QUÍMICA GERAL

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<p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Unidade 1</p><p>Introdução à Química e ao Universo Atômico e Molecular</p><p>Aula 1</p><p>Átomos e Modelos Atômicos</p><p>Átomos e modelos atômicos</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer a matéria e seus princípios básicos, iniciando nosso estudo</p><p>com os átomos e a evolução dos modelos atômicos, assim como os números quânticos e a distribuição</p><p>eletrônica. Esse conteúdo é importante para a sua prática pro�ssional, pois é crucial para guiar descobertas em</p><p>pesquisa, desenvolvimento de materiais, diagnóstico médico e controle de processos, fundamentando avanços</p><p>nas ciências e tecnologias. Esteja pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Aprendemos muito cedo na escola que nosso corpo é feito de células, porém, se olharmos mais de perto,</p><p>veremos que nossas células são feitas de moléculas. Algumas são moléculas grandes, como as proteínas,</p><p>outras pequenas, como a molécula de água ( ). As moléculas que fazem parte do nosso corpo são feitas de</p><p>átomos, em maior proporção por carbono, hidrogênio, oxigênio e nitrogênio, no entanto, existem outros</p><p>elementos que são necessários à vida, como o ferro que está na estrutura da mioglobina, uma proteína que é</p><p>responsável pelo transporte de oxigênio em nosso sangue. Este ferro é o mesmo tipo de átomos de ferro que</p><p>compõem vigas para uma construção.</p><p>Nosso corpo e a viga são feitos de átomos e todos os átomos conhecidos até hoje apresentam a mesma</p><p>estrutura, um núcleo e uma eletrosfera. Nesta aula, você será apresentado ao átomo, ao universo atômico e</p><p>molecular, a como os átomos são compostos, como estas informações são organizadas e quais os princípios</p><p>básicos de reatividade.</p><p>Para aplicar esses conteúdos, você precisará avaliar um processo industrial, onde a remoção de contaminantes é</p><p>uma etapa-chave do processo, melhorando a pureza de diversos produtos, sendo que diferentes técnicas de</p><p>puri�cação podem ser aplicadas. Assim, você irá se colocar no lugar de um professional da engenheira que</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>trabalha numa fábrica de ração animal. Pelo processo de fabricação, muitos minérios estavam contaminando o</p><p>produto e dani�cando alguns equipamentos. Tentando uma alternativa para o problema, o diretor da empresa lhe</p><p>consultou sobre a compra de um tambor magnético de via úmida. Para saber qual tipo de contaminantes o ímã</p><p>irá remover, você precisa saber quais substâncias apresentam atração por ímãs e assim emitir um parecer sobre</p><p>a compra do equipamento. Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>A química esteve presente em toda a história da humanidade. No início, a química não era vista como ciência,</p><p>mas como algo utilitarista, isto é, desenvolvia o conhecimento para resolver problemas sociais. Foi assim com o</p><p>desenvolvimento dos primeiros materiais de argila obtidos pelo homem após descobrir o fogo, com o</p><p>surgimento de tintas primitivas e de produtos de cerâmica no �nal do período neolítico e com todo o avanço dos</p><p>egípcios antigos, que desenvolveram os perfumes, alguns remédios, papiros e diversas tintas, entre outras</p><p>coisas. Hoje, a química é uma ciência e seus avanços e descobertas permitiram muitas melhorias no dia a dia,</p><p>estando intrinsicamente relacionados com a melhora da qualidade de vida.</p><p>Quando você tem uma dor de cabeça e toma um analgésico, aquele comprimido foi um avanço da química. Ao</p><p>colocar uma roupa, o material com o qual ela é confeccionada foi um avanço da química. Beber uma água</p><p>tratada que não causa problemas de contaminação ao seu corpo, só é possível pelo avanço da química. A</p><p>tecnologia tem progredido com o avanço da química, a�nal as baterias de seu celular está cada vez durando</p><p>mais, não é mesmo?</p><p>As primeiras considerações cientí�cas sobre a constituição da matéria foram feitas por Robert Boyle (1627-</p><p>1691), em 1661, com a primeira de�nição de elemento químico como um corpo não misturado ou simples, que</p><p>não pode ser feito de outro corpo e que a matéria era composta por várias combinações de diferentes elementos</p><p>(KOTZ et. al., 2014). A partir disso, Dalton realizou experimentos medindo a massa de diversos compostos,</p><p>observando que a quantidade dos elementos permanecia sempre a mesma, desse modo, Dalton propôs um</p><p>modelo para composição da matéria, que seria formada de minúsculas partículas indivisíveis, sendo os átomos</p><p>de cada elemento iguais. Para diferentes elementos, os átomos teriam massas distintas e a combinação química</p><p>ocorreria quando os átomos formassem uma união �rme, sendo que nestas reações os átomos não seriam</p><p>criados e nem destruídos. O modelo atômico de Dalton �cou conhecido como bola de bilhar, por considerar o</p><p>átomo uma bola maciça.</p><p>A partir desse modelo e por meio da realização de experimentos, Thomson, em 1897, identi�cou uma espécie</p><p>subatômica. Esta espécie foi denominada elétron e em 1898. Thomson propôs um novo modelo para o átomo,</p><p>em que havia uma massa positiva encrostada de cargas negativas, este modelo �cou conhecido como pudim de</p><p>passas.</p><p>Os próximos avanços em termos de modelos atômicos, estão relacionados a história da radioatividade. Ernest</p><p>Rutherford, a partir de seus conhecimentos sobre radioatividade, propôs um experimento em que uma �na folha</p><p>de platina era bombardeada com um feixe de partículas</p><p>. Com este experimento, Rutherford propôs um modelo alternativo ao de Thomson, sendo o átomo composto por</p><p>um núcleo contendo partículas positivas, rodeado por elétrons.</p><p>Quase que uma década depois de sua proposta, os prótons foram identi�cados.  Sabendo que duas partículas</p><p>opostas se atraem, o que deveria acontecer com o átomo de Rutherford? O átomo se colapsaria já que prótons e</p><p>elétrons são partículas subatômicas de cargas opostas e teriam uma grande força de atração. Não é o que</p><p>acontece, certo? O universo continua aí ao seu redor! Niels Bohr e Arnold Sommerfeld propuseram que os</p><p>elétrons estavam em movimento, percorrendo órbitas elípticas. Bohr, utilizando alguns conceitos desenvolvidos</p><p>α</p><p>α</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>por Planck e Einstein em diversos experimentos, propôs que apenas algumas trajetórias eram possíveis para o</p><p>elétron, estas trajetórias é o que você conhece por camadas eletrônicas, que compõem a eletrosfera.</p><p>Esse átomo é formado por duas regiões bem de�nidas (núcleo e eletrosfera), desse modo, você pode calcular</p><p>exatamente onde o elétron se encontra e sua energia? A resposta para esta pergunta é não. Há um princípio</p><p>muito conhecido em química que diz que não podemos conhecer com precisão a posição e a velocidade do</p><p>elétron, o chamado princípio da incerteza de Heisenberg.</p><p>Até agora você aprendeu sobre o átomo como partícula, porém, ele também se comporta como onda. Em 1925,</p><p>baseado em experimentos de Planck e Einstein, De Broglie propôs que elétrons de massa</p><p>, movendo-se com uma velocidade</p><p>, apresenta um comprimento de onda</p><p>, sendo</p><p>em que</p><p>é a constante de Planck, ou seja, podia ser tratado como uma onda. A partir destas considerações e do efeito</p><p>fotoelétrico estudado por Einstein, Erwin Schrödinger descreveu o modelo ondulatório para o elétron do</p><p>hidrogênio utilizando uma função matemática (função de onda), dando origem ao modelo atômico quântico,</p><p>extrapolado para os demais átomos.</p><p>Lembre-se de que tudo isso de maneira teórica. A equação de Schrödinger é sobre determinar a posição e a</p><p>energia dos elétrons, como isso não é possível, o resultado da equação é uma região onde se tem uma maior</p><p>probabilidade de encontrar um elétron com determinada energia. Quando chegamos em 90% de chance de</p><p>encontrar um elétron, temos um orbital atômico. Dependendo da camada eletrônica, temos diferentes energias,</p><p>sendo os elétrons menos energéticos encontrados nas camadas mais próximas do núcleo. As camadas</p><p>e silício possuem energias de ionização semelhantes, porém</p><p>é muito mais difícil remover um elétron do fósforo, sendo necessária mais energia. O silício, o boro e fósforo não</p><p>têm uma grande tendência a doar ou receber elétrons, portanto, eles não estão na forma de íons.</p><p>Por �m, você precisa entender por que uma placa possui átomos de silícios e fósforo, quanto outra possui</p><p>átomos de silício e boro. As placas de silício, sem nenhum outro elemento, são átomos de silício conectados</p><p>entre si por ligações covalentes simples. Como os átomos estão conectados? Temos o boro e o fósforo ligados</p><p>ao silício, então sabemos que não é ligação metálica, pois não ocorre entre metais. As eletronegatividades dos</p><p>elementos são: B  ; P   e Si  . Observe que como a Dc (entre silício e os outros dois elementos) não é</p><p>grande, não temos ligações iônicas, estando o silício ligado ao P e ao B por ligações covalentes.</p><p>O silício possui camada de valência  , tendo quatro orbitais vazios, podendo realizar quatro ligações.</p><p>Logo, temos um átomo de silício ligado a outros quatro. Quando substituímos um átomo de silício por fósforo,</p><p>temos uma ligação silício-fósforo. O fósforo apresenta camada de valência  , podendo realizar três</p><p>ligações, porém, por estar no 30 período, o fósforo pode expandir sua camada de valência e receber quatro</p><p>elétrons. Ao substituirmos um átomo de silício por um fósforo, temos o fósforo com um elétron excedente. Com</p><p>relação ao boro, vimos que ele foge à regra do octeto por permanecer estável mesmo com um orbital vazio. Ao</p><p>S</p><p>14i P</p><p>15 B</p><p>5</p><p>1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3</p><p>3s2 3p2</p><p>2s2  2p1</p><p>3s2 3p3</p><p>−27 kJ/mol −72 kJ/mol −134 kJ/mol</p><p>801 kJ/mol 786 kJ/mol</p><p>1012 kJ/mol</p><p>2,0  2,2  1,9</p><p>3s2 3p2</p><p>3s2 3p3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>substituirmos um átomo de silício por um átomo de boro no cristal, teremos orbitais vagos para receber elétrons.</p><p>Para ocorrer o funcionamento da célula, a placa contendo elétrons livres deve �car voltada para o sol, para que o</p><p>processo de excitação de elétrons movimente e faça com que ocorra o �uxo para a placa que possui a</p><p>capacidade de receber elétron. A placa contendo Si-P possui elétrons livres e que a placa Si-B recebe elétrons.</p><p>Com estas informações, você foi até a linha de produção e evidenciou que no dia de fabricação do lote não</p><p>funcional de células, ocorreu a troca de placas contendo Si-P por placas de silício apenas, que não possuem</p><p>características su�cientes para tornar a célula efetiva. Bastou, então, trocar uma parte das células do lote em</p><p>destaque para que nem todo o trabalho fosse perdido. Você solucionou o problema!</p><p>Estudante, a Química Geral nos proporciona uma visão abrangente e fundamental do universo atômico e</p><p>molecular que nos cerca. Esta ciência explora a composição, estrutura, propriedades e transformações da</p><p>matéria, fornecendo as bases para compreendermos os fenômenos químicos presentes em nosso cotidiano. A</p><p>periodicidade das propriedades químicas, elucidada pela Tabela Periódica, revela padrões sistemáticos que</p><p>orientam nossa compreensão das relações entre os elementos. Ao mergulharmos na intricada rede de ligações e</p><p>estruturas moleculares, compreendemos como os átomos se unem para formar substâncias complexas. Além</p><p>disso, as leis ponderais estabelecem princípios cruciais para quanti�car as transformações químicas. Em</p><p>conjunto, esses tópicos formam a base essencial para explorar os segredos da química e desvendar as leis que</p><p>governam as interações entre átomos e moléculas.</p><p>Figura 1.11 Química Geral – Introdução à química e ao universo atômico e molecular. Fonte: o próprio autor.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto</p><p>Alegre: Bookman, 2009.</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>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas.2. ed. v. 1.  São Paulo: Cengage Learning, 2014.</p><p>MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral e fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.</p><p>ZUMDAHL, Steven S.; DECOSTE, Donald J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage</p><p>Learning, 2016.</p><p>,</p><p>Unidade 2</p><p>Fundamentos da Química Geral e Estequiometria</p><p>Aula 1</p><p>Moléculas e Íons</p><p>Moléculas e íons</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer os compostos iônicos e moleculares, o conceito de</p><p>quantidade de matéria e a determinação da fórmula de compostos. Esses conteúdos são importantes para a sua</p><p>prática pro�ssional, pois são cruciais e aplicáveis em diversas áreas pro�ssionais. Guiam a síntese de</p><p>substâncias, in�uenciam a produção industrial, possibilitam a formulação precisa de reações químicas, e são</p><p>fundamentais em setores como química, farmacologia e engenharia, contribuindo para avanços cientí�cos e</p><p>tecnológicos. Esteja pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Caro estudante! Ao trabalhar com análise de amostras, como o conceito de mol é aplicado para determinar a</p><p>concentração de uma substância especí�ca? Ou em pesquisas farmacêuticas, como a compreensão das</p><p>ligações iônicas e covalentes contribui para o design de novos medicamentos? No campo da nanotecnologia,</p><p>como a compreensão das ligações e fórmulas moleculares é aplicada na síntese de novos materiais? Ou na área</p><p>de pesquisa espacial, como os conceitos de quantidade de matéria são aplicados para entender a composição</p><p>de corpos celestes?</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Nesta aula você compreenderá a estrutura de compostos iônicos e moleculares, sabendo diferenciar os</p><p>diferentes tipos de substâncias químicas. Você conhecerá o conceito de quantidade de matéria e saberá aplicar</p><p>esse conceito na resolução de problemas. Por �m, aprenderá a determinar a fórmula de substâncias químicas,</p><p>sendo esse procedimento essencial para desenvolver novos materiais e para elucidar a estrutura de compostos</p><p>químicos.</p><p>Pensando nisso, temos como ponto de partido o titânio. Ele é o nono elemento mais abundante na terra, sendo</p><p>bastante aplicado na obtenção de ligas metálicas devido às suas características de leveza e resistência térmica,</p><p>sendo bastante empregado na aeronáutica. O principal processo industrial para obtenção do titânio a partir de</p><p>minerais é o processo Kroll, que consiste em duas etapas:</p><p>Como responsável pelo processo de obtenção, você precisa saber o que esperar deste processo, ou seja, quanto</p><p>de titânio puro você obtém a partir de determinada quantia de mineral. Supondo que não há perdas no processo</p><p>e que toda ilmenita</p><p>é convertida em titânio sólido, qual a massa de titânio obtida a partir de 345g de mineral? Quanto de carbono é</p><p>utilizado na reação?</p><p>Então, desperte a curiosidade, pois cada página é uma descoberta e cada conceito é um passo em direção ao</p><p>seu potencial ilimitado. Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Caro estudante, os átomos se conectam através de ligações químicas que podem ser iônicas, covalentes ou</p><p>metálicas. Dependendo do tipo de ligação, os compostos terão características e propriedades diferentes.</p><p>Compostos iônicos não são moléculas, ou seja, não são pares ânions-cátions isolados, mas, sim, íons arranjados</p><p>em um retículo tridimensional, sendo que cada um está em contato com mais de um vizinho. A estrutura de cada</p><p>retículo depende da carga dos íons e de seus tamanhos. Embora o</p><p>seja representado como molécula, precisamos saber que esta é apenas a proporção entre</p><p>e</p><p>no retículo (Figura 2.1).</p><p>FeTiO3 (s)  +  7 Cl2 (g)  +  6 C (s)      →       2 TiCl4 (l)  +  2 FeCl3 (l) +  6 CO (g)</p><p>2 Mg (l)  +  TiCl4 (g)      →       2 MgCl2 (l)  +  Ti (s)</p><p>FeTiO3</p><p>FeTiO3</p><p>NaCl</p><p>Na+</p><p>Cl−</p><p>NaCl</p><p>Na+</p><p>Cl−</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 2.1 Retículo cristalino do NaCl.Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>A formação destes retículos aumenta a estabilidade das espécies formadas na ligação iônica. Podemos dizer</p><p>que a formação do retículo cristalino libera energia para o meio ao ser formado, sendo que quanto maior este</p><p>valor, mais estável o retículo é e mais fácil ocorre a sua formação. Compostos iônicos possuem como</p><p>características serem duros e quebradiços, o que podemos explicar devido à interação de cargas. A dureza se dá</p><p>pela interação entre cargas negativas e positivas, porém, ao aplicarmos pressão em um retículo cristalino, ocorre</p><p>o deslizamento entre camadas, levando à interação entre cargas de mesmo sinal, que se repelem, resultando na</p><p>quebra.</p><p>Outras características dos compostos iônicos dizem respeito a elevados pontos de fusão e ebulição, uma vez</p><p>que a atração entre íons no retículo é grande, sendo necessária mais energia para romper as ligações</p><p>interiônicas. Compostos iônicos são péssimos condutores de eletricidade devido à sua estrutura rígida, que não</p><p>permite o movimento de elétrons. A solubilidade de compostos iônicos em água é grande, o que pode ser</p><p>explicado pela interação de cátions com a densidade de carga (</p><p>) negativa da água (sobre o átomo de oxigênio) e de ânions, com a densidade de carga positiva da água (sobre</p><p>os átomos de hidrogênio), como representado na Figura 2.2.</p><p>δ</p><p>δ</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 2.2 Solubilização de compostos iônicos em água. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>A água que solubiliza os íons de compostos iônicos, como visto na unidade anterior, é um composto molecular,</p><p>formado por ligações covalentes. Estes compostos são representados por fórmulas moleculares, sendo a</p><p>molécula a menor parte identi�cável de uma substância pura, ou uma substância complexa, como a glicose</p><p>ou a água</p><p>. Precisamos tomar cuidado quando falamos em fórmula condensada, pois algumas fórmulas podem descrever</p><p>compostos bem diferentes em termos de propriedades, como</p><p>que descreve tanto o etanol, quanto o éter dimetílico (Figura 2.3).</p><p>Figura 2.3 Fórmula molecular C2H6O, etanol ou éter etílico?Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Nas moléculas covalentes, o tamanho das ligações entre os átomos depende de uma série de fatores, como o</p><p>tamanho dos átomos e o tipo de ligação. Você lembra que o raio atômico é medido como a distância entre os</p><p>núcleos dos átomos da ligação? Então, quanto maior o raio atômico, maior a ligação. Podemos observar isso</p><p>claramente nas ligações entre halogênios (representados por X) e hidrogênio. O �úor é o elemento que apresenta</p><p>o menor raio atômico, portanto, o menor átomo, assim a ligação</p><p>C6H12O6</p><p>H2O</p><p>C2H6O</p><p>C6H12O6</p><p>H2O</p><p>C2H6O</p><p>F − H</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>é a menor, já o iodo é o maior átomo, logo</p><p>é a maior ligação. O tamanho das ligações</p><p>é</p><p>. O comprimento de ligação é importante na determinação do tamanho total e da forma de uma molécula.</p><p>Quando falamos de estruturas de Lewis, vimos que algumas ligações eram simples (com apenas um par de</p><p>elétrons compartilhados), duplas ou triplas. Estas últimas, com dois pares de elétrons e três pares,</p><p>respectivamente. Assim, chamamos de ordem da ligação o número de pares de elétrons que é compartilhado em</p><p>uma ligação por dois átomos, como vemos na Figura 2.4.</p><p>Figura 2.4 Ordem da ligação. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Como foi mencionado, o tamanho da ligação sofre in�uência da ordem da ligação, sendo que quanto maior a</p><p>ordem da ligação, menor o tamanho da ligação. A ligação simples carbono-oxigênio tem tamanho de</p><p>(picômetro), a ligação dupla carbono-oxigênio</p><p>e a ligação tripla</p><p>.</p><p>Outra característica importante de compostos covalentes é que a ligação possui uma energia que é absorvida ou</p><p>liberada quando a rompemos. Esta energia é chamada de energia de dissociação de ligação (</p><p>I − H</p><p>X − H</p><p>H − F</p><p>(ou unidade-fórmula) de um composto, basta sabermos a sua massa.</p><p>Exempli�cando</p><p>A análise de espectrometria de massas de um determinado composto determinou sua massa molecular como</p><p>sendo</p><p>. Já a análise elementar deste composto apresentou</p><p>de carbono,</p><p>de hidrogênio e</p><p>de oxigênio. Para sabermos a fórmula molecular, precisamos veri�car quanto de massa corresponde a cada</p><p>uma destas porcentagens (Figura 2.5).