Apostila 02 Pedro

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<p>Aula 5: Óxidos</p><p>OBJETIVOS:</p><p>Compreender a definição de óxido</p><p>Caracterizar os tipos de óxido.</p><p>Relacionar os óxidos com situações cotidianas e ambientais, especialmente as chuvas ácidas.</p><p>Aula 6: Nomenclatura das funções inorgânicas</p><p>OBJETIVOS:</p><p>Aprender a nomear Ácidos, Bases, Sais e Óxidos a partir de suas formas moleculares e vice-versa.</p><p>Aula 7: Balanceamento e Estequiometria</p><p>OBJETIVOS:</p><p>Familiarizar-se com as grandezas e com as notações utilizadas em reações químicas.</p><p>Entender as Leis Ponderais.</p><p>Aprender a balancear reações químicas por algum dos métodos de balanceamento.</p><p>Compreender as etapas de resolução de uma questão de estequiometria, aplicando-as nos diferentes padrões de questão.</p><p>Aula 8: Dispersões</p><p>OBJETIVOS:</p><p>Compreender o conceito de Dispersões e a diferenciação entre Solução, Coloide e Suspensão.</p><p>Entender os dois fenômenos associados aos coloides: Efeito Tyndall e Movimento Browniano.</p><p>Identificar os diferentes tipos de coloides e seus principais exemplos do cotidiano.</p><p>Explorar as emulsões: Suas aplicações cotidianas e seu arranjo estrutural.</p><p>Aula 9: Soluções e Unidades de concentração</p><p>OBJETIVOS:</p><p>Entender o que é coeficiente de solubilidade e classificar as soluções quanto a ele.</p><p>Compreender o processo de formação de soluções supersaturadas.</p><p>Compreender o conceito de concentração e suas diferentes unidades.</p><p>Associar o entendimento de concentrações aos diferentes contextos apresentados em questões de vestibulares,</p><p>principalmente as Titulações.</p><p>AULA 5: Óxidos</p><p>DEFINIÇÃO</p><p>Para um composto inorgânico ser considerado um óxido ele</p><p>precisa atender dois critérios. Primeiro, ser um composto binário</p><p>(formado por dois elementos químicos). E segundo, um desses dois</p><p>elementos precisa ser o Oxigênio, sendo ele o mais eletronegativo.</p><p>A nível de vestibular, o estudo dos óxidos se limita a</p><p>reconhecer os principais exemplos de cada classificação e suas</p><p>contextualizações mais cotidianas, como o problema da chuva</p><p>ácida.</p><p>CLASSIFICAÇÕES</p><p>Óxidos Ácidos</p><p>Os óxidos ácidos são formados pelo Oxigênio e um outro</p><p>Ametal e apresentam as seguintes características:</p><p> Reagem com água formando ácidos.</p><p> Reagem com bases formando sal e água (reação de</p><p>neutralização).</p><p> Principais exemplos: SO₃, NO₂ e SO₂.</p><p>Uma problemática muito importante envolvendo os óxidos</p><p>ácidos é a chuva ácida: Certas atividades industriais e a queima de</p><p>combustíveis fósseis podem liberar óxidos ácidos como o SO₃ na</p><p>atmosfera. Esses óxidos, então, entram em contato com a umidade</p><p>das nuvens e reagem formando ácidos como o H₂SO₄.</p><p>Óxidos Básicos</p><p>Os óxidos básicos são formados pelo Oxigênio e um Metal e</p><p>apresentam as seguintes características:</p><p> Reagem com água formando bases.</p><p> Reagem com ácidos formando sal e água.</p><p> Principal exemplo: CaO.</p><p>O óxido de cálcio (CaO), também conhecido como cal virgem,</p><p>é usado principalmente na construção civil como componente do</p><p>cimento e na agricultura para corrigir a acidez do solo em um</p><p>processo chamado de calagem, muito importante para o</p><p>vestibular.</p><p>Óxidos Neutros</p><p>Óxidos neutros não apresentam propriedades ácidas ou</p><p>básicas. Seus principais exemplos são:</p><p>CO: O monóxido de carbono é um gás resultante da</p><p>combustão incompleta do carbono, um tipo de combustão ocorre</p><p>em baixas concentrações de oxigênio. A inalação desse gás é muito</p><p>perigosa, pois ele se liga às hemoglobinas das nossas hemácias</p><p>com muito mais afinidade que o oxigênio. Ou seja, uma vez ligadas</p><p>aos CO, as hemácias se tornam inutilizáveis e, se muitas hemácias</p><p>forem acometidas, aquela pessoa poderá morrer asfixiada. O</p><p>tratamento consiste na inalação de ar com oxigênio muito</p><p>concentrado, pois com uma maior concentração do oxigênio a</p><p>afinidade das hemácias pelo oxigênio também aumenta (por conta</p><p>do Princípio de Le Chatelier, que estudaremos posteriormente).</p><p>N₂O: O óxido nitroso, também conhecido como gás</p><p>hilariante, já foi muito utilizado na medicina como anestésico.</p><p>Além disso, ele também é frequentemente usado como aditivo</p><p>em motores de carros para aumentar temporariamente a sua</p><p>potência ao fornecer mais oxigênio para a combustão da</p><p>gasolina, o famoso “nitro”.</p><p>Óxidos Anfóteros</p><p>Óxidos anfóteros têm a capacidade de reagir tanto com</p><p>ácidos quanto com bases, a depender das condições em que a</p><p>reação ocorra. Seu principal exemplo é o Al₂O₃, o óxido de</p><p>alumínio. A propriedade mais notável deste exemplo é a</p><p>proteção natural à oxidação do alumínio, mas ela será abordada</p><p>no capítulo de Oxirredução.</p><p>Peróxidos e Superóxidos</p><p>No capítulo de NOX, aprendemos que o NOX do</p><p>Oxigênio pode variar, ainda que na imensa maioria das vezes</p><p>seja -2. As exceções são os peróxido e superóxidos.</p><p>Os superóxidos são óxidos nos quais o NOX do</p><p>oxigênio é igual a -1/2. Veja bem, não é possível você “ganhar”</p><p>meio elétron, o que acontece nesses casos é uma média de carga</p><p>distribuída pela quantidade de oxigênios. O Na₂O₄ é um</p><p>exemplo, como o NOX do Na sempre é +1, o total de cargas</p><p>positivas é 2, logo, o total de cargas negativas é 2 também. Como</p><p>temos 4 oxigênios nesse composto a média de elétrons por</p><p>oxigênio é -2/4, ou seja, -1/2. Os superóxidos não costumam</p><p>aparecer muito nos vestibulares.</p><p>Já os peróxidos são óxidos nos quais o NOX do</p><p>oxigênio é igual a -1. A água oxigenada, H₂O₂, é um exemplo de</p><p>peróxido e tem grande importância nos vestibulares por ser uma</p><p>substância muito utilizada no cotidiano. Ela se trata um</p><p>composto instável que possui propriedades oxidantes e é</p><p>frequentemente utilizado como agente desinfetante, alvejante e</p><p>oxidante em várias aplicações industriais e domésticas, como o</p><p>popular “banho de lua”.</p><p>QUESTÕES</p><p>1. (ENEM 2023 PPL) A figura apresenta o ciclo biogeoquímico do</p><p>enxofre, que tem emissões de fontes naturais, biogênicas e</p><p>antropogênicas que podem causar danos no ambiente.</p><p>Qual é o impacto ambiental gerado a partir dessas emissões?</p><p>a) Aumento do efeito estufa.</p><p>b) Surgimento de ilhas de calor.</p><p>c) Aparecimento de chuva ácida.</p><p>d) Formação do smog fotoquímico.</p><p>e) Degradação da camada de ozônio.</p><p>2. (ENEM 2022 PPL) A troposfera consiste basicamente em N₂ e O₂</p><p>que, juntos, compreendem 99% da atmosfera da Terra. Outros</p><p>gases, compreendidos como constituintes atmosféricos</p><p>secundários, apesar de estarem presentes em concentrações</p><p>muito baixas, podem ter efeitos importantes ou danosos no meio</p><p>ambiente. O quadro apresenta as principais fontes e concentrações</p><p>típicas de alguns desses gases secundários.</p><p>Constituinte secundário Principais fontes</p><p>Ozônio (O₃)</p><p>Descargas elétricas; difusão</p><p>da estratosfera; névoa</p><p>fotoquímica</p><p>Metano (CH₄)</p><p>Decomposição de matéria</p><p>orgânica; vazamento de gás</p><p>natural</p><p>Dióxido de enxofre (SO₂)</p><p>Gases vulcânicos; incêndios</p><p>florestais; ação de bactérias;</p><p>queima de combustíveis</p><p>fósseis; processos</p><p>industriais</p><p>Monóxido de carbono (CO)</p><p>Decomposição de matéria</p><p>orgânica; processos</p><p>industriais; queima de</p><p>combustíveis fósseis</p><p>Monóxido de nitrogênio (NO)</p><p>Descargas elétricas;</p><p>combustão interna de</p><p>motores; combustão de</p><p>matéria orgânica</p><p>nitrogenada</p><p>Pode-se reduzir as concentrações de um desses constituintes</p><p>gasosos secundários na atmosfera pela passagem dos gases</p><p>através de purificadores químicos contendo uma pasta de calcário,</p><p>cujo principal constituinte é o CaCO₃, sendo o gás removido por sua</p><p>conversão em um sal (composto iônico sólido).</p><p>Entre os constituintes secundários apresentados, qual pode ser</p><p>removido pela ação desse purificador químico?</p><p>a) Ozônio.</p><p>b) Metano.</p><p>c) Dióxido de enxofre.</p><p>d) Monóxido de carbono.</p><p>e) Monóxido de nitrogênio.</p><p>3. (ENEM 2021 PPL) O solvente tetracloroeteno ou percloroetileno</p><p>é largamente utilizado na indústria de lavagem a seco e em diversas</p><p>outras indústrias, tais como a de fabricação de gases refrigerantes.</p><p>Os vapores desse solvente, quando expostos à elevada</p><p>temperatura na presença de oxigênio e água, sofrem degradação</p><p>produzindo gases poluentes, conforme representado</p><p>com a temperatura.</p><p>Além disso, quero chamar a atenção para as soluções A, B e</p><p>C ilustradas no gráfico:</p><p>A solução B se encontra exatamente em cima da curva de</p><p>solubilidade, isso significa que a quantidade de soluto é igual ao</p><p>limite que a solução consegue diluir, ou seja, a solução B é uma</p><p>solução saturada, assim como qualquer ponto que esteja</p><p>exatamente na curva.</p><p>Já a solução A possui mais soluto do que o limite, ou seja,</p><p>está supersaturada. Sendo assim, qualquer ponto acima da</p><p>curva representa uma solução supersaturada.</p><p>Da mesma forma, a solução C possui menos soluto do que</p><p>o limite, ou seja, está insaturada. Sendo assim, qualquer ponto</p><p>abaixo da curva representa uma solução insaturada.</p><p>Sempre que encontrar questões de vestibular envolvendo</p><p>gráficos de solubilidade tome muito cuidado com os eixos do</p><p>gráfico para não cair em pegadinhas!</p><p>Por último, gostaria de explicar o que significa encontrar um</p><p>ponto no gráfico no qual há uma mudança na curvatura. Esse ponto</p><p>de mudança recebe o nome de ponto de inflexão, isso significa que</p><p>o aumento da temperatura mudou a substância observada. Dessa</p><p>forma, se há mudança na substância há mudança na solubilidade</p><p>e se há mudança na solubilidade há mudança na curvatura.</p><p>SOLUBILIDADE DE GASES</p><p>Sobre a solubilidade dos gases num líquido só precisamos</p><p>saber duas coisas:</p><p> A solubilidade de um gás sempre diminui com o aumento</p><p>da temperatura.</p><p> A solubilidade de um gás sempre aumenta com o</p><p>aumento da pressão.</p><p>Isso se relaciona muito com o cotidiano quando pensamos no</p><p>refrigerante, afinal, quem nunca foi beber um refrigerante depois</p><p>de aberto e achou muito ruim porque estava sem gás? O segredo</p><p>pra manter o refrigerante com bastante gás é guarda-lo novamente</p><p>na geladeira assim que todos os copos forem servidos. Dessa</p><p>forma, você evita que o refrigerante esquente e a solubilidade do</p><p>gás carbônico dentro dele diminua e o gás escape.</p><p>Outra situação importante para os vestibulares é o impacto</p><p>que algumas fábricas têm em rios. Normalmente uma fábrica que</p><p>se localiza próxima a um rio utiliza suas águas para resfriar seu</p><p>maquinário. O problema dessa prática é que a água do rio acaba</p><p>sendo devolvida com uma temperatura muito mais alta que o</p><p>normal, o que faz com que a solubilidade do gás oxigênio nela</p><p>diminua e os peixes tenham dificuldade para respirar, às vezes ao</p><p>ponto de morrerem.</p><p>UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO</p><p>Vamos entrar agora na parte de cálculos envolvendo soluções.</p><p>Para isso, precisamos começar falando das unidades de</p><p>concentração. Apesar de termos várias unidades de concentração,</p><p>todas elas servem para indicar a quantidade de soluto em uma</p><p>determinada quantidade de solução. Ou seja, é sempre uma</p><p>relação soluto/solução, mas que aparece usando diferentes</p><p>unidades. Falando assim fica um pouco abstrato, mas na prática é</p><p>mais simples, vamos lá!</p><p>Revisão transformação de unidades</p><p>Primeiramente vamos fazer uma rápida revisão sobre</p><p>transformações de unidade. Em algumas questões nós precisamos</p><p>lembrar que:</p><p> 1 kg = 10³ g</p><p> 1 mg = 10⁻³ g</p><p> 1 cm³ = 1 mL</p><p> 1 m³ = 10³ L</p><p> 1 L = 10³ mL</p><p>Grama por litro (g/L)</p><p>Imagine que eu diga que [HCl] = 20 g/L. Os colchetes</p><p>significam concentração, ou seja, eu estaria afirmando que a</p><p>concentração do HCl é 20 gramas por litro, isto é, para cada litro</p><p>de solução eu teria 20 gramas de HCl (soluto). Sendo assim, se</p><p>eu tivesse 2 litros de água eu teria 40 gramas de HCl e assim por</p><p>diante.</p><p>Para se familiarizar com as transformações de unidade,</p><p>tente transformar uma concentração de 1 kg/mL nunca</p><p>concentração em g/L.</p><p>Agora a resposta: 1 kg = 10³ g e 1 mL = 10⁻³ L, portanto</p><p>temos que 1 kg/mL = 10³/10⁻³ g/L, ou seja, 10³ ⋅ 10³ g/L que por</p><p>sua vez é igual a 10⁶ g/L. Se tiver dificuldade, recomendo uma</p><p>revisão de matemática na aula de produtos notáveis.