QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL

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<p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Unidade 1</p><p>ESTUDO DA MATÉRIA</p><p>Aula 1</p><p>IDENTIFICAÇÃO E CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA</p><p>Identi�cação e classi�cação da matéria</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as características e as propriedades da matéria. Esse conteúdo é importante para sua prática</p><p>pro�ssional, porque fornece insights sobre as propriedades, os comportamentos e as interações das substâncias, possibilitando a manipulação e o</p><p>controle de processos. O conhecimento da matéria permite inovações tecnológicas, avanços cientí�cos e a solução de desa�os complexos em</p><p>diferentes setores. Prepare-se para essa jornada de conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, você já se deu conta de quantas espécies químicas diferentes estão presentes na constituição de seu celular? E nas páginas de um</p><p>livro? Você já deve ter observado que nem todas as substâncias se misturam, por exemplo, quando você toma água com gelo ou tempera a sua</p><p>salada com azeite de oliva e vinagre.</p><p>Nesta aula, você realizará a identi�cação e a classi�cação das substâncias, descobrirá que existem diversos elementos químicos em cada item do</p><p>nosso cotidiano e observará porque algumas substâncias se misturam e outras não. Esses conhecimentos visam identi�car os fenômenos</p><p>ocorridos em cada etapa de um processo, visando, posteriormente, à escolha de uma sequência de processos de separação adequados,</p><p>promovendo a transformação de uma matéria-prima em produto.</p><p>Nesta aula, você aprenderá o que é um elemento químico para então veri�car quantos elementos possui uma substância, classi�cando-a como</p><p>simples e composta. Em seguida, observará quantas substâncias diferentes existem em uma determinada mistura e, assim, saberá se essa mistura</p><p>é formada por uma única substância ou não. E por último, perceberá se essa mistura possui uma única ou diversas fases, classi�cando-a como</p><p>homogênea ou heterogênea.</p><p>Por sua vez, identi�cada e classi�cada a matéria, você poderá escolher um processo para separá-las. Com isso, entenderá por que uma substância</p><p>pode sofrer transformações e nos dar diversos produtos que facilitam a nossa vida diariamente.</p><p>Sendo assim, a partir de agora, é preciso identi�car as etapas contidas em um processo de reciclagem do politereftalato de etileno (PET) e, para</p><p>isso, deverá inicialmente identi�car e classi�car a matéria envolvida em cada etapa do processo.</p><p>Bons estudos e vamos em frente!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Estudante, a química é a base da vida. De fato, enquanto você lê estas palavras, transformações químicas estão ocorrendo em seu corpo e à sua</p><p>volta. Tudo o que você vê depende dela, porque a química trata das substâncias, ou seja, da matéria da qual as coisas são feitas. Deste modo,</p><p>quando você queima madeira, ela é convertida em cinzas, que é outra substância, sendo que, neste processo, são produzidos calor e luz. Coisas</p><p>semelhantes acontecem dentro do seu corpo, quando você come alimentos e quimicamente os converte em outras substâncias e na energia que</p><p>você necessita para viver, que é liberada durante esse processo.</p><p>Identi�cação da matéria</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>A química estuda a matéria. Matéria é a “essência” – essa não é uma de�nição muito so�sticada, mas um meio para introduzir a ideia de que a</p><p>matéria tem existência física real. É dito com frequência que matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço. A matéria existe em três formas ou</p><p>estados: sólido, líquido e gasoso (Figura 1) (Brown et al., 2016).</p><p>Figura 1 | Estados físicos da matéria. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Os sólidos ocupam porções de�nidas do espaço. Eles, geralmente, têm formas rígidas e resistem a variações. Os sólidos só podem ser</p><p>comprimidos ligeiramente, e eles se expandem somente ligeiramente quando aquecidos. Exemplos de sólidos são: madeira, rocha, osso, ouro e sal</p><p>de cozinha.</p><p>Os líquidos ocupam porções �xas no espaço, mas eles não têm formas rígidas, pois tomam a forma de seus recipientes, enchendo-os a partir do</p><p>fundo. Eles podem ser comprimidos apenas ligeiramente e, quando aquecidos, expandem um pouco mais do que os sólidos. Leite, água, sangue,</p><p>álcool</p><p>(etanol) e mercúrio são exemplos de líquidos.</p><p>Os gases não ocupam porções de�nidas do espaço e não têm formas de�nidas. Ao contrário, eles expandem sem limite para encher</p><p>uniformemente o espaço disponível. Os gases podem ser comprimidos em espaços muito pequenos. Por exemplo: equipamento de mergulho,</p><p>botijão de gás e extintor de incêndio. Outros exemplos são: vapor de água, oxigênio, neônio e hélio.</p><p>A adição ou remoção de energia em forma de calor pode mudar a temperatura de uma substância ou mudá-la de um estado para o outro. A água,</p><p>por exemplo, dependendo da temperatura, pode existir como um sólido, como um líquido ou como um gás.</p><p>Classi�cação da matéria</p><p>Primeiramente, a matéria pode ser classi�cada por substâncias puras simples e substâncias puras compostas. Existem dois tipos de substâncias</p><p>puras: os elementos e as substâncias compostas.</p><p>Elemento é uma substância simples, que não pode ser separada ou decomposta em outras substâncias por meios químicos. São exemplos de</p><p>elementos: o cloro, o �úor, o oxigênio, o carbono e o mercúrio. São conhecidos, atualmente, 118 elementos, dos quais 90 ocorrem naturalmente na</p><p>Terra. Toda matéria do mundo que nos rodeia contém elementos que, por vezes, se encontram em um estado isolado, mas frequentemente são</p><p>combinados com outros elementos (Atkins; Jones; Laverman, 2018).</p><p>A maioria das substâncias são combinações de diversos elementos químicos. Por conveniência, utilizam-se símbolos de uma ou duas letras para</p><p>representar os elementos. A primeira letra do símbolo é sempre maiúscula, mas as demais letras são minúsculas. Por exemplo,</p><p>Cada elemento é constituído por um tipo particular de átomo: uma amostra pura do elemento de alumínio</p><p>Co</p><p>CO</p><p>Au</p><p>Fe</p><p>Na</p><p>(Al)</p><p>(Cu)</p><p>(Fe)</p><p>H − H</p><p>H2</p><p>Cl − Cl  (Cl2)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Átomos de certos elementos têm a�nidades especiais entre eles e se unem de maneiras especiais para formar compostos, ou seja, uma</p><p>substância tem a mesma composição, não importa onde as encontraremos. Como os compostos são formados por elementos, podem ser</p><p>decompostos em elementos por meio de mudanças químicas.</p><p>Substância pura composta sempre contém átomos de diferentes elementos. Por exemplo, a água contém átomos de hidrogênio e oxigênio, sempre</p><p>na proporção de dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio, portanto a água é composta por moléculas de</p><p>Uma substância pura composta, embora contenha mais que um tipo de átomo, sempre tem a mesma composição, isto é, a mesma combinação de</p><p>átomos. As propriedades de uma substância pura composta, normalmente, são muito diferentes das propriedades dos elementos contidos nele.</p><p>Por exemplo, as propriedades da água são bastante diferentes das do hidrogênio e oxigênio puros. Assim como os elementos são representados</p><p>por símbolos, as substâncias puras compostas são representadas por fórmulas químicas. Sua fórmula é a combinação dos símbolos de seus</p><p>elementos. Então,</p><p>,</p><p>,</p><p>representam o cloreto de sódio, a água e o dióxido de carbono, respectivamente.</p><p>A segunda classi�cação da matéria são as misturas. Mistura pode ser de�nida como algo com composição variável. Por exemplo, a madeira é uma</p><p>mistura (sua composição varia muito, dependendo da árvore que lhe dá origem); o vinho é uma mistura; o café é uma mistura (pode ser forte, fraco</p><p>ou amargo); e, embora pareça muito pura, a água bombeada do fundo da terra é uma mistura (contém minerais e gases dissolvidos).</p><p>A mistura consiste em duas ou mais substâncias que se encontram �sicamente misturadas (Atkins; Jones; Laverman, 2018). Aproximadamente,</p><p>toda a matéria</p><p>outras aplicações.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, o entendimento da estrutura dos átomos e dos processos relacionados à compreensão de suas características e propriedades, assim</p><p>como o conhecimento sobre a tabela periódica, são importantes para compreender o comportamento de diferentes materiais e trabalhar no</p><p>desenvolvimento de novos materiais com as mais diversas aplicações.</p><p>Entre as diversas aplicações das informações relacionadas aos elementos químicos, suas características e informações sobre a distribuição</p><p>eletrônica, temos as aplicações relacionadas à fabricação de fogos de artifício das mais diversas cores, mas, para isso, temos os elementos que</p><p>colorem os fogos de artifício e as informações sobre eles:</p><p>Sódio: utilizado para produção fogos de cor amarela; é um elemento do Grupo 1 e 3º período da tabela periódica.</p><p>Cobre: resulta em fogos de cor azul; está presente no Grupo 11 e 4º período da tabela periódica.</p><p>Cálcio: produz fogos de cor laranja; está localizado na Grupo 2 e 4º período da tabela periódica.</p><p>Estrôncio: resulta em fogos de cor vermelha; localiza-se no Grupo 2 e 5º período.</p><p>Bário: produz fogos de cor verde; localiza-se no Grupo 2 e 6º período da tabela periódica.</p><p>Alumínio: empregado na produção de fogos de cor branca; localiza-se no Grupo 13 e 3º período da tabela periódica.</p><p>Informações adicionais podem ser utilizadas para solução dessa atividade. Continue estudando!</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre modelos atômicos, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 2, Átomos, moléculas e íons, do livro Química: a</p><p>ciência central.</p><p>Química: a ciência central.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre estrutura do átomo, faça a leitura do artigo O átomo quântico.</p><p>Por �m, para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a tabela periódica, faça a leitura do artigo Tabela periódica interativa: um</p><p>estímulo à compreensão.</p><p>Referências</p><p>CALLISTER JR., W. D.; RETHWISCH, D. G. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 8. ed. São Paulo: LTC, 2012.</p><p>UNIÃO INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA E APLICADA. Disponível em: http://www.iupac.org/. Acesso em: 1º fev. 2024.</p><p>Aula 2</p><p>LEIS PONDERAIS</p><p>Leis ponderais</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as leis ponderais, que se referem aos princípios que descrevem as relações quantitativas entre as</p><p>massas de reagentes e produtos em reações químicas. Entre elas, temos a Lei de Conservação das Massas e a Lei das Proporções Constantes.</p><p>Esse conteúdo é importante, pois elas são fundamentais na química, possibilitando cálculos precisos em reações, essenciais para o controle</p><p>industrial, a síntese de substâncias e a compreensão detalhada das relações quantitativas. Esteja pronto para embarcar nesta jornada de</p><p>aprendizado. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! A reação química é uma transformação que ocorre na matéria, em que uma determinada substância, para a qual damos o nome de</p><p>reagente, é convertida em uma nova substância, chamada de produto. Para que uma reação química ocorra, é necessário que determinadas</p><p>condições estejam estabelecidas, e uma delas são as quantidades de massa de cada reagente. Ao �m do século XVIII, Antoine Laurent Lavoisier e</p><p>Joseph Louis Proust concluíram, com base em estudos experimentais, que as reações químicas seguem as chamadas leis ponderais e relacionam</p><p>as massas dos reagentes e dos produtos participantes de uma reação química.</p><p>Pensando nesse fato, você já se deu conta de que itens básicos do seu cotidiano, como celular, tablet, computador, fogão, geladeira, entre outros,</p><p>somente existem porque reações químicas ocorreram para dar origem aos seus componentes e fabricar suas peças? Você já imaginou que</p><p>existem proporções de massa relacionadas a essas reações?</p><p>Desse modo, iniciaremos nossos estudos e conheceremos as leis ponderais e suas aplicações, bem como as suas utilidades na produção de</p><p>algumas substâncias bem conhecidas do nosso dia a dia, inclusive nos vidros que protegem e enfeitam os nossos lares e guardam nossos</p><p>perfumes favoritos.</p><p>Para isso, calcularemos a quantidade necessária de reagentes para produzir 500g de soda cáustica (NaOH) a partir dos princípios envolvidos na Lei</p><p>de Conservação das Massas e avaliar a proporção entre os reagentes da reação química por meio da Lei das Proporções Constantes. Bons</p><p>estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>A Química tem como um de seus objetos de estudo as reações químicas. Segundo Zumdahl e DeCoste (2016), as reações químicas são, na</p><p>verdade, rearranjos de agrupamentos de átomos que podem ser descritos por equações. Nas reações químicas, substâncias são consumidas, e</p><p>outras são formadas. As substâncias que são consumidas durante a reação química são chamadas de reagentes, e as substâncias que se formam</p><p>são chamadas de produtos.</p><p>As reações químicas foram bastante observadas ao longo do tempo e, no século XVIII, houve um grande avanço da Química como uma ciência</p><p>bem fundamentada, e os cientistas passaram a adotar o método cientí�co em seus trabalhos. Por meio de estudos meticulosos e experiências</p><p>cuidadosas, foram introduzidas leis importantes, que conseguiram explicar como as reações químicas ocorriam e como as substâncias se</p><p>comportavam com uma regularidade de modo geral. Entre essas leis, estavam as leis ponderais, as quais relacionavam as massas das substâncias</p><p>participantes de uma reação química. Foram criadas três leis ponderais ao longo da história: Lei de Lavoisier, Lei de Proust e Lei de Dalton.</p><p>Posteriormente, foram criadas também as Leis Volumétricas de Gay-Lussac, que são utilizadas somente para substâncias em estado gasoso.</p><p>Dentre as leis ponderais, existem duas mais importantes, que são: Lei de Lavoisier, ou Lei da Conservação das Massas, e Lei de Proust, ou Lei das</p><p>Proporções Constantes. Essas leis foram criadas, respectivamente, por Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) e Joseph Louis Proust (1754-</p><p>1826).</p><p>Lei de Conservação das Massas</p><p>Em 1774, a Lei de Lavoisier, ou Lei da Conservação das Massas, foi estabelecida por Antoine Laurent de Lavoisier, e diz que</p><p>“em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos”.</p><p>A lei foi fundamentada após realizado um experimento que envolvia a calcinação do mercúrio metálico em um recipiente fechado, chamado retorta,</p><p>que teve uma de suas extremidades introduzida em uma redoma contendo ar e mercúrio e colocada sobre uma cuba de vidro com mercúrio. Ao �m</p><p>da reação, houve a produção de óxido de mercúrio II, pois o mercúrio reagiu com o oxigênio presente no ar, formando o óxido de mercúrio II.</p><p>Observou-se que a quantidade de mercúrio presente na redoma havia aumentado, ocupando o espaço do ar e, consequentemente, o volume inicial</p><p>do ar foi reduzido.</p><p>Ao �nal do experimento, Lavoisier veri�cou que a massa no recipiente fechado não se alterou e, assim, concluiu que a massa produzida pelo metal</p><p>foi compensada pela massa consumida pelo ar, o que signi�cava que o oxigênio do ar havia reagido com o metal ou se combinado com ele. Assim,</p><p>Lavoisier concluiu que em uma transformação química, pesando-se as massas dos reagentes e as massas das substâncias produzidas depois da</p><p>transformação (produtos), veri�ca-se que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos, conforme a equação a</p><p>seguir:</p><p>Sendo i o número de substâncias.</p><p>A Lei da Conservação das Massas �cou popularmente conhecida ao estabelecer que a matéria não pode ser criada nem destruída, apenas</p><p>transformada. Nas reações químicas, não apenas a massa das substâncias envolvidas se conserva, mas a massa dos elementos contidos</p><p>nas</p><p>substâncias também permanece constante. A Lei de Lavoisier tornou possível a análise quantitativa fundamental para o desenvolvimento da</p><p>química e o cálculo do rendimento das reações, que trouxe grande impulso ao desenvolvimento da química industrial. O uso das balanças nos</p><p>laboratórios, já praticado anteriormente, tornou-se fundamental.</p><p>A seguir, estão relacionados alguns exemplos da aplicação da Lei de Lavoisier:</p><p>Lei das Proporções Constantes</p><p>Em 1797, Joseph Louis Proust estabeleceu a Lei das Proporções Constantes, que foi enunciada como</p><p>“a proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é �xa, constante e invariável”.</p><p>Proust veri�cou que as massas dos reagentes e dos produtos envolvidos em uma reação química seguem uma proporção constante. Essa</p><p>proporção é uma característica própria de cada reação e não é dependente da quantidade das substâncias que são colocadas para reagir.</p><p>∑reagentesmi =   ∑produtosm1</p><p>∑reagentesmi =   ∑produtosm1</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Por exemplo, seja C uma substância que se originou de uma reação tendo A e B como reagentes. Proust veri�cou que, para a formação de C, a</p><p>substância A sempre reage com a substância B em uma proporção constante e de�nida. Observou, também, que não importa a quantidade de</p><p>massa dos elementos usada, a proporção sempre será a mesma, e constatou que a lei se aplicava para qualquer reação química, conforme</p><p>representado a seguir, sendo ,  e  as massas de A, B e C, respectivamente.</p><p>Bloco 1</p><p>A + B</p><p>1º ensaio +</p><p>2º ensaio +</p><p>Bloco 2</p><p>à C</p><p>=</p><p>=</p><p>Assim, a Lei de Proust foi equacionada da seguinte forma:</p><p>(2)</p><p>Portanto, para a reação ocorrida entre o hidrogênio e o oxigênio formando água, os seguintes valores podem ser obtidos:</p><p>Bloco 1</p><p>Hidrogênio + Oxigênio</p><p>1º ensaio 10 g + 80 g</p><p>2º ensaio 2 g + 16 g</p><p>3º ensaio 1 g + 8 g</p><p>4º ensaio 0,4 g + 3,2 g</p><p>Bloco 2</p><p>à C</p><p>= 90 g</p><p>= 18 g</p><p>= 9 g</p><p>= 3,6 g</p><p>Observa-se que, para cada reação química, o somatório das massas dos produtos é igual ao somatório das massas dos reagentes, o que segue a</p><p>Lei de Lavoisier, e as massas dos reagentes e dos produtos presentes nas reações não são iguais, mas as relações de massa são. Conforme o</p><p>exemplo a seguir, em que as relações de massa de oxigênio/massa de hidrogênio, massa de água/massa de hidrogênio e massa de água/massa</p><p>de oxigênio são sempre constantes.</p><p>Entre</p><p>Vale ressaltar que John Dalton desenvolveu a teoria sobre a estrutura atômica com base nas leis de Lavoisier e Proust, que foram muito</p><p>importantes para estudos posteriores. Os conceitos das leis ponderais auxiliam a prever as massas necessárias de reagentes e produtos em uma</p><p>reação química, através de um cálculo, conhecido como cálculo estequiométrico.</p><p>ma mb</p><p>m'a m' b</p><p>mc</p><p>m' c</p><p>ma</p><p>m'a</p><p>= mb</p><p>m' b</p><p>= mc</p><p>m' c</p><p>ma</p><p>m'a</p><p>= mb</p><p>m' b</p><p>= mc</p><p>m' c</p><p>moxigênio/mhidrogênio</p><p>mágua/mhidrogênio</p><p>mágua/moxigênio</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Siga em Frente...</p><p>Exempli�cando</p><p>A produção do dióxido de carbono utiliza carbono e oxigênio como reagentes. Três ensaios com essa reação foram realizados, e observou-se</p><p>que a proporção entre o oxigênio e o carbono será sempre 2,66, conforme a Lei Ponderal de Proust. Observou-se também que essa reação</p><p>obedece à Lei de Lavoisier, ou seja, a massa no sistema permanece constante. Com base nessas leis, avalie os respectivos valores das</p><p>massas (em gramas) que substituiriam corretamente as letras A, B e C.</p><p>Nesses experimentos:</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender os processos que envolvem as massas de uma determinada reação química e a aplicação da Lei de</p><p>Conservação das Massas e a Lei das Proporções Constantes, você precisa calcular a quantidade necessária de reagentes para produzir 500 g de</p><p>soda cáustica (NaOH) e avaliar a proporção entre os reagentes da reação química.</p><p>Desse modo, é preciso proceder os cálculos para determinar as quantidades envolvidas no processo.</p><p>Desse modo, para produzir 500 g de soda cáustica, são necessários 662,5 g de carbonato de sódio, mas 462,5 g de hidróxido de cálcio.</p><p>Com isso, você conseguiu aplicar os conceitos da Lei de Conservação das Massas para solucionar um problema do cotidiano relacionado à</p><p>produção de uma quantidade de�nida de produto a partir de seus reagentes, considerando a massa de produto a ser obtido. Além dessa solução,</p><p>você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as leis ponderais e as relações de massas envolvidas em reações químicas, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do</p><p>Capítulo 3, Relações de massas nas reações químicas, do livro Química.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a Lei de Conservação das Massas, faça a leitura do artigo Lei da conservação das</p><p>massas: experimentação e contextualização.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre a Lei de Proust.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2009.</p><p>ZUMDAHL, S. S.; DECOSTE, D. J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016.</p><p>Aula 3</p><p>DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA</p><p>Distribuição eletrônica</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá os números quânticos, os orbitais atômicos e a distribuição eletrônica. Esse conteúdo é</p><p>importante para sua prática pro�ssional, pois fornecerá insights sobre a organização dos elétrons nos átomos, in�uenciando propriedades</p><p>químicas e comportamentos reativos. Pronto para embarcar nessa jornada de descobertas? Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! Para que ocorra uma ligação química entre átomos, qual camada eletrônica devemos conhecer? E qual é a importância da</p><p>distribuição dos elétrons nessa camada? Nesta aula, você conhecerá como a distribuição eletrônica dos elétrons de um átomo é realizada. Esse</p><p>estudo é importante para você começar a entender como ocorrem as reações químicas e como os átomos reagem uns com os outros, formando</p><p>produtos úteis para o nosso dia a dia.</p><p>Erwin Schrödinger iniciou o estudo da mecânica quântica quando formulou equações ou funções de onda para os elétrons baseando-se no</p><p>princípio da dualidade de Broglie e no princípio da incerteza de Heisenberg. Com esses estudos, aprenderemos como os elétrons estão dispostos</p><p>na eletrosfera do átomo.</p><p>A eletrosfera é composta por sete camadas eletrônicas, sendo que, quanto mais externa, mais energética é a camada. As camadas eletrônicas são</p><p>representadas pelos números quânticos principais e mostram a distância entre o elétron e o núcleo. Elas são compostas por subníveis,</p><p>denominados orbitais, os quais são representados pelos números quânticos de momento angular e preenchidos pelos elétrons. Com base em todo</p><p>esse conhecimento, foi desenvolvido o Diagrama de Linus Pauling, que é um método para distribuir os elétrons de forma prática em níveis e</p><p>subníveis. A distribuição eletrônica é bastante importante para sabermos o número de elétrons que o elemento possui em cada camada eletrônica,</p><p>assim, saberemos como o átomo reagirá com um átomo igual a ele ou diferente.</p><p>Deste modo, re�etiremos sobre os elementos presentes no Grupo 17 da tabela periódica. Esses elementos, conhecidos como halogênios, incluem</p><p>�úor, cloro, bromo, iodo e astato. Eles compartilham características semelhantes, como alta reatividade e capacidade de formar compostos iônicos</p><p>com metais. O �úor é o mais reativo e eletronegativo, enquanto os outros membros da família tornam-se menos reativos, descendo na coluna. Os</p><p>halogênios são frequentemente usados em processos industriais, produtos de limpeza e, notavelmente, em sistemas biológicos,</p><p>desempenhando</p><p>papéis essenciais em funções celulares e em diagnósticos médicos, como contraste em exames de imagem. Sobre esses elementos, você deverá</p><p>realizar a distribuição eletrônica da família 17 da tabela periódica e discutir sobre o comportamento desses elementos. Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Erwin Schrödinger, em 1926, elaborou equações ou funções de onda para os elétrons baseando-se no princípio da dualidade de Broglie e no</p><p>princípio da incerteza de Heisenberg, iniciando uma nova fase da física e da química com a mecânica quântica. Essas equações especi�cam os</p><p>estados de energia que um elétron pode ocupar em um átomo de hidrogênio e identi�ca as funções de onda correspondentes. Esses estados de</p><p>energia e funções de onda são caracterizados por um conjunto de números quânticos, com os quais construímos um modelo abrangente do átomo</p><p>de hidrogênio.</p><p>Segundo Chang e Goldsby (2013), na mecânica quântica, são necessários três números quânticos para descrever a distribuição dos elétrons no</p><p>hidrogênio e em outros átomos. Esses números derivam da resolução matemática da equação de Schrödinger para o átomo de hidrogênio e são</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>chamados de número quântico principal, número quântico de momento angular e número quântico magnético. Os números quânticos são usados</p><p>para descrever os orbitais atômicos e para identi�car os elétrons que neles se encontram.</p><p>O estado quântico de cada elétron pode ser descrito por um conjunto formado por três números quânticos: número principal (</p><p>Posteriormente, um quarto número quântico foi criado, o número quântico de spin eletrônico (</p><p>Conforme Schrödinger, os elétrons con�nados em suas órbitas estabelecem ondas estacionárias e somente seria possível descrever a</p><p>probabilidade de onde um elétron estaria localizado no átomo, ou seja, uma probabilidade por unidade de volume, chamada densidade de</p><p>probabilidade.</p><p>As distribuições dessas probabilidades condiziam com as regiões de espaço formadas ao redor do núcleo, as quais constituem as regiões</p><p>chamadas de orbitais atômicos. Os orbitais podem ser de�nidos como nuvens de densidade de elétrons, sendo a região mais densa da nuvem a</p><p>que tem a maior probabilidade de se encontrar um elétron, enquanto a menos densa é a área com menor probabilidade.</p><p>Os orbitais são esfericamente simétricos, e a densidade de probabilidade de um elétron quando ele está em um orbital</p><p>Figura 1 | Formato dos orbitais. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Agora que já conhecemos os números quânticos e os orbitais, poderemos discutir como os elétrons estão distribuídos nas camadas eletrônicas</p><p>dos átomos. A energia de um elétron em um átomo é determinada somente pelo seu número principal quântico (</p><p>) e apresenta um total de sete camadas, representadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q, em que cada camada possui uma quantidade especí�ca de</p><p>energia com orbitais que são representações dos subníveis, ou seja,</p><p>,</p><p>,</p><p>e</p><p>. Assim, por exemplo, para um átomo de lítio que possui três elétrons, a sua distribuição eletrônica é</p><p>n</p><p>l</p><p>m</p><p>s</p><p>+ 1</p><p>2</p><p>− 1</p><p>2</p><p>1s</p><p>p</p><p>d</p><p>n</p><p>s</p><p>p</p><p>d</p><p>f</p><p>1s2 2s1</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>, sendo que o seu subnível mais energético é</p><p>, sendo que 2 representa o número quântico principal</p><p>;</p><p>representa o orbital; 1 sobrescrito representa o número de elétrons no orbital. Uma característica dessas camadas é que cada uma delas possui</p><p>um número máximo de elétrons que podem comportar, conforme o quadro a seguir.</p><p>Nível Camada No máximo de</p><p>elétrons</p><p>Subníveis</p><p>1 K 2</p><p>2 L 8  e</p><p>3 M 18 ,   e</p><p>4 N 32 ,  ,    e</p><p>5 O 32 , ,   e</p><p>6 P 18 ,   e</p><p>7 Q 2  e</p><p>Quadro 1 | Características das camadas eletrônicas. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Em posse de todo esse conhecimento, o químico norte-americano Linus Carl Pauling desenvolveu uma ferramenta, a qual foi nomeada de</p><p>Diagrama de Linus Pauling, que é um método para distribuir os elétrons de forma prática em níveis e subníveis (Figura 2). As setas vermelhas</p><p>estabelecem uma ordem de energia que percorre todo o diagrama, iniciando na seta que passa por</p><p>e segue um percurso diagonal até chegar a</p><p>. Cada seta seguinte indica um subnível de maior energia que os da seta anterior, ou seja, sempre o subnível mais abaixo da mesma linha diagonal</p><p>tem maior energia que o anterior. Vejamos um exemplo:</p><p>tem maior energia que</p><p>,</p><p>tem maior energia que</p><p>, e assim sucessivamente. Para realizar a distribuição de elétrons por meio do Diagrama de Pauling, é necessário possuir o número de elétrons de</p><p>um átomo qualquer, seguir os traços diagonais e respeitar a quantidade máxima de elétrons em cada subnível.</p><p>2s1</p><p>n</p><p>s</p><p>n</p><p>s</p><p>p</p><p>d</p><p>f</p><p>1s2 2s1</p><p>2s1</p><p>n</p><p>s</p><p>1s2</p><p>2s2 2p6</p><p>3s2 3p6 3d10</p><p>4s2 4p6 4d10</p><p>4f14</p><p>5s2 5p6 5d10</p><p>5f14</p><p>6s2 6p6 6d10</p><p>7s2 7p6</p><p>1s</p><p>7p</p><p>2s2</p><p>1s2</p><p>4s6</p><p>3d10</p><p>1s</p><p>7p</p><p>2s2</p><p>1s2</p><p>4s6</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 2 | Diagrama de distribuição eletrônica dos elétrons. Fonte: Drekener (2017).</p><p>Siga em Frente...</p><p>Através da distribuição eletrônica, é possível saber a família e o período do elemento na tabela periódica. Na distribuição eletrônica de todos os</p><p>elementos da família 1, o último subnível a ser preenchido é o</p><p>A distribuição eletrônica é importante, pois saberemos quais os elétrons da camada de valência ou do subnível de energia que farão ligações com</p><p>outros átomos, formando substâncias ou moléculas. Para isso, precisamos saber quantos elétrons estão localizados na última camada da</p><p>distribuição, denominada camada de valência.</p><p>Os gases nobres, elementos da família 18 da tabela periódica, possuem esse nome porque não reagem com nenhum outro elemento químico, e</p><p>isso ocorre porque a camada de valência desses elementos possui oito elétrons, com exceção do Hélio, que possui dois elétrons. Um átomo que</p><p>possui oito elétrons em sua camada de valência é considerado um átomo estável, ou seja, não tem necessidade de realizar ligações químicas com</p><p>elementos nem consigo mesmo para adquirir estabilidade. Portanto, os demais átomos pertencentes a outras famílias possuem a necessidade de</p><p>reagir com outros átomos para adquirir a estabilidade, ou seja, ter oito elétrons em sua camada de valência, para isso o átomo terá de doar elétrons</p><p>ou receber elétrons para se estabilizar.</p><p>Assim, foi postulada a regra do octeto, a qual é uma regra química que explica o motivo pelo qual os átomos tendem a reagir entre si com a</p><p>�nalidade de que cada um possua oito elétrons na sua camada de valência, �cando com a mesma con�guração eletrônica do gás nobre mais</p><p>próximo na tabela periódica. No geral, átomos com um, dois ou três elétrons na camada de valência procuram doar elétrons e, com cinco, seis ou</p><p>sete elétrons na camada de valência, tendem a ganhar elétrons. Quando possuem quatro elétrons na última camada, tanto faz eliminar ou</p><p>completar, dependerá do elemento químico em questão.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender as características dos números quânticos e os orbitais atômicas, você realizou os processos de</p><p>distribuição eletrônica, sendo este processo crucial para entender como os elétrons ocupam orbitais atômicos, determinando as propriedades</p><p>químicas dos elementos. Essa compreensão é essencial para predizer comportamentos químicos, formular reações e projetar materiais com</p><p>propriedades especí�cas.</p><p>Deste modo, você deve realizar a distribuição eletrônica dos elementos pertencentes ao Grupo 17 da tabela periódica, os halogênios. Para isso,</p><p>você deve utilizar o número atômico, já que o número de elétrons é igual ao número de prótons quando o átomo se encontra em estado</p><p>fundamental, assim, temos:</p><p>3d10</p><p>s</p><p>s</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Flúor</p><p>Cloro (</p><p>Bromo (</p><p>) –</p><p>Iodo (</p><p>) –</p><p>Astato (</p><p>) –</p><p>Tenessino (</p><p>) –</p><p>Através da distribuição eletrônica, podemos observar que todos os elementos pertencentes à família 17 (halogênios) possuem sete elétrons na</p><p>camada de valência e, portanto, tendem a perder um elétron para se tornarem estáveis quando participam de uma reação química. Você pode</p><p>precisar de informações</p><p>adicionais para resolver esse problema. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre os números quânticos, orbitais atômicos e distribuição eletrônica, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 2,</p><p>Átomos, moléculas e íons, do livro Química.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre os orbitais atômicos, faça a leitura do artigo Orbital atômico: conceitos, ontologia e</p><p>ensino.</p><p>(F</p><p>9)</p><p>− 1s2 2s2 2p5</p><p>(F</p><p>9)</p><p>− 1s2 2s2 2p5</p><p>Cl 17</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p5</p><p>Br</p><p>35</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5</p><p>Br</p><p>35</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5</p><p>I</p><p>53</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5</p><p>I</p><p>53</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5</p><p>At</p><p>85</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p5</p><p>At</p><p>85</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p5</p><p>Ts</p><p>117</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p5</p><p>Ts</p><p>117</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p5</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre distribuição eletrônica por meio da leitura do texto Ensino da Distribuição Eletrônica através de um</p><p>Diagrama de Linus Pauling Interativo.</p><p>Referências</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013.</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>Aula 4</p><p>PROPRIEDADES PERIÓDICAS</p><p>Propriedades periódicas</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você conhecerá as propriedades periódicas e seu comportamento frente à posição dos elementos químicos na</p><p>tabela periódica. Esse conteúdo é importante para sua prática pro�ssional, pois in�uencia os comportamentos químicos, a reatividade e as</p><p>propriedades físicas dos elementos. Aplica-se na previsão de tendências em reações químicas, na concepção de materiais, no design de fármacos</p><p>e na compreensão de fenômenos naturais, proporcionando bases para avanços cientí�cos e tecnológicos. Prepare-se para essa jornada de</p><p>conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, as propriedades periódicas são características que aumentam ou diminuem conforme o número atômico do elemento químico, ou seja,</p><p>são propriedades que variam de acordo com os períodos e as famílias da tabela periódica. As principais propriedades periódicas são: energia de</p><p>ionização, a�nidade eletrônica, eletronegatividade, densidade atômica, volume atômico, eletropositividade, raio atômico, temperatura de fusão e</p><p>temperatura de ebulição. Ao longo dessa aula, você conhecerá cada uma delas, bem como os comportamentos de cada uma em função da tabela</p><p>periódica.