</p><p>% em massa de C =   massa de C em 1 mol de glicose</p><p>massa de 1 mol de glicose x100 = 72</p><p>180 × 100 = 40%</p><p>6,67%</p><p>53,3%</p><p>6,67%</p><p>53,3%</p><p>206 g/mol</p><p>75,73%</p><p>8,74%</p><p>15,53%</p><p>206 g/mol</p><p>75,73%</p><p>8,74%</p><p>15,53%</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 2.5 Determinação da fórmula molecular. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>A proporção de átomos é 13 mols de carbono, para 18 mols de H e 2 mols de oxigênio. Como esta é a menor</p><p>proporção possível mantendo os números inteiros, temos que a fórmula molecular é</p><p>. Esta fórmula pode corresponder ao composto ibuprofeno, molécula bioativa com ação anti-in�amatória.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, o entendimento da composição e divisão da matéria em compostos iônicos e moleculares, assim</p><p>como o conceito de mol (quantidade de matéria) e a determinação de fórmula química são importantes para</p><p>compreender o comportamento de diferentes materiais, assim como o desenvolvimento de novos materiais.</p><p>Assim, para mapear o processo de obtenção de titânio, você pode adotar duas abordagens:</p><p>1) A partir do mol: você sabe que 1 mol de</p><p>tem massa molar de 151,8g</p><p>, então 345g correspondem a 2,27 mols de moléculas de</p><p>(regra de 3).</p><p>Se 1 mol de</p><p>leva a 1 mol de</p><p>, ao reagirmos 2,27 mols de minério, vamos obter a mesma quantidade de</p><p>em mols, portanto 2,27 mols.</p><p>2) A partir da massa: basta você utilizar as massas molares calculadas:</p><p>C13H18O2</p><p>C13H18O2</p><p>FeTiO3</p><p>(55,8  (Fe) + 48  (Ti) + 3 x 16  (O) = 151,8 g/mol)</p><p>FeTiO3</p><p>FeTiO3</p><p>(55,8  (Fe) + 48  (Ti) + 3 x 16  (O) = 151,8 g/mol)</p><p>FeTiO3</p><p>FeTiO3</p><p>Ti</p><p>Ti</p><p>FeTiO3</p><p>Ti</p><p>Ti</p><p>1 mol Ti       −      48g</p><p>2,27 mol      −      X               X =  109g de Ti</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>O segundo ponto de mapeamento do processo é saber quanto de carbono é utilizado. Vamos resolver esta</p><p>questão utilizando o conceito de mol: 1 mol de</p><p>reage com 6 mols de carbono, sendo que 345 g de</p><p>correspondem a 2,27 mol, devemos consumir 6 vezes esta quantia de carbono</p><p>mols de C.</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 o conceito de mol e a determinação de fórmulas químicas, acesse a biblioteca virtual e</p><p>faça a leitura do capítulo 3, Reações Químicas e estequiometria de reação, do livro “Química: a ciência central,</p><p>disponível na biblioteca virtual [Biblioteca Virtual 3.0].</p><p>BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 1. ed. São Paulo, SP: Pearson, 2016. E-book. Disponível em:</p><p>https://plataforma.bvirtual.com.br. Acesso em: 05 fev. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre quantidade de matéria e sobre o mol, faça a leitura</p><p>do artigo: “Quantidade de substância”, disponível em: https://doi.org/10.20396/chemkeys.v0i9.9659. Acesso em:</p><p>05 fev. 2024.</p><p>Por �m, você pode aprender mais sobre a construção de moléculas lendo o material e realizando simulações por</p><p>meio da página “Build a Molecule”. Utilize a ferramenta de tradução de seu navegador caso tenha di�culdade</p><p>com o idioma Inglês. Disponível em: https://phet.colorado.edu/en/simulation/legacy/build-a-molecule. Acesso</p><p>em: 05 fev. 2024.</p><p>Referências</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas.2. ed. v. 1.  São Paulo: Cengage Learning, 2014.</p><p>151,8g FeTiO3      −      48g de Ti</p><p>345 g      −      X                    X =  109 g de Titânio</p><p>FeTiO3</p><p>FeTiO3</p><p>6  ×  2,27  =  13,62</p><p>FeTiO3</p><p>FeTiO3</p><p>6  ×  2,27  =  13,62</p><p>1 mol de carbono                −      12 g massa molar</p><p>13,62 mols de carbono     −      X g                            X  =  163,4 g de carbono.</p><p>https://plataforma.bvirtual.com.br/</p><p>https://doi.org/10.20396/chemkeys.v0i9.9659</p><p>https://phet.colorado.edu/en/simulation/legacy/build-a-molecule.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Aula 2</p><p>Reações Químicas</p><p>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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer as transformações da matéria, para isso, você precisa</p><p>compreender as equações químicas e conhecer os principais tipos de reações, como as reações de adição, de</p><p>decomposição, de simples troca e de dupla troca. Esse conteúdo é importante para a sua prática pro�ssional,</p><p>pois é essencial para compreender e controlar processos industriais, reações químicas e fenômenos naturais,</p><p>além de prever resultados, otimizar processos e contribuir para avanços em diversas áreas, desde a indústria até</p><p>a pesquisa cientí�ca. 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</p><p>que as transformações físicas. Nestas transformações, algumas substâncias são transformadas e outras são</p><p>formadas. Um exemplo é a exposição de um prego de ferro ao ar livre e à chuva, que causa uma transformação</p><p>química, porque o ferro é combinado quimicamente ao oxigênio e à água da atmosfera, formando a ferrugem. As</p><p>transformações químicas são denominadas reações químicas. As substâncias que se transformam durante as</p><p>reações são 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</p><p>perante a sua velocidade, aquecimento, reversibilidade, mas, principalmente, pelas suas substâncias</p><p>participantes, ou seja, pelos reagentes e produtos envolvidos na reação. Dentro dessa classi�cação temos</p><p>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 vamos pensar nos diferentes processos de tratamentos de água,</p><p>iniciando pelo tratamento mais básico e fundamental pertencente ao nosso cotidiano, o tratamento de água para</p><p>que ela se torne apropriada para o nosso consumo. A água que chega às nossas torneiras é retirada da represa</p><p>através de bombeamento e segue para a Estação de Tratamento de Água, também conhecida pela sigla ETA.</p><p>Nessa estação, a água passa por alguns estágios de tratamento, que são: a �oculação, a decantação e a �ltração</p><p>para que chegue em sua casa limpa e sem oferecer riscos à sua saúde. Mas, onde estão as reações químicas</p><p>nesse processo de tratamento? Na �oculação! Para que ela ocorra, são adicionados reagentes e ocorrem</p><p>reações químicas que irão retirar as impurezas da água, tornando-a límpida. E quais são eles?</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Com os conhecimentos adquiridos você deverá identi�car quais são os reagentes adicionados a água para que</p><p>ocorra o processo de �oculação, bem como as reações químicas envolvidas nesse processo e classi�cá-las.</p><p>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.</p><p>As reações ocorrem quando átomos ou moléculas se chocam entre si da maneira correta e com energia</p><p>su�ciente para possibilitar a quebra de ligações existentes ou a formação de novas ligações. Durante uma</p><p>reação química, os átomos se rearranjam em novas combinações e, assim, as substâncias são formadas. O</p><p>mesmo composto pode ser formado por reações químicas diferentes, mas independentemente de como um</p><p>composto</p><p>particular é produzido, sua composição é sempre a mesma.</p><p>As reações químicas podem ser representadas pelas equações químicas usando as fórmulas moleculares das</p><p>substâncias envolvidas na reação, a equação representa a transformação química que está ocorrendo. As</p><p>substâncias iniciais, ou reagentes, são separadas das substâncias formadas na reação - os produtos, por uma</p><p>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</p><p>soma (</p><p>), como na reação de 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</p><p>sulfúrico são consumidos para formar o sulfato de cobre e água, ou o óxido de cobre e o ácido sulfúrico reagem</p><p>para formar o sulfato de cobre e água, ou ainda, o óxido de cobre e o ácido sulfúrico produzem o sulfato de cobre</p><p>e água.</p><p>Alguns símbolos podem ser utilizados nas equações químicas para representar os fenômenos que estão</p><p>ocorrendo na reação, como mostra a Tabela 2.1.</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</p><p>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>+</p><p>+</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>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Indica que a reação é reversível, ou seja, ocorre</p><p>nos dois 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>Tabela 2.1 Símbolos usados nas equações químicas. Fonte: FÁBREGA, F. M.. Química Geral e Experimental.</p><p>Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>Um exemplo da simbologia utilizada em equações químicas é observado na equação que representa a produção</p><p>do mercúrio metálico:</p><p>Observa-se que o óxido de mercúrio em estado sólido se decompõe por aquecimento, produzindo o mercúrio</p><p>metálico em estado líquido e liberando gás oxigênio.</p><p>As reações químicas podem ser classi�cadas conforme a sua velocidade, aquecimento, reversibilidade e</p><p>substâncias participantes. A velocidade de uma reação química descreve a rapidez com que uma transformação</p><p>química ocorre, é medida experimentalmente em função do consumo dos reagentes e a formação dos produtos,</p><p>sendo classi�cada como lenta, intermediária ou rápida. A velocidade de uma reação química dependerá da</p><p>natureza das ligações químicas, das moléculas nas quais essas ligações estão localizadas, da concentração dos</p><p>reagentes e da temperatura. Quanto maior a concentração dos reagentes maior será o número de colisões entre</p><p>as moléculas e, consequentemente, mais rápida a reação será. E, quanto maior a temperatura, maior será a</p><p>energia interna das moléculas, aumentando o número de colisões. Outro fator que in�uencia na velocidade das</p><p>reações químicas é a adição de catalisadores, substâncias que aumentam a velocidade de uma reação química</p><p>sem serem consumidos por ela.</p><p>As reações químicas também podem ser classi�cadas perante a sua absorção ou liberação de calor. A maioria</p><p>das reações químicas envolvem transformações de energia térmica. Energia térmica é a forma de energia</p><p>relacionada com a temperatura e é transferida sob forma de calor. Se o calor é liberado durante a reação, esta é</p><p>chamada exotérmica. Se o calor é absorvido, a reação é chamada de endotérmica. Outro modo de classi�car as</p><p>reações químicas é conforme a sua reversibilidade. Reações irreversíveis são aquelas que pelo menos um dos</p><p>reagentes é consumido totalmente até o �nal da reação, a reação ocorre em um único sentido, ou seja, os</p><p>produtos não voltarão a formar os reagentes da reação. As reações irreversíveis são representadas por uma seta</p><p>simples ( ). As reações reversíveis são aquelas que se deslocam para os dois sentidos, ou seja, os reagentes são</p><p>consumidos, formando os produtos e os produtos são consumidos, formando os reagentes novamente, até que</p><p>a reação atinja um equilíbrio químico.</p><p>Siga em Frente...</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>↑⏐</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>A principal classi�cação das reações químicas é segundo as substâncias participantes, ou seja, reagentes e</p><p>produtos envolvidos na reação. A 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</p><p>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</p><p>síntese do óxido de magnésio é um exemplo dessa classi�cação de reação química:</p><p>Observa-se que os reagentes (</p><p>) formam o produto óxido de magnésio (</p><p>).</p><p>Reações de análise ou decomposição são as que consistem na quebra de um composto em compostos mais</p><p>simples ou elementos químicos. Compostos binários simples (compostos de dois elementos) podem ser</p><p>decompostos em seus elementos. Essa decomposição pode ocorrer através de um aquecimento (pirólise), da</p><p>passagem de corrente elétrica pela substância fundida ou em meio aquoso (eletrólise), ou na presença de luz</p><p>(fotólise). Um exemplo dessa classi�cação é a reação que ocorre nos airbags dos automóveis, que é a</p><p>decomposição do trinitreto de sódio 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</p><p>seguir apresenta a formulação dessa reação, em que é possível veri�car que um composto químico (AB) se</p><p>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 num composto.</p><p>Por exemplo, se jogarmos uma 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 equação a seguir apresenta essa reação em que é possível observar que os dois reagentes (A e BC) reagem</p><p>entre si formando dois produtos (AC e B), sendo que os íons A e B realizaram uma troca de posição na reação</p><p>A  +  B      →      AB</p><p>2 Mg (s)  +  O2 (g)     →     2 MgO (s)</p><p>Mg</p><p>MgO</p><p>Mg</p><p>MgO</p><p>2 NaN3 (s)</p><p>Δ</p><p>→     3 N2 (g)  +  2 Na (s)</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>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>química.</p><p>Reações de dupla troca são as quais dois reagentes trocam íons para formar dois novos compostos. A equação</p><p>a seguir mostra o esquema dessa reação, quando é possível veri�car que os dois reagentes, AD e BC, produzem</p><p>duas outras substâncias, AC e BD, em que os íons D e C realizam uma dupla troca de posições.</p><p>Essas reações continuam a ocorrer até que um ou mais reagentes sejam primeiramente consumidos. Para uma</p><p>reação se completar, um dos produtos deve ser eliminado dela. Um exemplo desse tipo de reação é a formação</p><p>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.</p><p>Observa-se que os cátions das reações 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</p><p>um composto contendo oxigênio (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</p><p>da matéria e com a obtenção de diferentes tipos de produtos. As reações químicas podem ser classi�cadas de</p><p>diferentes formas, entre elas, por meio dos reagentes e produtos envolvidos.</p><p>Sobre o exposto, vamos retornar a questão do tratamento de água. A água é um recurso natural muito precioso</p><p>para nós e é utilizada para os mais diversos �ns, porém, antes que chegue às nossas casas, precisa passar por</p><p>um tratamento com a �nalidade de retirar as impurezas nela</p><p>existentes para que não cause danos à nossa</p><p>saúde. Esse tratamento é composto por processos físicos e químicos, sendo que o processo químico envolvido</p><p>é a �oculação, que é a formação de agregados de partículas �nas em suspensão no líquido, que são chamados</p><p>de �ocos ou �oculados. A aplicação desse processo tem como objetivo que esses �ocos arrastem a sujeira</p><p>presente na água para o fundo do tanque num processo de decantação e, assim, a água �que clari�cada, ou seja,</p><p>límpida.</p><p>Quando a água chega na estação de tratamento de água (ETA) são adicionados óxido de cálcio (</p><p>). O cloro possui a função de desinfectar a água, já o óxido de cálcio e o sulfato de alumínio são os reagentes</p><p>que darão sequência ao 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>A + BC      →      AC + B</p><p>AD + BC      →      AC + BD</p><p>Na2SO4 (aq)  +  BaCl2 (aq)      →       BaSO4 (s)   +  2 NaCl (aq)⏐↓CaO</p><p>CaO</p><p>Ca(OH)2</p><p>Ca(OH)2</p><p>CaO (s)  +  H2O (l)    →    Ca(OH)2 (aq)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Essa reação química pode ser classi�cada como uma reação de síntese ou adição, já que as duas substâncias,</p><p>óxido de cálcio e água, reagem e 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</p><p>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 contêm hidróxido de cálcio, formando uma substância</p><p>gelatinosa, o hidróxido de alumínio (</p><p>), conforme a seguinte reação química:</p><p>Já essa reação química, podemos concluir que é de dupla troca, quando as duas substâncias, sulfato de</p><p>alumínio e hidróxido de cálcio, reagem formando outras duas substâncias, o sulfato de cálcio e o hidróxido de</p><p>alumínio.</p><p>Assim, as partículas de sujeira que estão na água vinda da represa se aglutinam e �cam agregadas no hidróxido</p><p>de alumínio, formando �ocos sólidos que 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</p><p>processo. Além disso, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue</p><p>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</p><p>do capítulo 4, Reações Químicas, do livro “Introdução à química geral”, disponível na Minha Biblioteca.</p><p>BETTELHEIM, Frederick A.; BROWN, William H.; CAMPBELL, Mary K.; FARRELL, Shawn O. Introdução à química</p><p>geral. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2016. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522126354/. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre reações químicas, faça a leitura do artigo:</p><p>“Abordagem de reações químicas: uso do simulador PhET”, disponível em: https://scientia-amazonia.org/wp-</p><p>content/uploads/2016/09/v5-n2-72-76-2016.pdf. Acesso em: 05 fev. 2024.</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>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522126354/.</p><p>https://scientia-amazonia.org/wp-content/uploads/2016/09/v5-n2-72-76-2016.pdf</p><p>https://scientia-amazonia.org/wp-content/uploads/2016/09/v5-n2-72-76-2016.pdf</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre a aplicação das reações químicas por meio da leitura e estudo do</p><p>artigo “Experimentação alternativa no ensino e aprendizagem de reações químicas”, disponível em:</p><p>https://www.editorarealize.com.br/editora/anais/conapesc/2019/TRABALHO_EV126_MD1_SA3_ID462_1607201</p><p>9193142.pdf. Acesso em: 05 fev. 2024.</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. v. 1.</p><p>RUSSEL, John B. Química geral. v. 2, 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2011.</p><p>Aula 3</p><p>Balanceamento de Reações Químicas</p><p>Balanceamento de 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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer os processos e etapas para balancear uma equação química,</p><p>assim como compreender os princípios dos procedimentos estequiométricos, determinando o reagente limitante</p><p>e em excesso de uma reação. Esse conteúdo é importante para a sua prática pro�ssional, pois ele permite</p><p>otimizar processos de produção, garantir a e�ciência e a qualidade dos produtos, minimizar desperdícios de</p><p>reagentes e maximizar rendimentos, além de contribuir para a segurança e a sustentabilidade dos processos</p><p>industriais. Esteja preparado para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! Nesta aula vamos estudar o balanceamento das equações químicas. Toda equação química deve</p><p>estar devidamente balanceada para que obedeça a Lei de Lavoisier, a qual postula que a soma das massas dos</p><p>reagentes é igual à soma das massas dos produtos. Existem diversos métodos para se balancear uma equação</p><p>química, porém o mais utilizado é denominado método das tentativas por ser bastante simples de ser aplicado e</p><p>muito e�ciente. Além disso, vamos trabalhar com as relações estequiométricas e determinar o reagente limitante</p><p>e o reagente em excesso de uma reação química. Por �m, você vai calcular o rendimento real de uma reação</p><p>química.</p><p>https://www.editorarealize.com.br/editora/anais/conapesc/2019/TRABALHO_EV126_MD1_SA3_ID462_16072019193142.pdf.</p><p>https://www.editorarealize.com.br/editora/anais/conapesc/2019/TRABALHO_EV126_MD1_SA3_ID462_16072019193142.pdf.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Para compreender os tópicos que serão abordados, você deverá considerar a produção da amônia (</p><p>). Ela é um composto químico essencial em diversas indústrias e aplicações, incluindo fertilizantes, produtos</p><p>químicos, refrigeração e tratamento de água, devido à sua versatilidade e importância econômica. A amônia (</p><p>) é produzida principalmente pelo processo Haber-Bosch, onde nitrogênio (</p><p>) do ar é combinado com hidrogênio (</p><p>), obtido a partir de fontes de gás natural ou hidrocarbonetos, sob alta pressão e temperatura em presença de um</p><p>catalisador de ferro. Outro método comum é a síntese de amônia a partir da decomposição térmica de</p><p>compostos de amônio, como ureia, ou a partir da reação entre nitrogênio e hidrogênio em plasma. Esses</p><p>processos são cruciais para a produção em larga escala de amônia, um composto fundamental em várias</p><p>indústrias. Considere a equação balanceada de produção de amônia apresentada a seguir:</p><p>Se utilizarmos 70 g de nitrogênio e 18 g de hidrogênio, todo hidrogênio ou todo o nitrogênio irá reagir? Quanto de</p><p>amônia será obtido? Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Estudante, o que é uma reação química e qual é a sua importância? Para iniciar, vamos de�nir uma equação</p><p>química, é ela que descreve a transformação de reagentes em produtos, nela você deve descrever o estado de</p><p>cada um dos envolvidos, assim como a quantidade de substâncias envolvidas nesta equação.