</p><p>Molaridade (mol/L)</p><p>Molaridade é a unidade de concentração medida em mol</p><p>por litro, ou seja, a quantidade de matéria pra cada litro. Se [HCl]</p><p>for igual a 2 mol/L significa que a cada litro que eu tiver da</p><p>solução eu terei 2 mols de HCl.</p><p>Na estequiometria aprendemos a transformar grama em</p><p>mol e vice-versa ao dividir ou multiplicar o número pela massa</p><p>molar (M). Usamos até a imagem abaixo pra ilustrar:</p><p>Podemos fazer exatamente a mesma transformação entre</p><p>a concentração em g/L e a molaridade:</p><p>Para exercitar, transforme a concentração [NaOH] = 2</p><p>mols/L em g/L sabendo que MNaOH = 40 g/mol. Spoiler: a resposta</p><p>é igual a 80 g/L.</p><p>Só mais um detalhe: Algumas questões envolvem a</p><p>separação dos íons na água e devemos levar isso em</p><p>consideração. Por exemplo: 1 mol de NaOH libera 1 mol de Na</p><p>na água, mas 1 mol de Na₂SO₄ libera 2 mols de Na, pois nessa</p><p>estrutura eu tenho 2 mols de Na em vez de apenas 1. Cuidado</p><p>pra não cair nesse tipo de pegadinha.</p><p>Porcentagem massa/massa (%m/m)</p><p>Como o próprio nome já diz, aqui temos uma porcentagem.</p><p>Exemplo: [HCl] = 20% m/m significa que temos 20 g de HCl pra</p><p>cada 100 g da solução.</p><p>Porcentagem volume/volume (%V/V)</p><p>Da mesma forma, como o próprio nome já diz, aqui também</p><p>temos uma porcentagem. Exemplo: [HCl] = 30% V/V significa que</p><p>temos 30 mL de HCl pra cada 100 mL da solução.</p><p>Porcentagem volume/volume (%m/V)</p><p>Bem parecido com os dois anteriores, a diferença é que já que</p><p>a %m/m é medida em g/g e a %V/V é medida em ml/ml, a %m/V é</p><p>medida em g/ml.</p><p>Partes por milhão (ppm)</p><p>Novamente, o nome já diz tudo: É como se fosse uma</p><p>porcentagem, mas em vez de ser “por cem” temos “por milhão”.</p><p>Essa unidade é muito utilizada para poluentes que, mesmo em</p><p>pequenas quantidades, causam um impacto significativo naquela</p><p>solução. Exemplo: No ar atmosférico nos temos uma porcentagem</p><p>de CO2 igual a 0,035%, uma quantidade pequena em comparação</p><p>ao tamanho gigantesco da atmosfera, mas que é o suficiente para</p><p>agravar o aquecimento global. Essa porcentagem de 0,035%</p><p>equivale a 350 ppm, é só fazer uma regra de 3: 0,035 está para 100</p><p>assim como “x” está para 1.000.000 (um milhão).</p><p>Molalidade (mol/kg de SOLVENTE)</p><p>Essa unidade de concentração é diferente das outras, pois</p><p>enquanto todas são sempre soluto/solução essa aqui é</p><p>soluto/solvente, sendo o soluto em mols e o solvente em kg.</p><p>Felizmente não é uma unidade que aparece muito nos vestibulares.</p><p>Densidade (normalmente g/mL)</p><p>Densidade é sempre massa/volume, podendo ser informada</p><p>em várias unidades diferentes, mas normalmente em g/mL. Resolvi</p><p>trazer esse tópico para citar alguns tipos de questões que</p><p>aparecem nos vestibulares trabalhando esse conceito de</p><p>densidade:</p><p> Separação de sólidos que têm densidade maior que a da</p><p>água de sólidos que têm densidade menor que a da água.</p><p>Basta adicionar água que alguns sólidos irão flutuar e</p><p>outros afundar.</p><p> Testes de amostras de substâncias possivelmente</p><p>adulteradas. Por exemplo: um leite com mais sacarose</p><p>que o permitido terá o mesmo volume, porém mais</p><p>massa (devido ao acréscimo de sacarose). Maior massa e</p><p>mesmo volume irão conferir ao leite adulterado uma</p><p>densidade maior que a do leite normal.</p><p> Óleos menos densos que a água se espalham por sua</p><p>superfície (pois flutuam) formando uma película que</p><p>impede ou atrapalha a penetração de oxigênio e dos raios</p><p>solares na água, prejudicando a fauna e a flora marinha.</p><p> Questões que exploram o funcionamento de um</p><p>densímetro. O densímetro consiste em um tubo de vidro</p><p>com uma escala graduada e um peso na extremidade</p><p>inferior para mantê-lo em pé. Quando submerso em um</p><p>líquido, ele flutua de acordo com a densidade desse</p><p>líquido. Quanto mais denso o líquido, menos o</p><p>densímetro afunda, e vice-versa.</p><p>QUESTÕES</p><p>1. (ENEM 2023) O consumo exagerado de refrigerantes é</p><p>preocupante, pois contribui para o aumento de casos de obesidade</p><p>e diabetes. Considere dois refrigerantes enlatados, um comum e</p><p>um diet, e que ambos possuam a mesma quantidade de aditivos,</p><p>exceto pela presença de açúcar. O refrigerante comum contém</p><p>basicamente água carbonatada e</p><p>grande quantidade de açúcar; já</p><p>o refrigerante diet tem água carbonatada e adoçantes, cujas</p><p>massas são muito pequenas.</p><p>Entre as duas versões apresentadas, o refrigerante comum possui</p><p>a) maior densidade.</p><p>b) menor viscosidade.</p><p>c) maior volume de gás dissolvido.</p><p>d) menor massa de solutos dissolvidos.</p><p>e) maior temperatura de congelamento.</p><p>2. (ENEM 2022) O etanol é um combustível produzido a partir da</p><p>fermentação da sacarose presente no caldo de cana--de-açúcar.</p><p>Um dos fatores que afeta a produção desse álcool é o grau de</p><p>deterioração da sacarose, que se inicia após o corte, por causa</p><p>da ação de microrganismos. Foram analisadas cinco amostras de</p><p>diferentes tipos de cana-de-açúcar e cada uma recebeu um</p><p>código de identificação. No quadro são apresentados os dados</p><p>de concentração de sacarose e de microrganismos presentes</p><p>nessas amostras.</p><p>Pretende-se escolher o tipo de cana-de-açúcar que conterá o</p><p>maior teor de sacarose 10 horas após o corte e que,</p><p>consequentemente, produzirá a maior quantidade de etanol por</p><p>fermentação. Considere que existe uma redução de</p><p>aproximadamente 50% da concentração de sacarose nesse</p><p>tempo, para cada 1,0 mg/L de microrganismos presentes na</p><p>cana-de-açúcar.</p><p>Qual tipo de cana-de-açúcar deve ser escolhido?</p><p>a) RB72</p><p>b) RB84</p><p>c) RB92</p><p>d) SP79</p><p>e) SP80</p><p>3. (ENEM 2022 PPL) A bula de um determinado medicamento traz</p><p>as seguintes informações:</p><p>De acordo com as informações apresentadas na bula, a</p><p>substância que se encontra em maior concentração e a não</p><p>condutora de corrente elétrica, quando em solução aquosa, são,</p><p>respectivamente,</p><p>a) glicose e glicose.</p><p>b) glicose e cloreto de sódio.</p><p>c) cloreto de sódio e glicose.</p><p>d) cloreto de potássio e glicose.</p><p>e) cloreto de sódio e cloreto de potássio.</p><p>4. (ENEM 2022 PPL) Um dos materiais mais antigos e ainda</p><p>utilizados na restauração dos dentes são as amálgamas, um</p><p>produto da combinação de mercúrio (Hg) com prata (Ag) e</p><p>estanho (Sn), como apresenta a equação química:</p><p>24 Ag (s) + 8 Sn (s) + 37 Hg (l) → 12 Ag₂Hg₃ (s) + Sn₈Hg (s)</p><p>Os materiais formados pelos elementos citados são</p><p>caracterizados como</p><p>a) precipitados.</p><p>b) ligas metálicas.</p><p>c) compostos iônicos.</p><p>d) produtos de oxidação.</p><p>e) compostos covalentes.</p><p>5. (ENEM 2021) O alcoolômetro Gay Lussac é um instrumento</p><p>destinado a medir o teor de álcool, em porcentagem de volume</p><p>(v/v), de soluções de água e álcool na faixa de 0º GL a 100ºGL, com</p><p>divisões de 0,1ºGL. A concepção do alcoolômetro se baseia no</p><p>princípio de flutuabilidade de Arquimedes, semelhante ao</p><p>funcionamento de um densímetro. A escala do instrumento é</p><p>aferida a 20ºC, sendo necessária a correção da medida, caso a</p><p>temperatura da solução não esteja na temperatura de aferição. É</p><p>apresentada parte da tabela de correção de um alcoolômetro, com</p><p>a temperatura.</p><p>É necessário a correção da medida do instrumento, pois um</p><p>aumento na temperatura promove o(a)</p><p>a) aumento da dissociação da água.</p><p>b) aumento da densidade da água e do álcool.</p><p>c) mudança do volume dos materiais por dilatação.</p><p>d) aumento da concentração de álcool durante a medida.</p><p>e) alteração das propriedades químicas da mistura álcool e</p><p>água.</p><p>6. (ENEM 2021 PPL) O consumo excessivo de sal de cozinha é</p><p>responsável por várias doenças, entre elas a hipertensão arterial. O</p><p>sal rosa é uma novidade culinária pelo seu baixo teor de sódio se</p><p>comparado a de outros sais. Cada 1 g desse sal contém cerca de</p><p>230 mg de sódio contra os cerca de 400 mg de sódio encontrados</p><p>nessa mesma quantidade de um sal de cozinha tradicional. Estima-</p><p>se que no Brasil a dose diária de consumo de sal de cozinha seja de</p><p>12g e a dose máxima recomendada é de menos de 5 g por dia.</p><p>Considere a massa molar do sódio igual a 23 g/mol.</p><p>Considerando-se a dose estimada de consumo de sal de cozinha no</p><p>Brasil, em 30 dias um indivíduo que substituir o sal de cozinha</p><p>tradicional pelo sal rosa promove uma redução na quantidade de</p><p>sódio ingerida, em mol, mais próxima de</p><p>a) 1,1.</p><p>b) 2,7.</p><p>c) 3,6.</p><p>d) 6,3.</p><p>e) 9,9.</p><p>7. (ENEM 2021 PPL) A densidade é uma propriedade que relaciona</p><p>massa e volume de um material. Um estudante iniciou um</p><p>procedimento de determinação da densidade de uma amostra</p><p>sólida desconhecida. Primeiro ele determinou a massa da amostra,</p><p>obtendo 27,8 g. Em seguida, utilizou uma proveta, graduada em</p><p>mililitro, com água para determinar o volume da amostra,</p><p>conforme esquematizado na figura. Considere a densidade da água</p><p>igual a 1 g/mL.</p><p>Proveta com água Proveta com água e amostra A densidade da</p><p>amostra obtida, em g/mL, é mais próxima de</p><p>a) 0,36.</p><p>b) 0,56.</p><p>c) 0,62.</p><p>d) 0,79.</p><p>e) 2,78.</p><p>8. (ENEM 2020) As moedas despertam o interesse de</p><p>colecionadores, numismatas e investidores há bastante tempo.</p><p>Uma moeda de 100% cobre, circulante no período do Brasil</p><p>Colônia, pode ser bastante valiosa. O elevado valor gera a</p><p>necessidade de realização de testes que validem a procedência</p><p>da moeda, bem como a veracidade de sua composição. Sabendo</p><p>que a densidade do cobre metálico é próxima de 9 g/cm³, um</p><p>investidor negocia a aquisição de um lote de quatro moedas A,</p><p>B, C e D fabricadas supostamente de 100% cobre e massas 26 g,</p><p>27 g, 10 g e 36 g, respectivamente. Com o objetivo de testar a</p><p>densidade das moedas, foi realizado um procedimento em que</p><p>elas foram sequencialmente inseridas em uma proveta</p><p>contendo 5 mL de água, conforme esquematizado.</p><p>Com base nos dados obtidos, o investidor adquiriu as moedas</p><p>a) A e B.</p><p>b) A e C.</p><p>c) B e C.</p><p>d) B e D.</p><p>e) C e D.</p><p>9. (ENEM 2020) O exame parasitológico de fezes é utilizado para</p><p>detectar ovos de parasitos. Um dos métodos utilizados,</p><p>denominado de centrífugo-flutuação, considera a densidade dos</p><p>ovos em relação a uma solução de densidade 1,15 g/mL. Assim,</p><p>ovos que flutuam na superfície dessa solução são detectados. Os</p><p>dados de densidade dos ovos de alguns parasitos estão</p><p>apresentados na tabela.</p><p>Considerando-se a densidade dos ovos e da solução, ovos de</p><p>quais parasitos podem ser detectados por esse método?</p><p>a) A. lumbricoides, A. suum e S. mansoni.</p><p>b) S. mansoni, T. saginata e Ancylostoma.</p><p>c) Ancylostoma, A. lumbricoides e A. suum.</p><p>d) T. saginata, S. mansoni e A. lumbricoides.</p><p>e) A. lumbricoides, A. suum e T. saginata.</p><p>10. (ENEM 2019 PPL) O vinagre é um produto alimentício</p><p>resultante da fermentação do vinho que, de acordo com a</p><p>legislação nacional, deve apresentar um teor mínimo de ácido</p><p>acético (CH₃COOH) de 4% (v/v). Uma empresa está desenvolvendo</p><p>um kit para que a inspeção sanitária seja capaz de determinar se</p><p>alíquotas de 1 mL de amostras de vinagre estão de acordo com a</p><p>legislação. Esse kit é composto por uma ampola que contém uma</p><p>solução aquosa de Ca(OH)₂ 0,1 mol/L e um indicador que faz com</p><p>que a solução fique cor-de-rosa, se estiver</p><p>básica, e incolor, se estiver neutra ou ácida. Considere a densidade</p><p>do ácido acético igual a 1,10 g/cm³ , a massa molar do ácido acético</p><p>igual a 60 g/mol e a massa molar do hidróxido de cálcio igual a 74</p><p>g/mol.</p><p>Qual é o valor mais próximo para o volume de solução de Ca(OH)₂,</p><p>em mL, que deve estar contido em cada ampola do kit para garantir</p><p>a determinação da regularidade da amostra testada?</p><p>a) 3,7</p><p>b) 6,6</p><p>c) 7,3</p><p>d) 25</p><p>e) 36</p><p>11. (ENEM 2019 PPL) Um laudo de análise de laboratório apontou</p><p>que amostras de leite de uma usina de beneficiamento estavam em</p><p>desacordo com os padrões estabelecidos pela legislação. Foi</p><p>observado que a concentração de sacarose era maior do que a</p><p>permitida.</p><p>Qual teste listado permite detectar a irregularidade descrita?</p><p>a) Medida da turbidez.</p><p>b) Determinação da cor.</p><p>c) Determinação do pH.</p><p>d) Medida da densidade.</p><p>e) Medida da condutividade.