</p><p>Pensando no assunto, você re�etirá sobre o efeito fotoelétrico, que está sendo utilizado no nosso cotidiano, por exemplo, na iluminação pública,</p><p>acionando portas de shoppings, nas células fotoelétricas e nas televisões. O efeito fotoelétrico ocorre quando metais, como potássio e sódio, são</p><p>iluminados em uma determinada condição. Esses metais são utilizados na fabricação de determinadas células fotoelétricas por causa de suas</p><p>propriedades periódicas. Conforme a posição desses metais na tabela periódica, com qual propriedade o uso deles está relacionado?</p><p>Nessa aula, obteremos essa e muitas outras respostas. Observaremos que a química está cada vez mais presente no nosso cotidiano e o quanto</p><p>ela é importante, independentemente da pro�ssão que você decidiu seguir. Ela está em todos os lugares! Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Continuando os nossos estudos sobre a tabela periódica, veremos as propriedades periódicas nesta aula. Propriedades periódicas são</p><p>características que crescem ou decrescem ao longo do período em função do número atômico. As principais propriedades são: energia de</p><p>ionização, a�nidade eletrônica, eletronegatividade, densidade atômica, volume atômico, eletropositividade, raio atômico, temperatura de fusão e</p><p>temperatura de ebulição. A seguir, vamos conhecê-las separadamente.</p><p>Energia de ionização</p><p>Energia de ionização é a quantidade de energia requerida para retirar um elétron da camada de valência de um átomo em seu estado eletrônico</p><p>fundamental e no estado gasoso. É de praxe referir-se como primeira energia de ionização aquela que remove o primeiro elétron de maior energia.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>A segunda energia de ionização é aquela que remove o segundo elétron do sistema anterior, e assim por diante, conforme exemplo do átomo de</p><p>sódio representado pelas equações a seguir.</p><p>Na tabela periódica, a energia de ionização cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita (Figura 1). Assim sendo, o elemento que possui a</p><p>maior energia de ionização é o hélio (2.372 kJ/mol).</p><p>A�nidade eletrônica</p><p>A�nidade eletrônica é de�nida como a variação de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo no estado gasoso, formando</p><p>um íon negativo. Por exemplo, quando um elétron é adicionado a um átomo de �úor, ocorre a liberação de 328 kJ/mol, sendo que o sinal negativo</p><p>indica a liberação de energia.</p><p>Os valores de a�nidade eletrônica apresentam uma tendência para aumentar à medida que caminhamos da família 13 para a 17. Os halogênios</p><p>possuem os maiores valores de a�nidade eletrônica, justamente por necessitarem de um elétron para completar o octeto, �cando com a</p><p>con�guração de gás nobre. A a�nidade eletrônica possui o mesmo comportamento da energia de ionização na tabela periódica (Figura 1).</p><p>Eletronegatividade</p><p>Eletronegatividade é a capacidade que um átomo possui de atrair os elétrons envolvidos em uma ligação química. Os valores de eletronegatividade</p><p>são baseados em outras propriedades dos átomos, inclusive a energia de ionização, portanto elementos com baixa energia de ionização exibirão</p><p>baixa eletronegatividade. Os halogênios são os elementos mais eletronegativos, pois, pelo mesmo motivo de apresentarem maior a�nidade</p><p>eletrônica, necessitam de apenas um elétron para completarem a regra do octeto. Com respeito aos gases nobres, não se de�ne</p><p>eletronegatividade, uma vez que tais elementos não participam de ligações químicas em condições normais. Na tabela periódica, a</p><p>eletronegatividade possui o mesmo comportamento apresentado pela energia de ionização e a�nidade eletrônica (Figura 1).</p><p>Figura 1 | Comportamento periódico das propriedades: energia de ionização, a�nidade eletrônica e eletronegatividade. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Densidade atômica</p><p>A densidade é uma propriedade física, e ela pode ser alterada com a pressão, a temperatura e o estado do elemento químico. Medindo a densidade</p><p>experimentalmente, pode-se observar que ela também atua como uma propriedade periódica e que suas variações são relacionáveis na tabela</p><p>periódica. Nos grupos, a densidade aumenta conforme o aumento das massas atômicas, ou seja, de cima para baixo, ao passo que, nos períodos,</p><p>ela aumenta das extremidades para o centro da tabela periódica (Figura 2).</p><p>Na (g)  →  Na+</p><p>(g)</p><p>+  1 e−           EI  =  497,4 kJ/mol</p><p>Na+</p><p>(g)  →  Na2+</p><p>(g)   +  1 e−           EI  =  4.560 kJ/mol (2)</p><p>F  (g)  +  e−  →  F −</p><p>(g)</p><p>ΔE  =   − 328 kJ/mol (3)</p><p>F  (g)  +  e−  →  F −</p><p>(g)</p><p>ΔE  =   − 328 kJ/mol (3)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 2 | Comportamento da densidade na tabela periódica. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>O elemento químico que possui a maior densidade é o ósmio, pois �ca localizado no centro e na parte inferior da tabela periódica (</p><p>Volume atômico</p><p>O volume atômico condiz com o volume ocupado por 1 mol de átomos de um elemento e é uma propriedade periódica, pois varia com o número</p><p>atômico dos elementos químicos. Observa-se que o volume</p><p>atômico aumenta com o aumento do número atômico para elementos de uma mesma</p><p>família (Figura 3), porque, conforme os períodos aumentam, as camadas eletrônicas também aumentam e, por consequência, o volume atômico</p><p>também. Os elementos que possuem os maiores valores de volume atômico são o césio e o xenônio.</p><p>Figura 3 | Comportamento do volume atômico na tabela periódica. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Raio atômico</p><p>O raio atômico representa a medida entre o núcleo e a camada de valência do átomo. Os raios atômicos aumentam em uma mesma família da</p><p>tabela periódica, e o aumento é bastante pronunciado para os metais alcalinos. Já nos metais de transição, a variação no tamanho do átomo é</p><p>menos pronunciada. Analisando qualquer elemento de transição do quarto período e um outro imediatamente abaixo, do quinto período, notamos</p><p>um apreciável aumento no raio atômico. Do quinto para o sexto período, no entanto, não há praticamente nenhuma alteração.</p><p>O raio atômico é inversamente proporcional à eletronegatividade, porque, quanto maior for a força que o núcleo atrai a eletrosfera, menor é o raio.</p><p>Da mesma forma que, quanto maior o raio atômico, menor a energia de ionização, pois a eletrosfera não é tão fortemente atraída pelo núcleo, e o</p><p>elétron presente na camada de valência pode ser retirado mais facilmente. Quanto maior o raio atômico, é também menor a a�nidade eletrônica,</p><p>pois, com menos força de atração sobre a eletrosfera, menor é a quantidade de energia liberada com o recebimento de um elétron. O elemento que</p><p>possui o maior raio atômico é o frâncio.</p><p>Siga em Frente...</p><p>22,5 g/cm3</p><p>22,4 g/cm3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Eletropositividade</p><p>A eletropositividade é o inverso da eletronegatividade, ou seja, mede a capacidade de um átomo em perder elétrons: os metais alcalinos são os</p><p>mais eletropositivos. A eletropositividade cresce no sentido oposto da eletronegatividade, de cima para baixo nas famílias e da direita para a</p><p>esquerda nos períodos (Figura 4). O frâncio é o elemento mais eletropositivo, logo tem tendência máxima à oxidação.</p><p>Figura 4 | Comportamento do raio atômico e eletropositividade na tabela periódica. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Temperatura de fusão e temperatura de ebulição</p><p>As temperaturas de fusão e ebulição são propriedades periódicas de seus números atômicos. Na família 1, as temperaturas de fusão e ebulição</p><p>diminuem com o aumento do número atômico, ou seja, aumentam de baixo para cima. Já na família 17, as temperaturas de fusão e ebulição são</p><p>reduzidas com o aumento do número atômico, ou seja, aumentam de cima para baixo. Para elementos do mesmo período, as temperaturas de</p><p>fusão e ebulição aumentam das extremidades para o centro da tabela periódica (Figura 5).</p><p>Figura 5 | Comportamento das temperaturas de ebulição e fusão na tabela periódica. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>A regra apresentada tem como exceção o carbono, pois esse elemento apresenta temperaturas de fusão e ebulição iguais a</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender as propriedades periódicas, como eletronegatividade, raio atômico e a�nidade eletrônica, que são</p><p>propriedades fundamentais na química, pois elas in�uenciam comportamentos químicos, reatividade e propriedades físicas dos elementos, você</p><p>pode aplicar esse conhecimento na previsão de tendências em reações químicas, na concepção de materiais, no design de fármacos e na</p><p>compreensão de fenômenos naturais, proporcionando bases para avanços cientí�cos e tecnológicos. Pensando nisso, focaremos no efeito</p><p>fotoelétrico.</p><p>O efeito fotoelétrico está sendo utilizado no nosso cotidiano, por exemplo, na iluminação pública, no acionamento de portas de shoppings, nas</p><p>células fotoelétricas e nas televisões. Ele ocorre quando metais, como potássio e sódio, são iluminados em uma determinada condição. Esses</p><p>metais são utilizados na fabricação de determinadas células fotoelétricas por causa de suas propriedades periódicas.</p><p>3.550</p><p>4.287</p><p>3.422</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Conforme a posição desses metais na tabela periódica, com qual propriedade o uso deles está relacionado?</p><p>A propriedade periódica relacionada com o efeito fotoelétrico é a energia de ionização, pois ela está relacionada com a capacidade do átomo em</p><p>perder elétrons. Os metais alcalinos apresentam baixa energia de ionização, ou seja, os elétrons presentes na camada de valência precisam de</p><p>pouca energia para serem retirados da sua eletrosfera.</p><p>Outras informações podem ser necessárias para compreender melhor o efeito fotoelétrico. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as propriedades periódicas, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do tópico Tabela Periódica, do Capítulo 2, Átomos,</p><p>moléculas e íons, do livro Química.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a tabela periódica e as propriedades periódicas, faça a leitura do artigo Tabela periódica</p><p>interativa: um estímulo à compreensão.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre a aplicabilidade das propriedades periódicas por meio da leitura do trabalho Síntese e determinação</p><p>da a�nidade eletrônica, potencial de ionização e energia de banda proibida de polímeros eletroluminescentes.</p><p>Referências</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>Aula 5</p><p>Encerramento da Unidade</p><p>Videoaula de Encerramento</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você reverá os pontos importantes e a aplicabilidade sobre átomos, leis ponderais, distribuição eletrônica e</p><p>propriedades periódicas. Esse conteúdo é fundamental para a prática pro�ssional, pois possui uma vasta e essencial aplicabilidade em diversos</p><p>campos cientí�cos e industriais. Esses conceitos possibilitam previsões precisas em reações químicas, design de materiais, controle de processos</p><p>industriais, avanços em medicina, sustentabilidade ambiental e pesquisa cientí�ca, contribuindo para inovações tecnológicas, descobertas</p><p>cientí�cas e aprimoramento de práticas pro�ssionais em diversas áreas. Prepare-se para essa jornada do conhecimento! Vamos lá!</p><p>Ponto de Chegada</p><p>Estudante, para desenvolver a competência desta unidade, que é conhecer e compreender as características e propriedades dos átomos, sua</p><p>organização na tabela periódica, suas propriedades periódicas, a distribuição eletrônica e as leis ponderais, você deverá conhecer, primeiramente, a</p><p>estrutura atômica, assim como a evolução dos modelos até o modelo atual, a tabela periódica, suas características e propriedades e a</p><p>classi�cação dos elementos químicos. Essas informações são fundamentais para a caracterização dos materiais e para a resolução de problemas</p><p>que estejam relacionados diretamente com a estrutura e as propriedades dos elementos químicos. Além disso, você deve conhecer as leis</p><p>ponderais, como a Lei de Conservação das Massas e a Lei das Proporções Constantes, fundamentais para compreender o comportamento de</p><p>reagentes frente a reações químicas, levando em consideração a massa envolvida nos processos. Essas informações são importantes, pois</p><p>auxiliam na previsão, no controle e nos diagnósticos de processos industriais, evitando desperdícios e geração de resíduos. Por �m, você deve</p><p>conhecer a distribuição eletrônica e os números quânticos e as propriedades periódicas. Essas informações são vitais para compreender o</p><p>comportamento de espécies químicas diante de diferentes tipos de reações.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>É Hora de Praticar!</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão</p><p>à internet.</p><p>Uma das descobertas mais importantes e misteriosas da história é o vidro, e sua trajetória de fabricação no Brasil é extensa. O vidro é uma</p><p>substância homogênea e amorfa, obtida através da mistura de diversas matérias-primas que se fundem. Suas principais qualidades são a</p><p>transparência e a dureza. O vidro possui muitas aplicações nas mais variadas indústrias, estando cada vez mais presente nas pesquisas de</p><p>desenvolvimento tecnológico para o bem-estar do homem. No nosso cotidiano, utilizamos o vidro em diversas �nalidades, inclusive na</p><p>conservação de alimentos, bebidas e na decoração de nossas residências, mas você já imaginou por que o vidro é colorido? Você sabe quais são</p><p>as principais reações químicas que estão envolvidas na fabricação do vidro? Imagina que essas reações químicas seguem leis que determinam as</p><p>proporções de cada reagente? E por que a reação química ocorre dando origem ao vidro? Pensando nisso, solucionaremos alguns</p><p>questionamentos.</p><p>1. O vidro é colorido através da adição de alguns elementos especí�cos em sua formulação. Esses elementos podem ser classi�cados como</p><p>metais, não metais e semimetais. Todos esses elementos são constituídos por átomos. Você já pensou que, se adicionarmos um</p><p>determinado elemento químico ao processo de fabricação do vidro, podemos ter garrafas, vasos, vidro de perfume, entre outros, de diversas</p><p>cores? Para saber mais sobre a fabricação do vidro, qual elemento utilizar para obter uma determinada cor e qual a classi�cação periódica</p><p>desses elementos tão importantes?</p><p>2. Para que possamos obter uma determinada quantidade de produto, devemos calcular a quantidade de reagentes necessária para a sua</p><p>produção. Assim, para que o vidro seja fabricado, é necessário saber a massa de cada reagente que deverá ser introduzida no processo. Você</p><p>sabe quantos reagentes diferentes são necessários para fabricar o vidro? Você terá de calcular a quantidade de cada reagente a ser</p><p>introduzida no processo de fabricação do vidro para que uma determinada quantidade de material seja produzida.</p><p>3. Você já pensou que o átomo de um determinado elemento precisa apresentar características e con�gurações para sabermos se ele reagirá</p><p>com outros elementos? E os átomos dos elementos que colorem os vidros, como saberemos se eles possuem essas determinadas</p><p>características?</p><p>4. Por �m, você sabia que as propriedades periódicas estão relacionadas com as substâncias envolvidas na fabricação do vidro? Imaginou o</p><p>motivo pelo qual somente determinadas substâncias o colorem? Por que temos que reagir carbonato de sódio, carbonato de cálcio e sulfato</p><p>de sódio com sílica para se obter o vidro sodo-cálcico? O que pode ser feito para que o vidro não seja produzido com aquela cor esverdeada?</p><p>Essas perguntas, entre muitas outras, podem ser explicadas pelas propriedades periódicas.</p><p>Bons estudos!</p><p>Como a estrutura do átomo pode auxiliar no desenvolvimento de produtos tecnológicos, como as baterias de celulares e carros elétricos, assim</p><p>como nos avanços na área médica e no desenvolvimento de fármacos?</p><p>Por que devemos controlar as quantidades de reagentes envolvidas em uma determinada reação química e como as leis ponderais ajudam a</p><p>realizar esse processo?</p><p>Como a distribuição eletrônica e o conhecimento sobre as propriedades periódicas dos elementos químicos auxiliam no desenvolvimento de novos</p><p>produtos e materiais?</p><p>Conforme a ABIVIDRO (2010), a cor é uma das características mais interessantes dos vidros. Existem diversas cores que podem aparecer neles. A</p><p>cor de um vidro muda em função da composição química dos óxidos utilizados. Esses óxidos devem ser incorporados durante a etapa de mistura e</p><p>de preparação para fusão. Algumas cores possíveis de se encontrar em vidros são apresentadas na Tabela 1, junto aos óxidos responsáveis pela</p><p>coloração e à sua classi�cação periódica.</p><p>Compostos Cor Classi�cação</p><p>periódica</p><p>Série química</p><p>Óxido de ferro Verde, marrom Grupo 8, 4º período Metal de transição</p><p>Óxido de manganês Âmbar escuro,</p><p>ametista, incolor</p><p>Grupo 7, 4º período Metal de transição</p><p>Óxido de cobalto Azul-escuro Grupo 9, 4º período Metal de transição</p><p>Cloreto de ouro Vermelho rubi Grupo 11, 6º período Metal de transição</p><p>Óxidos de carbono Âmbar, marrom Grupo 14, 2º período Não metal</p><p>Óxidos de antimônio Branco Grupo 15, 5º período Semimetal</p><p>Óxidos de urânio Verde-amarelado</p><p>(brilha no escuro)</p><p>Grupo 3, 7º período Actinídeo</p><p>Compostos de</p><p>enxofre</p><p>Âmbar, marrom Grupo 16, 3º período Não metal</p><p>Compostos de cobre Azul-claro, vermelho Grupo 11, 4º período Metal de transição</p><p>Tabela 1 | Óxidos responsáveis pela coloração do vidro e sua classi�cação periódica. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Além de ser utilizada para proteger, a cor do vidro possui um apelo comercial marcante. Por exemplo, frascos de perfumes exibem coloração para</p><p>�ns estéticos e atrativos ao consumidor.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Dando sequência, temos que os principais reagentes para a fabricação do vidro são a cal ( ), a sílica ( ) e a barrilha ( ) e</p><p>constituem cerca de 90% do vidro em todo mundo. A quantidade de vidro produzida é calculada conforme as reações químicas, portanto as leis</p><p>ponderais precisam ser utilizadas para que as quantidades de reagentes necessários sejam calculadas e, assim, o vidro seja produzido.</p><p>Calcularemos a quantidade de reagentes para que 1.000 g de vidro sejam produzidos. Para isso, precisaremos saber quais são as reações</p><p>químicas que ocorrem na produção do vidro e, posteriormente, calcularemos também a massa de cada substância, seja reagente ou produto,</p><p>consultando a tabela periódica e extraindo os valores de massa atômica dos elementos envolvidos (1º passo). Por �m, aplicaremos as leis de</p><p>Lavoisier (2º passo) e Proust (3º passo) e analisaremos a proporção entre os reagentes.</p><p>Figura 1 | Processo de fabricação do vidro. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Conhecendo as quantidades envolvidas na produção de uma quantidade conhecida de vidro, trabalharemos, agora, com as informações sobre a</p><p>ocorrência da reação química. O primeiro passo para prevermos se uma reação química ocorrerá é realizar a distribuição eletrônica. Isso é</p><p>necessário porque os elétrons pertencentes à última camada da distribuição eletrônica (camada de valência) são os que participam de algum tipo</p><p>de ligação química por serem os mais distantes do núcleo. Através da distribuição eletrônica, podemos analisar quais átomos necessitarão receber</p><p>ou doar elétrons para se estabilizar, assim, neste momento, realizaremos a distribuição eletrônica dos elementos que colorem os vidros e</p><p>identi�caremos o comportamento desses átomos, classi�cando-os conforme a camada de valência, o subnível e o número de elétrons na última</p><p>camada eletrônica (Tabela 2).</p><p>Elemento Distribuição eletrônica Camada de</p><p>valência</p><p>Subnível Número de</p><p>elétrons na</p><p>última camada</p><p>Ferro   4 s 2</p><p>Manganês   4 s 2</p><p>Cobalto   4 s 2</p><p>Ouro 6 s 1</p><p>Carbono 2 p 4</p><p>Antimônio 5 p 5</p><p>Urânio 7 s 2</p><p>Enxofre 3 p 6</p><p>Cobre 4 s 2</p><p>Tabela 2 | Distribuição eletrônica representada na tabela periódica.Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Podemos observar que o ferro, o manganês, o cobalto, o urânio e o cobre possuem dois elétrons na camada de valência, portanto a tendência</p><p>desses elementos é doar seus elétrons e, por isso, reagem facilmente com o oxigênio, pois, se realizarmos a distribuição eletrônica do oxigênio (</p><p>), veremos que ele possui seis elétrons na camada de valência e, portanto, quer ganhar dois elétrons para se estabilizar. O ouro</p><p>apresenta somente um elétron em sua camada de valência, assim, tende também a doar esse elétron. Já os demais tendem a ganhar elétrons para</p><p>se estabilizarem.</p><p>Por �m, temos que o vidro denominado sodo-cálcico é o mais fabricado industrialmente, pois é utilizado em janelas, veículos e recipientes, como</p><p>garrafas, potes, jarras, copos, utensílios domésticos etc. É constituído de, aproximadamente, 70% de sílica ( ). Sabendo-se que a temperatura</p><p>de fusão da sílica é de  , é necessário adicionar quantidades signi�cativas de carbonatos de sódio e cálcio (  e  ), uma vez</p><p>que alteram as propriedades</p><p>da sílica, facilitando a fusão, pois são elementos químicos que possuem uma temperatura de fusão muito menor,</p><p>e   . Isso ocorre porque o sódio e o cálcio são metais alcalino e alcalino terroso, respectivamente, e conforme a periodicidade, possuem</p><p>temperatura de fusão menor por terem número atômico menor. No entanto, a areia contém ferro como impureza, o que confere ao vidro uma</p><p>coloração esverdeada.</p><p>CaCO3 SiO2 Na2CO3</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10</p><p>4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10</p><p>1s2 2s2 2p</p><p>2</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10</p><p>4p6 5s2 4d10 5p3</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10</p><p>4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10</p><p>6p6 7s2 5f3 6d1</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p4</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10</p><p>1s2 2s2 2p4</p><p>SiO2</p><p>1.713  Na2CO3 CaCO3</p><p>851  825</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Devido às suas propriedades periódicas, os metais de transição são os principais elementos quando pensamos em colorir os vidros. Esse fato se</p><p>deve à presença de orbitais   parcialmente preenchidos que absorvem radiações na região visível do espectro e que permitem transições</p><p>eletrônicas, responsáveis pela emissão luminosa.</p><p>Além disso, devido ao seu caráter metálico, apresentam brilho metálico e são bons condutores de eletricidade e de calor, duros, fortes e dúcteis.</p><p>Apresentam diversos estados de oxidação dos elementos, e os volumes atômicos são baixos quando comparados aos metais alcalinos e alcalinos</p><p>terrosos. As densidades atômicas são elevadas, bem como os pontos de fusão e ebulição. Quanto à sua energia de ionização, é intermediária entre</p><p>aquelas dos blocos    e    , apresentando facilidade com que se pode remover um elétron de um átomo de transição, ou seja, sua energia de</p><p>ionização é intermediária entre aquelas dos blocos    e  . A Tabela 3 apresenta os principais óxidos colorantes empregados em vidros e a cor</p><p>correspondente às diferentes valências nas quais pode se apresentar.</p><p>Íon Con�guração eletrônica Cor</p><p>Amarelo-verde</p><p>Verde</p><p>Incolor</p><p>Amarelo-verde pálido</p><p>Violeta-azul intenso</p><p>Amarelo, marrom</p><p>Azul, verde</p><p>Tabela 3 | Cores formadas por íons de metais de transição (3d) em vidros sodo-cálcicos. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>ASSIMILE</p><p>Caro estudante, convidamos você a explorar o fascinante mundo dos átomos e elementos, mergulhando em um campo rico em descobertas</p><p>e fundamentos essenciais para a compreensão da natureza da matéria. Nossa jornada se inicia abordando a evolução do modelo atômico,</p><p>desde as primeiras teorias de Dalton até os avanços revolucionários de Bohr e Schrödinger, proporcionando uma visão detalhada da</p><p>estrutura e do comportamento dos átomos. A classi�cação periódica dos elementos é um ponto crucial em nosso estudo, revelando</p><p>padrões surpreendentes nas propriedades dos elementos e permitindo prever comportamentos químicos. Além disso, exploraremos as leis</p><p>ponderais, que desvendam as relações quantitativas nas reações químicas, e a distribuição eletrônica, um aspecto fundamental na</p><p>organização dos elétrons ao redor do núcleo, impactando as propriedades dos elementos.</p><p>Por �m, as propriedades periódicas trazem insights sobre tendências que in�uenciam desde o raio atômico até a eletronegatividade,</p><p>proporcionando uma visão abrangente da química. Ao estudar esses conceitos, você estará preparado não apenas para compreender as</p><p>bases da química mas também para aplicá-las em diversos campos, desde a pesquisa cientí�ca até a indústria e a prática pro�ssional.</p><p>Prepare-se para desbravar os segredos dos átomos e elementos, mergulhando em um universo dinâmico de conhecimento que moldou e</p><p>continua a moldar nosso entendimento do mundo que nos cerca. A aventura do aprendizado está prestes a começar, então venha conosco</p><p>explorar as maravilhas da química!</p><p>s p</p><p>s p</p><p>V 3+ 3d2</p><p>Cr3+ 3d3</p><p>Mn2+ 3d5</p><p>Fe3+ 3d5</p><p>Co2+ 3d7</p><p>Ni2+ 3d8</p><p>Cu2+ 3d9</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura | Átomos e elementos.</p><p>ASSOCIAÇÃO TÉCNICA BRASILEIRA DAS INDÚSTRIAS AUTOMÁTICAS DE VIDRO. Disponível em: https://abividro.org.br/. Acesso em: 5 fev. 2024.</p><p>ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018.</p><p>BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016.</p><p>CALLISTER JR., W. D.; RETHWISCH, D. G. Ciência e engenharia de materiais: uma introdução. 8. ed. São Paulo: LTC, 2012.</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013.</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora Educacional S. A., 2016.</p><p>ZUMDAHL, S. S.; DECOSTE, D. J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016.</p><p>,</p><p>Unidade 3</p><p>LIGAÇÕES QUÍMICAS E FUNÇÕES INORGÂNICAS</p><p>Aula 1</p><p>LIGAÇÕES PRIMÁRIAS</p><p>Ligações primárias</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as ligações primárias, explorando e compreendendo a ligação iônica, a ligação covalente e a</p><p>ligação metálica. Esse conteúdo é importante para a prática pro�ssional, pois permite a formação de compostos vitais em diversas áreas, como</p><p>Química, Biologia e Engenharia, desde a produção de sais e materiais poliméricos até a criação de ligas metálicas. Sua compreensão é</p><p>fundamental para inúmeras aplicações industriais. Prepare-se para essa jornada do conhecimento! Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, qualquer substância conhecida no universo é formada pela união de um ou mais elementos químicos que compõem a tabela periódica.</p><p>Quando se fala de elementos químicos, percebe-se que é muito difícil encontrar um átomo isolado, pois estão quase sempre unidos, formando</p><p>compostos. É surpreendente como os elementos químicos podem formar inúmeras substâncias diferentes, grande parte das quais pode ser</p><p>encontrada na natureza e apresenta propriedades físicas e químicas completamente diferentes umas das outras. Como isso é possível? Graças às</p><p>ligações químicas!</p><p>Nesta aula, estudaremos as ligações iônicas, covalentes e metálicas, bem como as substâncias que dependem dessas ligações para serem</p><p>formadas. Os elementos químicos, que são unidos, no mínimo, por uma ligação iônica, dão origem às substâncias iônicas, tipo de ligação que</p><p>ocorre entre elementos que possuem eletronegatividades muito diferentes. A ligação covalente promove um compartilhamento de elétrons, sendo</p><p>diferente da ligação iônica, na qual os átomos recebem ou doam os seus elétrons e cujas substâncias possuem características também distintas</p><p>das substâncias iônicas, tais como pontos de ebulição e fusão mais baixos. Já as ligações metálicas são ligações que ocorrem entre metais e são</p><p>muito importantes no nosso dia a dia, pois dão origem às ligas metálicas, por exemplo, o aço inox que usamos para fabricar os talheres que</p><p>utilizamos para comer e o aço que é utilizado nas construções civis.</p><p>Sobre o exposto, re�ita sobre a fabricação do alumínio metálico. Ele é amplamente utilizado em uma variedade de aplicações devido às suas</p><p>propriedades únicas. Como um dos metais mais abundantes na crosta terrestre, ele é leve, resistente à corrosão e altamente condutor de</p><p>eletricidade e calor. Essas características o tornam um material versátil em muitos setores industriais, incluindo construção, transporte,</p><p>embalagens e eletrônicos. Sobre as características do alumínio, você deverá identi�car as ligações químicas presentes nos reagentes e produtos</p><p>envolvidos na fabricação do alumínio metálico. Bons estudos e vamos em frente!</p><p>Vamos Começar!</p><p>As moléculas se formam pela união dos átomos, processo a que damos o nome de ligação química. Um átomo possui um determinado número de</p><p>prótons e nêutrons</p><p>em seu núcleo e um número igual de elétrons no espaço em torno do núcleo (eletrosfera). Essa con�guração resulta em um</p><p>equilíbrio das cargas positivas e negativas, tornando o átomo neutro. Assim sendo, se um átomo neutro doar ou receber elétrons, ou seja, caso se</p><p>torne eletricamente carregado, ele se tornará um íon. Um íon positivo, chamado de cátion, é produzido quando o átomo neutro perde elétrons;</p><p>portanto, quando um átomo neutro ganha elétrons, forma-se um íon com carga negativa chamado de ânion.</p><p>Conforme o estudo sobre distribuição eletrônica, algumas famílias da tabela periódica são compostas por elementos que, segundo regra do octeto,</p><p>necessitam doar elétrons para se tornarem estáveis, formando cátions. Esses elementos são os metais alcalinos, alcalinos terrosos, de transição,</p><p>como o alumínio, o gálio e o índio. Da mesma forma, alguns elementos da tabela periódica precisam receber elétrons para se tornarem estáveis: os</p><p>não metais.</p><p>Durante uma reação química, um cátion e um ânion são unidos através de ligações iônicas. As ligações iônicas são formadas quando um ou mais</p><p>elétrons são transferidos da camada de valência de um átomo para outro, criando íons positivos e negativos (cátions e ânions). Quando, por</p><p>exemplo, o magnésio e o gás oxigênio reagem, pode-se imaginar que a reação ocorre pela transferência de dois elétrons de um átomo de magnésio</p><p>para dois elétrons de um átomo de oxigênio para formar</p><p>Contudo, como representar uma ligação química? Em 1916, o químico norte-americano Gilbert Newton Lewis desenvolveu um método para</p><p>representar esquematicamente a camada de valência dos átomos. Esse método faz uso de diagramas, agora chamados de estruturas de Lewis. A</p><p>estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu símbolo químico rodeado por pontos correspondentes ao número de elétrons da camada de</p><p>valência do átomo. O Quadro 1 apresenta a estrutura de Lewis para alguns átomos.</p><p>Átomo Con�guração eletrônica Estrutura de Lewis</p><p>Quadro 1 | Estrutura de Lewis para alguns átomos. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Mg2+</p><p>O2−</p><p>O 1s2 2s2 2p4 ¨: O :</p><p>Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1</p><p>: Ȧl</p><p>Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 : Si :</p><p>Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Ca :</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>A estrutura de Lewis de um composto iônico consiste na combinação entre as estruturas de Lewis dos íons individuais. Nesse sentido, o enxofre</p><p>possui seis elétrons em sua camada de valência e, portanto, precisa receber os elétrons para se tornar estável; e o alumínio precisa doar três</p><p>elétrons para concordar com a regra do octeto. Assim sendo, dois átomos de alumínio e três de enxofre são necessários para completar as</p><p>ligações iônicas; e a fórmula molecular da substância é</p><p>.</p><p>As substâncias formadas por uma ou mais ligações iônicas são chamadas de compostos iônicos. Essas ligações são distribuídas ao redor de cada</p><p>íon, proporcionando a criação do retículo cristalino iônico, e formam formas geométricas bem de�nidas. Esses retículos cristalinos são os</p><p>responsáveis pelas características dos compostos iônicos, tais como a de serem sólidos nas Condições Normais de Temperatura e Pressão</p><p>(CNTP), a de serem duros ou quebradiços, a de possuírem elevados pontos de fusão e de ebulição, a de serem solúveis em água (exceto:</p><p>,</p><p>e</p><p>), a de conduzirem eletricidade quando solubilizados e a de serem compostos polares. A Figura 1 apresenta a representação do retículo cristalino</p><p>de composto iônico cloreto de sódio.</p><p>Figura 1 | Retículo cristalino do cloreto de sódio,</p><p>Segundo Russel (2008), a ligação covalente ocorre quando os dois átomos têm a mesma tendência de ganhar e perder elétrons, isto é, os não</p><p>metais e o hidrogênio. Sob essas condições, a transferência total de um elétron não ocorre. Em vez disso, os elétrons �cam compartilhados entre</p><p>os átomos. Átomos com alta eletronegatividade, como os não metais, possuem grande capacidade de atrair elétrons. No entanto, quando esses</p><p>elementos interagem entre si, o fato de todos eles apresentarem alta atração pelos elétrons faz com que não ocorra a transferência efetiva dos</p><p>Al2S3</p><p>Al2S3</p><p>SrCO3</p><p>BaCO3</p><p>AgCl</p><p>SrCO3</p><p>BaCO3</p><p>AgCl</p><p>NaCl</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>elétrons. Em vez disso, eles se atraem simultaneamente, ou seja, são compartilhados pelos núcleos dos átomos, e é isso que faz com que os</p><p>átomos permaneçam unidos.</p><p>Existem quatro tipos de ligações covalentes: simples, dupla, tripla e coordenada. A ligação covalente mais simples é formada por dois átomos de</p><p>hidrogênio. Cada átomo de H possui um próton e um elétron e, quando dois desses átomos se aproximam, os elétrons são atraídos pelo núcleo de</p><p>ambos os átomos, ocorrendo o compartilhamento e formando a molécula , estável como o hélio. A Figura 2 ilustra a ligação covalente entre os</p><p>átomos de hidrogênio.</p><p>Figura 2 | Ligação covalente entre átomos de hidrogênio. Fonte: Wikimedia.