</p><p>Quando Antonie Laurente de Lavoisier (1743-1794) começou a pesar os reagentes, a química passou a ter uma</p><p>relevância cientí�ca e não apenas especulativa (KOTZ et al, 2014). Um de seus estudos diz que a quantidade de</p><p>massa dos produtos deve ser igual à quantidade de massa dos reagentes, sendo considerada uma reação</p><p>química em sistema fechado. Esta �cou conhecida como a lei da conservação de massas. Pelo ponto de vista</p><p>atômico, esta a�rmação consiste em dizer que os átomos que se encontram nos reagentes</p><p>devem estar</p><p>contidos nos produtos, em número e tipo (exceto em reações nucleares).</p><p>Entre as descobertas da química, Dalton de�niu um elemento químico como uma unidade que repetia sua massa</p><p>constantemente. Seu contemporâneo, Joseph Louis Prost (1754-1826), ao trabalhar com minerais, fez uma</p><p>observação bastante semelhante, porém, envolvendo moléculas: compostos puri�cados contêm sempre os</p><p>mesmos elementos na mesma razão entre as massas. Dizer que uma molécula de água será sempre composta</p><p>por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio, mantendo �xa a proporção de massa, �cou conhecido como lei</p><p>das proporções de�nidas.</p><p>Na reação de formação da amônia, um composto bastante empregado na indústria de fertilizantes. Sua</p><p>produção, via síntese de Haber-Bosch, ocorre pela reação do gás nitrogênio com o gás hidrogênio. Se você</p><p>analisar a reação, irá observar que uma molécula do gás nitrogênio reage com três moléculas do gás hidrogênio,</p><p>NH3</p><p>NH3</p><p>N2</p><p>H2</p><p>NH3</p><p>NH3</p><p>N2</p><p>H2</p><p>N2 (g)  +  3 H2 (g)    →    2 NH3 (g)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>formando duas moléculas de amônia, ou ainda, que dois átomos de nitrogênio reagem com seis átomos de</p><p>hidrogênio, formando duas moléculas de amônia, cada uma delas composta por um nitrogênio e três</p><p>hidrogênios.</p><p>Note que nesta equação temos a mesma quantidade de átomos de nitrogênio e hidrogênio nos reagentes e nos</p><p>produtos, então, podemos chamá-la de equação balanceada.</p><p>O hexa�uoreto de enxofre é utilizado como gás inerte principalmente na indústria de eletrônicos. Sua obtenção é</p><p>realizada pela queima de enxofre com gás �úor:</p><p>Para sabermos quantas moléculas do gás �úor reagem, precisamos analisar a equação inteira. Note que o gás</p><p>enxofre apresenta em sua fórmula oito átomos e que são formadas oito moléculas de hexa�uoreto de enxofre.</p><p>Cada molécula de hexa�uoreto de enxofre tem seis átomos de �úor, 48 átomos de enxofre no total. Para que</p><p>esta reação ocorra, nos reagentes precisamos ter também 48 átomos de �úor. Como cada molécula de gás �úor</p><p>possui 2 átomos, precisamos de 24 moléculas de gás �úor para que a reação ocorra.</p><p>O método que realizamos para encontrar a quantidade de moléculas do gás �úor foi contarmos os átomos dos</p><p>dois lados, reagentes e produtos. Neste caso é bastante simples, pois dois reagentes (</p><p>e</p><p>) formam um único produto (</p><p>). Quando temos uma reação de queima de combustível (como o octano – presente na gasolina), em que dois</p><p>reagentes levam a dois produtos, o balanceamento é mais complicado. Para a combustão do octano, temos a</p><p>reação a seguir, já balanceada.</p><p>As reações de combustão envolvem a queima de um combustível na presença de oxigênio (comburente),</p><p>levando à formação de um composto contendo oxigênio (para o octano temos o gás carbônico) e água.</p><p>Para balancear uma equação química, utiliza-se o método da tentativa e erro. Sendo que alguns passos tornam o</p><p>processo mais assertivo. Para reações de combustão, você pode seguir os seguintes passos:</p><p>1. Escreva corretamente a fórmula dos compostos (reagentes e produtos).</p><p>2. Inicie pelo elemento que formará o óxido, depois pelos átomos de hidrogênio e, então, oxigênio.</p><p>3. Con�ra se os elementos envolvidos estão no mesmo número de átomos dos dois lados da equação.</p><p>Siga em Frente...</p><p>N2 (g)  +  3 H2 (g)   →    2 NH3 (g)</p><p>S8 (g)  +  x F2 (g)   →   8 SF6 (g)</p><p>S8</p><p>F2</p><p>SF6</p><p>S8</p><p>F2</p><p>SF6</p><p>2 C8H18 (l)  +  25 O2 (g)   →   16 CO2 (g)  +  18 H2O (l)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Exempli�cando</p><p>Para a combustão do propano, temos:</p><p>Seguindo, devemos primeiro balancear os átomos de carbono, seguido dos átomos de hidrogênio e, então,</p><p>oxigênio:</p><p>Carbono:</p><p>Hidrogênio:</p><p>Oxigênio:</p><p>Agora, conte os átomos:</p><p>Reagentes: 3 C, 8 H e 10 O</p><p>Produtos: 3 C, 8 H e 6+4 O</p><p>A reação balanceada está correta:</p><p>Os índices em frente a cada um dos reagentes são chamados coe�cientes estequiométricos.</p><p>Quando, durante o processo de balanceamento, tivermos um número ímpar de átomos de um lado e par de outro,</p><p>para darmos continuidade no processo, devemos multiplicar os átomos do lado ímpar por dois e repetir o</p><p>balanceamento.</p><p>Para facilitar o balanceamento de equações, você deve começar pelo átomo que aparece em menor número de</p><p>compostos. Se mais de um átomo aparece apenas uma vez, ou se todos aparecem mais de uma vez, comece</p><p>pelo que tem maior número de átomos.</p><p>Começamos a aula falando da observação de Lavoisier, obtida em seus experimentos sobre o oxigênio. Até</p><p>agora pensamos na conservação mais como número de átomos do que como massa.</p><p>Ao analisarmos a massa, chegamos à mesma conclusão que ao responder a situação anterior. Utilizando uma</p><p>equação química balanceada, a lei da conservação das massas e a lei da proporcionalidade, você pode realizar</p><p>vários cálculos, que são chamados de cálculos estequiométricos.</p><p>C3H8 (g)  +  O2 (g)</p><p>reação não balanceada</p><p>CO2 (g) +  H2O (g)−→</p><p>C3H8 (g)  +  O2 (g)</p><p>reação não balanceada</p><p>3 CO2 (g) +  H2O (g)−→</p><p>C3H8 (g)  +  O2 (g)</p><p>reação não balanceada</p><p>3 CO2 (g) +  4 H2O (l)−→</p><p>C3H8 (g)  +  5 O2 (g)</p><p>reação não balanceada</p><p>3 CO2 (g) +  4 H2O (l)−→</p><p>C3H8 (g)  +  5 O2 (g)   →   3 CO2 (g) +  4 H2O (g)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Com eles, podemos saber quanto de reagentes leva a quanto de produtos em termos de massa, ou quantos mols</p><p>de um produto podem ser obtidos a partir dos reagentes utilizados. Podemos, também, transformar estas</p><p>massas em volume. Para gases, sabemos que um mol de qualquer gás ideal nas condições normais de</p><p>temperatura e pressão (CNTP) é igual a 22,4 L. Para líquidos, podemos relacionar massa e volume utilizando a</p><p>densidade (</p><p>, em que</p><p>é densidade,</p><p>a massa em gramas e</p><p>o volume).</p><p>Até o momento, vimos reações em que os reagentes eram colocados na proporção exata de reagir. A partir da</p><p>equação balanceada para a combustão do álcool etanol, temos exatos 1 mol de etanol para 3 mols de oxigênio.</p><p>Esta relação é chamada proporção estequiométrica e de�ne um caso em que todos os reagentes são</p><p>consumidos. Entretanto, podemos ter uma situação em que as quantidades de mols de um reagente não</p><p>respeitam a proporção estequiométrica. Ainda utilizando a equação de combustão do álcool como exemplo, isso</p><p>signi�ca ter na reação 1 mol de etanol e 5 mols de oxigênio. O reagente utilizado em menor proporção será</p><p>totalmente consumido, sendo denominado reagente limitante. Já o reagente utilizado em excesso irá sobrar,</p><p>sendo denominado reagente em excesso.</p><p>O reagente limitante de�ne a extensão da reação, ou seja, quanto de produto irá ser formado. Você deve estar se</p><p>perguntando por que colocar um dos reagentes em excesso em relação ao outro, a resposta pode envolver</p><p>diversos fatores como o preço de um dos reagentes ser muito elevado com relação ao outro, portanto, não</p><p>podemos ter nenhum tipo de perda. Outra razão é a puri�cação do produto, o reagente em excesso pode ser</p><p>facilmente removido do meio reacional, facilitando a obtenção do produto em sua forma pura.</p><p>Quando utilizamos reagentes químicos, você deve �car atento a seu grau de pureza. Se você estiver tentando</p><p>usar a hematita (</p><p>) como fonte de ferro, deve �car atento que a pureza dela comumente extraída no Brasil é de 85% (MAIA, 2010),</p><p>ou seja, em gramas, se 100 g de minério for utilizado, apenas 85g é de hematita realmente.</p><p>A pureza de um composto comercial é obtida no rótulo de um produto, para produtos obtidos em laboratório,</p><p>deve ser medida utilizando diversos equipamentos.</p><p>Até agora, você estava considerando que uma reação ocorre envolvendo a completa transformação dos</p><p>reagentes em produtos, o chamado rendimento teórico. Porém, ao realizarmos uma reação na bancada,</p><p>observamos que nem todo regente se transforma em produto, sendo que a quantidade de produto obtida é o</p><p>rendimento real da reação. Os rendimentos teóricos e reais podem ser calculados utilizando a massa, o mol ou o</p><p>volume do produto obtido.</p><p>d = m</p><p>v</p><p>d</p><p>m</p><p>v</p><p>d = m</p><p>v</p><p>d</p><p>m</p><p>v</p><p>Fe2O3</p><p>Fe2O3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>O rendimento percentual é obtido quando dividimos o rendimento real pelo teórico, multiplicando por 100.</p><p>Lembre-se de que esta fórmula pode ser substituída</p><p>por uma regra de três simples.</p><p>Exempli�cando</p><p>Quando você usa fermento químico em bolo, você está realizando a decomposição de bicarbonato de sódio pelo</p><p>calor, produzindo carbonato de sódio, gás carbônico e água. O gás carbônico é responsável por fazer a massa do</p><p>bolo crescer, conforme a reação química balanceada:</p><p>Se a reação ocorre com 85% de rendimento, quanto de</p><p>será obtido na decomposição de 2g de bicarbonato de sódio?</p><p>Para resolvermos este cálculo, precisamos focar na relação de conversão entre bicarbonato e gás carbônico,</p><p>construindo um quadro de relação estequiométrica de massa.</p><p>Sabemos que 336g de</p><p>produzem 88 g de</p><p>. Ao considerarmos os 2g, podemos calcular o rendimento teórico.</p><p>Considerando um rendimento teórico de 100%, serão produzidos 0,5245g de</p><p>. Entretanto, o rendimento é de 85%, logo, temos que calcular quanto de massa será obtido tendo este</p><p>rendimento.</p><p>Rendimento % =   rendimento real</p><p>rendimento teórico × 100</p><p>4 NaHCO3 (aq)    →    2 Na2CO3 (aq)  +  2 CO2 (g)  +  2 H2O (l)</p><p>CO2</p><p>CO2</p><p>NaHCO3</p><p>CO2</p><p>NaHCO3</p><p>CO2</p><p>336g de NaHCO3   − − − − − − 88g de CO2</p><p>2g  − − − − − − −  X</p><p>X  =  0,524g  ⇒  100 %</p><p>CO2</p><p>CO2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Como</p><p>é um gás, melhor expressar quanto é obtido em volume. 1 mol de</p><p>tem</p><p>de volume, para sabermos quanto foi obtido nesta reação em volume, precisamos saber a quantos mols</p><p>correspondem 0,445g.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após compreender o processo de balanceamento de equações, conhecer e aplicar os procedimentos</p><p>estequiométricos com a determinação do reagente limitante e do reagente em excesso, e conhecer a forma de</p><p>realização do cálculo do rendimento real de reação química, é importante realizar a interpretação e a aplicação</p><p>destes conteúdos, que são fundamentais na química e necessários quando se realizam pesquisas visando obter</p><p>novos produtos.</p><p>Deste modo, vamos pensar na obtenção da amônia. Se utilizarmos 70g de nitrogênio e 18g de hidrogênio, todo</p><p>hidrogênio ou todo o nitrogênio irá reagir? Quanto de amônia será obtido?</p><p>Inicialmente, vamos veri�car qual é o reagente em excesso e qual é o reagente limitante. Para isso, vamos</p><p>elaborar veri�car a conversão de massa e mols.</p><p>CO2</p><p>CO2</p><p>22,4L</p><p>CO2</p><p>CO2</p><p>22,4L</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Sabemos que 28g de nitrogênio reagem com 6g de hidrogênio. Para saber qual o reagente limitante, você pode</p><p>utilizar a massa de nitrogênio ou de hidrogênio:</p><p>Pela massa de nitrogênio, vemos que temos hidrogênio em excesso na reação (17g, sendo necessários 15g).</p><p>Pela massa de hidrogênio, temos que seriam necessários 79,3g de nitrogênio para que a reação ocorresse.</p><p>Logo, hidrogênio é reagente em excesso e nitrogênio é o reagente limitante.</p><p>Para calcular a massa de amônia obtida, devemos sempre utilizar o reagente limitante, o nitrogênio. Como 28g</p><p>de nitrogênio formam 34g de amônia, podemos fazer outra regra de 3:</p><p>Portanto, em uma reação com 70g de nitrogênio e 17g de hidrogênio, serão obtidas 85g de amônia, sobrando 2g</p><p>de hidrogênio.</p><p>Com isso, você conseguiu avaliar as determinar as quantidades envolvidas no processo e veri�car uma aplicação</p><p>especí�ca dos tópicos abordados. Além dessa solução, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o</p><p>problema apresentado. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre o balanceamento de equações químicas, acesse a biblioteca virtual e faça a leitura do</p><p>capítulo 3, MOL e Estequiometria, do Livro: Química – A natureza molecular da matéria, v. 1, disponível na Minha</p><p>Biblioteca.</p><p>JESPERSEN, Neil D.; HYSLOP, Alison. Química - A Natureza Molecular da Matéria - Vol. 1, 7ª edição. Rio de</p><p>Janeiro: Grupo GEN, 2017. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521633969/.</p><p>Acesso em: 05 fev. 2024.</p><p>28g N2 − − − − − − 34g NH3</p><p>70g  − − − − − − X g</p><p>X = 70×34</p><p>28 = 85g de NH3</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521633969/.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre reagente limitante e em excesso, faça a leitura do</p><p>texto: “Reagente limitante”, disponível em: http://doi.org/10.24927/rce2015.184. Acesso em: 05 fev. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre estequiometria, por meio da leitura do artigo “Estequiometria”,</p><p>disponível em: http://doi.org/10.24927/rce2014.312. Acesso em: 05 fev. 2024.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto</p><p>Alegre: Bookman, 2009.</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 2. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2014. v. 1.</p><p>MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral e fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.</p><p>Aula 4</p><p>Reações em Solução Aquosa</p><p>Reações em Solução Aquosa</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer os conceitos de concentração de soluções, de propriedades</p><p>de soluções e sobre as reações que ocorrem em solução aquosa, como as reações de precipitação e oxidação.</p><p>Esse conteúdo é importante pois ele é fundamental na química, possibilitando a dissolução e a interação de</p><p>substâncias, facilitando a análise química, a produção de produtos químicos e farmacêuticos, além de</p><p>desempenharem um papel vital em processos biológicos, como a digestão e o metabolismo. Esteja pronto para</p><p>embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!!!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! Por que as soluções são tão importantes na química? Neste fascinante tema, mergulharemos</p><p>nas profundezas das soluções aquosas e exploraremos uma variedade de fenômenos químicos. Você vai</p><p>descobrir como determinar a concentração e molaridade das soluções, essenciais para entender a quantidade</p><p>http://doi.org/10.24927/rce2015.184.</p><p>http://doi.org/10.24927/rce2014.312.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>de soluto presente em uma determinada quantidade de solvente. Você vai investigar o equilíbrio químico, um</p><p>conceito fundamental que governa o comportamento das reações em solução aquosa. Exploraremos as reações</p><p>de neutralização, que ocorrem quando ácidos e bases se combinam para formar água e um sal. Você vai explorar</p><p>o mundo das reações de precipitação, onde compostos insolúveis são formados a partir da mistura de soluções</p><p>aquosas. E por �m, desvendará as complexidades das reações de oxirredução, onde ocorre transferência de</p><p>elétrons entre espécies químicas.</p><p>Para aplicar esses conteúdos, vamos focar nos óxidos de cálcio. Ele também é conhecido como cal viva, é um</p><p>composto químico de fórmula</p><p>. Ele é obtido pela calcinação do calcário, um processo que envolve aquecer o carbonato de cálcio a altas</p><p>temperaturas. O óxido de cálcio é amplamente utilizado na indústria, agricultura e construção. Na construção</p><p>civil, é empregado na fabricação de argamassas e concretos. Na agricultura, é utilizado para corrigir a acidez do</p><p>solo e como dessecante. Além disso, é empregado na produção de papel, na síntese de produtos químicos e</p><p>como agente desinfetante. Além dessas aplicações, ele também é bastante utilizado no controle da poluição,</p><p>sendo amplamente aplicados na remoção de compostos de enxofre em �ltros industriais (KOTZ et al, 2014). Em</p><p>uma determinada aplicação, você precisa neutralizar 1,4 mols de ácido sulfúrico. Deste modo, quantos mL de</p><p>uma solução 0,7M de hidróxido de cálcio são necessários para neutralizar o ácido sulfúrico?</p><p>Prepare-se para uma jornada emocionante rumo ao entendimento desses fenômenos químicos cruciais em</p><p>soluções aquosas! Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Estudante, a estequiometria de uma reação é importante, entretanto, nem sempre o valor de mols envolvidos em</p><p>uma equação é descrito de maneira direta. Isto porque comumente soluções são utilizadas</p><p>para montar uma</p><p>reação química. O uso de soluções ocorre para que você possa utilizar quantidades muito pequenas de um</p><p>composto, como pesar</p><p>de</p><p>, ou ainda, para evitar que uma reação ocorra de maneira violenta, ou seja, evitar que reações que liberam energia</p><p>ocorram em grande extensão.</p><p>Pense no que ocorreria se reagíssemos um pedaço de sódio do tamanho de</p><p>com água e um de</p><p>? O primeiro irá reagir, liberando uma fumaça, talvez uma breve chama, o segundo, reagiria mais violentamente,</p><p>com grande potencial de provocar um acidente.</p><p>CaO</p><p>CaO</p><p>0,005g</p><p>NaCl</p><p>0,005g</p><p>NaCl</p><p>0,5 cm²</p><p>10 cm²</p><p>0,5 cm²</p><p>10 cm²</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Por serem bastante usuais em química, conhecer diferentes maneiras de de�nir a concentração de uma solução</p><p>pode ajudar muito o dia a dia de um pro�ssional. Quando escrevemos uma equação química, colocamos o</p><p>estado de cada reagente, sólido, líquido e gasoso, e ainda descrevemos se está em solução. Para muitos</p><p>processos, solução aquosa é a mais comum, porém temos ainda soluções gás/gás (como o ar que respiramos),</p><p>gás/líquido (como os refrigerantes), líquido/líquido (etanol em água, como o álcool comercial vendido nos</p><p>supermercados), sólido/líquido (como o preparo de uma salmoura), gás/sólido (</p><p>em platina), líquido/sólido (mercúrio em ouro) e sólido dissolvido em sólido (como nas ligas metálicas, como no</p><p>ouro 18 quilates que é formado por 75% de ouro puro + 25% de prata e cobre em mesma quantidade).</p><p>Para soluções, o composto que se encontra em maior quantidade é o solvente, enquanto o soluto está em menor</p><p>quantidade. O solvente é a espécie capaz de separar as moléculas de soluto, impedindo sua agregação que leva</p><p>à formação de outra fase. Você precisa pensar que não é em todas as soluções que o solvente é líquido, sendo</p><p>que o estado físico do solvente irá de�nir se você está tratando de uma solução líquida, sólida ou gasosa. A água</p><p>é o solvente líquido mais conhecido, denominado como solvente universal, sendo que quando tratamos de</p><p>reações líquidas em água, falamos sempre em soluções aquosas.</p><p>A solubilidade de determinado soluto na solução de�ne a quantidade máxima deste componente, sem que haja</p><p>separação de fases em determinada temperatura e pressão. Para soluções aquosas, algumas notações de</p><p>concentração são bastante usuais, como a concentração em massa de soluto por volume de solução:</p><p>A relação entre massa e mol deve estar clara para você, sendo assim, também podemos descrever a relação de</p><p>concentração como</p><p>, que leva o nome de molaridade e é uma das descrições de concentração mais utilizadas. A molaridade é dada</p><p>pela razão entre o número de mols (</p><p>) e o volume (</p><p>) em litros e é representada pela expressão:</p><p>no entanto, também pode ser aplicada a regra de três.</p><p>O que acontece se pegarmos 100mL de uma solução 2M e acrescentarmos 100mL de água? Uma solução 2M</p><p>possui dois mols em 1L de solução, portanto, 0,2 mol em 100mL. Se adicionarmos mais 100 mL, o novo volume</p><p>da solução passa a ser 200mL. Não foi alterada a quantidade de soluto, então, ainda temos 0,2 mol, agora em</p><p>200mL e pela fórmula de molaridade, temos que a nova concentração é 1M, ou seja, ao dobrar o volume, você</p><p>está reduzindo a concentração pela metade, realizando uma diluição. Se você isolar o número de mols do soluto</p><p>na fórmula da molaridade terá</p><p>H2</p><p>H2</p><p>C = msoluto</p><p>Vsolução</p><p>mol L−1</p><p>η</p><p>V</p><p>mol L−1</p><p>η</p><p>V</p><p>M = nsoluto</p><p>Vsolução</p><p>nsoluto =  Vsolução  ×  M</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>permanece constante em uma diluição, podemos dizer que o produto do volume pela molaridade da situação</p><p>inicial deve ser igual ao produto da molaridade e volumes após a alteração. Agora, se você mantiver o volume</p><p>constante e alterar o número de mols, terá uma outra relação envolvendo a situação inicial e �nal, isto consiste</p><p>em adicionar mais soluto à solução e está concentrando e não diluindo. Você também pode ter a mesma</p><p>molaridade em soluções preparadas com volume e números de mols diferentes. As mesmas relações valem</p><p>para concentração em g/L.