</p><p>12. (ENEM 2019 PPL) Nos municípios onde foi detectada a</p><p>resistência do Aedes aegypti, o larvicida tradicional será substituído</p><p>por outro com concentração de 10% (v/v) de um novo princípio</p><p>ativo. A vantagem desse segundo larvicida é que uma pequena</p><p>quantidade da emulsão apresenta alta capacidade</p><p>de atuação, o</p><p>que permitirá a condução de baixo volume de larvicida pelo agente</p><p>de combate às endemias. Para evitar erros de manipulação, esse</p><p>novo larvicida será fornecido em frascos plásticos e, para uso em</p><p>campo, todo o seu conteúdo deve ser diluído em água até o volume</p><p>final de um litro. O objetivo é obter uma concentração final de 2%</p><p>em volume do princípio ativo.</p><p>Que volume de larvicida deve conter o frasco plástico?</p><p>a) 10 mL</p><p>b) 50 mL</p><p>c) 100 mL</p><p>d) 200 mL</p><p>e) 500 mL</p><p>13. (ENEM 2018) Usando um densímetro cuja menor divisão da</p><p>escala, isto é, a diferença entre duas marcações consecutivas, é de</p><p>5,0 × 10⁻² g/cm³, um estudante realizou um teste de densidade:</p><p>colocou este instrumento na água pura e observou que ele atingiu</p><p>o repouso na posição mostrada.</p><p>Em dois outros recipientes A e B contendo 2 litros de água pura, em</p><p>cada um, ele adicionou 100 g e 200 g de NaCl, respectivamente.</p><p>Quando o cloreto de sódio é adicionado à água pura ocorre sua</p><p>dissociação formando os íons Na⁺ e Cl⁻. Considere que esses íons</p><p>ocupam os espaços intermoleculares na solução.</p><p>Nestes recipientes, a posição de equilíbrio do densímetro está</p><p>representada em:</p><p>14. (ENEM 2018 PPL) As soluções de hipoclorito de sódio têm</p><p>ampla aplicação como desinfetantes e alvejantes. Em uma</p><p>empresa de limpeza, o responsável pela área de compras deve</p><p>decidir entre dois fornecedores que têm produtos similares, mas</p><p>com diferentes teores de cloro. Um dos fornecedores vende</p><p>baldes de 10 kg de produto granulado, contendo 65% de cloro</p><p>ativo, a um custo de R$ 65,00. Outro fornecedor oferece, a um</p><p>custo de R$ 20,00, bombonas de 50 kg de produto líquido</p><p>contendo 10% de cloro ativo.</p><p>Considerando apenas o quesito preço por kg de cloro ativo e</p><p>desprezando outras variáveis, para cada bombona de 50 kg</p><p>haverá uma economia de</p><p>a) R$ 4,00.</p><p>b) R$ 6,00.</p><p>c) R$ 10,00.</p><p>d) R$ 30,00.</p><p>e) R$ 45,00.</p><p>15. (ENEM 2018 PPL) As indústrias de cerâmica utilizam argila</p><p>para produzir artefatos como tijolos e telhas. Uma amostra de</p><p>argila contém 45% em massa de sílica (SiO₂) e 10% em massa de</p><p>água (H₂O). Durante a secagem por aquecimento em uma estufa,</p><p>somente a umidade é removida.</p><p>Após o processo de secagem, o teor de sílica na argila seca será</p><p>de</p><p>a) 45%.</p><p>b) 50%.</p><p>c) 55%.</p><p>d) 90%.</p><p>e) 100%.</p><p>16. (ENEM 2017) A toxicidade de algumas substâncias é</p><p>normalmente representada por um índice conhecido como DL50</p><p>(dose letal mediana). Ele representa a dosagem aplicada a uma</p><p>população de seres vivos que mata 50% desses indivíduos e é</p><p>normalmente medido utilizando-se ratos como cobaias. Esse</p><p>índice é muito importante para os seres humanos, pois ao se</p><p>extrapolar os dados obtidos com o uso de cobaias, pode-se</p><p>determinar o nível tolerável de contaminação de alimentos, para</p><p>que possam ser consumidos de forma segura pelas pessoas. O</p><p>quadro apresenta três pesticidas e suas toxicidades. A unidade</p><p>mg/kg indica a massa da substância ingerida pela massa da</p><p>cobaia.</p><p>Sessenta ratos, com massa de 200 g cada, foram divididos em três</p><p>grupos de vinte. Três amostras de ração, contaminadas, cada uma</p><p>delas com um dos pesticidas indicados no quadro, na concentração</p><p>de 3 mg por grama de ração, foram administradas para cada grupo</p><p>de cobaias. Cada rato consumiu 100g de ração.</p><p>Qual(ais) grupo(s) terá(ão) uma mortalidade mínima de 10 ratos?</p><p>a) O grupo que se contaminou somente com atrazina.</p><p>b) O grupo que se contaminou somente com diazinon.</p><p>c) Os grupos que se contaminaram com atrazina e malation.</p><p>d) Os grupos que se contaminaram com diazinon e</p><p>malation.</p><p>e) Nenhum dos grupos contaminados com atrazina,</p><p>diazinon e malation.</p><p>17. (ENEM 2017 PPL) Um estudante construiu um densímetro,</p><p>esquematizado na figura, utilizando um canudinho e massa de</p><p>modelar. O instrumento foi calibrado com duas marcas de</p><p>flutuação, utilizando água (marca A) e etanol (marca B) como</p><p>referências.</p><p>Em seguida, o densímetro foi usado para avaliar cinco amostras:</p><p>vinagre, leite integral, gasolina (sem álcool anidro), soro fisiológico</p><p>e álcool comercial (92,8°GL).</p><p>Que amostra apresentará marca de flutuação entre os limites A e</p><p>B?</p><p>a) Vinagre.</p><p>b) Gasolina.</p><p>c) Leite Integral.</p><p>d) Soro fisiológico.</p><p>e) Álcool comercial.</p><p>18. (ENEM 2016) Para cada litro de etanol produzido em uma</p><p>indústria de cana-de-açúcar são gerados cerca de 18 L de vinhaça</p><p>que é utilizada na irrigação das plantações de cana-de-açúcar, já</p><p>que contém teores médios de nutrientes N, P e K iguais a 357 mg/L,</p><p>60 mg/L e 2 034 mg/L, respectivamente.</p><p>Na produção de 27 000 L de etanol, a quantidade total de fósforo,</p><p>em kg, disponível na vinhaça será mais próxima de</p><p>a) 1.</p><p>b) 29.</p><p>c) 60.</p><p>d) 170.</p><p>e) 1000.</p><p>19. (ENEM 2016 PPL) Benjamin Franklin (1706-1790), por volta de</p><p>1757, percebeu que dois barcos que compunham a frota com a</p><p>qual viajava para Londres permaneciam estáveis, enquanto os</p><p>outros eram jogados pelo vento. Ao questionar o porquê daquele</p><p>fenômeno, foi informado pelo capitão que provavelmente os</p><p>cozinheiros haviam arremessado óleo pelos lados dos barcos.</p><p>Inquirindo mais a respeito, soube que habitantes das ilhas do</p><p>Pacífico jogavam óleo na água para impedir que o vento a</p><p>agitasse e atrapalhasse a pesca.</p><p>Em 1774, Franklin resolveu testar o fenômeno jogando uma</p><p>colher de chá (4 mL) de óleo de oliva em um lago onde pequenas</p><p>ondas eram formadas. Mais curioso que o efeito de acalmar as</p><p>ondas foi o fato de que o óleo havia se espalhado</p><p>completamente pelo lago, numa área de aproximadamente 2</p><p>000 m², formando um filme fino.</p><p>Embora não tenha sido a intenção original de Franklin, esse</p><p>experimento permite uma estimativa da ordem de grandeza do</p><p>tamanho das moléculas. Para isso, basta supor que o óleo se</p><p>espalha até formar uma camada com uma única molécula de</p><p>espessura.</p><p>Nas condições do experimento realizado por Franklin, as</p><p>moléculas do óleo apresentam um tamanho da ordem de</p><p>a) 10⁻³ m.</p><p>b) 10⁻⁵ m.</p><p>c) 10⁻⁷ m.</p><p>d) 10⁻⁹ m.</p><p>e) 10⁻¹¹ m.</p><p>20. (ENEM 2016 PPL) Combustíveis automotivos têm sido</p><p>adulterados pela adição de substâncias ou materiais de baixo</p><p>valor comercial. Esse tipo de contravenção pode danificar os</p><p>motores, aumentar o consumo de combustível e prejudicar o</p><p>meio ambiente. Vários testes laboratoriais podem ser utilizados</p><p>para identificar se um combustível está ou não adulterado. A</p><p>legislação brasileira estabelece que o diesel, obtido do petróleo,</p><p>contenha certa quantidade de biodiesel. O quadro apresenta</p><p>valores de quatro propriedades do diesel, do biodiesel e do óleo</p><p>vegetal, um material comumente utilizado como adulterante.</p><p>Com base nas informações apresentadas no quadro, quais são</p><p>as duas propriedades que podem ser empregadas tecnicamente</p><p>para verificar se uma amostra de diesel comercial está ou não</p><p>adulterada com óleo vegetal?</p><p>a) Densidade e viscosidade.</p><p>b) Teor de enxofre e densidade.</p><p>c) Viscosidade e teor de enxofre.</p><p>d) Viscosidade e poder calorífico.</p><p>e) Poder calorífico e teor de enxofre.</p><p>GABARITO</p><p>Aula 5: Óxidos</p><p>1 - C</p><p>2 - C</p><p>3 - B</p><p>4 - E</p><p>5 - A</p><p>6 - D</p><p>7 - A</p><p>8 - D</p><p>9 - E</p><p>10 - C</p><p>Aula 7: Balanceamento e Estequiometria</p><p>1 - D</p><p>2 - D</p><p>3 - B</p><p>4 - C</p><p>5 - A</p><p>6 - A</p><p>7 - E</p><p>8 - A</p><p>9 - D</p><p>10 - C</p><p>11 - C</p><p>12 - D</p><p>13 - A</p><p>14 - D</p><p>15 - E</p><p>16 - D</p><p>17 - E</p><p>18 - C</p><p>Aula 8: Dispersões</p><p>1 - B</p><p>2 - B</p><p>3 - C</p><p>4 - B</p><p>5 - C</p><p>6 - C</p><p>7 - C</p><p>8 - B</p><p>9 - A</p><p>10 - A</p><p>Aula 9: Soluções e Unidades de concentração</p><p>1 - A</p><p>2 - C</p><p>3 - A</p><p>4 - B</p><p>5 - C</p><p>6 - B</p><p>7 - E</p><p>8 - D</p><p>9 - C</p><p>10 - A</p><p>11 - D</p><p>12 - D</p><p>13 - D</p><p>14 - D</p><p>15 - B</p><p>16 - D</p><p>17 - E</p><p>18 - B</p><p>19 - D</p><p>20 - A</p><p>pela</p><p>equação:</p><p>C₂CI₄ (g) + H₂O (g) + H₂O (g) → 2 HCI (g) + Cl₂ (g) + CO (g) + CO₂ (g)</p><p>Os produtos dessa degradação, quando lançados no meio</p><p>ambiente, contribuem para a</p><p>a) elevação do pH do solo.</p><p>b) formação de chuva ácida.</p><p>c) eutrofização de mananciais.</p><p>d) elevação dos níveis de ozônio na atmosfera.</p><p>e) formação de óxidos de enxofre na atmosfera.</p><p>4. (ENEM 2019 PPL) O mármore, rocha metamórfica composta</p><p>principalmente de carbonato de cálcio (CaCO₃), é muito utilizada</p><p>como material de construção e também na produção de esculturas.</p><p>Entretanto, se peças de mármore são expostas a ambientes</p><p>externos, particularmente em grandes cidades e zonas industriais,</p><p>elas sofrem ao longo do tempo um processo de desgaste,</p><p>caracterizado pela perda de massa da peça.</p><p>Esse processo de deterioração ocorre em função da</p><p>a) oxidação do mármore superficial pelo oxigênio.</p><p>b) decomposição do mármore pela radiação solar.</p><p>c) onda de choque provocada por ruídos externos.</p><p>d) abrasão por material particulado presente no ar.</p><p>e) acidez da chuva que cai sobre a superfície da peça.</p><p>5. (ENEM 2017 PPL) Muitas indústrias e fábricas lançam para o</p><p>ar, através de suas chaminés, poluentes prejudiciais às plantas e</p><p>aos animais. Um desses poluentes reage quando em contato</p><p>com o gás oxigênio e a água da atmosfera, conforme as</p><p>equações químicas:</p><p>Equação 1: 2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃</p><p>Equação 2: SO₃ + H₂O → H₂SO₄</p><p>De acordo com as equações, a alteração ambiental decorrente</p><p>da presença desse poluente intensifica o(a):</p><p>a) formação de chuva ácida.</p><p>b) surgimento de ilha de calor.</p><p>c) redução da camada de ozônio.</p><p>d) ocorrência de inversão térmica.</p><p>e) emissão de gases de efeito estufa.</p><p>6. (ENEM 2016 PPL) O processo de dessulfurização é uma das</p><p>etapas utilizadas na produção do diesel. Esse processo consiste</p><p>na oxidação do enxofre presente na forma de sulfeto de</p><p>hidrogênio (H₂S) a enxofre elementar (sólido) que é</p><p>posteriormente removido. Um método para essa extração</p><p>química é o processo Claus, no qual parte do H₂S é oxidada a</p><p>dióxido de enxofre (SO₂) e, então, esse gás é usado para oxidar</p><p>o restante do H₂S. Os compostos de enxofre remanescentes e as</p><p>demais moléculas presentes no diesel sofrerão combustão no</p><p>motor.</p><p>O benefício do processo Claus é que, na combustão do diesel, é</p><p>minimizada a emissão de gases</p><p>a) formadores de hidrocarbonetos.</p><p>b) produtores de óxidos de nitrogênio.</p><p>c) emissores de monóxido de carbono.</p><p>d) promotores da acidificação da chuva.</p><p>e) determinantes para o aumento do efeito estufa.</p><p>7. (ENEM 2015) Em um experimento, colocou-se água até a</p><p>metade da capacidade de um frasco de vidro e, em seguida,</p><p>adicionaram-se três gotas de solução alcoólica de fenolftaleína.</p><p>Adicionou-se bicarbonato de sódio comercial, em pequenas</p><p>quantidades, até que a solução se tornasse rosa. Dentro do</p><p>frasco, acendeu-se um palito de fósforo, o qual foi apagado</p><p>assim que a cabeça terminou de queimar. Imediatamente, o</p><p>frasco foi tampado. Em seguida, agitou-se o frasco tampado e</p><p>observou-se o desaparecimento da cor rosa.</p><p>A explicação para o desaparecimento da cor rosa é que, com a</p><p>combustão do palito de fósforo, ocorreu o(a)</p><p>a) formação de óxidos de caráter ácido.</p><p>b) evaporação do indicador fenolftaleína.</p><p>c) vaporização de parte da água do frasco.</p><p>d) vaporização dos gases de caráter alcalino.</p><p>e) aumento do pH da solução no interior do frasco.</p><p>8. (ENEM 2015 PPL) Na natureza a matéria é constantemente</p><p>transformada por meio dos ciclos biogeoquímicos. Além do ciclo</p><p>da água, existem os ciclos do carbono, do enxofre, do fósforo, do</p><p>nitrogênio e do oxigênio.</p><p>O elemento que está presente em todos os ciclos nomeados é o</p><p>a) fósforo.</p><p>b) enxofre.</p><p>c) carbono.</p><p>d) oxigênio.</p><p>e) nitrogênio.