</p><p>Voltando à estrutura de Lewis, na ligação covalente, os elétrons não são representados apenas por pontos; para isso, são utilizadas cruzes (x) e</p><p>pontos (•) em conjunto para indicar que os elétrons da ligação vieram de diferentes átomos, embora, na realidade, todos os elétrons sejam iguais. A</p><p>seguinte analogia pode auxiliar a entender a formação de uma ligação covalente, conforme o exemplo mostrado na Figura 3. Para representar a</p><p>ligação covalente de uma molécula de</p><p>, utilizamos cruzes para mostrar os elétrons do carbono e pontos para mostrar os elétrons de oxigênio.</p><p>Figura 3 | Estrutura de Lewis do dióxido de carbono,</p><p>O tipo mais simples de molécula é chamado de molécula diatômica, porque ela consiste em apenas dois átomos interligados. Os halogênios são</p><p>bons exemplos da formação de moléculas diatômicas, uma vez que adquirem o arranjo eletrônico dos gases nobres, compartilhando um par de</p><p>elétrons, vindos um de cada átomo. Cada uma dessas ligações covalentes é chamada de ligação simples, porque ela consiste em um único par de</p><p>elétrons compartilhado pelos núcleos dos dois átomos. A ligação simples pode ser representada por um traço (−). Na molécula do hidrogênio,</p><p>como mostrado na Figura 2, cada átomo adquire um nível externo completo de dois elétrons. Nas moléculas dos halogênios, cada átomo de</p><p>halogênio forma um octeto completo, como mostra a Figura 4.</p><p>CO2</p><p>CO2</p><p>CO2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 4 | Ligação covalente simples unindo dois átomos de �úor. Fonte: Wikimedia.</p><p>A ligação covalente dupla é formada pelo compartilhamento de dois pares de elétrons, por exemplo, ocorre na formação de uma molécula do gás</p><p>oxigênio que possui seis elétrons na camada de valência e precisa receber dois elétrons para se tornar estável. Para obter esses elétrons, o</p><p>oxigênio pode compartilhar dois pares de elétrons com um segundo átomo de oxigênio; e cada átomo de oxigênio contribui com dois elétrons,</p><p>como mostra a Figura 5.</p><p>Figura 5 | Ligação covalente dupla ligando dois átomos de oxigênio. Fonte: Wikimedia.</p><p>O nitrogênio tem cinco elétrons em sua camada de valência, sendo, portanto, necessários três elétrons para completar o octeto. O átomo de</p><p>nitrogênio obtém esses três elétrons através de uma ligação tripla com outro átomo de nitrogênio. Uma tripla ligação consiste em três pares de</p><p>elétrons compartilhados pelos núcleos dos dois átomos, com o objetivo de completar o octeto. A Figura 6 mostra a ligação tripla na união de dois</p><p>átomos de hidrogênio.</p><p>Figura 6 | Ligação covalente tripla unindo dois átomos de nitrogênio. Fonte: Wikimedia.</p><p>Até o momento, vimos que uma ligação covalente é formada por dois átomos que compartilham um par de elétrons. Os átomos são mantidos</p><p>juntos porque o par de elétrons é atraído por ambos os núcleos. Na formação de uma ligação covalente simples, cada átomo fornece um elétron</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>para ser compartilhado na ligação; porém, em uma ligação covalente coordenada (ou ligação covalente dativa), ambos os elétrons a serem</p><p>compartilhados vêm do mesmo átomo. Por exemplo, o enxofre possui seis elétrons em sua camada de valência, faltando apenas dois elétrons para</p><p>se tornar estável;</p><p>nesse sentido, o enxofre forma uma ligação covalente dupla com um átomo de oxigênio completando os seus octetos, mas doa</p><p>também seus elétrons a outros dois átomos de oxigênio, formando o trióxido de enxofre (</p><p>). Essa doação de elétrons é indicada pelas setas que representam as ligações covalentes coordenadas.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Certos íons poliatômicos diferem entre si somente na sua carga e em seus números de hidrogênios, como é o exemplo dos ânions</p><p>(carbonato) e</p><p>(bicarbonato). Um dos poucos cátions poliatômicos comuns é o íon amônio,</p><p>. Ele consiste em uma molécula de amônia,</p><p>, que formou uma ligação covalente com um íon de hidrogênio, H+, como mostra a Figura 7.</p><p>Figura 7 | Ligações covalentes coordenadas -</p><p>. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Por �m, temos as ligações metálicas, que são formadas entre átomos de metais e possuem grande importância, já que a maioria dos componentes</p><p>da tabela periódica corresponde a metais e está presente no nosso dia a dia. Essa ligação faz com que os metais se agrupem, formando os</p><p>retículos cristalinos quando em estado sólido.</p><p>Nas ligações metálicas, ocorre uma liberação parcial dos elétrons presentes na camada de valência; e assim acontece a formação de cátions, os</p><p>quais são estabilizados pelos elétrons que também foram liberados e envolvem a estrutura como uma nuvem eletrônica, o chamado “mar” de</p><p>elétrons, o que se exempli�ca na Figura 8. Esses elétrons possuem um certo movimento, razão pela qual são chamados de elétrons livres. Esse</p><p>movimento dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores elétricos e térmicos. Além dessa propriedade, os compostos</p><p>metálicos também são maleáveis, dúcteis, e possuem grande resistência à tração e elevados pontos de fusão e ebulição.</p><p>SO3</p><p>SO3</p><p>CO2−</p><p>3</p><p>HCO−</p><p>3</p><p>NH+</p><p>4</p><p>NH3</p><p>CO2−</p><p>3</p><p>HCO−</p><p>3</p><p>NH+</p><p>4</p><p>NH3</p><p>NH+</p><p>4</p><p>NH+</p><p>4</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 8 | Representação da nuvem eletrônica. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, o entendimento das ligações químicas primárias é primordial para a ciência, pois elas desempenham um papel fundamental em muitas</p><p>áreas do conhecimento e da tecnologia. As ligações iônicas, covalentes e metálicas são essenciais para a formação e a estabilidade de compostos</p><p>químicos, in�uenciando suas propriedades físicas e químicas.</p><p>Deste modo, temos que, para produzir alumínio metálico, utiliza-se a bauxita como matéria-prima; após a re�nação da bauxita, é obtida a alumina</p><p>ou óxido de alumínio (</p><p>).</p><p>O óxido de alumínio é composto pelo cátion</p><p>e</p><p>pelo ânion . Como o alumínio é um metal, e o oxigênio, um não metal, a ligação que os une é a ligação iônica, conforme apresenta a estrutura de</p><p>Lewis da Figura 9.</p><p>Al2O3</p><p>Al2O3</p><p>Al+3</p><p>O−2</p><p>Al+3</p><p>O−2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 9 | Estrutura de Lewis para o óxido de alumínio. Fonte: geocities.</p><p>Quando o óxido de alumínio reage com o carbono, conforme a reação</p><p>, o alumínio se dissocia do oxigênio e seus átomos reagem entre si. Como são íons metálicos, então se unem através de ligações metálicas.</p><p>O dióxido de carbono é produzido na reação e é formado por elementos classi�cados como não metais, formando, portanto, duas ligações</p><p>covalentes duplas para que uma molécula seja formada, conforme apresentado na Figura 3.3.</p><p>Informações adicionais podem ser utilizadas para solução dessa atividade. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as ligações químicas primárias, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 8, Conceitos básicos da ligação</p><p>química, do livro Química: a ciência central.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre estrutura de Lewis, faça a leitura do artigo Estrutura de Lewis e Geometria Molecular...”.</p><p>Por �m, para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre ligação química, faça a leitura do artigo Ligação química: abordagem clássica</p><p>ou quântica.</p><p>Al2O3  +  C  →  2 Al  +  3/2 CO2</p><p>Al2O3  +  C  →  2 Al  +  3/2 CO2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Referências</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008.</p><p>Aula 2</p><p>LIGAÇÕES SECUNDÁRIAS E POLARIDADE</p><p>Ligações secundárias e polaridade</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá e trabalhará com as polaridades envolvidas nas ligações químicas, assim como as interações</p><p>intermoleculares e seus principais tipos. Esse conteúdo é importante, pois elas são fundamentais na química, visto que in�uenciam diretamente</p><p>nas propriedades físicas e químicas das substâncias, afetando processos, como solubilidade, reatividade química, comportamento de fase e</p><p>interações biológicas, tornando-se essenciais para o desenvolvimento de produtos, medicamentos e materiais com propriedades especí�cas.</p><p>Esteja pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Caro estudante, você já estudou que os átomos são unidos através de ligações químicas para formar as substâncias, com base no que você</p><p>aprendeu sobre as ligações primárias. Você conheceu as características das substâncias formadas por ligações iônicas, como o elevado ponto de</p><p>ebulição e de fusão, sólidos à temperatura ambiente e solúveis em água; por ligações covalentes, que possuem pontos de ebulição e fusão</p><p>inferiores às substâncias iônicas e não conduzem eletricidade. Você viu também as características das substâncias metálicas, como a de serem</p><p>insolúveis na forma metálica, bons condutores de eletricidade, dúcteis e maleáveis.</p><p>Continuando seu estudo sobre ligações químicas, você aprenderá, nesta aula, as ligações secundárias e a polaridade das ligações químicas. As</p><p>ligações secundárias promovem a união das moléculas de uma substância e são diferentes conforme os elementos químicos envolvidos e a</p><p>polaridade das ligações químicas. Você conhecerá também as principais ligações secundárias, que são as ligações de hidrogênio, conhecidas</p><p>também como pontes de hidrogênio, e as forças de Van der Waals (ou ligações de Van der Waals), bem como a polaridade das ligações químicas.</p><p>Para aplicar esses conteúdos, você deverá re�etir sobre a molécula da amônia (</p><p>Vamos Começar!</p><p>Segundo Russel (2008), a polaridade de uma ligação, isto é, o grau com que o par é compartilhado, depende da diferença entre as</p><p>eletronegatividades dos átomos ligados: quanto maior é a diferença de eletronegatividade, mais polar é a ligação. Esse fato se deve ao</p><p>compartilhamento desigual dos elétrons entre dois átomos, levando a uma separação parcial da carga positiva e negativa. A polaridade pode ser</p><p>utilizada para descrever o comportamento das moléculas que exibem uma separação parcial de cargas e pode ser medida por meio do seu</p><p>comportamento  em um campo elétrico. A essa medida dá-se o nome de momento dipolar.</p><p>Quando a diferença de eletronegatividade de dois átomos ligados é muito grande, a ligação é mais bem descrita como iônica. Em uma ligação</p><p>covalente, por sua vez, os elétrons podem ser compartilhados igualmente, ou não, dependendo da eletronegatividade dos átomos envolvidos.</p><p>Quando os elétrons são compartilhados igualmente, essa ligação recebe o nome de ligação covalente apolar; para que isso ocorra, a diferença de</p><p>eletronegatividade entre os átomos precisa ser zero. Portanto, essa ligação ocorre com mais frequência entre átomos iguais, por exemplo, os</p><p>átomos envolvidos nas ligações covalentes que formam as moléculas de oxigênio, nitrogênio e cloro.</p><p>NH3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>A ligação covalente polar ocorre entre átomos que possuem diferença de eletronegatividade</p><p>diferente de zero. Um exemplo de ligação covalente</p><p>polar é a molécula de água, conforme apresentado na Figura 1, pois o oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio, ou seja, o oxigênio possui</p><p>maior atração pelos elétrons do hidrogênio. Assim, uma parte da molécula se torna ligeiramente negativa em carga quando comparada a outra</p><p>parte. Essas regiões de carga positiva e negativa são chamadas de polos elétricos. A letra grega delta (</p><p>) é usada para representar a negatividade parcial. Quanto maior for a diferença em eletronegatividade entre os átomos de uma ligação, mais polar</p><p>será a ligação. Uma molécula covalente polar é, porém, neutra como um todo, independentemente de quanto a carga é desigualmente distribuída</p><p>dentro dela. E esse fato pode fazer com que essa molécula se torne apolar. Portanto, nem toda molécula que apresenta ligações covalente é polar,</p><p>uma vez que uma compensação de cargas pode fazer com que essa molécula seja apolar.</p><p>Figura 1 | Ligação covalente polar de uma molécula de água. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>As moléculas diatômicas formadas por diferentes elementos são polares, fato esse que ocorre em razão de os elétrons não estarem igualmente</p><p>compartilhados pelos dois átomos. Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, mais polar será a molécula, como ocorre, por exemplo, nas</p><p>moléculas de monóxido de carbono –</p><p>.</p><p>As moléculas triatômicas lineares, por sua vez, serão apolares se os dois átomos ligados ao átomo central forem iguais, por exemplo, o dióxido de</p><p>carbono –</p><p>–, que possui ligações polares entre o oxigênio e o carbono, mas, como as densidades eletrônicas são deslocadas em sentidos opostos, os dois</p><p>se anulam, e a molécula se torna apolar. Se os dois átomos ligados ao central forem diferentes, a molécula triatômicas será polar, como ocorre, por</p><p>exemplo, no ácido cianídrico –</p><p>.</p><p>As moléculas que constituem substâncias covalentes (ou moleculares), em estado sólido ou líquido, são unidas por interações chamadas de</p><p>ligações secundárias ou forças intermoleculares. Destas, as mais importantes são chamadas de ligações de hidrogênio ou pontes de hidrogênio e</p><p>forças de van der Waals. Assim, as moléculas de uma substância covalente em estado líquido devem vencer as forças de atração intermoleculares</p><p>para separar-se e evaporar, causando in�uência diretamente nos pontos de fusão e ebulição e, consequentemente, na solubilidade da substância. O</p><p>δ</p><p>δ</p><p>CO</p><p>CO</p><p>CO2</p><p>HCN</p><p>CO2</p><p>HCN</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>tipo de interação presente na molécula dependerá diretamente da sua polaridade, ou seja, moléculas polares se atraem com mais intensidade,</p><p>formando iterações mais fortes, e moléculas apolares se atraem com uma intensidade menor, formando interações mais fracas.</p><p>As ligações de hidrogênio ou pontes de hidrogênio ocorrem quando o hidrogênio interage com elementos muito eletronegativos, por exemplo, o</p><p>�úor, o oxigênio e o nitrogênio, formando ligações extremamente polares. Assim, o hidrogênio forma uma ponte entre os átomos de alta</p><p>eletronegatividade de moléculas vizinhas, como mostra a Figura 2, em que a linha pontilhada representa uma ponte de hidrogênio entre duas</p><p>moléculas de água. Essas substâncias possuem pontos de fusão e de ebulição extremamente elevados se comparadas com as substâncias de</p><p>massas molares semelhantes. As ligações de hidrogênio são mais fracas do que as ligações iônicas e covalentes, porém são o tipo mais forte de</p><p>interação entre moléculas (forças intermoleculares).</p><p>Figura 2 | Ligação de hidrogênio (ponte de hidrogênio) entre moléculas de água. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Segundo Maia e Bianchi (2007), a ligação de hidrogênio é responsável pelas características de muitos compostos que também apresentam esse</p><p>tipo de interação intermolecular, tal como a de serem solúveis em água. Por exemplo, o etanol é solúvel em água em qualquer proporção, ao passo</p><p>que o cloreto de etila, que possui quase o mesmo momento dipolar, é praticamente insolúvel.</p><p>Siga em Frente...</p><p>A explicação para esse fato experimental é que as moléculas de etanol podem formar ligações de hidrogênio com as moléculas de água, mas o</p><p>cloreto de etila não pode.</p><p>E quando as moléculas de uma substância não formam ligações de hidrogênio entre si? Como �carão unidas? A interação que manterá essas</p><p>moléculas unidas é chamada de forças de Van der Waals (ou ligações de Van der Waals), que são interações mais fracas do que as ligações de</p><p>hidrogênio. Para compostos covalentes, existem dois tipos de forças que são mais importantes: dipolo-dipolo e dispersão de London (dipolo</p><p>induzido – dipolo induzido).</p><p>As atrações elétricas dipolo-dipolo ocorrem em substâncias formadas por moléculas polares neutras que não possuem hidrogênio ligado ao</p><p>elemento mais eletronegativo (</p><p>) e, portanto, não realizam a ligação de hidrogênio. A Figura 32 exempli�ca a ligação dipolo-dipolo nas moléculas do ácido clorídrico –</p><p>. Essas substâncias apresentam pontos de fusão e ebulição menores do que as substâncias que possuem ligações de hidrogênio, porém maiores</p><p>F ,  O e N</p><p>HCl</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>do que as substâncias que possuem a dispersão de London. Essas ligações, portanto, necessitam de menor quantidade de energia para serem</p><p>quebradas do que as ligações de hidrogênio e de mais energia quando comparadas com a dispersão de London.</p><p>Figura 3 | Interações dipolo-dipolo para o ácido bromídrico (</p><p>).Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>A dispersão de London, ou dipolo induzido, é o único tipo de força intermolecular aplicada em moléculas apolares. É uma força muito fraca, razão</p><p>pela qual as moléculas apolares de baixas massas moleculares são gasosas à temperatura ambiente. As substâncias que apresentam esse tipo de</p><p>interação possuem baixos pontos de fusão e ebulição e necessitam de pouca energia para que a ligação se quebre. Vale ressaltar que a dispersão</p><p>de London está presente em moléculas polares e apolares. No entanto, em moléculas polares, as interações relacionadas às ligações de hidrogênio</p><p>ou dipolo-dipolo são tão mais intensas que a dispersão de London pode ser negligenciada. A Figura 4 apresenta a dispersão de London.</p><p>Figura 4 | Dispersão de London. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após compreender as características das ligações secundárias, torna-se crucial compreender seu papel na estabilidade e nas</p><p>propriedades de moléculas e estruturas biológicas. Essas interações desempenham um papel vital em uma variedade de processos biológicos,</p><p>incluindo a conformação de proteínas, o reconhecimento molecular, a formação de estruturas secundárias de DNA e RNA, e até mesmo a</p><p>organização de membranas celulares. Além disso, essas forças são importantes na área de materiais, in�uenciando propriedades, como</p><p>viscosidade, ponto de fusão e condutividade térmica, e são exploradas na concepção e no desenvolvimento de novos materiais, como polímeros,</p><p>cristais líquidos e materiais biomiméticos. Compreender as ligações químicas secundárias é essencial para avançar no entendimento da química e</p><p>da biologia, bem como para inovar em áreas que vão desde a medicina até a nanotecnologia.</p><p>Pensando sobre a molécula de amônia (</p><p>), temos que ela é formada pela reação química:</p><p>.</p><p>F ,  O e N</p><p>HCl</p><p>HCl</p><p>HCl</p><p>NH3</p><p>N2  +  3 H2  →  NH3</p><p>NH3</p><p>N2  +  3 H2  →  NH3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>O hidrogênio possui uma eletronegatividade de 2,2, e o nitrogênio, de 3,04. Assim sendo, é uma molécula polar, pois o seu momento dipolar é</p><p>diferente de zero, sendo formada, portanto, por uma ligação covalente polar. Conforme é observado na Figura 5, os átomos de hidrogênio estão</p><p>diretamente ligados ao átomo de nitrogênio, indicando que suas moléculas são unidas por ligações de hidrogênio.</p><p>Figura 5 | Molécula de amônia.Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Além dessa solução, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as ligações químicas secundárias, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 11,</p><p>que envolve o nosso cotidiano é constituída por uma mistura de substâncias. Algumas vezes, a mistura pode ser identi�cada</p><p>visualmente. O granito, por exemplo, é uma rocha constituída por uma mistura de quartzo branco, mica preta e feldspato rosa e, algumas vezes, de</p><p>outros minérios. Outras misturas requerem o uso de métodos analíticos para identi�cação de seus componentes.</p><p>É importante destacar que a mistura pode ser preparada com várias composições. A composição de sal em água, citada como exemplo, depende</p><p>da quantidade relativa de sal e de água usada na sua preparação. As propriedades de tal mistura serão diferentes daquelas dos componentes e</p><p>dependem da sua composição. Por exemplo, se modi�carmos a composição de uma mistura de sal em água pela adição de mais sal, o ponto de</p><p>congelamento da mistura diminuirá. Outros exemplos de misturas são: o leite, a madeira, o concreto, o óleo de motor, o batom e o ar.</p><p>As misturas podem ser classi�cadas em homogêneas ou heterogêneas. Quando uma colher de açúcar se dissolve em água, obtemos uma mistura</p><p>homogênea, na qual a composição é a mesma em toda a sua extensão e observamos uma única fase. Se misturarmos areia com limalha de ferro,</p><p>contudo, os grãos de areia e a limalha de ferro mantêm-se separados, formando duas ou mais fases. Esse tipo de mistura é chamado de mistura</p><p>heterogênea, porque a sua composição não é uniforme (Brown et al., 2016).</p><p>Qualquer mistura, homogênea ou heterogênea, pode ser criada e, depois, separada por meios físicos em suas substâncias puras sem alterar a</p><p>identidade dos componentes. Assim, o açúcar pode ser recuperado de uma solução em água por evaporação da água até a secura. A condensação</p><p>do vapor devolve-nos a componente água. Para separar a mistura ferro e areia, podemos usar um ímã para retirar a limalha de ferro da areia, pois a</p><p>areia não é atraída pelo ímã. Depois da separação, os componentes da mistura terão a mesma composição e propriedades que tinham no início.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Exempli�cando</p><p>1 -  Agora, classi�caremos os itens a seguir como sendo substâncias puras simples ou substâncias puras compostas.</p><p>a. Água pura: substância pura composta, possui 2 átomos de H e 1 de O.</p><p>b. Calcário: substância pura composta, possui 1 átomo de carbono, 3 de oxigênio e 1 de cálcio.</p><p>c. Ozônio: substância pura simples, possui 3 átomos de O.</p><p>d. Álcool (etanol): substância pura composta, possui 2 átomos de carbono, 6 de hidrogênio e 1 de oxigênio.</p><p>e. Soda cáustica: substância pura composta, possui 1 átomo de sódio, 1 de hidrogênio e 1 de oxigênio.</p><p>f. Ferro: substância pura simples, possui somente átomos de Fe.</p><p>H − O − H</p><p>CO2</p><p>1 : 2</p><p>NaCl</p><p>H2O</p><p>CO2</p><p>NaCl</p><p>H2O</p><p>CO2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>g. Iodo: substância pura simples, possui 2 átomos de I.</p><p>2 - Classi�caremos as misturas a seguir em misturas homogêneas ou heterogêneas.</p><p>a. Água e areia: uma mistura heterogênea, pois a areia não é solúvel em água.</p><p>b. Água e uma pequena quantidade de sal de cozinha: mistura homogênea, o sal é solúvel em água em pequenas quantidades.</p><p>c. Ar atmosférico sem partículas e nuvens: mistura homogênea, o ar que respiramos é formado por uma mistura de gases, sendo nitrogênio</p><p>(N2) e oxigênio (O2) os gases majoritários.</p><p>d. Água e álcool: mistura homogênea, o álcool é solúvel em água.</p><p>e. Água e óleo comestível: mistura heterogênea, óleo não é solúvel na água.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, identi�car e classi�car a matéria é o primeiro passo para aplicar os conceitos químicos em situações práticas. Em diferentes situações,</p><p>é preciso identi�car e classi�car a matéria para que novas etapas e processos possam ser desenhados e implementados.</p><p>Deste modo, para realizar um processo de reciclagem do PET, precisamos, inicialmente, identi�car e classi�car a matéria. O PET é uma substância</p><p>composta, um polímero orgânico, que possui em sua constituição átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio.</p><p>Para realizar o processo de reciclagem, as etapas consistem em:</p><p>Classi�car a matéria: o PET é uma mistura heterogênea formada com garrafas de várias cores.</p><p>Realizar a moagem da mistura heterogênea com garrafas de várias cores.</p><p>Fazer a intrusão, em que ocorre a fundição da mistura, tornando-a homogênea.</p><p>Por �m, é realizada a confecção de �os ou ripas, originando a mistura homogênea.</p><p>De modo geral, esse é o processo realizado na reciclagem do PET, porém, em algumas situações, etapas adicionais precisam ser realizadas e</p><p>informações mais detalhadas sobre cada processo precisam ser obtidas. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para aprofundar seus conhecimentos sobre a identi�cação e a classi�cação da matéria, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 1 do</p><p>Livro Química: a ciência central. O capítulo aborda informações importantes e detalhadas sobre a matéria, sua identi�cação e classi�cação. A</p><p>seguir, temos a referência e o link para acesso:</p><p>Química: a ciência central.</p><p>Para aprender mais sobre as substâncias químicas, referentes à classi�cação da matéria, faça a leitura do artigo O conceito de substância química</p><p>e seu ensino.</p><p>Por �m, para aprender e contextualizar o tema “misturas”, acesse o link a seguir e faça a leitura do artigo Passando um “cafezinho”: misturas e</p><p>separação de misturas a partir de um experimento com materiais do cotidiano.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018.</p><p>BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016.</p><p>Aula 2</p><p>PROPRIEDADES DA MATÉRIA</p><p>Propriedades da matéria</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as propriedades físicas e químicas da matéria e os processos de mudança de fase. Esse conteúdo</p><p>é essencial para entender o comportamento de substâncias em diferentes condições. Esse conhecimento é importante, pois as aplicações incluem</p><p>controle de processos industriais, desenvolvimento de novos materiais e compreensão de fenômenos climáticos e ambientais. Prepare-se para</p><p>essa jornada de conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, o estudo das propriedades da matéria ajuda a compreender as transformações que ocorrem nos processos, com o objetivo de adequá-</p><p>los para certos �ns e a produzir novos materiais, possibilitando uma melhor qualidade de vida e a sustentabilidade do planeta. Você já parou para</p><p>pensar como é feito o envase de um produto líquido de alta viscosidade onde sua comercialização ocorre em volume? Será que esse processo de</p><p>envase pode apresentar problemas em função da densidade que o material apresenta?</p><p>Para iniciar nosso estudo, você precisa entender qual é a diferença entre as propriedades físicas e químicas da matéria, para, posteriormente,</p><p>classi�cá-las em extensivas e intensivas, dependendo da sua relação com a massa de uma amostra. Por último, você precisa conhecer as</p><p>propriedades que estão atreladas à mudança de estado da matéria.</p><p>Neste contexto, você precisará voltar ao processo de reciclagem de papel. Dentro do contexto da montagem da sua fábrica de reciclagem de</p><p>matérias, descubra quais as propriedades físicas especí�cas que precisam ser analisadas para que o material plástico de politereftalato de etileno</p><p>(PET) reciclado seja aprovado pelo controle de qualidade e descreva-as.</p><p>A partir de agora você verá o quanto as propriedades da matéria são importantes para que os produtos que tanto usamos no nosso cotidiano</p><p>sejam produzidos de forma adequada.</p><p>Bons estudos e vamos começar!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Estudante, tudo que tem massa e ocupa espaço é matéria e, deste modo, surge uma questão a respeito do termo “propriedade”. Você pode</p><p>reconhecer as pessoas pela aparência física:</p><p>Forças intermoleculares,</p><p>líquidos e sólidos, do livro Química.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre ligação de hidrogênio, faça a leitura do artigo O estado da arte da ligação de hidrogênio,</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre a polaridade de substâncias por meio da leitura do texto Ligações químicas: uma abordagem</p><p>centrada no cotidiano.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2009.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.</p><p>MAIA, J. D.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2007.</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008.</p><p>Aula 3</p><p>FUNÇÕES INORGÂNICAS - ÁCIDOS E BASES</p><p>Funções inorgânicas – ácidos e bases</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá os conceitos dos ácidos e bases de Arrhenius, assim como o sistema de nomenclatura desses</p><p>compostos e as propriedades e características. Esse conteúdo é importante para sua prática pro�ssional, pois é fundamental na compreensão da</p><p>química ácido-base. Esses conceitos são aplicáveis em diversas áreas, como na indústria química, farmacêutica e ambiental, in�uenciando</p><p>processos de síntese, formulação de medicamentos e tratamento de e�uentes. Pronto para embarcar nessa jornada de descobertas? Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, você já conheceu as ligações químicas primárias (iônicas, covalentes e metálicas) e secundárias (ligações de hidrogênio e Van der</p><p>Waals) e estudou onde e como elas ocorrem. Além disso, você aprendeu que as substâncias apresentam características impostas por essas</p><p>ligações, e observou que algumas delas são mais fortes que as outras, necessitando de uma maior quantidade de energia para serem rompidas,</p><p>fato esse que tem implicações diretas nas propriedades físicas dessas substâncias.</p><p>A partir de agora você dará início ao estudo das funções inorgânicas, aprendendo sobre os ácidos e as bases. Para isso, você verá como são</p><p>formadas essas substâncias e a maneira como se deve nomeá-las, diferenciando-as umas das outras. Estudará, primeiramente, os ácidos, que são</p><p>substâncias que se ionizam em contato com a água, liberando íons</p><p>. Você verá, nesse contexto, que os ácidos podem ser fracos, moderados e fortes, e que existem diversas regras para que possamos nomeá-los.</p><p>Conhecerá também as bases, que são substâncias que liberam o íon</p><p>(hidroxila) em contato com água. As bases também podem ser classi�cadas em fracas, moderadas e fortes, e possuem regras para serem</p><p>nomeadas.</p><p>Sobre o exposto, você deverá re�etir sobre o solo, o qual pode apresentar características ácidas que podem prejudicar a safra, trazendo resultados</p><p>ruins para o agricultor. Uma análise do solo pode ser realizada em laboratório para veri�car o</p><p>, porém é um procedimento oneroso.</p><p>Assim sendo, a observação das �ores de hortênsia vem sendo empregada e, apesar de não ser tão rigorosa, vem apresentando bons resultados a</p><p>respeito da acidez e/ou basicidade dos solos, pois essas �ores apresentam coloração variável em decorrência do</p><p>Vamos Começar!</p><p>Caro estudante, em 1884, o químico sueco Svante Arrhenius propôs que os ácidos e as bases se dissociam na água, formando íons. Segundo Kotz</p><p>et al. (2010), essa teoria antecedeu qualquer conhecimento a respeito da composição e da estrutura dos átomos, não tendo sido bem aceita</p><p>inicialmente. Os ácidos foram reconhecidos como substâncias que têm gosto azedo, característica esta que deu origem ao seu nome de origem</p><p>latina acidus, que signi�cava “azedo”. Além do sabor azedo, eles possuem outras características, como condutividade elétrica em solução aquosa</p><p>(em água), mudança de cor de certas substâncias e reação com as bases, formando sal e água. As bases ou álcalis são compostos adstringentes.</p><p>Seu nome possui origem do árabe, al-kali, e signi�ca “cinzas de uma planta”; assim como os ácidos, também são condutores de eletricidade.</p><p>A de�nição de Arrhenius para ácidos e bases centraliza-se na formação de íons</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>6,5</p><p>pH</p><p>7,5</p><p>H+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>e</p><p>em soluções aquosas. Ele de�niu os ácidos como toda substância que, quando ioniza em água, libera o cátion hidrogênio</p><p>, aumentando a sua concentração na solução aquosa, como mostra a seguinte reação:</p><p>E de�niu as bases como substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração do íon hidroxila,</p><p>, na solução.</p><p>Arrhenius propôs, ainda, que a força do ácido estava relacionada com a extensão na qual o ácido ionizava. Alguns ácidos, como o ácido clorídrico –</p><p>– e o ácido nítrico –</p><p>–, ionizam completamente na água, pois eles são eletrólitos fortes, os quais, agora, serão por nós chamados de ácidos fortes. Outros ácidos</p><p>ionizam apenas uma fração para produzir íons</p><p>e são chamados de eletrólitos fracos, ou seja, ácidos fracos. Os ácidos podem ser classi�cados em relação à sua volatilidade, à sua estabilidade,</p><p>ao seu grau de oxigenação, ao seu grau de hidratação, ao seu grau de ionização e ao número de hidrogênios ionizáveis. O grau de ionização (</p><p>) é a razão entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas. É com base no grau de ionização que podemos</p><p>classi�car o ácido em fraco, moderado e forte, como mostra o Quadro 1.</p><p>Classi�cação Grau de ionização ( )</p><p>Ácidos fortes</p><p>Ácidos moderados</p><p>Ácidos fracos</p><p>Quadro 1 | Classi�cação dos ácidos conforme o grau de ionização. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>A reação entre um ácido e uma base produz sal e água. Uma vez que as propriedades características de um ácido são perdidas quando uma base é</p><p>adicionada, e vice-versa, as reações ácido-base são logicamente descritas como o resultado da combinação de H+ e OH- para formar água.</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>HA(g)</p><p>H2O</p><p>H+</p><p>(aq)</p><p>+  A−</p><p>(aq)</p><p>−→</p><p>HA(g)</p><p>H2O</p><p>H+</p><p>(aq)</p><p>+  A−</p><p>(aq)</p><p>−→</p><p>OH−</p><p>OH−</p><p>BOH(s)</p><p>H2O</p><p>B+</p><p>(aq)</p><p>+  OH−</p><p>(aq)−→</p><p>BOH(s)</p><p>H2O</p><p>B+</p><p>(aq)</p><p>+  OH−</p><p>(aq)</p><p>−→</p><p>HCl</p><p>HNO3</p><p>H+</p><p>(aq)</p><p>,</p><p>α</p><p>HCl</p><p>HNO3</p><p>H+</p><p>(aq)</p><p>,</p><p>α</p><p>α = Número de moléculas ionizadas</p><p>Número total de moléculas dissolvidas</p><p>α =</p><p>Número de moléculas ionizadas</p><p>Número total de moléculas dissolvidas</p><p>α</p><p>α > 50%</p><p>5%</p><p>hidrogeniônico (</p><p>).</p><p>HA(aq)  +  BOH(aq)   →   BA(aq)  +  H2O(l)</p><p>HA(aq)  +  BOH(aq)   →   BA(aq)  +  H2O(l)</p><p>NaOH</p><p>HCl</p><p>NaCl</p><p>NaOH</p><p>HCl</p><p>NaCl</p><p>CH3CO2H(aq)  +  NaOH(aq)   →   NaCH3CO2 (aq)  +  H2O(l)</p><p>CH3CO2H(aq)  +  NaOH(aq)   →   NaCH3CO2 (aq)  +  H2O(l)</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H2O</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H2O</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>A escala usual de</p><p>vai de 0 a 14. O ponto médio da escala,</p><p>7, representa o</p><p>de uma solução neutra, por exemplo: água pura, que não é ácida nem básica porque as concentrações de íons</p><p>e</p><p>são iguais. Uma solução ácida tem uma concentração de íons</p><p>maior do que uma solução neutra e apresenta</p><p>menor do que 7, da mesma forma uma solução básica possui concentração de íons</p><p>menor do que uma solução neutra e apresenta</p><p>maior do que 7.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Dentro desse contexto, destacam-se os ácidos polipróticos, cujas moléculas são capazes de doar mais que um íon</p><p>, pois se ionizam em várias etapas, fornecendo um íon</p><p>por vez, por exemplo, o ácido sulfúrico (</p><p>), que ioniza em duas etapas, liberando dois íons</p><p>.