</p><p>formado por unidade de tempo.</p><p>Onde:</p><p>S = Substrato;</p><p>E= Enzima;</p><p>P = Produto.</p><p>A velocidade de reação num tempo (t) é:</p><p>A velocidade pode ser medida, também, a partir do decréscimo da concentração de substrato:</p><p>18https://bit.ly/2KAibaI</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>127</p><p>Concentração dos Reagentes</p><p>Lembrando que uma reação se processa por meio de choques moleculares, conclui-se facilmente que</p><p>uma maior concentração dos reagentes determina um aumento da velocidade da reação pois,</p><p>aumentando-se a concentração, aumenta-se o número de moléculas reagentes e, consequentemente,</p><p>aumenta, também, o número de choques moleculares.</p><p>Questões</p><p>01. (PUC/RS) Relacione os fenômenos descritos na coluna I com os fatores que influenciam sua</p><p>velocidade mencionados na coluna II.</p><p>Coluna I</p><p>1 - Queimadas alastrando-se rapidamente quando está ventando;</p><p>2 - Conservação dos alimentos no refrigerador;</p><p>3 - Efervescência da água oxigenada na higiene de ferimentos;</p><p>4 - Lascas de madeiras queimando mais rapidamente que uma tora de madeira.</p><p>Coluna II</p><p>A - superfície de contato</p><p>B - catalisador</p><p>C - concentração</p><p>D - temperatura</p><p>A alternativa que contém a associação correta entre as duas colunas é</p><p>(A) 1 - C; 2 - D; 3 - B; 4 – A.</p><p>(B) 1 - D; 2 - C; 3 - B; 4 – A.</p><p>(C) 1 - A; 2 - B; 3 - C; 4 – D.</p><p>(D) 1 - B; 2 - C; 3 - D; 4 – A.</p><p>(E) 1 - C; 2 - D; 3 - A; 4 – B.</p><p>02. Indique a alternativa que apresenta condições que tendem a aumentar a velocidade de uma</p><p>reação:</p><p>(A) Frio, maior superfície de contato, inibidor</p><p>(B) Alta concentração dos reagentes, ausência de catalisador, obscuridade</p><p>(C) Obscuridade e frio</p><p>(D) Calor, maior superfície de contato, catalisador</p><p>(E) Inibidor e menor superfície de contato</p><p>03. Num balão de vidro (1,00 L) a 25ºC hermeticamente fechado e pressão de 1 atm, foram adicionadas</p><p>quantidades equimolares de hidrogênio gasoso e de vapor de iodo. Para esse sistema, a equação da</p><p>velocidade (v) da reação elementar de formação do iodeto de hidrogênio deve ser escrita da seguinte</p><p>forma:</p><p>(A) (k1/k2) x [H2] x ([I2]/[HI]2) mol/L.s</p><p>(B) k1 [H2] x [I2] mol/L.s</p><p>(C) k [HI]2 / ([H2] [I2]) mol/L.s</p><p>(D) k1 [H2]2 x [I2]0 mol/L.s</p><p>(E) [HI]2 / ([H2] [I2]) mol/L.s</p><p>Gabarito</p><p>01.A / 02.D / 03.B</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta: A</p><p>1 – O vento aumenta a concentração de oxigênio, que atua como comburente da queimada;</p><p>2 – A diminuição da temperatura diminui a velocidade das reações, pois diminui o movimento das</p><p>partículas reagentes e a probabilidade de choques efetivos que resultem em reação.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>128</p><p>3 – A decomposição da água oxigenada é acelerada por uma enzima presente no sangue que atua</p><p>como catalisadora dessa reação.</p><p>4 – A superfície de contato das lascas de madeira com o oxigênio do ar que causa a queima é maior</p><p>que a de uma tora de madeira.</p><p>02. Resposta: D</p><p>As reações podem ter suas velocidades aumentadas amentando-se a superfície de contato,</p><p>aumentando a temperatura, luz, reagentes mais concentrados e catalisador.</p><p>OBS: O termo “obscuridade” é desconhecido em cinética química.</p><p>03. Resolução: B</p><p>A equação citada é: H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)</p><p>Assim, a velocidade de formação do HI é a reação direta. Só levamos em consideração quem são os</p><p>reagentes. No caso: H2 e I2.</p><p>V = k1 [H2]x[I2]</p><p>EQUILÍBRIO QUÍMICO19</p><p>Algumas reações ocorrem somente enquanto existe reagente reagentes. Por exemplo, digamos que</p><p>você acenda um palito de fósforo, ele começa a reagir com o ar proporcionando a queima total do mesmo.</p><p>Sabemos também que essa reação irá cessar depois que todo o regente for consumido. Outro ponto é</p><p>que não conseguimos regenerar o fósforo queimando. Portanto, esse tipo de reação é chamada de</p><p>irreversível.</p><p>Consideremos uma reação representada pela equação geral:</p><p>Sejam v1 e v2 as velocidades das reações direta e inversa, respectivamente. Suponde que essas</p><p>reações sejam elementares, temos:</p><p>v1= K1[A] [B] e v2=K2[C] [D]</p><p>No momento em que misturamos a mols de A e b mols de B, v1 assume o seu valor máximo, porque</p><p>[A] e [B] têm seus valores máximos. Com o decorrer do tempo, [A] e [B] vão diminuindo, pois A e B vão</p><p>sendo consumidos na reação direta e, consequentemente, v1(direta) vai diminuindo.</p><p>Conforme C e D vão-se formando na reação, suas concentrações vão aumentando e,</p><p>consequentemente, v2 (inversa) aumenta com o passar do tempo.</p><p>Uma vez que v1 diminui</p><p>e v2 aumenta, após algum tempo v1=v2. A partir desse instante, [A], [B], [C] e</p><p>[D] permanecem constantes, porque, em um mesmo intervalo de tempo, o número de mols de cada</p><p>substância consumidos numa reação é igual ao número de mols formados na reação de sentido contrário.</p><p>Quando v1=v2, dizemos que o sistema alcançou o equilíbrio. A partir desse instante, o sistema constitui</p><p>um equilíbrio químico.</p><p>O Equilíbrio Químico é uma reação reversível que atingiu o ponto em que as reações direta e inversa</p><p>ocorrem com a mesma velocidade.</p><p>19 Usberco, J.; Salvador, E. Química. Editora Saraiva. 2002.</p><p>14 Equilíbrio químico.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>129</p><p>v1=v2 → [A], [B], [C] ,[D] → Equilíbrio químico</p><p>Um exemplo de processo reversível é o que ocorre com a água líquida contida num frasco fechado.</p><p>Nesse sistema, temos moléculas de água passando continuamente do estado líquido para o de vapor e</p><p>do de vapor para o líquido.</p><p>O fato de as duas velocidades serem iguais na situação de equilíbrio gera uma consequência que é a</p><p>constância nas quantidades dos participantes, embora não seja obrigatoriamente iguais.</p><p>Nas reações reversíveis, a velocidade inicial (t = 0) da reação direta é máxima, pois a concentração</p><p>em mol/L do reagente também é máxima. Com o decorrer do tempo, a velocidade da reação direta diminui</p><p>ao passo que a velocidade da inversa aumenta.</p><p>Ao atingir o equilíbrio, essas velocidades se igualam.</p><p>Condições para que ocorra o equilíbrio químico:</p><p>-Sistema fechado.</p><p>-Reação reversível.</p><p>-Velocidade da reação direta igual a velocidade da reação inversa.</p><p>-Concentrações ou pressões parciais (no caso gases) constantes com o tempo.</p><p>Tipos de Equilíbrio</p><p>Os equilíbrios químicos são atingidos, no caso de reações reversíveis, quando a taxa de</p><p>desenvolvimento da reação direta é igual à taxa de desenvolvimento da reação inversa, em temperatura</p><p>constante. Mas existem equilíbrios químicos homogêneos e equilíbrios químicos heterogêneos.</p><p>Equilíbrio Homogêneos</p><p>São aqueles em que todos os participantes da reação (reagentes e produtos) encontram-se em um</p><p>mesmo estado físico e, dessa forma, o sistema fica com uma única fase.</p><p>Exemplo:</p><p>Ou</p><p>Equilíbrio Heterogéneo</p><p>Ocorre quando os constituem do sistema (reagentes e produtos) se encontram em fases diferentes,</p><p>Exemplo:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>130</p><p>Ou</p><p>Constante de Equilíbrio - Concentrações Molares (Kc)</p><p>Considerando o equilíbrio dado por uma equação geral qualquer:</p><p>Aplicando-se a lei da ação das massas de Guldberg-Waage, temos:</p><p>-Para a reação direta: v1 = K1 · [A]a · [B]b</p><p>-Para a reação inversa: v2 = K2 · [C]c · [D]d</p><p>No equilíbrio: v1 = v2</p><p>K1 · [A]a · [B]b = K2 · [C]c · [D]d</p><p>A relação K1/K2 é constante e denomina-se constante de equilíbrio em termos de concentração molar</p><p>(Kc):</p><p>A constante de equilíbrio Kc é, portanto, a razão das concentrações dos produtos da reação e das</p><p>concentrações dos reagentes da reação, todas elevadas a expoentes que correspondem aos coeficientes</p><p>da reação.</p><p>Importante:</p><p>a) A constante de equilíbrio Kc varia com a temperatura</p><p>b) Quanto maior o valor de Kc , maior o rendimento da reação, uma vez que no numerador temos os</p><p>produtos e no denominador os reagentes. Portanto, comparando valores de Kc em duas temperaturas</p><p>diferentes, podemos saber em qual destas a reação direta apresenta maior rendimento;</p><p>c) O valor numérico de Kc depende de como é escrita a equação química. Diante disso, devemos</p><p>escrever sempre a equação química junto com o valor de Kc.</p><p>Quociente de Equilíbrio (Qc)</p><p>O quociente de equilíbrio (Qc) é a relação entre as concentrações em mol/L dos participantes em</p><p>qualquer situação, mesmo que o equilíbrio ainda não esteja estabelecido. É expresso da mesma maneira</p><p>que a constante de equilíbrio (Kc) Se estabelecermos uma relação entre Qc e Kc, podemos ter:</p><p>Qc</p><p>Kc</p><p>= 1 : Sistema em equilíbrio</p><p>Qc</p><p>K</p><p>≠ 1: O sistema não está em equilíbrio</p><p>Deslocamento do Equilíbrio</p><p>Em um sistema está em equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da inversa, e as</p><p>concentrações em mol/L de todos os participantes permanecem constantes. Se, sobre esse equilíbrio,</p><p>não ocorrer a ação de nenhum agente externo, ele tende a permanecer nessa situação indefinidamente.</p><p>Porém, se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar</p><p>os efeitos dessa ação.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>131</p><p>Resumindo:</p><p>Princípio de Le Chatelier: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a</p><p>se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força”.</p><p>Os fatores que podem modificar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão,</p><p>temperatura.</p><p>O Princípio de Le Chatelier é fácil de ser entendido quando se considera que a constante de equilíbrio</p><p>depende somente da temperatura.</p><p>Agora vamos analisar cada um dos fatores que podem afetar o equilíbrio.</p><p>-Concentração</p><p>Considere o seguinte equilíbrio:</p><p>1) Ao adicionar CO2(g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na concentração do composto,</p><p>que irá acarretar aumento do número de choques entre o C(s) e o CO2(g). Isso favorece a formação de</p><p>CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca para o lado direito.</p><p>2) Ao adicionar CO(g) ao equilíbrio, ocorre um aumento na concentração do composto, transformando-</p><p>o parcialmente em CO2(g) e em C(s). Nesse caso, o equilíbrio se desloca para a esquerda. Princípio de Le</p><p>Chatelier: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido</p><p>de diminuir os efeitos dessa força”.</p><p>3) Ao retirar parte do CO(g) presente no equilíbrio, imediatamente ocorre uma diminuição na</p><p>concentração do composto e, como consequência, a velocidade da reação inversa diminui. Logo, a</p><p>velocidade da reação direta será maior, favorecendo a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca</p><p>para a direita.</p><p>-Pressão</p><p>Ao aumentar a pressão sobre um equilíbrio gasoso, à temperatura constante, ele se desloca no sentido</p><p>da reação capaz de diminuir esse aumento da pressão e vice-versa. Para averiguar os efeitos da variação</p><p>de pressão em um equilíbrio, vamos avaliar o equilíbrio seguinte, a uma temperatura constante:</p><p>Quando aumentamos a pressão, o equilíbrio se desloca para a direita, favorecendo a formação do</p><p>SO3(g), já que nesse sentido há uma diminuição do número de mol de gás e, consequentemente, uma</p><p>redução da pressão.</p><p>Pode-se analisar o efeito produzido pela variação de pressão em pela associação do número de mol</p><p>ao volume. Assim, nas mesmas condições, temos:</p><p>Exemplo:</p><p>Aumento de Pressão: desloca o equilíbrio para a direita (menor volume).</p><p>Diminuição de Pressão: desloca o equilíbrio para a esquerda (maior volume).</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>132</p><p>-Temperatura</p><p>A temperatura, além de provocar deslocamento do equilíbrio, é o único fator responsável por alterações</p><p>na constante de equilíbrio (Kc). Num sistema em equilíbrio, sempre temos duas reações: a endotérmica,</p><p>que absorve calor, e a exotérmica, que libera calor. Quando aumentamos a temperatura, favorecemos a</p><p>reação que absorve calor. Por outro lado, quando há diminuição da temperatura, favorecemos a reação</p><p>que libera calor.</p><p>Exemplo:</p><p>- Aumento da temperatura: desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (para a esquerda);</p><p>- Diminuição da temperatura: desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica (para a direita).</p><p>Se também desejamos relacionar a variação da temperatura com a constante de equilíbrio (Kc),</p><p>devemos considerar que uma elevação da temperatura favorece a reação endotérmica. Então, [N2] e [H2]</p><p>aumentam e [NH3] diminui:</p><p>Kc diminui</p><p>Lei de Van’t Hoof: “A cada aumento de 10°C na temperatura de uma reação química, a velocidade</p><p>da reação duplica ou até mesmo triplica.”</p><p>Observação: Van’t Hoof não considerou que cada reação tem um ótimo de temperatura para ocorrer</p><p>(temperatura ideal) e após atingido esse ótimo, o aumento da temperatura pode não mais influenciar a</p><p>velocidade da reação ou até mesmo prejudicá-la. Exemplo: Reações Enzimáticas.</p><p>Concentração do Equilíbrio</p><p>Um aumento na concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos) desloca o equilíbrio no</p><p>sentido de consumir a substância adicionada. O aumento na concentração provoca aumento na</p><p>velocidade, fazendo com que a reação ocorra em maior escala no sentido direto ou inverso.</p><p>Diminuindo a concentração de qualquer substância (reagentes ou produtos) desloca-se o equilíbrio no</p><p>sentido de refazer a substância retirada. A diminuição na concentração provoca uma queda na velocidade</p><p>da reação direta ou inversa, fazendo com que a reação ocorra em menor escala nesse sentido.</p><p>Exemplos:</p><p>O aumento na concentração de CO ou O2 provoca aumento em v1, fazendo com que v1 > v2; portanto,</p><p>o equilíbrio desloca-se para a direita. A diminuição na concentração de CO ou O2 provoca queda em v1,</p><p>fazendo com que v1 < v2; portanto, o equilíbrio desloca-se para a esquerda.</p><p>Para equilíbrio em sistema heterogêneo, a adição de sólido (C(s)) não altera o estado de equilíbrio, pois</p><p>a concentração do sólido é constante e não depende da quantidade.</p><p>Observações:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>133</p><p>- Aumento na pressão parcial de H2 ou I2, o equilíbrio desloca-se para a direita.</p><p>- Diminuindo a pressão parcial de H2 ou I2, o equilíbrio desloca-se para a esquerda.</p><p>Importante:</p><p>1. Substância sólida não desloca um equilíbrio químico, pois a concentração de um sólido em termos</p><p>de velocidade é considerada constante, porque a reação se dá na superfície do sólido.</p><p>2. Alterando-se a concentração de uma substância presente no equilíbrio, o equilíbrio se desloca,</p><p>porém, sua constante de equilíbrio permanece inalterada (a constante permanece sem ter seu valor</p><p>modificado porque a temperatura não variou).</p><p>Grau de Equilíbrio</p><p>Grau de equilíbrio (α) representa a relação entre o número de mols consumidos de um reagente e o</p><p>número de mols inicial desse reagente.</p><p>𝐠𝐫𝐚𝐮 𝐝𝐞 𝐞𝐪𝐮𝐢𝐥í𝐛𝐫𝐢𝐨 =</p><p>n° de mols consumidos de um reagente</p><p>n° de mols inicial desse reagente</p><p>No caso de um equilíbrio de dissociação, temos o grau de dissociação:</p><p>𝐠𝐫𝐚𝐮 𝐝𝐞 𝐝𝐢𝐬𝐬𝐨𝐜𝐢𝐚çã𝐨 =</p><p>n° de mols dissociados de um reagente</p><p>n° de mols inicial desse reagente</p><p>O grau de dissociação é um número puro, sem unidade, e sempre menor que 1 (α<1). É comumente</p><p>expresso em %.</p><p>É importante que não haja confusão entre grau de equilíbrio e constante de equilíbrio. O grau de</p><p>equilíbrio varia com a temperatura e com as concentrações das substâncias participantes. No caso de um</p><p>equilíbrio do qual participam gases, o grau de equilíbrio varia também com a pressão.</p><p>Constante de equilíbrio Grau de equilíbrio (α)</p><p>Varia com a temperatura Varia com a temperatura</p><p>Não varia com as concentrações das</p><p>substâncias</p><p>Varia com as concentrações das substâncias</p><p>Não varia com a pressão, mesmo que no</p><p>equilíbrio haja substancias gasosas</p><p>Varia com a pressão, quando pelo menos</p><p>uma das substâncias for gasosa.</p><p>Produto Iônico da água e pH</p><p>Equilíbrio iônico da água</p><p>Medidas experimentais de condutibilidade elétrica e outras evidências mostram que a água, quando</p><p>pura ou quando usada como solvente, se ioniza numa extensão muito pequena, originando a condição</p><p>de equilíbrio:</p><p>H2O(l) + H2O(l) H3O+ (aq) + OH–</p><p>(aq)</p><p>As concentrações de íons H+ e OH– presentes no equilíbrio variam com a temperatura, mas serão</p><p>sempre iguais entre si:</p><p>Água pura ⇒ [H+] = [OH–]</p><p>A 25 ºC, as concentrações em mol/L de H+ e OH– na água pura são iguais entre si e apresentam o</p><p>valor 10–7 mol L–1.</p><p>Água pura a 25 ºC ⇒ [H+] = [OH–] = 10–7 mol L–1</p><p>Produto iônico da água (Kw)</p><p>Considerando o equilíbrio da água:</p><p>H2O(l) H+</p><p>(aq) + OH–</p><p>(aq)</p><p>A constante de ionização corresponde ao Kw e é expressa por:</p><p>Kw = [H+]. [OH–] a 25 ºC; Kw = (10–7). (10–7) ⇒ Kw = 10–14</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>134</p><p>Na água, as concentrações de H+ e OH– são sempre iguais, independentemente da temperatura; por</p><p>esse motivo, a água é neutra. Quaisquer soluções aquosas em que [H+] = [OH–] também serão neutras.</p><p>Em soluções ácidas ou básicas notamos que:</p><p>-Quanto maior a [H+] ⇒ mais ácida é a solução.</p><p>-Quanto maior a [OH–] ⇒ mais básica (alcalina) é a solução.</p><p>Escala de pH</p><p>O termo pH (potencial hidrogeniônico) foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Soren</p><p>Peter Lauritz Sorensen (1868-1939), com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade</p><p>de cervejas. O cálculo do pH pode ser feito por meio das expressões:</p><p>pH = colog [H+] ou pH = – log [H+] ou pH = log</p><p>1</p><p>H+</p><p>De maneira semelhante, podemos determinar o pOH (potencial hidroxiliônico) de uma solução:</p><p>pOH = colog [OH–] ou pOH = – log [OH–] ou pOH = log log</p><p>1</p><p>H+</p><p>Exemplos:</p><p>Na água e nas soluções neutras, a 25 ºC, temos:</p><p>[H+] = [OH–] = 10–7 mol L–1</p><p>pH = pOH = 7 e pH + pOH = 14</p><p>A escala de pH normalmente apresenta valores que variam de zero a 14. O esquema a seguir mostra</p><p>uma relação ente os valores de pH e as concentrações de H+ e OH–em água, a 25 ºC.</p><p>pH e o grau de ionização</p><p>Considere um ácido fraco genérico HkA. Ao dissolver M mols desse ácido em água, de maneira que</p><p>forme 1 litro de solução, a concentração em mol/L e a normalidade serão:</p><p>Concentração em mol/L =</p><p>nsoluto</p><p>Vssolução</p><p>=</p><p>M mol</p><p>1L</p><p>= M mol/L</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>135</p><p>Normalidade: N =</p><p>nesoluto</p><p>Vsolução</p><p>= K. M</p><p>O grau de ionização do ácido é:</p><p>𝛂 =</p><p>quantidade de mols de ioniza</p><p>quantidade de mols dissolvida (M)</p><p>Logo, a quantidade em mols que ioniza = α . M.</p><p>Considere o equilíbrio da ionização:</p><p>A concentração hidrogeniônica no equilíbrio final é:</p><p>Assim: [H+] = α . N ou [H+] = α . k . M</p><p>Sendo que k é o número de hidrogênios ionizáveis.</p><p>pH e constante de ionização (ki)</p><p>Tendo conhecimento da concentração da solução e a constante de ionização, podemos calcular o pH.</p><p>Com os valores da concentração e do pH, calcula-se o valor de Ki.</p><p>Exemplo: Vamos calcular a constante de ionização do ácido cianídrico, tendo conhecimento de que o</p><p>pH de uma solução 0,04M de HCN é 5. Nesse caso, temos: pH = 5 ⇒ [H+] = 1 . 10-5 mol/L</p><p>Analisemos atentamente o equilíbrio:</p><p>Efeito do íon comum</p><p>-Quando adicionado a um ácido (HA), um sal com o mesmo ânion (A-) produz:</p><p>Diminuição do grau de ionização de HA ou enfraquecimento de HA;</p><p>Diminuição da [H+], portanto aumento do pH da solução. O íon comum não altera a constante de</p><p>ionização do ácido.</p><p>-Quando adicionado a uma base (BOH), um sal com o mesmo cátion (B+) produz:</p><p>Diminuição do grau de ionização de BOH ou enfraquecimento de BOH;</p><p>Diminuição da [OH-], portanto diminuição do pH da solução. O íon comum não altera a constante de</p><p>ionização da base.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>136</p><p>Acidez e basicidade das soluções aquosas dos sais</p><p>Chamamos hidrólise salina a reação entre um sal e a água, produzindo o ácido e a base</p><p>correspondentes. A hidrólise do sal é, portanto, a reação inversa da neutralização.</p><p>Para simplificar a análise dos fenômenos da hidrólise salina, os sais são divididos em 4 tipos, a saber:</p><p>1) Sal de ácido forte e base fraca;</p><p>2) Sal de ácido fraco e base forte;</p><p>3) Sal de ácido fraco e base fraca;</p><p>4) Sal de ácido forte e base forte.