</p><p>9. (PUC-RS) - Dióxido de carbono, dióxido de enxofre e dióxido de</p><p>nitrogênio são, atualmente, considerados poluentes atmosféricos.</p><p>Em relação a esses compostos é correto afirmar que</p><p>a) são binários, formados por um metal e oxigênio.</p><p>b) são iônicos.</p><p>c) são ácidos oxigenados.</p><p>d) reagem com ácidos, formando sal e água.</p><p>e) reagem com água, formando ácidos.</p><p>10. (UEG) Por definição, óxido é todo composto binário que contém</p><p>o oxigênio como o elemento químico mais eletronegativo, e sabe-</p><p>se que, dependendo de sua natureza química, esse apresentará</p><p>comportamento químico diferente. A seguir são apresentados</p><p>quatro óxidos.</p><p>Sobre os óxidos Cl₂O₇, CaO, SO₃ e Na₂O₂ podemos afirmar que</p><p>a) Cl₂O₇ é um óxido básico.</p><p>b) CaO forma solução ácida em água.</p><p>c) CaO e SO₃ reagem entre si formando sal.</p><p>d) SO₃ reage com ácido formando sal e água.</p><p>e) Na₂O₂ apresenta o oxigênio com número de oxidação</p><p>igual a -2.</p><p>AULA 6: Nomenclatura das funções</p><p>inorgânicas</p><p>Este capítulo segue o modelo de aprender fazendo.</p><p>Aprenderemos o modelo de nomenclatura de cada função</p><p>inorgânica para em seguida replicarmos nos exemplos logo abaixo.</p><p>Por conta disso, não temos exercícios no final do capítulo e sim ao</p><p>longo dos tópicos da teoria (até mesmo porque não existem</p><p>questões de vestibular unicamente sobre nomenclatura).</p><p>NOMENCLATURA DAS BASES</p><p>A nomenclatura das bases sempre segue o seguinte formato:</p><p>Agora, pratique com os seguintes exercícios:</p><p>a) NaOH: ________________________________________________________</p><p>b) KOH: __________________________________________________________</p><p>c) Ca(OH)₂: ______________________________________________________</p><p>d) Al(OH)₃: _______________________________________________________</p><p>nox variáveis:</p><p>e) Fe(OH)₂: ______________________________________________________</p><p>f) Fe(OH)₃: _______________________________________________________</p><p>Os itens “e)” e “f)” possuem uma peculiaridade, são compostos</p><p>diferentes, portanto, precisam de nomes diferentes, mas são</p><p>formados pelo mesmo metal. Isso acontece porque, enquanto os</p><p>metais das famílias 1A e 2A têm NOX fixo e formam uma única base,</p><p>o Ferro pode ter NOX +2 ou +3, formando o Fe(OH)₂ e o Fe(OH)₃.</p><p>Isso se resolve incorporando o NOX do ferro ao nome da base.</p><p>A base que possui Ferro com NOX +2 recebe o nome de Hidróxido</p><p>de Ferro II e a base que possui Ferro com NOX +3 recebe o nome</p><p>de Hidróxido de Ferro III. Outros nomes menos utilizados hoje em</p><p>dia são: Hidróxido Ferroso, quando o Ferro tem o NOX +2 (menor)</p><p>e Hidróxido Férrico, quando o Ferro tem o NOX +3 (maior).</p><p>NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS</p><p>Como vimos anteriormente, os ácidos podem ser divididos em</p><p>dois grupos: os Hidrácidos, ácidos que não possuem oxigênio em</p><p>sua composição, e os Oxiácidos, que possuem oxigênio. Cada</p><p>grupo tem seu modelo de nomenclatura, sendo o dos hidrácidos</p><p>mais simples.</p><p>Hidrácidos</p><p>A nomenclatura dos hidrácidos sempre segue o seguinte</p><p>formato:</p><p>Exercícios:</p><p>a) HCl: ______________________________________________________________</p><p>b) HBr: _____________________________________________________________</p><p>c) HI: _______________________________________________________________</p><p>d) HF: ______________________________________________________________</p><p>e) HCN: _____________________________________________________________</p><p>O HCN é o Ácido Cianídrico, uma vez que o seu ânion, o CN⁻,</p><p>se chama Cianeto.</p><p>Oxiácidos</p><p>A nomenclatura dos oxiácidos sempre segue o seguinte</p><p>formato:</p><p>Exercícios:</p><p>a) HClO: _________________________________________________________</p><p>b) HNO₂: _________________________________________________________</p><p>c) HClO₄: _________________________________________________________</p><p>d) H₂SO₄: ________________________________________________________</p><p>e) H₂MnO₄: ______________________________________________________</p><p>f) H₃PO₄: _________________________________________________________</p><p>Uma exceção muito importante é o H₂CO₃, uma vez que o</p><p>NOX desse Carbono é +4, mas seu nome não é Ácido</p><p>Carbonoso</p><p>e sim Ácido Carbônico.</p><p>NOMENCLATURA DOS SAIS</p><p>Os sais são compostos que possuem um cátion que não é o</p><p>H⁺ e um ânion que não é o OH⁻. A sua nomenclatura combina os</p><p>nomes do cátion e do ânion da seguinte maneira:</p><p>O nosso famoso NaCl, por exemplo, se chama Cloreto de</p><p>Sódio, pois é formado pelo ânion Cl-, que é chamado de cloreto,</p><p>e pelo cátion Na+, que é chamado de sódio. Os nomes dos</p><p>cátions quase sempre são os nomes do próprio metal (quando</p><p>se trata de um metal), enquanto os ânions têm um nome que</p><p>depende do nome do ácido que está associado a eles de acordo</p><p>com a seguinte tabela:</p><p>Todo ácido terminado com o sufixo “ico” terá um ânion com</p><p>sufixo “ato” e assim por diante. Por exemplo, o Ácido Carbônico</p><p>libera o ânion CO₃²⁻, o Carbonato.</p><p>Outra forma de determinar o nome dos ânions, que eu</p><p>prefiro, é simplesmente memorizar os mais importantes porque</p><p>somente um punhado deles aparece nas provas de vestibulares.</p><p>Abaixo, resgato a tabela utilizada no capítulo de Número de</p><p>Oxidação que nomeia os cátions e ânions mais importantes:</p><p>Exercícios:</p><p>a) NaCl: _________________________________________________________</p><p>b) NaNO₃: ______________________________________________________</p><p>c) CaCO₃: _______________________________________________________</p><p>d) K₂CO₃: _______________________________________________________</p><p>e) FeSO₄: _______________________________________________________</p><p>NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS</p><p>Os óxidos, assim como as bases, possuem uma nomenclatura</p><p>bem simples. Quando o oxigênio está ligado a um metal, ela se dá</p><p>da seguinte forma:</p><p>Bem simples, não é mesmo? Quando o oxigênio está ligado a</p><p>um ametal, a nomenclatura se dá da seguinte forma:</p><p>Exercícios:</p><p>a) CO₂: ____________________________________________________________</p><p>b) CO: _____________________________________________________________</p><p>a) CaO: ____________________________________________________________</p><p>b) Na₂O: ___________________________________________________________</p><p>c) PbO₂: ___________________________________________________________</p><p>d) N₂O: ____________________________________________________________</p><p>e) FeO: ____________________________________________________________</p><p>f) Fe₂O₃: ___________________________________________________________</p><p>Nos itens “e)” e “f)” se aplica exatamente a mesma regra que</p><p>foi explicada nos itens “e)” e “f)” do tópico sobre nomenclatura das</p><p>bases.</p><p>AULA 7: Balanceamento e Estequiometria</p><p>GRANDEZAS QUÍMICAS</p><p>Definição</p><p>Velocidade, força e energia são exemplos de grandezas</p><p>utilizadas na área da física. Uma velocidade pode ser medida em</p><p>metros por segundo (m/s), uma força pode ser medida em newtons</p><p>(N) e uma quantidade de energia pode ser medida em Joules (J). Ou</p><p>seja, uma grandeza é tudo aquilo que pode ser medido. Dessa</p><p>forma, para realizarmos cálculos químicos nós precisaremos</p><p>conhecer as grandezas químicas e alguns conceitos.</p><p>Massa atômica</p><p>Quando uma pessoa tem 2 metros de altura, isso significa que</p><p>existe um valor de comprimento que chamamos de "1 metro" e que</p><p>essa pessoa tem o dobro desse tamanho. Se essa mesma pessoa</p><p>tem 70 quilogramas de massa, isso significa que existe um valor de</p><p>massa que chamamos de "1 quilograma" e que essa pessoa tem 70</p><p>vezes mais massa que isso. Muita viagem, né? Meu ponto com isso</p><p>é só afirmar que em algum momento esses valores foram definidos</p><p>por alguém para que pudéssemos medir as coisas ao nosso redor</p><p>usando-os como referência.</p><p>Como o mundo atômico é muito, muito pequeno, não faz</p><p>sentido usar referências cotidianas para medir os átomos e as</p><p>moléculas. Imagine só, dizer que a massa da molécula de glicose é</p><p>0,000000000000000000000299g? Não é nada prático. Por conta</p><p>disso, foi criada uma referência para massas de nível atômico: A</p><p>unidade de massa atômica unificada, ou "u" simplesmente.</p><p>E como isso foi feito? Definiram que a massa do isótopo mais</p><p>abundante do carbono (que possui 6 nêutrons e 6 prótons) é 12 u</p><p>e, consequentemente: 1 u = massa de 1 próton = massa de 1</p><p>nêutron. Dessa forma, pudemos determinar as massas dos outros</p><p>elementos de acordo com quantas vezes eles são mais pesados</p><p>que 1 u.</p><p>Massa atômica de um elemento</p><p>Nesse momento, você pode estar se perguntando "Ué</p><p>professor, mas eu vi na tabela periódica que a massa atômica do</p><p>Cloro é 35,5. Como isso é possível? Dá pra cortar um próton ou um</p><p>nêutron no meio pra ter esse 0,5 aí?". A resposta é não. No</p><p>parágrafo anterior eu falei do isótopo do Carbono, certo? Mas o que</p><p>isótopo significa?</p><p>Isótopos são átomos de um mesmo elemento, mas que não</p><p>têm a mesma massa atômica — como os átomos são do mesmo</p><p>elemento, eles possuem a mesma quantidade de prótons, logo, a</p><p>diferença da massa se deve a uma diferente quantidade de</p><p>nêutrons —. O Cloro, por exemplo, tem dois isótopos: o Cloro 35,</p><p>que tem massa 35 u, e o Cloro 37, que tem massa 37 u. Então, o</p><p>35,5 u que aparece na tabela periódica é o resultado de uma média</p><p>ponderada entre esses dois isótopos de acordo com suas</p><p>abundâncias na natureza que, no exemplo que estamos utilizando,</p><p>é de 75% pro Cloro 35 e 25% pro Cloro 37.</p><p>Massa molecular</p><p>A massa de uma molécula é a soma das massas dos átomos</p><p>que a compõem. Vamos calcular as massas moleculares de</p><p>alguns exemplos:</p><p>Massas atômicas: H = 1 u ; C = 12 u ; O = 16 u ; S = 32 u</p><p>a) H₂O: __2 x 1 + 16 = 18 u__</p><p>b) H₂SO₄: __2 x 1 + 32 + 4 x 16 = 98 u__</p><p>Agora tente calcular o item “c” sozinho,</p><p>c) C₆H₁₂O₆: ____________________________________</p><p>Número de Avogadro</p><p>Existe um número capaz de relacionar a unidade de massa</p><p>atômica “u” a uma grandeza mais utilizada no cotidiano, o grama.</p><p>Mas de que maneira isso acontece?</p><p>Uma molécula de água pesa 18 u, correto? Agora pegue 6,02</p><p>x 10²³ moléculas de água e as pese. Esse peso será exatamente</p><p>18 g. Perceba que você conseguiu “transformar” a unidade de</p><p>massa atômica “u” em grama, bastou pesar uma quantidade</p><p>suficiente de moléculas de água, 6,02 x 10²³ moléculas. Esse é o</p><p>número de Avogadro. Isso não se aplica somente às moléculas</p><p>de água, 1 u multiplicado por 6,02 x 10²³ é sempre igual a 1 g.</p><p>Mol (n)</p><p>Mol é uma palavra utilizada para definir uma quantidade</p><p>específica de alguma coisa. Nós já fazemos isso no cotidiano</p><p>quando falamos “um par de meias”, “uma dúzia de ovos” ou “dois</p><p>centos de salgadinhos” para nos referir a 2 meias, 12 ovos e 200</p><p>salgadinhos. A palavra Mol funciona exatamente da mesma</p><p>forma. Um mol de moléculas de água equivale a 6,02 x 10²³</p><p>moléculas de água.</p><p>Quando usamos “mol” estamos nos referindo à quantidade</p><p>de alguma substância, ou seja, quantas unidades temos daquela</p><p>substância. Fazer isso é bem mais prático que estar sempre</p><p>repetindo “6,02 x 10²³” pra lá e pra cá. É muito mais simples</p><p>simplesmente dizer “mol”.</p><p>Em equações, a quantidade de mols de uma substância é</p><p>representada pela letra “n”.</p><p>Curiosidade: há quem diga que é de “mol” que veio a</p><p>expressão nordestina “fulano levou um mói de chifre” ou “um</p><p>mói de peia”.</p><p>Massa molar (M)</p><p>Massa molar é a massa de um mol de um elemento ou</p><p>molécula. Por exemplo, a massa atômica do carbono é 12 u,</p><p>correto? Logo, se eu tiver 1 mol de carbono ele irá ter uma massa</p><p>de 12 g. Para cada mol de carbono, temos 12g. Em outras</p><p>palavras, 12 g/mol é a massa molar do carbono. O próprio nome</p><p>“massa molar” sugere que é massa por mol, ou massa pra cada</p><p>mol. Para substâncias compostas, a massa molar da substância</p><p>é a soma das massas molares de cada um dos átomos que a</p><p>compõe.</p><p>A massa (g), a quantidade de mols (n) e a massa molar (M)</p><p>são 3 grandezas interligadas:</p><p>É como se a massa molar fosse uma ponte entre a quantidade</p><p>de uma substância e a sua massa, ela consegue transformar</p><p>qualquer uma das duas grandezas na outra através de uma</p><p>multiplicação ou de uma divisão.