</p><p>OH−</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>OH−</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>OH−</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>H+</p><p>H+</p><p>H2SO4</p><p>H+</p><p>H+</p><p>H+</p><p>H2SO4</p><p>H+</p><p>H2SO4 (aq)  +  H2O(l)  →   H3O</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  HSO−</p><p>4 (aq)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Na primeira etapa, um próton é transferido à água, produzindo um íon hidrônio e o íon hidrogenossulfato,</p><p>. Na segunda etapa, que ocorre em menor extensão, o íon hidrossulfato doa seu próton remanescente à água, formando um segundo íon hidrônio e</p><p>o íon sulfato.</p><p>Os ácidos podem ser classi�cados quanto à presença de oxigênio na fórmula. Assim, os hidrácidos são ácidos que não contêm oxigênio, por</p><p>exemplo:</p><p>,</p><p>,</p><p>,</p><p>,</p><p>e</p><p>. Já os oxiácidos são ácidos que contêm oxigênio, por exemplo:</p><p>,</p><p>,</p><p>e</p><p>.</p><p>No caso dos hidrácidos, a nomenclatura é constituída de forma bem simples. Quando o nome do ânion termina em “-eto”, o nome do ácido é</p><p>formado pela junção do su�xo “-ídrico” à raiz do ânion, da seguinte forma: ácido + raiz do ânion + su�xo ídrico. Existe também uma tendência de</p><p>nomear os hidrácidos usando a seguinte nomenclatura: nome do ânion de hidrogênio.</p><p>Para os oxiácidos, os nomes dos ânions que contêm oxigênio terminam, geralmente, em “-ato” ou “-ito”. Para os íons que possuem os nomes que</p><p>terminam com “-ato”, o nome será composto por: ácido + raiz do ânion + su�xo -ico.</p><p>A todos os oxiácidos que possuem o término do seu nome em “-ico”, dá-se o nome de ácido padrão. Eles são utilizados para nomear os demais</p><p>oxiácidos, conforme o grau de hidratação, ou seja, se diminuirmos um oxigênio de um ácido padrão, o su�xo “-ico” será trocado pelo su�xo “-oso”.</p><p>Se dois oxigênios forem subtraídos desse ácido, será adicionado o pre�xo “hipo-”, e o su�xo “-ico” será trocado pelo su�xo “-oso”. E se o número de</p><p>oxigênio for incrementado em um, o pre�xo “per” será adicionado.</p><p>As bases podem ser classi�cadas com base no número de hidroxilas (</p><p>), solubilidade e grau de dissociação. A classi�cação por meio do número de hidroxilas ocorre da seguinte forma:</p><p>HSO−</p><p>4 (aq)</p><p>+  H2O(l)    →   H3O</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>+  SO2−</p><p>4 (aq)</p><p>HSO−</p><p>4</p><p>HSO−</p><p>4</p><p>HF</p><p>HCl</p><p>HBr</p><p>HI</p><p>H2S</p><p>HCN</p><p>HNO3</p><p>H2SO4</p><p>H2CO3</p><p>HClO4</p><p>HF</p><p>HCl</p><p>HBr</p><p>HI</p><p>H2S</p><p>HCN</p><p>HNO3</p><p>H2SO4</p><p>H2CO3</p><p>HClO4</p><p>OH−</p><p>OH−</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Monobases: 1</p><p>; exemplos:</p><p>,</p><p>,</p><p>.</p><p>Dibases: 2</p><p>; exemplos:</p><p>,</p><p>.</p><p>Tribases: 3</p><p>; exemplos:</p><p>,</p><p>.</p><p>Tetrabases: 4</p><p>; exemplo:</p><p>,</p><p>.</p><p>Considerando a solubilidade das bases, podemos classi�cá-las em solúveis, pouco solúveis e insolúveis. As bases formadas por metais alcalinos</p><p>são solúveis –</p><p>(hidróxido de lítio); as formadas por metais alcalinos terrosos são pouco solúveis –</p><p>(hidróxido de cálcio); as formadas por outros metais são praticamente insolúveis –</p><p>OH−</p><p>NaOH</p><p>LiOH</p><p>KOH</p><p>OH−</p><p>NaOH</p><p>LiOH</p><p>KOH</p><p>OH−</p><p>Mg(OH)2</p><p>Ca(OH)2</p><p>OH−</p><p>Mg(OH)2</p><p>Ca(OH)2</p><p>OH−</p><p>Al(OH)3</p><p>Fe(OH)3</p><p>OH−</p><p>Al(OH)3</p><p>Fe(OH)3</p><p>OH−</p><p>Pb(OH)4</p><p>Pb(OH)4</p><p>OH−</p><p>Pb(OH)4</p><p>Pb(OH)4</p><p>LiOH</p><p>Ca(OH)2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>(hidróxido de ferro). Vale destacar que essa regra é aplicada à classi�cação em relação à solubilidade em água.</p><p>A nomenclatura das bases é dada pela união da palavra hidróxido + o nome do cátion, por exemplo:</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender as características dos ácidos e das bases, suas propriedades e características, assim como os sistemas</p><p>relacionados à sua nomenclatura, é hora de aplicar esse conteúdo. Ácidos e bases desempenham papéis fundamentais na química e na vida</p><p>cotidiana, in�uenciando processos industriais, ambientais e biológicos.</p><p>Deste modo, temos que diversos ácidos são encontrados no solo, e alguns se destacam, como os ácidos oxálico, fórmico, fumárico e málico, e sua</p><p>nomenclatura é apresentada no Quadro 2.</p><p>Bloco 1</p><p>Íon</p><p>Nomes</p><p>Ácido Raiz do ânion</p><p>Oxalato Ácido Oxal</p><p>Formiato Ácido Form</p><p>Fumarato Ácido Fumar</p><p>Malato Ácido Málico</p><p>Bloco 2</p><p>Nomes</p><p>Fórmula</p><p>-ico Ácido oxálico</p><p>-ico Ácido fórmico</p><p>-ico Ácido fumárico</p><p>-ico Ácido málico</p><p>Quadro 2 | Os ácidos oxálico, fórmico, fumárico e málico e sua nomenclatura. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Outros ácidos podem ser encontrados no solo, porém em quantidades menores, como os ácidos succínico, acético, aconítico, gálico, vanílico,</p><p>benzoico, fumárico e chiquímico.</p><p>As bases mais encontradas no solo são os hidróxidos de amônio e cálcio, e podem ser nomeadas conforme apresentado no Quadro 3.</p><p>Fe(OH)3</p><p>LiOH</p><p>Ca(OH)2</p><p>Fe(OH)3</p><p>Ca(OH)2</p><p>Ca2+</p><p>OH−</p><p>Fe2+</p><p>Fe3+</p><p>Fe(OH)2</p><p>Fe(OH)3</p><p>C2O</p><p>2−</p><p>4</p><p>COOH−</p><p>C4H2O</p><p>2−</p><p>4</p><p>C4H4O</p><p>2−</p><p>5</p><p>H2C2O4</p><p>HCOOH</p><p>H2C4H2O4</p><p>H2C4H4O5</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Bloco 1</p><p>Hidróxido De Nome do cátion Cátion</p><p>Hidróxido De Amônio</p><p>Hidróxido De Cálcio</p><p>Bloco 2</p><p>Resultado Fórmula</p><p>Hidróxido de amônio</p><p>Hidróxido de cálcio</p><p>Quadro 3 | Os hidróxidos de amônio e cálcio. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Você pode precisar de informações adicionais para resolver esse problema. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre os ácidos e as bases, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 12, Ácidos e bases, do livro Química.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a força de ácidos e bases, faça a leitura do artigo Sobre a força de ácidos e bases:</p><p>algumas considerações.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre os conceitos de ácidos e bases por meio da leitura do artigo Discutindo o contexto das de�nições de</p><p>ácido e base.</p><p>Referências</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.</p><p>Aula 4</p><p>FUNÇÕES INORGÂNICAS - SAIS E ÓXIDOS</p><p>Funções inorgânicas – sais e óxidos</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as de�nições de sais e óxidos, assim como suas propriedades, características e regras de</p><p>nomenclatura. Esse conteúdo é importante para sua prática pro�ssional, pois esses compostos in�uenciam processos industriais, agrícolas e</p><p>farmacêuticos. Suas propriedades, como solubilidade, condutividade e reatividade, são cruciais para diversas aplicações, e a nomenclatura</p><p>sistemática e as características físicas ajudam na identi�cação e no uso adequado desses compostos. Prepare-se para essa jornada de</p><p>conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, até o momento, você estudou as ligações químicas primárias (iônicas, covalentes e metálicas), que são as ligações responsáveis por</p><p>unir os elementos químicos, formando as substâncias, e as ligações secundárias (ligações de hidrogênio e Van der Waals), que possuem</p><p>a função</p><p>de unir as moléculas. Além disso, você estudou as características dessas ligações, bem como as das substâncias formadas por elas. Na</p><p>NH+</p><p>4</p><p>Ca2+</p><p>NH4OH</p><p>Ca(OH)2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>sequência, você iniciou o estudo sobre as funções inorgânicas, conhecendo não só os ácidos e as bases mas também suas diferenças,</p><p>características, reações químicas e as regras de nomenclatura.</p><p>Agora, continuaremos o nosso estudo sobre as funções inorgânicas, conhecendo os sais e os óxidos. Você estudará, primeiramente, os sais e</p><p>perceberá o quão presentes eles estão no nosso dia a dia. Aprenderá, então, como eles são formados, suas características, sua classi�cação e a</p><p>regra para compor a sua nomenclatura. Em seguida, estudará os óxidos e suas características, sua classi�cação e as regras de nomenclatura,</p><p>completando os nossos estudos sobre as funções inorgânicas.</p><p>Re�ita: a corrosão pode ser de�nida como um processo de deterioração dos metais, representada popularmente pela maresia e pelo azinhavre. A</p><p>maresia é caracterizada pela formação acelerada de ferrugem nos objetos compostos por ferro, e o azinhavre é uma camada de cor esverdeada</p><p>formada nos objetos compostos por cobre ou latão. O que esses dois processos têm em comum além de serem corrosivos? Eles são acentuados</p><p>nas regiões litorâneas, em razão da alta concentração de íons cloreto presentes na água do mar e na umidade do ar dessas regiões. Um exemplo</p><p>clássico da formação de azinhavre é a Estátua da Liberdade, já que, tendo sido construída com a utilização de placas de cobre sobre uma estrutura</p><p>de ferro e tendo sido colocada em uma região litorânea, foi sendo recoberta de azinhavre com o passar do tempo, razão pela qual possui cor</p><p>esverdeada.</p><p>Nesse contexto, você deve descobrir quais são os sais presentes no azinhavre e os óxidos presentes na composição da ferrugem, bem como suas</p><p>fórmulas químicas. Você poderá também apresentar medidas paliativas para minimizar da corrosão. Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Caro estudante, quando um ácido e uma base reagem, geralmente, formam outro produto além da água. Esse produto é chamado de sal, um</p><p>composto iônico que contém um cátion diferente do íon</p><p>e um ânion diferente do íon</p><p>. O sal pode ser produzido por uma reação de neutralização, que consiste em um cátion pertencente à base e de um ânion pertencente ao ácido,</p><p>por exemplo, no sal cloreto de sódio, em que o cátion,</p><p>, vem da base,</p><p>, e o ânion,</p><p>, vem do ácido,</p><p>, e quando a solução �nal for evaporada, o sal, cloreto de sódio, permanecerá. A equação a seguir representa essa reação:</p><p>Os sais são derivados dos ácidos e das bases. Nesse sentido, Arrhenius os de�niu como substâncias que, quando adicionadas à água, liberam um</p><p>cátion diferente do hidrogênio (</p><p>) e um ânion diferente da hidroxila (</p><p>), por exemplo, nas equações para o cloreto de sódio e para o nitrato de potássio:</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>Na+</p><p>NaOH</p><p>Cl−</p><p>HCl</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>Na+</p><p>NaOH</p><p>Cl−</p><p>HCl</p><p>HCl (g)  +  NaOH (aq)    →   NaCl (aq)  +  H2O (l)</p><p>HCl (g)  +  NaOH (aq)    →   NaCl (aq)  +  H2O (l)</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>NaCl (s)</p><p>H2O</p><p>Na+</p><p>(aq)</p><p>+  Cl−</p><p>(aq)</p><p>−→</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Os sais são substâncias bastante utilizadas em nosso cotidiano, tal como o cloreto de sódio (</p><p>) e o bicarbonato de sódio (</p><p>), que são caracterizados pela cor branca, porém outros sais bastante utilizados apresentam outras cores, como o sulfato cúprico (</p><p>), que apresenta coloração azul e é utilizado no tratamento da água de piscinas, e o dicromato de potássio (</p><p>), que possui coloração vermelho-alaranjada e é utilizado no teste de bafômetro.</p><p>Os sais são compostos iônicos e se encontram em estado sólidos nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), possuem sabor</p><p>salgado e são bons condutores de eletricidade. Alguns sais apresentam características que os permitem cristalizar em contato com a água,</p><p>formando os compostos denominados de sais hidratados, por exemplo:</p><p>(sulfato de cálcio di-hidratado) e</p><p>(cloreto de cobalto hexa-hidratado). Existem sais com características higroscópicas, ou seja, que absorvem até a umidade do ar, como é o caso do</p><p>(sílica gel).</p><p>Os sais podem ser classi�cados de acordo com sua natureza química em: neutros, ácidos, básicos e mistos. Os sais neutros são obtidos pela</p><p>reação de neutralização total, ou seja, não possuem íons</p><p>e</p><p>em sua composição, por exemplo:</p><p>(cloreto de sódio),</p><p>(sulfato de sódio) e</p><p>(cianeto de amônia). Os sais ácidos são obtidos por meio da reação de neutralização parcial, todavia é necessário que a quantidade de ácido seja</p><p>superior à de base. Em razão disso, apresentam dois cátions, sendo um metal e o outro o íon hidrogênio (</p><p>). São exemplos de sais ácidos:</p><p>(bicarbonato de sódio) e</p><p>(bissulfato de sódio).</p><p>NaCl (s)</p><p>H2O</p><p>Na+</p><p>(aq)</p><p>+  Cl−</p><p>(aq)</p><p>−→</p><p>KNO3 (s)</p><p>H2O</p><p>K+</p><p>(aq)</p><p>+  NO−</p><p>3 (aq)</p><p>−→</p><p>KNO3 (s)</p><p>H2O</p><p>K+</p><p>(aq)</p><p>+  NO−</p><p>3 (aq)−→</p><p>NaCl</p><p>NaHCO3</p><p>CuSO4</p><p>K2Cr2O7</p><p>NaCl</p><p>NaHCO3</p><p>CuSO4</p><p>K2Cr2O7</p><p>CaSO4 .  2H2O</p><p>CoCl2 .   6H2O</p><p>SiO2 .  nH2O</p><p>CaSO4 .  2H2O</p><p>CoCl2 .   6H2O</p><p>SiO2 .  nH2O</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>NaCl</p><p>Na2SO4</p><p>NH4CN</p><p>H+</p><p>NaHSO3</p><p>NaHSO4</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>NaCl</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Os sais básicos são obtidos a partir da reação de neutralização parcial, porém, ao contrário dos sais ácidos, a quantidade de ácido precisa ser</p><p>inferior à da base, razão pela qual apresentam dois ânions, sendo um ametal e o outro o íon hidroxila</p><p>, por exemplo, os sais</p><p>(hidroxicloreto de alumínio) e</p><p>(hidroxicloreto de cálcio).</p><p>Os sais duplos ou mistos não apresentam íons hidrogênio e/ou hidroxila em sua composição, mas são formados por dois cátions diferentes de</p><p>ou por dois ânions que sejam diferentes de</p><p>.</p><p>A nomenclatura dos sais é composta de maneira bem simples, de acordo com a seguinte regra: nome do ânion + de + nome do cátion. O Quadro 1</p><p>apresenta alguns exemplos.</p><p>Bloco 1</p><p>Ânion De Cátion Nome</p><p>Sulfato ( ) de Sódio ( ) Sulfato de sódio</p><p>Fosfato (  ) de Potássio ( ) Fosfato de potássio</p><p>Acetato ( ) de Magnésio ( ) Acetato de magnésio</p><p>Cloreto ( ) de Cálcio ( ) Cloreto de cálcio</p><p>Nitrato ( ) de Alumínio ( ) Nitrato de alumínio</p><p>Bloco 2</p><p>Fórmula</p><p>Quadro 1 | Nomenclatura dos sais.Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Exempli�cando</p><p>Dê os nomes dos seguintes sais e classi�que-os:</p><p>Na2SO4</p><p>NH4CN</p><p>H+</p><p>NaHSO3</p><p>NaHSO4</p><p>OH−</p><p>Al(OH)Cl2</p><p>Ca(OH)Cl</p><p>OH−</p><p>Al(OH)Cl2</p><p>Ca(OH)Cl</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>SO2−</p><p>4 Na+</p><p>PO3−</p><p>4 K+</p><p>C2H3O</p><p>−</p><p>2 Mg2+</p><p>Cl− Ca2+</p><p>NO−</p><p>3 Al3+</p><p>Na2SO4</p><p>K3PO4</p><p>Mg(C2H3O2)2</p><p>CaCl2</p><p>Al(NO3)3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>a)</p><p>: fosfato de sódio; sal neutro.</p><p>b)</p><p>: sulfato de sódio e lítio; sal misto.</p><p>c)</p><p>: sulfato de cálcio di-hidratado: sal hidratado.</p><p>d)</p><p>: bicarbonato de sódio, sal ácido.</p><p>Os sais, ainda, podem ser classi�cados conforme a sua solubilidade. Os sais solúveis são aqueles que se dissociam em água, sendo bons</p><p>condutores de eletricidade, como os cloretos de sódio e potássio, e são classi�cados como insolúveis aqueles que apresentam baixa solubilidade</p><p>em água, sendo assim maus condutores de eletricidade, como o cloreto e o iodeto de prata.</p><p>Encerrando os estudos sobre as funções inorgânicas, você conhecerá os óxidos, que são todas as substâncias formadas por oxigênio e outros</p><p>elementos químicos com menor eletronegatividade do que ele. Graças à elevada a�nidade eletrônica do oxigênio, os óxidos podem ser formados</p><p>por metais, tendo, assim, um caráter mais iônico, ou por não metais, possuindo um caráter mais covalente.</p><p>Os óxidos podem ser classi�cados com base em sua estrutura e em seu comportamento químico. De acordo com a sua estrutura, eles podem ser</p><p>classi�cados como normais e peróxidos; quanto ao seu comportamento químico, classi�cam-se em ácidos, básicos, neutros, anfóteros, mistos e</p><p>peróxidos. Os óxidos ácidos são aqueles que, quando reagem com água, formam um ácido. Alguns desses óxidos podem não reagir diretamente</p><p>com a água, mas reagem com uma base, formando sal e água e revelando o seu comportamento ácido. São formados, geralmente, por não metais,</p><p>possuindo caráter covalente, por</p><p>exemplo:</p><p>,</p><p>,</p><p>,</p><p>e</p><p>.</p><p>Óxidos básicos são aqueles que, ao reagirem com a água, produzem uma base ou também são capazes de neutralizar um ácido, formando sal e</p><p>água. São formados, em sua maioria, por metais e, portanto, possuem caráter iônico, por exemplo</p><p>,</p><p>,</p><p>e</p><p>. Algumas exceções, que não reagem com a água, reagem com ácidos, formando sais, caracterizando o comportamento básico, por exemplo:</p><p>Na3PO4</p><p>Na3PO4</p><p>NaLiSO4</p><p>NaLiSO4</p><p>CaSO4. 2H2O</p><p>CaSO4. 2H2O</p><p>NaHCO3</p><p>NaHCO3</p><p>CO2</p><p>SO3</p><p>NO2</p><p>P4O10</p><p>B2O3</p><p>CO2</p><p>SO3</p><p>NO2</p><p>P4O10</p><p>B2O3</p><p>Na2O</p><p>Li2O</p><p>CaO</p><p>BaO</p><p>Tl2O3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>,</p><p>e</p><p>. Quanto à solubilidade dos óxidos, pode-se a�rmar que todos são insolúveis, com a exceção dos óxidos básicos de</p><p>,</p><p>e</p><p>.</p><p>Óxidos neutros não reagem com a água nem com os ácidos e as bases. São formados com não metais e possuem caráter covalente, são exemplos</p><p>deles:</p><p>,</p><p>e</p><p>. Os óxidos anfóteros, por sua vez, reagem tanto com ácidos fortes quanto com bases fortes, por exemplo:</p><p>,</p><p>,</p><p>,</p><p>,</p><p>e</p><p>. Os óxidos duplos ou mistos são formados por dois óxidos de um mesmo elemento, como a magnetita,</p><p>.</p><p>Bi3O3</p><p>ThO2</p><p>Ca2+</p><p>Sr2+</p><p>Ba2+</p><p>Na2O</p><p>Li2O</p><p>CaO</p><p>BaO</p><p>Tl2O3</p><p>Bi3O3</p><p>ThO2</p><p>Ca2+</p><p>Sr2+</p><p>Ba2+</p><p>CO</p><p>N2O</p><p>NO</p><p>ZnO</p><p>Al2O3</p><p>PbO</p><p>PbO2</p><p>BeO</p><p>SnO</p><p>Fe3O4</p><p>CO</p><p>N2O</p><p>NO</p><p>ZnO</p><p>Al2O3</p><p>PbO</p><p>PbO2</p><p>BeO</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Por �m, temos os peróxidos, que são óxidos que possuem dois átomos de oxigênio ligados diretamente (– O – O –) e possuem a propriedade de</p><p>serem agentes oxidantes fortes. O exemplo mais clássico de um peróxido é o peróxido de hidrogênio,</p><p>, conhecido popularmente como água oxigenada. Outros exemplos de peróxidos são:</p><p>,</p><p>,</p><p>,</p><p>e</p><p>.</p><p>A nomenclatura dos óxidos é dada pela seguinte regra: pre�xo que indica o número de átomos de oxigênio + óxido de + pre�xo que indica o número</p><p>de átomos do outro elemento + nome do elemento menos eletronegativo, considerando que, quando há somente um elemento menos</p><p>eletronegativo, pode-se desprezar o pre�xo. Os pre�xos podem ser: (1) mono-; (2) di-; (3) tri-; (4) tetra-; (5) penta-; (6) hexa-; (7) hepta-, e assim por</p><p>diante. O Quadro 2 apresenta alguns exemplos do uso dessa nomenclatura.</p><p>Bloco 1</p><p>Pre�xo no de átomos de</p><p>oxigênio Óxido de Pre�xo no de átomos do outro</p><p>elemento</p><p>Nome do elemento menos</p><p>eletronegativo</p><p>Mono óxido de mono carbono</p><p>Di óxido de mono enxofre</p><p>Tri óxido de di Cromo</p><p>Pent óxido de di Nitrogênio</p><p>Bloco 2</p><p>Nome Fórmula</p><p>Monóxido de carbono</p><p>Dióxido de enxofre</p><p>Trióxido de dicromo</p><p>Pentóxido de dinitrogênio</p><p>Quadro 2 | Nomenclatura dos óxidos. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Siga em Frente...</p><p>Os óxidos podem ser formados por elementos químicos que possuam diferentes valências e, neste caso, a nomenclatura dos óxidos seguirá uma</p><p>nova regra, segundo a qual os pre�xos serão desprezados e serão acrescentados pre�xos conforme a valência do elemento, ou seja, para o</p><p>elemento de menor valência será acrescentado o su�xo –oso; para o de maior valência, o su�xo -ico, como mostra o Quadro 3.</p><p>Cátion Óxido de + nome elementos menos</p><p>eletronegativo + valência</p><p>Óxido de + Nome elemento menos</p><p>eletronegativo + su�xo Fórmula</p><p>SnO</p><p>Fe3O4</p><p>H2O2</p><p>K2O2</p><p>Li2O2</p><p>K2O2</p><p>BaO2</p><p>CaO2</p><p>H2O2</p><p>K2O2</p><p>Li2O2</p><p>K2O2</p><p>BaO2</p><p>CaO2</p><p>CO</p><p>SO2</p><p>Cr2O3</p><p>N2O5</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Óxido de ferro II Óxido ferroso</p><p>Óxido de ferro III Óxido férrico</p><p>Óxido de cobre I Óxido cuproso</p><p>Óxido de cobre II Óxido cúprico</p><p>Quadro 3 | Nomenclatura dos óxidos conforme a valência. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Exempli�cando</p><p>Dê os nomes dos seguintes óxidos e classi�que-os:</p><p>a)  : trióxido de dialumínio; óxido anfótero.</p><p>b)  : óxido de bário; óxido básico.</p><p>c)  : pentóxido de difósforo; óxido ácido.</p><p>d)  : tetróxido de trichumbo; óxido misto.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, nesta aula, você trabalhou com os sais e óxidos, observando suas propriedades, características e nomenclatura. Os sais desempenham</p><p>papéis cruciais em diversas áreas, desde a agricultura até a indústria e a medicina. Eles são fundamentais na produção de fertilizantes, na</p><p>regulação do</p><p>do solo e na fabricação de produtos químicos. Já os óxidos são empregados em processos de produção de materiais, na síntese de compostos</p><p>orgânicos e na puri�cação de água. Sua aplicabilidade abrange desde a fabricação de vidros e cerâmicas até a produção de medicamentos e</p><p>catalisadores, destacando sua importância na vida cotidiana e na prática pro�ssional.</p><p>Pensando no exposto, nosso estudo se voltou para a compreensão de processos de corrosão. Deste modo, temos que o azinhavre é composto por</p><p>uma mistura tóxica de hidróxido de cobre I, hidróxido de cobre II, carbonato de cobre I e carbonato de cobre II, portanto uma mistura de bases e</p><p>sais, sendo os sais o carbonato de cobre I e o carbonato de cobre II, os quais possuem as seguintes fórmulas químicas:</p><p>Carbonato de cobre I ou carbonato cuproso:</p><p>.</p><p>Carbonato de cobre II ou carbonato cúprico:</p><p>.</p><p>Já a ferrugem tem uma composição química complexa, porém, basicamente, é constituída por óxido-hidróxido de ferro, óxido de ferro II e óxido de</p><p>ferro III, os quais apresentam as seguintes fórmulas químicas:</p><p>Óxido-hidróxido de Ferro:</p><p>.</p><p>Óxido de ferro III ou óxido férrico:</p><p>.</p><p>Óxido de ferro II ou óxido ferroso:</p><p>Como medidas paliativas para a ferrugem, é aconselhável que, quando possível, se mantenham as peças de ferro longe do mar; caso não seja</p><p>possível, mantê-las cobertas e em local refrigerado. Já para prevenir o azinhavre, é recomendado cobrir as peças de cobre com resina, para que não</p><p>�quem em contato direto com a atmosfera da região litorânea, embora essa seja uma medida preventiva, que não torna, portanto, a peça inume ao</p><p>azinhavre. Outras informações podem ser necessárias para compreender melhor os sais e os óxidos. Continue estudando!</p><p>Fe2+ FeO</p><p>Fe3+ Fe2O3</p><p>Cu+ Cu2O</p><p>Cu2+ CuO</p><p>Al2O3</p><p>BaO</p><p>P2O5</p><p>Pb3O4</p><p>pH</p><p>pH</p><p>Cu2CO3</p><p>Cu2CO3</p><p>CuCO3</p><p>CuCO3</p><p>Fe(OH)O</p><p>Fe(OH)O</p><p>Fe2O3</p><p>Fe2O3</p><p>FeO</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as propriedades e características dos sais e dos óxidos, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 4, Funções</p><p>inorgânicas:</p><p>SPIER, V. C. Fundamentos de química.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a solubilidade de sais inorgânicos em diferentes solventes, faça a leitura do texto</p><p>Estudo da solubilidade de sais em misturas solventes.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre a aplicabilidade dos óxidos por meio da leitura do artigo Óxidos de ferro e suas aplicações em</p><p>processos catalíticos: uma revisão.</p><p>Referências</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>Aula 5</p><p>Encerramento da Unidade</p><p>Videoaula de Encerramento</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você reverá os pontos importantes sobre as ligações químicas primárias e secundárias, assim como as de�nições</p><p>de ácidos, bases, sais e óxidos. Esse conteúdo é importante para a prática pro�ssional, pois as ligações primárias e secundárias são essenciais</p><p>para entender e aplicar conceitos em diversas áreas pro�ssionais, in�uenciando propriedades de substâncias e biomoléculas. Ácidos, bases, sais e</p><p>óxidos desempenham papéis fundamentais em processos industriais e reações químicas, impactando campos, como química, engenharia,</p><p>medicina e ciência dos materiais. Prepare-se para essa jornada do conhecimento! Vamos lá!</p><p>Ponto de Chegada</p><p>Estudante, para desenvolver a competência desta unidade, que é compreender as ligações químicas primárias e secundárias e conhecer e</p><p>identi�car as funções inorgânicas de ácidos, bases, sais e óxidos, você deverá conhecer, primeiramente, a regra do octeto,</p><p>a qual a�rma que os</p><p>átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons para adquirir uma con�guração eletrônica estável. Deste modo, as ligações químicas se</p><p>estabelecem entre elementos químicos para formar substâncias e moléculas. Dentro desse contexto, você trabalhará com a ligação iônica, que se</p><p>estabelece pela doação e pelo recebimento de elétrons. Já a ligação covalente ocorre em função do compartilhamento de pares de elétrons entre</p><p>dois átomos, originando uma molécula. Nas ligações secundárias, você deve compreender o comportamento de moléculas quando são unidas</p><p>umas às outras. Essas ligações que se estabelecem entre moléculas são responsáveis pelo estado físico da substância, assim como as energias</p><p>envolvidas nos processos de mudança de estado físico.</p><p>Já as funções inorgânicas são essenciais na compreensão e aplicação dos princípios fundamentais da química em diversos campos, desde a</p><p>indústria até a medicina e a pesquisa cientí�ca. Compostas por ácidos, bases, sais e óxidos, essas funções desempenham papéis cruciais em</p><p>reações químicas, processos industriais, controle de pH em sistemas biológicos, síntese de novos materiais e desenvolvimento de tecnologias</p><p>avançadas. Deste modo, você compreenderá as de�nições de ácidos e bases de acordo com Arrhenius, além de veri�car suas propriedades e</p><p>características, como a força, a classi�cação e a nomenclatura. Seu estudo se estenderá aos sais e óxidos, em que você estudará suas de�nições,</p><p>propriedades, características e nomenclatura.</p><p>Explorar ligações químicas e funções inorgânicas é desvendar os segredos fundamentais da matéria, abrindo portas para inovações e aplicações</p><p>em diversos campos. Que sua jornada de estudo seja guiada pela curiosidade, pois cada descoberta nos aproxima de um futuro repleto de</p><p>possibilidades transformadoras!</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>É Hora de Praticar!</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>O cloreto de sódio, popularmente chamado de sal de cozinha, pode ser extraído pela exploração de jazidas minerais, ou mediante evaporação e</p><p>cristalização da água do mar. Em países tropicais, o cloreto de sódio é extraído da água do mar, porém esse processo é realizado somente por 10%</p><p>dos produtores mundiais. No Brasil, 95% da produção está localizada no estado do Rio Grande do Norte. Você sabia que muitas substâncias que</p><p>são utilizadas no nosso dia a dia têm como matéria-prima principal o cloreto de sódio ( )? Exemplos dessas substâncias são: bicarbonato de</p><p>sódio, hipoclorito de sódio, sódio metálico, carbonato de sódio, hidróxido de sódio, cloro, ácido clorídrico, entre outras. Mas, qual tipo de ligação</p><p>química essas substâncias possuem? À qual função química pertencem? Você deverá identi�car as ligações químicas que formam essas</p><p>substâncias e classi�cá-las conforme a sua função química.</p><p>Deste modo, você precisa solucionar os seguintes questionamentos:</p><p>1. No nosso cotidiano, utilizamos diversas substâncias químicas sem nos darmos conta de como foram produzidas, tais como o hidróxido de</p><p>sódio ( ), o gás cloro e o sódio metálico, que são três das substâncias utilizadas no contexto mencionado. O hidróxido de sódio,</p><p>popularmente conhecido como soda cáustica, é utilizado na fabricação de muitos produtos de limpeza, corantes, papel e borrachas; o gás</p><p>cloro ( ) é um composto gasoso, muito utilizado na fabricação de polpa de papel, solventes, plásticos, pesticidas e produtos de limpeza; o</p><p>sódio metálico é muito utilizado na fabricação de lâmpadas e células fotoelétricas. Você sabe o que essas três substâncias têm em comum?</p><p>2. Continuando nosso estudo sobre as diversas substâncias químicas envolvidas no nosso cotidiano que são utilizadas sem nos darmos conta</p><p>de que foram produzidas através do cloreto de sódio, o nosso tão usado sal de cozinha, você conhecerá o ácido clorídrico e o bicarbonato de</p><p>sódio. O bicarbonato de sódio,  , é bastante usado na indústria farmacêutica para produzir medicamentos que neutralizam o suco</p><p>gástrico (antiácidos), sendo também muito aplicado à indústria alimentícia como fermento químico na fabricação de bolos, biscoitos e</p><p>refrigerantes, por exemplo. O ácido clorídrico,  , é largamente empregado na fabricação de produtos de limpeza e tintas, no processo de</p><p>decapagem do aço e no curtimento do couro, por exemplo. Você já imaginou como as moléculas dessas substâncias se mantêm unidas?</p><p>Sabe se essas moléculas são polares ou apolares?</p><p>3. Com o gás cloro,  , que é produzido pela dissociação do cloreto de sódio, podemos fabricar o ácido clorídrico, que é utilizado em diversas</p><p>aplicações. No entanto, você sabia que o ácido clorídrico não é o único ácido produzido a partir do gás cloro? O ânion cloreto pode unir-se a</p><p>átomos de oxigênio através de ligações covalentes, dando origem a outros ânions e formando, assim, outros ácidos que contêm cloro, como</p><p>o ácido clórico, que é bastante utilizado no branqueamento do papel e de tecidos. Um dos principais produtos que possuem o cloreto de</p><p>sódio como matéria-prima é o carbonato de sódio, conhecido também como barrilha, muito utilizado na fabricação de vidro e na produção de</p><p>sabões e detergentes, e durante a sua produção são formadas algumas bases como produtos secundários. Você deverá descobrir quais</p><p>demais ácidos podem ser produzidos a partir do gás cloro e quais são as bases formadas a partir da produção da barrilha. Você nomeará</p><p>esses ácidos e bases a partir das regras assimiladas em nossos estudos.</p><p>4. Para concluir nossa discussão sobre as substâncias que possuem o cloreto de sódio como matéria-prima, lembrando que o cloreto de sódio</p><p>pode ser extraído da exploração de jazidas minerais ou da evaporação e cristalização da água do mar. A partir do sódio, podem ser</p><p>produzidos diversos outros sais e óxidos que são continuamente utilizados no nosso cotidiano, por exemplo, o clorato de sódio, que é um</p><p>agente oxidante largamente utilizado na produção do dióxido de cloro. Este, por sua vez, é usado no branqueamento de polpa de celulose,</p><p>como herbicida e na produção de outros sais de cloratos, e possui uma produção de, aproximadamente, 441 mil toneladas/ano, somente nos</p><p>EUA. Outro exemplo muito importante é o óxido de sódio, que é bastante utilizado na fabricação de vidros e cerâmicas e reage com água,</p><p>formando o hidróxido de sódio. No seguimento de louças sanitárias, ele é a matéria-prima principal para a fabricação do silicato de sódio,</p><p>conhecido como vidro líquido, sendo o principal constituinte na fabricação dessas louças. Como é possível classi�car, nomear e expor a</p><p>fórmula química desses principais sais e óxidos produzidos através do cloreto de sódio, tão presentes no nosso cotidiano?</p><p>Bons estudos!</p><p>Como é possível determinar o tipo de ligação química primária que se estabelece entre dois ou mais átomos para formar uma nova substância</p><p>química?</p><p>No caso de moléculas, como é possível determinar o estado físico e as energias necessárias para as mudanças de estado físico conhecendo</p><p>apenas as interações intermoleculares existentes entre as moléculas?</p><p>Como são de�nidas as funções inorgânicas e quais são as aplicações que podemos observar ao se trabalhar com ácidos, bases, sais e óxidos?</p><p>Estudante, o hidróxido de sódio ( ), o gás cloro ( ) e o sódio metálico ( ) são substâncias compostas presentes no nosso dia a dia e</p><p>possuem o cloreto de sódio como matéria-prima. Você deve identi�car quais são as ligações que unem os seus átomos de cada uma delas. O</p><p>hidróxido de sódio é produzido quando solubilizamos o cloreto de sódio na água em determinadas condições de temperatura e pressão, como</p><p>mostra a reação química:</p><p>Após a solubilização, o sódio se dissocia do cloro, formando os íons   e  , e o hidrogênio também se dissocia do oxigênio, formando os</p><p>íons   e  . O íon   se une ao   formando o íon hidroxila. Esses íons possuem elevada eletronegatividade e, como o sódio possui baixa</p><p>eletronegatividade</p><p>por ser um metal alcalino, eles se unem por meio de uma ligação iônica, como mostra a estrutura de Lewis (Figura 1).</p><p>NaCl</p><p>NaOH</p><p>Cl2</p><p>NaHCO3</p><p>HCl</p><p>Cl2</p><p>NaOH Cl2 Na</p><p>NaCl  +  H2O  →  NaOH  +  1/2 H2  +  1/2 Cl2</p><p>Na+ Cl−</p><p>H+ O2− H+ O2−,</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 1 | Estrutura de Lewis para o hidróxido de sódio. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>O gás cloro é obtido através da dissociação do cloreto de sódio na água em determinadas condições de temperatura e pressão, como mostra a</p><p>reação química:</p><p>Após a solubilização, o sódio se dissocia do cloro, formando os íons   e  . Como os ânions de cloro são altamente eletronegativos, eles</p><p>tendem a se unir. O cloro é um halogênio pertencente à Família 17, possui sete elétrons em sua camada de valência, sendo, portanto, um não metal</p><p>que precisa receber um elétron para obedecer à regra do octeto. Consequentemente, a ligação que une os íons cloro são ligações covalentes, como</p><p>mostra a estrutura de Lewis (Figura 2).</p><p>Figura 2 | Estrutura de Lewis para o gás cloro. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>O sódio metálico pode ser produzido através da eletrólise ígnea, conforme a reação:</p><p>O sódio se dissocia do cloro, formando os íons   e   . Logo, os íons de cloro reagem entre si, formando o gás cloro ( ), e os íons de sódio</p><p>também reagem entre si, formando o sódio metálico. Como o sódio é um metal alcalino e se une com ele mesmo durante a reação química, essa</p><p>união é realizada por ligações metálicas.</p><p>Dando sequência, temos o bicarbonato de sódio, , e o ácido clorídrico,  , que são substâncias compostas usadas para compor itens</p><p>muito utilizados no nosso cotidiano e são dependentes do cloreto de sódio para serem produzidos. Vamos observar a polaridade das ligações</p><p>químicas e as forças que unem as suas moléculas?