</p><p>1) Sal de Ácido Forte e Base Fraca</p><p>Assim ficamos com:</p><p>Podemos então observar que quem sofre a</p><p>hidrólise não é o sal, mas sim o íon NH4</p><p>+ (da base fraca),</p><p>liberando íons H+, que conferem à solução caráter ácido com pH menor que 7.</p><p>2) Sal de Ácido Fraco e Base Forte</p><p>então ficamos com:</p><p>Observamos, então, que quem sofre a hidrólise, neste caso, é o íon CN– (do ácido fraco), liberando</p><p>íons OH– que conferem à solução caráter básico com pH maior que 7.</p><p>3) Sal de Ácido Fraco e Base Fraca</p><p>então ficamos com:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>137</p><p>Como tanto o ácido quanto a base são fracos, ocorre realmente a hidrólise do sal e não apenas de um</p><p>dos íons (como nos dois casos anteriores). Podemos concluir que quem sofre hidrólise são os íons</p><p>correspondentes ao ácido e/ou base fracos. Neste caso, o meio pode ficar ácido, básico ou neutro.</p><p>- O meio será ligeiramente ácido se a ionização do ácido for maior que a da base (Ka > Kb);</p><p>- O meio será ligeiramente básico se a ionização do ácido for menor que a da base (Ka < Kb).</p><p>- O meio será neutro se a ionização do ácido apresentar mesma intensidade que a da base (Ka Kb).</p><p>4) Sal de Ácido Forte e Base Forte</p><p>então ficamos com:</p><p>Sendo o NaOH uma base forte, os íons Na+ não captam os íons OH– da água. Do mesmo modo, sendo</p><p>o HBr um ácido forte, os íons Br– não captam os íons H+ da água. Portanto, neste caso, não há hidrólise.</p><p>A solução terá caráter neutro, com pH igual a 7. Concluímos que, na solução salina, predomina sempre</p><p>o caráter do mais forte. Quando o sal é formado por ácido/base de mesma força (2 fortes), a solução final</p><p>é neutra.</p><p>Grau de Hidrólise (αh) - Define-se o grau de hidrólise ( ) de um sal como:</p><p>𝛂𝐡 =</p><p>número de mols hidrolisados</p><p>número de mols dissolvidos</p><p>A variação de αh é:</p><p>0 < αh < 1 ou 0% < αh < 100%</p><p>Constante de Hidrólise (Kh) - Para os equilíbrios químicos das reações de hidrólise, define-se uma</p><p>constante de equilíbrio chamada constante de hidrólise (Kh). Dado o equilíbrio de hidrólise:</p><p>A constante de hidrólise será:</p><p>Observação: A água não entra na expressão porque é o solvente e sua concentração molar é</p><p>praticamente constante.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>138</p><p>Assim:</p><p>onde p e r são os coeficientes da equação.</p><p>Lembre-se: a água não entra na expressão e a Kh é obtida sempre a partir da equação iônica de</p><p>hidrólise.</p><p>Relação entre Kh e Ka e/ou Kb</p><p>Considerando a expressão da constante de hidrólise dada anteriormente como exemplo:</p><p>Se multiplicarmos simultaneamente o numerador e o denominador da fração por [H3O+] · [OH–],</p><p>teremos:</p><p>Como:</p><p>Com isso ficamos com:</p><p>De modo análogo, obteremos:</p><p>a) para sal de ácido fraco e base forte:</p><p>b) para sal de ácido forte e base fraca:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>139</p><p>Equilíbrios Heterogêneos</p><p>Produto de Solubilidade (PS ou KPS)</p><p>O equilíbrio químico pode ocorrer em sistemas contendo mais de uma fase, ou seja, em sistemas</p><p>heterogêneos. Esta situação pode ser encontrada em sistemas onde ocorre a dissolução ou precipitação</p><p>de sólidos. Um exemplo é a solução contendo água e sal Cloreto de prata AgCl(s) mencionado</p><p>anteriormente, onde a fase sólida é formada por AgCl e a fase aquosa pelos íons Ag+ e Cl-.</p><p>Quando adicionamos sal à uma solução contendo água como solvente, as moléculas de água</p><p>inevitavelmente interagem com as moléculas do sal. Estas interações envolvem determinada quantia de</p><p>energia. Quando temos bastante água e pouco sal, a energia envolvida nas interações entre a água e o</p><p>sal é maior que as interações que mantém os íons Ag+ e Cl- juntos. Por causa disso, o sal é quebrado em</p><p>íons e dilui-se na solução.</p><p>Se adicionarmos o sal AgCl em um copo de água, veremos que o sal é solubilizado (o sal dilui-se). No</p><p>entanto, se adicionarmos lentamente mais sal, veremos que a partir de uma certa quantia adicionada não</p><p>ocorre mais a solubilização e o sal fica no fundo do copo. O fato do sal ficar no fundo do copo mostra que</p><p>a solução está supersaturada e portanto houve a precipitação do sal AgCl.</p><p>A precipitação ocorreu porque a concentração de íons Ag+ e Cl- tornou-se alta com a adição de mais</p><p>sal. Todo sal que era adicionado ionizava-se formando Ag+ e Cl-. Como consequência a concentração</p><p>desses íons aumentou. Quando a concentração desses íons aumenta até certo ponto, as colisões entre</p><p>eles tornam-se mais frequentes na solução e isso gera a formação do precipitado AgCl.</p><p>Atualmente há maneiras de saber quanto sal irá diluir e quanto permanecerá no estado sólido em</p><p>soluções aquosas. O produto solubilidade de um sal é um valor constante específico para cada sal e</p><p>permite o cálculo desses dados. Existem substâncias pouco solúveis em água como, por exemplo,</p><p>BaSO4. Adicionando certa quantidade de sulfato de bário à água, notamos que grande parte vai ao fundo,</p><p>formando um precipitado constituído de BaSO4 que não se dissolve.</p><p>Entretanto, sabemos que a dissolução do sal não terminou. Na verdade, o sal continua a se dissolver,</p><p>bem como a precipitar, estabelecendo um equilíbrio dinâmico. Este equilíbrio é chamado heterogêneo</p><p>ou polifásico porque é o equilíbrio que se estabelece em um sistema heterogêneo.</p><p>Resumindo: Equilíbrios heterogêneos são aqueles nos quais os reagente e os produtos formam</p><p>um sistema heterogêneo.</p><p>Constante do Produto de Solubilidade (PS ou KPS ou KS)</p><p>Suponha uma solução do eletrólito A2B3, pouco solúvel, em presença de seu corpo de chão (parte</p><p>insolúvel). A parte que se dissolveu está sob a forma de íons A+++ e B=, enquanto a parte não-solúvel está</p><p>na forma não-ionizada A2B3. Existe, assim, um equilíbrio dinâmico entre A2B3 e seus íons na solução, que</p><p>pode ser representada pela equação:</p><p>Como todo equilíbrio, este também deve obedecer à lei:</p><p>Como a concentração de um sólido tem valor constante, o produto K i . [A2B3] da fórmula acima também</p><p>é constante e é chamado de produto de solubilidade.</p><p>KPS = [A3+]2 . [B2-]3</p><p>Portanto, o produto de solubilidade (Kps ou PS) é o produto das concentrações molares dos íons</p><p>existentes em uma solução saturada, onde cada concentração é elevada a um expoente igual ao</p><p>respectivo coeficiente do íon na correspondente equação de dissociação.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>140</p><p>Exemplos:</p><p>A expressão do Kps é utilizada somente para soluções saturadas de eletrólitos considerados insolúveis,</p><p>porque a concentração de íons em solução é pequena, resultando soluções diluídas. O Kps é uma</p><p>grandeza que só depende da temperatura. Quanto mais solúvel o eletrólito, maior a concentração de íons</p><p>em solução, maior o valor de Kps; quanto menos solúvel o eletrólito, menor a concentração de íons em</p><p>solução, menor o valor de Kps, desde que as substâncias comparadas apresentem a mesma proporção</p><p>entre os íons.</p><p>Exemplo:</p><p>Como apresentam a mesma proporção em íons (1 : 1), o CaCO3 é mais solúvel que o BaCO3, porque</p><p>possui maior valor de Kps. Quando as substâncias comparadas possuem proporção em íons diferentes,</p><p>a mais solúvel é aquela que apresenta maior solubilidade.</p><p>Exemplo:</p><p>Kps = [Ag+]2 · [CrO4</p><p>2-]</p><p>4·10 –12 = (2x)2 · x</p><p>4·10 –12 = 4x3</p><p>X = 1,0.10-4 mol/L</p><p>Avaliando a solubilidade do Ag2CrO4, portanto, em 1 L de solução é possível dissolver até 10–4 mol de</p><p>Ag2CrO4.</p><p>BaSO4(s) Ba2+</p><p>(aq) + SO4</p><p>2-</p><p>(aq) KPS=1,0 . 10-10</p><p>Y mol/L Y mol/L Y mol/L</p><p>KPS=[Ba2+].[SO4</p><p>2-]</p><p>10-10=(Y).(Y)</p><p>Y=1,0.10-5 mol/L</p><p>A solubilidade do BaSO4 portanto, em 1 L de solução: é possível dissolver até 10–5 mol de BaSO4. Com</p><p>isso concluímos que Ag2CrO4 é mais solúvel que o BaSO4.</p><p>Observação:</p><p>- Os valores do Kps permanecem constantes somente em soluções saturadas de eletrólitos pouco</p><p>solúveis.</p><p>- Se a dissociação iônica for endotérmica, e se aumentarmos a temperatura,</p><p>XIX pelo físico italiano Volta, que criou a primeira pilha elétrica.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>9</p><p>Isso permitiu a Humphry Davy descobrir dois novos elementos químicos: o potássio (K) e o sódio (Na). A</p><p>partir disso, os trabalhos a respeito da eletricidade foram intensificados.</p><p>Em meados de 1874, Stoney admitiu que a eletricidade estava intimamente associada aos átomos em</p><p>quantidades discretas e, em 1891, deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.</p><p>Descoberta do Elétron</p><p>Em meados do ano de 1854, Heinrich Geissler desenvolveu um tubo de descarga que era formado por</p><p>um vidro largo, fechado e que possuía eletrodos circulares em suas pontas. Ele notou que quando se</p><p>produzia uma descarga elétrica no interior do tubo de vidro, utilizando um gás que estivesse sob baixa</p><p>pressão, a descarga deixava de ser barulhenta, e no tubo uma cor aparecia que iria depender do gás, de</p><p>sua pressão e da voltagem a ele aplicada. Um exemplo dessa experiência são as lâmpadas de neon que</p><p>normalmente se usa em estabelecimentos como placa.</p><p>Já em 1875, William Crookes se utilizou de gases bastante rarefeitos, ou seja, que estavam em</p><p>pressões muito baixas, e os colocou em ampolas de vidro. Neles aplicou voltagens altíssimas e assim,</p><p>emissões denominadas raios catódicos surgiram. Isso porque esses raios sempre se desviam na direção</p><p>e sentido da placa positiva, quando são submetidos a um campo elétrico externo e uniforme, o que prova</p><p>que os raios catódicos são de natureza negativa.</p><p>Esse desvio ocorre sempre da mesma maneira, seja lá qual for o gás que se encontra no interior da</p><p>ampola. Isso fez os cientistas imaginarem que os raios catódicos seriam formados por minúsculas</p><p>partículas negativas, e que estas existem em toda e qualquer matéria. A tais partículas deu-se o nome de</p><p>elétrons. Assim, pela primeira vez na história, constatava-se a existência de uma partícula subatômica, o</p><p>elétron.</p><p>Modelo Atômico de Thomson</p><p>No final do século XIX, Thomson, utilizando uma aparelhagem semelhante, demonstrou que esses</p><p>raios poderiam ser considerados como um feixe de partículas carregados negativamente, uma vez que</p><p>que eram atraídos pelo polo positivo de um campo elétrico externo e independiam do gás contido no tubo.</p><p>Thomson concluiu que essas partículas negativas deveriam fazer parte dos átomos componentes da</p><p>matéria, sendo denominados elétrons. Após isto, propôs um novo modelo científico para o átomo. Para</p><p>Thomson, o átomo era uma esfera maciça de carga elétrica positiva “recheada” de elétrons de carga</p><p>negativa. Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Este modelo derruba a ideia de que o</p><p>átomo é indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria.</p><p>Descoberta do Próton</p><p>Em 1886, Goldstein, físico alemão, provocando descargas elétricas num tubo a pressão reduzida (10</p><p>mmHg) e usando um cátodo perfurado, observou a formação de um feixe luminoso (raios canais) no</p><p>sentido oposto aos raios catódicos e determinou que esses raios eram constituídos por partículas</p><p>positivas</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>10</p><p>Os raios canais variam em função do gás contido no tubo. Quando o gás era hidrogênio, obtinham-se</p><p>os raios com partículas de menor massa, as quais foram consideradas as partículas fundamentais, com</p><p>carga positiva, e denominadas próton pelo seu descobridor, Rutherford, em 1904.</p><p>Experiência de Rutherford</p><p>Wilhelm Conrad Röntgen foi um físico alemão que, em 8 de novembro de 1895, realizando</p><p>experimentos em que utilizava gases altamente rarefeitos em uma ampola de Crookes, descobriu</p><p>acidentalmente que, a partir da parte externa do tubo, eram emitidos raios que conseguiam sensibilizar</p><p>chapas fotográficas. Ele chamou esses raios de raios X.</p><p>Isso possibilitou que, em 1886, Becquerel descobrisse a radioatividade e a descoberta do primeiro</p><p>elemento capaz de emitir radiações semelhantes ao raio X: o urânio. Logo a seguir o casal Curie descobriu</p><p>dois outros elementos radioativos: o polônio e o rádio.</p><p>Com a finalidade de estudar as radiações emitidas pelos elementos radioativos, foram realizados</p><p>vários tipos de experimentos, dentre os quais o mais conhecido é o representado a seguir, em que as</p><p>radiações são submetidas a um campo eletromagnético externo.</p><p>Em meados do século de XX, dentre as inúmeras experiências realizadas por Ernest Rutherford e seus</p><p>colaboradores, uma ganhou destaque por mostrar que o modelo proposto por Thomson era incorreto.</p><p>A experiência consistiu em bombardear uma fina folha de ouro com partículas positivas e pesadas,</p><p>chamadas de α (alfa), emitidas por um elemento radioativo chamado polônio.</p><p>Rutherford observou que:</p><p>- Grande parte das partículas α passaram pela folha de ouro sem sofrer desvios;</p><p>- Algumas partículas α desviaram com determinados ângulos de desvios;</p><p>- Poucas partículas não atravessaram a folha de ouro e voltaram.</p><p>Modelo de Rutherford</p><p>A experiência da “folha de ouro” realizada foi o marco decisivo para o surgimento de um novo modelo</p><p>atômico, mais satisfatório, que explicava de forma mais clara uma série de eventos observados.</p><p>O átomo deve ser constituído por duas regiões:</p><p>I - Um núcleo, pequeno, positivo e possuidor de praticamente toda a massa do átomo;</p><p>II - Uma região negativa, praticamente sem massa, que envolveria o núcleo. A essa região se deu o</p><p>nome de eletrosfera.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>11</p><p>Para que fique mais claro, vamos agora relacionar o modelo de Rutherford com as conclusões</p><p>encontrados em sua experiência.</p><p>Observações Conclusões</p><p>Grande parte das partículas alfa</p><p>atravessaram a lâmina sem desviar o curso.</p><p>Boa parte do átomo é vazio. No espaço vazio</p><p>(eletrosfera) provavelmente estão localizados os</p><p>elétrons.</p><p>Poucas partículas alfa (1 em 20.000) não</p><p>atravessam a lâmina e voltavam.</p><p>Deve existir no átomo uma pequena região onde</p><p>está concentrada sua massa (o núcleo).</p><p>Algumas partículas alfa sofriam desvios</p><p>de trajetória ao atravessar a lâmina.</p><p>O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca</p><p>uma repulsão nas partículas alfa (positivas).</p><p>Em resumo: o modelo de Rutherford representa o átomo consistindo em um pequeno núcleo rodeado</p><p>por um grande volume no qual os elétrons estão distribuídos. O núcleo carrega toda a carga positiva e a</p><p>maior parte da massa do átomo. Rutherford comparou seu modelo atômico com o sistema planetário,</p><p>onde os planetas (elétrons), giram em torno do Sol (núcleo).</p><p>Átomo Moderno</p><p>Quando Rutherford realizou seu experimento com um feixe de partículas alfa, e propôs um novo</p><p>modelo para o átomo, houve algumas controvérsias. Entre elas era que o átomo teria um núcleo composto</p><p>de partículas positivas denominadas prótons. No entanto, Rutherford concluiu que, embora os prótons</p><p>contivessem toda a carga do núcleo, eles sozinhos não podem compor sua massa.</p><p>O problema da massa extra foi resolvido quando, em 1932, o físico inglês J. Chadwick descobriu uma</p><p>partícula que tinha aproximadamente a mesma massa de um próton, mas não era carregada</p><p>eletricamente. Por ser a partícula eletricamente neutra, Chadwick a denominou de nêutron.</p><p>Hoje, acreditamos que, com uma exceção, o núcleo de muitos átomos contém ambas as partículas:</p><p>prótons e nêutrons, chamados núcleons. (A exceção é o núcleo de muitos isótopos comuns de hidrogênio</p><p>que contém um próton e nenhum nêutron.) Como mencionamos, é geralmente conveniente designar</p><p>cargas e partículas em termos de carga em um elétron. De acordo com esta convenção, um próton tem</p><p>uma carga de +1, um elétron de -1, e um nêutron de 0.</p><p>Em resumo, podemos então descrever um átomo como um núcleo central, que é pequeníssimo, mas</p><p>que contém a maior parte da massa, e é circundado por uma enorme região extra nuclear contendo</p><p>elétrons (carga -). O núcleo contém prótons (carga +)</p><p>este aumento acarretará</p><p>em um aumento de solubilidade, portanto, o valor do Kps aumentará. Se a dissolução for exotérmica</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>141</p><p>acontecerá o contrário do citado anteriormente. Podemos então concluir que a temperatura altera o valor</p><p>do Kps.</p><p>Solução Tampão</p><p>Considere as seguintes situações:</p><p>Perceba que a adição de uma pequena quantidade de um ácido forte ou de uma base forte à água</p><p>pura provoca uma alteração brusca no pH do meio Verifique, também, que a adição da mesma quantidade</p><p>do ácido ou da base à solução formada pelo ácido acético e acetato de sódio provoca uma alteração</p><p>muito pequena no pH desta solução (variação de 0,1 unidade). A solução formada por ácido acético e</p><p>acetato de sódio recebe o nome de solução tampão. Portanto temos:</p><p>Solução tampão ou solução tamponada é aquela que, ao adicionarmos uma pequena</p><p>quantidade de ácido ou base, mesmo que fortes, mantém o seu pH praticamente invariável.</p><p>É provável que a observação destes fatos levem ao seguinte questionamento:</p><p>Como as soluções tampão conseguem manter o seu pH praticamente constante?</p><p>Vamos imaginar uma solução tampão constituída por uma base fraca (BOH) e um sal (BA) derivado</p><p>desta base. Nesta solução, ocorrem os seguintes fenômenos:</p><p>- Pequena dissociação da base:</p><p>(Na solução predominam fórmulas da base BOH)</p><p>- Dissociação total do sal: BA → B+ + A-</p><p>(Na solução predominam íons B+ e A-)</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>142</p><p>Observação: Note que o íon B+ é comum à base e ao sal. Ao juntarmos a esta solução uma base</p><p>forte, esta irá liberar íons OH-, que serão consumidos pelo equilíbrio:</p><p>Como consequência, este equilíbrio desloca-se para a esquerda, e com isso a basicidade da solução</p><p>não aumenta e o pH não sofre variação significativa. Perceba que não irá faltar o íon B+ para que o</p><p>equilíbrio acima se desloque para a esquerda, uma vez que a dissociação do sal BA → B+ + A- fornece</p><p>uma boa reserva deste íon.</p><p>Se juntarmos à solução tampão um ácido qualquer, este irá se ionizar colocando íons H+ em solução.</p><p>Estes íons H+ serão consumidos pelos íons OH- resultantes da dissociação da base e, desta forma, a</p><p>acidez não aumenta e o pH praticamente não varia.</p><p>H+ + OH- → H2O</p><p>Perceba que não irão faltar íons OH- para reagir com o H+ do ácido, pois a base BOH é fraca, e o</p><p>estoque de fórmulas BOH que continuará se dissociando e fornecendo OH- é muito grande. Desta forma,</p><p>conseguimos compreender que a solução tampão só resistirá às variações de pH até que toda base BOH</p><p>ou todo sal BA sejam consumidos. A resistência que uma solução tampão oferece às variações de pH</p><p>recebe o nome de efeito tampão.</p><p>Caso a solução tampão fosse constituída por um ácido fraco e um sal derivado deste ácido, a</p><p>explicação para o comportamento desta solução seria semelhante à anterior. Concluímos, então, que</p><p>uma solução tampão é usada sempre que se necessita de um meio com pH praticamente constante e,</p><p>preparada, dissolvendo-se em água:</p><p>- um ácido fraco e um sal derivado deste ácido OU</p><p>- uma base fraca e um sal derivado desta base.</p><p>Cálculo do pH de uma solução tampão</p><p>Vamos supor uma solução tampão constituída por um ácido fraco (HA) e um sal (BA) derivado deste</p><p>ácido. Neste caso, teremos:</p><p>Deduzindo a expressão da constante do equilíbrio para o ácido fraco, temos:</p><p>Como o ácido é fraco, a sua concentração praticamente não varia durante a ionização, e a quantidade</p><p>de íon A- produzida é muito pequena. Por outro lado, o sal se dissocia totalmente, produzindo quase todo</p><p>íon A-, presente na solução. Portanto, a expressão da constante de equilíbrio ficará:</p><p>Aplicando logaritmo aos dois membros da equação, teremos:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>143</p><p>Como pH + pOH = 14 (temperatura de 25ºC), neste caso ficamos com: pH = 14 - pOH</p><p>Com isso teremos:</p><p>Hidrólise salina</p><p>Soluções ácidas ou básicas podem ser obtidas pela dissolução de sais em água. Nesses sistemas, os</p><p>sais estão dissociados em cátions e ânions, que podem interagir com a água por meio de um processo</p><p>denominado hidrólise salina, produzindo soluções com diferentes valores de pH.</p><p>Hidrólise salina é o processo em que o(s) íon(s) proveniente(s) de um sal reage(m) com a</p><p>água.</p><p>A reação de hidrólise de um cátion genérico (C+) com a água pode ser representada pela equação a</p><p>seguir:</p><p>Note que ocorreu a formação de íons H+, o que caracteriza as soluções ácidas.</p><p>Hidrólise de cátions: produz íons H+.