</p><p>SIMBOLOGIA</p><p>DE REAÇÕES QUÍMICAS</p><p>Numa reação química, ligações químicas podem ser</p><p>quebradas e formadas para que uma ou mais substâncias se</p><p>transformem em outra(s) substância(s). Para representar essas</p><p>transformações utilizamos uma seta apontando para o lado direito,</p><p>simbolizando a transformação dos reagentes nos produtos:</p><p>Reagente: Substâncias inicialmente presentes. Já que elas se</p><p>transformam nos produtos, sua quantidade diminui com o</p><p>decorrer da reação.</p><p>Produto: Novas substâncias obtidas após a reação. Por isso,</p><p>sua quantidade aumenta com o decorrer da reação.</p><p>Além disso, precisamos compreender outros símbolos</p><p>envolvidos na representação de uma reação química:</p><p>Substâncias: Cada elemento químico será representado pelo</p><p>seu símbolo da tabela periódica. Substâncias compostas terão</p><p>juntos os símbolos dos elementos que a compõe</p><p>Índice: Número menor do lado direito do elemento químico,</p><p>nos diz quantos átomos daquele elemento a molécula possui.</p><p>Coeficiente estequiométrico: Número que vem antes da</p><p>molécula, e indica a quantidade de moléculas (em mols) envolvidas</p><p>naquela reação. O conjunto dos coeficientes nos indica a proporção</p><p>estequiométrica.</p><p>Estado físico: É indicado ao lado direito e abaixo da molécula,</p><p>entre parênteses.</p><p>LEIS PONDERAIS</p><p>As reações químicas obedecem a certas leis. Elas ficaram</p><p>conhecidas como Leis Ponderais, pois foram observadas ao</p><p>comparar o peso de reagentes e produtos em diversas reações</p><p>químicas. Elas são:</p><p>Lei de Lavoisier (Conservação das Massas)</p><p>A Lei de Lavoisier diz que a soma das massas das substâncias</p><p>reagentes em um recipiente fechado é igual à soma das massas dos</p><p>produtos da reação.</p><p>Outra forma de compreender essa lei é pela famosa frase</p><p>“Nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”, do próprio</p><p>Lavoisier. De maneira mais simples, é só lembrar que tudo que tem</p><p>do lado esquerdo da reação tem que aparecer no lado direito na</p><p>mesma quantidade.</p><p>Lei de Proust (Lei das Proporções Definidas)</p><p>A Lei de Proust diz que uma determinada substância</p><p>composta é formada por substâncias mais simples, unidas</p><p>sempre na mesma proporção em massa.</p><p>Para compreender essa lei basta pensar numa receita de</p><p>bolo: A proporção entre os ingredientes é sempre a mesma, se</p><p>você quiser aumentar a quantidade de um dos ingredientes</p><p>precisará aumentar a quantidade dos demais, caso contrário</p><p>terá como resultado um bolo diferente do que o que você queria.</p><p>Da mesma forma acontece nas reações químicas: A</p><p>proporção em massa das substâncias simples que reagem para</p><p>formar uma determinada substância composta são sempre as</p><p>mesmas, se você aumentar a quantidade que reage de uma das</p><p>substâncias simples, precisará aumentar a quantidade das</p><p>demais para manter a mesma substância composta.</p><p>Lei de Dalton (Lei das Proporções Múltiplas)</p><p>Mas vamos supor que você queira fazer os dois tipos de bolo</p><p>(dois produtos diferentes): o da receita original e o mesmo bolo,</p><p>porém com um ingrediente (substância simples) com uma</p><p>quantidade diferente da original.</p><p>Nesse caso, a Lei de Dalton diz que quando duas</p><p>substâncias reagem formando dois compostos diferentes, se um</p><p>deles tiver a massa fixada, a massa do outro composto em uma</p><p>das reações será um múltiplo da massa dele na outra reação.</p><p>Leis ponderais na prática</p><p>Abaixo, os experimentos 1, 2 e 3 envolvem uma reação entre</p><p>carbono e oxigênio na formação de algum composto e ajudam</p><p>na compreensão das leis de Lavoisier, Proust e Dalton,</p><p>respectivamente:</p><p>No primeiro experimento vemos que 12 + 16 = 28, ou seja, a</p><p>massa se conservou.</p><p>No segundo experimento vemos que ao dobrar a</p><p>quantidade de carbono e de oxigênio a quantidade do composto</p><p>produzido também dobrou.</p><p>O terceiro exemplo é um pouco mais complicado, nele</p><p>observamos que, após fixarmos a quantidade de oxigênio do</p><p>segundo experimento enquanto mudamos a quantidade de</p><p>carbono, nós obtemos um novo composto de tal modo que a</p><p>proporção de carbono entre o experimento 2 e o experimento 3</p><p>é um número inteiro e pequeno, no caso, 2 (o dobro).</p><p>BALANCEAMENTO DE REAÇÕES</p><p>Questões que envolvam reações químicas, às vezes, podem</p><p>nos fornecer as reações sem os coeficientes estequiométricos</p><p>corretos (reações desbalanceadas). Nesses casos, nós mesmos</p><p>deveremos fazer o Balanceamento da reação.</p><p>Como vimos anteriormente, nas reações químicas as ligações</p><p>entre os átomos são quebradas e formadas, mas os átomos</p><p>envolvidos continuam os mesmos. Ou seja, todo átomo que</p><p>aparece nos reagentes também deve aparecer nos produtos, nada</p><p>a mais nem a menos.</p><p>Logo, o nosso papel ao balancear uma equação é manipular os</p><p>coeficientes de cada substância para que no final o somatório de</p><p>cada elemento seja o mesmo nos reagentes e nos produtos.</p><p>Existem 3 métodos para balancear uma reação: Método das</p><p>tentativas, Método aritmético e Método da oxirredução.</p><p>Entretanto, na minha opinião, o método das tentativas é preferível,</p><p>por ser mais simples e mais eficaz na maioria dos casos.</p><p>Esse método consiste em ir atrás de MACHO. Isso mesmo,</p><p>Metais, Ametais, Carbono, Hidrogênio e Oxigênio. Você ajusta</p><p>primeiro o coeficiente de uma substância que tenha um Metal para</p><p>que as quantidades nos reagentes e nos produtos fiquem iguais.</p><p>Depois faz o mesmo para os Ametais (exceto o hidrogênio e o</p><p>oxigênio). Depois faz o mesmo para o Carbono, para o Hidrogênio</p><p>e para o Oxigênio. Após isso, em alguns casos, a reação já estará</p><p>balanceada, mas se ela permanecer desbalanceada é só continuar</p><p>fazendo o mesmo processo seguindo a mesma ordem de</p><p>prioridade que eventualmente a equação será balanceada.</p><p>CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO</p><p>Estequiometria é um assunto que é temido por muitos</p><p>estudantes, mas não precisa ser assim. Garanto que com um pouco</p><p>de mente aberta e tranquilidade esse assunto não será um bicho</p><p>de sete cabeças.</p><p>Toda questão de estequiometria segue a mesma lógica: A</p><p>questão te dá a massa de uma substância envolvida em uma</p><p>reação química e a partir dessa massa você precisa encontrar a</p><p>massa de outra substância envolvida na mesma reação. Como toda</p><p>questão segue essa mesma lógica, só precisamos empregar uma</p><p>sequência de etapas e nossa questão estará resolvida. Mas não se</p><p>iluda, a verdadeira compreensão desse passo-a-passo só virá com</p><p>a prática, resolvendo exercícios. Tomemos a seguinte questão</p><p>como exemplo para aplicarmos o passo-a-passo na prática:</p><p>Considerando a reação de decomposição térmica do</p><p>carbonato de cálcio mostrada abaixo, responda:</p><p>CaCO₃ → CaO + CO₂</p><p>Quantos gramas de CO₂ são emitidos na decomposição de</p><p>300g de carbonato de cálcio? Considere as massas molares: CaCO₃</p><p>= 100 g/mol ; CaO = 56 g/mol ; CO₂ = 44 g/mol.</p><p>1º passo: Encontrar a proporção estequiométrica</p><p>Essa etapa é bem simples, a proporção estequiométrica entre</p><p>as duas substâncias analisadas é simplesmente a razão entre os</p><p>seus coeficientes estequiométricos.</p><p>Nesse caso, a proporção estequiométrica entre o CaCO₃ e o</p><p>CO₂ é 1:1 (um para um).</p><p>2º passo: Transformar a proporção estequiométrica numa</p><p>proporção de massas</p><p>As substâncias analisadas possuem uma determinada massa</p><p>molar. Esta etapa consiste em reescrever a proporção entre as</p><p>substâncias, porém multiplicando os coeficientes de cada</p><p>substância pelas suas respectivas massas molares. O resultado</p><p>desse procedimento é que agora temos uma proporção de</p><p>massas entre as duas substâncias.</p><p>Nesse caso, a proporção em massa entre o CaCO₃ e o CO₂ é</p><p>1 x 100 : 1 x 44, ou seja, 100 : 44.</p><p>3º passo: Aplicar a regra de 3</p><p>Se agora eu sei que X de massa da primeira substância</p><p>(nessa questão, 100 g) está relacionada com Y de massa da</p><p>segunda substância (nessa questão, 44 g), eu posso</p><p>simplesmente criar uma regra de 3 na qual X está para Y assim</p><p>como a massa que a questão deu (300 g) está para a massa</p><p>desconhecida ( “z”, ou outra letra de sua preferência).</p><p>100 g → 44 g</p><p>300 g → z</p><p>logo,</p><p>z = 132 g</p><p>Pronto, questão resolvida! Não é tão difícil, não é mesmo?</p><p>Agora sugiro que tente resolver novamente</p><p>sozinho para</p><p>garantir a memorização das 3 etapas.</p><p>Nos tópicos seguintes vamos abordar algumas variações</p><p>das questões de estequiometria, mas você verá que não são</p><p>motivo para nenhuma preocupação. Afinal, você não é 10, é 12!</p><p>Pureza</p><p>Essa variação é a mais simples. Questões que falam em</p><p>pureza vão exigir apenas que você desconte as impurezas</p><p>presentes na amostra antes de iniciar seus cálculos, já que a</p><p>impureza não vai fazer parte da nossa reação.</p><p>Por exemplo, se a questão que usamos como exemplo</p><p>informasse que nossa amostra de 300 g de carbonato de cálcio</p><p>tinha 80% de pureza, isso significaria que apenas 240g (80% de</p><p>300) realmente são carbonato de cálcio.</p><p>Dessa forma, sempre que você precisar considerar a pureza,</p><p>basta realizar esse desconto na amostra antes de realizar os 3</p><p>passos da estequiometria.</p><p>Rendimento</p><p>Reações químicas nem sempre formam apenas os produtos</p><p>que nos interessam, muitas vezes os nossos reagentes</p><p>encontram alguma condição que não é perfeita e formam</p><p>produtos diferentes do desejado. Faz parte da vida e da química.</p><p>Quando isso acontece numa questão de estequiometria, ela</p><p>nos informa a existência de um rendimento que, assim como a</p><p>pureza, é descrito em porcentagem. O rendimento de uma</p><p>reação nos diz quantos porcento dela realmente formaram os</p><p>produtos desejados.</p><p>Por exemplo, se a questão que usamos como exemplo</p><p>informasse um rendimento de 50%, isso significaria que os 132</p><p>g de CO₂ que foram calculados não foram obtidos. A quantidade</p><p>de CO₂ realmente obtida teria sido somente a metade do</p><p>esperado, no caso, 66 g.</p><p>Dessa forma, sempre que você precisar considerar o</p><p>rendimento, basta realizar esse desconto na amostra após</p><p>realizar os 3 passos da estequiometria.</p><p>Observação: Existe um tipo de questão na qual aplicar o</p><p>rendimento não significa aplicar um desconto e sim um</p><p>acréscimo. Esses casos acontecem quando a questão te dá a massa</p><p>de uma substância dos produtos e pede para que você calcule a</p><p>massa de uma substância dos reagentes. Nesses casos você</p><p>deverá pegar o valor encontrado ao final do 3º passo e dividir pelo</p><p>rendimento ao invés de multiplicar. Pode parecer estranha a ideia</p><p>de dividir para promover um acréscimo, mas isso acontece porque</p><p>os rendimentos são números entre 0 e 1 (pelo menos quando você</p><p>escreve as porcentagens na forma decimal).</p><p>Reagentes Excedentes e Limitantes</p><p>Essa variação é bem rara nas questões de estequiometria.</p><p>Você consegue identificá-la em questões que informam a massa de</p><p>duas substâncias, fazendo com que você precise escolher uma</p><p>delas para aplicar os 3 passos.</p><p>Em uma reação química, os reagentes em excesso são aqueles</p><p>que estão presentes em quantidade maior do que o necessário</p><p>para reagir completamente com os outros reagentes. Por outro</p><p>lado, os reagentes limitantes são aqueles que são consumidos por</p><p>completo na reação, determinando a quantidade máxima de</p><p>produtos que pode ser formada. Como o próprio nome já diz, o</p><p>reagente limitante é quem determina até onde a reação ocorre. É</p><p>o reagente limitante que devemos utilizar para aplicar os 3 passos.</p><p>Nós encontramos o reagente limitante ao transformar as</p><p>massas fornecidas das substâncias em sua quantidade em mol. A</p><p>substância que tiver menor quantidade, em mols, em comparação</p><p>à proporção estequiométrica da reação será o reagente limitante.</p><p>A partir daí, é só aplicar os 3 passos normalmente.</p><p>QUESTÕES</p><p>1. (ENEM 2023) Existe no comércio um produto antimofo</p><p>constituído por uma embalagem com tampa perfurada contendo</p><p>cloreto de cálcio anidro, CaCl₂. Uma vez aberto o lacre, essa</p><p>substância absorve a umidade ambiente, transformando-se em</p><p>cloreto de cálcio di-hidratado, CaCl₂⋅2H₂O.</p><p>Considere a massa molar da água igual a 18 g/mol, e a massa molar</p><p>do cloreto de cálcio anidro igual a 111 g/mol.