</p><p>O bicarbonato de sódio é formado pela união do íon bicarbonato ( ) com o sódio ( ). O íon bicarbonato é composto por elementos</p><p>químicos que possuem eletronegatividades bastante distintas entre si (hidrogênio = 2,2; oxigênio = 3,44; carbono = 2,55) e, portanto, é formado com</p><p>ligações covalentes polares, sendo um íon polar. Na composição desse íon, temos um átomo de hidrogênio ligado diretamente a um átomo de</p><p>oxigênio, logo as moléculas de uma substância formada por esse íon são unidas através de ligações de hidrogênio. O íon bicarbonato se une ao</p><p>sódio, que possui baixa eletronegatividade (0,93), através de uma ligação iônica, formando uma molécula polar. Sendo assim, a nossa conclusão é</p><p>que o bicarbonato de sódio é uma substância polar e suas moléculas são unidas através de pontes de hidrogênio.</p><p>O ácido clorídrico é composto por um átomo de hidrogênio e um de cloro, e esses elementos possuem eletronegatividades distintas, como já</p><p>observado, assim a substância possui característica polar. O átomo de hidrogênio é ligado diretamente ao cloro, portanto suas moléculas são</p><p>unidas por uma força de Van der Waals e, como é uma substância polar, a união ocorre pela ligação dipolo-dipolo.</p><p>Continuando nosso estudo, temos o ácido clórico ( ) e o carbonato de sódio ( ), que são substâncias bastante utilizadas para</p><p>fabricar itens do nosso cotidiano e dependem do cloreto de sódio para serem produzidos. Você observará, agora, quais são os demais ácidos</p><p>existentes a partir do ácido clorídrico e como nomear esses ácidos e as bases produzidas através do carbonato de sódio.</p><p>O ácido clorídrico pode ser classi�cado como um hidrácido e é um ácido forte, pois possui um grau de ionização de 92%, porém não é o único</p><p>ácido formado a partir do cloro. Quando o ânion cloreto une-se a átomos de cloro por meio de ligações covalentes, ele dá origem aos ânions</p><p>perclorato,  , clorato,  , clorito,  , hipoclorito, , e quando esses ânions reagem com o íon  , formam-se os oxiácidos. Todos</p><p>esses oxiácidos são bastante utilizados no nosso cotidiano, principalmente como matéria-prima para a fabricação de outros produtos, por</p><p>exemplo, explosivos e agentes oxidantes. O Quadro 1 apresenta os ácidos obtidos a partir do cloro e sua nomenclatura.</p><p>Fórmula Grau de hidratação Pre�xo Raiz do ânion Su�xo Nome</p><p>Um oxigênio mais</p><p>ácido clórico per- clor -ico Ácido perclórico</p><p>Ácido padrão   clor -ico Ácido clórico</p><p>Um oxigênio a menos</p><p>ácido cloroso   clor -oso Ácido cloroso</p><p>Um oxigênio a menos</p><p>ácido cloroso hipo- clor -oso Ácido</p><p>hipocloroso</p><p>Quadro 1 | Ácidos formados a partir do cloro. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Para produzir carbonato de sódio (barrilha), utiliza-se o hidróxido de sódio, que é uma base produzida a partir do cloreto de sódio, . Durante</p><p>esse processo de produção, algumas bases são produzidas como produtos secundários. São elas:   e   . Vamos, então, nomeá-</p><p>las:</p><p>: forma-se pelo cátion   e   pelo ânion , logo sua fórmula é  e seu nome é hidróxido de sódio.</p><p>: forma-se pelo cátion   e   pelo ânion , logo sua fórmula é   e seu nome é hidróxido de amônio.</p><p>: forma-se pelo cátion   e   pelo ânion , logo sua fórmula é   e seu nome é hidróxido de cálcio.</p><p>Por �m, temos que o clorato de sódio e o óxido de sódio são substâncias muito presentes no nosso dia a dia e ambas possuem o cloreto de sódio</p><p>como matéria-prima. Será possível classi�cá-las, nomeá-las e apresentar a fórmula química de cada uma delas? Sim!</p><p>NaCl  +  H2O  →  NaOH  +  1/2 H2  +  1/2 Cl2</p><p>Na+ Cl−</p><p>2 NaCl  →  2 Na(s)  +  1 Cl2 (g).</p><p>Na+ Cl− Cl2</p><p>NaHCO3 HCl</p><p>HCO−</p><p>3 Na+</p><p>HClO3 Na2CO3</p><p>ClO−</p><p>4 ClO−</p><p>3 ClO−</p><p>2 ClO− H+</p><p>HClO4</p><p>HClO3</p><p>HClO2</p><p>HClO</p><p>NaCl</p><p>NH4OH Ca(OH)2</p><p>NaOH NaOH OH− NaOH</p><p>NH4OH NH+</p><p>4 OH− NH4OH</p><p>Ca(OH)2 Ca2+ OH− Ca(OH)2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>O clorato de sódio,  , como dito anteriormente, é um agente oxidante largamente empregado na produção do dióxido de sódio, que é uma</p><p>substância fundamental no branqueamento do papel e da celulose. Esse sal neutro, quando se apresenta puro, é um pó cristalino branco e é solúvel</p><p>em água, possuindo características higroscópicas.</p><p>Pode ser fabricado pela eletrólise de uma solução cloreto de sódio e pela reação do cloro com uma solução de hidróxido de sódio, conforme as</p><p>duas reações químicas mostradas a seguir:</p><p>O óxido de sódio,  , é um óxido básico bastante importante na fabricação de cristais e vidros e é produzido a partir da barrilha (carbonato de</p><p>sódio) mediante reação mostrada a seguir. Quando puro, possui a aparência de um pó branco, e quando dissolvido em água, provoca uma reação</p><p>química que produz o hidróxido de sódio.</p><p>Caro estudante, convidamos você a explorar as ligações primárias, incluindo ligações iônicas, covalentes e metálicas, que são essenciais na</p><p>compreensão da estrutura e do comportamento das substâncias, in�uenciando suas propriedades físicas e químicas. Elas são aplicáveis em</p><p>diversos campos, desde a síntese de materiais até a compreensão de reações químicas e biomoleculares. A polaridade, resultante de assimetrias</p><p>na distribuição eletrônica, é crucial para entender a solubilidade, a miscibilidade e a interação entre moléculas, tendo aplicações em campos como</p><p>química orgânica, bioquímica e ciência dos materiais. Já as ligações secundárias, como as interações de Van der Waals e as pontes de hidrogênio,</p><p>contribuem para a estabilidade de biomoléculas, como proteínas e ácidos nucleicos, e in�uenciam a adesão e a coesão de materiais, tendo</p><p>aplicabilidade em áreas como biologia molecular, engenharia de superfícies e nanotecnologia. Em resumo, compreender esses conceitos é</p><p>fundamental para avanços em diversos campos da ciência, tecnologia e engenharia, possibilitando o desenvolvimento de novos materiais,</p><p>medicamentos e tecnologias.</p><p>Já as funções inorgânicas, incluindo ácidos, bases, sais e óxidos, são fundamentais na química e têm uma ampla aplicabilidade em diversas áreas.</p><p>Ácidos e bases desempenham papéis importantes em processos industriais, como síntese de produtos químicos e tratamento de água. Além</p><p>disso, são vitais na bioquímica, na regulação do pH e na medicina, como agentes terapêuticos. Sais são utilizados na agricultura, na indústria de</p><p>alimentos, na produção de vidro e na química analítica. Óxidos têm aplicações em catalisadores, na produção de aço e em</p><p>processos de re�no. A</p><p>classi�cação desses compostos baseia-se em suas propriedades químicas e no comportamento em solução, como capacidade de doar ou aceitar</p><p>prótons. Sua nomenclatura segue regras estabelecidas, que permitem identi�car a composição e a estrutura dos compostos de maneira precisa e</p><p>sistemática. Compreender essas funções e sua nomenclatura é essencial para aplicar esses compostos de forma e�caz em diversas áreas</p><p>industriais, tecnológicas e cientí�cas. A aventura do aprendizado está prestes a começar, então venha conosco explorar as maravilhas da química!</p><p>Figura | Ligações químicas e funções inorgânicas.</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2009.</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.</p><p>MAIA, J. D.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral: fundamentos. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2007.</p><p>NaClO3</p><p>NaCl  +  3 H2O    →    NaClO3  +  3 H2</p><p>6 NaOH  +  3 Cl2    →    5 NaCl  +  NaClO3 +  3 H2O</p><p>Na2O</p><p>Na2CO3    →    Na2O  +  CO2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008.</p><p>,</p><p>Unidade 4</p><p>REAÇÕES QUÍMICAS</p><p>Aula 1</p><p>CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS</p><p>Classi�cação das reações químicas</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as transformações da matéria, para isso, você precisa compreender as equações químicas e</p><p>conhecer os principais tipos de reações, como as reações de adição, de decomposição, de simples troca e de dupla troca. Esse conteúdo é</p><p>importante para a sua prática pro�ssional, pois é essencial para compreender e controlar processos industriais, reações químicas e fenômenos</p><p>naturais, além de prever resultados, otimizar processos e contribuir para avanços em diversas áreas, desde a indústria até a pesquisa cientí�ca.</p><p>Preparado para embarcar nessa jornada de aprendizado? Vamos lá, então!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! Segundo Russel (2011), as transformações químicas são mais signi�cativas ou fundamentais do que as transformações físicas.</p><p>Nessas transformações, algumas substâncias são transformadas e outras são formadas. Um exemplo é a exposição de um prego de ferro ao ar</p><p>livre e à chuva, que causa uma transformação química, porque o ferro é combinado quimicamente ao oxigênio e à água da atmosfera, formando a</p><p>ferrugem. As transformações químicas são denominadas reações químicas. As substâncias que se transformam durante as reações são</p><p>chamadas de reagentes, enquanto as que são formadas são chamadas de produtos.</p><p>Nessa aula, você aprenderá a classi�car as reações químicas. As reações químicas podem ser classi�cadas quanto à sua velocidade, ao seu</p><p>aquecimento, à sua reversibilidade e, principalmente, às suas substâncias participantes, ou seja, pelos reagentes e produtos envolvidos na reação.</p><p>Dentro dessa classi�cação, temos quatro tipos de reações, são elas: as reações de síntese ou adição, as reações de decomposição ou análise, as</p><p>reações de simples troca ou deslocamento e as reações de dupla troca.</p><p>Para aplicação desses conceitos, agora, pensaremos nos diferentes processos de tratamento de água, iniciando pelo tratamento mais básico e</p><p>fundamental pertencente ao nosso cotidiano, o tratamento de água, para que ela se torne apropriada para o nosso consumo. A água que chega às</p><p>nossas torneiras é retirada da represa através de bombeamento e segue para a Estação de Tratamento de Água, conhecida também pela sigla ETA.</p><p>Nessa estação, a água passa por alguns estágios de tratamento, que são: a �oculação, a decantação e a �ltração, para que chegue à sua casa</p><p>limpa e sem oferecer riscos à sua saúde. Mas, onde estão as reações químicas nesse processo de tratamento? Na �oculação! Para que ela ocorra,</p><p>são adicionados reagentes, e ocorrem reações químicas que retirarão as impurezas da água, tornando-a límpida. E quais são eles?</p><p>Com os conhecimentos adquiridos, você deverá identi�car quais são os reagentes adicionados à água para que ocorra o processo de �oculação,</p><p>bem como as reações químicas envolvidas nesse processo e classi�cá-las. Bons estudos e vamos em frente!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Uma reação química é um processo de transformação química causado pela produção ou quebra de ligações. As reações ocorrem quando átomos</p><p>ou moléculas se chocam entre si da maneira correta e com energia su�ciente para possibilitar a quebra de ligações existentes ou a formação de</p><p>novas ligações. Durante uma reação química, os átomos se rearranjam em novas combinações e, assim, as substâncias são formadas. O mesmo</p><p>composto pode ser formado por reações químicas diferentes, mas, independentemente de como um composto particular é produzido, sua</p><p>composição é sempre a mesma.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>As reações químicas podem ser representadas pelas equações químicas usando as fórmulas moleculares das substâncias envolvidas na reação. A</p><p>equação representa a transformação química que está ocorrendo. As substâncias iniciais, ou reagentes, são separadas das substâncias formadas</p><p>na reação – os produtos – por uma seta, a qual mostra a direção da transformação química que está ocorrendo, apontando dos reagentes para os</p><p>produtos. Quando mais de uma substância aparece do mesmo lado da seta, elas são separadas por um sinal de soma ( ), como na reação de</p><p>formação do sulfato de cobre:</p><p>A reação de formação do sulfato de cobre pode ser lida de várias maneiras, como: o óxido de cobre e o ácido sulfúrico são consumidos para formar</p><p>o sulfato de cobre e a água, ou o óxido de cobre e o ácido sulfúrico reagem para formar o sulfato de cobre e a água, ou ainda, o óxido de cobre e o</p><p>ácido sulfúrico produzem o sulfato de cobre e a água.</p><p>Alguns símbolos podem ser utilizados nas equações químicas para representar os fenômenos que estão ocorrendo na reação, como mostra o</p><p>Quadro 1.</p><p>Símbolo Signi�cado</p><p>Indica que está sendo fornecido calor à reação.</p><p>Indica que a reação ocorre em fase aquosa (em água).</p><p>Indica a presença de catalisador na reação.</p><p>Indica a presença de energia luminosa.</p><p>Indica que uma substância reage com outra.</p><p>Aponta o sentido que a reação está ocorrendo.</p><p>Indica que a reação é reversível, ou seja, ocorre nos dois</p><p>sentidos.</p><p>Indica liberação de gás.</p><p>Indica precipitação de sólido.</p><p>Substância em estado sólido.</p><p>Substância em estado líquido.</p><p>Substância em estado gasoso.</p><p>Quadro 1 | Símbolos usados nas equações químicas. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Um exemplo da simbologia utilizada em equações químicas é observado na equação que representa a produção do mercúrio metálico:</p><p>Observa-se que o óxido de mercúrio em estado sólido se decompõe por aquecimento, produzindo o mercúrio metálico em estado líquido e</p><p>liberando gás oxigênio.</p><p>As reações químicas podem ser classi�cadas conforme a sua velocidade, o seu aquecimento, a sua reversibilidade e as substâncias participantes.</p><p>A velocidade de uma reação química descreve a rapidez com que uma transformação química ocorre. Ela é medida experimentalmente em função</p><p>do consumo dos reagentes e da formação dos produtos, sendo classi�cada como lenta, intermediária ou rápida. A velocidade de uma reação</p><p>química dependerá da natureza das ligações químicas, das moléculas nas quais essas ligações estão localizadas, da concentração dos reagentes</p><p>e da temperatura. Quanto maior a concentração dos reagentes, maior será o número de colisões entre as moléculas e, consequentemente, mais</p><p>rápida será a reação. E, quanto maior a temperatura, maior será a energia interna das moléculas,</p><p>aumentando o número de colisões. Outro fator que</p><p>in�uencia na velocidade das reações químicas é a adição de catalisadores, substâncias que aumentam a velocidade de uma reação química sem</p><p>serem consumidos por ela.</p><p>As reações químicas também podem ser classi�cadas perante a sua absorção ou liberação de calor. A maioria das reações químicas envolve</p><p>transformações de energia térmica. Energia térmica é a forma de energia relacionada com a temperatura e é transferida sob forma de calor. Se o</p><p>calor é liberado durante a reação, esta é chamada exotérmica. Se o calor é absorvido, a reação é chamada de endotérmica. Outro modo de</p><p>classi�car as reações químicas é conforme a sua reversibilidade. Reações irreversíveis são aquelas em que, pelo menos, um dos reagentes é</p><p>consumido totalmente até o �nal da reação, e esta ocorre em um único sentido, ou seja, os produtos não voltarão a formar os reagentes da reação.</p><p>As reações irreversíveis são representadas por uma seta simples ( ). As reações reversíveis são aquelas que se deslocam para os dois sentidos, ou</p><p>CuO (s)  +  H2SO4 (aq)      →      CuSO4 (aq)  +  H2O (l)</p><p>CuO (s)  +  H2SO4 (aq)      →      CuSO4 (aq)  +  H2O (l)</p><p>Δ</p><p>H2O</p><p>cat</p><p>λ</p><p>+</p><p>→</p><p>←</p><p>−→</p><p>(s)</p><p>(l)</p><p>(g)</p><p>2 HgO (s)</p><p>Δ</p><p>→  2 Hg (l)  +  O2 (g)</p><p>↑⏐2 HgO (s)</p><p>Δ</p><p>→  2 Hg (l)  +  O2 (g)</p><p>↑⏐</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>seja, os reagentes são consumidos, formando os produtos, e os produtos são consumidos, formando os reagentes novamente, até que a reação</p><p>atinja um equilíbrio químico.</p><p>A principal classi�cação das reações químicas é segundo as substâncias participantes, ou seja, reagentes e produtos envolvidos na reação. A</p><p>maioria das reações pode ser classi�cada em:</p><p>Reações de síntese ou adição, nas quais dois ou mais reagentes se combinam para formar um produto, como mostra a equação a seguir:</p><p>Podemos observar que a reação possui dois reagentes (A e B) que reagem e produzem um único produto (AB). A síntese do óxido de magnésio é</p><p>um exemplo dessa classi�cação de reação química:</p><p>Observa-se que os reagentes (</p><p>e</p><p>) formam o produto óxido de magnésio (</p><p>).</p><p>Siga em Frente...</p><p>Reações de análise ou decomposição são as que consistem na quebra de um composto em compostos mais simples ou elementos químicos.</p><p>Compostos binários simples (compostos de dois elementos) podem ser decompostos em seus elementos. Essa decomposição pode ocorrer</p><p>através de um aquecimento (pirólise), da passagem de corrente elétrica pela substância fundida ou em meio aquoso (eletrólise), ou na presença de</p><p>luz (fotólise). Um exemplo dessa classi�cação é a reação que ocorre nos airbags dos automóveis, que é a decomposição do trinitreto de sódio</p><p>quando aquecido, representada pela seguinte equação química:</p><p>Pode-se observar que o trinitreto de sódio se decompõe formando gás nitrogênio e sódio metálico. A equação a seguir apresenta a formulação</p><p>dessa reação, em que é possível veri�car que um composto químico (AB) se decompõe, formando duas substâncias diferentes (A e B).</p><p>Reações de simples troca ou deslocamento são as quais um elemento ocupa o lugar de outro em um composto. Por exemplo, se jogarmos uma</p><p>moeda de cobre em água contendo nitrato de prata,</p><p>, a moeda �ca coberta com prata brilhante. O cobre substitui a prata na reação:</p><p>A  +  B      →      AB</p><p>A  +  B      →      AB</p><p>2 Mg (s)  +  O2 (g)     →     2 MgO (s)</p><p>2 Mg (s)  +  O2 (g)     →     2 MgO (s)</p><p>Mg</p><p>O2</p><p>MgO</p><p>Mg</p><p>O2</p><p>MgO</p><p>2 NaN3 (s)</p><p>Δ</p><p>→     3 N2 (g)  +  2 Na (s)</p><p>2 NaN3 (s)</p><p>Δ</p><p>→     3 N2 (g)  +  2 Na (s)</p><p>AB      →      A + B</p><p>AB      →      A + B</p><p>AgNO3</p><p>AgNO3</p><p>Cu (s)  +  2 AgNO3 (aq)      →      2 Ag (s)  +  Cu(NO3)2 (aq)</p><p>Cu (s)  +  2 AgNO3 (aq)      →      2 Ag (s)  +  Cu(NO3)2 (aq)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>A equação a seguir apresenta essa reação, em que é possível observar que os dois reagentes (A e BC) reagem entre si, formando dois produtos (AC</p><p>e B), sendo que os íons A e B realizaram uma troca de posição na reação química.</p><p>Reações de dupla troca são as quais dois reagentes trocam íons para formar dois novos compostos. A equação a seguir mostra o esquema dessa</p><p>reação, quando é possível veri�car que os dois reagentes, AD e BC, produzem duas outras substâncias, AC e BD, em que os íons D e C realizam uma</p><p>dupla troca de posições.</p><p>Essas reações continuam a ocorrer até que um ou mais reagentes sejam primeiramente consumidos. Para uma reação se completar, um dos</p><p>produtos deve ser eliminado dela. Um exemplo desse tipo de reação é a formação do sulfato de bário:</p><p>O sulfato de cobre e o cloreto de bário são consumidos, formando o sulfato de bário e o cloreto de sódio. Observa-se que os cátions das reações</p><p>realizaram a dupla troca, formando os dois produtos.</p><p>Reações de combustão envolvem a queima de um combustível na presença de oxigênio, levando à formação de um composto contendo oxigênio</p><p>(para o octano, temos o gás carbônico) e água.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, conhecer e compreender as reações químicas é fundamental para trabalhar com as transformações da matéria e com a obtenção de</p><p>diferentes tipos de produtos. As reações químicas podem ser classi�cadas de diferentes formas, entre elas, por meio dos reagentes e produtos</p><p>envolvidos.</p><p>Sobre o exposto, retornaremos à questão do tratamento de água. A água é um recurso natural muito precioso para nós, e é utilizada para os mais</p><p>diversos �ns, porém, antes que chegue às nossas casas, precisa passar por um tratamento, com a �nalidade de retirar as impurezas nela</p><p>existentes, para que não cause danos à nossa saúde. Esse tratamento é composto por processos físicos e químicos, sendo que o processo</p><p>químico envolvido é a �oculação, que é a formação de agregados de partículas �nas em suspensão no líquido, os quais são chamados de �ocos ou</p><p>�oculados. A aplicação desse processo tem como objetivo que esses �ocos arrastem a sujeira presente na água para o fundo do tanque, em um</p><p>processo de decantação e, assim, a água �que clari�cada, ou seja, límpida.</p><p>Quando a água chega à estação de tratamento de água (ETA), são adicionados óxido de cálcio (</p><p>), sulfato de alumínio (</p><p>) e cloro (</p><p>). O cloro possui a função de desinfectar a água, enquanto o óxido de cálcio e o sulfato de alumínio são os reagentes que darão sequência ao</p><p>processo de �oculação da seguinte forma:</p><p>Primeiramente, o óxido de cálcio (cal) é adicionado à água, reagindo com ela e formando o hidróxido de cálcio (</p><p>) da seguinte forma:</p><p>Essa reação química pode ser classi�cada como uma reação de síntese ou adição, já que as duas substâncias, óxido de cálcio e água, reagem e</p><p>formam uma única substância, o hidróxido de cálcio.</p><p>A + BC      →      AC + B</p><p>A + BC      →      AC + B</p><p>AD + BC      →      AC + BD</p><p>Na2SO4 (aq)  +  BaCl2 (aq)      →       BaSO4 (s)   +  2 NaCl (aq)⏐↓Na2SO4 (aq)  +  BaCl2 (aq)      →       BaSO4 (s)   +  2 NaCl (aq)⏐↓CaO</p><p>Al2(SO4)3</p><p>Cl</p><p>CaO</p><p>Al2(SO4)3</p><p>Cl</p><p>Ca(OH)2</p><p>Ca(OH)2</p><p>CaO (s)  +  H2O (l)    →    Ca(OH)2 (aq)</p><p>CaO (s)  +  H2O (l)    →    Ca(OH)2 (aq)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Para dar continuidade ao processo de �oculação, é necessária a adição de um agente �oculante. No Brasil, o sulfato de alumínio (</p><p>) é o mais utilizado, e é produzido através da reação química entre o óxido de alumínio (</p><p>) e o ácido sulfúrico (</p><p>). O sulfato de alumínio é adicionado à água, que já contém hidróxido de cálcio, formando uma substância gelatinosa, o hidróxido de alumínio (</p><p>), conforme a seguinte reação química:</p><p>Podemos concluir que essa reação química é de dupla troca, isto é, quando as duas substâncias, sulfato de alumínio e hidróxido de cálcio, reagem,</p><p>formando outras duas substâncias, o sulfato de cálcio e o hidróxido de alumínio.</p><p>Assim, as partículas de sujeira que estão na água vinda da represa se aglutinam e �cam agregadas no hidróxido de alumínio, formando �ocos</p><p>sólidos, os quais, posteriormente, decantam no fundo dos tanques da ETA.</p><p>Com isso, você conseguiu avaliar o sistema de tratamento de água e como as reações são classi�cadas neste processo. Além disso, você pode</p><p>pensar em pontos extras e adicionais</p><p>sobre o problema apresentado. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as reações químicas e as suas classi�cações, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 4, Reações Químicas,</p><p>do livro Introdução à química geral”.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre reações químicas, faça a leitura do artigo Abordagem de reações químicas: uso do</p><p>simulador PhET.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre a aplicação das reações químicas por meio da leitura do artigo Experimentação alternativa no ensino</p><p>e aprendizagem de reações químicas”.</p><p>Referências</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 2. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2014.</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2011.</p><p>Aula 2</p><p>BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS</p><p>Balanceamento de equações químicas</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Al2(SO4)3</p><p>Al2O3</p><p>H2SO4</p><p>Al(OH)3</p><p>Al2(SO4)3</p><p>Al2O3</p><p>H2SO4</p><p>Al(OH)3</p><p>Al2(SO4)3 (aq)  +  3 Ca(OH)2 (aq)     →    3 CaSO4 (s)  +  2 Al(OH)3 (s)</p><p>Al2(SO4)3 (aq)  +  3 Ca(OH)2 (aq)     →    3 CaSO4 (s)  +  2 Al(OH)3 (s)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você compreenderá e trabalhará com as relações de massa envolvidas nas reações químicas por meio dos</p><p>processos de balanceamento de equações químicas. Esse conteúdo é importante para seu desenvolvimento pro�ssional, pois garante a</p><p>conservação da massa e das quantidades de átomos durante as reações químicas. Isso é essencial para a síntese de produtos químicos,</p><p>formulação de medicamentos, produção industrial e pesquisa cientí�ca. Esteja pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Caro estudante, você já aprendeu que as reações químicas são classi�cadas, principalmente, por suas substâncias participantes. Essa</p><p>classi�cação é dada por quatro tipos: as reações de síntese ou adição, as reações de decomposição ou análise, as reações de simples troca ou</p><p>deslocamento e as reações de dupla troca. Você também trabalhou com as reações químicas, as quais podem ser representadas por equações e,</p><p>em sua montagem, é utilizada uma simbologia com a �nalidade de representar fenômenos ocorridos durante a reação, como precipitações e</p><p>liberação de gases, bem como representar os estados físicos das substâncias envolvidas.</p><p>Nesta aula, você estudará o balanceamento das equações químicas. Toda equação química deve estar devidamente balanceada para que obedeça</p><p>à Lei de Lavoisier, a qual postula que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Existem diversos métodos para</p><p>se balancear uma equação química, porém o mais utilizado é denominado método das tentativas por ser bastante simples de ser aplicado e muito</p><p>e�ciente.</p><p>Deste modo, você deverá re�etir sobre o processo de fotossíntese, pelo qual as plantas, as algas e algumas bactérias produzem os seus alimentos.</p><p>Durante a fotossíntese, as plantas são capazes de produzir diversas substâncias, como a glicose, a partir de água e gás carbônico, na presença de</p><p>luz solar. Para que a luz solar seja absorvida, é necessária a presença de cloro�la, para que a reação química possa ocorrer. Você deverá descobrir</p><p>qual é a reação química que caracteriza a produção de glicose através da fotossíntese e os coe�cientes que balanceiam essa equação através do</p><p>método das tentativas. Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Estudante, em química, todas as equações devem estar devidamente balanceadas para que obedeçam à Lei de Lavoisier (Lei da Conservação das</p><p>Massas), pois uma equação química não balanceada não representa a reação que ocorre. Uma equação química balanceada deve mostrar que os</p><p>átomos são conservados na reação, ou seja, a quantidade de átomos presente nos reagentes deve ser a mesma presente nos produtos. Dessa</p><p>forma, devemos inserir números, chamados de coe�cientes, na frente dos reagentes e produtos.</p><p>Conforme Zumdahl e DeCoste (2016), os químicos determinam a identidade dos reagentes e dos produtos de uma reação por observação</p><p>experimental. Por exemplo, quando o metano é queimado na presença de gás oxigênio, os produtos sempre serão dióxido de carbono e água. As</p><p>identidades dos compostos nunca devem ser alteradas no balanceamento de uma equação química. Em outras palavras, os índices inferiores em</p><p>uma fórmula não podem ser alterados nem os átomos podem ser adicionados ou subtraídos de uma fórmula.</p><p>Existem diversos métodos para se balancear uma equação química, como o método algébrico, o método redox, o método íon-elétron e o método</p><p>das tentativas, porém, dentre eles, o mais utilizado é o método das tentativas.</p><p>A maioria das equações químicas pode ser balanceada pelo método das tentativas, que permite obter os coe�cientes das equações através da sua</p><p>observação e do raciocínio. Para que esse método possa ser executado, uma sequência de passos deve ser seguida:</p><p>1. Ajustar os átomos dos metais.</p><p>2. Ajustar os átomos dos ametais.</p><p>3. Ajustar os átomos de carbono.</p><p>4. Ajustar os átomos de hidrogênio.</p><p>5. Ajustar os átomos de oxigênio.</p><p>Agora, balancearemos a equação química que representa a produção do cloreto de cálcio, aplicando o método das tentativas. A equação que</p><p>representa a reação química é:</p><p>O primeiro passo para executarmos o método das tentativas é balancear os metais, no caso desse exemplo, o único metal presente na equação é o</p><p>cálcio, e podemos observar que ambos os lados da equação possuem um átomo de cálcio, portanto não é necessária a inserção de nenhum</p><p>coe�ciente nessa etapa.</p><p>Ca(HCO3)2 (aq)  +  HCl (aq)    →    CaCl2 (aq)  +  CO2 (g)   +  H2O (l).↑⏐</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Na segunda etapa, precisamos balancear os ametais. Nesse caso, pode-se observar que o único ametal presente é o cloro, e podemos ver que, do</p><p>lado esquerdo da equação, existe um átomo de cloro, e do lado direito, dois átomos de cloro.</p><p>Portanto, será necessário inserir o número dois como coe�ciente no lado que possui menor quantidade de átomos de cloro, nesse caso, no lado</p><p>esquerdo (</p><p>Na terceira etapa, balancearemos os átomos de carbono. Analisando a equação, é possível observar que, do lado esquerdo da equação, existem</p><p>dois átomos de carbono, e do lado direito, há um átomo de carbono.</p><p>Assim sendo, inseriremos o número dois como coe�ciente no lado que possui menor quantidade de átomos de carbono, que será no lado direito (</p><p>Na quarta etapa, veri�caremos a quantidade de átomos de hidrogênio. Veri�camos que, no lado esquerdo da equação, existem quatro átomos de</p><p>hidrogênio, e no lado direito, dois átomos de hidrogênio.</p><p>Dessa forma, inseriremos o número dois como coe�ciente no lado que possui menor quantidade de átomos de hidrogênio, ou seja, do lado direito</p><p>na fórmula da água (</p><p>Por último, veri�caremos a quantidade de átomos de oxigênio e, observando a equação, vemos que ambos os lados possuem seis átomos de</p><p>oxigênio, não sendo necessária a adição de mais nenhum coe�ciente, encerrando o método:</p><p>Portanto, veri�camos que os coe�cientes 1, 2, 1, 2 e 2 balanceiam a equação química corretamente.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Exempli�cando</p><p>Utilizando o método das tentativas, realize o balanceamento da reação química a seguir:</p><p>1. Ajustar os átomos dos metais: o lado esquerdo possui um ferro, e o direito, dois ferros, portanto inserimos o número dois como coe�ciente</p><p>na frente do  .</p><p>2. Ajustar os átomos dos ametais: o lado esquerdo possui um enxofre, e o direito, três enxofres, portanto inserimos o número três como</p><p>coe�ciente na frente do  .</p><p>Reagentes                         Produtos</p><p>Cálcio (Ca) =  1              Cálcio (Ca)  =  1</p><p>Reagentes                      Produtos</p><p>Cloro (Cl)  =</p><p>1           Cloro (Cl)  =  2</p><p>HCl</p><p>Ca(HCO3)2 (aq)  +  2 HCl (aq)    →    CaCl2 (aq)  +  CO2 (g)   +  H2O (l)↑⏐Reagentes                     Produtos</p><p>Carbono (C)  =  2           Carbono (C)  =  1</p><p>CO2</p><p>Ca(HCO3)2 (aq)  + 2 HCl (aq)    →    CaCl2 (aq)  + 2 CO2 (g)   +  H2O (l)↑⏐Reagentes                              Produtos</p><p>Hidrogênio (H)  =  4           Hidrogênio (H)  =  2</p><p>H2O</p><p>Ca(HCO3)2 (aq)  + 2 HCl (aq)    →    CaCl2 (aq)  + 2 CO2 (g)   +  2 H2O (l)↑⏐Reagentes                        Produtos</p><p>Oxigênio (O) =  6            Oxigênio (O)  =  6</p><p>Fe (s)  +  H2SO4 (aq)     →    Fe2(SO4)3 (s)  +  H2 (g)</p><p>Fe</p><p>2 Fe (s)  +  H2SO4 (aq)     →    Fe2(SO4)3 (s)  +  H2 (g)</p><p>H2SO4</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>3. Ajustar os átomos de carbono: não há.</p><p>4. Ajustar os átomos de hidrogênio: o lado esquerdo possui seis hidrogênios, e o direito, dois hidrogênios, portanto inserimos o número três</p><p>como coe�ciente na frente do  .</p><p>5. Ajustar os átomos de oxigênio: ambos os lados possuem doze oxigênios.</p><p>Realize o balanceamento da equação a seguir:</p><p>1. Ajustar os átomos dos metais: o lado esquerdo possui um sódio, e o direito, dois sódios, portanto inserimos o número dois como</p><p>coe�ciente na frente do</p><p>.</p><p>2. Ajustar os átomos dos ametais: ambos os lados possuem um enxofre.</p><p>3. Ajustar os átomos de carbono: o lado esquerdo possui dois carbonos, e o direito, um carbono, portanto inserimos o número dois como</p><p>coe�ciente na frente do  .</p><p>4. Ajustar os átomos de hidrogênio: o lado esquerdo possui quatro hidrogênios, e o direito, dois hidrogênios, portanto inserimos o número</p><p>dois como coe�ciente na frente do</p><p>.</p><p>5. Ajustar os átomos de oxigênio: ambos os lados possuem dez oxigênios.</p><p>Desta forma, a equação química balanceada é:</p><p>.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, compreendemos que as equações químicas precisam estar balanceadas para obedecer à Lei de Conservação de Massas e, deste modo,</p><p>fornecem uma relação estequiométrica entre reagentes e produtos e garantem a conservação da massa envolvida no processo e das quantidades</p><p>de átomos durante as reações químicas. O balanceamento de equações é essencial em diversos contextos, como na produção industrial de</p><p>produtos químicos, na formulação de medicamentos, no desenvolvimento de novos materiais e na pesquisa cientí�ca em geral. O balanceamento</p><p>preciso permite a previsão e o controle de reações químicas, auxiliando na otimização de processos, no aumento da e�ciência e na minimização de</p><p>resíduos.</p><p>Deste modo, temos a reação de fotossíntese. A reação química de produção da glicose pela fotossíntese é dada pela equação a seguir, e nela</p><p>podemos observar que o gás carbônico reage com a água na presença da luz solar, produzindo glicose e liberando oxigênio. Vamos balanceá-la</p><p>através do método das tentativas.</p><p>1. Ajustar os átomos dos metais: não há.</p><p>2. Ajustar os átomos dos ametais: não há.</p><p>3. Ajustar os átomos de carbono: o lado esquerdo possui um carbono, e o direito, seis carbonos, portanto inserimos o número seis como</p><p>coe�ciente na frente do</p><p>.</p><p>4. Ajustar os átomos de hidrogênio: o lado esquerdo possui dois hidrogênios, e o direito, doze hidrogênios, portanto inserimos o número seis como</p><p>coe�ciente na frente do</p><p>.</p><p>2 Fe (s)  +  3 H2SO4 (aq)     →    Fe2(SO4)3 (s)  +  H2 (g)</p><p>H2</p><p>2 Fe (s)  +  3 H2SO4 (aq)     →    Fe2(SO4)3 (s)  +  3 H2 (g)</p><p>NaHCO3 (aq)  +  H2SO4 (aq)    →    Na2SO4 (aq)  +  H2O (l)  +  CO2 (g)</p><p>NaHCO3</p><p>2 NaHCO3 (aq)  +  H2SO4 (aq)    →    Na2SO4 (aq)  +  H2O (l)  +  CO2 (g)</p><p>2 NaHCO3 (aq)  +  H2SO4 (aq)    →    Na2SO4 (aq)  +  H2O (l)  +  CO2 (g)</p><p>CO2</p><p>2 NaHCO3 (aq)  +  H2SO4 (aq)    →    Na2SO4 (aq)  +  H2O (l)  +  2 CO2 (g)</p><p>H2O</p><p>2 NaHCO3 (aq)  +  H2SO4 (aq)    →    Na2SO4 (aq)  +  2 H2O (l)  +  2 CO2 (g)</p><p>2 NaHCO3 (aq)  +  H2SO4 (aq)    →    Na2SO4 (aq)  +  2 H2O (l)  +  2 CO2 (g)</p><p>CO2 (g)  +  H2O (l)</p><p>λ</p><p>→  C6H12O6 (aq)  +  O2 (g)</p><p>CO2 (g)  +  H2O (l)</p><p>λ</p><p>→  C6H12O6 (aq)  +  O2 (g)</p><p>CO2</p><p>CO2</p><p>6 CO2 (g)  +  H2O (l)</p><p>λ</p><p>→  C6H12O6 (aq)  +  O2 (g)</p><p>6 CO2 (g)  +  H2O (l)</p><p>λ</p><p>→  C6H12O6 (aq)  +  O2 (g)</p><p>H2O</p><p>H2O</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>5. Ajustar os átomos de oxigênio: o lado esquerdo possui dezoito oxigênios, e o direito, oito oxigênios, portanto inserimos o número seis como</p><p>coe�ciente na frente do</p><p>.