</p><p>A reação de hidrólise de um ânion genérico (A–) com a água pode ser representada pela equação a</p><p>seguir:</p><p>Note que ocorreu a formação de OH–, o que caracteriza as soluções básicas.</p><p>Hidrólise de ânions: produz íons OH–.</p><p>Questões</p><p>01. (Innova - Técnico Químico Júnior – CESGRANRIO) O ferro presente em 0,200 g de uma amostra</p><p>de hematita foi totalmente reduzido a Fe 2+ e, a seguir, titulado com exatamente 25,00 mL de uma solução</p><p>0,014 mol/L de dicromato, em meio ácido, segundo a equação abaixo:</p><p>Considerando a estequiometria dessa reação, a porcentagem em massa de Fe na amostra analisada</p><p>é, aproximadamente, igual a:</p><p>Dados: M(Fe)=56g/mol</p><p>(A) 18%</p><p>(B) 36%</p><p>(C) 48%</p><p>(D) 59%</p><p>(E) 70%</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>144</p><p>02. (Petrobras - Técnico de Operação Júnior – CESGRANRIO) Um copo Becher contém 0,34 g de</p><p>nitrato de prata dissolvido em água, e um outro copo Becher contém 0,34 g de iodeto de potássio</p><p>dissolvido em água. Ao se misturarem os conteúdos dos dois copos, ocorre a seguinte reação:</p><p>AgNO3 (aq) + KI (aq) ? AgI (s) + KNO3 (aq)</p><p>Levando-se em conta a estequiometria da reação e o conceito de reagente limitante, e sendo as</p><p>massas molares do AgNO3 = 170 g/mol e do KI = 166 g/mol, após a reação</p><p>(A) não haverá sobra de nenhum dos reagentes.</p><p>(B) nitrato de prata é o reagente limitante, reage por completo.</p><p>(C) serão formados 0,34 mol de iodeto de prata no estado sólido.</p><p>(D) haverá iodeto de potássio em quantidade inferior ao necessário para reagir por completo.</p><p>(E) haverá sobra de 0,04 g de nitrato de prata.</p><p>03. (POLÍCIA CIENTÍFICA – PE - Auxiliar de Perito – CESPE) A padronização de uma solução de</p><p>NaOH com concentração aproximada de 0,10 mol/L foi realizada empregando-se uma solução de biftalato</p><p>de potássio a 0,100 mol/L. Na titulação, foi empregado um volume de 20,0 mL da solução de NaOH e, no</p><p>ponto final da titulação, o volume da solução de biftalato gasta foi de 18,0 mL.</p><p>Nessa situação, considerando que a estequiometria da reação de neutralização entre o biftalato e o</p><p>NaOH seja de 1:1, é correto afirmar que a concentração da referida solução de NaOH é igual a:</p><p>(A) 0,110 mol/L.</p><p>(B) 0,120 mol/L.</p><p>(C) 0,080 mol/L.</p><p>(D) 0,090 mol/L.</p><p>(E) 0,100 mol/L.</p><p>Gabarito</p><p>01. D / 02. B / 03. D</p><p>Comentários</p><p>01. Alternativa: D</p><p>Faz-se o cálculo por partes:</p><p>Número De Mols De Cr2o7</p><p>n = M x V</p><p>n = 0,014 x 0,025</p><p>n = 3,5 x 10^-4 mols</p><p>Número De Mols De Ferro Consumidos Na Reação</p><p>6 mols de Fe^2+ --------------- 1 mol de Cr2O7</p><p>x ---------------------------------------- 3,5 x 10^-4 mols de Cr2O7</p><p>x = 0,0021 mol</p><p>Cálculo Da Massa De Ferro 3+</p><p>1 mol de Fe ----------- 56 g</p><p>0,0021 ------------- m</p><p>m = 0,1176 g de Fe</p><p>Porcentagem De Ferro Na Amostra De Hematita</p><p>0,2 g ------- 100 %</p><p>0,1176 ---------- X</p><p>X = 58,8 %</p><p>02. Alternativa: B</p><p>Obtém-se o número de mols de cada reagente pelos cálculos:</p><p>nº de mols de AgNO3</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>145</p><p>n1 = m1 / MM1</p><p>n1 = 0,34 / 170</p><p>n1 = 0,002 mols</p><p>nº de mols de KI</p><p>n2 = m2 / MM2</p><p>n2 = 0,34 / 166</p><p>n2 = 0,00204 mols</p><p>Veja que a proporção estequiométrica da reação é de 1:1. No entanto, tem-se disponível 0,002 mols</p><p>de AgNO3 e 0,00204</p><p>mols de KI, logo o KI está em excesso, e o reagente em menor quantidade, que</p><p>reage completamente é o AgNO3 (nitrato de prata).</p><p>03. Alternativa: D</p><p>No ponto de equivalência, temos a seguinte relação: m'v'=m''v'' em que m= concentração molar e v=</p><p>volume em litros dessa forma:</p><p>0,02m'=0,018 x 0,1 então m'=0,09 mol/l concentração molar do NaOH</p><p>ELETROQUÍMICA</p><p>A eletroquímica é a parte da Química que estuda não só os fenômenos envolvidos na produção de</p><p>corrente elétrica a partir da transferência de elétrons em reações de óxido-redução, mas também a</p><p>utilização de corrente elétrica na produção dessas reações. O seu estudo pode ser dividido em duas</p><p>partes: pilhas e eletrólise.</p><p>Em eletroquímica ocorrem reações de conversão de energia química em energia elétrica e vice-versa.</p><p>Pilhas são dispositivos nos quais uma reação espontânea de óxido-redução produz corrente</p><p>elétrica.</p><p>Eletrólise é o processo no qual uma corrente elétrica produz uma reação de óxido-redução.</p><p>Número de Oxidação</p><p>Número de oxidação é uma carga formal que pode ser tanto real quanto imaginária. Devemos entendê-</p><p>la como a carga que um átomo teria se tivesse participando de uma ligação iônica.</p><p>Exemplos:</p><p>1) NaCl:</p><p>[Na+] [Cl-]</p><p>Assim, encontramos:</p><p>Nox de Na+= +1</p><p>Nox de Cl-= -1</p><p>2) H2SO4</p><p>Assim encontramos:</p><p>Nox de H= +1 (cada átomo de hidrogênio)</p><p>Nox de S= +6</p><p>15 Eletroquímica.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>146</p><p>Nox de O= -2 (cada átomo de oxigênio).</p><p>Regras Práticas</p><p>Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula, devemos seguir 4 regras:</p><p>1ª regra: Todo elemento em uma substância simples tem Nox igual a zero. Exemplos:</p><p>- O2: Nox de cada átomo de oxigênio é zero.</p><p>- N2: Nox de cada átomo de nitrogênio é zero.</p><p>- Ag: Nox do átomo de prata é zero.</p><p>2ª regra: O Nox de alguns elementos em substâncias compostas é constante.</p><p>- O hidrogênio tem Nox igual à +1.</p><p>- Os metais alcalinos têm Nox igual à +1.</p><p>- Os metais alcalinos terrosos têm Nox igual à +2.</p><p>- O oxigênio tem Nox igual à -2.</p><p>- Os halogênios em halogenetos têm Nox igual -1.</p><p>- A prata (Ag) tem Nox igual à +1.</p><p>- O zinco (Zn) tem Nox igual à +2.</p><p>- O alumínio (Al) tem Nox igual a +3.</p><p>- O enxofre (S) em sulfetos tem Nox igual à -2.</p><p>Exemplos:</p><p>1) NaCl:</p><p>O sódio tem Nox = +1</p><p>O cloro tem Nox = -1</p><p>2) Ca(OH)2</p><p>O cálcio tem Nox = +2.</p><p>O hidrogênio tem Nox = +1.</p><p>O oxigênio tem Nox = -2.</p><p>3) H2S</p><p>O hidrogênio tem Nox = +1.</p><p>O enxofre tem Nox = -2.</p><p>Exceções importantes</p><p>- Nos hidretos metálicos o “hidrogênio” possui Nox igual a -1.</p><p>- Nos peróxidos o “oxigênio” possui Nox igual a -1.</p><p>3ª regra: A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em uma espécie química neutra é igual a</p><p>zero.</p><p>Exemplo:</p><p>1) NaOH</p><p>O Nox do sódio é +1.</p><p>O Nox do oxigênio é -2.</p><p>O Nox do hidrogênio é +1.</p><p>Calculando a soma algébrica, teremos:</p><p>(+1) + (-2) + (+1) = 0</p><p>Esta regra permite realizar o cálculo do Nox de um elemento químico que não possui Nox constante.</p><p>Exemplo:</p><p>CO2</p><p>O Nox do carbono é desconhecido (x).</p><p>O Nox de cada átomo de oxigênio é -2.</p><p>Assim,</p><p>x + 2 . (-2) = 0</p><p>x – 4 = 0</p><p>x = + 4</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>147</p><p>Portanto o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a +4.</p><p>4ª regra: A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é igual à carga do íon. Exemplo:</p><p>NH4</p><p>+1</p><p>O átomo de nitrogênio não tem Nox constante (x).</p><p>Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a +1.</p><p>O íon tem carga +1.</p><p>Calculando a soma algébrica, teremos:</p><p>x + 4 . (+1) = + 1</p><p>x + 4 = 1</p><p>x = 1 – 4</p><p>x = – 3</p><p>Então o Nox do átomo de nitrogênio é igual a -3.</p><p>Resumo geral das quatro regras e suas particularidades:</p><p>Oxirredução20</p><p>Uma reação de oxirredução é aquela em que há transferência de elétrons (oxidação e redução); com</p><p>isso uma espécie química ganha elétrons e simultaneamente outra espécie química perde elétrons.</p><p>Oxidação: ocorre quando o número de oxidação de um átomo aumenta. E para que ocorra um</p><p>aumento no número de oxidação, o átomo precisa perder elétrons.</p><p>20 Química Nova Escola, Nº11 – Pilhas e Baterias. Maio, 2000.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>148</p><p>Redução: ocorre quando o número de oxidação diminui. Para que ocorra essa diminuição, o átomo</p><p>precisa receber elétrons.</p><p>Exemplo:</p><p>Reação de oxirredução entre o Magnésio e o oxgênio</p><p>(PIRES; LANFREDI; PALMIERI, 2011)</p><p>As reações de oxidação e redução se complementam, ou seja, na reação o magnésio é oxidado,</p><p>enquanto o oxigênio é reduzido. Logo, o magnésio age como agente redutor enquanto O2 atua como</p><p>agente oxidante. Estas etapas podem ser separadas e escritas na forma de duas reações diferentes,</p><p>contudo é importante lembrar que elas não ocorrem isoladas uma da outra e sim juntas e</p><p>simultaneamente.</p><p>Semi-reações de oxidação e redução para a reação do magnésio com o oxigênio</p><p>(PIRES; LANFREDI; PALMIERI, 2011).</p><p>Pilhas21</p><p>Muitas reações de oxirredução ocorrem espontaneamente. Uma situação ilustrativa é a reação do</p><p>metal zinco com uma solução aquosa contendo cátions de Cu2+</p><p>(aq). Uma grande vantagem dessas</p><p>reações de oxirredução espontâneas é que podem ser utilizadas para gerar eletricidade. Para isso, basta</p><p>montar um aparato denominado pilha.</p><p>Na pilha, os agentes oxidantes e redutores são mantidos em compartimentos separados. Cada</p><p>compartimento é chamado de semicélula eletroquímica. Para que o dispositivo gere corrente elétrica,</p><p>devem existir dois contatos elétricos entre as células. Um contato é feito por um fio metálico e possibilita</p><p>a circulação de elétrons entre as semicélulas. O outro contato, é denominado ponte salina, que permite a</p><p>circulação de íons entre as semicélulas.</p><p>Pilha de Daniel</p><p>Pilhas ou célula voltaicas são dispositivos que transformam energia química em energia elétrica por</p><p>meio de um sistema apropriado e montado para aproveitar o fluxo de elétrons provenientes de uma reação</p><p>química de oxirredução. A pilha de Daniel é um exemplo deste sistema.</p><p>É formado por uma placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco, e uma placa de</p><p>cobre imersa em uma solução de sulfato de cobre. As duas placas (eletrodos) são conectadas por um fio</p><p>metálico, que permite a passagem de elétrons de um eletrodo ao outro. As duas soluções são interligadas</p><p>por uma ponte salina, um tubo de vidro recurvado que contém uma solução de um sal (sulfato de sódio,</p><p>neste caso) e possui pedaços umedecidos de algodão nas extremidades.</p><p>21Sardella, A. Química – 5ª edição, Editora Ática. São Paulo, 2003.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>149</p><p>Assim, podemos prever a ocorrência das seguintes semi-reações:</p><p>- Oxidação: Zn0</p><p>(s)→ Zn2+</p><p>(aq) + 2e-</p><p>- Redução: Cu2+ + 2e- → Cu0</p><p>(s)</p><p>Somando as semi-reações acima, obtemos a reação de oxirredução ocorrida entre a barra de zinco e</p><p>a solução de Cu2+.</p><p>Zn0</p><p>(s)+ Cu2+</p><p>(aq)</p><p>→ Zn2+</p><p>(aq) + Cu0</p><p>(s)</p><p>A função da ponte salina</p><p>Conforme aumenta a concentração de Zn2+, a solução passa a adquirir um excesso de cargas positivas.</p><p>Por outro lado, uma diminuição da quantidade de íons Cu2+ faz com que a solução adquira excesso de</p><p>carga negativa.</p><p>Diante disso, a ponte salina atua como “veículo iônico”, permitindo a passagem de íons de uma</p><p>sequência para outra. Assim, a cada instante, as duas soluções permanecem eletricamente neutras.</p><p>Sentido dos elétrons</p><p>Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de</p><p>oxidação. No caso da pilha de Daniel os elétrons vão do zinco para o cobre.</p><p>Polos da pilha</p><p>- Polo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu.</p><p>- Polo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn.</p><p>Cátodo e Ânodo</p><p>- Cátodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde ocorre redução.</p><p>- Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde</p><p>ocorre oxidação.</p><p>Variação de massa nas placas</p><p>- Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn.</p><p>- Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu.</p><p>Potencial dos eletrodos</p><p>Para realizar qualquer medida deve-se estabelecer um padrão. Para a medida do potencial dos</p><p>eletrodos foi determinado que o eletrodo padrão é o de hidrogênio, e a unidade de medida é o volt (V).</p><p>Ao eletrodo de hidrogênio foi atribuído o valor nulo, assim as medições são feitas com referência a este</p><p>eletrodo.</p><p>Ao instalar um voltímetro em uma pilha, pode-se medir apenas a diferença de potencial que existe</p><p>entre seus eletrodos. Entretanto, é impossível medir o potencial de cada eletrodo. Por outro lado, é</p><p>importante que cada eletrodo apresente um valor numérico correspondente ao seu potencial. Por isso,</p><p>escolhe-se um eletrodo de referência, em função do qual são medidos os potenciais dos demais eletrodos.</p><p>O eletrodo de referência</p><p>Um eletrodo de referência, ou eletrodo-padrão, apresenta as seguintes condições:</p><p>- 25°C</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>150</p><p>- 1 atm</p><p>- soluções com concentração um molar</p><p>Adotou-se, o eletrodo de gás hidrogênio com o eletrodo de referência. Nele, encontramos um fio de</p><p>platina que serve como suporte para o H2. A platina, nesse caso, é um eletrodo inerte, já que não participa</p><p>da reação.</p><p>Como medir os potenciais dos eletrodos?</p><p>O potencial de cada eletrodo-padrão é determinado acoplando-se a ele outro eletrodo-padrão de</p><p>hidrogênio e medindo-se a diferença de potencial. Para tal, chamaremos de E0 o potencial do eletrodo</p><p>padrão e ΔE0 à diferença de potencial entre dois eletrodos-padrão.</p><p>Por convenção, temos que:</p><p>O eletrodo padrão de hidrogênio apresentam potencial igual a zero.</p><p>E0</p><p>(H2)= zero</p><p>Vamos medir, por exemplo, o potencial do eletrodo-padrão de zinco.</p><p>De acordo com o sentido dos elétrons, fica claro que teremos as seguintes semi-reações:</p><p>- Eletrodo de hidrogênio: 2H+ + 2e- -→ H2 (redução)</p><p>- Eletrodo de zinco: Zn0 → Zn2+ + 2e- (oxidação)</p><p>Assim, concluídos que o eletrodo de hidrogênio possui maior capacidade de sofrer redução que o</p><p>eletrodo de zinco. Em outros termos, o eletrodo de hidrogênio apresenta maior potencial de redução do</p><p>que o de zinco.</p><p>E0</p><p>red Hidrogênio > E0</p><p>red Zinco</p><p>A diferença de potencial da pilha (ΔE0) sempre será dada pela diferença entre o potencial maior e</p><p>menor.</p><p>ΔE= E0</p><p>red (maior) - E0</p><p>red (menor)</p><p>Assim, teremos:</p><p>0,76= E0</p><p>red - E0</p><p>red → 0,76= zero- E0</p><p>red zinco</p><p>E0</p><p>red zinco= -0,76V</p><p>Pilhas e Baterias Primárias e Secundárias22</p><p>Agora que já sabemos um pouco sobre pilhas e baterias, podemos finalmente chegar ao ponto principal</p><p>deste artigo, que é tratar sobre as características das pilhas e baterias do tipo primárias e secundárias.</p><p>As pilhas e baterias do tipo primárias são as pilhas mais comuns que a gente vê por aí todo o tempo.</p><p>Elas são as pilhas chamadas de secas de Leclanché, ou somente de pilhas comuns ou pilhas ácidas, as</p><p>pilhas alcalinas e também as de lítio ou dióxido de manganês.</p><p>A principal característica das pilhas e baterias primárias é que elas não podem ser recarregadas. Ou</p><p>seja, uma vez que a reação química de oxirredução ocorre dentro delas, precisam ser descartadas em</p><p>22https://bit.ly/2vNlXbt</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>151</p><p>local apropriado. Cada tipo de pilha primária também se difere entre si, de acordo com o elemento</p><p>químico utilizado.</p><p>As pilhas comuns são formadas por um invólucro feito de zinco, separado por um papel bastante</p><p>poroso e uma barra central de grafite envolta em carvão em pó, dióxido de manganês e uma pasta mais</p><p>úmida que contém cloreto de zinco, de amônio e água. As pilhas do tipo alcalinas são muito parecidas, a</p><p>única diferença entre elas é que ao invés do cloreto de amônio, usa-se hidróxido de sódio ou hidróxido</p><p>de potássio. As pilhas do tipo alcalinas possuem uma durabilidade maior se comparadas com as pilhas</p><p>comuns e ainda oferecem riscos bem menores de vazamentos. Temos, ainda, as pilhas de lítio, que são</p><p>encontradas no formato de uma moeda. Por serem bastante compactas são muito usadas em</p><p>calculadoras e relógios de pulso. Elas são compostas por lítio e dióxido de manganês.</p><p>Já as pilhas e baterias secundárias, são todas aquelas que podem ser recarregadas novamente, como,</p><p>por exemplo, as baterias dos automóveis, que são feitas de chumbo e/ou ácido e as baterias de íon de</p><p>lítio, usadas largamente nos nossos aparelhos celulares. As baterias de chumbo são feitas com diversas</p><p>placas de chumbo intercaladas com ácido sulfúrico. Já as baterias de íon de lítio usadas nos celulares</p><p>são atualmente as mais modernas e são compostas por lítio e grafite.</p><p>Este tipo de bateria pode ser recarregado porque a ação química que ocorre dentro delas é reversível</p><p>e pode ser feita novamente quando ligada. Elas representam um avanço tecnológico e poluem menos,</p><p>por serem reutilizáveis.</p><p>De qualquer forma, tanto pilhas e baterias primárias e secundárias devem ser descartadas de forma</p><p>correta, somente em locais preparados para recebê-las. Se descartadas de forma inconsciente, podem</p><p>poluir o meio ambiente e causar danos irreversíveis para o solo e para a água.</p><p>Informações importantes sobre potenciais dos eletrodos</p><p>- O potencial de redução mede a capacidade que o eletrodo apresenta de sofrer redução</p><p>- Eletrodos com potenciais de redução positivos sofrem redução mais fácil que o eletrodo de hidrogênio</p><p>- Eletrodos com potenciais de redução negativos sofrem redução mais difícil que o eletrodo de</p><p>hidrogênio.</p><p>Com base na tabela a seguir, que mostra a tendência que cada eletrodo tem de sofrer oxidação e</p><p>redução, podemos dizer que:</p><p>- eletrodo com E0</p><p>red maior → sofre redução</p><p>- eletrodo com E0</p><p>red menor  sofre oxidação</p><p>Tabela de potenciais de oxidação e redução</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>152</p><p>Previsão de reações de oxirredução</p><p>É possível prever a espontaneidade de uma reação de oxirredução através dos potenciais de oxidação</p><p>ou de redução E0 das semi-reações.</p><p>Exemplo:</p><p>Zn0 + Cu2+</p><p>→ Zn2+ + Cu0</p><p>Para confirmar se uma reação de oxi-red ocorre ou não espontaneamente, é necessário observar os</p><p>potenciais de redução de cada semi-reação.</p><p>Zn2+ +2e- ↔ Zn0 E0</p><p>red=-0,76V</p><p>Cu2+ 2e- ↔Cu2+ E0</p><p>red=+0,34V</p><p>Esses valores de E0</p><p>red mostram que o Cu2+ reduz mais facilmente que o Zn2+, pois tem maior E0</p><p>red. Já</p><p>o Zn2+ oxida melhor que o Cu2+, uma vez que possui menor E0</p><p>red, e assim apresenta maior E0</p><p>oxi.</p><p>Sentido das semi-reações</p><p>As semi-reações de maior E0 ocorrerá da esquerda para a direita, e a de menor E0 da direita para a</p><p>esquerda. Isso ocorre tanto para as reações de redução quanto para as de oxidação.</p><p>→ Maior E0</p><p>→ Menor E0</p><p>Exemplo:</p><p>Ni2+ + 2Ag0 → Ni0 + 2Ag+</p><p>Ni0 ↔ Ni2+ +2e-(oxidação) Eoxid= +0,23V</p><p>Ag0 ↔ Ag+ +e- (redução) Eoxid= -0,80V</p><p>Os processos espontâneos serão:</p><p>Ni0 → Ni2+ + 2e- (oxidação); Maior E0</p><p>Ag0 → Ag+ +e- (redução); Menor E0</p><p>Para que a reação se torne espontânea é necessário inverter a semi-reação da prata e multiplicá-la</p><p>por dois:</p><p>Ni0 → Ni2+ + 2e- (mantida)</p><p>2Ag+ + 2e- → 2Ag0 (reação invertida)</p><p>----------------------------------------------------------</p><p>Ni0 + 2Ag+ → Ni2+ + 2Ag0 (processo espontâneo)</p><p>Calculo do ΔE:</p><p>ΔE= E0</p><p>maior - E0</p><p>menor</p><p>ΔE= (+0,23) – (-0,80)= 1,03V</p><p>OBS.: Embora a semi-reação da prata tenha sido multiplicada por dois, o valor não se alterou.</p><p>Eletrólise</p><p>É um processo não-espontâneo, em que a passagem de uma corrente elétrica através de um sistema</p><p>líquido, no qual existam íons, produz reações químicas.</p><p>As eletrólises são realizadas em cubas eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é produzida por um</p><p>gerador (pilha).</p><p>Nesse sistema, os eletrodos são geralmente inertes, formados por platina ou grafita (carvão).</p><p>As</p><p>substâncias que serão submetidas à eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução</p><p>aquosa. A seguir, vamos estudar essas duas possibilidades.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>153</p><p>Importante: No processo de eletrólise, os elétrons emergem da pilha (gerador) pelo ânodo (–) e entram</p><p>na célula eletrolítica pelo cátodo (–) no qual produzem redução. Na célula eletrolítica, os elétrons</p><p>emergem pelo ânodo (+), no qual ocorre oxidação, e chegam à pilha pelo seu cátodo (+).</p><p>Esquema da Eletrólise</p><p>Os íons negativos são atraídos pelo polo positivo (+, ânodo), onde irão perder elétrons (oxidação). Os</p><p>elétrons cedidos ao polo (+) migram através do circuito externo até o polo (-, cátodo). Lá, estes serão</p><p>"ganhos" pelos íons positivos (redução).</p><p>Para que ocorra a eletrólise é necessária a presença de íons livres.