</p><p>Na hidratação da substância presente no antimofo, o ganho</p><p>percentual, em massa, é mais próximo de</p><p>a) 14%</p><p>b) 16%</p><p>c) 24%</p><p>d) 32%</p><p>e) 75%</p><p>2. (ENEM 2023 PPL) Um carro sedã apresenta tipicamente 200 kg</p><p>de alumínio distribuídos pelo chassi, motor e cabine. Uma amostra</p><p>de bauxita, principal fonte natural do metal, é composta por 50%</p><p>em massa de óxido de alumínio (Al₂O₃). Considere a massa molar</p><p>do alumínio (Al) igual a 27 g/mol e a do oxigênio (O) igual a 16 g/mol.</p><p>A massa de bauxita que deve ser empregada para produzir o</p><p>alumínio usado na fabricação de um carro desse modelo é mais</p><p>próxima de</p><p>a) 378 kg.</p><p>b) 400 kg.</p><p>c) 637 kg.</p><p>d) 756 kg.</p><p>e) 1 512 kg.</p><p>3. (ENEM 2022) O ácido tartárico é o principal ácido do vinho e está</p><p>diretamente relacionado com sua qualidade. Na avaliação de um</p><p>vinho branco em produção, uma analista neutralizou uma alíquota</p><p>de 25,0 mL do vinho com NaOH a 0,10 mol/L, consumindo um</p><p>volume igual a 8,0 mL dessa base. A reação para esse processo</p><p>de titulação é representada pela equação química:</p><p>A concentração de ácido tartárico no vinho analisado é mais</p><p>próxima de:</p><p>a) 1,8 g/L</p><p>b) 2,4 g/L</p><p>c) 3,6 g/L</p><p>d) 4,8 g/L</p><p>e) 9,6 g/L</p><p>4. (ENEM 2021) A obtenção de etanol utilizando a cana-de-açúcar</p><p>envolve a fermentação dos monossacarídeos formadores da</p><p>sacarose contida no melaço. Um desses formadores é a glicose</p><p>(C₆H₁₂O₆), cuja fermentação produz cerca de 50 g de etanol a</p><p>partir de 100 g de glicose, conforme a equação química descrita.</p><p>Em uma condição específica de fermentação, obtém-se 80% de</p><p>conversão em etanol que, após sua purificação, apresenta</p><p>densidade igual a 0,80 g/mL. O melaço utilizado apresentou 50</p><p>kg de monossacarídeos na forma de glicose.</p><p>O volume de etanol, em litro, obtido nesse processo é mais</p><p>próximo de</p><p>a) 16.</p><p>b) 20.</p><p>c) 25.</p><p>d) 64.</p><p>e) 100.</p><p>5. (ENEM 2021 PPL) Um marceneiro esqueceu um pacote de</p><p>pregos ao relento, expostos à umidade do ar e à chuva. Com isso,</p><p>os pregos de ferro, que tinham a massa de 5,6 g cada, acabaram</p><p>cobertos por uma camada espessa de ferrugem (Fe₂O₃·H₂O),</p><p>uma substância marrom insolúvel, produto da oxidação do ferro</p><p>metálico, que ocorre segundo a equação química:</p><p>2 Fe(s) + 3/2 O₂ (g) + H₂O (I) → Fe₂O₃·H₂O (s)</p><p>Considere as massas molares (g/mol): H = 1; O = 16; Fe = 56.</p><p>Qual foi a massa de ferrugem produzida ao se oxidar a metade</p><p>(50%) de um prego?</p><p>a) 4,45 g</p><p>b) 8,90 g</p><p>c) 17,80 g</p><p>d) 72,00 g</p><p>e) 144,00 g</p><p>6. (ENEM 2020) O crescimento da frota de veículos em circulação</p><p>no mundo tem levado à busca e desenvolvimento de tecnologias</p><p>que permitam minimizar emissões de poluentes atmosféricos. O</p><p>uso de veículos elétricos é uma das propostas mais</p><p>propagandeadas por serem de emissão zero. Podemos</p><p>comparar a emissão de carbono na forma de CO₂ (massa molar</p><p>igual a 44 g/mol) para os dois tipos de carros (a combustão e</p><p>elétrico). Considere que os veículos tradicionais a combustão,</p><p>movidos a etanol (massa molar igual a 46 g/mol), emitem uma</p><p>média de 2,6 mol de CO₂ por quilômetro rodado, e os elétricos</p><p>emitem o equivalente a 0,45 mol de CO₂ por quilômetro rodado</p><p>(considerando as emissões na geração e transmissão da</p><p>eletricidade). A reação de combustão do etanol pode ser</p><p>representada pela equação química:</p><p>C₂H₅OH (l) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (g)</p><p>Foram analisadas as emissões de CO₂ envolvidas em dois veículos,</p><p>um movido a etanol e outro elétrico, em um mesmo trajeto de</p><p>1.000 km.</p><p>A quantidade equivalente de etanol economizada, em quilograma,</p><p>com o uso do veículo elétrico nesse trajeto, é mais próxima de</p><p>a) 50.</p><p>b) 60.</p><p>c) 95.</p><p>d) 99.</p><p>e) 120.</p><p>7. (ENEM 2020 Digital) A combustão completa de combustíveis</p><p>fósseis produz água e dióxido de carbono (CO₂, massa molar 44</p><p>g/mol). A União Europeia estabeleceu, desde 2012, limite de</p><p>emissão veicular de 130 g de CO₂ por quilômetro rodado (valor</p><p>aplicável a uma média de veículos de um mesmo fabricante), tendo</p><p>como penalidade multa, caso o fabricante ultrapasse a meta. A</p><p>gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos com cerca de oito</p><p>carbonos em sua composição, incluindo isômeros do octano</p><p>(C₈H₁₈). Considere que em uma cidade o consumo médio diário</p><p>dos</p><p>carros de um fabricante seja de 10 km/L de gasolina, formada</p><p>apenas por octano (massa molar 114 g/mol) e que sua densidade</p><p>seja 0,70 kg/L.</p><p>A diferença de emissão de CO₂ dos carros desse fabricante em</p><p>relação ao limite estabelecido na União Europeia é</p><p>a) 80% menor.</p><p>b) 60% menor.</p><p>c) 46% menor.</p><p>d) 108% maior.</p><p>e) 66% maior.</p><p>8. (ENEM 2020 PPL) Os esgotos domésticos são, em geral, fontes do</p><p>íon tripolifosfato (P₃O₁₀⁵⁻, de massa molar igual a 253 g/mol), um</p><p>possível constituinte dos detergentes. Esse íon reage com a água,</p><p>como mostra a equação a seguir, e produz o íon fosfato (PO₄³⁻, de</p><p>massa molar igual a 95 g/mol), um contaminante que pode causar</p><p>a morte de um corpo hídrico. Em um lago de 8 000 m³, todo o</p><p>fósforo presente é proveniente da liberação de esgoto que contém</p><p>0,085 mg/L de íon tripolifosfato, numa taxa de 16 m³ por dia. De</p><p>acordo com a legislação brasileira, a concentração máxima de</p><p>fosfato permitido para água de consumo humano é de 0,030 mg/L.</p><p>P₃O₁₀⁵⁻ (aq) + 2 H₂O (l) → 3 PO₄³⁻ (aq) + 4 H⁺ (aq)</p><p>O número de dias necessário para que o lago alcance a</p><p>concentração máxima de fósforo (na forma de íon fosfato)</p><p>permitida para o consumo humano está mais próximo de</p><p>a) 158.</p><p>b) 177.</p><p>c) 444.</p><p>d) 1 258.</p><p>e) 1 596.</p><p>9. (ENEM 2020 PPL) O carvão é um combustível que tem várias</p><p>substâncias em sua composição. Em razão disso, quando é</p><p>representada sua queima com o oxigênio (massa molar 16 g/mol),</p><p>simplifica-se elaborando apenas a combustão completa do</p><p>carbono (massa molar 12 g/mol). De acordo com o conteúdo médio</p><p>de carbono fixo, o carvão é classificado em vários tipos, com</p><p>destaque para o antracito, que apresenta, em média, 90% de</p><p>carbono. Esse elevado conteúdo favorece energeticamente a</p><p>combustão, no entanto, libera maior quantidade de gás que</p><p>provoca efeito estufa.</p><p>Supondo a queima completa de 100 g de carvão antracito, a massa</p><p>de gás liberada na atmosfera é, em grama, mais próxima de</p><p>a) 90,0.</p><p>b) 210,0.</p><p>c) 233,3.</p><p>d) 330,0.</p><p>e) 366,7.</p><p>10. (ENEM 2019) Um dos parâmetros de controle de qualidade</p><p>de polpas de frutas destinadas ao consumo como bebida é a</p><p>acidez total expressa em ácido cítrico, que corresponde à massa</p><p>dessa substância em 100 gramas de polpa de fruta. O ácido</p><p>cítrico é uma molécula orgânica que apresenta três hidrogênios</p><p>ionizáveis (ácido triprótico) e massa molar 192 g/mol. O quadro</p><p>indica o valor mínimo desse parâmetro de qualidade para polpas</p><p>comerciais de algumas frutas.</p><p>A acidez total expressa em ácido cítrico de uma amostra</p><p>comercial de polpa de fruta foi determinada. No procedimento,</p><p>adicionou-se água destilada a 2,2 g da amostra e, após a</p><p>solubilização do ácido cítrico, o sólido remanescente foi filtrado.</p><p>A solução obtida foi titulada com solução de hidróxido de sódio</p><p>0,01 mol/L, em que se consumiram 24 mL da solução básica</p><p>(titulante).</p><p>Entre as listadas, a amostra analisada pode ser de qual polpa de</p><p>fruta?</p><p>a) Apenas caju.</p><p>b) Apenas maracujá.</p><p>c) Caju ou graviola.</p><p>d) Acerola ou cupuaçu.</p><p>e) Cupuaçu ou graviola.</p><p>11. (ENEM 2019 PPL) Na busca por ouro, os garimpeiros se</p><p>confundem facilmente entre o ouro verdadeiro e o chamado</p><p>ouro de tolo, que tem em sua composição 90% de um minério</p><p>chamado pirita (FeS₂). Apesar do engano, a pirita não é</p><p>descartada, pois é utilizada na produção do ácido sulfúrico, que</p><p>ocorre com rendimento global de 90%, conforme as equações</p><p>químicas apresentadas.</p><p>Considere as massas molares: FeS₂ (120 g/mol), O₂ (32 g/mol),</p><p>Fe₂O₃ (160 g/mol), SO₂ (64 g/mol), SO₃ (80 g/mol), H₂O (18 g/mol),</p><p>H₂SO₄ (98 g/mol).</p><p>4 FeS₂ + 11 O₂ →2 Fe₂O₃ + 8 SO₂</p><p>2 SO₂ + O₂ →2 SO₃</p><p>SO₃ + H₂O →H₂SO₄</p><p>Qual é o valor mais próximo da massa de ácido sulfúrico, em</p><p>quilograma, que será produzida a partir de 2,0 kg de ouro de</p><p>tolo?</p><p>a) 0,33</p><p>b) 0,41</p><p>c) 2,6</p><p>d) 2,9</p><p>e) 3,3</p><p>12. (ENEM 2018) O carro flex é uma realidade no Brasil. Estes</p><p>veículos estão equipados com motor que tem a capacidade de</p><p>funcionar com mais de um tipo de combustível. No entanto, as</p><p>pessoas que têm esse tipo de veículo, na hora do abastecimento,</p><p>têm sempre a dúvida: álcool ou gasolina? Para avaliar o consumo</p><p>desses combustíveis, realizou-se um percurso com um veículo</p><p>flex, consumindo 40 litros de gasolina e no percurso de volta</p><p>utilizou-se etanol. Foi considerado o mesmo consumo de energia</p><p>tanto no percurso de ida quanto no de volta.</p><p>O quadro resume alguns dados aproximados sobre esses</p><p>combustíveis.</p><p>O volume de etanol combustível, em litro, consumido no percurso</p><p>de volta é mais próximo de</p><p>a) 27.</p><p>b) 32.</p><p>c) 37.</p><p>d) 58.</p><p>e) 67.</p><p>13. (ENEM 2018) Por meio de reações químicas que envolvem</p><p>carboidratos, lipídeos e proteínas, nossas células obtêm energia e</p><p>produzem gás carbônico e água. A oxidação da glicose no</p><p>organismo humano libera energia, conforme ilustra a equação</p><p>química, sendo que aproximadamente 40% dela é disponibilizada</p><p>para atividade muscular.</p><p>Considere as massas molares (em g/mol): H = 1; C = 12; O = 16.</p><p>Na oxidação de 1,0 grama de glicose, a energia obtida para</p><p>atividade muscular, em quilojoule, é mais próxima de</p><p>a) 6,2.</p><p>b) 15,6.</p><p>c) 70,0.</p><p>d) 622,2.</p><p>e) 1 120,0.</p><p>14. (ENEM 2018 PPL) Objetos de prata sofrem escurecimento</p><p>devido à sua reação com enxofre. Estes materiais recuperam seu</p><p>brilho característico quando envoltos por papel alumínio e</p><p>mergulhados em um recipiente contendo água quente e sal de</p><p>cozinha.</p><p>A reação não balanceada que ocorre é:</p><p>Ag₂S (s) + Al (s) → Al₂S₃ (s) + Ag (s)</p><p>Dados da massa molar dos elementos (g/mol): Ag = 108; S = 32.</p><p>Utilizando o processo descrito, a massa de prata metálica que será</p><p>regenerada na superfície de um objeto que contém 2,48 g de Ag₂S</p><p>é</p><p>a) 0,54 g.</p><p>b) 1,08 g.</p><p>c) 1,91 g.</p><p>d) 2,16 g.</p><p>e) 3,82 g.</p><p>15. (ENEM 2018 PPL) Pesquisadores desenvolveram uma nova e</p><p>mais eficiente rota sintética para produzir a substância</p><p>atorvastatina, empregada para reduzir os níveis de colesterol.</p><p>Segundo os autores, com base nessa descoberta, a síntese da</p><p>atorvastatina cálcica (CaC₆₆H₆₈F₂N₄O₁₀, massa molar igual a 1154</p><p>g/mol) é realizada a partir do éster 4-metil-3-oxopentanoato de</p><p>metila (C₇H₁₂O₃, massa molar igual a 144 g/mol).</p><p>Considere o rendimento global de 20% na síntese da atorvastatina</p><p>cálcica a partir desse éster, na proporção de 1:1.</p><p>Simplificadamente, o processo é ilustrado na figura.</p><p>Considerando o processo descrito, a massa, em grama, de</p><p>atorvastatina cálcica obtida a partir de 100 g do éster é mais</p><p>próxima de</p><p>a) 20.</p><p>b) 29.</p><p>c) 160.</p><p>d) 202.</p><p>e) 231.</p><p>16. (ENEM 2017) O ácido acetilsalicílico, AAS (massa molar igual a</p><p>180 g/mol), é sintetizado a partir da reação do ácido salicílico</p><p>(massa molar igual a 138 g/mol) com anidrido acético, usando-se</p><p>ácido sulfúrico como catalisador, conforme a equação química:</p><p>Após a síntese, o AAS é purificado e o rendimento flnal é de</p><p>aproximadamente 50%. Devido às suas propriedades</p><p>farmacológicas (antitérmico, analgésico, anti-inflamatório e</p><p>antitrombótico), o AAS é utilizado como medicamento na forma</p><p>de comprimidos, nos quais se emprega tipicamente uma massa</p><p>de 500 mg dessa substância.</p><p>Uma indústria farmacêutica pretende fabricar um lote de 900 mil</p><p>comprimidos, de acordo com as especificações do texto. Qual é</p><p>a massa de ácido salicílico, em kg, que deve ser empregada para</p><p>esse fim?</p><p>a) 293</p><p>b) 345</p><p>c) 414</p><p>d) 690</p><p>e) 828</p><p>17. (ENEM 2017 PPL) Os combustíveis de origem fóssil, como o</p><p>petróleo e o gás natural, geram um sério problema ambiental,</p><p>devido à liberação de dióxido de carbono durante o processo de</p><p>combustão. O quadro apresenta as massas molares e as reações</p><p>de combustão não balanceadas de diferentes combustíveis.</p><p>Considerando a combustão completa de 58 g de cada um dos</p><p>combustíveis listados no quadro, a substância que emite mais</p><p>CO₂ é o</p><p>a) etano.