</p><p>Além dessa solução, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre os métodos de balanceamento de equações químicas, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 3, Relações de</p><p>massas nas reações químicas, do livro Química.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre os processos de balanceamento de equações químicas, faça a leitura do artigo O uso</p><p>do software PhET como ferramenta para o ensino de balanceamento de reação química.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre o balanceamento de reações químicas e coe�cientes estequiométricos por meio da leitura do artigo</p><p>Equação química.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2009.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008.</p><p>ZUMDAHL, S. S.; DECOSTE, D. J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016.</p><p>Aula 3</p><p>ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS</p><p>Estequiometria das reações químicas</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá os conceitos envolvidos na determinação da estequiometria de reações químicas, observando</p><p>pontos, como os reagentes limitante e em excesso e a determinação da quantidade de matéria. Esses conceitos são importantes para sua prática</p><p>pro�ssional, pois permite a determinação precisa das quantidades de reagentes necessárias em processos industriais, a síntese de produtos</p><p>6 CO2 (g)  +  6 H2O (l)</p><p>λ</p><p>→  C6H12O6 (aq)  +  O2 (g)</p><p>6 CO2 (g)  +  6 H2O (l)</p><p>λ</p><p>→  C6H12O6 (aq)  +  O2 (g)</p><p>O2</p><p>O2</p><p>6 CO2 (g)  +  6 H2O (l)</p><p>λ</p><p>→  C6H12O6 (aq)  +  6 O2 (g)</p><p>6 CO2 (g)  +  6 H2O (l)</p><p>λ</p><p>→  C6H12O6 (aq)  +  6 O2 (g)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>químicos e a formulação de medicamentos, garantindo e�ciência e qualidade na produção. Pronto para embarcar nessa jornada de descobertas?</p><p>Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, você já aprendeu que as reações químicas podem ser classi�cadas quanto à sua velocidade, ao seu aquecimento, à sua reversibilidade</p><p>e, principalmente, às suas substâncias participantes. Você viu também que as reações precisam ser balanceadas, para que obedeçam à Lei de</p><p>Lavoisier, e que o principal método aplicado para o balanceamento das reações é o método das tentativas, o qual é bastante e�caz e simples de ser</p><p>aplicado.</p><p>Nesta aula, estudaremos a estequiometria das reações químicas. Após a equação química ser balanceada, podemos realizar os cálculos</p><p>estequiométricos, com o objetivo de determinar as quantidades de reagentes necessárias para produzir determinada quantidade do produto</p><p>desejado e veri�car quem são os reagentes limitantes e em excesso da reação. Essas quantidades de reagentes consumidos e produtos formados</p><p>são dados, principalmente, na forma de número de mols, portanto, nessa aula, você entenderá sua origem e aplicação.</p><p>Pensando no exposto, re�etiremos sobre diferentes situações que podem ocorrer no nosso cotidiano. Desse modo, se uma garrafa de vinho for</p><p>exposta ao meio ambiente após aberta e �car destampada, entrará em contato com microrganismos e se iniciará um processo de oxidação. Nesse</p><p>processo, o etanol contido no vinho reagirá com o oxigênio,</p><p>altura, peso, cor dos olhos, cor dos cabelos. Quanto à matéria, ela pode ser identi�cada quando você</p><p>reconhece suas propriedades físicas e químicas. Assim, pode-se notar que cubos de ferro, alumínio e magnésio podem possuir a mesma massa,</p><p>peso, cor, porém não o mesmo tamanho.</p><p>Propriedades da matéria</p><p>A propriedade física de uma substância pode ser medida e observada sem alterar a sua composição ou a sua identidade. A massa e a temperatura</p><p>são propriedades físicas, como também o ponto de fusão (a temperatura na qual um sólido passa para o estado líquido), a dureza, a cor, o estado</p><p>da matéria (sólido, líquido ou gás), a densidade, dentre outras.</p><p>A propriedade química refere-se à capacidade de uma substância de transformar-se em outra substância, no caso de uma propriedade química a</p><p>sua observação sempre envolve uma alteração química, ou seja, reação química sofrida pela substância (Atkins; Jones; Laverman, 2018).</p><p>As propriedades da matéria também são classi�cadas segundo sua dependência em relação à massa da amostra. Uma propriedade intensiva</p><p>independe da massa da amostra, por exemplo, a temperatura, porque poderíamos tomar uma amostra de qualquer tamanho de um banho uniforme</p><p>de água e mediríamos a mesma temperatura. Uma propriedade extensiva é uma propriedade que depende da massa da amostra. O volume é uma</p><p>propriedade extensiva:</p><p>Resumindo, temos que as propriedades físicas são aquelas que não mudam a identidade de uma substância. As propriedades químicas são</p><p>aquelas que mudam a identidade de uma substância. E as propriedades extensivas dependem da massa da amostra, ao contrário das propriedades</p><p>intensivas.</p><p>Propriedades físicas extensivas e intensivas</p><p>2  kg</p><p>1  kg</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Qual é a dependência de uma propriedade física frente à massa da matéria? Para responder a essa questão, detalharemos as propriedades físicas</p><p>extensivas e intensivas mais importantes e utilizadas, dando início pelas medidas de massa e volume.</p><p>Para a grandeza massa, o Sistema Internacional</p><p>O volume não tem uma de�nição como a massa, porém podemos medi-lo. Nos laboratórios de química, são utilizadas vidrarias especiais para a</p><p>realização dessas medidas. Podemos dizer que o volume é o espaço que uma determinada quantidade de matéria ocupa. Pelo Sistema</p><p>Internacional, o volume é medido em metros cúbicos</p><p>A densidade</p><p>(1)</p><p>Por exemplo, um quilograma de ferro ocupa um espaço muito pequeno, e é um pouco menor do que o seu punho. Porém, um quilograma de</p><p>madeira é do tamanho aproximado de um melão. A massa do ferro é mais concentrada, ou mais compacta, do que a massa da madeira. Em outras</p><p>palavras, uma certa massa de ferro ocupa menor volume do que a mesma massa de madeira.</p><p>A densidade relativa diz quantas vezes uma substância é mais densa que a água. Se, por exemplo, a densidade relativa de uma substância for</p><p>(2)</p><p>Algumas propriedades físicas estão atreladas às mudanças de estado físico da matéria. Dependendo da temperatura e da pressão, a matéria pode</p><p>estar em um estado sólido, líquido ou gasoso. Alterando a temperatura e/ou a pressão, é possível passar a matéria de um estado para outro.</p><p>Usando a água como exemplo, temos que, quando ela está sob pressão constante de 1 atm, a água está no estado sólido abaixo de 0 °C; no estado</p><p>líquido, nas temperaturas entre 0 °C e 100 °C; no estado gasoso, acima de 100 °C. Portanto, aquecendo ou resfriando a água, é possível fazer com</p><p>que ela permaneça no estado sólido, líquido ou gasoso. Essas mudanças de estado recebem nomes característicos, como mostrado na Figura 1.</p><p>(SI)</p><p>(kg)</p><p>(m3)</p><p>(cm3)</p><p>(dm3)</p><p>(L)</p><p>(mL)</p><p>(ρ)</p><p>(m)</p><p>(V)</p><p>ρ =   mV</p><p>ρ =   mV</p><p>2,00</p><p>0,50</p><p>d =</p><p>ρsubstância</p><p>ρágua</p><p>d =</p><p>ρsubstância</p><p>ρágua</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 1 | Estado da matéria e suas mudanças de fases. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Agora, você conhecerá a de�nição de cada passagem que se dá sem modi�car a pressão, ou seja, as mudanças de estado ocasionadas pela</p><p>mudança de temperatura.</p><p>Fusão: mudança do estado sólido para o estado líquido.</p><p>Vaporização: mudança do estado líquido para o estado gasoso. Essa passagem pode ocorrer de três formas: a) quando o líquido passa para o</p><p>estado gasoso abaixo da temperatura de ebulição, trata-se da evaporação; b) quando o líquido passa para o estado gasoso na temperatura de</p><p>ebulição, trata-se de ebulição; c) quando o líquido passa para o estado gasoso acima da temperatura de ebulição, trata-se de calefação.</p><p>Liquefação ou condensação: mudança do estado gasoso para o estado líquido.</p><p>Solidi�cação: mudança do estado líquido para o estado sólido.</p><p>Sublimação: mudança do estado sólido para o estado gasoso. O processo inverso também é chamado de sublimação ou, às vezes, de</p><p>ressublimação.</p><p>A uma pressão constante, a temperatura na qual uma substância pura passa do estado sólido para o estado líquido é chamada de temperatura de</p><p>fusão ou ponto de fusão. Do mesmo modo, a temperatura na qual uma substância passa do estado líquido para o estado gasoso é chamada de</p><p>temperatura de ebulição ou ponto de ebulição.</p><p>Temperatura de fusão é a temperatura na qual uma substância sólida cristalina pura muda do estado sólido para o estado líquido. Essa</p><p>temperatura é, por de�nição, a temperatura de fusão da substância e, não havendo variação de pressão, ela permanece constante enquanto a</p><p>amostra se funde. Quando é fornecido calor a uma substância sólida amorfa pura, sua massa amolece progressivamente, mudando do estado</p><p>sólido para o estado líquido com variação de temperatura, que não é muito bem caracterizada por ser variável ao longo do processo. Como</p><p>exemplo, temos a manteiga, a cera, as para�nas e os demais sólidos amorfos. Vale ressaltar que os sólidos podem ser amorfos ou cristalinos.</p><p>Temperatura de ebulição é a temperatura na qual uma substância pura no estado líquido passa para o estado gasoso. A ebulição envolve toda a</p><p>massa do líquido e ocorre em regime turbulento devido à formação de bolhas. Ao contrário, a evaporação, que também é um processo de</p><p>passagem do estado líquido para o estado vapor, ocorre somente na superfície da fase líquida, e isso pode acontecer mesmo em temperatura</p><p>ambiente. Tal como a temperatura de fusão, a temperatura de ebulição também permanece constante se a pressão não sofrer variação durante o</p><p>processo. Sabendo o ponto de ebulição e o ponto de fusão de uma substância, em uma dada pressão, sabemos o estado físico dela em uma dada</p><p>temperatura.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Exemplo e aplicação</p><p>A seguir, você conhecerá alguns exemplos e aplicações relativas às propriedades da matéria. Deste modo, analisará as alternativas a seguir,</p><p>considerando as propriedades extensivas e intensivas da matéria.</p><p>1. A glicose é um sólido branco – refere-se a uma propriedade física da matéria. Essa propriedade é intensiva, pois independe da massa da</p><p>amostra.</p><p>2. O etanol entra em ebulição a 78,5 °C – refere-se a uma propriedade física da matéria, sendo essa intensiva, pois o ponto de ebulição de uma</p><p>substância independe da massa da amostra.</p><p>3. O éter etílico in�ama se for tocado por um fósforo aceso – essa propriedade consiste em uma propriedade química, pois in�amabilidade e</p><p>combustibilidade constituem uma propriedade química, pois remete à capacidade da substância em reagir com o oxigênio e liberar energia.</p><p>4. O sódio metálico é um sólido mole e de baixo ponto de fusão – refere-se a uma propriedade física da matéria, a qual é intensiva.</p><p>5. O metabolismo do açúcar no corpo humano leva à produção de dióxido de carbono e água – corresponde a uma propriedade química da</p><p>matéria.</p><p>Após conhecer as propriedades da matéria, você observará os processos de mudanças de fases.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>1. Uma pedra de naftalina dentro do armário – sublimação – ocorre a mudança do estado sólido para o gasoso, sem passar pelo estado líquido.</p><p>2. Uma vasilha com água no freezer – solidi�cação – ocorre a mudança do estado líquido para o sólido.</p><p>3. Uma panela de água no fogão – evaporação – pois ocorre a mudança do estado líquido</p><p>produzindo ácido acético e água, provocando o azedamento do vinho. O vinho oxidado</p><p>ou azedo �ca impróprio para consumo e com a qualidade comprometida. Assim sendo, você deverá calcular o número de</p><p>Vamos Começar!</p><p>Caro estudante, para balancear as equações químicas, é necessário inserir números na frente dos produtos e reagentes que compõem essa</p><p>equação, chamados de coe�cientes estequiométricos. Esses coe�cientes nos permitem relacionar a equação química em termos de quantidades</p><p>microscópicas, como átomos, ou macroscópicas, como o número de mols.</p><p>O mol é uma unidade utilizada no Sistema Internacional de Unidades (</p><p>A constante de Avogadro é a base para o mol, porque ela possibilita o cálculo da massa de um mol, pois o Número de Avogadro de átomos de um</p><p>elemento tem uma massa em gramas que é exatamente igual à sua massa atômica (em</p><p>Porém, não podemos pesar uma quantidade de uma determinada substância utilizando essa unidade. Foi introduzido o conceito de massa molar</p><p>apresentando o valor em gramas de um</p><p>Para determinarmos o número de mols (</p><p>mols</p><p>100 kg</p><p>SI</p><p>0,012kg</p><p>12 (C12</p><p>)</p><p>6,02 × 1023</p><p>6,02 × 1023</p><p>u</p><p>16 u</p><p>6,02 x 1023</p><p>u</p><p>16 u</p><p>16 g/mol</p><p>ni</p><p>mi</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>O conceito de mol é amplamente aplicado na execução dos cálculos estequiométricos de uma reação química. A estequiometria estuda as</p><p>combinações entre os reagentes que são consumidos e os produtos que são formados durante uma reação e tem como principal objetivo</p><p>descobrir as quantidades das substâncias envolvidas nessa transformação. Antes de realizar um cálculo estequiométrico, é necessário veri�car se</p><p>a equação química está balanceada, caso contrário, é necessário balanceá-la.</p><p>Exempli�cando</p><p>O etanol (</p><p>Assim, temos:</p><p>Segundo Russel (2011), os coe�cientes de uma equação balanceada indicam a relação de números de mols das espécies dos reagentes e</p><p>produtos. Essa razão é chamada de razão estequiométrica dos reagentes e é, naturalmente, �xa, ou seja, se uma quantidade adicional (um</p><p>excesso) de qualquer um dos reagentes estiver presente além da razão estequiométrica, o excesso permanecerá sem reagir. O reagente que é</p><p>consumido primeiro e, portanto, limita a quantidade de produtos é chamado de reagente limitante. O reagente limitante pode ser prontamente</p><p>identi�cado por comparação da razão de mols de reagentes presentes com a razão estequiométrica indicada na equação, como poderemos</p><p>observar no exemplo a seguir.</p><p>Exemplo: realizaremos o cálculo estequiométrico para a equação química que representa a produção de selênio, uma substância amplamente</p><p>utilizada em diversos itens do nosso cotidiano, como cosméticos, inseticidas, catalisadores, borrachas, células fotoelétricas, entre muitos outros.</p><p>Sua obtenção pode ser representada pela seguinte equação química:</p><p>Calcularemos o número de</p><p>Primeiramente, calcularemos a massa molar dos reagentes da reação química e do selênio (</p><p>Agora, calcularemos o número de</p><p>MM i</p><p>ni = mi</p><p>MM i</p><p>C2H6O</p><p>MMC2H6O = 46 g</p><p>mol</p><p>1 mol – 46g de etanol</p><p>46g etanol      –      6,02  ×  1023 moléculas de etanol</p><p>85g etanol      –            X</p><p>85 × 6,02 × 1023 = 46 × X</p><p>X = 1,11 × 1024 moléculas de etanol</p><p>SeO2 (g)  +  2 H2Se (g)  → 3 Se (s) + 2 H2O (g)</p><p>mols</p><p>5g</p><p>SeO2</p><p>7g</p><p>H2Se</p><p>Se</p><p>MMSeO2   =  111</p><p>g</p><p>mol</p><p>MMH2Se =  81</p><p>g</p><p>mol</p><p>MMSe  =  79</p><p>g</p><p>mol</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Observamos que são produzidos</p><p>1º passo: calcular o número de mols (</p><p>2º passo: realizar o cálculo estequiométrico para relacionar o número de mols dos reagentes através de uma regra de três, observando os</p><p>coe�cientes estequiométricos na equação química:</p><p>3º passo: concluir qual dos reagentes está em excesso.</p><p>O 2º passo mostrou que o número de mols necessário de</p><p>mols</p><p>mols</p><p>SeO2</p><p>1 mol</p><p>SeO2,</p><p>3 mols</p><p>nSeO2</p><p>=</p><p>mSeO2</p><p>MMSeO2</p><p>= 5g</p><p>111</p><p>g</p><p>mol</p><p>= 0,045 mol</p><p>1 mol de SeO2            =              3 mol de Se</p><p>0,045 mols de SeO2          =           x</p><p>x =</p><p>(0,045×3)</p><p>1</p><p>x = 0,135 mol de Se</p><p>0,135 mol</p><p>5g</p><p>n</p><p>nSeO2</p><p>=</p><p>mSeO2</p><p>MMSeO2</p><p>=</p><p>5g</p><p>111</p><p>g</p><p>mol</p><p>= 0,045 mol</p><p>nH2Se =</p><p>mH2Se</p><p>MMH2Se</p><p>= 7g</p><p>81</p><p>g</p><p>mol</p><p>= 0,086 mol</p><p>1 mol de SeO2          =            2 mol de H2Se</p><p>0,045 mols de SeO2             =            x</p><p>x =</p><p>(0,045 ×2)</p><p>1</p><p>x =  0,09 mol de H2Se</p><p>H2Se</p><p>0,045 mol</p><p>SeO2</p><p>0,09 mol</p><p>0,086 mol</p><p>H2Se</p><p>SeO2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Siga em Frente...</p><p>Exempli�cando</p><p>A produção do perclorato de mercúrio II ( ) pode ser representada pela equação química:</p><p>Calcule o número de   do perclorato de mercúrio II produzidos a partir da reação com   de mercúrio ( ) e ácido perclórico (</p><p>) e identi�que quem são os reagentes limitante e em excesso.</p><p>Observamos que são produzidos   de perclorato de mercúrio II ( ) a partir de   de mercúrio ( ). Agora,</p><p>veri�caremos quem são os reagentes limitante e em excesso da reação e, para isso, precisamos seguir três passos:</p><p>1º passo:</p><p>2º passo:</p><p>3º passo: o 2º passo mostrou que o número de   necessário de   para reagir com   de é de  , e o 1º</p><p>passo mostrou que foi introduzido na reação   de  . Assim, o   é o reagente em excesso, e o   é o</p><p>reagente limitante.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender os processos envolvidos na determinação da estequiometria de reações químicas, que envolvem os</p><p>cálculos de massa e as relações de massa existente entre reagentes e produtos, processo fundamental na otimização de reações químicas e</p><p>processos químicos produtivos industriais, e nas etapas envolvidas na determinação do reagente limitante e do reagente em excesso, você</p><p>alcançou um conhecimento fundamental para projetar e programar reações químicas, sejam elas em escalas laboratoriais, assim como em</p><p>processos industriais.</p><p>Pensando nesses tópicos, é preciso, nesse momento, retomar a situação relacionada ao processo de azedamento do vinho. A reação química do</p><p>azedamento do vinho é dada pela equação:</p><p>Primeiramente, calcularemos o número de</p><p>H2Se</p><p>Hg(ClO4)2</p><p>2 Hg (s)  +  2 HClO4(aq)4 (aq)    →     2 Hg(ClO4)2 (aq)  +  H2 (g)</p><p>mols 1 kg Hg</p><p>HClO4</p><p>MMHg = 200,6</p><p>g</p><p>mol</p><p>MMHClO4</p><p>= 100,5</p><p>g</p><p>mol</p><p>nHg =</p><p>mHg</p><p>MMHg</p><p>= 1000g</p><p>200,6</p><p>g</p><p>mol</p><p>= 4,985 mol</p><p>2 mols de Hg      =      2 mols de Hg(ClO4)2</p><p>4,985 mols de Hg     =      X</p><p>X = (4,985 × 2)/2</p><p>X =  4,985 mols de Hg(ClO4)2</p><p>4,985 mols Hg(ClO4)2 1 kg Hg</p><p>nHg =</p><p>mHg</p><p>MMHg</p><p>1000g</p><p>200,6</p><p>g</p><p>mol</p><p>= 4,985 mols</p><p>nHCO3</p><p>=</p><p>mHCO3</p><p>MMHCO3</p><p>=</p><p>1000g</p><p>100,5</p><p>g</p><p>mol</p><p>= 9,95 mols</p><p>2 mols de Hg       =       2 mols de Hg(ClO4)2</p><p>4,985 mols de Hg       =       X</p><p>X =  (4,985  ×  2) / 2</p><p>X =  4,985 mols de Hg(ClO4)2</p><p>mols Hg(ClO4)2 4,985 mols 4,985 mols</p><p>9,95 mols Hg(ClO4)2 Hg(ClO4)2 Hg</p><p>C2H6O (aq)  +  O2 (g)    →    C2H4O2 (aq)  +  H2O(l)</p><p>mols</p><p>100 kg</p><p>C2H6O (aq)  +  O2 (g)    →    C2H4O2 (aq)  +  H2O(l)</p><p>MMC2H6O  =  46  g</p><p>mol</p><p>MMC2H4O2</p><p>=  60</p><p>g</p><p>mol</p><p>MMO2</p><p>=  36</p><p>g</p><p>mol</p><p>nC2H6O =</p><p>mC2H6O</p><p>MMC2H6O</p><p>= 10000g</p><p>46</p><p>g</p><p>mol</p><p>= 2173,91 mols</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Observamos que são produzidos</p><p>1º passo:</p><p>2º passo:</p><p>3º passo: o 2º passo mostrou que o número de</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre a estequiometria das reações químicas, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 4, Reações Químicas, do livro</p><p>Introdução à Química Geral.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre como a estequiometria e os cálculos estequiométricos são aplicados na prática, faça a</p><p>leitura do artigo Um experimento envolvendo estequiometria.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre reagente limitante e reagente em excesso por meio da leitura do artigo Reagente Limitante.</p><p>Referências</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013.</p><p>1 mol de C2H6O  =  1 mol de C2H4O2</p><p>2173,91 mol de C2H6O  =  X</p><p>X =  (2173,91  ×  1) / 1</p><p>X =  2173,91 mols de C2H4O2</p><p>2173,91 mols</p><p>100 kg</p><p>nC2H6O =</p><p>mC2H6O</p><p>MMC2H6O</p><p>=  100000g</p><p>46</p><p>g</p><p>mol</p><p>=  2173,91 mols</p><p>nO2</p><p>=</p><p>mO2</p><p>MMO2</p><p>=</p><p>100000g</p><p>31 g</p><p>mol</p><p>= 3125 mols</p><p>1 mol de C2H6O  =  1 mol de O2</p><p>2173,91 mol de C2H6O  =  X</p><p>X =  (2173,91  ×  1) / 1</p><p>x =  2173,91 mols de O2</p><p>mols</p><p>O2</p><p>2173,91 mols</p><p>C2H6O</p><p>2173,91 mols</p><p>3125 mols</p><p>O2</p><p>O2</p><p>C2H6O</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2011.</p><p>Aula 4</p><p>ESTEQUIOMETRIA DE SOLUÇÕES</p><p>Estequiometria de soluções</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá as de�nições da estequiometria de soluções, assim como os processos que envolvem a diluição</p><p>de soluções e os processos de neutralização de soluções com suas aplicações na determinação de concentrações por meio da titulação. Esse</p><p>conteúdo é importante para sua prática pro�ssional, pois permite calcular com precisão as quantidades de reagentes em reações químicas e</p><p>determinar concentrações de soluções. Amplamente aplicadas em laboratórios de controle de qualidade, pesquisa cientí�ca e indústrias, essas</p><p>técnicas garantem e�ciência na produção de produtos químicos, medicamentos e materiais, além de caracterização de compostos. Prepare-se</p><p>para essa jornada de conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, você já aprendeu como as reações químicas podem ser classi�cadas e balanceadas e como os seus cálculos estequiométricos podem</p><p>ser realizados, determinando as quantidades de reagentes necessárias para criar a quantidade do produto desejado e veri�car quem são os</p><p>reagentes limitantes e em excesso da reação.</p><p>Agora, você estudará a estequiometria das soluções. Nesta aula, veremos as diferenças entre os solutos e os solventes, calcularemos a</p><p>concentração molar das substâncias contidas em uma solução, aprenderemos os cálculos para diluir uma solução e conheceremos as reações de</p><p>neutralização tão importantes para calcular os procedimentos da titulação e, assim, encerrar as reações químicas.</p><p>Para isso, pensaremos em um produto de grande aplicabilidade, o soro �siológico. Ele possui grande aplicação na medicina e é uma solução</p><p>composta por cloreto de sódio e água destilada. Se apresentado em uma concentração fora das especi�cações, pode provocar a morte de células.</p><p>Para garantir que a concentração do soro �siológico chegue aos hospitais e às farmácias na concentração correta, é aplicado o procedimento de</p><p>titulação. Mas, como essa solução deve ser titulada? Qual é a reação química envolvida? Nesta atividade, você deverá construir a equação química</p><p>que representa esse procedimento e apresentar os cálculos de diluição da solução titulante e de concentração da solução titulada. Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Caro estudante, solução é uma mistura homogênea de átomos, íons ou moléculas de duas ou mais substâncias. Frequentemente, uma das</p><p>substâncias em uma solução é um líquido. Seus componentes podem ser misturados em várias proporções, como os de todas as misturas.</p><p>Geralmente, um dos componentes de uma solução apresenta-se em uma quantidade muito maior do que os outros, o qual é chamado de solvente,</p><p>e cada um dos outros é chamado de soluto. Por exemplo, se</p><p>A quantidade de soluto presente em dada quantidade de solvente pode ser expressa pela concentração de uma solução, lembrando que a solução</p><p>pode conter diversos solutos diferentes. A concentração pode ser dada em unidades de massa, como</p><p>1g</p><p>NaCl</p><p>500mL</p><p>grama</p><p>volume</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Em que</p><p>Segundo Russel (2011), em química, a unidade de concentração mais importante é a concentração molar ou molaridade, simbolizada pela letra</p><p>Em que</p><p>As soluções podem ser preparadas através de outra solução que possui uma concentração conhecida, utilizando-se um método chamado diluição,</p><p>o qual é aplicado com a �nalidade de preparar uma solução com concentração menor que a solução inicial de concentração conhecida. Para se</p><p>realizar esse procedimento, parte-se do princípio de que ambas as soluções (concentrada e diluída) possuam a mesma quantidade de soluto,</p><p>porém a quantidade de solvente é maior na solução diluída, como mostrado na Figura 1.</p><p>Figura 1 | Processo de diluição de uma solução. Fonte: static.preparaenem.</p><p>Sabendo-se que essas quantidades de solvente e soluto podem ser representadas em unidades de massa ou número de , e sendo 1 a solução</p><p>concentrada e 2 a solução diluída, temos as seguintes relações:</p><p>molar</p><p>mol</p><p>volume</p><p>C  =   m</p><p>V</p><p>C</p><p>m</p><p>V</p><p>m  =  C  ×  V</p><p>M</p><p>mols</p><p>M   =   n</p><p>V</p><p>M</p><p>n</p><p>mol</p><p>V</p><p>mols</p><p>n  =  M   ×  V</p><p>Massa                                                Número de mols</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Consideraremos que precisamos preparar</p><p>de uma solução de</p><p>de ácido clorídrico (</p><p>) a partir de uma solução inicial de</p><p>. Qual será o volume necessário da solução inicial para prepararmos essa solução? Sendo</p><p>;</p><p>e</p><p>, portanto:</p><p>Para encontrar a concentração desconhecida de uma solução, pode-se utilizar o método da titulação. A determinação da concentração através</p><p>desse método se dá mediante uma reação química que ocorre entre o titulante (cuja concentração é conhecida) e o titulado (solução com</p><p>concentração desconhecida). Existem alguns tipos diferentes de titulação: ácido-base, oxidação-redução, precipitação e formação de complexos. A</p><p>titulação ácido-base é a mais comum e utilizada no cotidiano de um laboratório.</p><p>A titulação é um procedimento que pode ocorrer entre os pares: ácido forte/base forte, ácido fraco/base forte, base fraca/ácido forte e base fraca/</p><p>ácido fraco, em que um ácido reage com uma base até que o ponto de equivalência seja atingido, ou seja, o momento no qual o número de íons do</p><p>ácido é igual ao da base. Geralmente, esse ponto é observado pela mudança de cor de um composto adicionado ao titulado antes do procedimento</p><p>se iniciar, chamado indicador. Os indicadores para uma reação ácido-base são substâncias que apresentam a característica de adquirir colorações</p><p>diferentes quando em meio ácido ou meio básico. O Quadro 2 apresenta algumas dessas substâncias:</p><p>Indicador Meio Ácido Meio Básico</p><p>Alaranjado de metila Vermelho Amarelo</p><p>Azul de bromotimol Amarelo Azul</p><p>Tornassol Vermelho Azul</p><p>Massa                                                Número de mols</p><p>m1 = m2                                                      n1 = n2</p><p>m1 = m2                                                      n1 = n2</p><p>C1V1 = C2V2                                              M1V1 = M2V2</p><p>C1V1 = C2V2                                              M1V1 = M2V2</p><p>2L</p><p>0,5 mol</p><p>L</p><p>HCL</p><p>12 mol</p><p>L</p><p>M1  =  12 mol</p><p>L</p><p>M2 =  0,5 mol</p><p>L</p><p>V2 =  2L</p><p>2L</p><p>0,5 mol</p><p>L</p><p>HCL</p><p>12 mol</p><p>L</p><p>M1  =  12 mol</p><p>L</p><p>M2 =  0,5 mol</p><p>L</p><p>V2 =  2L</p><p>12  ×  V1  =  0,5  ×  2</p><p>12  ×  V1  =  0,5  ×  2</p><p>V1  =  0,083L  =  83mL</p><p>V1  =  0,083L  =  83mL</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Fenolftaleína Incolor Rosa</p><p>Quadro 2 | Indicadores ácido-base. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Após iniciado o procedimento de titulação, a solução sofrerá alterações no</p><p>, conforme o titulante reage com o titulado. Com esses dados de</p><p>versus volume de titulante é possível construir um grá�co que representará o comportamento da reação. A esse grá�co dá-se o nome de curva de</p><p>titulação, e o ponto de equivalência também pode ser representado nela, conforme apresenta a Figura 2. Para se realizar o procedimento de</p><p>titulação, utiliza-se um aparato contendo um Erlenmeyer (contendo o titulado e o indicador) e uma bureta (contendo o titulante), como mostra a</p><p>Figura 3.</p><p>Figura 2 | Representação da titulação ácido forte/base forte, sendo o ácido usado como titulante. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 3 | Montagem do aparato para a titulação. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Após a realização da titulação, precisamos calcular a concentração do titulado, considerando a estequiometria da reação</p><p>química. Portanto,</p><p>consideraremos que a reação é representada pela seguinte equação:</p><p>Sendo:</p><p>aA  +  bB  →  cC  +  dD</p><p>A</p><p>B</p><p>C</p><p>D</p><p>a</p><p>b</p><p>c</p><p>d</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Logo,</p><p>E substituindo,</p><p>Temos a equação a seguir:</p><p>Por exemplo, temos</p><p>Siga em Frente...</p><p>Primeiramente, temos que uma reação entre o ácido clorídrico e o hidróxido de bário produz cloreto de bário e água, pois é uma reação de dupla</p><p>troca:</p><p>Logo:</p><p>Exempli�cando</p><p>500 mL de uma solução de hidróxido de bário ( ) a   precisa ser preparada a partir de uma solução inicial de</p><p>para titular uma amostra de   de uma solução de ácido acético ( ), que possui uma concentração desconhecida, e nesse</p><p>procedimento foram gastos   da solução de hidróxido de bário.</p><p>Qual é a concentração da solução de ácido acético?</p><p>Primeiramente, diluiremos a solução de hidróxido de bário e, para isso, precisamos saber o volume da água a ser adicionada no solvente</p><p>(água), assim:</p><p>Agora, temos que a reação do ácido acético com o hidróxido de bário produz acetato de bário e água, pois é uma reação de dupla troca:</p><p>Logo:</p><p>nA</p><p>a = n2</p><p>b</p><p>b  ×  nA  =  a  ×  nB</p><p>n  =  M   ×  V</p><p>b  ×  MA  ×  VA  =  a  ×  MB  ×  VB</p><p>25 mL</p><p>Ba(OH)2</p><p>HCl</p><p>0,2 mol/L</p><p>43,3 mL</p><p>2 HCl(aq)  +  Ba(OH)2 (aq)     →    BaCl2 (aq)  +  2 H2O (l)</p><p>nHCl</p><p>2 =</p><p>nBa(OH)2</p><p>1</p><p>1 × nHCl = 2 × nBa(OH)2</p><p>1 × MHCl × VHCl = 2 × MBa(OH)2</p><p>× VBa(OH)2</p><p>1 × 0,2 × 43,3 = 2 × MBa(OH)2</p><p>× 25</p><p>MBa(OH)2</p><p>= 0,17  mol</p><p>L</p><p>Ba(OH)2 0,2 mol/L 1 mol/L</p><p>35 mL CH3COOH</p><p>40 mL</p><p>n1 = n2</p><p>M1 × V1 = M2 × V2</p><p>1 × V1 = 0,2 × 500</p><p>V1 = 100 mL</p><p>2 CH3COOH  +  Ba(OH)2    →    Ba(CH3COO)2  +  2 H2O</p><p>nCH3COOH</p><p>2</p><p>=</p><p>nBa(OH)2</p><p>1</p><p>1 × nCH3COOH = 2 × nBa(OH)2</p><p>1 × MCH3COOH × VCH3COOH = 2 × MBa(OH)2</p><p>× VBa(OH)2</p><p>1 × MCH3COOH × 35 = 2 × 0,2 × 40</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, nesta aula, você estudou os processos envolvidos na estequiometria das soluções. Para isso, inicialmente, você compreendeu o</p><p>conceito de solução e diferenciou solvente e soluto. Com base nos princípios estequiométricos, compreendeu sobre as formas de expressão da</p><p>concentração por molaridade e os processos de diluição. Por �m, trabalhou com as reações de neutralização e a aplicação da titulação de</p><p>neutralização para determinar a concentração de uma solução desconhecida.</p><p>Pensando nos tópicos trabalhados, retomaremos o processo de determinação da concentração do soro �siológica, que é uma solução de cloreto</p><p>de sódio. O titulante utilizado nesse procedimento é o nitrato de prata (</p><p>Para dar continuidade ao procedimento de titulação, primeiramente, precisa-se construir a equação química que a representa. Considerando que a</p><p>reação ocorre entre o cloreto de sódio (</p><p>Dando continuidade ao procedimento de titulação, uma amostra de</p><p>Nessa reação de titulação, haverá precipitação do cloreto de prata (</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre a estequiometria de soluções aquosas, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 6, Reações química, do livro</p><p>Fundamentos de química.</p><p>MCH3COOH = 0,46 mol</p><p>L</p><p>AgNO3</p><p>0,1 mol/L</p><p>1 mol/L</p><p>5L</p><p>M1 =  0,1 mol/L</p><p>V1 = 5L</p><p>M2  =  1 mol/L</p><p>M1  ×  V1  =  M2  ×  V2</p><p>0,1  ×  5  =  1  ×  V2</p><p>V2  =  0,5L</p><p>NaCl</p><p>AgNO3</p><p>NaCl (aq)  +  AgNO3 (aq)    →     AgCl(s)   +  NaNO3 (aq)⏐↓50mL</p><p>0,1 mol/L</p><p>0,078mL</p><p>MNaCl  ×  VNaCl  =  MHNO3</p><p>×  VHNO3</p><p>MNaCl  ×  50  =  0,1  ×  0,078</p><p>MNaCl  =  1,56  ×  10−4 mol/L</p><p>AgCl</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre solvente e soluto, faça a leitura do artigo Solubilidade das substâncias orgânicas.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre as reações de neutralização e faça a leitura do artigo Reações ácido-base: conceito, representação e</p><p>generalização a partir das energias envolvidas nas transformações.</p><p>Referências</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2011.</p><p>Aula 5</p><p>Encerramento da Unidade</p><p>Videoaula de Encerramento</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você reverá os pontos importantes sobre as reações químicas, explorando os tipos de reações, o método de</p><p>tentativas para realizar o balanceamento e os cálculos estequiométricos de reações químicas e soluções. Esse conteúdo é importante para a</p><p>prática pro�ssional, pois é fundamental na produção de produtos químicos, medicamentos e materiais etc. O balanceamento e a estequiometria</p><p>garantem e�ciência na produção, enquanto o conhecimento dos tipos de reações facilita a compreensão e a aplicação prática. Prepare-se para</p><p>essa jornada do conhecimento! Vamos lá!</p><p>Ponto de Chegada</p><p>Estudante, para desenvolver a competência desta unidade, que é conhecer as reações químicas, seus tipos e suas classi�cações, como é realizado</p><p>seu balanceamento e os processos estequiométricos, você deverá conhecer, primeiramente, a representação das reações químicas por meio de</p><p>equações. As reações químicas representam a transformação da matéria, e seu entendimento é fundamental ao se manipular diferentes produtos</p><p>químicos com as mais diversas �nalidades. Além disso, é importante que você compreenda a classi�cação das reações químicas e saiba</p><p>diferenciar a reação que está ocorrendo. Você precisa compreender que, para que uma reação ocorra de forma adequada, maximizando seus</p><p>rendimentos, ela precisa obedecer à Lei de Conservação de Massas, desse modo, é preciso realizar o balanceamento da equação química que</p><p>descreve a transformação da matéria, para isso, é empregado o método das tentativas, e os coe�cientes estequiométricos são adicionados para</p><p>balancear reagentes e produtos de reação.