</p><p>IMPORTANTE: A eletrólise é basicamente o inverso da reação de uma pilha. Assim, para que ocorra</p><p>uma hidrólise, é necessário que o gerador forneça uma ddp superior à reação da pilha. Se isso não</p><p>ocorrer, não temos a ocorrência da eletrólise.</p><p>Eletrólise Ígnea23:</p><p>Esse tipo de eletrólise ocorre quando a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância iônica</p><p>liquefeita, isto é, fundida. Daí a origem do nome “ígnea”, uma palavra que vem do latim, ígneus, que</p><p>significa inflamado, ardente.</p><p>Esse tipo de reação é muito utilizado na indústria, principalmente para a produção de metais. Veja o</p><p>exemplo de eletrólise do NaCl (cloreto de sódio – sal de cozinha), com produção do sódio metálico e do</p><p>gás cloro:</p><p>Semi-reação no cátodo: Na+ + e- → Na (2)</p><p>Semi-reação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e-</p><p>23Sardella, A. Química – 5ª edição, Editora Ática. São Paulo, 2003.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>154</p><p>Reação global: 2 Na+ + 2 Cl- → 2 Na + Cl2</p><p>Eletrólise Aquosa:</p><p>Na eletrólise aquosa faz parte os íons da substância dissolvida (soluto) e da água. Na eletrólise do</p><p>cloreto de sódio em meio aquoso são produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás hidrogênio (H2) e o gás</p><p>cloro (Cl2). Note como se dá:</p><p>Dissociação do NaCl: 2NaCl- → 2Na+ + 2Cl-</p><p>Auto ionização da água: 2H2O → 2 H+ + 2OH-</p><p>Semi-reação no cátodo: 2H+ + 2e- → H2</p><p>Semi-reação no ânodo: 2Cl- → Cl2 + 2e-</p><p>Reação global: 2 NaCl- + 2H2O → 2 Na+ + 2OH- + H2 + Cl2</p><p>Observe que foram formados dois cátions (Na+ e H+) e dois ânions (Cl- e OH-). Porém, apenas um</p><p>cátion (H+) e um ânion (Cl-) sofreram as descargas do eletrodo, os outros íons foram apenas espectadores</p><p>nessa eletrólise.</p><p>Isso ocorre em todas as eletrólises em meio aquoso: apenas um dos cátions e um dos ânions são</p><p>participantes. Para determinarmos quais serão os participantes e quais serão os espectadores, existe</p><p>uma ordem de facilidade de descarga, conforme mostrado na lista abaixo:</p><p>Estequiometria da Eletrólise</p><p>Quando realizamos a eletrólise da água, o volume que obtemos de H2 (g) no cátodo é o dobro do volume</p><p>que obtemos de O2 (g) no ânodo. Agora vamos aprender a calcular a quantidade de substância liberada</p><p>num eletrodo. Sendo:</p><p>i – intensidade de corrente.</p><p>Q – quantidade de carga elétrica.</p><p>t –tempo de passagem da corrente pelo eletrólito.</p><p>Temos: Q = i.t</p><p>Conceito de Faraday (F)</p><p>A quantidade de eletricidade de 1 mol de elétrons (6,02 x 1023 elétrons) é chamada de Faraday (F). A</p><p>carga elétrica que um elétron transporta é 1,6 x 10-19C. Um mol de elétrons terá carga:</p><p>6,02 x 1023 x 1,6 x 10-19 C 965000 C</p><p>965000 C = 1 Faraday</p><p>Leis de Faraday</p><p>1ª Lei de Faraday - A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional à carga elétrica</p><p>que atravessa a solução.</p><p>m = k1.Q</p><p>2ª Lei de Faraday - A massa de substância eletrolisada é diretamente proporcional à massa molar e</p><p>inversamente proporcional à valência (carga) do íon.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>155</p><p>m = k2.(M/k)</p><p>Cálculo das quantidades envolvidas em uma eletrolise</p><p>Vamos analisar o problema abaixo:</p><p>Calcule a intensidade de corrente que o gerador deve fornecer para que, após 16 minutos e 5 segundos</p><p>de passagem da corrente por uma solução de CuSO4, sejam depositados 12,7 g de cobre no cátodo.</p><p>Dados:</p><p>Massa molar do cobre: 63,5 g/mol</p><p>Carga elétrica de 1 mol de elétrons (Faraday) 96.500 C.</p><p>Resolução por estequiometria</p><p>Equivalente eletroquímico (ε) - A quantidade de substância eletrolisada ou depositada, quando</p><p>ocorre a passagem de uma carga de 1 coulomb (C) pela solução, é denominada equivalente</p><p>eletroquímico.</p><p>Cubas em série</p><p>Lembrando que 1F eletrolisa 1E, se o circuito ocorrer em série, concluímos que, como a carga que</p><p>circulará em cada eletrodo será a mesma, o número de equivalente formado também será o mesmo para</p><p>todos os eletrodos. Sabendo que a carga que passa nos eletrodos é a mesma:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>156</p><p>Esta aplicação pode ser feita para as pilhas. O número de equivalentes que aparece no cátodo é igual</p><p>ao que desaparece no ânodo.</p><p>Equação de Nernst</p><p>A Equação de Nernst é a relação quantitativa que permite calcular a força eletromotriz de uma pilha,</p><p>para concentrações de íons diferentes de uma unidade. Também usado para cálculos em titulação de</p><p>oxidação-redução. A variação de energia livre, ΔG, de qualquer reação e variação de energia livre padrão,</p><p>ΔG°, estão relacionadas por meio da seguinte reação:</p><p>Onde Q é a expressão da lei de ação das massas da reação. Para uma reação de oxido-redução,</p><p>temos que:</p><p>e</p><p>Assim, para uma reação redox, temos:</p><p>ou</p><p>Sendo:</p><p>R = 8,315 J K-1 mol-1;</p><p>T = 298,2 K (25°C);</p><p>F = 96485 C mol-1</p><p>Substituindo na equação acima os valores de R, T e P, tem-se:</p><p>De forma alternativa, esta equação pode ser escrita em termos de logaritmo decimal:</p><p>Nessa equação, o significado de seus componentes é o seguinte: Eº é a força eletromotriz ou potencial</p><p>normal da pilha correspondente (que se obtém a partir dos potenciais normais dos eletrodos); R é a</p><p>constante universal dos gases; T é a temperatura em escala absoluta; F é a carga elétrica de um mol de</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>157</p><p>elétrons; n é o número de elétrons transferidos; Q é o quociente de reação. Esse quociente é o produto</p><p>das concentrações das espécies ativas do segundo membro da reação de oxirredução, elevadas a seus</p><p>respectivos coeficientes estequiométricos (coeficientes que precedem as fórmulas na equação química</p><p>equilibrada), e seu denominador é o produto análogo das concentrações dos reagentes.</p><p>Potenciais-padrão e constantes de equilíbrio</p><p>Quando um sistema atinge o equilíbrio, a energia livre dos produtos é igual à energia livre dos</p><p>reagentes, ou seja, ΔG = 0. Quando este sistema pertence a uma célula galvânica, a célula não produz</p><p>tensão, ou seja, "E" da célula é zero, pois não existe reação ocorrendo em nenhum dos sentidos. No</p><p>equilíbrio, a expressão Q da lei de ação das massas passa a ser igual a K. Sendo assim, nestas</p><p>condições, a equação de Nernst passa a ser escrita como:</p><p>Ou</p><p>Que a 25°C, fica:</p><p>Ou</p><p>Em qualquer uma destas formas, torna-se possível calcular E0 a partir de K.</p><p>Metal de sacrifício24</p><p>O Metal de Sacrifício (Ânodos de sacrifício) pode ser definido como qualquer metal utilizado em</p><p>estruturas submetidas a ambientes oxidantes (um agente ou substância responsável por causar</p><p>oxidação), com o objetivo de ser oxidado em seu lugar, isto é, sacrificado em seu lugar. Esse metal</p><p>deve obrigatoriamente possuir menor poder de redução do que o material utilizado na estrutura, para</p><p>que possa ser "sacrificado" e de desse modo protegê-la. Existem distintos metais que podem ser</p><p>utilizado com essa finalidade, e dois bons exemplos desses são o zinco e magnésio.</p><p>O ferro, metal utilizado em</p><p>cascos de navio, quando colocado em contato com a água do mar, se</p><p>oxidaria com maior facilidade caso não houvesse um metal de sacrifício. Cascos de navio são protegidos</p><p>da corrosão mediante a colocação de placas de zinco, que se oxida mais facilmente que o ferro. A técnica</p><p>é denominada “proteção catódica”, pois o ferro é protegido justamente por se tornar o cátodo c zinco e</p><p>ferro. E o zinco é denominado “metal de sacrifício” ou “ânodo de sacrifício”, pois, atuando como o ânodo</p><p>da cela, oxida-se, preservando, assim, o ferro. A proteção é eficiente desde que o metal de sacrifício seja</p><p>reposto à medida que vai sendo consumido.</p><p>O metal utilizado em grande escala como ânodo de sacrifício é o zinco. Este além de ser relativamente</p><p>barato, apresenta potencial de redução menor que a maioria dos metais.</p><p>24 PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); Canto, Eduardo leite do. Química na abordagem do cotidiano. São Paulo: Moderna, 2006</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>158</p><p>Questões</p><p>01. Determinar o equivalente-grama de uma substância formada em um eletrodo, sabendo que, ao</p><p>passar uma corrente de 9,65A de intensidade durante 8 minutos e 20 segundos, formam-se 1,4g de</p><p>substância.</p><p>(A) 27g</p><p>(B) 28g</p><p>(C) 29g</p><p>(D) 30g</p><p>(E) 31g</p><p>02. Qual é a quantidade de eletricidade obtida em uma pilha de Daniel pela oxidação de 0,2612g de</p><p>zinco? Qual a intensidade da corrente produzida, sabendo-se que a pilha funcionou durante 25 minutos</p><p>e 44 segundos? Dado= Zn=65,3u</p><p>(A) 2,4A</p><p>(B) 3A</p><p>(C) 0A</p><p>(D) 0,5A</p><p>(E) 1Ag</p><p>03. Numa pilha de flash antiga, o eletrólito está contido numa lata de zinco que funciona como um dos</p><p>eletrodos. Que massa de zinco é oxidada a Zn+2 durante a descarga desse tipo de pilha, por um período</p><p>de 30 minutos, envolvendo uma corrente de 5,36x10-1 A?</p><p>(A) 0,528g</p><p>(B) 0,82g</p><p>(C) 0,325g</p><p>(D) 0,9g</p><p>(E) 0,286g</p><p>04. Numa pilha eletroquímica sempre ocorre:</p><p>(A) Redução no ânodo.</p><p>(B) Movimentação de elétrons no interior da solução eletrolítica.</p><p>(C) Passagem de elétrons, no circuito externo, do cátodo para o ânodo.</p><p>(D) Reação de neutralização.</p><p>(E) Uma reação de oxirredução.</p><p>05. (UNESP - adaptado) A equação seguinte indica as reações que ocorrem em uma pilha:</p><p>Zn(s) + Cu2+</p><p>(aq) → Zn2+</p><p>(aq) + Cu(s)</p><p>Podemos afirmar que:</p><p>(A) O zinco metálico é o cátodo.</p><p>(B) O íon cobre sofre oxidação.</p><p>(C) O zinco metálico sofre aumento de massa.</p><p>(D) O cobre é o agente redutor.</p><p>(E) Os elétrons passam dos átomos de zinco metálico aos íons de cobre.</p><p>Gabarito</p><p>01. B / 02. D / 03. C / 04. E / 05. E</p><p>Comentários</p><p>01. Alternativa: B</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>159</p><p>02. Alternativa: D</p><p>03. Alternativa: C</p><p>04. Alternativa: E.</p><p>(A) No ânodo ocorre uma oxidação.</p><p>(B) A movimentação de elétrons ocorre nos eletrodos.</p><p>(C) A passagem de elétrons é do ânodo para o cátodo.</p><p>(D) A reação que ocorre é de oxirredução e não de neutralização (esta é um tipo de reação que ocorre</p><p>entre ácidos e bases).</p><p>(E) Correta.</p><p>05. Alternativa: E.</p><p>(A) O zinco metálico é o ânodo, ele perde elétrons: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-.</p><p>(B) O íon cobre sofre redução, ele ganha elétrons: Cu2+(aq) + 2 e-→ Cu(s).</p><p>(C) O zinco metálico é o ânodo que é corroído, porque ele sofre oxidação e, com isso, a massa da</p><p>barra diminui.</p><p>(D) O cobre é o agente oxidante, pois ele causou a oxidação do zinco.</p><p>(E) Correta.</p><p>QUÍMICA ORGÂNICA</p><p>É a parte da Química que estuda os compostos que contém carbono. Porém nem toda substância que</p><p>contém carbono é parte da Química Orgânica. Há algumas exceções, porque apesar de conter carbono,</p><p>tem comportamento de uma substância inorgânica. São eles: C(grafite), C(diamante), CO, CO2, HCN,</p><p>H2CO3, Na2CO3.</p><p>Os compostos orgânicos são, na sua maioria, formados por C, H, O e N. Entretanto em 1828, Wohler</p><p>obteve o primeiro composto orgânico em laboratório. Este composto recebeu o nome de ureia, e a partir</p><p>deste, surgiram outras sínteses de compostos orgânicos realizados em laboratório.</p><p>Em 1858, KeKulé e Couper enunciaram a teoria estrutural da Química orgânica através de três</p><p>postulados:</p><p>1) O Carbono é tetravalente</p><p>2) As quatro valências são equivalentes</p><p>3) O carbono forma cadeias carbônicas</p><p>Os átomos de carbono agrupam-se entre si, formando estruturas de carbono, ou cadeias carbônicas.</p><p>16 Química orgânica: estrutura, nomenclatura e propriedades físicas e químicas</p><p>de compostos orgânicos.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>160</p><p>Átomo de Carbono</p><p>O átomo de carbono possui massa atômica (A) igual a 12,01u e número atômico (Z) igual a 6.</p><p>Veja a sua configuração eletrônica:</p><p>A propriedade mais importante do elemento carbono é a capacidade de unir seus átomos, formando</p><p>cadeias carbônicas. Veja a seguir um exemplo de cadeia carbônica:</p><p>Tipos de Carbono</p><p>Os átomo de carbono que fazem parte de uma cadeia carbônica podem ser classificados devido ao</p><p>número de átomos de carbono ligados diretamente ao átomo de carbono que se deseja classificar.</p><p>Diante disso, podemos ter em uma cadeia os seguintes tipos de átomos de carbono:</p><p>-Carbono primário: Liga-se diretamente, no máximo, a outro átomo de carbono.</p><p>-Carbono secundário: Liga-se diretamente, diretamente a dois átomos de carbono.</p><p>-Carbono secundário: Liga-se diretamente, diretamente a três átomos de carbono.</p><p>-Carbono quaternário: Liga-se diretamente, diretamente a quatro átomos de carbono.</p><p>Exemplo:</p><p>Classificação das Cadeias carbônicas</p><p>As cadeias carbônicas podem ser classificadas de três tipos de acordo com a disposição dos átomos</p><p>de carbono:</p><p>1) Cadeia aberta, Acíclica ou Alifática</p><p>A cadeia aberta é aquela que possui pelo menos duas extremidades ou pontas, não há nenhum</p><p>encadeamento, fechamento, ciclo ou anel nela.</p><p>Exemplos:</p><p>2) Cadeia fechada ou cíclica:</p><p>Esse tipo de cadeia não possui nenhuma extremidade ou ponta, seus átomos são unidos, fechando a</p><p>cadeia e formando um encadeamento, ciclo, núcleo ou anel.</p><p>Exemplos:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>161</p><p>3) Cadeia Mista</p><p>Possui pelo menos um ciclo (anel) e uma extremidade.</p><p>Exemplos:</p><p>Cadeias Abertas, Acíclicas ou Alifáticas</p><p>Quanto à disposição dos átomos de carbono, as cabeias abertas podem ser classificadas como retas</p><p>ou normais e ramificadas.</p><p>A) Retas ou Normais</p><p>Esse tipo de cadeia ocorre quando só existem carbonos primários e secundários na cadeia. Estando</p><p>em uma única sequência, geram apenas duas extremidades ou pontas.</p><p>Exemplos:</p><p>B) Ramificadas</p><p>São aquelas cadeias que possuem três ou mais extremidades, com carbonos terciários ou</p><p>quaternários.</p><p>Exemplo:</p><p>Tipo de Ligação Entre os Átomos de Carbono</p><p>Quanto ao tipo de ligação entre os átomos de carbono, as cadeias são classificadas em saturadas e</p><p>insaturadas.</p><p>A) Cadeia Saturada</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>162</p><p>Essa classificação é utilizada para as cadeias que possuem somente ligações simples entre os</p><p>carbonos.</p><p>Exemplos:</p><p>B) Cadeia Insaturada</p><p>Nesse tipo de cadeia existe pelo menos uma instauração (dupla ou tripla ligação) entre os átomos de</p><p>carbono.</p><p>Exemplos:</p><p>Natureza dos Átomos das Cadeias Carbônicas</p><p>Quanto à natureza dos átomos que as constituem, as cadeias carbônicas dividem-se em</p><p>homogêneas e heterogêneas.</p><p>A) Cadeia Homogênea</p><p>Esse tipo de cadeia não possui nenhum heteroátomo entre os carbonos, ou seja, essas cadeias são</p><p>constituídas somente por carbonos.</p><p>Exemplos:</p><p>B) Cadeia Heterogênea</p><p>Nesse tipo de cadeia existe pelo menos um heteroátomo entre os átomos de carbono, sendo que os</p><p>heteroátomos mais comuns são O, N, S e P.</p><p>Exemplos:</p><p>Cadeias Fechadas ou Cíclicas</p><p>As cadeias cíclicas subdividem-se em aromáticas e alicíclicas ou não aromáticas.</p><p>A)</p><p>Aromáticas</p><p>São consideradas cadeias aromáticas aquelas que possuem em sua estrutura pelo menos um núcleo</p><p>benzênico, também denominado anel aromático (C6H6).</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>163</p><p>Exemplos:</p><p>B) Alicíclica, Não-Aromáticas ou Ciclo-Alifáticas</p><p>Esse tipo de cadeia são fechadas porem não apresentam o núcleo aromático (anel benzênico).</p><p>Exemplo:</p><p>Quantidade de Ciclos</p><p>Um outro critério que pode ser utilizado para classificar as cadeias cíclicas está relacionado com a</p><p>quantidade de ciclos (anéis ou núcleo). Assim temos:</p><p>Cadeia Monocíclica ou Mononuclear</p><p>Apresenta um único ciclo em toda sua estrutura</p><p>Exemplos:</p><p>Cadeia Policíclica ou Polinuclear</p><p>Apresenta no mínimo dois ciclos em sua estrutura</p><p>Resumo</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>164</p><p>Hibridização</p><p>Hibridação de orbitais é uma interpenetração (mistura) que dá origem a novos orbitais, em igual</p><p>número, denominados orbitais híbridos.</p><p>Veja o tipo de hibridização para diferentes tipos de ligações entre carbonos:</p><p>- sp3</p><p>Nesta molécula, o metano, todas as ligações são sp3.</p><p>Toda molécula que possuir ligações simples, a sua hibridização será sp3.</p><p>- sp2</p><p>Nesta molécula, eteno, temos uma ligação dupla, então a hibridização nesta ligação será sp2</p><p>(ligação sigma) e p (ligação pi). As demais ligações são todas sp2.</p><p>- sp</p><p>H – C ≡ C – H</p><p>Neste caso, o etino possui uma ligação tripla, sendo uma hibridização sp (ligação sigma) e duas p</p><p>(ligação pi). A ligação entre carbonos e hidrogênios é sp.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>165</p><p>Todas as ligações π são p puro.</p><p>Veja esta molécula:</p><p>= C =</p><p>Nesta molécula, há um ângulo de 180° entre as ligações duplas. A hibridização será sp e p para cada</p><p>ligação dupla.</p><p>Uma ligação entre H – C será s – sp.</p><p>Exemplo:</p><p>Seja a seguinte molécula de etano, analise as suas ligações σ e π e o tipo de hibridização de cada</p><p>ligação:</p><p>Carbono 1:</p><p>H – C [σ: s – sp3]</p><p>C – C [σ: sp3 – sp3]</p><p>Carbono 2:</p><p>C – C [σ: sp3 – sp3]</p><p>H – C [σ: s – sp3]</p><p>Química Orgânica no Cotidiano</p><p>A química orgânica exerce grande participação no nosso cotidiano. Grande parte dos compostos</p><p>produzidos em nosso corpo são orgânicos por exemplo a ureia e a glicose. Não apenas em nós, como</p><p>também em todos os seres vivos, sejam eles vegetais ou animais.</p><p>Também a encontramos como combustível, na produção de tinta e sabões, até mesmo na criação de</p><p>um novo composto que pode ser usado para salvar vidas.</p><p>Produtos essenciais para a vida são orgânicos, por isso existem tantos diferentes compostos além do</p><p>ar que respiramos (O2) e da água que constitui 80% do nosso corpo, há um átomo que é fundamental: o</p><p>Carbono.</p><p>Questões</p><p>01. O náilon é um polímero de condensação, mais especificamente da classe das poliamidas, que são</p><p>polímeros formados pela condensação de um diácido carboxílico com uma diamida. Uma das variedades</p><p>desse polímero pode ser obtida por meio de uma matéria-prima denominada de caprolactana, cuja</p><p>fórmula estrutural é:</p><p>Fórmula da caprolactana</p><p>Analisando essa cadeia, podemos classificá-la em:</p><p>(A) Fechada, insaturada, heterogênea, mononuclear.</p><p>(B) Alicíclica, insaturada, heterogênea, mononuclear.</p><p>(C) Fechada alicíclica, saturada, heterogênea, mononuclear.</p><p>(D) Fechada alicíclica, insaturada, homogênea, mononuclear.</p><p>(E) Fechada, insaturada, homogênea, mononuclear.</p><p>02. (Vestibular-Inglês – SENAC/SP) O composto representado abaixo é um poderoso antisséptico</p><p>usado em odontologia.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>166</p><p>Massa molar = 128,5 g/mol</p><p>Esse composto</p><p>I. possui anel aromático.</p><p>II. apresenta a função fenol.</p><p>III. forma ligações de hidrogênio com a água.</p><p>Está correto o que se afirma em</p><p>(A) I, apenas.</p><p>(B)II, apenas.</p><p>(C)I e II, apenas.</p><p>(D)II e III, apenas.</p><p>(E)I, II e III.</p><p>03. (UFAM/PSC) O pau-rosa, típico da região amazônica, é uma rica fonte natural do óleo essencial</p><p>conhecido por linalol, o qual também pode ser isolado do óleo de alfazema. Esse óleo apresenta a</p><p>seguinte fórmula estrutural:</p><p>Sua cadeia carbônica deve ser classificada como:</p><p>(A) acíclica, ramificada, saturada e heterogênea.</p><p>(B) acíclica, normal, insaturada e homogênea.</p><p>(C) alicíclica, ramificada, insaturada e homogênea.</p><p>(D) acíclica, ramificada, insaturada e homogênea.</p><p>(E) alicíclica, normal, saturada e heterogênea.</p><p>04. (Puccamp) Preocupações com a melhoria da qualidade de vida levaram a propor a substituição</p><p>do uso do PVC pelo tereftalato de polietileno ou PET, menos poluente na combustão. Esse polímero está</p><p>relacionado com os compostos:</p><p>É correto afirmar que I e II têm, respectivamente, cadeia carbônica</p><p>(A) alicíclica e acíclica.</p><p>(B) saturada e insaturada.</p><p>(C) heterocíclica e aberta.</p><p>(D) aromática e insaturada.</p><p>(E) acíclica e homogênea.</p><p>05. (PUC/RS) O ácido etilenodiaminotetracético, conhecido como EDTA, utilizado como antioxidante</p><p>em margarinas, de fórmula</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>167</p><p>Apresenta cadeia carbônica:</p><p>(A) acíclica, insaturada e homogênea.</p><p>(B) acíclica, saturada e homogênea.</p><p>(C) cíclica, insaturada e homogênea.</p><p>(D) acíclica, saturada e heterogênea.