</p><p>b) butano.</p><p>c) metano.</p><p>d) propano.</p><p>e) acetileno.</p><p>18. (ENEM 2017 PPL) No Brasil, os postos de combustíveis</p><p>comercializavam uma gasolina com cerca de 22% de álcool</p><p>anidro. Na queima</p><p>de 1 litro desse combustível são liberados</p><p>cerca de 2 kg de CO₂ na atmosfera. O plantio de árvores pode</p><p>atenuar os efeitos dessa emissão de CO₂. A quantidade de carbono</p><p>fixada por uma árvore corresponde a aproximadamente 50% de</p><p>sua biomassa seca, e para cada 12 g de carbono fixados, 44 g de</p><p>CO₂ são retirados da atmosfera. No brasil, o plantio de eucalípto</p><p>(Eucalyptus grandis) é bem difundido, sendo que após 11 anos essa</p><p>árvore pode ter a massa de 106 kg, dos quais 29 kg são água.</p><p>Uma única árvore de Eucalyptus grandis, com as características</p><p>descritas, é capaz de fixar a quantidade de CO₂ liberada na queima</p><p>de um volume dessa gasolina mais próxima de</p><p>a) 19 L.</p><p>b) 39 L.</p><p>c) 71 L.</p><p>d) 97 L.</p><p>e) 141 L.</p><p>AULA 8: Dispersões</p><p>DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÕES</p><p>Dispersão é uma mistura na qual partículas de uma substância</p><p>são distribuídas em outra substância. A substância em maior</p><p>quantidade é chamada de dispersante enquanto a substância em</p><p>menor quantidade é chamada de disperso.</p><p>Além disso, essas misturas podem ser classificadas de acordo</p><p>com o tamanho das partículas dispersas:</p><p> Solução: partículas < 1 nm</p><p> Coloide: 1 nm < partículas < 1000 nm</p><p> Suspensão: partículas > 1000 nm</p><p>Também é importante saber que toda solução é uma mistura</p><p>homogênea (são efetivamente sinônimos) enquanto os coloides e</p><p>as suspensões são necessariamente misturas heterogêneas.</p><p>Nosso próximo capítulo será dedicado exclusivamente ao</p><p>estudo das soluções. Quanto às suspensões, basta saber que as</p><p>partículas em suspensão tendem a sedimentar ao longo do tempo</p><p>e que, em geral, a turbidez (escurecimento) da água está associada</p><p>à sua presença. O restante do capítulo atual será direcionado ao</p><p>estudo dos coloides.</p><p>COLOIDES</p><p>Já parou para pensar em qual é o estado físico da manteiga, da</p><p>gelatina ou da pasta de dente? Se não, tente responder essa</p><p>pergunta. Essas substâncias não são exatamente líquidos, nem</p><p>sólidos. O fato de serem coloides faz com que elas assumam</p><p>características intermediárias entre os dois. Por isso, é muito difícil</p><p>identificar um estado físico específico nos coloides.</p><p>Além disso, é difícil identificar corretamente quantas fases os</p><p>coloides têm. As soluções são obviamente homogêneas, as</p><p>suspensões são obviamente heterogêneas, mas no caso dos</p><p>coloides você não consegue distinguir facilmente se aquela mistura</p><p>possui somente uma fase ou mais de uma, necessitando às vezes</p><p>de um microscópio para fazer essa distinção. O leite, por exemplo,</p><p>só tem uma fase, correto? Errado. O leite é um coloide, pois a</p><p>gordura presente no leite não é solúvel na água (que também faz</p><p>parte do leite).</p><p>Existem duas propriedades importantes dos coloides para o</p><p>vestibular. O efeito Tyndall e o movimento browniano.</p><p>Efeito Tyndall</p><p>Olhe para a parede em seu quarto, ela não possui luz própria.</p><p>Você consegue enxergar a sua parede, pois alguma fonte luminosa</p><p>(o Sol ou uma lâmpada) ilumina a parede que, por sua vez, reflete</p><p>raios luminosos que atingem sua retina. Você consegue enxergar a</p><p>parede, mas você não consegue enxergar todo o percurso que o</p><p>raio luminoso fez até alcançar sua retina. Através do efeito Tyndall</p><p>é possível enxergar o trajeto de um feixe luminoso.</p><p>As partículas de um coloide ou de uma suspensão são grandes</p><p>o bastante para dispersar a luz. Por conta disso, um feixe luminoso</p><p>produzirá vários pontinhos luminosos ao longo do seu trajeto</p><p>enquanto ele estiver atravessando um coloide. Esse é o efeito</p><p>Tyndall, um fenômeno óptico que ocorre quando a luz é dispersa</p><p>por partículas coloidais ou suspensões em um meio. Esse</p><p>fenômeno é observado em diversas situações do cotidiano, como:</p><p> Quando a luz do sol atravessa janelas empoeiradas.</p><p> Quando o farol de um carro ilumina a estrada numa</p><p>noite com neblina.</p><p> Quando um ladrão sopra um pó branco para revelar os</p><p>lasers detectores de movimento de um museu repleto</p><p>de pinturas avaliadas em milhões de dólares.</p><p>A imagem abaixo mostra a luz atravessando dois béqueres</p><p>em um ambiente escuro, o da esquerda contém uma solução e</p><p>o da direita contém um coloide.</p><p>Movimento Browniano</p><p>O movimento browniano é o movimento aleatório da</p><p>substância dispersa em determinado fluido (líquido ou gasoso).</p><p>Ele é causado pelo constante choque das moléculas do fluido</p><p>contra as partículas dispersas, em decorrência da agitação</p><p>térmica. Não tem muito o que falar, é um movimento aleatório.</p><p>Tipos de coloide</p><p>Nem todos os coloides são iguais. Eles são divididos em</p><p>tipos que variam de acordo com os estados físicos dos dispersos</p><p>e dos dispersantes de acordo com a tabela a seguir:</p><p>É importante lembrar que o disperso é aquela partícula da</p><p>mistura que está em menor quantidade e o dispersante é aquela</p><p>que está em maior quantidade. Isso faz com que o coloide tenha</p><p>características mais semelhantes com o estado físico do</p><p>dispersante. Por exemplo, 87% do leite é água, logo, o</p><p>dispersante do leite é a água, que é um líquido. Isso faz com que</p><p>o leite seja um coloide de características líquidas, assim como</p><p>todos os sóis. Já a gelatina tem uma consistência mais sólida, pois</p><p>a gelatina tem mais partículas sólidas do que líquidas, assim</p><p>como todos os géis.</p><p>Sobre a maresia, é importante</p><p>Peptização e Pectização</p><p>Perceba que na tabela acima o gel é o oposto do sol e vice-</p><p>versa. No gel temos menos líquido e mais sólido enquanto no sol</p><p>temos menos sólido e mais líquido. Dessa forma, nós podemos</p><p>alternar entre esses dois tipos de coloides através da manipulação</p><p>da relação entre partículas líquidas e sólidas.</p><p>Se aumentarmos a quantidade de partículas líquidas de um gel</p><p>podemos obter um sol. Esse processo recebe o nome de</p><p>peptização.</p><p>Se diminuirmos a quantidade de partículas líquidas de um sol</p><p>podemos obter um gel. Esse processo recebe o nome de</p><p>pectização.</p><p>EMULSIFICAÇÃO</p><p>Definição e exemplos</p><p>Substâncias polares e apolares são imiscíveis, mas é possível</p><p>misturá-las utilizando emulsificantes. Emulsificantes são</p><p>substâncias que possuem uma parte de sua estrutura polar e outra</p><p>apolar, permitindo que ela consiga se atrair tanto por substâncias</p><p>polares, quanto por apolares.</p><p>Dessa forma, a emulsificação é o processo de dispersão</p><p>uniforme de substâncias imiscíveis através do uso de um</p><p>agente emulsificante, resultando em uma mistura estável</p><p>chamada emulsão.</p><p>Os emulsificantes possuem dois sinônimos: surfactantes e</p><p>tensoativos, pois essas substâncias agem reduzindo a tensão</p><p>superficial entre as substâncias, como a água. A lista a seguir</p><p>contém alguns surfactantes do nosso cotidiano.</p><p> Sabões, detergentes e xampus: Para remover gorduras</p><p>das mãos que dificilmente sairiam com apenas o uso da</p><p>água corrente.</p><p> Gema do ovo: Esse emulsificante natural é utilizado em</p><p>diversas receitas, principalmente em maioneses e bolos</p><p>com o intuito de melhor misturar ingredientes polares e</p><p>apolares.</p><p> Bile: Os ácidos biliares presentes na bile são</p><p>emulsificantes que permitem a absorção de gorduras</p><p>pelo nosso trato gastrointestinal.</p><p> Surfactante pulmonar: Nossos alvéolos possuem um</p><p>muco aquoso que oferece proteção contra</p><p>microrganismos e poluentes. Entretanto, a tensão</p><p>superficial gerada pelo dificulta o enchimento alveolar.</p><p>Para remediar esse ponto negativo do muco o nosso</p><p>pulmão produz um surfactante natural, diminuindo a</p><p>tensão superficial e favorecendo o enchimento</p><p>alveolar. Bebês prematuros não produzem ainda seu</p><p>próprio surfactante e por isso apresentam desconforto</p><p>respiratório.</p><p>Arranjos espaciais envolvendo emulsificantes</p><p>A estrutura de um tensoativo normalmente é representada</p><p>por uma “cabeça” apolar e uma longa “cauda” apolar (fazendo</p><p>referência a uma cadeia carbônica), da seguinte forma:</p><p>Ao colocar um tensoativo</p><p>na água, a cadeia apolar</p><p>busca se afastar da água enquanto a região polar se atrai. A</p><p>figura abaixo consegue representar bem como é essa interação:</p><p>Quando temos água, óleo e o emulsificante nós temos</p><p>uma emulsão. Seu arranjo espacial se dá através de micelas.</p><p>Uma micela é uma estrutura molecular organizada em um</p><p>arranjo onde as partes hidrofóbicas do emulsificante se voltam</p><p>para o interior, enquanto as suas partes hidrofílicas se orientam</p><p>para o meio aquoso (exterior). Essa organização permite que as</p><p>micelas solubilizem substâncias insolúveis em água, como</p><p>gorduras, tornando-as acessíveis para interações com a água ou</p><p>outras substâncias. A imagem abaixo representa bem a</p><p>estrutura da micela:</p><p>Coalhada e Iogurte</p><p>Um dos principais componentes do leite é a proteína</p><p>caseína. Ela possui partes polares e apolares, tornando-a uma</p><p>substância anfifílica e permitindo a formação de micelas de</p><p>caseína. Esses arranjos permitem uma boa dispersão dessas</p><p>moléculas no leite fazendo com que ele apresente características</p><p>mais líquidas do que sólidas.</p><p>Entretanto, é possível alterar essa relação entre partes</p><p>líquidas e partes sólidas (como as proteínas) ao desnaturar as</p><p>caseínas. Isso acontece porque as micelas de caseínas conseguem</p><p>agrupar suas proteínas de maneira muito condensada e, ao</p><p>desnaturara-las, todas essas partículas sólidas se desenrolam se</p><p>espalhando pelo líquido inteiro. Então, nesse momento, as partes</p><p>sólidas se sobrepõem às partes líquidas transformando um sol, o</p><p>leite, em um gel, o iogurte ou coalhada. As substâncias</p><p>responsáveis por desnaturar a caseína são os ácidos. Para fazer a</p><p>coalhada normalmente utiliza-se o limão ou o vinagre (ácido</p><p>acético) e para fazer o iogurte utiliza-se o ácido lático produzido</p><p>pela fermentação feita, principalmente, pelos lactobacilos.</p><p>QUESTÕES</p><p>1. (ENEM 2023 PPL) Na formulação de detergentes sintéticos, são</p><p>encontradas diversas substâncias que possuem ação específica.</p><p>Entre essas substâncias, estão os tensoativos aniônicos, dos quais</p><p>o dodecilbenzenossulfonato de sódio é o mais comum em</p><p>detergentes para cozinha.</p><p>O dodecilbenzenossulfonato de sódio é um tensoativo em razão da</p><p>presença</p><p>a) do íon Na⁺ hidrofílico e pela porção sulfonato lipofílica.</p><p>b) das porções sulfonato hidrofílica e dodecilbenzeno</p><p>lipofílica.</p><p>c) da porção benzenossulfonato, que possui característica</p><p>lipofílica.</p><p>d) do íon Na⁺, que possui tanto característica hidrofílica</p><p>quanto lipofílica.</p><p>e) do dodecilbenzeno, que possui tanto característica</p><p>hidrofílica quanto lipofílica.</p><p>2. (ENEM 2022 PPL) Uma prática que os brasileiros costumam</p><p>realizar é a degustação de doces em compotas. O conhecimento</p><p>popular indica que não é aceitável deixar o mesmo talher usado na</p><p>degustação e levado à boca dentro da compoteira aberta, em</p><p>contato com o doce. Essa indicação se deve ao fato de que o doce,</p><p>no pensamento popular, poderá azedar.</p><p>Essa prática popular encontra respaldo no pensamento científico,</p><p>uma vez que o doce realmente poderá azedar em razão da</p><p>a) oxidação do doce pelo contato com o ar.</p><p>b) contaminação por microrganismos, que irão fermentá-lo.</p><p>c) ação das enzimas salivares que foram transferidas para o</p><p>doce após a degustação.</p><p>d) evaporação dos conservantes que mantêm a solução da</p><p>compota em equilíbrio químico.</p><p>e) degradação dos componentes doces da compota em</p><p>reação com compostos químicos do talher.</p><p>3. (ENEM 2020 Digital) Em uma das etapas do processo de produção</p><p>de iogurte, esquematizado na figura, ocorre a mudança da</p><p>consistência característica do leite, de líquido para gel.</p><p>Em qual etapa ocorre essa mudança de consistência?</p><p>a) 1</p><p>b) 2</p><p>c) 3</p><p>d) 4</p><p>e) 5</p><p>4. (ENEM 2018) Para serem absorvidos pelas células do intestino</p><p>humano, os lipídios ingeridos precisam ser primeiramente</p><p>emulsificados. Nessa etapa da digestão, torna-se necessária a</p><p>ação dos ácidos biliares, visto que os lipídios apresentam uma</p><p>natureza apoiar e são insolúveis em água.