</p><p>Ao se trabalhar com reações químicas, é também importante trabalhar com as relações estequiométricas, desse modo, você precisa compreender</p><p>as características da estequiometria das reações químicas e, com base nas quantidades de reagentes adicionadas em uma determinação reação</p><p>química, identi�car o reagente limitante da reação e o reagente em excesso. Por �m, é preciso compreender e aplicar os conceitos envolvidos na</p><p>estequiometria de soluções aquosas, com a determinação de concentração de soluções e na determinação das relações estequiométricas</p><p>existentes em uma reação química que se processa em solução aquosa.</p><p>Explore as reações químicas como janelas para compreender o mundo ao nosso redor. Cada descoberta é uma peça no quebra-cabeça da</p><p>natureza, revelando a magia da transformação molecular. Que sua jornada de estudo seja guiada pela curiosidade, pois cada descoberta nos</p><p>aproxima de um futuro repleto de possibilidades transformadoras.</p><p>É Hora de Praticar!</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Estudante, a água é um recurso natural essencial para a vida, e é utilizada para consumo, nas utilidades domésticas e em aplicações industriais.</p><p>Industrialmente, temos alguns campos de aplicação que consomem quantidades enormes de água, como as indústrias de papel e celulose e</p><p>têxteis. Seja para aplicações industriais ou para o nosso próprio consumo, a água precisa passar por algum tipo de tratamento que a torne</p><p>adequada à devida aplicação. Existem diversos tipos de tratamento, dependendo do emprego que ela terá. Mas, você sabia que todos os</p><p>tratamentos de água envolvem reações químicas dos mais diversos tipos? E que até a água que você consome passou por um tratamento que</p><p>envolveu uma ou mais reações químicas? Inclusive, para que o tratamento seja e�caz, essas reações</p><p>químicas precisam ser classi�cadas e</p><p>balanceadas, e seus cálculos estequiométricos devem ser realizados com rigor.</p><p>Desse modo, você precisa re�etir sobre as etapas do tratamento de água e solucionar alguns questionamentos levantados.</p><p>1. Existe um método de tratamento de água adequado para cada aplicação, iniciando pelo tratamento mais básico e fundamental pertencente</p><p>ao nosso cotidiano: o tratamento de água para que ela se torne apropriada para o nosso consumo. A água que chega às nossas torneiras é</p><p>retirada da represa através de bombeamento e segue para a Estação de Tratamento de Água, conhecida também pela sigla ETA. Nessa</p><p>estação, a água passa por alguns estágios de tratamento, que são a �oculação, a decantação e a �ltração, para que chegue às nossas casas</p><p>limpa e sem oferecer riscos à nossa saúde. Mas, onde estão as reações químicas nesse processo de tratamento? Na �oculação! Para que ela</p><p>ocorra, são adicionados reagentes e ocorrem reações químicas que retirarão as impurezas da água, tornando-a límpida. E quais são eles?</p><p>2. Abordaremos um assunto bastante polêmico: os e�uentes industriais que possuem metais pesados. Alguns tipos de indústrias utilizam</p><p>metais pesados na fabricação de seus produtos e, consequentemente, parte desses metais �ca retida em seus e�uentes e, se lançados aos</p><p>rios e mares sem tratamento, causam danos irreparáveis ao meio ambiente. Dentre esses metais pesados, está o cromo hexavalente, que é</p><p>utilizado na produção de tecidos (indústria têxtil), pigmentos, tintas e resinas, e na galvanoplastia, curtumes, metalúrgicas, entre outras</p><p>aplicações. O cromo hexavalente,  , possui alta toxicidade, polui águas, solos e atmosfera, além de ser uma substância cancerígena.</p><p>Portanto, os e�uentes industriais que contêm substâncias acima do padrão ambiental permitido devem passar por tratamento. Mas, como ele</p><p>ocorre? Existem reações químicas envolvidas? Quais são os coe�cientes que balanceiam as equações químicas desse tratamento?</p><p>3. Sobre o tratamento da água, estudaremos outro tratamento bastante aplicado, o abrandamento, largamente utilizado para retirar a dureza da</p><p>água. Isso mesmo! O termo utilizado é água dura. Esse termo surgiu em razão da di�culdade de lavagem de roupas com águas contendo</p><p>elevada concentração de íons metálicos, sendo o cálcio o íon de maior concentração. Esses íons reagem com sabões, formando precipitados</p><p>e evitando a formação de espuma. Em equipamentos industriais, esses precipitados cristalizam, formando incrustações que causam sérios</p><p>danos em equipamentos industriais, destacando as caldeiras. Essas incrustações podem causar desde a redução da e�ciência de uma</p><p>caldeira até a sua explosão, portanto a alimentação de água desse equipamento requer a utilização de água de baixa dureza. A água que</p><p>apresenta concentrações baixas desses íons é chamada de água mole. Mas, como ocorre esse tratamento de água? Existem reações</p><p>químicas envolvidas? Quantas reações? Qual será a quantidade de reagentes que deverá ser adicionada para que a remoção da dureza seja</p><p>e�ciente? Qual é o reagente limitante da reação?</p><p>4. Sobre a poluição das águas, na natureza, a sobrevivência de espécies aquáticas está diretamente ligada à presença de oxigênio dissolvido (</p><p>) na água. Quando esgoto ou e�uentes com matéria orgânica são lançados nos corpos d’água, o   será consumido para oxidar essa</p><p>matéria orgânica, tendo a sua quantidade reduzida e prejudicando a respiração branquial dos peixes. Assim, as análises de Demanda</p><p>Bioquímica de Oxigênio (DBO) e Demanda Química de Oxigênio (DQO) em corpos d’água e e�uentes representam uma medida de poluição, ou</p><p>seja, quanto maiores forem os resultados dessas análises, maior será a quantidade de   necessário para oxidar essa matéria orgânica até</p><p>que não sobrará oxigênio su�ciente para manter a vida aquática e, se essa população diminui, resultados são ainda maiores. O rio Tietê, no</p><p>trecho da cidade de São Paulo, é um exemplo de corpo d’água com resultados elevados de DBO e BQO. Mas, como são realizadas essas</p><p>análises? Quais são os procedimentos envolvidos?</p><p>Bons estudos!</p><p>Para obter um princípio ativo de um medicamento, vários reagentes são adicionados ao meio reacional com a �nalidade de obtenção do produto,</p><p>porém essa obtenção ocorre em etapas. É possível identi�car todos os tipos de reações químicas envolvidas em uma rota sintética de obtenção de</p><p>um medicamento?</p><p>Como a Lei de Conservação de Massas é avaliada em uma reação química e qual é a importância da realização do balanceamento por meio do</p><p>método das tentativas?</p><p>Muitas vezes, ao se tentar maximizar o rendimento de uma reação química, as quantidades dos reagentes adicionados são diferentes das</p><p>quantidades estequiométricas determinadas pela equação química balanceada. Com base nessas informações, como podemos determinar qual é</p><p>o reagente que limita a reação química?</p><p>Estudante, a água é um recurso natural muito precioso para nós e é utilizada para os mais diversos �ns, porém, antes que chegue às nossas casas,</p><p>precisa passar por um tratamento com a �nalidade de retirar as impurezas nela existentes, para que não cause danos à nossa saúde. Esse</p><p>tratamento é composto por processos físicos e químicos, sendo que o processo químico envolvido é a �oculação, que é a formação de agregados</p><p>de partículas �nas em suspensão no líquido, que são chamados de �ocos ou �oculados. A aplicação desse processo tem como objetivo que esses</p><p>�ocos arrastem a sujeira presente na água para o fundo do tanque em um processo de decantação e, assim, a água �que clari�cada, ou seja,</p><p>límpida.</p><p>Quando a água chega à estação de tratamento de água (ETA), são adicionados óxido de cálcio ( ), sulfato de alumínio ( ) e cloro (</p><p>). O cloro possui a função de desinfectar a água, já o óxido de cálcio e o sulfato de alumínio são os reagentes que darão sequência ao processo</p><p>de �oculação da seguinte forma: primeiramente, o óxido de cálcio (cal) é adicionado à água, reagindo com ela e formando o hidróxido de cálcio (</p><p>):</p><p>Cr(V I)</p><p>OD OD</p><p>OD</p><p>CaO Al2(SO4)3</p><p>Cl</p><p>Ca(OH)2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Essa reação química pode ser classi�cada como uma reação de síntese ou adição, já que as duas substâncias, óxido de cálcio e água, reagem e</p><p>formam uma única substância, o hidróxido de cálcio.</p><p>Para dar continuidade ao processo de �oculação, é necessária a adição de um agente �oculante. No Brasil, o sulfato de alumínio ( ) é o</p><p>mais utilizado e é produzido através da reação química entre o óxido de alumínio ( ) e o ácido sulfúrico ( ). O sulfato de alumínio é</p><p>adicionado à água, que já contém hidróxido de cálcio, formando uma substância gelatinosa, o hidróxido de alumínio ( ), conforme a</p><p>seguinte reação química:</p><p>Podemos concluir que essa reação química é de dupla troca, isto é, quando as duas substâncias, sulfato de alumínio e hidróxido de cálcio, reagem</p><p>formando outras duas substâncias, o sulfato de cálcio e o hidróxido de alumínio. Assim, as partículas de sujeira que estão na água vinda da represa</p><p>se aglutinam e �cam agregadas no hidróxido de alumínio, formando �ocos sólidos que, posteriormente, decantam no fundo dos tanques da ETA.</p><p>Quanto ao nosso segundo questionamento, re�etiremos sobre o processo de tratamento de e�uentes contendo  . O cromo hexavalente</p><p>pode ser encontrado nos e�uentes industriais na forma de ácido crômico e é empregado pela sua coloração amarela e na forma de ácido</p><p>dicrômico ( ) pela sua coloração laranja. Enquanto o cromo hexavalente,  , é extremamente prejudicial à saúde devido às suas</p><p>características cancerígenas, o cromo trivalente é necessário para a saúde dos seres vivos por auxiliar no metabolismo de açúcares, gorduras e</p><p>proteínas. Assim sendo, o processo de tratamento do e�uente que contém essas substâncias se dá pela redução do cromo hexavalente para</p><p>cromo trivalente,  , utilizando-se o bissul�to de sódio ( ) em solução ácida. Agora, você deverá balancear as equações químicas</p><p>envolvidas e descobrir quais são os coe�cientes que balanceiam essa reação química.</p><p>A primeira equação mostra a redução do ácido crômico.</p><p>Iniciaremos o balanceamento através do método das tentativas, contendo quatro átomos</p><p>de ácido crômico e seis átomos de bissul�to de sódio:</p><p>1º) Ajustar os átomos dos metais: o lado esquerdo possui quatro cromos e seis sódios, e o direito, dois cromos e dois sódios, portanto inserimos</p><p>os números 2 e 3 como coe�cientes na frente do   e do  .</p><p>2º) Ajustar os átomos dos ametais: o lado esquerdo possui sete enxofres, e o direito, nove enxofres, portanto inserimos o número 3 como</p><p>coe�ciente na frente do  .</p><p>3º) Ajustar os átomos de carbono: não há.</p><p>4º) Ajustar os átomos de hidrogênio: o lado esquerdo possui vinte hidrogênios, e o lado direito, dois hidrogênios, portanto inserimos o número dez</p><p>como coe�ciente na frente do  .</p><p>5º) Ajustar os átomos de oxigênio: ambos os lados possuem quarenta e seis oxigênios.</p><p>A primeira equação mostra a redução do ácido dicrômico. Iniciaremos o balanceamento através do método das tentativas, contendo 1 átomo de</p><p>ácido crômico e 1 átomo de bissul�to de sódio:</p><p>1º) Ajustar os átomos dos metais: ambos os lados possuem dois cromos e ambos os lados possuem um sódio.</p><p>2º) Ajustar os átomos dos ametais: o lado esquerdo possui dois enxofres, e o lado direito, quatro enxofres, portanto inserimos o número três como</p><p>coe�ciente na frente do  .</p><p>3º) Ajustar os átomos de carbono: não há.</p><p>4º) Ajustar os átomos de hidrogênio: o lado esquerdo possui nove hidrogênios, e o lado direito, três hidrogênios, portanto inserimos o número</p><p>quatro como coe�ciente na frente do  .</p><p>5º) Ajustar os átomos de oxigênio: o lado esquerdo possui vinte e dois oxigênios, e o lado direito, vinte oxigênios, portanto inserimos o número três</p><p>como coe�ciente na frente do   e do  .</p><p>Agora, solucionaremos a questão do abrandamento da água. O processo de abrandamento pode ser realizado de duas formas: por precipitação</p><p>química ou por troca iônica, sendo a primeira a mais usual. No processo de abrandamento por precipitação, cal ( ) e carbonato de sódio (</p><p>) são adicionadas a água. A cal reage com a água, formando hidróxido de cálcio ( ), elevando o</p><p>pH da água para facilitar a precipitação, o carbonato de cálcio reage com a água, produzindo o ácido carbônico (</p><p>), que fornecerá os íons carbonato necessários para a reação. Assim, o cálcio já</p><p>contido na água e o proveniente da adição da cal é precipitado na forma de carbonato de cálcio e retirado da água, reduzindo a sua dureza. Essa</p><p>reação é representada pela equação:  .</p><p>Calcularemos o número de   de carbonato de cálcio produzidos a partir da reação com 10 kg de cada reagente envolvido e identi�caremos</p><p>quem são os reagentes limitante e em excesso.</p><p>CaO(s)  +  H2O(l)    →    Ca(OH)2 (aq)</p><p>Al2(SO4)3</p><p>Al2O3 H2SO4</p><p>Al(OH)3</p><p>Al2(SO4)3 (aq)  +  3 Ca(OH)2 (aq)    →    3 CaSO4 (s)  +  2 Al(OH)3 (s)</p><p>Cr(IV )</p><p>H2Cr2O7 Cr(V I)</p><p>Cr(III) NaHSO3</p><p>4 H2CrO4 (aq)  +  6 NaHSO3 (aq)  +  H2SO4 (aq)   →   Cr2(SO4)3 (s)   +  Na2SO4 (aq)  +  H2O(l)⏐↓Cr2(SO4)3 Na2SO4</p><p>4 H2CrO4 (aq)  +  6 NaHSO3 (aq)  +  H2SO4 (aq)   →   2 Cr2(SO4)3 (s)   +  3 Na2SO4 (aq)  +  H2O(l)⏐↓H2SO4</p><p>4 H2CrO4 (aq)  +  6 NaHSO3 (aq)  +  3 H2SO4 (aq)   →   2 Cr2(SO4)3 (s)   +  3 Na2SO4 (aq)  +  H2O(l)⏐↓H2O</p><p>4 H2CrO4 (aq)  +  6 NaHSO3 (aq)  +  3 H2SO4 (aq)   →   2 Cr2(SO4)3 (s)   +  3 Na2SO4 (aq)  +  10 H2O(l)⏐↓H2Cr2O7(aq)  +  NaHSO3 (aq)  +  H2SO4 (aq)   →   Cr2(SO4)3 (s)   +  NaHSO4(aq)  +  H2O(l)⏐↓H2SO4</p><p>H2Cr2O7(aq)  +  NaHSO3 (aq)  +  3 H2SO4 (aq)   →   Cr2(SO4)3 (s)   +  NaHSO4(aq)  +  H2O(l)⏐↓H2O</p><p>H2Cr2O7(aq)  +  NaHSO3 (aq)  +  3 H2SO4 (aq)   →   Cr2(SO4)3 (s)   +  NaHSO4(aq)  +  4 H2O(l)⏐↓NaHSO3 NaHSO4</p><p>H2Cr2O7(aq)  +  3 NaHSO3 (aq)  +  3 H2SO4 (aq)   →   Cr2(SO4)3 (s)   +  3 NaHSO4(aq)  +  4 H2O(l)⏐↓ CaO</p><p>Na2CO3 CaO(s)  +  H2O(l)   →   Ca(OH)2 (aq)</p><p>Na2CO3 (s)  +  2 H2O(l)   →   H2CO3 (aq)  +  2 NaOH(aq)</p><p>Ca(OH)2 (aq)  +  H2CO3 (aq)   →   CaCO3 (s)   +  2 H2O(l)⏐↓mols</p><p>Ca(OH)2 (aq)  +  H2CO3 (aq)   →   CaCO3 (s)   +  2 H2O(l)⏐↓MMCa(OH)2</p><p>=  74  g</p><p>mol</p><p>MMCaCO3</p><p>=  100</p><p>g</p><p>mol</p><p>MMH2CO3</p><p>=  62  g</p><p>mol</p><p>nCa(OH)2</p><p>=</p><p>mCa(OH)2</p><p>MMCa(OH)2</p><p>=</p><p>10000g</p><p>74 g</p><p>mol</p><p>=  135,13 mols</p><p>1 mol de Ca(OH)2 =  1 mol de CaCO3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Observamos que são produzidos   de carbonato de cálcio a partir de 10 kg de hidróxido de cálcio. Agora, veri�caremos quem são os</p><p>reagentes limitante e em excesso da reação:</p><p>1º passo:</p><p>2º passo:</p><p>3º passo: o 2º passo mostrou que os reagentes precisam do mesmo número de mols para reagir entre si ( ), e o 1º passo mostrou que</p><p>foi introduzido na reação   de  . Assim, o   é o reagente em excesso e o   é o reagente limitante.</p><p>Por �m, veri�caremos o procedimento de determinação da DBO e DQO. As análises de DBO e DQO são realizadas em corpos d’água e e�uentes</p><p>industriais de modo a obter um parâmetro de poluição. O principal método de análise para se encontrar a concentração molar de DBO é o método</p><p>da diluição e incubação. E, para encontrar a concentração molar do DQO, utiliza-se o método da digestão com dicromato em meio ácido e titulação</p><p>com sulfato ferroso amoniacal.</p><p>No método da diluição e incubação utilizado para encontrar a concentração molar de DBO, a amostra é diluída pela adição de diversas soluções e,</p><p>posteriormente, é submetida a um processo de incubação. A adição dessas soluções à amostra tem a �nalidade de fornecer os nutrientes</p><p>essenciais ( ,  ,  ,  ) aos microrganismos responsáveis pelo consumo do oxigênio. Para fornecer potássio ( ) à amostra, é preparada</p><p>de uma solução contendo fosfato monobásico de potássio ( ) a   e fosfato dibásico de potássio ( ) a</p><p>. Essa solução é diluída a um volume de  , para isso, realizam-se os seguintes cálculos:</p><p>O método da digestão com dicromato em meio ácido e titulação com sulfato ferroso amoniacal utilizado para obter-se a concentração molar do</p><p>DQO é composto por procedimentos de diluição e titulação. Após o processo de digestão, em que diversos reagentes são adicionados à amostra,</p><p>inclusive o dicromato de potássio ( ), que é conhecido por ser um forte agente oxidante e responsável pela reação de oxidação da</p><p>matéria orgânica contida na amostra, são adicionadas algumas gotas de uma solução indicadora de ferroin em uma amostra de  . A</p><p>titulação de oxidação-redução ocorre utilizando-se uma solução de   de sulfato ferroso amoniacal ( )</p><p>como titulante. Essa solução é preparada a partir da diluição de uma solução inicial com concentração de  , e o procedimento de</p><p>titulação pode ser representado pela seguinte equação química:</p><p>A titulação é encerrada quando a solução que inicialmente apresentava a cor verde se torna marrom avermelhado e, então, o volume de titulante</p><p>gasto é anotado ( ) e a concentração molar do sulfato de cromo III ( ) é calculada através do seguinte procedimento:</p><p>Assim, chegamos ao �nal dessa jornada. Pontos extras sobre os tópicos abordados podem ser necessários para a compreensão de todos os</p><p>processos. Continue estudando!</p><p>ASSIMILE</p><p>Caro estudante, convidamos você a explorar o universo das reações químicas. Elas possuem uma ampla aplicabilidade e importância</p><p>pro�ssional em diversas áreas, desde a produção industrial de produtos químicos, materiais e medicamentos até a pesquisa e o</p><p>desenvolvimento de novas tecnologias. Pro�ssionais em química, engenharia química, farmácia e outras áreas utilizam o conhecimento das</p><p>reações químicas para projetar processos e�cientes, desenvolver produtos inovadores e resolver desa�os ambientais, contribuindo para</p><p>avanços signi�cativos em várias indústrias e na sociedade como um todo.</p><p>Desse modo, temos que as reações químicas são fundamentais para compreendermos e controlarmos as transformações da matéria no</p><p>nosso mundo. As equações químicas fornecem um meio de representar essas transformações de forma precisa, enquanto o conhecimento</p><p>dos diferentes tipos de reações químicas nos permite prever e entender os resultados de experimentos e processos industriais.</p><p>Já o balanceamento das equações químicas é crucial em diversas áreas pro�ssionais, especialmente na química, na engenharia química e</p><p>em áreas relacionadas. Ele garante que a quantidade de cada elemento seja igual nos</p><p>reagentes e produtos de uma reação, permitindo</p><p>cálculos precisos de quantidades de reagentes necessárias e produtos formados. Isso é essencial para a produção e�ciente de produtos</p><p>químicos, o desenvolvimento de processos industriais e a garantia de conformidade com padrões de segurança e regulamentação.</p><p>135,13 mols de Ca(OH)2  =  X</p><p>X =  (135,13  ×  1) / 1</p><p>X =  135,13 mols de CaCO3</p><p>135,13 mols</p><p>nCa(OH)2</p><p>=</p><p>mCa(OH)2</p><p>MMCa(OH)2</p><p>= 10000g</p><p>74</p><p>g</p><p>mol</p><p>=  135,13 mols</p><p>nH2CO3</p><p>=</p><p>mH2CO3</p><p>MMH2CO3</p><p>= 10000g</p><p>62</p><p>g</p><p>mol</p><p>=  161,29 mols</p><p>1 mol de Ca(OH)2  =  1 mol de H2CO3</p><p>135,13 mols de Ca(OH)2  =  X</p><p>X =  (135,13  ×  1) / 1</p><p>x =  135,13 mols de H2CO3</p><p>135,13 mols</p><p>161,29 mols H2CO3 H2CO3 Ca(OH)2</p><p>N P K Fe K</p><p>500 mL KH2PO4 0,017 g/mL K2HPO4</p><p>0,0668 g/L 1000 mL</p><p>KH2PO4 K2HPO4</p><p>C1V1 = C2V2 C1V1 = C2V2</p><p>0,017 × 500  =  C2 × 1000 0,0668 × 500 = C2 × 1000</p><p>C2 = 0,0085 g/mL C2 = 0,0334 g/mL</p><p>K2Cr2O7</p><p>100 mL</p><p>0,025 mol/L Fe(NH4)2(SO4)2. 6H2O</p><p>0,25 mol/L</p><p>6 Fe(NH4)2(SO4)2 (aq) + 7 H2SO4 (aq) + K2Cr2O7 (aq) → 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 (aq) + 6 (NH4)2SO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 7</p><p>30 mL Cr2(SO4)3</p><p>nFe(NH4)2(SO4)2</p><p>6</p><p>=</p><p>nCr2(SO4)3</p><p>1</p><p>nFe(NH4)2(SO4)2</p><p>= 6 × nCr2(SO4)3</p><p>MFe(NH4)2(SO4)2</p><p>×V Fe(NH4)2(SO4)2</p><p>= 6 × MCr2(SO4)3</p><p>×V Cr2(SO4)3</p><p>0,025  ×  30  =  6  × MCr2(SO4)3</p><p>× 100</p><p>MCr2(SO4)3</p><p>=  0,00125 mol/L</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Quanto à estequiometria de reações químicas, ela é essencial para compreender as proporções entre os reagentes e produtos, garantindo</p><p>e�ciência e precisão nos processos industriais e laboratoriais. O conceito de mol permite quanti�car substâncias em escala molecular,</p><p>facilitando cálculos e determinações estequiométricas. Identi�car o reagente limitante e em excesso é crucial para otimizar a produção e</p><p>minimizar desperdícios, sendo aplicável em diversas áreas pro�ssionais.</p><p>Por �m, a estequiometria de soluções aquosas é fundamental para determinar a concentração de solutos, como íons ou compostos</p><p>químicos, em uma solução. A molaridade é uma medida-chave nesse contexto, permitindo calcular a quantidade de soluto em relação ao</p><p>volume da solução. Esses conceitos são essenciais na preparação de soluções e diluições e em reações de neutralização, encontrando</p><p>aplicabilidade em laboratórios, indústrias químicas e farmacêuticas, garantindo processos precisos e e�cientes. A aventura do aprendizado</p><p>está prestes a começar. Venha conosco explorar as maravilhas da química!</p><p>Figura | Reações químicas.</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2009.</p><p>CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013.</p><p>FÁBREGA, F. M. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 2. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2014.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.</p><p>RUSSEL, J. B. Química geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2008.</p><p>ZUMDAHL, S. S.; DECOSTE, D. J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2016.</p><p>para o de vapor – evaporação.</p><p>4. O derretimento de um cubo de chumbo quando aquecido – fusão, pois ocorre a mudança do estado sólido para o líquido.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Conhecer e avaliar são pontos fundamentais para aplicação em situações do cotidiano, principalmente relacionadas à prática pro�ssional. Deste</p><p>modo, temos a avaliação do processo de reciclagem do PET, em que é preciso conhecer e analisar as propriedades físicas do material para</p><p>determinação da qualidade do produto reciclado.</p><p>As propriedades físicas que devem ser analisadas pelo controle de qualidade para que o PET reciclado seja aprovado para a venda são:</p><p>Rigidez, que é capacidade do material de resistir a essa deformação.</p><p>Brilho, que corresponde à quantidade de �uxo luminoso emitido.</p><p>Estabilidade térmica, já que o PET deve ser estável termicamente quando aquecido a temperaturas abaixo de</p><p>Estabilidade à luz, para reduzir as reações de foto-oxidação, que são a principal causa da deterioração oxidativa devido ao efeito da luz, encurtando</p><p>a vida de prateleira do produto.</p><p>Além dessas propriedades físicas, outras podem ser necessárias para garantir a qualidade do produto, e pode ser necessária a avaliação. Continue</p><p>estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para aprofundar seus conhecimentos sobre as propriedades físicas e químicas da matéria, acesse a Biblioteca Virtual e faça a leitura do Capítulo 1</p><p>do livro Química: a natureza molecular da matéria. Busque pelos tópicos relacionados à matéria e suas transformações, às propriedades físicas e</p><p>químicas e à massa especí�ca e densidade. A seguir, temos a referência do material a ser consultado.</p><p>Química: a natureza molecular da matéria.</p><p>Sobre a densidade, acesse o link a seguir e faça a leitura do texto referente à determinação do estado físico da matéria.</p><p>Para saber mais sobre mudanças de estado físico, faça a leitura do artigo Mudanças de Estados físicos da água na natureza: uma prática docente</p><p>interdisciplinar no ensino de ciências.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018.</p><p>BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016.</p><p>Aula 3</p><p>PROCESSO DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS</p><p>Processo de separação de misturas</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>230 °C</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá a classi�cação de misturas e seus sistemas e os processos envolvidos em sua separação. Esse</p><p>conteúdo é essencial para isolar componentes puros presentes em uma mistura. Isso é crucial em indústrias, como farmacêutica, na qual a pureza</p><p>dos medicamentos é vital. Além disso, na gestão de resíduos, facilita a reciclagem e�ciente, contribuindo para práticas sustentáveis e redução do</p><p>impacto ambiental. Prepare-se para essa jornada de conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, como um insumo mineral pode ser convertido em um produto com valor agregado? E quais são os tipos de processos de separação de</p><p>misturas e suas �nalidades? Conhecer e compreender os processos físicos de separação de misturas é importante para a realização da separação</p><p>das substâncias puras ou compostas presentes em uma mistura.</p><p>E como escolheremos um processo de separação dentre tantos existentes? Para isso, teremos que, primeiramente, classi�car a mistura em</p><p>homogênea e heterogênea; em segundo lugar, avaliar as suas propriedades e, depois, classi�car o sistema. Teremos cinco classi�cações, sendo</p><p>elas: sólido-sólido; sólido-líquido; líquido-líquido; líquido-gasoso e gasoso-gasoso. Após essa sequência de observações, você poderá, en�m,</p><p>escolher o processo adequado para realizar a nossa separação.</p><p>Assim sendo, voltaremos para a nossa reciclagem de PET. Dentro do contexto da montagem da sua fábrica de reciclagem de materiais, é possível</p><p>classi�car os sistemas envolvidos? Quais os processos físicos mais adequados para as separações em questão?</p><p>Então, a partir de agora, classi�caremos os sistemas e conheceremos os principais processos físicos de separação da matéria. Ao �nal desta aula,</p><p>seremos capazes de analisar melhor como são produzidos itens básicos do nosso dia a dia.</p><p>Vamos em frente e sem medo de errar!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Estudante, a Química é a parte da Ciência que estuda as propriedades das substâncias. Mas, para que essas propriedades sejam características de</p><p>cada substância, ela deve estar no seu estado de pureza. Isto é, só ela. Portanto, ela deve ser separada da mistura. Mas, como podemos separar</p><p>uma mistura, sabendo que, na natureza, as substâncias encontram-se majoritariamente misturadas?</p><p>"O primeiro passo a ser dado no caminho da separação das substâncias puras, ou simplesmente substâncias, é separar as fases da mistura” (Lenzi</p><p>et al., 2012, p. 137).</p><p>Agora, você conhecerá quais são esses processos físicos, como funcionam e em quais situações podem ser utilizados na separação de misturas,</p><p>sejam elas homogêneas ou heterogêneas. Misturas homogêneas e heterogêneas possuem métodos de separação distintos, conforme a sua</p><p>complexidade, sendo que para cada uma delas existem diversos métodos diferentes. Deste modo, dividiremos essa discussão em cinco sistemas</p><p>diferentes, sendo eles: sólido-sólido; sólido-líquido; líquido-líquido; líquido-gasoso e gasoso-gasoso.</p><p>Sistema sólido-sólido</p><p>Sistema sólido-sólido: é uma mistura heterogênea composta por dois ou mais sólidos que podem apresentar diferentes tamanhos e propriedades</p><p>físicas. Para separar esse sistema, temos que utilizar processos, tais como a catação, a ventilação, a levigação, a �otação, o peneiramento, a</p><p>separação magnética, a dissolução fracionada, a cristalização fracionada e a sublimação.</p><p>Catação: é uma seleção realizada manualmente um a um. Exemplo: limpeza do feijão antes do cozimento.</p><p>Ventilação: é a separação de dois sólidos que possuem densidades diferentes, por meio de uma corrente de ar. Exemplo: bene�ciamento do</p><p>arroz.</p><p>Levigação: possui a mesma aplicação da ventilação, porém a separação é realizada por meio de uma corrente de água. Exemplo: garimpo.</p><p>Flotação: possui a mesma aplicação da ventilação, contudo a separação é realizada adicionando-se um líquido de densidade intermediária</p><p>aos dois sólidos em questão. Após a adição do líquido, o sólido de menor densidade �utuará na superfície e o de maior densidade afundará.</p><p>Vale ressaltar que os sólidos não podem se dissolver no líquido. Exemplo: tratamento de água.</p><p>Peneiração ou tamisação: é a separação de sólidos com o uso de peneiras de acordo com os seus tamanhos de grãos. Exemplo: separação</p><p>de areias.</p><p>Separação magnética: utiliza-se quando um dos sólidos envolvidos possui magnetismo, ou seja, é atraído por um imã. Exemplo: separação de</p><p>minério de ferro da areia.</p><p>Dissolução fracionada: é a separação em que um dos sólidos envolvidos se dissolve em um líquido que é adicionado ao sistema. Exemplo:</p><p>separação de sal e areia.</p><p>Fusão fracionada: é empregada na separação de sólidos que possuam pontos de fusão distantes. Exemplo: separação do ferro e do chumbo.</p><p>O ferro funde a  , e o chumbo, a  . Ao aquecer a mistura, o chumbo fundirá primeiro que o ferro, podendo ser separado.</p><p>Cristalização fracionada: utiliza-se esse processo quando temos uma mistura de dois ou mais sólidos que são solúveis em um mesmo</p><p>solvente. Aquecendo-se a mistura, o solvente evaporará e um dos sólidos cristalizará antes dos demais. Exemplo: sal de cozinha extraído da</p><p>água do mar.</p><p>Sublimação: separação de dois ou mais sólidos utilizando o processo de sublimação. Exemplo: puri�cação do iodo e naftalina.</p><p>Sistema sólido-líquido</p><p>1.536 °C 327 °C</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Sistema sólido-líquido pode ser classi�cado como uma mistura homogênea ou heterogênea.</p><p>Existem processos que são empregados para a</p><p>separação de ambos os tipos de misturas, como a decantação, a centrifugação, a �ltração, a evaporação e a destilação simples.</p><p>Decantação de misturas sólido-líquido: consiste na sedimentação dos sólidos em suspensão presentes no sistema tendo como princípio a ação da</p><p>gravidade. Exemplo: separação de areia e água.</p><p>Figura 1 | Decantação de misturas sólido-líquido.Fonte: Wikimedia Commons</p><p>Centrifugação: é uma decantação acelerada em um equipamento chamado centrífuga, tendo como princípio a ação da força centrífuga.</p><p>Exemplo: máquina de lavar roupa.</p><p>Filtração: é o processo mais utilizado para este sistema e consiste na separação de um sólido de um líquido através de um meio �ltrante.</p><p>Exemplo: preparação de café.</p><p>Evaporação: o sistema é aquecido até a temperatura de ebulição do líquido, isto é, até o líquido evaporar totalmente, restando apenas o</p><p>sólido. Exemplo: separação de água e sal.</p><p>Destilação simples (Figura 2): um recipiente contendo uma solução é aquecido até a completa evaporação do líquido, sobrando o sólido. Os</p><p>vapores do líquido são resfriados e, então, se liquefazem e, posteriormente, são recolhidos em outro recipiente (Brown, 2016). Exemplo:</p><p>separação de água e sal.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 2 | Destilação simples. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Sistemas líquido-gasoso</p><p>Para separação de misturas em sistemas líquido-gasoso, aplicam-se os métodos de decantação e �ltração, tendo como exemplo vapor d’água e ar</p><p>e aspirador de pó, respectivamente.</p><p>Sistemas líquido-líquido</p><p>Sistemas líquido-líquido podem ser classi�cados como misturas homogêneas e heterogêneas, dependendo das substâncias envolvidas, e podem</p><p>ser utilizados os seguintes métodos de separação:</p><p>Decantação da mistura de líquido-líquido: a decantação aplicada ao sistema líquido-líquido é um método de separação indicado para misturas</p><p>heterogêneas. As substâncias envolvidas se separam pela diferença de densidade. Exemplo: água e óleo.</p><p>Destilação fracionada (Figura 3): a destilação fracionada é indicada para uma mistura de líquidos homogênea, na qual se utiliza o mesmo aparato</p><p>da destilação simples, incluindo uma coluna de fracionamento. A coluna de fracionamento é um equipamento utilizado para realizar a separação de</p><p>uma mistura que contenha diversas substâncias diferentes em sua composição, a partir do princípio de ponto de ebulição. Exemplo: petróleo.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 3 | Destilação fracionada. Fonte: Wikimedia Commons</p><p>Sistemas líquido-gasoso</p><p>Sistemas líquido-gasoso são classi�cados tanto como misturas homogêneas quanto como misturas heterogêneas, por exemplo, a água que sai da</p><p>torneira é uma mistura homogênea, pois é composta de água e gases dissolvidos, como o oxigênio em sua maioria, ao passo que a água</p><p>gasei�cada é uma mistura heterogênea composta por água e</p><p>Sistemas gasoso-gasoso</p><p>Sistemas gasoso-gasoso são considerados homogêneos, e sua separação é realizada por meio da liquefação fracionada. Nesse processo, resfria-</p><p>se a mistura gasosa até que se atinja o ponto de liquefação mais alto. Um dos gases presentes no sistema passará para o estado líquido e será</p><p>separado dos demais. Exemplo: obtenção do GLP (gás liquefeito de petróleo), conhecido como gás de cozinha.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Exemplos e aplicações</p><p>Conhecendo as características dos sistemas que compõem os diferentes tipos de misturas, você veri�cará os possíveis processos utilizados em</p><p>seus processos de separação. São dadas três misturas heterogêneas de sólidos:</p><p>CO2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>1. Arroz e casca: possui dois componentes que apresentam densidades diferentes, portanto a ventilação se torna mais adequada para</p><p>separação dessa mistura.</p><p>2. Serragem e limalha de ferro: possui limalha de ferro, que é um material ferromagnético, portanto seus dipolos magnéticos se alinham na</p><p>presença de um ímã, assim a separação magnética é indicada.</p><p>3. Areia e cascalho: a mistura é composta de dois componentes com tamanhos de partícula muito diferentes, portanto, através do</p><p>peneiramento, teremos a separação.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Para que sejam realizados os processos de separação de misturas, primeiramente, precisamos conhecer o sistema com que estamos lidando, pois</p><p>os processos de separação estão diretamente relacionados a estes, sendo que, em alguns casos, a separação pode ocorrer de forma fácil, porém,</p><p>às vezes, processos complexos e caros precisam ser empregados para obtenção de substâncias puras.</p><p>Para compreender esse processo, temos a reciclagem do PET. Ela ocorre a partir de etapas que possuem processos físicos de separação, como:</p><p>Classi�cação da mistura: primeiramente, precisamos classi�car a mistura para veri�car o melhor sistema a ser empregado; no caso da</p><p>reciclagem do PET, temos uma mistura heterogênea composta por sólidos. Portanto, temos um sistema sólido-sólido.</p><p>O processo físico de separação adequado para essa mistura é a catação, pois os componentes da mistura possuem tamanhos semelhantes</p><p>e mesma densidade. A catação é um método de separação de misturas que envolve a seleção manual de partículas sólidas com base em</p><p>suas características físicas. Esse processo é frequentemente utilizado quando os componentes da mistura têm tamanhos, formas ou</p><p>propriedades distintas, tornando possível a separação manual.