</p><p>Outra situação para aumentar a concentração de uma solução, além de adicionar mais soluto, como</p><p>mencionado, é realizar a evaporação do solvente, reduzindo o volume da solução. Agora que você já consegue</p><p>descrever corretamente concentrações de soluções, podemos avançar em nosso estudo de soluções aquosas.</p><p>Vamos começar com uma situação simples, dissolução de um sal em água. A solubilidade do</p><p>é de 36g, ou seja, essa é a quantidade máxima deste sal solúvel em 100mL de água e, agora, vamos entender o</p><p>que isso signi�ca. Se adicionarmos 1g de sal em 100mL de água, ele será solubilizado, tendo assim, uma</p><p>solução insaturada.</p><p>Se adicionarmos 37g de</p><p>, 1g permanecerá precipitado, tendo então, uma solução saturada. Lembre-se de que a solubilidade depende da</p><p>temperatura, então, se aquecermos esta solução com 37g de NaCl, atingiremos uma temperatura em que</p><p>teremos uma solução novamente, ao baixarmos a temperatura a</p><p>, ainda se tem uma solução, porém instável (já que está acima do seu ponto de saturação), sendo assim</p><p>supersaturada. Escrevendo a equação de solubilidade do NaCl temos:</p><p>Este processo está em equilíbrio, ou seja, depois de um determinado tempo, para que novas moléculas de sal se</p><p>dissociem, novas moléculas devem se associar, formando mais sólido. Para o sódio, o equilíbrio é atingido com</p><p>a adição de 36g de sal em 100mL de água. Quando uma determinada reação química está em equilíbrio, a</p><p>relação entre as concentrações de produtos e reagentes é dada através da constante de equilíbrio. Em uma</p><p>determinada reação em que:</p><p>, temos a constante de equilíbrio (</p><p>) calculada por:</p><p>nsoluto =  Vsolução  ×  M</p><p>NaCl</p><p>NaCl</p><p>NaCl</p><p>20 °C</p><p>NaCl (s)  Na+</p><p>(aq)  +  Cl−  (aq).</p><p>←</p><p>→</p><p>NaCl</p><p>20 °C</p><p>NaCl (s)  Na+</p><p>(aq)  +  Cl−  (aq).</p><p>←</p><p>→</p><p>aA  +  bB  →  cC  +  dD</p><p>Keq</p><p>aA  +  bB  →  cC  +  dD</p><p>Keq</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>A constante de equilíbrio pode ser calculada na solubilização de sais como o cloreto de sódio (</p><p>), que é um sal bastante solúvel, e para os sólidos iônicos que apresentam pouca solubilidade. O brometo de</p><p>prata (</p><p>), por exemplo, é um sólido pouco solúvel e, neste caso, o equilíbrio é rapidamente atingido. Quando se atinge o</p><p>máximo de íons prata e brometo na solução, temos a condição de uma solução saturada. Experimentalmente, as</p><p>concentrações de íons prata em solução foram determinadas como sendo</p><p>, a</p><p>. Você deve notar que devido à estequiometria da equação, a cada íon prata temos um íon brometo, portanto, a</p><p>concentração de brometo em uma solução de</p><p>é idêntica a</p><p>, logo,</p><p>a</p><p>.</p><p>A multiplicação das duas concentrações nos dá a constante do produto de solubilidade (</p><p>), no caso do brometo de prata esta constante é dada por</p><p>, a</p><p>. Esta é a mesma fórmula do equilíbrio químico, entretanto, como a concentração de um sólido pouco solúvel é</p><p>sempre muito maior que a concentração dos íons, os reagentes são omitidos da equação. Os valores dos</p><p>produtos de solubilidade são tabelados e encontrados nos livros didáticos.</p><p>Keq = [C]c[D]d</p><p>[A]a[B]b</p><p>NaCl</p><p>AgBr</p><p>7,35  ×  10−7 M</p><p>25 °C</p><p>AgBr</p><p>Ag+</p><p>7,35  ×  10−7 M</p><p>25 °C</p><p>NaCl</p><p>AgBr</p><p>7,35  ×  10−7 M</p><p>25 °C</p><p>AgBr</p><p>Ag+</p><p>7,35  ×  10−7 M</p><p>25 °C</p><p>Kps</p><p>Kps =   [Ag+] × [Br−] =   5,4  ×  10−13</p><p>25 °C</p><p>Kps</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Você já pensou no que ocorre quando misturamos duas soluções de espécies bastante solúveis, como o</p><p>e o</p><p>? Passamos a ter os dois cátions e os dois ânions em solução, entretanto, quando</p><p>está em solução com</p><p>, ocorre a formação de cloreto de prata, um sólido pouco solúvel. Visualmente, teremos a formação deste sal</p><p>como um sólido, sendo está uma reação de precipitação.</p><p>Assim como o processo de solubilização, muitas outras reações químicas são reversíveis e atingem o equilíbrio,</p><p>como a autoionização da água. Neste caso, uma constante de equilíbrio também pode ser calculada omitindo a</p><p>concentração de água que não se dissocia, já que é muito elevada com relação à concentração dos íons gerados</p><p>no processo, levando assim a uma constante de equilíbrio chamada de constante</p><p>de dissociação da água</p><p>.</p><p>A água neutra tem a mesma concentração de ânions hidroxila e cátions hidrônio. Neste caso,</p><p>. Tendo</p><p>como</p><p>,</p><p>em uma solução neutra é 7. À medida que perturbamos o equilíbrio, adicionando mais</p><p>na água, fazemos com que estes íons hidrônio em excesso reajam com os íons hidróxido, formando mais</p><p>moléculas de água. Este processo afeta o equilíbrio e deixa a concentração de</p><p>maior, ou seja,</p><p>menor que 7.</p><p>Kps =   [Ag+] × [Br−] =   5,4  ×  10−13</p><p>25 °C</p><p>NaCl</p><p>AgNO3</p><p>Ag+</p><p>Cl−</p><p>NaCl</p><p>AgNO3</p><p>Ag+</p><p>Cl−</p><p>Kw</p><p>Kw</p><p>H2O(l) + H2O(l) ⇋ H3O</p><p>+</p><p>(aq) + OH−</p><p>(aq)     Kw = 1,00 × 10−14       (25  )</p><p>[H3O</p><p>+] = [OH−] = 1 × 10−7 mol L−1</p><p>pH</p><p>−log [H3O</p><p>+]</p><p>pH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>O pH é um conceito utilizado apenas para soluções aquosas e sua variação ocorre entre 0 e 14, pois a</p><p>concentração máxima de</p><p>é</p><p>e a mínima é</p><p>. Isto ocorre porque</p><p>é sempre o mesmo a uma mesma temperatura, o que varia são as concentrações de</p><p>e</p><p>. Desta forma, a escala de</p><p>varia de 1 a 14 e o mesmo acontece para a escala de</p><p>(</p><p>), sendo que a soma de</p><p>e</p><p>deve ser sempre 14.</p><p>[H3O</p><p>+] = [OH−] = 1 × 10−7 mol L−1</p><p>pH</p><p>−log [H3O</p><p>+]</p><p>pH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>1,00  ×  10−14 M</p><p>100</p><p>Kw</p><p>H3O</p><p>+</p><p>OH−</p><p>pH</p><p>pOH</p><p>−log [OH−]</p><p>pH</p><p>pOH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>1,00  ×  10−14 M</p><p>100</p><p>Kw</p><p>H3O</p><p>+</p><p>OH−</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Como a água, outras espécies se dissociam liberando</p><p>ou</p><p>, elas são respectivamente, os ácidos e bases de Arrhenius. Quando uma espécie ácida ou básica se encontra</p><p>totalmente dissociada em água, temos um ácido ou uma base forte, sendo que a reação entre os dois resulta em</p><p>um</p><p>neutro, ou seja, ocorre uma reação de neutralização. Portanto, você pode escrever a reação entre</p><p>na forma de seus íons, ou como as espécies iônicas (a �m de facilitar a representação, mostraremos os íons</p><p>, porém, lembre-se de que eles sempre estarão associados a uma molécula de água como</p><p>):</p><p>Para sabermos quando a neutralização será completa, temos que observar a estequiometria da equação, por</p><p>exemplo, 1 mol de</p><p>reage com 1 mol de</p><p>, ou seja, para você neutralizar uma solução 1 M de</p><p>pH</p><p>pOH</p><p>−log [OH−]</p><p>pH</p><p>pOH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>OH−</p><p>pH</p><p>HCl</p><p>H+</p><p>H3O</p><p>+</p><p>H3O+</p><p>OH−</p><p>pH</p><p>HCl</p><p>H+</p><p>H3O</p><p>+</p><p>HCl</p><p>NaOH</p><p>HCl</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>, precisamos da mesma quantia de uma solução 1 M de</p><p>.</p><p>O ácido acético é um ácido que, ao contrário do HCl, não se encontra totalmente dissociado em água, apenas</p><p>algumas moléculas de ácido se dissociam e formam os íons em solução. Entretanto, quando reagimos este</p><p>ácido fraco com uma base forte, a reação ocorre totalmente, como na reação entre ácido acético e carbonato de</p><p>cálcio.</p><p>Note que carbonato de cálcio é um sólido insolúvel, portanto, não se dissocia em água, já o produto da reação é</p><p>um sólido solúvel e isso deve ser levado em conta quando você escreve a equação.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Algumas espécies, como a amônia (</p><p>), não liberam</p><p>quando dissociadas em água, porém atuam como bases, neste caso, estas espécies que têm a característica de</p><p>se ligar a hidrogênios são classi�cadas como bases de BrØnsted-Lowry. Nesta classi�cação, ácidos são</p><p>espécies que liberam cátions hidrogênio. Por ser uma base, a amônia reage com ácido clorídrico, formando o sal</p><p>cloreto de amônio:</p><p>. Mesmo sendo uma base fraca, a amônia reage completamente com</p><p>, pois este é um ácido forte.</p><p>A força motriz em uma reação de precipitação é a formação do sólido insolúvel de uma reação ácido base em</p><p>água, é a transferência de íons hidrônio. Existe ainda um terceiro tipo de reação aquosa que veremos nesta</p><p>NaOH</p><p>HCl</p><p>NaOH</p><p>HCl</p><p>NaOH</p><p>NH3</p><p>OH−</p><p>NH3 (aq)  +  HCl(aq)  ⇌ NH4Cl(aq)</p><p>HCl</p><p>NH3</p><p>OH−</p><p>NH3 (aq)  +  HCl(aq)  ⇌ NH4Cl(aq)</p><p>HCl</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>seção, a reação de oxirredução, cuja força motriz é a transferência de elétrons.</p><p>A formação de ferro metálico é um exemplo de reação de oxirredução bastante interessante, partindo do minério</p><p>óxido de ferro, em reação com</p><p>, é obtido ferro metálico e gás carbônico:</p><p>. O óxido de ferro perde oxigênio, portanto, é reduzido, enquanto a outra espécie ganha oxigênio e é oxidada.</p><p>Nem toda reação de oxirredução envolve oxigênio, mas todas envolvem o movimento de elétrons.</p><p>Quando uma espécie recebe elétrons, dizemos que ela é reduzida, pois há uma redução na carga positiva, já uma</p><p>espécie que perde elétrons é oxidada. Veja a reação entre íons prata e cobre metálico</p><p>, as duas semirreações são</p><p>e</p><p>. Na primeira semirreação, os íons</p><p>recebem elétrons formando prata metálica (estado de oxidação 0). Para o cobre, na segunda semirreação, você</p><p>observa que ele perde elétrons para o meio. O cobre que doa elétrons é chamado agente redutor, a prata que</p><p>recebe elétrons é chamada agente oxidante. Você deve sempre lembrar que para uma espécie ser oxidada, outra</p><p>deverá ser sempre reduzida.</p><p>O balanceamento de equações de oxirredução deve ser feito levando em conta o movimento de elétrons, note</p><p>que nas semiequações, a prata recebe apenas um elétron por átomo, enquanto o cobre transfere dois elétrons.</p><p>Desta forma, a equação �nal deve ter dois mols de prata reagindo com um mol de cobre. De maneira geral, o</p><p>balanceamento destas equações deve seguir a regra de transferência de elétrons descrita na Figura 2.6.</p><p>CO</p><p>Fe2O3 (s)  +  3 CO (g)  →  2 Fe (s)  +  3 CO2 (g)</p><p>CO</p><p>Fe2O3 (s)  +  3 CO (g)  →  2 Fe (s)  +  3 CO2 (g)</p><p>2 Ag+</p><p>(aq)  +  Cu(S) →  2 Ag(s)  +  Cu2+</p><p>(aq)</p><p>Ag+</p><p>(aq)  +  e− →  Ag(s)</p><p>Cu(s)  →  Cu2+</p><p>(aq)  + e−</p><p>Ag+</p><p>2 Ag+</p><p>(aq)  +  Cu(S) →  2 Ag(s)  +  Cu2+</p><p>(aq)</p><p>Ag+</p><p>(aq)  +  e− →  Ag(s)</p><p>Cu(s)  →  Cu2+</p><p>(aq)  + e−</p><p>Ag+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 2.6 Transferência de elétrons em semiequações. Fonte: adapatada de Kotz et al (2014, p. 170).</p><p>A variação de carga negativa ou positiva de um átomo é chamada de número de oxidação (NOX), e é importante</p><p>que você entenda que o número de oxidação de um determinado elemento ou substância simples é zero. Como</p><p>substâncias simples são formadas por átomos de um único elemento, não há diferença de eletronegatividade,</p><p>portanto, os átomos não ganham nem perdem carga. Para espécies monoatômicas, o número de oxidação é</p><p>igual à carga do íon, elementos do grupo 1 tendem a perder um elétron, do grupo 2, dois elétrons, já o alumínio,</p><p>elemento do grupo 13, tende a perder três elétrons.</p><p>Para os halogênios, o �úor (halogênio mais eletronegativo) apresenta sempre NOX igual -1. O bromo, cloro e iodo</p><p>também apresentam NOX igual -1, exceto quando combinados com átomos de oxigênio e �úor. Já para o</p><p>hidrogênio e oxigênio, os números de oxidação são comumente iguais a +1 e -2, respectivamente.</p><p>Algumas reações de oxirredução são espontâneas, como o processo de ferrugem. A reação entre zinco e cobre</p><p>também ocorre espontaneamente, como ao colocarmos uma placa de zinco em uma solução de cobre. Como os</p><p>íons cobre recebem elétrons dos átomos de zinco, ocorre o depósito de cobre (sólido vermelho) sobre a placa de</p><p>zinco com o passar o tempo. Isso acarreta a alteração da cor da solução, antes azul, devido à presença de</p><p>cátions cobre.</p><p>Este processo gera energia, e embora a reação seja espontânea, a energia não está sendo aproveitada. Para que</p><p>isso ocorra, é necessário montar uma pilha, como a pilha de Daniel. Em uma pilha, as reações devem ocorrem</p><p>em recipientes separados, assim, elétrons provenientes da reação circulam por um �o externo, realizando</p><p>trabalho elétrico. Em uma pilha, com o passar do tempo, a concentração de cargas negativas (na redução) ou</p><p>positivas (na oxidação) aumenta, sendo que a ponte salina tem como função equilibrar estas cargas com o</p><p>deslocamento de cátions e ânions para as soluções de�cientes em carga positivas ou negativas,</p><p>respectivamente.</p><p>Em uma pilha, o ânodo é onde ocorre a semirreação de oxidação e o cátodo é onde ocorre a semirreação de</p><p>redução. Para sabermos se uma reação é espontânea ou não, devemos consultar seus potenciais padrões de</p><p>redução, eles nos indicam qual a tendência em espécies serem oxidadas ou reduzidas, sendo que quanto mais</p><p>positivo este valor, maior a tendência de a semirreação</p><p>ocorrer como está escrita. Estes valores são tabelados.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender as características das reações que se processam em solução aquosa,</p><p>assim como os conceitos de concentração e molaridade, reações de neutralização, precipitação e oxirredução,</p><p>agora você precisa colocar em prática esses conhecimentos. Para isso, vamos pensar em uma situação em que</p><p>é precisa realizar a neutralização de uma quantidade de ácido sulfúrico empregando hidróxido de cálcio em um</p><p>sistema voltado ao controle ambiental de um processo.</p><p>Em uma determinada aplicação, você precisa neutralizar 1,4 mols de ácido sulfúrico. Deste modo, quantos mL de</p><p>uma solução 0,7M de hidróxido de cálcio são necessários para neutralizar o ácido sulfúrico?</p><p>Analisando a equação, temos:</p><p>Para neutralizar 1,4 mols de ácido, precisamos de 1,4 mol de base, pois temos uma estequiometria 1:1 entre o</p><p>ácido sulfúrico e o hidróxido de cálcio. Desse modo, se temos uma solução 0,7 M de base, temos 0,7 mol em 1 L,</p><p>portanto precisaremos de 2 L da solução.</p><p>Ca(OH)2 (aq)  +  H2SO4 (aq)     →    CaSO4 (aq)  +  2 H2O(l)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Com isso, você conseguiu aplicar os conceitos da reações em solução aquosa para solucionar um problema do</p><p>cotidiano relacionado as reações químicas que estão presentes em diferentes processos do nosso dia a dia.</p><p>Além dessa solução, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue</p><p>estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as reações em solução aquosa, acesse a biblioteca virtual e faça a leitura do capítulo 4,</p><p>Reações em solução aquosa, do livro “Química”, disponível na Minha Biblioteca.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso em: 06 fev. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos as reações de neutralização, faça a leitura do artigo:</p><p>“Reações ácido-base: conceito, representação e generalização a partir das energias envolvidas nas</p><p>transformações”, disponível em: https://doi.org/10.1590/S0100-40422012001000031. Acesso em: 06 fev. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre as reações de precipitação, por meio da leitura do artigo “Química</p><p>analítica básica: as reações de precipitação”, disponível em: https://doi.org/10.20396/chemkeys.v4i00.16099.</p><p>Acesso em: 06 fev. 2024.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto</p><p>Alegre: Bookman, 2009.</p><p>ZUMDAHL, Steven S.; DECOSTE, Donald J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage</p><p>Learning, 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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/.</p><p>https://doi.org/10.1590/S0100-40422012001000031.</p><p>https://doi.org/10.20396/chemkeys.v4i00.16099.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá rever as de�nições de compostos iônicos e moleculares, de mol e</p><p>relações estequiométricas, irá trabalhar com os diferentes tipos de reações químicas e realizar o balanceamento</p><p>de equações químicas, por �m, irá trabalhar com as reações em solução aquosa. Esse conteúdo é importante</p><p>para a sua prática pro�ssional, pois as habilidades adquiridas são essenciais para entender como as substâncias</p><p>interagem e se transformam. Esteja pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Chegada</p><p>Olá, estudante! Para desenvolver a competência desta Unidade, que é conhecer e compreender os fundamentos</p><p>das reações químicas, os balanceamentos de reações e a estequiometria envolvendo as transformações da</p><p>matéria você deverá primeiramente conhecer e trabalhar com as de�nições de compostos iônicos e moleculares.</p><p>A de�nição desses compostos é fundamental para compreender o comportamento das substâncias frente a</p><p>diferentes tipos de reações, mas além disso, você precisa conhecer o conceito de quantidade de matéria e a</p><p>de�nição de mol, além de realizar os cálculos relativos à determinação da quantidade de matéria envolvida em</p><p>uma reação química.</p><p>As transformações da matéria são representadas pelas reações químicas, a qual você deve representar</p><p>adequadamente por meio das equações químicas, além disso, deve obedecer a lei de conservação das massas e</p><p>a lei das proporções constantes, realizando o balanceamento de equações pelo método das tentativas. Ao</p><p>realizar uma reação química, é preciso saber quais são os reagentes envolvidos e os produtos que são formados,</p><p>desse modo, você precisa trabalhar com os diferentes tipos de reações, como as de síntese, decomposição,</p><p>simples troca e dupla troca. Além disso, você deve saber as quantidades envolvidas na transformação da</p><p>matéria, sendo que muitas vezes as reações ocorrem com rendimento máximo, mas em muitas situações, é</p><p>preciso trabalhar com quantidades distintas as relações estequiométricas visando o máximo rendimento, desse</p><p>modo, você precisa determinar o reagente limitante e o reagente em excesso.</p><p>Por �m, você precisa considerar que em muitas situações o meio pode in�uenciar nas transformações da</p><p>matéria, desse modo, você deve explorar os conceitos das reações em solução aquosa, sabendo identi�car as</p><p>características de uma solução, o que é o soluto e solvente, quais são as formas de expressão de suas</p><p>concentrações e molaridade. Além disso, preciso conhecer os principais tipos de reações que podem ocorrer,</p><p>como as reações de neutralização, as reações de precipitação e as reações de oxirredução. A�nal, química não</p><p>consiste apenas em misturar reagentes de qualquer maneira.</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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Você vai se colocar no lugar de um pro�ssional recém-contrato em uma indústria de produtos químicos que está</p><p>montando uma nova linha de produção. O produto que será obtido é a soda cáustica, produzida pela hidrólise</p><p>aquosa de  . Sua função como químico é montar o processo calculando os reagentes envolvidos e</p><p>avaliando o rendimento. Como ocorre esta reação? Antes de você responder a esta pergunta, precisa entender</p><p>como se medem os reagentes químicos, como calculamos o rendimento e como vemos se a equação química</p><p>está escrita corretamente. Todos estes detalhes vão signi�car um processo e�ciente, convertido em lucro para a</p><p>NaCl</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>empresa. Desse modo, você precisa trabalhar com algumas situações especí�cas relacionadas ao processo em</p><p>questão.</p><p>Sua primeira tarefa é saber quanto de cloreto de sódio irá produzir hidróxido de sódio. O primeiro passo é saber</p><p>escrever a equação química em que o cloreto de sódio reage com a água, formando hidróxido de sódio,</p><p>hidrogênio e gás cloro. Você começa a pensar em termos do processo, se reagir 250kg de  , quanto de</p><p>será formado? 