</p><p>(E) cíclica, saturada e heterogênea.</p><p>06. (PUC/RS) A “fluoxetina”, presente na composição química do Prozac®, apresenta fórmula</p><p>estrutural:</p><p>Com relação a esse composto, é correto afirmar que ele apresenta:</p><p>(A) cadeia carbônica cíclica e saturada</p><p>(B) cadeia carbônica aromática e homogênea</p><p>(C) cadeia carbônica mista e heterogênea</p><p>(D) somente átomos de carbonos primários e secundários</p><p>(E) fórmula molecular C17H16ONF</p><p>07. (Unitau/SP) Observe a fórmula</p><p>As quantidades totais de átomos de carbono primário, secundário e terciário são, respectivamente:</p><p>(A) 5, 2 e 2.</p><p>(B) 3, 2 e 2.</p><p>(C) 3, 3 e 2.</p><p>(D) 2, 3 e 4.</p><p>(E) 5, 1 e 3.</p><p>08. A substância demonstrada abaixo tem cadeia carbônica:</p><p>(A) acíclica e saturada</p><p>(B) ramificada e homogênea</p><p>(C) insaturada e heterogênea</p><p>(D) insaturada e homogênea</p><p>(E) ramificada e saturada</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>168</p><p>Gabarito</p><p>01. C/ 02. E/ 03. D/ 04. D/ 05. D/ 06. C/ 07. E/ 08.A</p><p>Comentários</p><p>01.Resposta: C</p><p>Considera-se uma fechada porque seus átomos de carbono formam um ciclo;</p><p>É alicíclica porque não possui um anel aromático;</p><p>Denominada saturada, pois, só há ligações simples entre os carbonos. Considerada heterogênea</p><p>porque possui o nitrogênio entre carbonos; É mononuclear porque possui somente um ciclo (núcleo).</p><p>02.Resposta: E</p><p>De acordo com as afirmações segue as explicações abaixo:</p><p>I- trata-se de um anel aromático, porque existem 3 duplas alternadas, o que caracteriza a</p><p>aromaticidade.</p><p>II- a função fenol é caracterizada por apresentar um OH ligado ao anel aromático.</p><p>III-devido a presença de OH, ocorre as ligações de hidrogênio na presença de água.</p><p>03.Resposta: D</p><p>A cadeia apresentada pode ser classificada como:</p><p>Acíclica, ou seja, possui cadeia aberta, com extremidades livres, sem nenhum ciclo;</p><p>Ramificada, pois, possui duas ramificações, os grupos metil;</p><p>É insaturada, pois, possui duas ligações duplas entre carbonos;</p><p>É homogênea porque não possui nenhum heteroátomo entre os átomos de carbono.</p><p>04.Resposta: D</p><p>A cadeia I, é classificada como aromática, por apresentar uma anel aromático em sua estrutura, já a</p><p>cadeia II, é denominada instaura por apresentar ligações duplas entre carbonos</p><p>05.Resposta: D</p><p>A cadeia representada é classificada como aberta, pois não há obtenção de um ciclo, saturada, pois,</p><p>as duplas ligações não são entre os carbonos, e heterogênea porque há a presença de um</p><p>heteroátomo(N), entre os carbonos.</p><p>06.Resposta: C</p><p>É denominada</p><p>uma cadeia mista, já que existem elementos que formam um ciclo (cadeia fechada)</p><p>como também ocorre a formação de cadeias abertas. Chamada de heterogênea, devido a presença de</p><p>O entre os carbonos.</p><p>07.Resposta: E</p><p>De acordo com a estrutura apresentada, existem 5 carbonos primários (que são aqueles que se ligam</p><p>a apenas 1 carbono), 1 secundário, (ligam-se a 2 carbonos) e 3 terciários ligados a 3 carbonos.</p><p>08.Resposta: A</p><p>A denominação acíclica significa aberta, tendo em vista que não temos um ciclo a estrutura, é</p><p>classificada como saturada pois, a dupla que há na molécula, não se encontra entre carbonos.</p><p>FUNÇÕES ORGÂNICAS</p><p>As funções orgânicas são grupos em que os compostos orgânicos são divididos de acordo com o seu</p><p>comportamento químico e presença de certos agrupamentos de átomos em suas estruturas.</p><p>Nomenclatura dos Compostos Orgânicos</p><p>Os compostos orgânicos recebem nomes oficiais que levam em consideração o número de carbonos,</p><p>os tipos de ligações entre eles e a função que as substâncias pertencem.</p><p>O esquema apresentado no quadro abaixo mostra, as partes básicas da nomenclatura de um</p><p>composto orgânico.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>169</p><p>A seguir serão estudadas as principais funções orgânicas:</p><p>Hidrocarbonetos</p><p>São compostos formados apenas por carbono (C) e hidrogênio (H). Os hidrocarbonetos podem ser</p><p>subdivididos em várias classes em função do tipo de ligação que apresenta entre os carbonos. Sua</p><p>fórmula geral é dada por CXHY.</p><p>Os hidrocarbonetos se dividem de acordo com a sua estrutura e tipo de ligações entre carbonos. São</p><p>tipos de hidrocarbonetos:</p><p>-alcanos</p><p>-alcenos</p><p>-alcinos</p><p>-alcadienos</p><p>-cicloalcanos</p><p>-cicloalcenos</p><p>-aromáticos</p><p>Alcanos</p><p>Definição: são hidrocarbonetos de cadeia aberta saturados, ou seja, possuem somente ligações</p><p>simples entre os carbonos.</p><p>Fórmula Geral: CnH2n + 2(em que n = qualquer número inteiro).</p><p>Exemplos:</p><p>CH4:metano</p><p>H3C — CH3: etano</p><p>Alcenos</p><p>Definição: são hidrocarbonetos de cadeia aberta que possuem somente uma ligação dupla entre</p><p>carbonos.</p><p>Fórmula Geral: CnH2n</p><p>Exemplos:</p><p>Alcinos</p><p>Definição: são hidrocarbonetos de cadeia aberta que possuem tripla ligação entre carbonos.</p><p>O infixo “in” identifica a ligação tripla dos alcinos.</p><p>Fórmula Geral: CnH2n-2 (em que n = qualquer número inteiro).</p><p>Exemplos:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>170</p><p>Alcadienos ou dienos:</p><p>Definição: são hidrocarbonetos de cadeia aberta que possuem duas duplas ligações entre carbonos.</p><p>O infixo “dien" identifica as duas duplas ligações dos alcadienos.</p><p>Fórmula Geral: CnH2n-2 (em que n = qualquer número inteiro).</p><p>Exemplos:</p><p>Hidrocarbonetos cíclicos:</p><p>Definição: são hidrocarbonetos de cadeia fechada. Podem ser cicloalcanos (só possuem ligações</p><p>simples), cicloalcenos (possuem dupla ligação entre carbonos) e cicloalcinos (com tripla ligação entre</p><p>carbonos).</p><p>Fórmula Geral:</p><p>- Cicloalcanos: CnH2n</p><p>- Cicloalcenos: CnH2n-2</p><p>Hidrocarbonetos aromáticos:</p><p>Definição: são hidrocarbonetos que possuem um ou mais anéis benzênicos (núcleos aromáticos), que</p><p>são representados conforme a figura abaixo:</p><p>Nomenclatura Para Hidrocarbonetos Ramificados</p><p>Para realizar a nomenclatura de um hidrocarboneto ramificado, é necessário identificar a cadeia</p><p>principal, que, geralmente, apresenta o maior número de carbonos. Para isso, temos que levar em</p><p>consideração a classe dos hidrocarbonetos com a qual estamos trabalhando, como relatado em cada</p><p>caso:</p><p>a) Nomenclatura de alcanos ramificados</p><p>Passo 1: Determinar a cadeia principal e seu nome</p><p>(A cadeia principal de um alcano é sempre aquela que apresentar o maior número de carbonos e o</p><p>maior número de ramificações)</p><p>Passo 2: Reconhecer os radicais e dar nome aos mesmos.</p><p>Passo 3: Numerar a cadeia principal de moto a obter os menores números possíveis para indicar as</p><p>posições dos radicais.</p><p>Passo 4: Quando houver mais de um radical do mesmo tipo, seus nomes devem ser precedidos de</p><p>prefixos que indiquem a quantidade: di, tri, treta, penta e etc.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>171</p><p>Passa 5: Quando houver dois ou mais radicais de tipos diferentes, seus nomes podem ser escritos de</p><p>duas maneiras:</p><p>a) Pela ordem de complexidade crescente dos radicais</p><p>b) Pela ordem alfabética (Notação recomentada pela IUPAC).</p><p>Exemplo:</p><p>Álcoois</p><p>Álcool é toda substância orgânica que contém um ou mais grupos oxidrila ou hidroxila (OH) ligado</p><p>diretamente à átomos de carbono saturados.</p><p>Grupo funcional:</p><p>Classificação</p><p>Os álcoois podem ser classificados de duas maneiras:</p><p>- de acordo com a posição da hidroxila</p><p>- de acordo com o número de hidroxila</p><p>Posição da Hidroxila</p><p>Álcool Primário – tem a hidroxila ligada a carbono primário.</p><p>Álcool Secundário – tem a hidroxila ligada a carbono secundário.</p><p>Álcool Terciário – tem a hidroxila ligada a carbono terciário.</p><p>Número de Hidroxila</p><p>- Monoálcool – álcool que contém uma hidroxila.</p><p>- Diálcool ou Diol – álcool que contém duas hidroxilas.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>172</p><p>- Triálcool ou Trióis – álcool que contém três hidroxilas.</p><p>Fenol</p><p>Fenol é todo composto orgânico que contém uma ou mais hidroxilas (OH) ligadas diretamente a um</p><p>anel aromático.</p><p>Exemplos:</p><p>Nomenclatura oficial dos álcoois</p><p>A nomenclatura oficial dos álcoois segue as mesmas regras estabelecidas pela IUPAC para os</p><p>hidrocarbonetos, com apenas uma diferença: como o grupo funcional é diferente, o sufixo é “OH” no lugar</p><p>de “o”, que é o usado para os hidrocarbonetos.</p><p>Prefixo Intermediário Sufixo</p><p>N° de Carbono Tipo de Ligação OL</p><p>Exemplos:</p><p>-H3C — OH: met + an + ol = metanol</p><p>-H3C — CH2 — OH: et + an + ol = etanol</p><p>Quando um álcool alifático apresentar mais de dois átomos de carbono, devemos indicar a posição do</p><p>OH numerando a cadeia a partir da extremidade mais próxima do carbono que contém a hidroxila.</p><p>Exemplos:</p><p>1-butanol</p><p>2-butanol</p><p>Aldeídos</p><p>Os aldeídos contêm o grupo carbonila em carbono primário (extremidade da cadeia).</p><p>Grupo funcional:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>173</p><p>Exemplos:</p><p>Nomenclatura IUPAC</p><p>- A terminação do nome oficial é AL.</p><p>- A cadeia principal deve ser a mais longa possível que apresentar o grupo funcional.</p><p>- Para cadeias ramificadas ou insaturadas, devemos numerar pela extremidade que contenha o grupo</p><p>funcional. Este será sempre posição 1. E não precisa ser mencionado no nome.</p><p>Exemplos:</p><p>Nomenclatura usual</p><p>Os quatro primeiros aldeídos têm nomes usuais, tais como:</p><p>Cetonas</p><p>As cetonas também apresentam o grupo carbonila, sendo que o carbono do grupo deve ser secundário.</p><p>Grupo funcional:</p><p>Exemplos:</p><p>Nomenclatura IUPAC</p><p>De acordo com a nomenclatura da IUPAC a terminação das cetonas é ONA.</p><p>A cadeia principal é a mais longa que possui a carbonila e a numeração é feita a partir da extremidade</p><p>mais próxima da carbonila.</p><p>Exemplos:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>174</p><p>Quando a numeração for necessária, ela deve ser iniciada da extremidade mais próxima da carbonila.</p><p>Ácido Carboxílico</p><p>Os ácidos carboxílicos apresentam pelo menos uma função carboxila.</p><p>-Grupo funcional:</p><p>Exemplos:</p><p>Nomenclatura IUPAC</p><p>Inicia-se com a palavra ácido e a terminação utilizada é óico. A cadeia principal é a mais longa e que</p><p>possua a carboxila. Para cadeias ramificadas, devemos numerar a partir do carbono da carboxila (e não</p><p>precisa mencionar a posição 1).</p><p>Exemplos:</p><p>O nome usual para os ácidos é associado à sua origem ou a suas propriedades. Os nomes comuns</p><p>de muitos ácidos carboxílicos são baseados em suas origens históricas ou ao</p><p>seu odor exalado por quem</p><p>os produz.</p><p>Veja o motivo dos nomes usuais não seguirem regras:</p><p>Nome oficial Nome comercial Origem do nome</p><p>Ácido metanóico Ácido fórmico Existe nas formigas</p><p>Ácido etanóico Ácido acético Formado no azedamento do vinho</p><p>Ácido propanóico Ácido própiônico gordura</p><p>Ácido butanóico Ácido butírico Encontrado na manteiga</p><p>Ácido pentanóico Ácido valérico Encontrado na planta valeriana</p><p>Ácido hexanóico Ácido capróico Produzidos por cabras e bodes</p><p>Ácido octanóico Ácido caprílico Produzidos por cabras e bodes</p><p>Ácido decanóico Ácido cáprico Produzidos por cabras e bodes</p><p>Ésteres</p><p>Ésteres são compostos orgânicos produzidos através da reação química denominada de esterificação:</p><p>ácido carboxílico e álcool reagem entre si e os produtos da reação são éster e água. Os ésteres são</p><p>encontrados em muitos alimentos, perfumes, objetos e fármacos que temos em casa.</p><p>Grupo funcional:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>175</p><p>Os ésteres possuem aroma bastante agradável. São usados como essência de frutas e aromatizantes</p><p>nas indústrias alimentícia, farmacêutica e cosmética. Constituem também óleos vegetais e animais, ceras</p><p>e gordura.</p><p>Nomenclatura IUPAC</p><p>Colocando-se o grupo funcional como referencial, podemos dividir o nome em duas partes:</p><p>Prefixo + Saturação + oato de + Nome do radical</p><p>Exemplos:</p><p>Éteres</p><p>Éter é todo composto orgânico onde a cadeia carbônica apresenta – O – entre dois carbonos. O</p><p>oxigênio deve estar ligado diretamente a dois radicais orgânicos (alquila ou arila). A fórmula genérica do</p><p>éter é R – O – R, onde “R” é o radical e “O” é o oxigênio.</p><p>Grupo funcional:</p><p>Nomenclatura oficial</p><p>A nomenclatura oficial pode ser obtida da seguinte maneira:</p><p>Prefixo R (menor n° de carbonos) + Infixo (tipo de ligações) + oato de + nome do radical R’ + a</p><p>Ou</p><p>Radical R + Radical R’ + éter</p><p>Exemplos:</p><p>Aminas</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>176</p><p>As aminas são consideradas as bases orgânicas e são obtidas a partir da substituição de um ou mais</p><p>hidrogênios da amônia (NH3) por radicais.</p><p>Nomenclatura da IUPAC</p><p>Na sua nomenclatura, basta indicar (o)s radical (is) ligados ao nitrogênio acrescido da palavra amina.</p><p>As aminas aromáticas nas quais o nitrogênio se liga diretamente ao anel benzênico Ar–NH2 são,</p><p>geralmente, nomeadas como se fossem derivadas da amina aromática mais simples: a fenilamina</p><p>(Anilina)</p><p>Para aminas mais complexas, consideramos o grupo NH2 como sendo uma ramificação, chamada de</p><p>amino.</p><p>Amidas</p><p>As amidas são caracterizadas pelo grupo funcional:</p><p>Nomenclatura da IUPAC</p><p>O nome das amidas, de acordo com a IUPAC é dado da seguinte maneira:</p><p>Prefixo + Saturação + Amida</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>177</p><p>Exemplo:</p><p>Haletos Orgânicos</p><p>Os haletos orgânicos são compostos resultantes da substituição de um ou mais hidrogênios em</p><p>moléculas de hidrocarbonetos, por átomos de halogênios, que podem ser o flúor, o cloro, o bromo ou o</p><p>iodo.</p><p>Os Haletos orgânicos são representados por R – X onde X = Cl, Br, F, I.</p><p>Repare que o Cl está ligado a uma cadeia de hidrocarbonetos.</p><p>Questões</p><p>01. (Anp- Técnico Em Regulação De Petróleo E Derivados - Especialidade Técnico Em Química-</p><p>Cesgranrio-2016) A Figura abaixo representa a estrutura de um composto que possui fórmula molecular</p><p>C8H16O.</p><p>De acordo com as regras da IUPAC, o nome do composto é:</p><p>(A)2,3-dimetil-hexan-1-ol.</p><p>(B)2,3-dimetil-ciclo-hexanol.</p><p>(C)3,4-dimetil-ciclo-hexanol.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>178</p><p>(D)1,2-dimetil-ciclo-hexan-4-ol.</p><p>(E)1,6-dimetil-ciclo-hexan-4-ol.</p><p>02. (SEDUC-RJ- Professor Docente I - Química CEPERJ) A Daptomicina é um lipopeptídeo cíclico</p><p>isolado do fungo Streptomyces roseosporus, que apresenta elevada atividade sobre bactérias resistentes.</p><p>Este antibiótico foi recentemente aprovado pelo US-FDA para tratamento de infecções cutâneas graves,</p><p>sendo comercializado pelo nome de Cubicin. Sua estrutura é mostrada a seguir:</p><p>Algumas das funções orgânicas presentes na estrutura da Daptomicina são:</p><p>(A)cetona, álcool, aldeído, amina e amida</p><p>(B)ácido carboxílico, éter, aldeído, amina e amida</p><p>(C)álcool, amina, amida, ácido carboxílico e éster</p><p>(D)ácido carboxílico, amina, amida, éter e álcool</p><p>(E)amina, amida, anidrido, álcool e éster</p><p>03. Considere os compostos: ciclo-hexanotiol, 2-mercapto-etanol e 1,2-etanoditiol. A característica</p><p>comum aos três compostos relacionados anteriormente é:</p><p>(A) Os três são álcoois cíclicos.</p><p>(B) Os três são álcoois alicíclicos.</p><p>(C) Os três são altamente cancerígenos.</p><p>(D) Os três têm átomos de enxofre substituindo o oxigênio em ligações como carbono e hidrogênio nos</p><p>álcoois correspondentes.</p><p>(E) Os três têm átomos de enxofre substituindo o carbono em ligações como oxigênio e hidrogênio nos</p><p>compostos correspondentes.</p><p>04. “A cafeína é um dos alcaloides mais utilizados pelas pessoas. Está presente nas sementes do café,</p><p>nas folhas de alguns tipos de ervas usadas na preparação de chás, no cacau e na fruta do guaraná.”</p><p>(Cafeína, texto 8, Química, Ensino Médio). Assinale as funções presentes na cafeína:</p><p>(A) Cetona e amina.</p><p>(B) Cetona e fenol.</p><p>(C) Amina e amida.</p><p>(D) Cetona e amida.</p><p>(E) Amida e fenol.</p><p>05. Alcano é um tipo de hidrocarboneto que apresenta cadeia aberta e saturada, além de possuir</p><p>apenas ligações simples. Qual a fórmula molecular de um alcano com 12 átomos de carbono?</p><p>(A) C12H8</p><p>(B) C12H36</p><p>(C) C12H26</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>179</p><p>(D) C12H24</p><p>(E) C12H12</p><p>06. (MACK-SP) Sobre o etanol, cuja fórmula estrutural é H3C ─ CH2 ─ OH, identifique a alternativa</p><p>incorreta:</p><p>(A) Apresenta cadeia carbônica saturada.</p><p>(B) É uma base inorgânica.</p><p>(C) É solúvel em água.</p><p>(D) É um monoálcool.</p><p>(E) Apresenta cadeia carbônica homogênea.</p><p>07. (U. Católica de Salvador – BA) A cetona é um composto carbonílico com 3 átomos de carbono e</p><p>cadeia saturada. Sua fórmula molecular é:</p><p>(A) C3H6O</p><p>(B) C3H7O</p><p>(C) C3H8O</p><p>(D) C3H8O2</p><p>(E) C3H8</p><p>Gabarito</p><p>01. C / 02. C / 03. D / 04. C / 05. C / 06. B / 07. A</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta C.</p><p>De acordo com a regra da nomenclatura, inicia-se a numeração mais próxima a função, nesse caso</p><p>OH (álcool) portanto: (3,4-dimetil-ciclo-hexanol.)</p><p>02. Resposta: C</p><p>Tem-se a função álcool (OH ligado no anel não aromático) amina (presença de NH), amida (C=O e</p><p>NH), ácido carboxílico(COOH) e éster (R-COO-R’)</p><p>03. Resposta D.</p><p>Os compostos que possuem o elemento oxigênio em sua estrutura podem apresentar uma substituição</p><p>deste por átomos de enxofre. Caso isto ocorra, o nome do composto apresentará sufixo tiol.</p><p>04. Resposta C.</p><p>Basta identificar as funções. Uma dica para diferenciar amida e amina que dou é que amiDa (tem D de</p><p>dupla, no caso dupla com oxigênio no carbono imediatamente vizinho do Nitrogênio). A amida aparece</p><p>duas vezes</p><p>05. Resposta C.</p><p>A fórmula geral de alcanos é CnH2n + 2; Substituindo n=12, teremos 2.12 + 2 = 26. Logo, a fórmula</p><p>será C12H26</p><p>06. Resposta: B.</p><p>O etanol não é uma base inorgânica, mas pertence à função orgânica dos álcoois.</p><p>07. Resposta A.</p><p>A cetona, também conhecida como propanona possui fórmula molecular C3H6O.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>180</p><p>REAÇÕES ORGÂNICAS</p><p>O conhecimento das reações orgânicas e das características das diferentes funções orgânicas é de</p><p>fundamental importância para entendermos não só os processos orgânicos, mas também a bioquímica,</p><p>ou seja, os processos metabólicos que ocorrem nos seres vivos. Em todo o mundo, muitos químicos estão</p><p>envolvidos na obtenção de compostos orgânicos em laboratórios de escolas, institutos de pesquisa</p><p>e</p><p>indústrias.</p><p>As reações orgânicas podem ser classificadas de várias maneiras. Alguns dos tipos mais comuns são:</p><p>substituição, adição e eliminação.</p><p>Substituição</p><p>Nesse tipo de reação, ocorre a substituição de pelo menos um átomo de hidrogênio da molécula de</p><p>um hidrocarboneto por outro átomo ou grupo de átomos. Essas reações podem ser representadas</p><p>genericamente da seguinte maneira:</p><p>A notação R-H representa um hidrocarboneto que pode pertencer a uma das seguintes classes:</p><p>alcanos, aromáticos e ciclanos com 5 ou mais carbonos. As principais reações de substituição são:</p><p>halogenação, nitração, sulfonação, alquilação e acilação.</p><p>Halogenação: Nessas reações ocorre a substituição de átomo(s) de hidrogênio por átomo(s) de</p><p>halogênio. Essa reação ocorre com as substâncias simples dos halogênios: F2, Cl2, Br2 e I2; as mais</p><p>comuns são a cloração (Cl2) e a bromação (Br2), pois as reações com F2, devido à sua grande reatividade,</p><p>são explosivas, enquanto as reações com I2 são extremamente lentas.</p><p>a) Monocloração do metano</p><p>A substituição de um átomo de hidrogênio pode ocorrer em diferentes carbonos; assim, nessas</p><p>reações obtém-se uma mistura de diferentes produtos orgânicos. Veja um exemplo dessa situação na</p><p>monobromação do metilbutano:</p><p>b) Monobromação do metilbutano</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>181</p><p>Vários fatores influam na porcentagem dos produtos obtidos nesse tipo de reação, mas pode-se fazer</p><p>uma previsão de qual produto será formado em maior quantidade, por meio de uma regra de uso comum,</p><p>que indica a ordem de facilidade com que um hidrogênio "sai" do hidrocarboneto:</p><p>No equacionamento de reações semelhantes a essa, é costume representar somente o produto obtido</p><p>em maior quantidade. Assim, a reação de monobromação do metilbutano é normalmente representada</p><p>da seguinte maneira:</p><p>Nitração: Essa reação ocorre com o ácido nítrico .</p><p>Sulfonação: Essa reação ocorre com o ácido sulfúrico (H2SO4 ou HO–SO3H) .