</p><p>Após essa etapa, temos a intrusão, na qual há uma mistura homogênea composta por sólidos que se fundirão, portanto temos o sistema</p><p>sólido-sólido. Neste caso, temos o processo físico de separação adequado por meio da fusão fracionada, pois, caso haja algum sólido</p><p>incompatível à mistura, ele poderá ser retirado.</p><p>Outros métodos adicionais e complementares podem ser empregados nesse processo.</p><p>Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para aprofundar seus conhecimentos sobre a classi�cação de misturas e seus sistemas, acesse a biblioteca virtual e faça a leitura do Capítulo 1 do</p><p>livro Química: a ciência central. Busque o tópico separação de misturas e faça a leitura do texto.</p><p>Química: a ciência central.</p><p>Para saber mais sobre processos de separação de misturas e conhecer exemplos de sua aplicação, faça a leitura do artigo Processos de</p><p>separação de misturas e despoluição ambiental: uma proposta para aprendizagem signi�cativa.</p><p>Para conhecer mais sobre os processos físicos de separação de misturas, faça a leitura do trabalho Processos físicos de separação dos</p><p>componentes de uma mistura.</p><p>Referências</p><p>BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016.</p><p>LENZI, E. et al. Química geral e experimental. 2. ed. Rio de Janeiro: Freitas Bastos, 2012.</p><p>Aula 4</p><p>O LABORATÓRIO DE QUÍMICA</p><p>O laboratório de química</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá o laboratório de química e suas normas de segurança. Esse conteúdo é crucial para evitar</p><p>acidentes e assegurar práticas seguras durante experimentos. Essa compreensão é fundamental não apenas para a integridade dos pesquisadores,</p><p>mas também para garantir resultados con�áveis em experimentos e, assim, contribuir para o progresso seguro e e�caz da pesquisa cientí�ca.</p><p>Prepare-se para essa jornada de conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Ao realizar um procedimento em um laboratório químico, existem riscos associados? Quais os conhecimentos prévios que preciso para trabalhar</p><p>em um laboratório? Quais são as vidrarias utilizadas e quais as �nalidades que elas apresentam?</p><p>Estudante, nesta aula, você conhecerá todas as vidrarias e os equipamentos que despertam tanta curiosidade nas pessoas e os utilizará para fazer</p><p>diversos experimentos. Então, vista o seu jaleco e vamos lá!</p><p>Mas, antes, é necessário aprender</p><p>as regras e as normas utilizadas no laboratório para que acidentes não ocorram e para que você possa realizar</p><p>os seus experimentos com máxima segurança, portanto leia com atenção, pois acidentes ocorrem e não podemos subestimar os riscos existentes.</p><p>Você deve receber uma série de informações vitais de como se proteger dos perigos que podem surgir e serem evitados no laboratório e como</p><p>fazer bom uso dos equipamentos que estiverem ao seu alcance para ter sucesso no trabalho laboratorial e se sentir realizado.</p><p>Você também aprenderá os nomes e as utilidades das principais vidrarias e equipamentos utilizados em um laboratório de química, e você verá que</p><p>é necessário utilizar o equipamento correto para cada etapa realizada no laboratório.</p><p>Assim sendo, �nalizaremos o nosso estudo sobre a reciclagem de PET. Para isso, faça uma pesquisa e conheça quais são os equipamentos que</p><p>realizam as medidas das propriedades físicas do plástico necessárias para garantia da qualidade do produto.</p><p>Então, estude todo o conteúdo com bastante atenção e aproveite o seu momento no laboratório realizando experimentos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Ao acessar um laboratório de química, você deve ter em mente que existe a possibilidade de encontrar produtos in�amáveis, explosivos, corrosivos</p><p>e tóxicos, isto é, existe a possibilidade de ocorrer algum tipo de acidente com prejuízos leves, ou graves, para si mesmo, para os colegas, para a</p><p>instituição e/ou para o ambiente.</p><p>Seu primeiro contato com o laboratório de química é de grande importância, portanto, nesta aula, você receberá uma série de informações sobre as</p><p>normas de segurança de um laboratório e as vidrarias que serão manipuladas.</p><p>Re�ita:</p><p>Todo químico deve estar consciente dos perigos potenciais, existentes num laboratório, relacionados aos produtos químicos ali presentes,</p><p>principalmente no tocante ao manuseio, transporte e estocagem dos mesmos. A segurança no laboratório é assunto de interesse de todos os que</p><p>o frequentam, não apenas do professor, ou do assessor técnico. Acidentes vão ocorrer, na maioria dos casos, por falta de cuidado, de re�exão</p><p>antes de agir e por negligência. (Lenzi et al., 2012, p. 21)</p><p>Antes de iniciar seus experimentos, convém seguir alguns conselhos, tomando, assim, precauções necessárias para o bom convívio do principiante</p><p>no laboratório. Diversas normas devem ser seguidas para se trabalhar em um laboratório de química, por exemplo: utilize vestimenta apropriada</p><p>(jaleco de algodão e manga comprida, calça e sapato fechado); não trabalhe próximo às chamas com in�amáveis; não aqueça tubos de ensaio com</p><p>a boca virada para si ou para outros; �que atento ao manuseio das vidrarias, evitando pontas e arestas cortantes; não use a mesma pipeta para</p><p>medir, ao mesmo tempo, soluções diferentes; utilize a capela, quando houver desprendimento de gases tóxicos, irritantes ou de cheiro</p><p>desagradável; faça aquecimento de materiais in�amáveis ou muito voláteis em banho-maria; leia cuidadosamente o rótulo dos frascos antes de</p><p>utilizá-los; em todo trabalho, seja metódico e prudente. Não perca de vista uma experiência que está em andamento.</p><p>Vidrarias e equipamentos de laboratório</p><p>As vidrarias de laboratório são, em sua maioria, instrumentos de vidro cristal ou temperado, para que as medidas sejam precisas e o recipiente não</p><p>reaja com a substância contida nele. Entretanto, as vidrarias devem ser tratadas com o maior cuidado possível, principalmente porque o vidro</p><p>utilizado é mais trabalhado que quaisquer outros vidros, por isso, mais caros.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Os materiais de metal podem servir para suporte e manuseio das vidrarias. Existem também materiais de porcelana, de borracha ou plástico e</p><p>materiais que são fontes de aquecimento.</p><p>Os principais instrumentos de trabalho em laboratórios são apresentados a seguir:</p><p>Béquer: recipiente de vidro em formato cilíndrico, o qual oferece medidas de volume, porém com pouca precisão.</p><p>Figura 1 | Béquer. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Erlenmeyer (Figura 2a): recipiente volumétrico em forma cônica. Em geral, é usado para armazenar e misturar produtos e soluções.</p><p>Proveta (Figura 2b): instrumento cilíndrico com medida de volume mais precisa para líquidos.</p><p>Balão volumétrico (Figura 2c): utilizado para medir e conter volumes precisos de líquidos. Ele possui uma forma especí�ca que permite uma</p><p>medição precisa do volume, e sua capacidade é conhecida com grande precisão.</p><p>Balão de fundo redondo (Figura 2d): aparelho em forma esférica utilizado para sistemas reacionais líquidos e sólidos.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 2 | Vidrarias de laboratório: (a) Erlenmeyer, (b) proveta; (c) balão volumétrico; (d) balão de fundo redondo. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Pipeta (Figura 3a): instrumento para medição e transferência com maior precisão de volumes líquidos.</p><p>Tubos de ensaio (Figura 3b): tubos utilizados em ensaios em que a quantidade de reagentes é reduzida.</p><p>Suporte universal e garra (Figura 3c): possui o propósito de sustentar balões, funis e tubos.</p><p>Tripé: aquecimento sem contato com a chama.</p><p>Tela de amianto: é um material utilizado em laboratórios químicos como uma superfície resistente ao calor.</p><p>Figura 3 | Vidrarias de laboratório: (a) pipeta; (b) tubos de ensaio; (c) suporte universal e garra. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Bico de Bunsen (Figura 4a): é um tipo de queimador de gás usado no aquecimento de substâncias.</p><p>Balão de separação (Figura 4b): peça de vidraria usada na separação de líquidos de densidades diferentes.</p><p>Vidro de relógio: recipiente côncavo e circular empregado geralmente em processos de pesagem.</p><p>Pisseta: recipiente utilizado para armazenar compostos quaisquer, como água destilada e solventes líquidos.</p><p>Kitassato (Figura 4c): vidraria empregada na �ltração a vácuo.</p><p>Bureta (Figura 4d): recipiente cilíndrico de vidro utilizado para dispensar volumes com precisão por meio de uma torneira na extremidade inferior.</p><p>Figura 4 | Vidrarias e materiais de laboratório: (a) Bico de Bunsen; (b) funil de separação; (c) Kitassato; (d) bureta. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Capela de exaustão de gases (Figura 5) é um equipamento de laboratório projetado para fornecer um ambiente seguro durante a manipulação de</p><p>substâncias químicas que geram vapores, gases ou partículas potencialmente perigosas. Ela é usada para proteger o usuário, o ambiente de</p><p>trabalho e o laboratório como um todo.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 5 | Capela de exaustão de gases. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Balança de laboratório (Figura 6) é um equipamento utilizado para medir massas com precisão em ambientes laboratoriais. Existem diversos tipos</p><p>de balanças de laboratório, cada uma adequada a diferentes aplicações e níveis de precisão.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 6 | Balança de laboratório (balança analítica). Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Conhecendo as vidrarias e os principais materiais de laboratório, pensaremos em um processo rotineiro de laboratório, como a titulação. O que é a</p><p>titulação e quais são as vidrarias e os materiais empregados?</p><p>A titulação é uma técnica laboratorial usada para determinar a concentração de uma solução desconhecida ao reagir com uma solução padrão de</p><p>concentração conhecida. Diversas vidrarias e materiais são empregados nesse processo para garantir precisão e controle durante a execução. A</p><p>seguir, temos algumas das principais vidrarias e materiais comumente utilizados em uma titulação: Erlenmeyer, bureta, pipeta, proveta, suporte</p><p>universal e garras, balão volumétrico, béquer, balança analítica, entre outros.</p><p>A escolha de materiais para uma determinada metodologia dependerá do tipo especí�co de titulação, da precisão requerida e dos reagentes</p><p>utilizados, sendo aplicado esse mesmo pensamento em diferentes tipos de processos laboratoriais. O uso adequado desses materiais é crucial</p><p>para garantir resultados precisos e reprodutíveis.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, sempre que for preciso utilizar o laboratório de química para realização de algum</p><p>procedimento, deve-se atentar para normas e regras de</p><p>segurança relacionadas ao ambiente de trabalho e aos riscos associados a ele. Além disso, é preciso conhecer os materiais, as vidrarias e os</p><p>equipamentos empregados nas metodologias para obtenção de resultados precisos e con�áveis.</p><p>Deste modo, pensaremos no processo de reciclagem de PET. Para o produto reciclado, devemos observar algumas propriedades físicas que são</p><p>fundamentais para garantir a qualidade do produto. Mas, quais são os equipamentos empregados para realizar essas determinações?</p><p>Há um equipamento diferente para cada propriedade física, que deve ser medida pelo controle de qualidade para ter certeza de que o PET está</p><p>dentro das especi�cações e pode ser comercializado. A seguir, são apresentados alguns desses equipamentos acessando os links:</p><p>Rigidez</p><p>Brilho</p><p>Densidade</p><p>Resistência ao estouro em garrafas</p><p>Medidor de propriedades físicas térmicas</p><p>Esses são alguns equipamentos que podem ser empregados no controle de qualidade, porém outros podem ser utilizados também. Continue</p><p>estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para aprofundar seus conhecimentos sobre vidrarias, materiais e equipamentos de laboratório de química, acesse a biblioteca virtual e faça a</p><p>leitura das instruções gerais para o trabalho em laboratório, regras de segurança e materiais mais usados em laboratório, presente no livro Química</p><p>básica experimental.</p><p>Química básica experimental.</p><p>Para aprofundar seus conhecimentos sobre as normas de segurança em laboratórios químicos, faça a leitura do artigo Noções básicas de</p><p>organização e segurança em laboratórios químicos.</p><p>Por �m, para saber mais sobre as vidrarias de laboratório, faça a leitura do artigo De onde vêm os nomes das vidrarias de laboratório.</p><p>Referências</p><p>BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016.</p><p>LENZI, E. et al. Química geral e experimental. 2. ed. Rio de Janeiro: Freitas Bastos, 2012.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Aula 5</p><p>Encerramento da Unidade</p><p>Videoaula de Encerramento</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você reverá os tópicos importantes sobre a matéria, suas propriedades físicas e químicas, as características, as</p><p>misturas e seus processos de separação e, por �m, o laboratório de química. Esse conteúdo é crucial para aplicações industriais, pesquisa</p><p>cientí�ca precisa e sustentabilidade ambiental. Além disso, você conhecerá exemplos de aplicações relacionados ao tema abordado. Prepare-se</p><p>para essa jornada de conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Chegada</p><p>Estudante, para desenvolver a competência desta unidade, que é conhecer e compreender o conceito de matéria, suas propriedades e</p><p>características, assim como reconhecer as misturas e seus processos de separação e possuir noções básicas do laboratório de química, você</p><p>deverá conhecer, primeiramente, a matéria e saber identi�cá-la e classi�cá-la de forma correta, para, assim, conhecer suas propriedades e</p><p>características. Essas informações são fundamentais para a caracterização dos materiais e para a resolução de problemas que estejam</p><p>relacionados diretamente com a identi�cação e a classi�cação da matéria. Além disso, você deve conhecer as misturas, sua classi�cação, as</p><p>características e as propriedades, a �m de saber realizar os processos envolvidos em sua separação. Essas separações ocorrem no nosso</p><p>cotidiano, em diferentes processos e etapas do nosso dia, assim como processos complexos que são empregados para obtenção de materiais do</p><p>nosso cotidiano. Por �m, você deve conhecer o laboratório de química, as normas e regras de segurança para realização de experimentos e as</p><p>principais vidrarias e equipamentos. A partir desses conhecimentos, é possível aplicar os conteúdos em situações do cotidiano, buscando a</p><p>resolução de problemas do dia a dia relacionados ao universo da química.</p><p>É Hora de Praticar!</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Vivemos um momento de conscientização ambiental, em que o consumo consciente é o tema principal, que está pautado nos 3 Rs do consumo</p><p>sustentável: reduzir, reutilizar e reciclar. A reciclagem é um processo de transformação, no qual reutilizamos um material que já não tem mais</p><p>serventia. Assim, o estudo da química pode ser o instrumento pelo qual a Educação Ambiental deve ser vista como um processo de aprendizagem</p><p>permanente que valoriza as diversas formas de conhecimento, formando cidadãos com consciência local e planetária.</p><p>Você já se imaginou utilizando seus conhecimentos adquiridos para reutilizar o seu próprio lixo? Já parou para pensar nas etapas contidas em um</p><p>processo de reciclagem? A produção de papel reciclado, por exemplo, é muito semelhante à produção de papel comum após a entrega da celulose.</p><p>É necessário moer, molhar, prensar, tingir e secar o papel. A principal diferença está na necessidade da utilização de vários produtos químicos para</p><p>retirar as impurezas do papel, como tintas e colas, o que também pode ser perigoso para o meio ambiente, se não for feito de maneira correta.</p><p>Desse modo, pensaremos nas etapas do processo de reciclagem, em todas as transformações e classi�cações da matéria que são necessárias</p><p>para obtermos o produto �nal partindo de uma matéria-prima que pode ser reutilizada. Assim, precisamos solucionar alguns questionamentos</p><p>levantados.</p><p>1. É preciso de�nir a sequência de etapas contidas em um processo de reciclagem de papel, apresentá-la em um �uxograma e analisá-la</p><p>identi�cando e classi�cando a matéria envolvida em cada etapa do processo.</p><p>2. Calcular as densidades das principais etapas do processo e aprender quais são as propriedades físicas especí�cas do papel, para que ele</p><p>seja classi�cado como um produto �nal de consumo.</p><p>3. Classi�car os sistemas e conhecer os principais processos físicos de separação da matéria. Assim, voltaremos à nossa reciclagem de papel</p><p>e entenderemos quais são os processos físicos empregados na produção do papel.</p><p>4. Você sabia que existem diversos equipamentos de laboratório diferentes para medir as mais diversas propriedades físicas? Aprenderemos</p><p>que existem vidrarias especí�cas para que medir a densidade de cada etapa da produção de papel reciclado, seja em laboratório, seja no</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>próprio processo de produção.</p><p>Bons estudos!</p><p>Ao se deparar com diferentes resíduos sólidos que podem ser reciclados e que são produzidos por um processo industrial especí�co, como é</p><p>possível classi�car a matéria, visando à realização de processos de separação desses materiais?</p><p>Ao trabalhar em uma estação de tratamento de e�uentes, devemos conhecer as propriedades químicas e físicas da matéria, para que se possa</p><p>aplicar diferentes processos de separação dos materiais presentes. Como o conhecimento sobre os processos de separação de misturas</p><p>complexas pode auxiliar nos processos de tratamento de e�uentes originados de processos industriais?</p><p>Ao se trabalhar em um laboratório de química, quais são as principais normas de segurança que devem ser seguidas, sejam elas individuais ou</p><p>coletivas?</p><p>Agora, iniciaremos o nosso processo de reciclagem de papel. Pense que você montará uma fábrica para a reciclagem de diversos tipos de material,</p><p>mas começará com o papel.</p><p>Primeiramente, precisaremos identi�car as etapas necessárias para que o papel usado se torne novamente útil para a sociedade e, depois,</p><p>classi�caremos a matéria conforme as etapas relacionadas (Figura 1).</p><p>Figura 1 | Etapas. Fonte: Fábrega (2016).</p><p>Agora, conheceremos as etapas e analisaremos as substâncias envolvidas:</p><p>Fardo: entrega das aparas (fardo)</p><p>na fábrica recicladora de papel. Temos uma mistura heterogênea que possui todos os tipos de papel, de todas as</p><p>cores, como também restos de plástico e metais.</p><p>Escolha secundária: separará o papel dos outros componentes contidos nas aparas, sobrando somente papel, portanto ainda temos que considerar</p><p>que a mistura é heterogênea por conter papel de todas as cores.</p><p>Macerador: é uma espécie de liquidi�cador que mistura o papel e as impurezas (como pedaços de papel não desejáveis, �tas adesivas, plástico,</p><p>arames e outros metais) com água, formando uma pasta de celulose, portanto mistura heterogênea de papel + impurezas com água.</p><p>Centrifugação: é usada para retirar as impurezas, portanto a mistura homogênea (papel + água).</p><p>Destintagem: consiste na remoção das partículas de tinta aderentes à superfície das �bras do papel. Essa remoção é feita com a adição de</p><p>substâncias, como   e   , portanto mistura homogênea, pois são solúveis em água.</p><p>Pasta de papel: mistura homogênea contendo água e papel.</p><p>Secagem: contém papel, uma mistura homogênea.</p><p>Produto: produto pronto para o uso.</p><p>Na sequência, precisamos calcular a densidade do material para realização dos processos de reciclagem. Nessas etapas, precisaremos saber,</p><p>inicialmente, qual o volume do equipamento, então adotaremos que os três equipamentos possuem uma capacidade de .</p><p>No macerador, forma-se uma mistura homogênea que contém papel, impurezas e água. Nesta etapa, a densidade da mistura deve obedecer ao</p><p>padrão de  , medir a densidade indicará se os componentes estão dosados de forma correta, por exemplo, se o valor da densidade for</p><p>menor, indicará que a mistura está com muita água, e se for maior, indicará que está com muito papel. O excesso de ambos os componentes</p><p>interferirá nas etapas seguintes e, consequentemente, na qualidade do papel produzido.</p><p>Utilizando a equação da densidade, poderemos calcular a massa contida dentro do macerador:</p><p>Analogamente, temos que as densidades nas etapas de destintagem e pasta de papel são    e  , respectivamente.</p><p>Portanto, a massa contida nas etapas de destintagem e pasta de papel são de   e  , respectivamente.</p><p>A pasta de papel é a última fase antes da secagem. Quando a pasta chega à caixa de entrada da máquina de papel, seu conteúdo de água excede</p><p>97%. Após a secagem, outras propriedades físicas que são especí�cas para a produção de papel devem ser analisadas pelo controle de qualidade</p><p>da empresa. São elas:</p><p>Alvura: é a porcentagem de luz de determinado comprimento de onda re�etido da superfície do produto. A alvura do papel sul�te reciclado é de,</p><p>aproximadamente, 90%.</p><p>Gramatura: a gramatura é a massa do papel expressa em gramas por metro quadrado ( ). A gramatura do papel sul�te reciclado é de,</p><p>aproximadamente,  .</p><p>Espessura: corresponde à distância entre as duas faces do papel. A espessura do papel sul�te reciclado é de, aproximadamente, 0,05 mm.</p><p>Densidade aparente: é considerada uma das mais importantes propriedades do papel, in�uenciando as propriedades físicas e ópticas, exceto a</p><p>gramatura, pois inclui os espaços do papel preenchidos por ar. A densidade aparente do papel sul�te reciclado é de, aproximadamente,</p><p>.</p><p>Agora, você classi�cará o sistema. No processo de reciclagem de papel, temos três etapas nas quais os processos físicos de separação são</p><p>empregados. Primeiramente, identi�caremos essas etapas, lembrando que estamos pensando em separação, sendo assim, os processos nos</p><p>quais ocorrem separação são: escolha secundária, centrifugação e secagem.</p><p>Então, agora, classi�caremos o sistema e de�niremos qual processo de separação é utilizado em cada uma dessas etapas:</p><p>NaCl Cl2</p><p>1050 kg/m3</p><p>ρ = m</p><p>V</p><p>→ m = ρ × V = 1050</p><p>kg</p><p>m3 × 10m3 = 10500 kg.</p><p>1012 kg/m3 1045 kg/m3</p><p>10120 kg 10450 kg</p><p>g/m2</p><p>75 g/m2</p><p>1500 kg/m3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Escolha secundária: nesta etapa, temos uma mistura heterogênea composta somente por sólidos (papel, plásticos e metais), portanto temos um</p><p>sistema sólido-sólido. Para realizar essa separação, é usado o processo de catação.</p><p>A matéria é tudo o que ocupa espaço e possui massa, constituindo o universo em sua forma mais fundamental. Sua identi�cação e classi�cação</p><p>baseiam-se em propriedades físicas e químicas, sendo fundamentais para a compreensão da química e as transformações vitais para obtenção</p><p>dos produtos do dia a dia. As propriedades físicas, como densidade e ponto de fusão, descrevem características sem alterar a composição</p><p>química, enquanto propriedades químicas, como reatividade, envolvem mudanças nas substâncias. Dentro dos processos de identi�cação da</p><p>matéria, temos as misturas, que são combinações de substâncias sem reações químicas, as quais podem ser homogêneas ou heterogêneas. Um</p><p>ponto importante dentro da química consiste em realizar os processos de separação de misturas, como destilação e �ltração, que permitem isolar</p><p>componentes. Por �m, em laboratórios de química, esses conceitos são explorados, proporcionando uma compreensão prática das</p><p>transformações da matéria e suas propriedades distintivas. Essa abordagem experimental é essencial para a investigação e a compreensão dos</p><p>princípios fundamentais que regem a composição e o comportamento da matéria. O �uxograma a seguir apresenta o panorama relacionado ao</p><p>estudo da matéria, apresentando os pontos chaves relacionados ao seu conteúdo.</p><p>Figura 2 | Disciplina Química Geral e Experimental.</p><p>ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018.</p><p>BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson, 2016.</p><p>,</p><p>Unidade 2</p><p>ÁTOMOS E ELEMENTOS</p><p>Aula 1</p><p>EVOLUÇÃO DO MODELO ATÔMICO E CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS</p><p>Evolução do modelo atômico e classi�cação periódica dos elementos</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo aplicativo. Você pode baixar os</p><p>vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula, você conhecerá o átomo e todo o histórico de sua evolução até o modelo atual, além de compreender as</p><p>características da tabela periódica e os elementos. Esse conteúdo é importante para prática pro�ssional, pois permite prever reações químicas,</p><p>desenvolver materiais inovadores, facilitar diagnósticos médicos e impulsionar avanços cientí�cos, impactando diretamente práticas pro�ssionais</p><p>e inovações tecnológicas. Prepare-se para essa jornada do conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>No nosso dia a dia, utilizamos muitos tipos diferentes de materiais e não nos damos conta de sua composição ou como é realizada a sua</p><p>fabricação. O vidro é um deles! Todas as pessoas devem possuir pelo menos um objeto de vidro em suas casas, seja um objeto de decoração, uma</p><p>garrafa de suco ou um pote para armazenar algum tipo de alimento. Você já percebeu a diversidade de cores nos vidros quando vai ao</p><p>supermercado ou a uma loja de decoração? Ou até mesmo nas construções ou perfumarias? Qual é a propriedade química que está relacionada</p><p>com a coloração do vidro?</p><p>Nesta aula, saberemos como são constituídos os elementos químicos, como eles são organizados na tabela periódica e quais são as informações</p><p>que podemos obter sabendo apenas a localização de um determinado elemento químico na tabela periódica.</p><p>Para isso, pensaremos nos fogos de artifício, que são fascinantes em celebrações. Eles obtêm suas cores através da queima controlada de</p><p>diferentes compostos químicos. Cada cor é resultado das transições eletrônicas especí�cas dos átomos presentes nos componentes pirotécnicos.</p><p>A manipulação das formulações químicas proporciona um espetáculo visual vibrante, no qual a temperatura e a energia liberada determinam as</p><p>cores que iluminam o céu noturno. Deste modo, classi�que periodicamente os elementos que proporcionam cores aos fogos de artifício. Bons</p><p>estudos e vamos em frente!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Na Grécia antiga, o �lósofo Demócrito (546 e 460</p><p>) já acreditava na existência de partículas indivisíveis e invisíveis que seriam responsáveis pela formação da matéria, as quais ele de�niu que</p><p>seriam as menores partículas capazes de caracterizar um elemento químico e participar de uma reação química, e chamou-as de átomos. Diversos</p><p>�lósofos e pesquisadores, como Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr, se envolveram nessa busca por um modelo atômico e, em 1913, o Modelo de</p><p>Rutherford-Bohr foi concretizado, a�rmando que o átomo é composto por elétrons (</p><p>), prótons (</p><p>) e nêutrons (</p><p>). Embora esse modelo representasse de forma adequada como os espectros atômicos funcionavam, não explicava o porquê de os elétrons</p><p>�carem con�nados apenas em camadas eletrônicas nem porque os elétrons não emitiam luz de forma contínua. Assim, concluiu-se que o modelo</p><p>de Bohr não explicava todos os acontecimentos de forma clara.</p><p>Então, em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elétrons podiam agir como ondas, e associou o comportamento dual da luz com o do elétron,</p><p>postulando como princípio da dualidade ao a�rmar que</p><p>“a todo elétron em movimento está associada uma onda característica”.</p><p>Broglie questionou se seria possível localizar a posição do elétron dentro dessa onda. Foi então que Werner Heisenberg disse que não seria</p><p>possível localizar a posição do elétron nessa onda e nomeou essa teoria de Princípio da Incerteza. A Figura 1 apresenta o modelo atômico de</p><p>Broglie.</p><p>a. C.</p><p>e−</p><p>p</p><p>n</p><p>a. C.</p><p>e−</p><p>p</p><p>n</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 1 | O Modelo Atômico de Broglie. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Todos os átomos podem ser identi�cados pela quantidade de prótons e de nêutrons que possui. O número atômico (</p><p>) é o número de prótons no núcleo, ou seja,</p><p>, de cada átomo de um elemento.</p><p>O número de massa (A) é o número total de prótons e de nêutrons presentes no núcleo de um átomo de um elemento, conforme a equação</p><p>apresentada a seguir:</p><p>(1)</p><p>Com exceção da forma mais comum de hidrogênio, que tem um próton e nenhum nêutron, todos os núcleos atômicos contêm prótons e nêutrons.</p><p>Consequentemente, o número de nêutrons é igual à subtração entre o número de massa e o número atômico.</p><p>Para simbolizar os elementos químicos, utilizamos a notação apresentada pela Figura 2, tendo como exemplo o elemento lítio. No lado esquerdo</p><p>da �gura, observamos no sobrescrito o número atômico. No centro, o símbolo do elemento e, logo abaixo, seu nome. Na parte inferior da imagem,</p><p>temos o peso atômico do elemento químico.</p><p>Z</p><p>Z  =  p</p><p>Z</p><p>Z  =  p</p><p>A  =  p  +  n  =  Z  +  n</p><p>A  =  p  +  n  =  Z  +  n</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 2 | Notação utilizada para representar os elementos químicos. Fonte: adaptada de Wikimedia Commons.</p><p>Nem todos os átomos de um mesmo elemento têm a mesma massa. A maior parte dos elementos tem dois ou mais isótopos, ou seja, átomos que</p><p>têm o mesmo número atômico, mas números de massas diferentes. Por exemplo, há três isótopos de hidrogênio (Figura 3). O conhecido</p><p>simplesmente como hidrogênio tem um próton e nenhum nêutron, que também é conhecido como prótio; o isótopo deutério contém um próton e</p><p>um nêutron chamado de deutério; e o trítio possui um próton e dois nêutrons.</p><p>Figura 3 | Isótopos do hidrogênio. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>Segundo Callister Jr. e Rethwisch (2012), cada elemento químico é caracterizado pelo número de prótons no núcleo, ou o número atômico (</p><p>). Para um átomo eletricamente neutro ou completo, o número atômico também é igual ao número de elétrons. Esse número atômico varia em</p><p>unidades inteiras, desde 1 para o hidrogênio até 94 para o plutônio, o de número atômico mais alto dentre os elementos que ocorrem na natureza</p><p>(naturalmente).</p><p>Em 1869, com a �nalidade de organizar os elementos conforme a semelhança de suas propriedades físicas e químicas, o químico russo,</p><p>Mendeleyev, e o químico alemão, Meyer, criaram o primeiro modelo de tabela periódica. Porém, em 1913, com a de�nição do modelo atômico de</p><p>Rutherford-Bohr, Moseley descobriu que cada elemento apresenta um número característico no seu núcleo atômico, o que chamou de número</p><p>atômico; em seguida, veri�cou que a caracterização dos átomos de um elemento era o seu número atômico, e não a sua massa atômica, assim a</p><p>lei periódica foi enunciada dizendo que as propriedades físicas e químicas dos elementos químicos são funções periódicas de seus números</p><p>atômicos.</p><p>Na tabela periódica moderna (Figura 4), os elementos estão ordenados pelo número atômico, em linhas horizontais, chamadas períodos, e em</p><p>colunas verticais, chamadas famílias ou grupos, de acordo com as semelhanças das suas propriedades, começando com 1 para o período que</p><p>contém H e He. A tabela periódica possui famílias numeradas de 1 a 18. Os elementos podem ser divididos em três categorias: metais, semimetais</p><p>e não metais. Um metal é um bom condutor de calor e eletricidade, enquanto um não metal é o oposto. Um semimetal tem propriedades</p><p>intermediárias entre os metais e os não metais (IUPAC, 2011).</p><p>Siga em Frente...</p><p>Na tabela periódica moderna (Figura 4), os elementos estão ordenados pelo número atômico, em linhas horizontais, chamadas períodos, e em</p><p>colunas verticais, chamadas famílias ou grupos, de acordo com as semelhanças das suas propriedades, começando com 1 para o período que</p><p>contém H e He. A tabela periódica possui famílias numeradas de 1 a 18. Os elementos podem ser divididos em três categorias: metais, semimetais</p><p>e não metais. Um metal é um bom condutor de calor e eletricidade, enquanto um não metal é o oposto. Um semimetal tem propriedades</p><p>intermediárias entre os metais e os não metais (IUPAC, 2011).</p><p>Z</p><p>Z</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL</p><p>Figura 4 | Tabela periódica. Fonte: Wikimedia Commons.</p><p>À medida que avançamos no estudo da química, compreendemos cada vez mais a razão pela qual a classi�cação dos elementos se faz</p><p>necessária. Embora a tabela dos elementos seja construída para ser compreendida e utilizada, existem alguns grupos ou famílias de elementos</p><p>com os quais precisamos manter um maior contato. Na família 1, estão agrupados os metais alcalinos, os quais são encontrados no estado</p><p>elementar na natureza, pois reagem rápido e completamente com quase todos os não metais. Os elementos do grupo 2 também não são</p><p>encontrados na natureza sob a forma metálica, por serem, como os alcalinos, muito reativos. Seus compostos são geralmente insolúveis em água.</p><p>A coluna 13 é chamada de família do boro, e os elementos desse grupo possuem caráter metálico menos intenso que os metais alcalinos terrosos.</p><p>O boro é considerado um não metal, o que contrasta com os outros elementos desse grupo, que são classi�cados como metais. A família 14 é a</p><p>família do carbono, o qual é o elemento que possui maior destaque entre todos desse grupo, uma vez que existe até uma parte da química, a</p><p>química orgânica, para estudo dos compostos dele. A família do nitrogênio é a 15, e o nitrogênio é o elemento que recebe maior destaque nesse</p><p>grupo, pois é bastante abundante. A família 16 é a dos calcogênios, o elemento mais leve de qualquer família. Ele possui propriedades químicas</p><p>que diferem, apreciavelmente, dos elementos mais pesados do grupo; esse comportamento é particularmente evidente nesse grupo. A família 17 é</p><p>a família dos halogênios, e esse grupo apresenta a maior semelhança entre seus elementos e uma relativa reatividade. Os gases nobres estão</p><p>localizados na família 18 e recebem esse nome devido à sua quase não reatividade com outros elementos químicos.</p><p>Entre as famílias 2 e 13, estão os elementos de transição, os quais todos são metais e 13 deles estão entre os 30 elementos mais abundantes da</p><p>crosta terrestre. Duas linhas na parte inferior da tabela acomodam os lantanídeos e os actinídeos. Muitas vezes, referimo-nos aos lantanídeos</p><p>como terras raras. Na verdade, eles não são tão raros, mas são geologicamente muito dispersos; são usados em ímãs, telas de LCD, baterias de</p><p>carros híbridos, polimento de vidros, entre</p>