250 Kg? Seu gestor pede uma produção inicial para um teste da planta de 100Kg de</p><p>. Quanto de   você deve reagir?</p><p>Seguindo a implementação do processo, é possível veri�car se a equação proposta está correta? Quanto</p><p>realmente produz de  ? Para isso, você irá montar esta mesma reação em pequena escala em</p><p>laboratório. Quanto de    será obtido? Agora, deverá checar a equação química e veri�car se ela está</p><p>correta e se a quantidade que você previu que seria formada de   realmente será obtida.</p><p>Agora você está na etapa �nal de implementação do processo e precisa dimensionar o reator químico e conferir</p><p>se as equações utilizadas até o momento estão corretas, já que um erro na estequiometria do processo acarreta</p><p>um erro de produção</p><p>foram</p><p>denominadas por Schrödinger de número quântico principal, sendo de�nido que cada camada tem um limite de</p><p>orbitais possíveis. A reatividade e características de um átomo são determinadas, principalmente, por seus</p><p>elétrons da camada mais externa, chamada camada de valência.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Ao trabalhar a equação de Schrödinger, podemos obter três dados que funcionam como o endereço do elétron,</p><p>os chamados números quânticos. Ao descrevermos estes valores, saberemos qual é a região onde tem maior</p><p>probabilidade de se encontrar um determinado elétron. O primeiro dado é sobre as camadas que contêm os</p><p>elétrons, o número quântico principal, chamado de n, sendo números inteiros (n= 1, 2, 3, 4, 5, ...). Estas camadas</p><p>possuem subcamadas, que são os diferentes tipos de orbitais, representados pelo número quântico de momento</p><p>angular (</p><p>m</p><p>v</p><p>λ</p><p>λ = h</p><p>mv</p><p>,</p><p>h</p><p>m</p><p>v</p><p>λ</p><p>λ = h</p><p>mv</p><p>,</p><p>h</p><p>l</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>), sendo que</p><p>. Além de números, as subcamadas foram nomeadas com letras que correspondem a determinadas</p><p>características. Como estas palavras estão em inglês, é importante apenas saber que temos os orbitais s (</p><p>). você pode notar que os orbitais possuem orientações espaciais. Este dado é chamado de número quântico</p><p>magnético (</p><p>), podendo assumir valores de</p><p>a</p><p>. O último número quântico diz respeito ao movimento do elétron ao longo do seu eixo, o número quântico de</p><p>spin (</p><p>). Apenas dois valores são possíveis,</p><p>e</p><p>, uma vez que o elétron pode girar apenas no sentido horário e anti-horário.</p><p>Você foi apresentado aos quatro números quânticos: principal (n), momento angular (</p><p>), magnético (</p><p>) e de spin (</p><p>). Lembre-se de que os três primeiros são resultados da equação de Schrödinger e o último ocorre devido ao</p><p>movimento dos elétrons. Segundo o princípio da exclusão de Pauling, dois elétrons não podem ter o mesmo</p><p>conjunto de números quânticos, ou seja, temos dois elétrons com n = 3 (os dois na camada 3),</p><p>l =  0, 1, 2, ..., n − 1</p><p>l  =  0</p><p>ml</p><p>−l</p><p>+l</p><p>ms</p><p>+ 1/2</p><p>− 1/2</p><p>l</p><p>l =  0, 1, 2, ..., n − 1</p><p>l  =  0</p><p>ml</p><p>−l</p><p>+l</p><p>ms</p><p>+ 1/2</p><p>− 1/2</p><p>l</p><p>ml</p><p>ms</p><p>l</p><p>ml</p><p>ms</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 1.1 Representação de orbitais, elétrons e números quânticos.Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A.,</p><p>2017.</p><p>Então, como vimos na �gura 1.1, a descrição</p><p>signi�ca que temos quatro elétrons em orbitais p na camada 2. Os orbitais de um mesmo tipo (como os três</p><p>orbitais p:</p><p>,</p><p>e</p><p>) são chamados de degenerados. O preenchimento de orbitais degenerados ocorre seguindo a regra de Hund que</p><p>diz que devemos colocar um elétron em cada orbital e depois voltar ao primeiro e seguir preenchendo.</p><p>Como você distribuiria os elétrons ao longo das camadas e subcamadas? Este processo é chamado de</p><p>distribuição eletrônica, sendo que devemos seguir o princípio da construção, colocando os primeiros elétrons na</p><p>camada menos energética. A primeira camada possui n = 1, apenas 1 orbital s, com dois elétrons (lembre-se do</p><p>princípio da exclusão de Pauling). Na segunda camada menos energética, n = 2, há 1 orbital s e 3 orbitais p, o</p><p>orbital s é menos energético que os orbitais p, logo, preenchemos primeiramente o orbital s e depois os orbitais</p><p>p. O preenchimento dos orbitais p deve seguir a regra de Hund. Isto signi�ca que um átomo com seis elétrons</p><p>tem</p><p>(dois elétrons no orbital s da primeira camada),</p><p>(dois elétrons no orbital s da segunda camada),</p><p>(dois elétrons no orbital p da segunda camada, um em</p><p>l = 1</p><p>ml =  0</p><p>ms = +1/2</p><p>m2 = −1/2</p><p>2p4</p><p>px</p><p>py</p><p>pz</p><p>2p4</p><p>px</p><p>py</p><p>pz</p><p>1s2</p><p>2s2</p><p>2p2</p><p>px</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>e outro em</p><p>).</p><p>As energias das diferentes camadas e orbitais foram calculadas experimentalmente, e, para você de�nir qual</p><p>orbital é preenchido primeiro, deve utilizar um diagrama de ordem de preenchimento das subcamadas (Figura</p><p>1.2). Neste diagrama, as camadas e subcamadas são preenchidas seguindo as setas vermelhas, iniciando por</p><p>1s, depois 2s, depois, 2p, 3s, seguido de 3p, 4s etc.</p><p>Figura 1.2 Diagrama de distribuição eletrônica dos elétrons. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Você já conhece o átomo como é de�nido atualmente: um núcleo contendo prótons, nêutrons e uma eletrosfera,</p><p>contendo os elétrons. O número de prótons que um átomo possui é chamado de número atômico, enquanto a</p><p>massa de um átomo é chamada massa atômica. A massa atômica é relativa, ou seja, determinada por</p><p>convenção. Os químicos tentaram medir os átomos de diversas maneiras, a melhor delas foi atribuir uma massa</p><p>relativa igual a 1 aos prótons e aos nêutrons (lembre-se de que a massa de um elétron é desprezível). Com isso,</p><p>py</p><p>1s2</p><p>2s2</p><p>2p2</p><p>px</p><p>py</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>o carbono passa a ter massa igual a 12 com seis prótons e seis nêutrons. Medidas experimentais determinaram</p><p>que o oxigênio é 1,33 vezes mais pesado que o carbono, de fato, com oito prótons e oito nêutrons, a massa do</p><p>oxigênio é igual a 16.</p><p>A unidade de medida de massa atômica é o u, sendo que 1u corresponde a</p><p>da massa do carbono, porém, em muitos lugares você irá encontrar esta grandeza como adimensional.</p><p>A Figura 1.3 apresenta a forma como são representados os dados de número e massa atômicos, tanto na tabela</p><p>periódica quanto fora dela. Uma espécie que possui o mesmo número de prótons que outra, porém, massas</p><p>atômicas distintas, é chamada de isótopo, sendo exemplos de isótopos os três diferentes átomos de</p><p>hidrogênios, que pesam massa 1,00794 u, encontrados na natureza: o deutério (D,</p><p>), o trítio (T,</p><p>) e o hidrogênio (H,</p><p>). A porcentagem isotópica de cada elemento consiste em sua abundância na natureza, para o H 99,985%, D</p><p>0,015%, T 0% (não existe na natureza, apenas é gerado em laboratório).</p><p>Figura 1.3 Representação dos átomos contendo seus números atômicos e massas atômicas. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina:</p><p>Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, o entendimento da estrutura dos átomos e dos processos relacionados a distribuição eletrônica são</p><p>importantes para compreender o comportamento de diferentes materiais.</p><p>Assim, temos que substâncias químicas são em sua maioria diamagnéticas, ou seja, são ligeiramente repelidas</p><p>por ímãs. Porém, outras substâncias são atraídas por eles, as paramagnéticas. A origem do paramagnetismo é o</p><p>spin do elétron, sendo que elétrons apresentam propriedades magnéticas. Quando um átomo que possui um</p><p>elétron desemparelhado é colocado em um campo magnético, duas orientações são possíveis: alinhamento dos</p><p>elétrons a favor do campo ou contra o campo. Isto ocorre devido ao spin ter valor</p><p>1</p><p>12</p><p>1</p><p>12</p><p>H2</p><p>1</p><p>H3</p><p>1</p><p>H1</p><p>1</p><p>H2</p><p>1</p><p>H3</p><p>1</p><p>H1</p><p>1</p><p>+1/2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>ou</p><p>. Cabe ressaltar que quando o campo magnético externo é removido, a orientação dos spins permanece por</p><p>pouco tempo. Algumas outras espécies, no entanto, após submetidas a campos magnéticos, mantêm esta</p><p>orientação, os chamados ferromagnéticos (como ferro, cobalto e níquel). Embora compostos paramagnéticos</p><p>apresentem magnetismo fraco, esta propriedade pode ser utilizada.</p><p>Para determinar se o ímã industrial irá resolver o problema de contaminação e deterioração de equipamentos,</p><p>precisamos de�nir se as impurezas do processo são paramagnéticas/ferromagnéticas ou diamagnéticas.</p><p>Você observou que alguns dos seus contaminantes, além de compostos contendo ferro, são sais de cobre (</p><p>) e sais de sódio (</p><p>). Para determinar se estes cátions serão ou não atraídos por um ímã forte, temos que fazer suas distribuições</p><p>eletrônicas:</p><p>Como compostos de ferro são um grande problema em seu processo e ocorre a remoção de sais de cobre com o</p><p>uso do ímã na indústria, você entregou um parecer favorável a compra do equipamento.</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 modelos atômicos, acesse a biblioteca virtual e faça a leitura do capítulo 2, Átomos,</p><p>moléculas e íons, do livro “Química: a ciência central, disponível na biblioteca</p><p>com grande impacto econômico.</p><p>Você já sabe qual o tipo de reação que está ocorrendo? Você consegue descrever o processo químico? Para isso,</p><p>antes, será preciso calcular a concentração da solução. Como calcula-se a concentração de uma solução?</p><p>Qualquer concentração é aceita em uma solução? Quais são os limites? Qual volume da solução preparada deve</p><p>ser utilizado para obter a massa desejada? Qual característica o reator deve ter frente ao produto formado?</p><p>Bons estudos!</p><p>Com o conceito de massa atômica sozinho é possível prever as quantidades envolvidas em um processo de</p><p>transformação da matéria?</p><p>Ao identi�car uma reação química, como podemos prever as quantidades de produtos que serão formados a</p><p>partir de uma quantidade de reagente adicionada? Existe uma relação entre os átomos envolvidas e suas</p><p>quantidades nesse processo?</p><p>Ao realizar uma reação química, muitas vezes empregamos soluções aquosas, qual é a �nalidade de empregar</p><p>soluções aquosas em diferentes tipos de reações químicas?</p><p>Você está se colocando no lugar de um pro�ssional em uma fábrica que está iniciando um processo de eletrólise</p><p>para formação de soda cáustica, o hidróxido de sódio. Para acompanhar o processo, você precisa, inicialmente,</p><p>escrever a equação química. Você sabe que cloreto de sódio reage com água, formando hidróxido de sódio, gás</p><p>hidrogênio e gás cloro. Então, temos algo assim:</p><p>Sua primeira tarefa é saber quanto de cloreto de sódio irá produzir hidróxido de sódio. Você descon�a que 1 mol</p><p>de  . Então, é preciso calcular a massa molar de cada um dos compostos:</p><p>Se garantirmos que todo cloreto de sódio será convertido em hidróxido de sódio, temos que   de</p><p>formam   de  .</p><p>Para responder ao seu gestor quanto de    teremos que usar para formar    de  , podemos</p><p>seguir dois caminhos:</p><p>1) A partir do mol: você sabe que 1 mol de    tem massa molar de  , então    correspondem</p><p>a   (regra de 3).</p><p>Se 1 mol de    leva a 1 mol de  , para obtermos 2,5 kmol de produto, precisamos da mesma</p><p>quantidade em mol de reagente.</p><p>2) A partir da massa: basta você utilizar as massas molares calculadas:</p><p>NaCl</p><p>NaOH</p><p>NaOH NaCl</p><p>NaCl</p><p>NaOH</p><p>NaOH</p><p>NaOH</p><p>NaCl(aq)  + H2O(l)    →     NaOH(aq)  + H2 (g)  + Cl2 (aq)</p><p>NaCl</p><p>MM  do NaCl  =  23g Na  +  35,5g Cl  =  58,5 g/mol NaCl</p><p>MM  do NaOH  =  23g Na  +  16g O  +  1g H  =  40 g/mol NaOH</p><p>58,5g NaCl</p><p>40g NaCl</p><p>NaCl 100kg NaOH</p><p>NaOH 40g 100kg</p><p>2,5 kmol</p><p>NaCl NaOH</p><p>1 mol NaCl − − − − − − − − 58,5 g</p><p>2500 mol − − − − − − − − X</p><p>X  =  146250 g  =  146,25kg de NaCl</p><p>58,5g NaCl − − − − − − − − − − 40g NaOH</p><p>X g − − − − − − − − − −100000 g de NaOH</p><p>X  =  146250 g  =  146,25 Kg de NaCl</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Você começou a montar seu processo, mas nem sempre temos uma conversão completa.</p><p>Dando sequência, você observou que não balanceou a equação, esta quantidade está correta? Vamos realizar o</p><p>balanceamento da equação e responder a esta e a outras perguntas.</p><p>Vimos que o balanceamento de uma equação ocorre através do método da tentativa e erro. Para isso, devemos</p><p>começar por um elemento que apareça menos vezes, como o sódio.</p><p>– Sódio: temos um átomo nos reagentes e um no produto, portanto, está ok.</p><p>– Cloro: temos um átomo no reagente e dois no produto, portanto, devemos alterar esta estequiometria, sendo</p><p>necessário, rever o Na.</p><p>– Então, os átomos de H e O:</p><p>Conte os átomos e veri�que que agora sua equação está balanceada:</p><p>Como 2 mols de   produzem 2 mols de  , temos que:</p><p>Mesmo resultado obtido anteriormente para uma conversão de 100%, ou seja, todo reagente se transforma em</p><p>produto.</p><p>Para saber o rendimento real da equação, você pediu à equipe de laboratório que realizasse a reação em</p><p>pequena escala. Os resultados que foram passados são que para reagente com 99,9% de pureza, a reação</p><p>ocorreu com 83 % de rendimento, tendo o   como reagente limitante, em concentração de  .</p><p>Ter o   como reagente limitante, signi�ca que a água é utilizada em excesso, sendo o solvente da reação.</p><p>Os cálculos devem ser sempre realizados com relação ao reagente limitante. Se o resultado do laboratório for</p><p>transposto para a planta industrial, os   não serão obtidos e sim a massa correspondente a   deste</p><p>valor,  .</p><p>Portanto, para planejar seu processo você precisa aumentar a quantidade de NaCl, uma vez que a massa de</p><p>de    irá produzir apenas    de  . Portanto, levando em consideração o rendimento</p><p>obtido no laboratório, temos:</p><p>Quando a equipe de laboratório enviou os resultados de rendimento, algumas informações o surpreenderam,</p><p>como a concentração. O que signi�ca esta concentração? Qual o tamanho do reator que precisa ser utilizado</p><p>2 NaCl(aq)  + H2O(l)</p><p>reação não balanceada</p><p>NaOH(aq)  + H2 (g)  + Cl2 (aq)−→</p><p>2 NaCl(aq)  + H2O(l)</p><p>reação não balanceada</p><p>2 NaOH(aq)  + H2 (g)  + Cl2 (aq)−→</p><p>2 NaCl(aq)  + 2 H2O(l)</p><p>reação não balanceada</p><p>2 NaOH(aq)  + H2 (g)  + Cl2 (aq)−→</p><p>2 NaCl(aq)  + 2 H2O(l)</p><p>reação não balanceada</p><p>2 NaOH(aq)  + H2 (g)  + Cl2 (aq)−→</p><p>NaCl NaOH</p><p>117g NaCl − − − − − − − − − − 80g NaOH</p><p>X g − − − − − − − − −  100000g de NaOH</p><p>X  =  146250 g  =  146,25 kg de NaCl</p><p>NaCl 360 g/L</p><p>NaCl</p><p>100,00kg 83%</p><p>83,00kg</p><p>146,25kg NaCl 83kg NaOH</p><p>146,25kg NaCl − − − − − − − − − − 83kg de NaOH</p><p>X − − − − − − − − − − 100kg</p><p>X  =  176,2kg de NaOH</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>para utilizar 176,2kg de NaCl, mantendo esta concentração? Qual sua in�uência no processo? E ainda, como esta</p><p>reação realmente ocorre?</p><p>Por �m, você deve analisar a equação química, qual reação ocorre? Sabemos que é uma reação aquosa, porém</p><p>não há precipitação nem neutralização. Esta é uma equação de oxirredução e ocorre quando uma corrente</p><p>elétrica é passada entre os elétrodos.</p><p>Você pode separar a equação principal em semiequações:</p><p>Separando todas as etapas, �ca evidente que a reação é de oxirredução entre o cloro e o hidrogênio, sendo que</p><p>gás cloro é formado no ânodo e o gás hidrogênio é formado no cátodo. Reações de oxirredução em meio aquoso</p><p>são chamadas de eletrólise.</p><p>Com a formação dos dois gases em solução, teremos íons sódio e hidróxido que, após evaporação do solvente,</p><p>levam à formação de hidróxido de sódio sólido.</p><p>Com relação à concentração, o que signi�ca uma concentração de  ?</p><p>A solubilidade máxima de   é   em   de água. Então, para termos   de   em solução,</p><p>devemos calcular:</p><p>Isso signi�ca que você deve adicionar   de</p><p>em    de água para garantir que haja uma solução saturada, ou seja, este é o volume mínimo para</p><p>solubilizar todo  . Com esta massa, neste volume, teremos uma concentração de    ou uma</p><p>molaridade de  , já que a massa molar do   é  .</p><p>A concentração nos deu a relação massa volume, indicando assim a quantidade de solvente a ser utilizada,</p><p>. Isso de�ne que o reator deve conter um tamanho su�ciente para esta quantidade de água, mais a</p><p>adição de sólidos. Para operar com segurança, devido à produção de gases, você deve requisitar um reator de, no</p><p>mínimo,   para realizar a reação.</p><p>E sobre as especi�cações do reator, além de ser antioxidante (o que garante que não ocorrerão reações paralelas</p><p>de oxirredução), qual outra característica é necessária?</p><p>Para responder a esta pergunta, precisamos calcular o pH da solução após a reação, e para isso precisamos da</p><p>concentração aproximada de  .</p><p>Como calculado anteriormente, esta massa produzirá   de   (100% de rendimento), sendo a massa</p><p>molar do  , teremos ao �nal da reação    de base, ou seja,    de íons  . Para</p><p>calcularmos o volume �nal da solução, devemos pensar que 2500 mols de água sofreram autoionização</p><p>completa, sendo que os íons hidrônio reagiram e os íons hidroxila permaneceram em solução.</p><p>Como massa molar da água é  ,   de água autoionizaram ( ), dando um volume �nal de</p><p>água de    (levando em consideração que não houve evaporação da água</p><p>adicionalmente).</p><p>Como temos</p><p>mols de   em   de água, a molaridade da solução de   será 6,9 M.</p><p>360 g/L</p><p>NaCl 36g 100mL 146,3kg NaCl</p><p>0,036kg − − − − − − − − 0,1L</p><p>146,3kg − − − − − − − − X</p><p>X  =  405,5L</p><p>146,3kg NaCl</p><p>405,5L</p><p>NaCl 360 g/L</p><p>6,15M NaCl 58,5 g/mol</p><p>405,5L</p><p>600L</p><p>NaOH</p><p>100kg NaOH</p><p>NaOH 2,5 kmol 2,5</p><p>kmol OH−</p><p>18g 45000g 45kg  ≈  45L</p><p>405,5  −  45  ≈  360L</p><p>2500</p><p>OH− 360L NaOH</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Com esta concentração de íons hidróxido em solução, o equilíbrio de dissociação da água se encontra</p><p>praticamente todo deslocado no sentido dos reagentes, com isso, a concentração de íons hidrônio é</p><p>praticamente zero, sendo, então, pH de aproximadamente 14 unidades.</p><p>Este dado é muito importante na escolha do reator, pois a especi�cação do material utilizado deve ser de</p><p>resistência a altamente básicos. Agora você mapeou todas as etapas do processo, calculou a massa a ser</p><p>reagida visando uma quantidade de produto especi�cada, e com isso entendeu a importância de cálculos</p><p>estequiométricos em processos químicos. Também compreendeu a reação que estava sendo realizada e</p><p>conseguiu dimensionar o tamanho do reator a ser utilizado, além de algumas características.</p><p>Para �nalmente implementar o processo, você deve fazer uma consulta no mercado, observando quais os</p><p>reatores mais utilizados em reações de eletrólise, acertar a volumetria entre os tipos disponíveis e começar a</p><p>produção. Desta forma, suas projeções deixaram seu gestor muito satisfeito.</p><p>Estudante, venha embarcar em uma jornada de descobertas fascinantes no mundo da química! Nosso estudo</p><p>abrange uma ampla gama de tópicos essenciais, desde os fundamentos dos compostos iônicos e moleculares</p><p>até as complexidades das reações em solução aquosa. Ao explorar os compostos iônicos, mergulharemos na</p><p>compreensão das forças eletrostáticas que unem íons positivos e negativos, desvendando os segredos por trás</p><p>de substâncias como sais. Entenderemos o conceito de mol, uma unidade crucial para quanti�car a quantidade</p><p>de substância em uma amostra, e exploraremos as relações estequiométricas, que nos permitem realizar</p><p>cálculos precisos em reações químicas. Em seguida, mergulharemos nos diferentes tipos de reações químicas,</p><p>desde as simples reações de adição e decomposição até as mais complexas reações de simples e dupla troca,</p><p>desvendando os mistérios por trás das transformações de matéria. Aprenderemos a escrever e balancear</p><p>equações químicas, habilidades essenciais para descrever as transformações que ocorrem durante as reações.</p><p>Discutiremos o conceito de reagente limitante e reagente em excesso, além de explorar as fascinantes reações</p><p>em solução aquosa, como as reações de neutralização, de precipitação e de oxirredução.