</p><p>Esses ácidos atuam no processo de modo a</p><p>a) hidrolisar os lipídios.</p><p>b) agir como detergentes.</p><p>c) tornar os lipídios anfifílicos.</p><p>d) promover a secreção de lipases.</p><p>e) estimular o trânsito intestinal dos lipídios.</p><p>5. (ENEM 2018 PPL) Em derramamentos de óleo no mar, os</p><p>produtos conhecidos como “dispersantes” são usados para</p><p>reduzir a tensão superficial do petróleo derramado, permitindo</p><p>que o vento e as ondas “quebrem” a mancha em gotículas</p><p>microscópicas. Estas são dispersadas pela água do mar antes</p><p>que a mancha de petróleo atinja a costa. Na tentativa de fazer</p><p>uma reprodução do efeito desse produto em casa, um estudante</p><p>prepara um recipiente contendo água e gotas de óleo de soja. Há</p><p>disponível apenas azeite, vinagre, detergente, água sanitária e</p><p>sal de cozinha.</p><p>Qual dos materiais disponíveis provoca uma ação semelhante à</p><p>situação descrita?</p><p>a) Azeite.</p><p>b) Vinagre.</p><p>c) Detergente.</p><p>d) Água sanitária.</p><p>e) Sal de cozinha.</p><p>6. (ENEM 2016) Os tensoativos são compostos capazes de</p><p>interagir com substâncias polares e apolares. A parte iônica dos</p><p>tensoativos interage com substâncias polares, e a parte lipofílica</p><p>interage com as apolares. A estrutura orgânica de um tensoativo</p><p>pode ser representada por:</p><p>Ao adicionar um tensoativo sobre a água, suas moléculas</p><p>formam um arranjo ordenado.</p><p>Esse arranjo é representado esquematicamente por:</p><p>7. (ENEM 2015 PPL) A obtenção de sistemas coloidais estáveis</p><p>depende das interações entre as partículas dispersas e o meio onde</p><p>se encontram. Em um sistema coloidal aquoso, cujas partículas são</p><p>hidrofílicas, a adição de um solvente orgânico miscível em água,</p><p>como etanol, desestabiliza o coloide, podendo ocorrer a agregação</p><p>das partículas preliminarmente dispersas.</p><p>A desestabilização provocada pelo etanol ocorre porque</p><p>a) a polaridade da água no sistema coloidal é reduzida.</p><p>b) as cargas superficiais das partículas coloidais são</p><p>diminuídas.</p><p>c) as camadas de solvatação de água nas partículas são</p><p>diminuídas.</p><p>d) o processo de miscibilidade da água e do solvente libera</p><p>calor para o meio.</p><p>e) a intensidade dos movimentos brownianos das partículas</p><p>coloidais é reduzida.</p><p>8. (ENEM 2014) A capacidade de limpeza e a eficiência de um sabão</p><p>dependem de sua propriedade de formar micelas estáveis, que</p><p>arrastam com facilidade as moléculas impregnadas no material a</p><p>ser limpo. Tais micelas têm em sua estrutura partes capazes de</p><p>interagir com substâncias polares, como a água, e partes que</p><p>podem interagir com substâncias apolares, como as gorduras e os</p><p>óleos.</p><p>A substância capaz de formar as estruturas mencionadas é</p><p>a) C₁8H₃₆.</p><p>b) C₁₇H₃₃COONa.</p><p>c) CH₃CH₂COONa.</p><p>d) CH₃CH₂CH₂COOH.</p><p>e) CH₃CH₂CH₂CH₂OCH₂CH₂CH₂CH₃.</p><p>9. (ITA) Considere os sistemas apresentados a seguir:</p><p>I. Creme de leite</p><p>II. Maionese comercial</p><p>III. Óleo de soja</p><p>IV. Gasolina</p><p>V. Poliestireno expandido</p><p>Desses, são classificados como sistemas coloidais:</p><p>a) apenas I e II</p><p>b) apenas I, II e III</p><p>c) apenas II e V</p><p>d) apenas I, II e V</p><p>e) apenas III e IV</p><p>10. (FUVEST 2019) Azeite e vinagre, quando misturados, separam-</p><p>se logo em duas camadas, porém, adicionando-se gema de ovo e</p><p>agitando-se a mistura, obtém-se a maionese, que é uma dispersão</p><p>coloidal. Nesse caso, a gema de ovo atua como um agente:</p><p>a) emulsificador</p><p>b) hidrolisante</p><p>c) oxidante</p><p>d) redutor</p><p>e) catalisador</p><p>AULA 9: Soluções e Unidades de</p><p>concentração</p><p>DEFINIÇÃO</p><p>No capítulo anterior, falamos sobre dispersões e coloides.</p><p>Agora iremos falar sobre as soluções. Uma solução é uma</p><p>dispersão cujo disperso é menor que 1 nm e que sempre será</p><p>homogênea.</p><p>Vejamos a seguir como as soluções podem ser classificadas de</p><p>acordo com seu estado físico, com a natureza do soluto e com seu</p><p>grau de saturação.</p><p>CLASSIFICAÇÃO PELO ESTADO FÍSICO</p><p>Quando falamos numa solução sempre imaginamos</p><p>uma</p><p>solução líquida, entretanto as soluções também podem ser sólidas</p><p>e gasosas.</p><p>Sólidas</p><p>O exemplo mais clássico das soluções sólidas são as ligas</p><p>metálicas, que são materiais com propriedades metálicas</p><p>compostos por dois ou mais elementos químicos dos quais pelo</p><p>menos um é um metal. As principais ligas metálicas são:</p><p> Aço: Ferro + Carbono.</p><p> Bronze: Cobre + Estanho.</p><p> Ouro 18 quilates: Ouro + Cobre ou Prata. Quilate</p><p>significa simplesmente a porcentagem de ouro presente</p><p>na liga. No ouro 24 quilates temos 100% ouro, enquanto</p><p>no ouro 18 quilates temos 75% (pois 18/24 é igual a 0,75)</p><p>e assim por diante.</p><p> Amálgama: Qualquer liga metálica envolvendo o</p><p>Mercúrio. Os principais exemplos são o uso do mercúrio</p><p>para se misturar com o ouro na levigação e as obturações</p><p>dentárias constituídas por Mercúrio + Estanho + Prata.</p><p>Estas são pouco utilizadas hoje em dia, pois têm sido</p><p>substituídas por uma resina polimérica.</p><p>Líquidas</p><p>O que mais imaginamos quando ouvimos falar em soluções</p><p>são as soluções líquidas, uma vez que existem inúmeros exemplos</p><p>de soluções desse tipo. Água com sal, água com açúcar e água com</p><p>álcool são alguns exemplos.</p><p>Gasosas</p><p>Em relação a misturas gasosas precisamos saber que toda</p><p>mistura de gases é homogênea. O principal exemplo de uma</p><p>mistura gasosa é o ar atmosférico que é composto por 78% de N₂,</p><p>21% de O₂ e os 1% restantes correspondem a todos os outros gases</p><p>somados.</p><p>CLASSIFICAÇÃO PELA NATUREZA DO SOLUTO</p><p>A natureza do soluto pode ser classificada em molecular ou</p><p>iônica.</p><p>Uma solução molecular não forma íons, ou seja, também não</p><p>irá conduzir eletricidade. Exemplo: água pura com açúcar.</p><p>Uma solução iônica possui íons, logo, será uma solução</p><p>eletrolítica, ou seja, que conduz eletricidade. Exemplo: água do mar</p><p>(inclusive o fato da água salgada ter muitos íons dissolvidos é o</p><p>motivo dela acelerar a oxidação de metais).</p><p>É importante lembrar que não é porque eu adicionei uma</p><p>molécula à água que ela se tornará uma solução molecular. O HCl,</p><p>por exemplo, é um composto molecular que se ioniza ao entrar</p><p>em contato com a água formando os íons H⁺ e Cl⁻, ou seja,</p><p>formando uma solução iônica.</p><p>CLASSIFICAÇÃO PELA SATURAÇÃO</p><p>As soluções também podem ser classificadas de acordo</p><p>com o coeficiente de solubilidade. O coeficiente de solubilidade</p><p>nos diz quanto de um soluto pode ser solubilizado em uma</p><p>quantidade de solvente a uma determinada temperatura. Por</p><p>exemplo, X g de sal podem ser solubilizados em Y g de água a</p><p>25°C. Ou seja, o coeficiente de solubilidade é um limite do quanto</p><p>de soluto pode ser solubilizado naquele solvente.</p><p>Sendo assim, existem 3 tipos de soluções:</p><p> Instaurada: A quantidade de soluto está abaixo do</p><p>limite (coeficiente de solubilidade).</p><p> Saturada: A quantidade de soluto está no limite.</p><p> Saturada com corpo de fundo: A quantidade de</p><p>soluto está no limite e há a presença de um corpo de</p><p>fundo / precipitado (explicarei logo mais).</p><p> Supersaturada: A quantidade de soluto está acima do</p><p>limite.</p><p>Para visualizar cada uma dessas soluções, vamos adicionar</p><p>diferentes quantidades de um sal (cuja solubilidade é 20 g/100 g</p><p>de água a 30ºC) em 4 fracos contendo 100 g de água a 30ºC. As</p><p>quantidades de sal adicionadas a cada frasco serão 16g, 20g, 25g</p><p>e 28g, respectivamente:</p><p>Note que um sólido se acumulou no fundo do terceiro</p><p>frasco. Esse sólido que não foi capaz de ser solubilizado é o que</p><p>chamamos de precipitado ou corpo de fundo. É como leite com</p><p>nescau, se adicionarmos nescau demais ao leite uma parte ficará</p><p>acumulada no fundo do copo.</p><p>Perceba também que qualquer solução que possua corpo</p><p>de fundo será sempre uma solução saturada.</p><p>Vamos brincar um pouco mais. Na imagem abaixo temos 3</p><p>soluções, qual delas é a solução instaurada, a saturada e a</p><p>supersaturada?</p><p>Impossível dizer, não é mesmo? Não dá pra distinguir qual</p><p>solução é qual apenas olhando. Agora vamos experimentar</p><p>adicionar mais um grãozinho de soluto a cada uma delas.</p><p>A solução A permaneceu inalterada, a solução B apresentou</p><p>um corpo de fundo equivalente ao que foi adicionado e a solução</p><p>C apresentou um corpo de fundo bem maior do que o que foi</p><p>adicionado. Tente pensar sozinho no que isso significa e no</p><p>próximo parágrafo eu dou a resposta.</p><p>Como a solução A não formou nenhum precipitado entende-</p><p>se que ela não havia atingido seu limite ainda, ou seja, era a solução</p><p>insaturada. Após a adição de mais soluto não temos como afirmar</p><p>se ela ainda permanece insaturada ou se atingiu exatamente seu</p><p>limite, se tornando saturada.</p><p>Como a solução B formou precipitado na mesma quantidade</p><p>que adicionamos entende-se que ela estava exatamente em seu</p><p>limite, sendo assim uma solução saturada. Após a adição do soluto</p><p>ela continuou sendo uma solução saturada, só que agora com</p><p>corpo de fundo.</p><p>Como a solução C formou um precipitado numa quantidade</p><p>bem maior que o soluto adicionado entende-se que ela tinha</p><p>dissolvido mais soluto do que ela conseguia suportar a essa</p><p>temperatura, sendo assim uma solução supersaturada. Essa</p><p>grande precipitação acontece porque as soluções supersaturadas</p><p>são muito instáveis e qualquer perturbação faz com que todo o</p><p>excedente que estava dissolvido precipite. Após a adição do soluto,</p><p>então, ela passou a ser uma solução saturada com corpo de fundo.</p><p>Lembrem-se do que falei anteriormente, toda solução com corpo</p><p>de fundo presente é uma solução saturada.</p><p>Vocês devem estar se perguntando: “Ué, mas se eu não</p><p>consegui ultrapassar o limite da solução B adicionando mais soluto,</p><p>como é possível alcançar uma solução supersaturada? De onde elas</p><p>vêm?”. Veremos no próximo tópico.</p><p>COMO FAZER UMA SOLUÇÃO SUPERSATURADA</p><p>Já vimos que simplesmente acrescentar mais soluto não vai</p><p>funcionar. Nós precisamos alterar de alguma forma esse limite que</p><p>é o coeficiente de solubilidade.</p><p>Vocês repararam que quando eu informei a solubilidade do sal</p><p>de cozinha em água eu também disse a temperatura? Isso é porque</p><p>a temperatura influencia a solubilidade. No caso de solutos sólidos</p><p>em solventes líquidos, o aumento da temperatura também</p><p>aumenta o coeficiente de solubilidade.</p><p>Ou seja, ao aumentar a temperatura você cria um novo limite</p><p>maior para a quantidade de soluto que você consegue adicionar.</p><p>Você pode até testar em casa se quiser: encha dois copos de leite,</p><p>sendo um deles leite quente, exagere no nescau e veja como o leite</p><p>quente terá menos corpo de fundo, ou seja, mais nescau fica</p><p>dissolvido no leite quente.</p><p>Talvez vocês pensem: "Mas professor, isso ainda não é uma</p><p>solução acima do limite! O novo limite é mais alto, mas a solução</p><p>ainda está saturada, pois eu estou vendo o corpo de fundo!" e vocês</p><p>estão corretos! É aí que vem o próximo passo:</p><p>Permita que essa solução esfrie lentamente sem sofrer</p><p>nenhum tipo de perturbação. Isso fará com que o coeficiente de</p><p>solubilidade se reduza sem que nenhum soluto se torne corpo</p><p>de fundo. Dessa forma, temos uma quantidade de soluto maior</p><p>que o limite, ou seja, uma solução supersaturada.</p><p>Mas cuidado, a solução supersaturada é muito instável,</p><p>qualquer perturbação desse sistema (agitação ou adição de mais</p><p>soluto) fará com que todo o excesso de soluto vire corpo de</p><p>fundo instantaneamente e a solução passará a ser saturada com</p><p>corpo de fundo.</p><p>Resumindo todas as etapas para a formação de uma</p><p>solução super saturada temos:</p><p>1. Aumentar o coeficiente de solubilidade através do</p><p>aumento da temperatura</p><p>2. Saturar essa solução de soluto</p><p>3. Resfriá-la lentamente evitando qualquer perturbação</p><p>GRÁFICOS DE SOLUBILIDADE</p><p>Como vimos anteriormente, a temperatura influencia nos</p><p>valores do coeficiente de solubilidade.</p><p>Na imagem acima vemos uma curva que indica o conjunto</p><p>dos valores do coeficiente de solubilidade à medida que a</p><p>temperatura muda. A curva desse exemplo aponta para cima,</p><p>isso significa que a solubilidade está crescendo com o aumento</p><p>da temperatura. Mas também podem existir casos nos quais a</p><p>solubilidade diminui</p>