</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>182</p><p>Reações Características de Aromáticos</p><p>Alquilação: É a substituição de um ou mais hidrogênios do anel aromático por um ou mais radicais</p><p>derivados de alcanos.</p><p>Acilação: É a substituição de um ou mais hidrogênios de um anel aromático por um ou mais radicais</p><p>derivados de ácidos carboxílicos .</p><p>Essas duas reações são denominadas reações de Friedel-Crafts.</p><p>Dirigência em Aromáticos</p><p>O primeiro substituinte (átomo ou grupo de átomos) de um hidrogênio do anel benzênico orientará a</p><p>posição na qual irá ocorrer a segunda substituição. Esse primeiro substituinte será denominado grupo</p><p>dirigente e poderá ser de dois tipos:</p><p>Os principais orto-para-dirigentes são:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>183</p><p>Os orto-para-dirigentes geralmente apresentam um átomo ou grupo de átomos unidos somente por</p><p>ligações simples.</p><p>Monobromação do fenol</p><p>Os principais meta-dirigentes são:</p><p>Os meta-dirigentes são grupos de átomos em cuja estrutura existe pelo menos uma ligação dupla,</p><p>tripla ou dativa.</p><p>Monocloração do ácido benzóico</p><p>Os grupos orto-para dirigentes permitem no máximo três substituições no núcleo benzênico: duas em</p><p>orto e uma em para.</p><p>O trinitritolueno (TNT) é uma substância que pode ser obtida pela nitração total do tolueno.</p><p>O TNT é um dos mais importantes explosivos de uso militar, sendo ativado pela explosão de uma</p><p>espoleta.</p><p>Reações de Adição</p><p>Essas reações são características de hidrocarbonetos insaturados: alquenos, alquinos e dienos, e</p><p>ocorrem com a quebra da ligação pi (π).</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>184</p><p>Observação: Os ciclanos de três ou quatro carbonos, como apresentam anéis instáveis, também</p><p>sofrem esse tipo de reação devido à quebra de uma ligação sigma (σ) entre carbonos do anel, originando</p><p>compostos de cadeia aberta.</p><p>Hidrogenação catalítica</p><p>Essas reações ocorrem com o gás hidrogênio (H2) e são catalisadas por metais, como: Ni, Pt, Pd.</p><p>Observação: As reações de hidrogenação são denominadas reações de redução, pois o Nox do</p><p>carbono envolvido na reação diminui:</p><p>Halogenação</p><p>Essa reação envolve os halogênios, sendo o cloro (Cl2) e o bromo (Br2) os mais utilizados.</p><p>Observação: O teste mais comum para verificar se uma cadeia alifática é insaturada, à temperatura</p><p>ambiente, consiste na reação com água de bromo [Br2(aq)] ou uma solução de bromo em tetracloreto de</p><p>carbono (Br2/CCl4). Esses sistemas apresentam uma coloração castanha. Se a cadeia for insaturada, a</p><p>coloração castanha desaparecerá.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>185</p><p>Essa reação, nessas condições, não irá ocorrer com cadeias saturadas.</p><p>Adição de HX</p><p>Nesse tipo de reação, os reagentes mais comuns são o cloreto e o brometo de hidrogênio (HCl e HBr).</p><p>A adição do hidrogênio (H) e do halogênio (X) aos carbonos da insaturação obedece a uma regra</p><p>experimental descoberta em 1868 pelo químico russo Markovnikov.</p><p>Regra de Markovnikov: o hidrogênio do HX adiciona-se ao carbono de dupla ou tripla ligação</p><p>mais hidrogenado</p><p>Reações de Hidratação de Alquenos e Alquinos</p><p>Essas reações consistem na adição de água (H2O ou HOH), na presença de catalisadores e em meio</p><p>ácido, aos hidrocarbonetos alquenos e alquinos, e também obedecem à regra de Markovnikov, ou seja,</p><p>o H se liga ao carbono mais hidrogenado da insaturação.</p><p>Se o grupo OH presente no enol estiver situado em carbono secundário, haverá a formação de uma</p><p>cetona; entretanto, se o grupo OH estiver situado em carbono primário, irá formar-se um aldeído.</p><p>Adição em aromáticos</p><p>Os aromáticos, devido à ressonância, normalmente sofrem reações de substituição; porém, em</p><p>condições enérgicas ou em condições especiais, podem sofrer reações de adição. Veja os exemplos:</p><p>a) Hidrogenação total do benzeno</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>186</p><p>b) Cloração total do benzeno</p><p>Reações de Oxidação de Alquenos Oxidação Branda</p><p>A oxidação branda ocorre com hidrocarbonetos insaturados; o elemento oxigênio geralmente é obtido</p><p>a partir do permanganato de potássio (KMnO4) em meio neutro ou ligeiramente básico, diluído e a frio.</p><p>Nessas condições, o KMnO4 é o agente oxidante, denominado reativo de Baeyer, o qual apresenta</p><p>coloração violeta.</p><p>A principal aplicação dessa reação consiste na diferenciação de alquenos e cicloalcanos, que são</p><p>isômeros de cadeia, pois apenas os alquenos sofrerão esse tipo de reação, por apresentarem ligação π</p><p>em sua estrutura.</p><p>A reação entre o alqueno e o reativo de Baeyer pode ser representada por:</p><p>Ou, simplesmente:</p><p>Ozonólise</p><p>A ozonólise utiliza ozônio (O3) na presença de água (H2O) e zinco (Zn). Os átomos de oxigênio do</p><p>ozônio ligam-se aos carbonos da dupla ligação do alqueno, originando um composto intermediário</p><p>instável, denominado ozoneto ou ozonida, o qual, por sua vez, se hidrolisa, originando aldeídos e/ou</p><p>cetonas. Como exemplo, tome-se um alqueno genérico:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>187</p><p>Essa equação poderia ser escrita de maneira simplificada, omitindo-se o ozoneto.</p><p>Observação: A finalidade da utilização do zinco é evitar que o oxigênio, que pode ser produzido pela</p><p>decomposição da água oxigenada, oxide o aldeído a ácido carboxílico.</p><p>Oxidação enérgica</p><p>Os dois agentes oxidantes mais utilizados na reação de oxidação enérgica de alquenos são o</p><p>permanganato de potássio (KMnO4) e o dicromato de potássio (K2Cr2O7) concentrados, em meio ácido, a</p><p>quente. Neste tipo de oxidação, ocorre a quebra da dupla ligação e a formação de</p><p>ácidos carboxílicos</p><p>e/ou cetonas. Os átomos de hidrogênio (H) ligados ao carbono da dupla ligação se transformam em</p><p>hidroxila (OH). Genericamente, essa reação pode ser representada por:</p><p>Se, no carbono da dupla ligação, existirem dois átomos de hidrogênio (=CH2), ambos serão</p><p>transformados em hidroxilas (=C(OH)2), originando o ácido carbônico (H2CO3), que se decompõe,</p><p>produzindo CO2(g) e H2O(l). Veja um exemplo:</p><p>Observação: As reações de combustão também são reações de óxido-redução.</p><p>Reações com Álcoois</p><p>Combustão</p><p>A mais completa das oxidações é a combustão. A equação que representa a combustão completa de</p><p>um álcool alifático saturado pode ser dada por:</p><p>Os dois álcoois comumente utilizados como combustíveis são o metanol e o etanol. O metanol é</p><p>considerado um bom substituto da gasolina, particularmente em áreas urbanas em que os níveis de</p><p>poluição produzidos por veículos automotivos são muito altos. Isso se deve ao fato de sua queima ser</p><p>mais completa do que a da gasolina, o que diminui a poluição atmosférica, além de não produzir óxidos</p><p>de enxofre. É utilizado diretamente ou misturado à gasolina nos Estados Unidos desde 1980.</p><p>No Brasil, o álcool utilizado como combustível é o etanol hidratado, nos carros movidos a álcool, ou o</p><p>anidro, misturado à gasolina, nos carros movidos a gasolina. Sua combustão completa pode ser assim</p><p>representada:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>188</p><p>Outras oxidações</p><p>Em laboratório, os agentes oxidantes mais utilizados são o KMnO4 ou o K2Cr2O7 (concentrados, em</p><p>meio ácido, a quente), que produzem oxigênio nascente [O]. Esses oxigênios atacam os hidrogênios (H)</p><p>pertencentes ao carbono do grupo OH.</p><p>Oxidação de álcool primário</p><p>Oxidação do etanol: um bafômetro muito simples</p><p>O teste do bafômetro, usado para identificar motoristas que dirigem depois de ingerir bebidas</p><p>alcoólicas, é baseado na mudança de cor que ocorre na reação de oxidação do etanol com o dicromato</p><p>de potássio em meio ácido. Se o ar expirado pela pessoa mudar a cor alaranjada inicial do dicromato de</p><p>potássio para verde, isso indica que a quantidade de álcool no seu sangue está acima do limite legal.</p><p>A reação eu ocorre pode ser representada por:</p><p>Oxidação de álcool secundário:</p><p>Oxidação de álcool terciário:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>189</p><p>Desidratação</p><p>a) Desidratação intramolecular — nessa reação ocorre a eliminação de uma molécula de água do</p><p>interior de cada molécula de álcool:</p><p>b) Desidratação intermolecular — nessa reação ocorre a eliminação de uma molécula de água a</p><p>partir de duas moléculas de álcool, pela interação dos grupos OH, através das pontes de hidrogênio:</p><p>Observação: Como, nessas reações, o produto orgânico obtido é proveniente de uma simples</p><p>retirada de átomos do reagente, elas podem ser classificadas como reações de eliminação.</p><p>Esterificação</p><p>Essa reação ocorre quando um ácido reage com um álcool, produzindo éster e água; a reação inversa</p><p>é denominada reação de hidrólise.</p><p>Experimentalmente, verifica-se que, quando essas reações ocorrem entre um ácido carboxílico e um</p><p>álcool primário, a água é formada pelo grupo OH do ácido e pelo hidrogênio do grupo OH do álcool.</p><p>Observação: Caso se utilizem ácidos inorgânicos ou álcoois secundários ou terciários, a água será</p><p>formada pelo OH do álcool e pelo hidrogênio do grupo OH do ácido. Um exemplo desse fato pode ser</p><p>verificado na reação a seguir:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>190</p><p>A nitroglicerina é um poderoso explosivo e muito sensível a choques. Em 1866, Alfred Nobel descobriu</p><p>que ela poderia se tornar mais estável e de mais fácil manuseio quando absorvida por um material inerte</p><p>e poroso, como a serragem ou a terra infusória (esqueletos calcários de diatomáceas). Esse produto é</p><p>comercializado com o nome de dinamite.</p><p>Alguns Métodos de Obtenção de Álcoois</p><p>Hidratação de alquenos</p><p>Esse método é utilizado nos Estados Unidos para produzir etanol.</p><p>Redução</p><p>A redução é a reação inversa à oxidação e é realizada com o gás hidrogênio (H2). Dessa maneira, os</p><p>produtos obtidos na oxidação dos álcoois podem ser usados, numa reação de redução, para regenerar o</p><p>álcool.</p><p>-Redução de ácidos carboxílicos e aldeídos</p><p>-Redução de uma cetona</p><p>Genericamente, a partir de todas essas informações, temos:</p><p>Haletos orgânicos</p><p>Outra maneira de obter álcoois em laboratório consiste em fazer a reação entre um haleto orgânico (R</p><p>— X) e o hidróxido de potássio em solução aquosa [KOH(aq)].</p><p>Aldeídos e Cetonas</p><p>Os aldeídos e as cetonas são os principais compostos carbonílicos (grupo carbonila C O), e as</p><p>principais reações que ocorrem nesse grupo envolvem a quebra da ligação π.</p><p>Reações de aldeídos e cetonas</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>191</p><p>Reações com compostos de Grignard</p><p>Os aldeídos e as cetonas reagem com os compostos de Grignard (R—MgX), originando um composto</p><p>intermediário que se hidrolisa e dá origem a diferentes álcoois, segundo o esquema:</p><p>Genericamente, temos:</p><p>Reação de redução</p><p>Nesse tipo de reação, utiliza-se gás hidrogênio (H2) ou hidrogênio nascente [H], que pode ser obtido a</p><p>partir da reação entre zinco e ácido clorídrico.</p><p>Genericamente, temos:</p><p>Reação de oxidação</p><p>As reações de oxidação podem ser feitas utilizando-se agentes oxidantes, tais como KMnO4, K2Cr2O7</p><p>etc.</p><p>Genericamente, temos:</p><p>Em laboratório, para diferenciar aldeídos de cetonas através de reações de oxidação, são usadas</p><p>algumas misturas oxidantes:</p><p>-reativo de Tollens — solução aquosa amoniacal de nitrato de prata.</p><p>-reativo de Fehling — solução aquosa de sulfato de cobre em meio básico e tartarato duplo de sódio e</p><p>potássio.</p><p>-reativo de Benedict — solução aquosa de sulfato de cobre em meio básico e citrato de sódio.</p><p>Métodos de obtenção de aldeídos e cetonas</p><p>Os principais métodos de obtenção de aldeídos e cetonas, já vistos anteriormente, são os seguintes:</p><p>-hidratação de alquinos</p><p>-ozonólise de alquenos</p><p>-oxidação de álcoois</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>192</p><p>Além desses, podemos citar o método específico de obtenção de cetonas Piria- Limpricht, o qual</p><p>consiste no aquecimento de um sal de cálcio de ácido carboxílico, que se decompõe, originando uma</p><p>cetona e carbonato de cálcio.</p><p>Ácidos carboxílicos</p><p>Apesar de os ácidos carboxílicos mais conhecidos serem o ácido fórmico e o ácido acético, outros</p><p>ácidos carboxílicos também fazem parte do nosso cotidiano.</p><p>Ácido butanoico</p><p>Também conhecido por ácido butírico (do latim butyrum = manteiga), é o responsável pelo odor</p><p>característico de manteiga rançosa.</p><p>Ácido hexanóico</p><p>Seu nome usual é ácido capróico (do latim caper = cabra), e é um dos responsáveis pelo cheiro</p><p>desagradável exalado pelas cabras.</p><p>Ácido etanodióico</p><p>Seu nome usual é ácido oxálico, sendo encontrado no tomate, nas folhas de ruibarbo e de espinafre.</p><p>É um dos ácidos presentes em maior quantidade na natureza. Um sal desse ácido, o oxalato de cálcio, é</p><p>um dos principais componentes dos cálculos renais.</p><p>Existe, também, uma categoria especial de ácidos, denominados ácidos graxos, que são constituintes</p><p>de óleos e gorduras.</p><p>Ácidos graxos: são ácidos carboxílicos com 12 ou mais átomos de carbono, geralmente em número</p><p>par, e de cadeia alifática normal; podem ser saturados ou insaturados</p><p>Vejamos alguns exemplos de ácidos graxos:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>193</p><p>Propriedades Químicas dos Ácidos Carboxílicos</p><p>Caráter ácido</p><p>Os ácidos carboxílicos, quando em solução aquosa, se ionizam, originando íons H+ ou H3O+; portanto,</p><p>e nêutrons (carga 0). O átomo como um todo não</p><p>tem carga devido ao número de prótons ser igual ao número de elétrons. A soma das massas dos elétrons</p><p>em um átomo é considerada desprezível em comparação com a massa dos prótons e nêutrons.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>12</p><p>Modelo de Bohr</p><p>Apesar de o modelo proposto por Rutherford esclarecer muitas questões sobre a dispersão das</p><p>partículas alfa (prótons), ele tinha certas falhas na explicação de alguns outros fenômenos, como por</p><p>exemplo os espectros atômicos. Niels Bohr propôs então outro modelo mais completo, que melhor</p><p>representava e explicava o átomo e sua natureza.</p><p>Inicialmente para explicar seu modelo, Bohr agrupou uma certa quantidade de postulados e hipóteses</p><p>(afirmações aceitas como verdadeira, sem demonstrações), onde podem ser resumidas em cinco:</p><p>- Os elétrons circulam o núcleo do átomo fazendo círculos em “camadas” ou “níveis”;</p><p>- Cada nível tem um valor específico de energia;</p><p>- Um elétron não pode permanecer entre dois níveis, ou ele está em um ou em outro;</p><p>- Um elétron pode passar de um nível menos energético para um mais energético desde que absorva</p><p>energia externa;</p><p>- Quando o elétron retorna para seu nível de energia inicial ele libera a energia absorvida.</p><p>Bohr dividiu a eletrosfera em 7 níveis (K,L,M,N,O,P e Q), onde K é a mais próxima do núcleo e Q a</p><p>mais afastada. Umas das novidades mais relevantes que é oferecida pelo átomo de Bohr é quantização</p><p>da energia dos elétrons, ou seja, valores de energia determinados.</p><p>Com isso concluímos a evolução das teorias atômicas, sendo esse o último modelo utilizado hoje em</p><p>dia por conta das contribuições mais relevantes, seu nome é modelo de Rutherford-Bohr.</p><p>Número Atômico e Número de Massa</p><p>Um átomo individual (ou seu núcleo) é geralmente identificado especificando dois números: o número</p><p>atômico Z e o número de massa A.</p><p>O número atômico (Z) é o número de prótons no núcleo. Como um átomo é um sistema eletricamente</p><p>neutro, se conhecermos o seu número atômico, teremos então duas informações: o número de prótons e</p><p>o número de elétrons.</p><p>Número de prótons = número de elétrons</p><p>O número de massa (A) é o número total de núcleons (prótons mais nêutrons) no núcleo.</p><p>Número de massa = número de prótons + número de nêutrons</p><p>Pode-se ver destas definições que o número de nêutrons no núcleo é igual a A - Z.</p><p>Um átomo específico é identificado pelo símbolo do elemento com número atômico Z como um índice</p><p>inferior e o número de massa como um índice superior. Assim,</p><p>Indica um átomo do elemento X com o número atômico Z e número de massa A. Por exemplo:</p><p>Refere-se a um átomo de oxigênio comum número atômico 8 e um número de massa 16.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>13</p><p>Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número atômico, porque todos têm o mesmo</p><p>número de prótons no núcleo. Por esta razão, o índice inferior representando o número atômico é algumas</p><p>vezes omitido na identificação de um átomo individual. Por exemplo, em vez de escrever 16O8, é suficiente</p><p>escrever 16O, para representar um átomo de oxigênio 16.</p><p>Íons</p><p>Os átomos podem perder ou ganhar elétrons, originando novos sistemas, carregados eletricamente:</p><p>os íons.</p><p>Nos íons, o número de prótons é diferente do número de elétrons.</p><p>ÍONS: Número de prótons ≠ Número de elétrons</p><p>Os átomos, ao ganharem elétrons, originam íons negativos, ou ânions, e, ao perderem elétrons,</p><p>originam íons positivos, os cátions.</p><p>Cátions (íons positivos)</p><p>Em um cátion, o número de prótons é SEMPRE maior do que o número de elétrons. Veja abaixo um</p><p>exemplo de cátion:</p><p>K (Z=19)</p><p>Número de prótons: 19 → carga = +19</p><p>Número de elétrons: 19 → carga = -19</p><p>Carga elétrica total: +19 – 19 = 0</p><p>K+ (Z=19)</p><p>Número de prótons: 19→ carga: +19</p><p>Número de elétrons: 18 → carga: -18</p><p>Carga elétrica total: +19 -18= +1</p><p>Ânions (íons negativos)</p><p>Em um ânion, o número de prótons é menor do que o número de elétrons. Vamos agora relacionar o</p><p>átomo de enxofre (S) com seu ânion bivalente (S2-).</p><p>S (Z=16)</p><p>Número de prótons: 16 → carga = +16</p><p>Número de elétrons: 16 → carga = -16</p><p>Carga elétrica total: +16 -16 =0</p><p>S2- (Z=16)</p><p>Número de prótons: 16 → carga = +16</p><p>Número de elétrons: 18 → carga = -18</p><p>Carga elétrica total: +16 -18 = -2</p><p>Elemento Químico</p><p>Um elemento químico é definido como sendo o conjunto formado por átomos de mesmo número</p><p>atômico (Z).</p><p>A cada elemento químico atribui-se um nome; a cada nome corresponde um símbolo e,</p><p>consequentemente, a cada símbolo corresponde um número atômico.</p><p>Elemento</p><p>químico</p><p>Símbolo Número atômico</p><p>Hidrogênio H 1</p><p>Oxigênio O 8</p><p>Cálcio Ca 20</p><p>Cobre Cu 29</p><p>Prata Ag 47</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>14</p><p>Platina Pt 78</p><p>Mercúrio Hg 80</p><p>Relações atômicas</p><p>Isótopos</p><p>Átomos de um dado elemento podem ter diferentes números de massa e, portanto, massas diferentes</p><p>porque eles podem ter diferentes números de nêutrons em seu núcleo. Como mencionado, tais átomos</p><p>são chamados isótopos.</p><p>Exemplo: considere os três isótopos de oxigênio de ocorrência natural: 16O8,</p><p>17O8 e 18O8. Cada um</p><p>destes tem 8 prótons no seu núcleo. (Isto é o que faz com que seja um átomo de oxigênio.).</p><p>Átomos Prótons Nêutrons Elétrons</p><p>H1</p><p>1 1 0 1</p><p>H1</p><p>2 1 1 1</p><p>H1</p><p>3 1 2 1</p><p>08</p><p>16 8 8 8</p><p>08</p><p>17 8 9 8</p><p>08</p><p>18 8 10 8</p><p>U92</p><p>234 92 142 92</p><p>U92</p><p>235 92 143 92</p><p>U92</p><p>238 92 146 92</p><p>Devido aos isótopos de um elemento apresentar diferentes números de nêutrons, eles têm diferentes</p><p>massas.</p><p>Isóbaros</p><p>São átomos de diferentes números de próton, mas que possuem o mesmo número de massa (A).</p><p>Assim, são átomos de elementos químicos diferentes, mas que têm mesma massa, já que um maior</p><p>número de prótons será compensado por um menor número de nêutrons, e assim por diante. Desse</p><p>modo, terão propriedades físicas e químicas diferentes. Por exemplo 40K19 e 40Ca20, que tem a mesma</p><p>massa, 40.</p><p>Isótonos</p><p>São átomos de diferentes números de prótons e de massa, mas que possuem mesmo número de</p><p>nêutrons. Ou seja, também são elementos diferentes, com propriedades físicas e químicas diferentes.</p><p>Por exemplo 37Cl17 e o 40Ca20, que tem o mesmo número de nêutrons, 20.</p><p>Isoeletrônicos</p><p>São átomos e íons que possuem a mesma quantidade de elétrons. Por exemplo o átomo de neônio,</p><p>20Ne10, e o cátion de sódio 23Na11</p><p>+1. Ambos possuem 10 elétrons, logo são isoeletrônicos um do outro.</p><p>Questões</p><p>01. (UNESP/SP) Numa viagem, um carro consome 10 kg de gasolina. Na combustão completa deste</p><p>combustível, na condição de temperatura do motor, formam-se apenas compostos gasosos.</p><p>Considerando-se o total de compostos formados, pode-se afirmar que os mesmos:</p><p>(A) não têm massa.</p><p>(B) pesam exatamente 10 kg.</p><p>(C) pesam mais que 10 kg.