</p><p>Explore essa empolgante jornada de aprendizado, onde você desvendará os segredos da química e sua</p><p>aplicação em nosso mundo!</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 2.7 Química Geral – Fundamentos da química geral e estequiometria.Fonte: o próprio autor.</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto</p><p>Alegre: Bookman, 2009.</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>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas.2. ed. v. 1.  São Paulo: Cengage Learning, 2014.</p><p>MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral e fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.</p><p>RUSSEL, John B. Química geral. v. 2, 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2011.</p><p>ZUMDAHL, Steven S.; DECOSTE, Donald J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage</p><p>Learning, 2016.</p><p>,</p><p>Unidade 3</p><p>Propriedades dos Estados Físicos da Matéria</p><p>Aula 1</p><p>Gases</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Gases</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer as características e propriedades dos gases. Além disso, você</p><p>deverá conhecer detalhes das relações entre pressão, volume, temperatura e número de mols de um gás. Esses</p><p>conteúdos são importantes para a sua prática pro�ssional, pois são essenciais para compreender o</p><p>comportamento gasoso em diversas condições. Leis como Boyle, Charles e dos Gases Ideais estabelecem</p><p>relações entre pressão, volume, temperatura e quantidade de matéria, fundamentais para aplicações em química,</p><p>física, engenharia e meteorologia. Esteja pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Caro estudante! Você já levou uma bola in�ada em um voo e observou o que acontece? Ou já viu o</p><p>funcionamento de um airbag? Ou ainda um balão de ar quente em pleno ar? Para compreender estes três</p><p>acontecimentos você precisa entender um pouco sobre as propriedades dos gases e como eles se comportam</p><p>em diferentes temperaturas, volumes e pressões. O ar que respiramos são gases, a água se torna gás com</p><p>facilidade e a nossa atmosfera é composta por gases, então, literalmente, os gases estão por todos os lados.</p><p>Mais simples que líquidos e sólidos, o estudo de gases é bastante compreendido e importante. Deste modo,</p><p>nesta aula você compreenderá as leis de regem o comportamento dos gases, sejam eles considerados reais ou</p><p>ideais, além disso, você conhecerá os principais processos relacionados ao comportamento dos gases, como a</p><p>compressibilidade, a expansão e a efusão.</p><p>Pensando nisso, temos como ponto de partido o acionamento de um airbag durante um choque veicular. Ao</p><p>haver o choque de um carro em um muro, o airbag é acionado e o motorista sofrerá menos danos. O</p><p>funcionamento de airbags é bem conhecido e envolve a reação de decomposição de azida de sódio promovida</p><p>pelo choque da batida. Nesta reação, são produzidos sódio e gás nitrogênio que in�am o airbag. A reação do</p><p>airbag é:</p><p>Você está trabalhando em uma empresa que produz airbags para diversos compradores. Um deles solicitou um</p><p>airbag para um veículo em teste, que in�ado �casse com um volume de</p><p>. O comprador solicitou que a pressão dentro do airbag fosse de</p><p>. Você deve, a partir das especi�cações do cliente, calcular quanto dos reagentes deve ser utilizado.</p><p>2 NaN3 (s)  →  2 Na (s)  +  3 N2 (g)</p><p>8 L</p><p>840 mmHg</p><p>8 L</p><p>840 mmHg</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Então, desperte a paixão pelo conhecimento, pois em cada linha há uma revelação e em cada teoria uma</p><p>oportunidade de expandir os horizontes do saber. Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Caro estudante, para iniciar seus estudos sobre os gases, você precisa lembrar o conceito de pressão. A pressão</p><p>é a relação entre a força exercida e a área em que se exerce esta força (Pressão = força/área). Para a atmosfera,</p><p>costumamos medir a pressão utilizando um barômetro (Figura 3.1 A), em que medimos a força exercida pela</p><p>atmosfera através da altura da coluna de mercúrio. Quanto maior a pressão da atmosfera, maior esta coluna.</p><p>Manômetros em forma de U são bastante utilizados para medir a pressão de gases, que consistem em tubos de</p><p>vidro em U preenchidos com mercúrio. O lado fechado está sob vácuo (não há nenhum gás exercendo pressão) e</p><p>o outro lado está em contato com o gás que queremos saber a pressão (Figura 3.1 B).</p><p>Figura 3.1 Medição da pressão atmosférica (A) e de um gás con�nado (B).Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora</p><p>S.A., 2017.</p><p>Assim como gases apresentam a propriedade de expansibilidade (ocupam todo volume disponível), eles</p><p>também possuem uma propriedade chamada compressibilidade. Você evidencia isso ao apertar uma bola, ao</p><p>exercer uma força na bola e ela diminui de volume, mantendo as moléculas de gás que havia no início do</p><p>processo. Isso consiste em dizer que a uma determinada temperatura, o volume e a pressão de um gás são</p><p>inversamente proporcionais, ou seja, quanto maior a pressão, menor o volume. Robert Boyle (1627-1691)</p><p>observou esta relação, e como todos os gases apresentam este mesmo comportamento, esta relação é</p><p>chamada de Lei de Boyle. A pressão e o volume se relacionam com uma constante de proporcionalidade,</p><p>chamada constante de Boyle (</p><p>).</p><p>Lei de Boyle: “Para uma determinada</p><p>quantia de gás (</p><p>) a uma temperatura �xa (</p><p>), o volume do gás diminui se a pressão aumenta. Por outro lado, se a pressão diminui, o volume do gás</p><p>aumenta” (KOTZ, 2014, p. 484).</p><p>CB</p><p>CB</p><p>n</p><p>T</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>A partir desta lei, isolando a constante, podemos concluir que se a pressão e o volume de um gás de quantia</p><p>, a uma temperatura</p><p>conhecida, um segundo conjunto de condições também será:</p><p>.</p><p>Você já encheu um balão e o colocou em uma câmara fria? Ou saiu de um ambiente frio com um balão murcho</p><p>para um ambiente quente? A observação que relaciona volume e temperatura (em Kelvin) foi feita por Jacques</p><p>Charles (1746-1823) e, como todos os gases apresentam este comportamento, �cou conhecida como a Lei de</p><p>Charles (KOTZ, 2014). A temperatura e o volume se relacionam por uma constante de proporcionalidade,</p><p>conhecida como constante de Charles (</p><p>).</p><p>Lei de Charles: para uma determinada quantia de gás (n) a uma pressão �xa (P), o volume do gás diminui se a</p><p>temperatura diminui. Se a temperatura aumenta, o volume do gás também irá aumentar.</p><p>Usando a mesma analogia apresentada anteriormente, podemos dizer que, com uma quantia e pressão</p><p>constantes, o volume e a temperatura de uma condição inicial estão relacionados com o volume e a temperatura</p><p>de uma condição �nal:</p><p>.</p><p>Ao combinarmos estas duas leis, teremos a Lei Geral dos Gases. Ela permite estudarmos um gás quando os três</p><p>parâmetros variam: pressão, volume e temperatura.</p><p>Outra relação que pode ser feita utilizando gases é sobre o volume e a quantidade de gás, mais precisamente</p><p>sobre a quantidade de mols de um gás. Esta é a hipótese de Avogadro, observada pela primeira vez por Amadeo</p><p>Avogadro (1776-1856), em 1811.</p><p>n</p><p>T</p><p>P = CB × 1</p><p>V ,           n e T  constantes</p><p>n</p><p>T</p><p>P1V1 = P2V2</p><p>n</p><p>T</p><p>P1V1 = P2V2</p><p>CC</p><p>CC</p><p>V = CC × T           n e P  constantes,  T  em Kelvin</p><p>V1</p><p>T1</p><p>= V2</p><p>T2</p><p>V1</p><p>T1</p><p>= V2</p><p>T2</p><p>P1V1</p><p>T1</p><p>= P2V2</p><p>T2</p><p>para uma quantia n gás,  sendo T  em Kelvin</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Hipótese de Avogadro: “volumes iguais de gases sob as mesmas condições de temperatura e pressão possuem</p><p>iguais números de partículas” (KOTZ, 2014, p. 489).</p><p>A combinação das três leis</p><p>(temperatura constante),</p><p>(pressão constante) e</p><p>(temperatura e pressão constantes) dá como resultado</p><p>. Ao utilizarmos uma constante de proporcionalidade</p><p>, teremos a Lei dos gases ideais</p><p>, ou</p><p>. Esta constante</p><p>é universal, chamada de constante dos gases, e pode ser calculada sabendo que nas CNTP (</p><p>e</p><p>),</p><p>de gás ocupa</p><p>, pelo cálculo, a constante será</p><p>.</p><p>V ∝ n          T  e P  constantes</p><p>P ∝ 1</p><p>V</p><p>V ∝ T</p><p>V ∝ n</p><p>V ∝ nT</p><p>P</p><p>R</p><p>V   =  R nT</p><p>P</p><p>PV = nRT</p><p>R</p><p>P   =  1 atm</p><p>T   =  273,15 K</p><p>1 mol</p><p>22,4 L</p><p>R = 0,082057 L atm/K mol</p><p>P ∝ 1</p><p>V</p><p>V ∝ T</p><p>V ∝ n</p><p>V ∝ nT</p><p>P</p><p>R</p><p>V   =  R nT</p><p>P</p><p>PV = nRT</p><p>R</p><p>P   =  1 atm</p><p>T   =  273,15 K</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Utilizando a Lei universal dos gases ideais, com três parâmetros, podemos calcular o quarto, utilizando a</p><p>pressão, o volume e a temperatura para encontrar a quantidade de mols em uma amostra. Sabendo o número de</p><p>mols de um gás e sua massa molar (</p><p>), podemos obter a massa de composto (</p><p>), calculando, assim, sua densidade. Temos, então,</p><p>, com densidade</p><p>,</p><p>.</p><p>Você parou para pensar, que, outra característica dos gases é que eles se misturam muito bem e que, por isso,</p><p>nem todo gás se encontra puro? Como o gás atmosférico que, limpo, é uma mistura de diversos gases, sendo</p><p>oxigênio, nitrogênio e argônio seus principais componentes? Como você pensaria uma mistura de gases com</p><p>relação à Lei universal dos gases ideais? John Dalton (1766-1844) foi o primeiro a realizar observações sobre as</p><p>pressões dos gases em uma mistura, elaborando a Lei das pressões parciais.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Lei de Dalton das pressões parciais: a pressão de uma mistura de gases é dada pela soma das pressões de cada</p><p>um dos gases 1, 2, 3, ...</p><p>Em uma mistura de gases, o comportamento de cada um dos gases componentes desta mistura independe dos</p><p>outros componentes. Assim como temos a pressão total sendo a soma das pressões parciais, também temos</p><p>que o número total de mols é a soma do número de mols de cada um dos componentes (</p><p>). Desta forma, podemos obter a Lei dos gases ideias para cada um dos componentes, ou de uma maneira total,</p><p>já que para todos os gases da mistura, o volume e a temperatura são iguais:</p><p>1 mol</p><p>22,4 L</p><p>R = 0,082057 L atm/K mol</p><p>MM</p><p>m</p><p>PV =   m</p><p>MM RT</p><p>d  =  m/V</p><p>d = P(MM)</p><p>RT</p><p>MM</p><p>m</p><p>PV =   m</p><p>MM RT</p><p>d  =  m/V</p><p>d = P(MM)</p><p>RT</p><p>Ptotal = P1 + P2 + P3 + …</p><p>ntotal = n1 + n2 + n3 + …</p><p>ntotal = n1 + n2 + n3 + …</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>A fração molar X de um composto (número de mols de um determinado composto dividido pelo número total de</p><p>mols de todas as substâncias presentes) é uma ferramenta útil para encontrar a pressão parcial de cada um dos</p><p>componentes:</p><p>Você viu até agora propriedades macroscópicas dos gases, como volume, temperatura e pressão, mas não</p><p>podemos esquecer que estamos falando de moléculas e que o comportamento microscópico resulta nas</p><p>propriedades que vimos. Analisar os gases, observando seus átomos, consiste na Teoria Cinético-Molecular dos</p><p>Gases, e, para isso, você precisa ter algumas considerações:</p><p>Gases são constituídos de partículas (moléculas ou átomos) em grande número e sempre em movimento.</p><p>As partículas de um gás são pequenas e a distância entre elas é maior que seu tamanho.</p><p>O movimento destas partículas ocorre em linha reta, exceto quando as moléculas se chocam umas com as</p><p>outras ou com as paredes dos recipientes. Quando isso ocorre, a energia cinética é conservada. E esta é a</p><p>única interação entre estas partículas.</p><p>A energia cinética média de todas as partículas de um gás é igual para todas as partículas de um gás,</p><p>independentemente da massa molecular, sendo proporcional à temperatura deste gás.</p><p>Você pode perceber que as partículas de um gás estão em movimento quando, por exemplo, sente o perfume de</p><p>alguém que acabou de entrar em uma grande sala. O aroma que seu olfato detecta são moléculas que se</p><p>tornaram gasosas e se moveram pelo ar. O movimento de moléculas de gás ocorre em diferentes velocidades e</p><p>em uma determinada temperatura a maioria das moléculas percorre uma velocidade intermediária, algumas</p><p>poucas uma velocidade menor e outras uma velocidade maior, sendo que a velocidade das moléculas de um gás</p><p>pode ser descrita como apresentando uma distribuição normal. A velocidade das moléculas de um gás está</p><p>relacionada com a temperatura e o tamanho das moléculas do gás.</p><p>Para avaliarmos a relação entre a velocidade e a temperatura, precisamos pensar em como calcular a energia</p><p>cinética. Para uma molécula de massa</p><p>, a energia cinética (</p><p>) é dada por:</p><p>Como as moléculas de um gás apresentam velocidades diferentes, não é possível calcular a energia cinética</p><p>para todo o gás, mas podemos calcular a energia cinética média, utilizando a velocidade média:</p><p>PAV = nART</p><p>PBV = nBRT</p><p>PCV = nCRT</p><p>PtotalV = ntotalRT</p><p>XA = nA</p><p>nA+nB+nC+…           PA = XA × Ptotal</p><p>m</p><p>EC</p><p>m</p><p>EC</p><p>EC = 1</p><p>2 (massa) × (velocidade)2 = 1</p><p>2 mv2</p><p>EC = 1</p><p>2 mv 2̄̄</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Experimentalmente, a energia cinética média de um gás corresponde à temperatura vezes 3/2 de R:</p><p>Portanto, quanto maior a temperatura, maior a energia cinética, o que signi�ca que maior será a velocidade das</p><p>moléculas. Com relação à massa, você espera que moléculas menores se movam com mais facilidade.</p><p>Os gases se misturam com facilidade. Você pode racionalizar este fenômeno pensando no movimento aleatório</p><p>das moléculas de todos os gases. O movimento natural dos gases é chamado difusão. Se você colocar dois ou</p><p>mais gases em uma câmara fechada sem nenhuma interferência externa, mesmo assim, após um determinado</p><p>tempo, os gases estarão completamente misturados devido a este movimento molecular.</p><p>Outro movimento dos gases é a efusão, conforme apresentado na Figura 3.2,  que consiste na passagem destes</p><p>gases por uma minúscula abertura em um recipiente com pressão muito baixa. O movimento de gases ocorre</p><p>com maior velocidade inversamente</p><p>proporcional à sua massa molecular, portanto, a taxa em que um gás se</p><p>move de um lugar para outro deve ter a mesma relação. Thomas Grahn (1805-1869) determinou esta taxa como</p><p>sendo a taxa de efusão e observou que ela é inversamente proporcional à raiz quadrada da massa molar do gás.</p><p>Com isso, podemos comparar a taxa de efusão de dois gases pela Lei de Graham.</p><p>Figura 3.2 Processo de efusão para os gases nitrogênio e hidrogênio.Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A.,</p><p>2017.</p><p>A Lei dos gases ideais é completamente aplicável para gases próximos à temperatura ambiente, com uma</p><p>pressão de</p><p>. Em outras condições ocorrem alguns desvios na relação</p><p>, isso devido à suposição de que moléculas de gás possuem volumes desprezíveis e de que não há nenhum tipo</p><p>de força entre elas.</p><p>EC = 3</p><p>2 RT .̄</p><p>EC = 3</p><p>2 RT .̄</p><p>Lei de Graham = Taxa de efusão do gás A</p><p>Taxa de efusão do gás B = √ MM  do gás B</p><p>MM  do gás A</p><p>1 atm</p><p>PV T</p><p>1 atm</p><p>PV T</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Pressões muito elevadas fazem com que o espaço disponível para o movimento das moléculas seja menor.</p><p>Embora com volume pequeno, nas suposições realizadas nesta aula, em nenhum momento se levou em conta</p><p>que as moléculas ocupam uma parte do volume disponível para o movimento. Porém, se elevarmos muito a</p><p>pressão, mais o volume da molécula in�uencia no volume do gás e na temperatura, levando a alterações na Lei</p><p>dos gases ideais.</p><p>Moléculas próximas apresentam determinadas interações, chamadas de interações intermoleculares. Se</p><p>considerarmos que este tipo de interação também ocorre com as moléculas de gases ao se chocarem, teremos</p><p>uma variação na energia cinética, sendo que até agora consideramos que não ocorria nenhuma variação. Quanto</p><p>mais baixa a temperatura, mais este tipo de interação é observado e maior será o desvio da lei dos gases ideais.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, a matéria pode ser encontrada majoritariamente nos estados sólido, líquido ou gasoso. Desse modo,</p><p>é preciso compreender as características, propriedades e comportamento da matéria no estado que ela se</p><p>encontra. O estado gasoso é caracterizado pela matéria que não possui nem forma e nem volume de�nido. A</p><p>compreensão da matéria em estado gasoso permite o desenvolvimento de processos industriais, como a</p><p>produção de gases industriais e a síntese de compostos químicos, além de ser crucial na modelagem de</p><p>fenômenos atmosféricos e no projeto de sistemas de ventilação e puri�cação de ar. Desse modo, é importante</p><p>conhecer as leis que regem o comportamento dos gases nos diferentes estados físicos da matéria.</p><p>Assim, vamos resolver este problema da azida proposto inicialmente, você deve utilizar os conceitos</p><p>estequiométricos, partindo dos dados do gás, obtendo quantos mols de gás nitrogênio devem ser obtidos, e</p><p>utilizando os fatores estequiométricos descobrir quantos mols de azida de sódio devem ser utilizados.</p><p>Sobre o gás, usaremos</p><p>, sendo que você deve considerar a temperatura ambiente de</p><p>) e a pressão para</p><p>):</p><p>Se</p><p>de</p><p>formam</p><p>de</p><p>, para formar</p><p>n = PV</p><p>RT</p><p>22 °C</p><p>atm</p><p>n = PV</p><p>RT</p><p>22 °C</p><p>atm</p><p>n = 1,1 atm×8L</p><p>0,082057 L atm K−1mol−1×295,15K = 0,36 mols</p><p>2 mols</p><p>NaN3</p><p>3 mols</p><p>N2</p><p>0,36 mol</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>de gás, deve reagir</p><p>de azida de sódio. Como a massa molar da azida de sódio é</p><p>,</p><p>correspondem a</p><p>de reagente.</p><p>Utilizando esta quantia, em um saco de airbag de</p><p>, ao ocorrer o choque e, em decorrência, a decomposição da azida, será formado gás su�ciente para que o airbag</p><p>tenha uma pressão de</p><p>.</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 o conceito de gases, acesse a biblioteca virtual e faça a leitura do capítulo 10, Gases, do</p><p>livro “Química: a ciência central, disponível na biblioteca virtual [Biblioteca Virtual 3.0].</p><p>BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 1. ed. São Paulo, SP: Pearson, 2016. E-book. Disponível em:</p><p>https://plataforma.bvirtual.com.br. Acesso em: 05 fev. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre gases reais e ideais, faça a leitura do texto: “Gases</p><p>Ideais e Reais”, disponível em:</p><p>0,24 mols</p><p>65 g/mol</p><p>0,24 mols</p><p>15,6g</p><p>2 mols</p><p>NaN3</p><p>3 mols</p><p>N2</p><p>0,36 mol</p><p>0,24 mols</p><p>65 g/mol</p><p>0,24 mols</p><p>15,6g</p><p>8L</p><p>840 mmHg</p><p>8L</p><p>840 mmHg</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>. Acesso em: 21 fev.</p><p>2024.</p><p>Por �m, você pode aprender mais sobre as leis dos gases ideais por meio da leitura do artigo “Lei dos Gases</p><p>Ideais”, disponível em: . Acesso em: 21 fev. 2024.</p><p>Referências</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas.2. ed. v. 1.  São Paulo: Cengage Learning, 2014.</p><p>Aula 2</p><p>Líquidos</p><p>Líquidos</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer as características e as propriedades das substâncias que se</p><p>encontram em estado líquido, assim como as forças intermoleculares. Esse conteúdo é importante para a sua</p><p>prática pro�ssional, pois as substâncias líquidas desempenham um papel crucial em várias indústrias, como</p><p>química e farmacêutica. Suas propriedades físicas e químicas são fundamentais para processos de produção e</p><p>formulação e as forças intermoleculares afetam suas características e comportamento, in�uenciando suas</p><p>aplicações. Preparado para embarcar nessa jornada de aprendizado? Vamos lá, então!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! Devido à distância entre as moléculas de um gás, consideramos que, em uma situação ideal, a</p><p>interação entre as moléculas é nula, então, as propriedades independem da natureza do gás, ou seja, as</p><p>moléculas que o compõem. Nos líquidos isso já não ocorre, as moléculas estão bem mais próximas que nos</p><p>gases e passamos a ter que entender estas interações.</p><p>Nesta aula você irá conhecer e compreender as propriedades e as características das substâncias que se</p><p>encontram em estado líquido. Além disso, conhecerá e compreenderá as características das ligações</p><p>secundárias, conhecidas também como forças intermoleculares.