</p><p>(D) pesam menos que 10 kg.</p><p>(E) são constituídos por massas iguais de água e gás carbônico.</p><p>02. (UFMG/MG) Em um experimento, soluções aquosas de nitrato de prata, AgNO3, e de cloreto de</p><p>sódio, NaCl, reagem entre si e formam cloreto de prata, AgCl, sólido branco insolúvel, e nitrato de sódio,</p><p>NaNO3, sal solúvel em água. A massa desses reagentes e a de seus produtos estão apresentadas neste</p><p>quadro:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>15</p><p>REAGENTES PRODUTOS</p><p>AgNO3 NaCl AgCl NaNO3</p><p>1,699g 0,585g X 0,850g</p><p>Considere que a reação foi completa e que não há reagentes em excesso. Assim sendo, é</p><p>CORRETO afirmar que X, ou seja, a massa de cloreto de prata produzida é:</p><p>(A) 0,585 g.</p><p>(B) 1,434 g.</p><p>(C) 1,699 g.</p><p>(D) 2,284 g.</p><p>(E) 2,866 g.</p><p>03. (FUVEST/SP) Quando 96g de ozônio se transformam completamente, a massa de oxigênio comum</p><p>produzida é igual a:</p><p>(A) 32g.</p><p>(B) 48g.</p><p>(C) 64g.</p><p>(D) 80g.</p><p>(E) 96g.</p><p>04. (ETFSP) No fim do século XIX começaram a aparecer evidências de que o átomo não era a menor</p><p>são considerados ácidos de acordo com a definição de Arrhenius. Genericamente e de maneira</p><p>simplificada, temos:</p><p>Embora todos os ácidos carboxílicos sofram ionização, ela não ocorre na mesma intensidade em todos</p><p>os compostos. Essa ionização está relacionada aos grupos ligados à carboxila.</p><p>Esses grupos podem ser de dois tipos:</p><p>a) aqueles que aumentam a acidez. Exemplos: halogênios (F, Cl, Br, I); NO2; OH etc.</p><p>b) aqueles que diminuem a acidez. Exemplos: H3C-; C2H5- etc.</p><p>Isso pode ser verificado a partir da análise de quatro ácidos e suas respectivas constantes de</p><p>ionização, os quais são dados a seguir:</p><p>Como já sabemos, quanto maior a constante de ionização (Ki), mais ionizado estará o ácido. Assim,</p><p>entre os ácidos apresentados, temos:</p><p>Acidez na Química Orgânica</p><p>Além dos ácidos carboxílicos, na Química Orgânica existem outros compostos que se ionizam,</p><p>liberando H+:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>194</p><p>A análise das constantes de ionização permite estabelecer uma comparação entre o caráter ácido das</p><p>funções e a água:</p><p>Com base nos valores das constantes de ionização, consegue-se entender melhor por que somente</p><p>os fenóis e os ácidos carboxílicos reagem com uma base inorgânica:</p><p>Reações dos Ácidos Carboxílicos</p><p>Esterificação</p><p>Os ácidos carboxílicos reagem com os álcoois, produzindo éster e água. Veja:</p><p>Desidratação intermolecular</p><p>Nesse tipo de reação ocorre a eliminação de uma molécula de água a partir de duas moléculas de</p><p>ácido carboxílico, originando um anidrido:</p><p>Métodos de obtenção de ácidos carboxílicos</p><p>Durante o nosso estudo, já foram abordados alguns métodos de obtenção dos ácidos carboxílicos:</p><p>-oxidação enérgica de alquenos • oxidação de aldeído</p><p>-oxidação de álcool primário • hidrólise de éster</p><p>Os ácidos carboxílicos também podem ser obtidos pela hidrólise de haleto ácido.</p><p>Observe:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>195</p><p>Acidez e Basicidade de Compostos Orgânicos</p><p>Ácidos Carboxílicos são os ácidos orgânicos mais conhecidos; e esta classe de compostos possui o</p><p>grupo funcional –COOH.</p><p>As estruturas de ressonância acima explicam a maior acidez de um carboxilato comparado com uma</p><p>hidroxila: Apesar de que é possível escrever duas estruturas de ressonância para o ácido não dissociado,</p><p>a segunda estrutura tem menos importância ("contribui muito menos" para a estrutura "verdadeira") do</p><p>que a primeira, devido à separação de cargas nesta estrutura. Com isso, a estabilização por ressonância</p><p>no caso do ácido é muito baixa. Já no carboxilato (base conjugada), as duas estruturas de ressonância</p><p>são idênticas; com isso, a estabilização por ressonância é máxima. O exposto acima significa que, por</p><p>causa da estabilização por ressonância do carboxilato, a energia da base conjugada (carboxilato) é mais</p><p>baixa do que a do ácido. Isto resulta no aumento da constante de equilíbrio.</p><p>Álcoois (pKa ~ 16) são muito menos ácidos do que ácidos carboxílicos (pKa ~ 4), um fato que pode</p><p>ser explicado facilmente pela ausência de uma estabilização por ressonância da base conjugada de</p><p>álcoois (íon alcoxi). Tente escrever estruturas de ressonância de um íon alcoxi.</p><p>Fenóis (pKa ~ 10) são mais ácidos de que álcoois devido às estruturas de ressonância mostradas a</p><p>seguir:</p><p>Bases Orgânicas</p><p>As bases são compostos que possuem o radical OH- em suas composições e são classificadas</p><p>levando em consideração suas estruturas.</p><p>O pKb e pKa das Bases é análogo ao pKa de ácidos pode-se definir a constante de associação de</p><p>uma base com um próton, o pKb. Porém a maioria dos livros apresenta os valores de dissociação dos</p><p>ácidos correspondentes das bases, pKa (pKa de uma base significa pKa do ácido correspondente da</p><p>base, ou seja, pKBH+), ao invés dos valores de pKb.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>196</p><p>A basicidade das aminas, heterocíclicas, aromáticas com anéis de 6 e 5 membros, piridina e o pirrol,</p><p>é indicada abaixo em comparação com a trietilamina, a pirrolidina e a dietilamina:</p><p>Ambos os compostos heterocíclicos são menos básicos do que as aminas alifáticas; sendo que o pirrol</p><p>pode ser considerado não básico. Explicação:</p><p>(i) pirrol: A baixa basicidade não pode ser causada pelo anel de 5, porque o composto análogo não</p><p>aromático, a pirrolidina, possui um pKa parecido com o da dietilamina. Porém, o par de elétrons do</p><p>nitrogênio no pirrol é deslocalizado no anel aromático fazendo parte do sistema aromático (aromático: 6</p><p>elétrons; 4 elétrons das duas C=C + 2 elétrons do par de elétrons do nitrogênio). Com isso, o par de</p><p>elétrons não é disponível.</p><p>(ii) piridina: O par de elétrons não participa do sistema aromático (6 elétrons das três C=C). A</p><p>basicidade reduzida da piridina é devido à hibridização sp2 do nitrogênio:</p><p>Hibridização do nitrogênio:</p><p>Exemplos: alquilamina (pKa = 10); piridina (pKa = 5.21); acetonitrila; (pKa = - 4.3) A basicidade diminui</p><p>com o aumento do caráter, já que o par de elétrons em sp está mais atraído pelo núcleo e, portanto, está</p><p>menos disponível.</p><p>Ácidos e bases de Brönsted-Lowry</p><p>Ácido⇒ substância que pode doar um próton (H+ ).</p><p>Base ⇒ substância que pode receber um próton (H+)</p><p>Quanto mais forte o ácido, mais fraca é a base conjugada.</p><p>Quanto mais forte a base, mais fraco é o ácido conjugado.</p><p>Um fator que aumenta a força ácida de um composto é a deslocalização da carga negativa da base</p><p>conjugada.</p><p>Ka 10-18 10-16 10-10 10-5</p><p>composto álcool água fenol Ácido carboxílico</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>197</p><p>Quanto maior o Ka mais forte é o ácido e menor é o pKa.</p><p>Deslocalização da carga negativa no ânion carboxilato:</p><p>No ânion alcóxido de um álcool não existe deslocalização da carga negativa da base conjugada:</p><p>Obs: Ácidos carboxílicos podem ser neutralizados por bases fortes, moderadas, fracas e sais de</p><p>caráter básico como o NaHCO3.</p><p>Fenóis são neutralizados somente por bases fortes.</p><p>Relação entre efeitos eletrônicos e acidez e basicidade</p><p>1) Fenóis</p><p>A presença de grupos no anel aromático do fenol pode aumentar ou diminuir a acidez do fenol.</p><p>X⇒ Efeito eletrônico positivo ⇒diminui a acidez⇒principalmente em orto e para.</p><p>X⇒ Efeito eletrônico negativo ⇒aumenta a acidez⇒principalmente em orto e para</p><p>2) Ácidos carboxílicos</p><p>Quanto maior a cadeia de carbonos (R), menor é a acidez.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>198</p><p>3) Aminas Ordem decrescente de basicidade:</p><p>Aminas secundárias >Aminas primárias >Aminas terciárias >NH3>Aminas aromáticas.</p><p>Quanto maior o Kb mais forte é a base e menor é o pKb. Dimetilamina Kb = 5,2.10- 4 Metilamina Kb =</p><p>4,4.10- 4 Trimetilamina Kb = 0,62.10- 4 Amônia Kb = 1,8.10- 5 Fenilamina Kb = 3,8.10- 10</p><p>As aminas secundárias possuem dois grupos alquilas doadores de elétrons (efeito indutivo positivo),</p><p>sendo, portanto, mais básicas que as aminas primárias. Considerando-se apenas o efeito indutivo dos</p><p>grupos alquilas, era de se esperar que as aminas terciárias fossem mais básicas.</p><p>Entretanto a presença de três grupos alquilas em torno do nitrogênio dificulta a aproximação do cátion</p><p>H + (impedimento espacial ou estérico).</p><p>Já as aminas aromáticas são menos básicas que amônia por que o par de elétrons não ligante do</p><p>nitrogênio pode deslocalizar-se sobre o anel aromático, tornando-se dessa forma menos disponível para</p><p>se ligar ao H +.</p><p>Questões</p><p>01. (U. F. Santa Maria/RS) Observe, a seguir, a reação realizada para produzir um sal de amônio</p><p>quaternário, sabendo que esse sal é um detergente catiônico com ação germicida.</p><p>A dodecilamina pode ser convertida no cloreto de dodecil-trimetil-amônio, constituindo-se numa reação</p><p>de __________,</p><p>partícula constituinte da matéria. Em 1897 tornou-se pública a demonstração da existência de partículas</p><p>negativas, por um inglês de nome:</p><p>(A) Dalton;</p><p>(B) Rutherford;</p><p>(C) Bohr;</p><p>(D) Thomson;</p><p>(E) Proust.</p><p>05. (PUC/RS) O átomo, na visão de Thomson, é constituído de:</p><p>(A) níveis e subníveis de energia.</p><p>(B) cargas positivas e negativas.</p><p>(C) núcleo e eletrosfera.</p><p>(D) grandes espaços vazios.</p><p>(E) orbitais.</p><p>06. (ESPM/SP) O átomo de Rutherford (1911) foi comparado ao sistema planetário (o núcleo atômico</p><p>representa o sol e a eletrosfera, os planetas): Eletrosfera é a região do átomo que:</p><p>(A) contém as partículas de carga elétrica negativa.</p><p>(B) contém as partículas de carga elétrica positiva.</p><p>(C) contém nêutrons.</p><p>(D) concentra praticamente toda a massa do átomo.</p><p>(E) contém prótons e nêutrons</p><p>07. (FUCMT/MT) O íon de ²³Na11</p><p>+ contém:</p><p>(A)11 prótons, 11 elétrons e 11 nêutrons.</p><p>(B)10 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons.</p><p>(C)23 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons.</p><p>(D)11 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons.</p><p>(E)10 prótons, 10 elétrons e 23 nêutrons.</p><p>08. (FUVEST/SP) O número de elétrons do cátion X2+ de um elemento X é igual ao número de elétrons</p><p>do átomo neutro de um gás nobre. Este átomo de gás nobre apresenta número atômico 10 e número de</p><p>massa 20. O número atômico do elemento X é:</p><p>(A) 8</p><p>(B) 10</p><p>(C) 12</p><p>(D) 18</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>16</p><p>(E) 20</p><p>09. (FEI/SP) Um cátion metálico trivalente tem 76 elétrons e 118 nêutrons. O átomo do elemento</p><p>químico, do qual se originou, tem número atômico e número de massa, respectivamente:</p><p>(A) 76 e 194</p><p>(B) 76 e 197</p><p>(C) 79 e 200</p><p>(D) 79 e 194</p><p>(E) 79 e 197</p><p>10. (IFSP) O elemento químico Mg (magnésio), de número atômico 12, é um micronutriente</p><p>indispensável para a realização de fotossíntese, sob a forma de íons Mg2+. Pode-se afirmar que o número</p><p>de prótons e o número de elétrons presentes no íon Mg2+ são, respectivamente,</p><p>(A) 2 e 2</p><p>(B) 2 e 10.</p><p>(C) 10 e 10.</p><p>(D) 10 e 12.</p><p>(E) 12 e 10.</p><p>11. (UA/AM) Em relação à isotopia, isobaria e isotonia, podemos afirmar que:</p><p>(A) isótonos são entidades químicas que possuem o mesmo número de nêutrons.</p><p>(B) isóbaros são entidades químicas que possuem o mesmo número de prótons.</p><p>(C) isótopos são entidades químicas que possuem o mesmo número de massa.</p><p>(D) são relações que dizem respeito ao núcleo e à eletrosfera do átomo.</p><p>(E) são relações que dizem respeito apenas à eletrosfera do átomo.</p><p>12. (UFPA) Os isótopos do hidrogênio recebem os nomes de prótio (1H1), deutério (1H2) e trítio (1H3).</p><p>Nesses átomos os números de nêutrons são, respectivamente, iguais a:</p><p>(A) 0, 1 e 2.</p><p>(B) 1, 1 e 1.</p><p>(C) 1, 1 e 2.</p><p>(D) 1, 2 e 3.</p><p>(E) 2, 3 e 4.</p><p>13. (IF/PA - Assistente de Laboratório – FUNRIO/2016) O cientista francês Antoine Lavoisier que</p><p>viveu no século XVII é o autor de uma das mais importantes leis relativas as reações químicas, a chamada</p><p>“Lei de conservação das massas”. Com relação a essa lei podemos afirmar:</p><p>(A) numa reação química, as massas dos produtos são sempre a metade da massa dos reagentes.</p><p>(B) numa reação química, não existe relação entre as massas dos reagentes e dos produtos.</p><p>(C) numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.</p><p>(D) numa reação química, as massas dos produtos são sempre o dobro das massas dos reagentes.</p><p>(E) numa reação química, a soma massas dos produtos é sempre inversamente proporcional à soma</p><p>das massas dos reagentes.</p><p>Gabarito</p><p>01. C / 02. B / 03. E / 04. D / 05. B / 06. A / 07. D / 08. C / 09. E / 10. E / 11. A / 12. A / 13. C</p><p>Comentários</p><p>01. Resposta: C</p><p>Interpretação direta da Lei de conservação das massas de Lavoisier: Massa dos reagentes = massa</p><p>dos produtos;</p><p>02. Resposta: B</p><p>Primeiro se soma a massa dos reagentes para podermos determinar a massa total: 1,699g + 0,585g</p><p>= 2,284g.</p><p>Em seguida basta subtrair o a massa do NaNO3 desse valor: 2,284g – 0,850 = 1,434g.</p><p>Logo a massa de AgCl produzida é 1,434g.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>17</p><p>03. Resposta: E</p><p>Interpretação direta da Lei de conservação das massas de Lavoisier: Massa dos reagentes = massa</p><p>dos produtos;</p><p>04. Resposta: D</p><p>Thomson provou experimentalmente a existência de partículas negativas no átomo.</p><p>05. Resposta: B</p><p>Thomsom propôs que o átomo era formado por uma esfera maciça de carga positiva e que junta a ela</p><p>existiam pequenas partículas de carga negativa, esse modelo ficou famoso pelo nome de “pudim de</p><p>passas”.</p><p>06. Resposta: A</p><p>Segundo Rutherford, o no átomo seu núcleo representava praticamente toda a sua massa e era</p><p>composto por partículas de cargas positivas (prótons), e ao seu redor as partículas de cargas negativas</p><p>(elétrons) ficavam circundando o núcleo em uma região denominada eletrosfera.</p><p>07. Resposta: D</p><p>Seu número atômico (11) representa seu número de prótons, seu número de elétrons seria o mesmo</p><p>se ele não tivesse carga, mas como foi estudado o íon ²³Na11</p><p>+ apresenta uma carga positiva, logo</p><p>sabemos que ele “perdeu” um elétron, ou seja, possui 10. E seu número de nêutrons é a diferença da</p><p>massa atômica menos o número de prótons: 23 – 11 = 12.</p><p>08. Resposta: C</p><p>Como sabemos que é um gás nobre ele não apresenta carga, logo seu número atômico é igual ao seu</p><p>número de prótons e a seu número de elétrons, ou seja, 10. O elemento X está com carga positiva de +2</p><p>e se atualmente ele tem o mesmo número de elétrons que o gás nobre basta somarmos os 2 elétrons</p><p>faltando com os que ele possui: 10 + 2 =12.</p><p>09. Resposta: E</p><p>O número atômico é o número de prótons que o átomo possui. No estado fundamental (sem carga),</p><p>os prótons são iguais aos elétrons. Visto que é um cátion trivalente, ou seja, possui a carga +3, ele perdeu</p><p>3 elétrons, ficando com 76, o que significa que antes ele tinha 79 elétrons e número atômico também igual</p><p>a 79.</p><p>Já o número de massa é a soma dos prótons com os nêutrons: 79 + 118 = 197.</p><p>10. Resposta: E</p><p>Seu número atômico (12) representa seu número de prótons, como apresenta carga positiva, para</p><p>achar o número de basta diminuir o valor da carga do número atômico:</p><p>12 – 2 = 10</p><p>11. Resposta: A</p><p>(B) está Incorreta, pois Isóbaros são entidades químicas que possuem o mesmo número de massa.</p><p>(C) está Incorreta, pois Isótopos são entidades químicas que possuem o mesmo número de prótons.</p><p>(D) e (E) Incorreta, pois são relações que dizem respeito apenas ao número do átomo.</p><p>12. Resposta: A</p><p>O número de nêutrons pode ser determinado pela diferença do número de massa e número atômico:</p><p>1 – 1 = 0; 2 – 1 = 1; 3 – 1= 2.</p><p>13. Resposta: C</p><p>Pela lei da conservação das massas: “Na natureza, nada se cria nada se perde, tudo se transforma”.</p><p>Ou seja a massa total dos reagentes sempre será igual a massa total dos produtos.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>18</p><p>TABELA PERIÓDICA</p><p>Classificação Periódica dos Elementos</p><p>Um dos esforços mais antigos, no sentido de se encontrar uma relação no comportamento dos</p><p>elementos com propriedades similares, foi o método de separar os elemento em grupos de três</p><p>denominados tríades. Nessas tríades, a massa atômica de um elemento era aproximadamente a média</p><p>aritmética dos pesos atômicos dos outros dois. Isto foi proposto pelo químico alemão J.W. Dobereiner,</p><p>em 1829.</p><p>No ano de 1862, Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois ordenou os valores de massas atômicas</p><p>ao longo de linhas espirais traçadas nas paredes de um cilindro, dando origem ao parafuso telúrico, em</p><p>que os elementos que apresentavam propriedades similares estavas reunidos numa linha vertical.</p><p>Em 1866, John A. R. Newlands desenvolveu um rearranjo dos elementos químicos denominado Lei</p><p>das Oitavas. Essa forma de classificação consistia em colocar os elementos agrupados de sete em sete,</p><p>em ordem crescente de massa atômica.</p><p>A partir dessa classificação</p><p>Newlands observou que o primeiro elemento tinha propriedades</p><p>semelhantes ao oitavo, e assim por diante. Diante disso, ele chamou esta descoberta de Lei das oitavas</p><p>uma vez que as características se repetiam de sete em sete, como as notas musicais.</p><p>Em meados de 1869, Lothar Meyer e Dimitri Ivanovich Mendeleev, independentemente, criaram</p><p>tabelas periódicas dos elementos (semelhantes às usadas atualmente) onde os elementos eram</p><p>colocados em ordem crescente de massas atômicas. Essas tabelas foram criadas quando tinham</p><p>conhecimento de apenas 63 elementos químicos.1</p><p>Mendeleev ordenou os elementos em linhas horizontais, chamadas de períodos, e em linhas verticais,</p><p>de grupos, contendo elementos com propriedades similares. Veja a seguir a tabela de Mendeleev.</p><p>1Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva.</p><p>3 Classificação periódica dos elementos químicos.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>19</p><p>Nesta tabela é possível observar que existe espaços vazios e asteriscos. Estes espaços representam</p><p>elementos não conhecidos e os asteriscos os elementos que foram previstos por Mendeleev.</p><p>Esta classificação proposta por Mendeleev foi utilizada até 1913, quando Mosely verificou que as</p><p>propriedades dos elementos eram dadas pela sua carga nuclear (número atômico-Z). Sabendo-se que</p><p>em um átomo o número de prótons é igual ao número de elétrons, ao fazermos suas distribuições</p><p>eletrônicas, verificamos que a semelhança de suas propriedades químicas está relacionada com o</p><p>número de elétrons de sua camada de valência, ou seja, pertencem à mesma família.</p><p>Com base nessa constatação, foi proposta a tabela periódica atual, na qual os elementos químicos:</p><p>- Estão dispostos em ordem crescente de número atômico (Z);</p><p>- Originam os períodos na horizontal (em linhas);</p><p>- Originam as famílias ou os grupos na vertical (em colunas).</p><p>Tabela periódica atual: Os elementos são agrupados em ordem crescente de seu número atômico</p><p>(Z), observando-se a repetição periódica de muitas de suas propriedades.</p><p>Fonte: www.omundodaquimica.com.br</p><p>Distribuição Eletrônica2</p><p>Bohr propôs que existiam 7 camadas nomeadas K, L, M, N, O, P e Q, e os subníveis propostos pelos</p><p>estudos subsequentes foram nomeados de s, p, d e f, onde cada camada e cada subnível tem um limite</p><p>de quantos elétrons eles “abrigam”. A tabela a seguir mostra o número de elétrons que cada camada</p><p>pode ter assim como os subníveis presentes nela.</p><p>Canada Nível Subnível Número de elétrons</p><p>K 1 s 2</p><p>L 2 s p 8</p><p>M 3 s p d 18</p><p>N 4 s p d f 32</p><p>O 5 s p d f 32</p><p>P 6 s p d 18</p><p>Q 7 s p 8</p><p>2Sardella, A.; Química – São Paulo, 2003. Editora Ática.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>20</p><p>Distribuição dos Elétrons</p><p>Os estudos seguintes vieram a mostrar como os elétrons deveriam ser distribuídos dentro dos</p><p>subníveis de cada camada, onde o químico Linus Carl Pauling criou um método prático que nos dá a</p><p>ordem crescente de energia dos subníveis.</p><p>O Diagrama de Pauling mostra a sequência de ocupação dos elétrons onde, na eletrosfera, os elétrons</p><p>vão ocupando as posições de menor energia. Assim ele conseguiu mostrar de maneira facilitada essa</p><p>ordem de posicionamento. Essa sequência que é feita através do diagrama de Pauling é chamada de</p><p>Distribuição Eletrônica ou Configuração Eletrônica.