</p><p>https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/18473316022012Quimica_I_Aula_9.pdf</p><p>http://doi.org/10.24927/rce2015.095</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Pensando nestes pontos, você se colocará no lugar de um trabalhando no setor de pesquisa e desenvolvimento</p><p>de uma indústria farmacêutica. Você �cou encarregado de realizar experimentos sobre a lipo�licidade de</p><p>moléculas candidatas a fármacos e elaborar um relatório selecionando as moléculas mais proeminentes. A</p><p>membrana celular é composta por lipídios, que são moléculas de cadeia carbônica longa, contendo em uma das</p><p>extremidades, um grupo polar. A lipo�licidade de uma molécula mede a sua solubilidade ao passar pela barreira</p><p>lipídica. Com os conhecimentos adquiridos você deverá compreender e aplicar o método para calcular a</p><p>lipo�licidade de moléculas de interesse. Bons estudos e vamos em frente!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Estudante, os gases são facilmente descritos devido à distância entre as moléculas ser relativamente grande.</p><p>Devido a esta distância, eles apresentam uma característica que os líquidos e sólidos não apresentam: a</p><p>compressibilidade. Ao aplicarmos uma pressão, os gases são comprimidos, já os líquidos e os sólidos resistem</p><p>a esta força, apresentando uma falta de compressibilidade. A aproximação existente entre as moléculas torna a</p><p>descrição de sólidos e líquidos mais complexa que para gases.</p><p>Mas o que de�ne o estado em que a matéria se encontra a uma determinada temperatura? Se analisarmos a</p><p>temperatura ambiente, algumas moléculas são sólidas, como o</p><p>, outras são líquidas, como a água, e outras</p><p>são gases, como o oxigênio. As fases da matéria englobam os três</p><p>estados físicos: sólido, gasoso e líquido, sendo que as moléculas assumem os três estados, dependendo das</p><p>condições de temperatura e pressão. A fase que a molécula adota em uma determinada condição está</p><p>relacionada com a proximidade entre as moléculas, sua energia cinética e as forças intermoleculares. Veremos</p><p>mais adiante que moléculas que apresentam uma forte atração entre si, como a água, precisam estar a</p><p>para passar para o estado líquido e</p><p>para o gasoso. Agora, ao analisarmos o gás cloro (</p><p>), ele passa de sólido para líquido a uma temperatura de</p><p>e de líquido para gás a</p><p>, sendo um gás nas CNTP.</p><p>Em um gás, a força atrativa entre as moléculas é menor que a energia cinética, não permitindo que elas �quem</p><p>próximas, enquanto em líquidos e sólidos esta atração supera a energia cinética, mantendo as moléculas</p><p>próximas. Dos três estados, o líquido é o mais difícil de ser descrito, pois as moléculas não são completamente</p><p>independentes, como nos gases ideais, e nem tão próximas, como nos sólidos. Os elementos se conectam por</p><p>ligações químicas iônicas, covalentes ou metálicas, sempre atingindo a regra do octeto. Porém, além destas</p><p>interações consideradas fortes, que mantêm as moléculas formadas, existem forças entre moléculas próximas</p><p>NaCl</p><p>0 °C</p><p>100 °C</p><p>Cl2</p><p>−101 °C</p><p>−34 °C</p><p>NaCl</p><p>0 °C</p><p>100 °C</p><p>Cl2</p><p>−101 °C</p><p>−34 °C</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>que não são tão intensas quanto uma ligação, as chamadas interações ou forças intermoleculares. Estas forças</p><p>são responsáveis pela solubilidade de um composto em outro (em qualquer um dos estados), ou ainda pela</p><p>forma que as moléculas adotam, como o DNA que existe como uma dupla hélice. Além disso, são responsáveis</p><p>por diversas propriedades dos líquidos.</p><p>A dualidade entre as forças intermoleculares e a liberdade de movimento das moléculas leva a propriedades</p><p>interessantes. A viscosidade é uma delas, que consiste na resistência de um líquido ao escoamento. Quanto</p><p>maior for a viscosidade, mais lento um líquido escoa. Esta propriedade é causada pelas interações entre as</p><p>moléculas do líquido, sendo que você pode raciocinar que quanto mais intensa as forças intermoleculares, maior</p><p>a viscosidade, pois haverá menos liberdade de movimento entre as moléculas. Além das forças intermoleculares,</p><p>para hidrocarbonetos de cadeias longas, o entrelaçamento destas cadeias di�culta o escoamento. Normalmente,</p><p>o aumento da temperatura, resulta em menor viscosidade. Isso ocorre devido à energia das moléculas aumentar</p><p>com o aumento da temperatura, levando a uma maior movimentação molecular, facilitando o escoamento.</p><p>A interação entre as moléculas dentro de um líquido faz com que elas se mantenham juntas, conduzindo-as para</p><p>o centro do líquido. Esta característica é de�nida como tensão super�cial, que de�ne a superfície de um líquido e</p><p>faz, por exemplo, que líquidos com interações intermoleculares fortes formem esferas (a gota é resultado da</p><p>ação da gravidade). O esperado é que líquidos com interações intermoleculares mais fortes apresentem maior</p><p>tensão super�cial. Na literatura, você consegue encontrar diversos valores de tensão super�cial tabelados</p><p>(ATKINS; JONES, 2012, p. 180). Assim como a viscosidade, pelo mesmo efeito, o aumento da temperatura leva a</p><p>uma diminuição da tensão super�cial. Se você colocar um líquido em um tubo estreito, ele irá se elevar neste</p><p>tubo. Isto ocorre devido à ação capilar, que nada mais é que a interação entre as moléculas do líquido com as</p><p>moléculas da parede do tubo. Esta força é chamada de adesão, de�nida como forças que ocorrem entre as</p><p>moléculas do líquido e da superfície, mantendo-as juntas. As interações que ocorrem entre moléculas de um</p><p>mesmo material (líquido-líquido ou superfície-superfície) são chamadas de forças de coesão. A diferença entre</p><p>estas forças leva à formação de meniscos (superfícies curvas) nos líquidos nestes tubos. Quando as forças de</p><p>adesão se sobrepõem às forças de coesão, há a formação de um menisco côncavo, como na água em um tubo</p><p>de vidro. Agora, quando as forças de coesão são mais fortes que as forças de adesão, há a formação de</p><p>meniscos convexos, como o mercúrio em um tubo de vidro. Você pode observar os dois casos na Figura 3.3.</p><p>Figura 3.3 Ação capilar e formação de meniscos. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Como mencionado, em um líquido, quanto mais temperatura fornecemos, maior é a energia cinética das</p><p>moléculas deste líquido. Quando as moléculas possuem energia cinética o bastante para escapar das interações</p><p>com as moléculas vizinhas, elas passam do estado líquido para o estado gasoso. Esse processo é chamado de</p><p>vaporização (ou evaporação), ou seja, para que uma substância passe do estado líquido para o gasoso, é preciso</p><p>adicionar calor (esta variação de energia é conhecida como entalpia molar de vaporização padrão,</p><p>).</p><p>ΔH 0</p><p>vap</p><p>ΔH 0</p><p>vap</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Na vaporização, como estamos fornecendo energia ao sistema, o valor da entalpia é positivo, temos um</p><p>processo endotérmico. Quanto maior forem as atrações entre as moléculas, maior deve ser a entalpia molar de</p><p>vaporização, ou seja, mais energia deve ser fornecida ao sistema para que passe para a fase gasosa. O processo</p><p>inverso da vaporização é a condensação, sendo este um processo exotérmico, ou seja, libera calor para o meio.</p><p>O que acontece se você coloca água em um béquer e o sela? Inicialmente, mesmo sem estar aquecendo, um</p><p>pouco de água irá evaporar, até que nada mais seja observado a olho nu. Neste ponto, a taxa de evaporação é</p><p>igual à taxa de condensação, ou seja, a quantidade de água que evapora é igual à quantidade de água que. Você</p><p>não observa nenhuma mudança macroscópica porque a velocidade das moléculas que passam do líquido para</p><p>vapor é igual à velocidade das moléculas que passam do vapor para o líquido. Em um sistema fechado como o</p><p>béquer, após atingir o equilíbrio, a pressão que o vapor exerce sobre o líquido é denominada pressão de vapor de</p><p>equilíbrio. Se você pensar que quanto mais vapor tivermos, maior será a pressão exercida, a pressão de vapor</p><p>nos diz a tendência que as moléculas têm de evaporarem, sendo quanto maior a pressão de vapor, mais volátil o</p><p>composto.</p><p>Em um líquido, a energia cinética das moléculas se assemelha à distribuição de energia de gases (uma curva</p><p>normal de distribuição). Portanto, quanto maior a temperatura, maior será a energia cinética média das</p><p>moléculas, com isso, maior será o número de moléculas com energia su�ciente para escapar da superfície do</p><p>líquido. Esta relação nos diz que a pressão de vapor deve aumentar com o aumento da temperatura, até atingir a</p><p>pressão atmosférica, ocorrendo neste momento a evaporação.</p><p>Siga em Frente...</p><p>A temperatura em que a pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica é denominada de ponto de ebulição</p><p>(chamado normal a</p><p>). Como a pressão atmosférica varia de acordo com a altitude, o ponto de ebulição também irá variar, sendo que,</p><p>em lugares altos com pressão atmosférica maior que o nível do mar, a água irá ferver a uma temperatura menor</p><p>que 100 °C, já em lugares abaixo do nível do mar, em que a pressão é maior, a água ferve a temperaturas mais</p><p>baixas. No nível do mar (</p><p>), o ponto de ebulição da água é exatamente</p><p>(ponto de ebulição normal). Voltando ao béquer selado e ao equilíbrio entre líquido e vapor, se o abrirmos, o</p><p>equilíbrio não será atingido, pois a água gasosa formada se mistura com as moléculas de ar, sendo que mais</p><p>moléculas gasosas são formadas. Será que é assim que você consegue secar roupa? Até agora falamos</p><p>bastante em forças intermoleculares. Para discutirmos estas interações, você precisa ter claro que à medida que</p><p>moléculas se aproximam, ocorre uma força atrativa entre elas, esta força leva a uma diminuição da energia do</p><p>sistema (maior estabilidade). Porém, quando esta distância se torna muito pequena, passam a ocorrer forças de</p><p>repulsão, que levam a um aumento de energia potencial, ou seja, para cada tipo de interação</p><p>existe uma</p><p>distância mínima entre as moléculas, quando o sistema se encontra mais estável. Veremos as interações</p><p>intermoleculares uma a uma:</p><p>1) Ligação de hidrogênio: das forças intermoleculares, esta é a mais forte, ocorrendo apenas em moléculas que</p><p>contenham as ligações</p><p>760 mmHg</p><p>P   =  760 mmHg</p><p>100 °C</p><p>760 mmHg</p><p>P   =  760 mmHg</p><p>100 °C</p><p>N − H</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>. Nestas moléculas o hidrogênio está ligado a átomos bastante eletronegativos, levando a ligações fortemente</p><p>polarizadas. Isso resulta em uma elevada de�ciência de carga no átomo de</p><p>, que assume uma carga positiva parcial, enquanto o elemento eletronegativo assume uma carga parcial</p><p>negativa. Com isso, ocorre uma atração entre as cargas opostas de moléculas vizinhas, levando a uma forte</p><p>interação entre elas. Por exemplo, para a água temos a Figura 3.4A, mostrando como as moléculas se ligam, em</p><p>3.4B mostramos a interação dos pares de elétrons. A ligação de hidrogênio é representada por uma ligação</p><p>pontilhada para qualquer um dos três átomos eletronegativos, como desenhado na Figura 3.4C.</p><p>Figura 3.4 Ligações de hidrogênio: A) olhar geral, B) pares de elétrons e C) ligação de hidrogênio. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina:</p><p>Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>É esperado que moléculas semelhantes contendo átomos de um mesmo grupo apresentem um padrão de</p><p>aumento do ponto de fusão e de ebulição na medida em que aumenta o tamanho molecular. Ao compararmos</p><p>moléculas semelhantes do grupo do carbono (14), observamos esta tendência, sendo que o metano (</p><p>) apresenta o menor ponto de ebulição, enquanto</p><p>apresenta o maior ponto de ebulição. Entretanto, ao compararmos moléculas do grupo do oxigênio (16), o</p><p>esperado era que a água apresentasse o menor ponto de ebulição e</p><p>o maior, porém a água tem o maior ponto de ebulição entre as moléculas semelhantes deste grupo. O mesmo</p><p>ocorre nos grupos 15 (do nitrogênio) e 17 (do �úor). Esta observação experimental pode ser justi�cada pela</p><p>presença de ligações de hidrogênio, já que os elementos que formam moléculas com esta alteração são os mais</p><p>eletronegativos (</p><p>,</p><p>,</p><p>). A presença de interações intermoleculares faz com que seja necessária mais energia para separar as</p><p>moléculas e elas passarem ao estado gasoso.</p><p>H</p><p>N − H</p><p>H</p><p>CH4</p><p>SnH4</p><p>H2Te</p><p>O</p><p>F</p><p>N</p><p>CH4</p><p>SnH4</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>2) Interação íon-dipolo: quando falamos em ligações covalentes polares, você aprendeu que a diferença de</p><p>eletronegatividade levava à formação de polos de cargas parciais negativa (</p><p>) e positiva (</p><p>). Quando temos um íon na presença de uma molécula polar, ocorre uma interação entre este íon com o polo de</p><p>carga oposta à sua. Cátions serão atraídos pela carga parcial negativa, enquanto ânions serão atraídos para a</p><p>carga parcial positiva. Esta interação é eletrostática, portanto, quanto mais próximos estiverem o íon e o dipolo,</p><p>maior será a atração, para íons com maiores cargas, a atração também será maior, valendo o mesmo para o</p><p>momento de dipolo, quanto maior, maior a força atrativa, conforme apresentado na Figura 3.5. Quando estamos</p><p>dissolvendo íons em água, é esta força que está em vigor. Este processo sofre uma variação de entalpia,</p><p>conhecida como energia de solvatação, ou entalpia de hidratação. Quanto mais energia é liberada no processo</p><p>de solvatação, maior a interação entre o íon e a molécula.</p><p>Figura 3.5 A) Solvatação do NaCl pela água e B) interação água × cátions. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora</p><p>S.A., 2017.</p><p>3) Interação dipolo-dipolo: em moléculas polares, quando a diferença de eletronegatividade não é tão grande</p><p>como nas ligações</p><p>,</p><p>,</p><p>, não ocorre a formação de ligações de hidrogênio, mesmo havendo polos parciais positivos e negativos. Este é o</p><p>caso, por exemplo, da ligação</p><p>. A formação de polos faz com que ocorra uma interação eletrostática entre as moléculas, esta interação é</p><p>chamada dipolo-dipolo, podendo ser representada como na Figura 3.6.</p><p>H2Te</p><p>O</p><p>F</p><p>N</p><p>δ−</p><p>δ+</p><p>δ−</p><p>δ+</p><p>O − H</p><p>N − H</p><p>F − H</p><p>H − Cl</p><p>O − H</p><p>N − H</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 3.6 Interação dipolo-dipolo para a molécula de HCl. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Você deve pensar que no estado sólido, as moléculas apresentam pouca liberdade de se movimentarem, sendo</p><p>mais fácil que ocorra este alinhamento. Com isso, as moléculas apresentam um efeito atrativo entre si. Para os</p><p>líquidos, como há uma liberdade de movimento, os polos nem sempre se encontram alinhados, ocorrendo, em</p><p>alguns momentos, interações atrativas (cargas opostas próximas) e em outros, atrações repulsivas (cargas</p><p>iguais próximas). Quando duas moléculas estão com os polos opostos próximos, elas se mantêm nesta posição</p><p>mais tempo que quando temos polos de mesmo sinal próximos, este efeito resulta em uma força líquida atrativa,</p><p>mantendo as moléculas unidas. Com relação ao ponto de ebulição, quanto maior o momento de dipolo de uma</p><p>molécula (</p><p>), maior será o seu ponto de ebulição, pois maior será a interação dipolo-dipolo. Para podermos realizar esta</p><p>comparação, devemos utilizar moléculas de massa molar (</p><p>) semelhantes, como na série de moléculas: propano (</p><p>,</p><p>e</p><p>), éter dimetílico (</p><p>,</p><p>e</p><p>), cloreto de metila (</p><p>,</p><p>e</p><p>F − H</p><p>H − Cl</p><p>μ</p><p>MM</p><p>CH3CH2CH3</p><p>μ = −0,1 D</p><p>PE = −42 °C</p><p>CH3OCH3</p><p>μ = −1,3 D</p><p>PE = −25 °C</p><p>CH3Cl</p><p>μ = −1,9 D</p><p>PE = −24 °C</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>), acetaldeído (</p><p>,</p><p>e</p><p>) e acetonitrila (</p><p>,</p><p>e</p><p>).</p><p>4) Interação dipolo-dipolo induzido: moléculas que possuem um dipolo permanente podem induzir dipolos</p><p>temporários em moléculas apolares. Isso ocorre porque a nuvem eletrônica da molécula polar, ao se aproximar</p><p>da molécula apolar, induz uma alteração nesta segunda nuvem eletrônica. Isso ocorre quando temos água na</p><p>presença de</p><p>CH3CHO</p><p>μ = −2,7 D</p><p>PE = 21 °C</p><p>CH3CN</p><p>μ = −3,9 D</p><p>PE = 82 °C</p><p>μ</p><p>MM</p><p>CH3CH2CH3</p><p>μ = −0,1 D</p><p>PE = −42 °C</p><p>CH3OCH3</p><p>μ = −1,3 D</p><p>PE = −25 °C</p><p>CH3Cl</p><p>μ = −1,9 D</p><p>PE = −24 °C</p><p>CH3CHO</p><p>μ = −2,7 D</p><p>PE = 21 °C</p><p>CH3CN</p><p>μ = −3,9 D</p><p>PE = 82 °C</p><p>O2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>. Oxigênio é uma molécula apolar, pois a nuvem eletrônica está igualmente dividida entre os dois átomos de</p><p>oxigênio e a água já sabemos que é polar. Ao se aproximarem, estas duas moléculas se atraem, pois o polo</p><p>negativo da água induz um polo positivo na molécula de oxigênio, isto permite, por exemplo, dissolvermos</p><p>oxigênio em água, conforme apresenta a Figura 3.7.</p><p>Figura 3.7 Interação água – oxigênio gasoso. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Esta indução de uma nuvem eletrônica em outra é a polarização, e quanto mais facilmente isso ocorre, mais</p><p>polarizável é a molécula que tem a nuvem in�uenciada.</p><p>5) Interações de London (dipolo induzido-dipolo induzido): embora moléculas apolares possuam nuvens</p><p>eletrônicas igualmente divididas entre os dois átomos, em determinados momentos, atrações e repulsões</p><p>instantâneas entre núcleos e elétrons vizinhos fazem com que ocorram dipolos momentâneos, quando</p><p>moléculas vizinhas apresentam este dipolo momentâneo induzido pela vizinhança, ocorre interação dipolo</p><p>induzido-dipolo induzido, conforme apresentado na Figura 3.8. Essas interações levam à diminuição da energia</p><p>do sistema, estabilizando-o.</p><p>Figura 3.8 Interações de London. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>As forças intermoleculares apresentam energias diferentes, sendo que quanto maior a energia típica, maior a sua</p><p>força. A energia de uma interação eletrostática forte íon-íon apresenta energia típica de</p><p>. As ligações de hidrogênio são em média 10 vezes mais fracas (cerca de</p><p>). Interações entre moléculas polares íon-dipolo e dipolo-dipolo possuem energia de</p><p>e</p><p>, respectivamente. Nas moléculas apolares (dipolo induzido-dipolo induzido e de London) apresentam energia</p><p>típica de</p><p>O2</p><p>250 kJ/mol</p><p>20 kJ/mol</p><p>15</p><p>2 kJ/mol</p><p>2 kJ/mol</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>(ATKINS; JONES, 2012, p. 172). As interações íon-dipolo, dipolo-dipolo,</p><p>dipolo-induzido e London são conhecidas</p><p>como forças de Van der Waals.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, nesta aula você trabalhou com as características e as propriedades dos líquidos, conheceu algumas</p><p>propriedades características das substâncias que se encontram nesse estado físico, como a capitalidade e a</p><p>tensão super�cial, além disso, conheceu as características das ligações secundárias, como a ligação covalente</p><p>polar, a ligação de hidrogênio e as forças de Van der Waals.</p><p>Pensando no exposto, vamos retomar a situação proposta do cálculo da lipo�licidade de substâncias. As</p><p>moléculas de lipídios possuem uma cadeia carbônica com vários átomos de carbono, por isso apresentam</p><p>interações de London. Para determinar a lipo�licidade, você precisa avaliar a solubilidade de drogas em lipídios.</p><p>Devido à sua viscosidade (entrelaçamento de cadeias longas), realizar experimentos de avaliação de solubilidade</p><p>diretamente em lipídios não é muito prático. Uma alternativa é utilizar um solvente orgânico apolar, um</p><p>hidrocarboneto que se aproxime das características dos lipídios, ou seja, deve apresentar o mesmo tipo de</p><p>interação intermolecular com as drogas. O octano é uma excelente alternativa para isso, por ter apenas carbonos</p><p>e hidrogênios em sua estrutura é uma molécula apolar, fácil de ser removida em rota-evaporador e não evapora</p><p>com facilidade a temperatura ambiente (</p><p>).</p><p>Para determinar a a�nidade de uma molécula pelo octano, fazemos um experimento com a droga candidata e</p><p>dois solventes, um apolar e outro polar. Assim, saberemos se as moléculas apresentam mais características</p><p>polares ou apolares.</p><p>O coe�ciente de partição (</p><p>) é a maneira como se determina a lipo�cilidade das moléculas, sendo ele a razão entre as concentrações da</p><p>droga na fase orgânica (</p><p>) e na fase aquosa (</p><p>):</p><p>.