</p><p>Seguindo esse diagrama a ordem crescente de energia para a distribuição dos elétrons é:</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10</p><p>Para realizar essa distribuição, algumas regras devem ser seguidas:</p><p>- O número de elétrons a ser distribuído deve ser correspondente ao do átomo, estando ele no estado</p><p>fundamental ou em forma de íon;</p><p>- A última camada não deve ultrapassar 8 elétrons;</p><p>- A penúltima camada não deve ultrapassar 18 elétrons;</p><p>- A última camada que contém elétrons é chamada de camada de valência.</p><p>Na tabela seguinte vemos alguns exemplos de distribuição eletrônica:</p><p>Elemento</p><p>Número de</p><p>elétrons</p><p>Distribuição Eletrônica</p><p>He (Hélio) 2</p><p>1s2</p><p>K = 2</p><p>Cl (Cloro) 17</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p5</p><p>K = 2, L = 8, M = 7</p><p>Zr (Zircônio) 40</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2</p><p>K = 2, L = 8, M = 18, N = 10, O =2</p><p>Pt (Platina) 78</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9</p><p>K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, O = 17, P = 1</p><p>Pt2+ (Cátion) 76</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d7</p><p>K = 2, L = 8, M = 18, N = 32, O = 17, P = 1</p><p>Números Quânticos3</p><p>O Princípio da Incerteza de Werner Heisenberg (1901-1976), criado em 1926, estabeleceu que não</p><p>é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron em um mesmo instante, ou seja, quanto maior</p><p>for a precisão da determinação da medida da posição do elétron, menor será a precisão da medida de</p><p>sua velocidade e vice-versa.</p><p>3https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/numeros-quanticos.htm</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>21</p><p>Por isso, os cientistas passaram a adotar o conceito de “orbital”, que se refere à região no espaço ao</p><p>redor do núcleo do átomo onde é maior a probabilidade de se encontrar determinado elétron. No modelo</p><p>de orbitais, o elétron tem característica dual, isto é, como onda-partícula que se desloca no espaço, mas</p><p>que está dentro de uma região (orbital) ao redor do núcleo, como uma nuvem eletrônica.</p><p>Esse movimento do elétron passou a ser descrito por Erwin Schrödinger por meio de uma equação</p><p>matemática que associava a natureza corpuscular do elétron, ou seja, sua natureza como partícula, sua</p><p>energia, carga e massa.</p><p>Durante o processo algébrico da solução da equação de Schrödinger, surgiram naturalmente códigos</p><p>matemáticos relacionados com a energia do elétron, que são denominados de números quânticos.</p><p>Existem quatro números quânticos:</p><p>- número quântico principal (n),</p><p>- número quântico secundário ou azimutal (l),</p><p>- número quântico magnético (m ou ml) e</p><p>- número quântico spin (s ou ms).</p><p>O conjunto de números quânticos nunca se repete para dois elétrons em um átomo. Portanto, esse</p><p>conjunto de números quânticos serve para identificar cada elétron na eletrosfera de um átomo. Então,</p><p>vejamos como determinar cada um:</p><p>Número quântico principal (n): Refere-se ao nível de energia do elétron. Segundo o modelo atômico</p><p>de Rutherford-Bohr, os elétrons movimentam-se ao redor do núcleo em órbitas circulares com</p><p>quantidades de energia bem definidas e características, sendo, portanto, chamadas de níveis de energia</p><p>ou camadas eletrônicas.</p><p>Para os elementos conhecidos até o momento, a quantidade máxima de níveis de energia são sete,</p><p>sendo representados pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, indo da camada mais próxima ao núcleo para a</p><p>mais distante. Essas camadas correspondem respectivamente aos números 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7.</p><p>Assim, os valores de n variam de 1 a 7, de acordo com o nível de energia do elétron. Quanto maior o</p><p>número quântico principal, maior é a energia do elétron.</p><p>Relação entre o nível de energia e o número quântico principal</p><p>Número quântico secundário ou azimutal (l): Refere-se ao subnível de energia do elétron. Os</p><p>elétrons distribuem-se nas camadas eletrônicas de acordo com subníveis de energia, que são</p><p>identificados pelas letras s, p, d, f, que aumentam de energia nessa ordem. Cada nível comporta uma</p><p>quantidade máxima de elétrons distribuídos nos subníveis de energia.</p><p>Para os elementos até então conhecidos, temos apenas quatro tipos de subníveis:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>22</p><p>Tabela da relação entre o subnível de energia e o número quântico secundário</p><p>Isso significa que, para um número quântico principal n, o número quântico secundário será l = n - 1.</p><p>Número quântico magnético (m ou ml): Refere-se à orientação dos orbitais no espaço. O orbital do</p><p>tipo s possui forma</p><p>esférica e, portanto, só há uma orientação possível para ele. Desse modo, só haverá</p><p>um valor possível para o número quântico magnético, que será igual a 0:</p><p>Representação do orbital s</p><p>Veja que o orbital é representado por um quadrado.</p><p>Em relação ao subnível do tipo p, conforme a figura abaixo indica, existem três orientações espaciais</p><p>possíveis, porque ele apresenta-se na forma de um duplo ovoide. Então, para o subnível p, há três</p><p>números magnéticos possíveis, -1, 0, +1, que são representados por três quadradinhos:</p><p>Representação dos orbitais p</p><p>Já o subnível d possui cinco orientações espaciais possíveis, sendo que o número magnético pode</p><p>apresentar os seguintes valores: -2, -1, 0, +1, +2:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>23</p><p>Representação dos orbitais d</p><p>Por fim, o subnível f possui sete orientações espaciais possíveis, sendo que o número magnético pode</p><p>apresentar os seguintes valores: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3:</p><p>Representação dos orbitais f*</p><p>Desse modo, temos as seguintes possibilidades:</p><p>Tabela da relação entre orbitais e o número quântico magnético</p><p>Esses orbitais costumam ser representados de acordo com um diagrama energético, como o mostrado</p><p>a seguir, em que cada “escada” corresponde ao nível e cada “degrau” corresponde ao subnível.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>24</p><p>Diagrama energético indicando o número quântico magnético</p><p>Número quântico spin (s ou ms): Refere-se ao sentido da rotação (no inglês, spin significa rotação)</p><p>do elétron. Dois elétrons conseguem ficar em um mesmo orbital e não se repelirem porque eles giram em</p><p>sentidos opostos, o que causa uma força magnética de atração.</p><p>Assim, o magnetismo em razão do spin de um elétron é anulado pelo magnetismo do spin oposto,</p><p>ficando um sistema estável.</p><p>É por isso que cada orbital possui no máximo dois elétrons com spins opostos, que são simbolizados</p><p>por setas. Isso é dito pelo Princípio da Exclusão de Pauli.</p><p>Por convenção, adotamos o seguinte: a seta para cima corresponde a ms= -1/2, e a seta para baixo</p><p>corresponde a ms= +1/2.</p><p>ms = -1/2 ou +1/2</p><p>ms = ↑ ou ↓</p><p>Segundo a Regra de Hund ou Regra de máxima multiplicidade, o preenchimento dos orbitais de um</p><p>subnível deve ser feito de uma forma que contenha o maior número possível de elétrons</p><p>desemparelhados (isolados). Por isso, temos que preencher primeiro os orbitais (quadradinhos),</p><p>colocando somente as setas para cima, e depois voltamos preenchendo as setas para baixo.</p><p>Como utilizar a tabela periódica?</p><p>Cada quadro da tabela fornece os dados referentes ao elemento químico: símbolo, massa atômica,</p><p>número atômico, nome do elemento, elétrons nas camadas e se o elemento é radioativo.</p><p>As colunas verticais constituem as famílias ou grupos, nas quais os elementos estão reunidos</p><p>segundo suas propriedades químicas.</p><p>As filas horizontais são denominadas períodos. Neles os elementos químicos estão dispostos na</p><p>ordem crescente de seus números atômicos. O número da ordem do período indica o número de níveis</p><p>energéticos ou camadas eletrônicas do elemento.</p><p>Famílias ou Grupos</p><p>As Famílias da Tabela Periódica são distribuídas de forma vertical, em 18 colunas. Os elementos</p><p>químicos que estão localizados na mesma coluna da Tabela Periódica são considerados da mesma</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>25</p><p>família pois possuem propriedades semelhantes. Esses elementos fazem parte de um mesmo grupo</p><p>porque apresentam a mesma configuração de elétrons na última camada.</p><p>A tabela periódica atual é constituída por 18 famílias, a nomenclatura pode ser feita de duas maneiras.</p><p>A primeira é dividir as famílias em A (de IA até VIIIA) e B (que pode ser considerada uma pequena</p><p>bagunça, já que segue a ordem: 3B-4B-5B-6B-7B-8B-8B-8B-1B-2B), onde “A” relaciona os metais</p><p>alcalinos e alcalinos terrosos, gases nobres, halogênios, semi-metais, e ametais. E “B” é formada pelos</p><p>metais de transição. A segunda maneira e mais recente adotada é bem mais simples, pois ela nomeia as</p><p>famílias de 1 a 18.</p><p>- Famílias A</p><p>Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos representativos, e seus</p><p>elétrons mais energéticos estão situados em subníveis s ou p. Nas famílias A, o número da família indica</p><p>a quantidade de elétrons na camada de valência. Elas recebem ainda nomes característicos.</p><p>Informações importantes:</p><p>1. A família 0 (8A) recebeu esse número para indicar que sua reatividade nas condições ambientes é</p><p>nula.</p><p>2. O elemento hidrogênio (H), embora não faça parte da família dos metais alcalinos, está representado</p><p>na coluna IA por apresentar 1 elétron no subnível s na camada de valência.</p><p>3. O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na camada de valência é o He: 1s2.</p><p>- Famílias B</p><p>Os elementos dessas famílias são denominados genericamente elementos de transição. Uma parte</p><p>deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10 colunas), e apresenta seu elétron mais</p><p>energético em subníveis d.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>26</p><p>A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as séries dos lantanídeos e dos</p><p>actinídeos. Essas séries apresentam 14 colunas. O elétron mais energético está contido em subnível f (f1</p><p>a f14).</p><p>O esquema a seguir mostra o subnível ocupado pelo elétron mais energético dos elementos da tabela</p><p>periódica.</p><p>Períodos ou Séries</p><p>Cada fila horizontal da tabela periódica constitui o que chamados de período ou série de elementos.</p><p>Cada período corresponde ao número de camadas eletrônicas existentes nos elementos que os</p><p>constituem. Os períodos são sete conforme pode ser observado no esquema abaixo.</p><p>Períodos Camadas eletrônicas</p><p>1 1 (K)</p><p>2 2 (K, L)</p><p>3 3 (K, L, M)</p><p>4 4 (K, L, M, N)</p><p>5 5 (K, L, M, N, O)</p><p>6 6 (K, L, M, N, O, P)</p><p>7 7 (K, L, M, N, O, P)</p><p>Vejamos agora alguns exemplos de localização na tabela periódica:</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>27</p><p>1H — 1s1: 1° camada (K)</p><p>4Be — 1s2 2s2: 2° camada (K, L)</p><p>11Na— 1s2 2s2 2p6 3s1: 3°camada (K, L, M)</p><p>13Al — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1: 3° camada.</p><p>- Lantanídeos e Actinídeos</p><p>As séries dos lantanídeos e dos actinídeos correspondem, respectivamente, aos apêndices embaixo</p><p>da tabela. Esses elementos todos pertencem a família IIIB ou 3.</p><p>Importante:</p><p>- Lantânio (La) e Actíneo (Ac) não pertencem às séries;</p><p>- Essas séries são chamadas Elementos de Transição Interna;</p><p>- Os lantanídeos também são chamados lantanoides ou terras-raras;</p><p>- Os actinídeos também são chamados actinoides;</p><p>- O uso dos termos “lantanoide” e actinoide” foi reconhecido pela IUPAC.</p><p>Classificação dos Elementos Químicos</p><p>Uma outra maneira de classificar os elementos pode ser feita relacionando o subnível energético de</p><p>cada um. Assim temos:</p><p>Elementos</p><p>Subnível mais</p><p>energético</p><p>Localização</p><p>Representativos s ou p Grupos A e gases nobres</p><p>De transição d Grupos B</p><p>De transição interna f Lantanídeos e Actinídeos</p><p>Outra maneira de classificar os elementos é agrupá-los, segundo suas propriedades físicas e químicas,</p><p>em: metais, ametais, semi-metais, gases nobres e hidrogênio.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>28</p><p>Importante: a linha vermelha, de acordo com sugestão da Sociedade Brasileira de Química, separa</p><p>os metais dos ametais. Os elementos próximos à linha são conhecidos por semi-metais.</p><p>Metais</p><p>São os mais numerosos elementos conhecidos. Eles estão situados do centro para a esquerda da</p><p>Tabela Periódica. Características gerais:</p><p>- Apresentam brilho metálico.</p><p>- Conduzem corrente elétrica e calor.</p><p>- São maleáveis (maleabilidade).</p><p>- Podem ser reduzidos a fios (ductilidade).</p><p>- Apresentam,</p><p>via de regra, poucos elétrons (menos de 4) na última camada;</p><p>- Tendem a perder elétrons;</p><p>- São sólidos a temperatura ambiente (25°C), com exceção do mercúrio (líquido).</p><p>Ametais ou Não Metais</p><p>São poucos (11 elementos), estão situados à direita da Tabela Periódica, antes dos gases nobres.</p><p>Características gerais:</p><p>- Não apresentam brilho metálico;</p><p>- São maus condutores de corrente elétrica;</p><p>- Não podem ser reduzidos a fios (ductilidade) e lâminas (maleabilidade);</p><p>- São utilizados na produção de pólvora e na fabricação de pneus;</p><p>- Apresentam, geralmente, muitos elétrons (mais do que 4) na camada de valência (última camada);</p><p>-Tendem a ganhar elétrons em uma ligação química.</p><p>Semi-Metais</p><p>São poucos (7) e estão situados na Tabela Periódica entre os metais e os não metais. Características</p><p>gerais:</p><p>- Apresentam brilho metálico;</p><p>- Têm pequena condutibilidade elétrica;</p><p>- Fragmentam-se, isto é, apresentam propriedades intermediárias às apontadas anteriormente.</p><p>Hidrogênio</p><p>É um elemento atípico, pois possui a propriedade de se combinar com metais, ametais e semi-metais.</p><p>Nas condições ambientes, é um gás extremamente inflamável.</p><p>Gases Nobres</p><p>Como o próprio nome sugere, nas condições ambientes apresentam-se no estado gasoso e sua</p><p>principal característica química é a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se</p><p>combinar com outros elementos.</p><p>Elementos Cisurânicos</p><p>São todos os elementos cujo número atômico é inferior ao 92, ou seja, as que antecedem o urânio.</p><p>Sendo todos elementos naturais, encontrados na superfície terrestre, com exceção dos quatros seguintes,</p><p>que são artificiais:</p><p>- Tecnécio (43)</p><p>- Promécio (61)</p><p>- Astato (85)</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>29</p><p>- Frâncio (87)</p><p>Elementos Químicos Artificiais</p><p>São átomos de elementos químicos não encontrados na superfície terrestre e que foram sintetizados,</p><p>isto é, criados em laboratório. Esses elementos possuem número atômico superior a 92, que é o número</p><p>atômico do Urânio. Por isso foram denominados de elementos transurânicos.</p><p>Elementos Radioativos</p><p>Os elementos radioativos são aqueles cujos isótopos mais abundante encontram-se, na tabela, do</p><p>polônio em diante.</p><p>Propriedades Aperiódicas e Periódicas</p><p>A tabela periódica pode ser utilizada para relacionar as propriedades dos elementos com suas</p><p>estruturas atômicas. Essas propriedades podem ser de dois tipos: aperiódicas e periódicas.</p><p>Propriedades Aperiódicas</p><p>São aquelas cujos valores variam (crescem ou decrescem) à medida que o número atômico aumenta</p><p>e que não se repetem em períodos determinados ou regulares. Exemplos: a massa atômica de um</p><p>elemento sempre aumenta de acordo com o número atômico desse elemento, o calor específico, a</p><p>dureza, o índice de refração etc.</p><p>- Massa atômica: é a unidade de peso de átomos feita por comparação com uma grandeza padrão</p><p>(1/12 da massa de um átomo isótopo do carbono-12). Esta propriedade sempre aumenta de acordo com</p><p>o aumento do número atômico, sem fazer referência à localização do elemento na tabela periódica.</p><p>- Calor específico: é a quantidade de calor que um grama de uma substância precisa absorver para</p><p>aumentar sua temperatura em 1°C, sem que haja alteração no seu estado físico. O calor específico de</p><p>um elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico.</p><p>- Dureza: é uma propriedade mecânica característica de materiais sólidos que representa a resistência</p><p>destes materiais ao risco ou à penetração quando pressionados. Esta propriedade muito depende do</p><p>estado em que se encontra o material, bem como das forças de ligação entre os seus átomos, moléculas</p><p>ou íons.</p><p>- Índice de refração: é uma propriedade física descrita como sendo a razão entre a velocidade da luz</p><p>em dois meios diferentes (no ar e num corpo transparente mais denso). Tal propriedade também aumenta</p><p>com o aumento do número atômico.</p><p>Propriedades Periódicas</p><p>São aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou</p><p>decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente. Exemplo: o número de elétrons na</p><p>camada de valência.</p><p>Vamos agora detalhar algumas propriedades periódicas da Tabela:</p><p>- Raio atômico: é uma propriedade periódica difícil de ser medida. Pode-se considerar que</p><p>corresponde à metade da distância (d) entre dois núcleos vizinhos de átomos do mesmo elemento</p><p>químico ligados entre si.</p><p>Em uma família (grupo) tende a aumentar de cima para baixo (sentido em que aumenta também o</p><p>número de camadas preenchidas pela eletrosfera de um átomo.</p><p>Em um período, o raio atômico tende a aumentar da direita para a esquerda. Isso ocorre porque o</p><p>número de prótons e elétrons aumenta para a direita. Logo, no lado direito do período, os átomos têm o</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>30</p><p>mesmo número de camadas, maior números de prótons e elétrons e, portanto, a força de atração entre</p><p>eles é maior. Isso provoca uma contração da eletrosfera e a consequente diminuição do raio atômico.</p><p>Resumindo: nas famílias o raio atômico tende a aumentar com o aumento do número. Nos períodos,</p><p>ele tende a aumentar com a diminuição do número atômico.</p><p>- Raio Iônico: Quando um átomo ganha ou perde elétrons, transforma-se em íon. Nessa</p><p>transformação, há aumento ou diminuição das dimensões do tamanho do átomo inicial.</p><p>- Raio de Cátion: Quando um átomo perde elétron, a repulsão da nuvem eletrônica diminui, diminuindo</p><p>o seu tamanho. Inclusive pode ocorrer perda do último nível de energia e quanto menor a quantidade de</p><p>níveis, menor o raio.</p><p>Exemplo:</p><p>Portanto: raio do átomo > raio do cátion</p><p>- Raio do Ânion: quando um átomo ganha elétron, aumenta a repulsão da nuvem eletrônica,</p><p>aumentando o seu tamanho.</p><p>Exemplo:</p><p>Portanto: raio do átomo < raio do ânion</p><p>- Energia de Ionização (EI): a maior ou menor facilidade com que o átomo de um elemento perde</p><p>elétrons é importante para a determinação do seu comportamento. Um átomo (ou íon) em fase gasosa</p><p>perde elétron(s) quando recebe energia suficiente. Essa energia é chamada de energia (ou potencial)</p><p>de ionização.</p><p>Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado;</p><p>portanto, menor será a energia necessária para remover esse elétron.4</p><p>Generalizando: quanto maior o tamanho do átomo, menor será a primeira energia de ionização (E.I.).</p><p>- Numa mesma família: a EI aumenta de baixo para cima;</p><p>4 Usberco, J.; Salvador, E. 2002. Química. Editora Saraiva.</p><p>Apostila gerada especialmente para: Celio Vanderlei Motta da Motta 949.916.260-72</p><p>31</p><p>- Num mesmo período: a EI aumenta da esquerda para a direita.</p><p>Ao retirarmos o primeiro elétron de um átomo, ocorre uma diminuição do raio. Por esse motivo, a</p><p>energia necessária para retirar o segundo elétron é maior. Assim, para um mesmo átomo, temos:</p><p>1ª E.I. < 2ª E.I. < 3ª E.I.</p><p>Esse fato fica evidenciado pela analogia a seguir, referente ao átomo de magnésio (Z = 12):</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2.</p><p>- Afinidade Eletrônica (AE) ou Eletroafinidade: é a energia liberada quando um átomo isolado, no</p><p>estado gasoso, “captura” um elétron.</p><p>X 0 (g) + e–</p><p>→ X– (g) + energia</p><p>A medida experimental da afinidade eletrônica é muito difícil e, por isso, seus valores foram</p><p>determinados para poucos elementos. Veja na tabela abaixo alguns valores conhecidos de</p><p>eletroafinidade.</p><p>Numa família ou num período, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica.</p><p>A VII</p><p>Li</p><p>60 kJ</p><p>F</p><p>328 kJ</p><p>K</p><p>48 kJ</p><p>Br</p><p>325 kJ</p><p>Resumindo: a variação da afinidade eletrônica na tabela periódica aumenta de baixo para cima e</p><p>da esquerda para a direita.</p><p>- Eletronegatividade e Eletropositividade</p><p>A Eletronegatividade e a Eletropositividade são duas propriedades periódicas que indicam a</p><p>tendência de um átomo, numa ligação química, em atrair elétrons compartilhados.</p>