</p><p>250 kJ/mol</p><p>20 kJ/mol</p><p>15</p><p>2 kJ/mol</p><p>2 kJ/mol</p><p>PE  =  125 °C</p><p>PE  =  125 °C</p><p>P</p><p>Corg</p><p>Caq</p><p>P =</p><p>Corg</p><p>Caq</p><p>P</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Quanto maior o coe�ciente de partição, mais solúvel a droga é em solventes apolares. Como nosso corpo é</p><p>constituído majoritariamente por água, o solvente polar utilizado neste teste é a água. Então, você deve</p><p>solubilizar a droga em uma mistura de água e octanol, agitar e veri�car quanto da droga está em cada uma das</p><p>fases, determinando a concentração nas duas fases e calculando o coe�ciente de partição.</p><p>Se um fármaco é bastante lipofílico, ele entrará na célula com facilidade, saindo da corrente sanguínea. Como o</p><p>interior da célula é onde ele irá apresentar sua atividade biológica, o esperado é que elevados valores de</p><p>signi�quem melhores fármacos. Entretanto, isso não é uma relação tão direta, e elevados valores de</p><p>, signi�cam baixa solubilidade em água, sendo difíceis de serem administrados.</p><p>Entre as três moléculas estudadas, com atividades in vitro semelhantes, duas delas apresentaram valores de</p><p>e</p><p>e uma terceira um valor de</p><p>. Como o estudo envolve a pesquisa por drogas de administração oral, você sinalizou como mais interessante as</p><p>duas drogas com menor liposolubilidade (</p><p>e</p><p>). Para sua ciência,</p><p>é o coe�ciente de partição do paracetamol (BARREIRO; FRAGA, 2008). Além disso, você pode pensar em pontos</p><p>extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue estudando!</p><p>Corg</p><p>Caq</p><p>P =</p><p>Corg</p><p>Caq</p><p>P</p><p>P</p><p>P</p><p>P</p><p>P</p><p>0,46</p><p>2,13</p><p>0,64</p><p>0,46</p><p>0,46</p><p>P</p><p>0,46</p><p>2,13</p><p>0,64</p><p>0,46</p><p>0,46</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as substâncias que se encontram em estado líquido, acesse a biblioteca virtual e faça a</p><p>leitura do capítulo 5, Gases, líquidos e sólidos, do livro “Introdução à química geral”, disponível na Minha</p><p>Biblioteca.</p><p>BETTELHEIM, Frederick A.; BROWN, William H.; CAMPBELL, Mary K.; FARRELL, Shawn O. Introdução à química</p><p>geral. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2016. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522126354/. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre as forças intermoleculares, principalmente, sobre a</p><p>ligação de hidrogênio, faça a leitura do artigo: “O estado da arte da Ligação de Hidrogênio”, disponível em:</p><p>https://doi.org/10.5935/0100-4042.20150146. Acesso em: 29 fev. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos e amplie seus conhecimentos sobre as propriedades dos líquidos por</p><p>meio da leitura do artigo: “Tensão super�cial estática de soluções aquosas com óleos minerais e vegetais</p><p>utilizados na agricultura”, disponível em: https://doi.org/10.1590/S0100-69162007000200003. Acesso em: 29</p><p>fev. 2024.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; Jones, L. Princípios de química - questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre:</p><p>Bookman, 2009.</p><p>BARREIRO, E. J.; FRAGA, C. A. M. Química medicinal: as bases moleculares da ação dos fármacos. 2. ed. Porto</p><p>Alegre: Artmed; 2008.</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 2. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2014. v. 1.</p><p>RUSSEL, John B. Química geral. v. 2, 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2011.</p><p>Aula 3</p><p>Sólidos</p><p>Sólidos</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>https://doi.org/10.5935/0100-4042.20150146</p><p>https://doi.org/10.1590/S0100-69162007000200003</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer os compostos em estado sólido, suas propriedades e</p><p>características e os arranjos formados pelos átomos na estrutura quando apresentam arranjo cristalino. Esse</p><p>conteúdo é importante para a sua prática pro�ssional, pois são fundamentais em várias áreas pro�ssionais,</p><p>como materiais, engenharia, geologia e ciência dos materiais. Compreender esses aspectos permite o</p><p>desenvolvimento de novos materiais, a otimização de processos de fabricação e a resolução de problemas em</p><p>compostos sólidos. Esteja preparado para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! Nesta aula vamos explorar o fascinante mundo dos compostos sólidos e suas estruturas</p><p>cristalinas. Ao estudar a estrutura de compostos cristalinos, você terá a oportunidade de mergulhar em</p><p>conceitos como redes cristalinas e estruturas de Bravais, compreendendo como os átomos se organizam em</p><p>arranjos tridimensionais. Além disso, ao entender a célula unitária e o empacotamento dos átomos nos sólidos,</p><p>você descobrirá como esses arranjos in�uenciam diretamente as propriedades dos materiais, como sua</p><p>densidade, condutividade elétrica e térmica, e resistência mecânica.</p><p>Adicionalmente, ao aprender sobre as aplicações de compostos sólidos, você verá como esses conceitos são</p><p>essenciais em diversas áreas, desde a fabricação de materiais para eletrônicos e dispositivos médicos até o</p><p>desenvolvimento de novos materiais para construção civil, transporte e indústria automotiva.</p><p>Para compreender melhor sobre esses compostos e suas características, vamos atuar na pesquisa de novos</p><p>materiais sólidos. Desse modo, imagine que você foi contratado para trabalhar em uma empresa que estava</p><p>entrando no ramo de pesquisa de novos materiais. Seu primeiro desa�o foi selecionar qual metal pode ser</p><p>utilizado em um projeto de obtenção de novas ligas com alta densidade, que deverão ser aplicadas na</p><p>construção de equipamentos ultra resistentes. A ideia central desta pesquisa é encontrar um metal com fator de</p><p>empacotamento atômico baixo, sinalizando que existem muitos espaços entre os átomos que poderão ser</p><p>preenchidos por outros elementos. Quais metais você indica para iniciarem os testes? Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Estudante, quando você reduz a temperatura até o ponto de as moléculas terem energia cinética tão baixa que</p><p>não “escapam” dos seus vizinhos, você obtém um composto na sua forma sólida. Esta temperatura varia de</p><p>molécula para molécula, por exemplo, a água é sólida a temperaturas abaixo de</p><p>.</p><p>A natureza dos sólidos (metálicos,</p><p>iônicos ou moleculares) de�ne suas características físico-químicas. Um</p><p>sólido cristalino é aquele em que os átomos, íons ou moléculas se encontram em um arranjo ordenado, já um</p><p>sólido amorfo, é aquele que não apresenta nenhum tipo de organização periódica ou regular dos constituintes do</p><p>sólido. As faces de um sólido cristalino são comumente planas, com ângulos bem de�nidos entre si. Já um</p><p>sólido amorfo só apresenta uma face de�nida se for moldado ou cortado. Um mesmo composto pode ser</p><p>encontrado como um cristal ou um sólido amorfo, dependendo do processo de obtenção, sendo estas formas</p><p>conhecidas como alotrópicas. Um exemplo disso é o óxido de silício (</p><p>) que pode ser encontrado como o cristal quartzo ou na forma amorfa como no vidro.</p><p>0 °C</p><p>0 °C</p><p>SiO2</p><p>SiO2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Os sólidos cristalinos são classi�cados de acordo com o tipo de ligação que mantém a conectividade dos seus</p><p>constituintes: moleculares, reticulares, metálicos ou iônicos.</p><p>1) Sólidos moleculares: moléculas covalentes que se mantêm próximas devido às interações intermoleculares.</p><p>Suas características dependerão destas interações. Como elas apresentam baixa grandeza de força, sólidos</p><p>moleculares apresentam pontos de fusão baixos. Para a água, a</p><p>, o sólido apresenta ligações de hidrogênio, mesmo tipo de interação da sacarose. Como estas interações são</p><p>fortes, as moléculas são bastante duras. Você deve notar que, apesar de apresentarem o mesmo tipo de</p><p>interação intermolecular, os compostos apresentam pontos de fusão bem diferentes, sendo que a glicose se</p><p>decompõe antes de fundir, a uma temperatura de</p><p>. Estes sólidos podem ser cristalinos ou amorfos, e a graxa de silicone é um exemplo de sólido amorfo.</p><p>Comumente, os sólidos moleculares são mais densos que os líquidos, sendo a água uma exceção, devido à</p><p>formação mais rígida de ligações de hidrogênio, conforme apresentado na Figura 3.9.</p><p>Figura 3.9 Água líquida e água sólida. Fonte: Wikimedia Commons. Disponível em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/0/03/Liquid-</p><p>water-and-ice.png. Acesso em: 28 fev. 2024.</p><p>2) Sólidos reticulares: os átomos em sólidos reticulares são ligados a seus vizinhos por ligações covalentes</p><p>fortes, formando uma rede que se estende ao longo do sólido e, por isso, são duros e rígidos, com elevados</p><p>pontos de fusão e insolubilidade em água. Assim como o óxido de silício, o carbono também apresenta duas</p><p>formas alótropas, ou seja, são o mesmo elemento que difere na maneira como os átomos se conectam. No</p><p>diamante, os átomos de carbono se ligam a outros quatro átomos de carbono, enquanto na gra�ta, o átomo de</p><p>carbono se liga a outros três átomos, em moléculas planas, conforme apresentado na Figura 3.10.</p><p>0 °C</p><p>185 °C</p><p>0 °C</p><p>185 °C</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 3.10 Carbono diamante (A) e gra�ta (B). Fonte: Wikimedia Commons. Disponível em:</p><p>https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d9/Diamond_and_graphite2.jpg. Acesso em: 28 fev. 2024.</p><p>Siga em Frente...</p><p>3) Sólidos metálicos: átomos de elementos metálicos mantêm seus cátions unidos por um mar de elétrons.</p><p>Sódio metálico são cátions</p><p>em um mar de elétrons, caracterizando a ligação metálica. Metais são maleáveis, dúcteis, lustrosos, bons</p><p>condutores térmicos e elétricos. Grande parte destas características pode ser explicada pela maneira como os</p><p>cátions se organizam. Eles adotam uma estrutura de empacotamento compacta, ocorrendo o empilhamento de</p><p>cátions, deixando sempre o menor espaço vazio entre estes.</p><p>A menor unidade de repetição em um sólido cristalino é chamada de cela unitária (ou célula unitária). Ela se</p><p>repete ao longo do sólido metálico cristalino, sendo que o formato da célula unitária depende da relação entre os</p><p>ângulos (</p><p>,</p><p>e</p><p>) e as arestas (</p><p>,</p><p>Na+</p><p>Na+</p><p>α</p><p>β</p><p>γ</p><p>a</p><p>b</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>e</p><p>). A relação entre ângulos e arestas leva a 14 padrões básicos, denominados retículos de Bravais, apresentados</p><p>na Figura 3.11. Quando os átomos ocupam as posições dos vértices, dizemos que o arranjo é uma cela simples</p><p>ou primitiva (</p><p>). Quando existe um átomo no centro da cela unitária, o arranjo é chamado de cela corpo centrado (</p><p>), quando eles estão nos vértices e em cada face, é chamado de cela face centrado (</p><p>), temos, ainda, uma situação em que os átomos estão em duas faces opostas.</p><p>c</p><p>s</p><p>cc</p><p>fc</p><p>α</p><p>β</p><p>γ</p><p>a</p><p>b</p><p>c</p><p>s</p><p>cc</p><p>fc</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 3.11 Retículos de Bravais. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>A Figura 3.12 mostra uma célula unitária cúbica, em que</p><p>. Nela você pode evidenciar a divisão entre as faces, arestas e vértices entre os cubos. Para celas cúbicas, as</p><p>abreviações são</p><p>(cúbica simples),</p><p>(cúbica de corpo centrado) e</p><p>(cúbica de face centrada).</p><p>Figura 3.12 Cela unitária cúbica simpes (cs), cúbica de corpo centrado (ccc) e agrupamento de celas unitárias. Fonte: DREKENER, R. L. Química</p><p>Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Esta análise permite identi�car a quantidade de átomos em uma cela. Os átomos que estão no vértice são</p><p>divididos entre oito celas, portanto, temos</p><p>de átomo para cada vértice. Em uma cela cúbica simples (</p><p>de átomo por vértice, sendo oito vértices, no total teremos um átomo por cela. Os átomos que estão no centro</p><p>em uma cela cúbica de corpo centrado (</p><p>) contam inteiramente para uma cela, somando aos</p><p>átomo</p><p>dos vértices, uma cela cúbica de corpo centrado tem dois átomos por cela. Já os átomos que estão em uma</p><p>face são divididos entre duas celas, portanto, soma-se</p><p>de átomos para cada cela. Com isso, numa cela cúbica de face centrada (</p><p>), temos os</p><p>átomos</p><p>α = β = γ = 90°</p><p>cs</p><p>ccc</p><p>cfc</p><p>α = β = γ = 90°</p><p>cs</p><p>ccc</p><p>cfc</p><p>1/8</p><p>cs</p><p>ccc</p><p>1/8</p><p>× 8</p><p>1/2</p><p>cfc</p><p>1/8</p><p>× 8</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>dos vértices e</p><p>átomo multiplicado por seis faces do cubo, resultando em um átomo dos vértices e três átomos das faces,</p><p>totalizando quatro átomos. Para uma cela com átomos centrados em duas faces você conta um átomo dos</p><p>vértices e duas faces com</p><p>átomo cada face, tendo mais um átomo, somando dois átomos no total. A massa total de uma cela será o</p><p>número de átomos que a compõe, multiplicando a massa molar do elemento.</p><p>O empacotamento adotado pelos átomos garante que estes se organizem utilizando o menor espaço possível,</p><p>entretanto, existem alguns espaços vazios, os buracos. É possível calcular a fração do espaço ocupado pelos</p><p>átomos, chamado de fator de empacotamento atômico, na cela cúbica através do volume do cubo e do volume</p><p>dos átomos.</p><p>4) Sólidos iônicos: compostos iônicos são constituídos por íons, conectados por interações eletrostáticas. Os</p><p>sólidos iônicos são duros, quebradiços, com elevados pontos de fusão e, quando solúveis em água, são bons</p><p>condutores elétricos. Assim como nos sólidos metálicos, os sólidos iônicos se organizam em retículos</p><p>cristalinos, sendo a cela unitária a menor unidade organizacional repetida no sólido. A diferença entre os</p><p>compostos iônicos e metálicos é que nos compostos iônicos dois átomos de tamanhos diferentes se organizam</p><p>na cela.</p><p>O empacotamento do NaCl é chamado de sal-gema, e se assemelha a um arranjo cúbico de corpo centrado,</p><p>porém expandido, evitando que íons de mesma carga se repilam. Já o cloreto de césio se compacta como uma</p><p>cela cúbica de corpo centrado. Nos dois casos, a proporção entre os íons é 1:1, lembre-se de que os átomos do</p><p>vértice são divididos entre oito celas, enquanto os das faces são divididos entre duas. Os dois arranjos estão</p><p>descritos na Figura 3.13.</p><p>1/2</p><p>1/2</p><p>1/8</p><p>cs</p><p>ccc</p><p>1/8</p><p>× 8</p><p>1/2</p><p>cfc</p><p>1/8</p><p>× 8</p><p>1/2</p><p>1/2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 3.13 Arranjo sal-gema do NaCl e cúbico de corpo centrado do CsCl. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora</p><p>S.A., 2017.</p><p>O número de coordenação para os compostos iônicos é calculado pela proporção de íons de sinal oposto que</p><p>estão circulando um determinado íon. Para o sal-gema, o número de coordenação dos cátions é idêntico ao dos</p><p>ânions, ou seja, seis, sendo descrito como tendo</p><p>coordenação-(</p><p>), em que o primeiro número corresponde à coordenação do cátion e o segundo à coordenação do ânion. Esta</p><p>mesma estrutura você irá observar no</p><p>,</p><p>,</p><p>e</p><p>. Para o cloreto de césio, o número de coordenação é (</p><p>). Para você determinar qual é o arranjo de cada composto iônico você deve calcular a razão radial (</p><p>):</p><p>6,6</p><p>KBr</p><p>AgCl</p><p>RbI</p><p>CaO</p><p>8,8</p><p>ρ</p><p>6,6</p><p>KBr</p><p>AgCl</p><p>RbI</p><p>CaO</p><p>8,8</p><p>ρ</p><p>ρ = raio do menor íon</p><p>raio do maior íon = rmenor</p><p>rmaior</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Quando</p><p>a estrutura provável é de sal-gema. Para</p><p>um número maior de ânions se ajusta na volta do cátion, como o cloreto de césio que adota um arranjo cúbico</p><p>de corpo centrado expandido. Para</p><p>temos cátions muito menores que ânions, sendo um exemplo deste caso uma estrutura blenda de zinco (ou</p><p>esfarelita), encontrada pela primeira vez para o</p><p>, apresentando coordenação-(</p><p>). Você deve �car atento que embora</p><p>seja um ótimo indicativo, existem muitas exceções.</p><p>A transformação do estado sólido para o estado líquido é denominada de fusão. Energia deve ser fornecida ao</p><p>sistema para que as moléculas aumentem sua energia cinética e passem a líquidos, em que esta energia é</p><p>absorvida como energia térmica na fusão e sua variação é a entalpia de fusão (</p><p>). O processo inverso à fusão é a cristalização e sua energia corresponde a</p><p>, ou seja, a energia é liberada no processo. O ponto de fusão corresponde à temperatura em que ocorre a</p><p>passagem de um sólido para um líquido. Baixos pontos de fusão correspondem a entalpias de fusão menores,</p><p>assim como pontos de fusão elevados indicam entalpias de fusão elevadas. O ponto de fusão de uma</p><p>substância fornece diversas informações sobre ela. Sólidos cristalinos puros apresentam ponto de fusão bem</p><p>de�nidos, sendo usualmente utilizado como dado de caracterização de um composto. Já sólidos amorfos</p><p>fundem ao longo de uma faixa de temperatura, como é o caso do vidro. Lembre-se de que sólidos amorfos não</p><p>apresentam organização molecular repetida.</p><p>Além de dados sobre a pureza, como no ponto de ebulição, a temperatura em que uma amostra funde revela</p><p>dados sobre as forças intermoleculares. Compostos que se mantêm unidos por interações fortes, como os</p><p>sólidos iônicos, apresentam pontos de fusão maiores que compostos moleculares (interações eletrostáticas são</p><p>mais fortes que as forças de Van der Waals ou ligações de hidrogênio). À medida que ocorre o aumento da</p><p>massa molecular em uma série de compostos, o ponto de fusão também aumenta, devido as forças de London</p><p>serem mais fortes em moléculas maiores. Em sólidos iônicos, quanto menor o tamanho do íon ou maior sua</p><p>0,4 ⟨ρ⟩0,7</p><p>ρ > 0,7</p><p>ρ 0,7</p><p>ρ</p><p>pesquisa. Além dessa</p><p>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 características dos compostos que se encontram em estado sólido, acesse a</p><p>biblioteca virtual e faça a leitura do capítulo 11, Atrações intermoleculares e as propriedades dos líquidos e</p><p>sólidos, do Livro: Química – A natureza molecular da matéria, v. 1, disponível na Minha Biblioteca.</p><p>JESPERSEN, Neil D.; HYSLOP, Alison. Química - A Natureza Molecular da Matéria - Vol. 1, 7ª edição. Rio de</p><p>Janeiro: Grupo GEN, 2017. Disponível em: https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788521633969/.</p><p>Acesso em: 03 mar. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a estrutura e as propriedades dos compostos em</p><p>estado sólido, faça a leitura do artigo: “Estado Sólido na Indústria Farmacêutica: Uma breve revisão”, disponível</p><p>em: http://dx.doi.org/10.5935/1984-6835.20150123. Acesso em: 03 mar. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre a estrutura dos sólidos iônicos por meio da leitura do texto:</p><p>“Estrutura de sólidos iônicos”, disponível em:</p><p>https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/11020317012017Quimica_Inorganica_I_aula_05.pdf. Acesso</p><p>em: 03 mar. 2024.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto</p><p>Alegre: Bookman, 2009.</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 2. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2014. v. 1.</p><p>Aula 4</p><p>Soluções e seu Comportamento</p><p>Soluções e seu Comportamento</p><p>http://dx.doi.org/10.5935/1984-6835.20150123</p><p>https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/11020317012017Quimica_Inorganica_I_aula_05.pdf</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer as características, propriedades e comportamento das</p><p>soluções, sobre as propriedades coligativas e sobre os coloides. Esse conteúdo é importante para sua prática</p><p>pro�ssional, pois eles são aplicados na formulação de produtos, controle de qualidade, processos industriais,</p><p>tecnologia de alimentos, ambiental, desenvolvimento de materiais e muito mais, garantindo e�ciência e</p><p>segurança em várias aplicações. Esteja pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!!!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! Você já se perguntou por que uma pitada de sal faz a água ferver mais rápido? Ou por que alguns</p><p>alimentos têm uma textura mais cremosa do que outros? Para compreender essas questões, explore o mundo</p><p>das soluções, compreendendo o comportamento de soluções, as propriedades coligativas e o que vem a ser</p><p>uma dispersão coloidal.</p><p>Nesta aula você conhecerá e compreenderá as características, propriedades e comportamento de soluções,</p><p>assim como as características, propriedades e classi�cação de solutos e solventes. A partir da quantidade de</p><p>soluto na solução, você será levada a trabalhar com as propriedades coligativas, que são fundamentais em</p><p>diferentes processos industriais. Por �m, você vai explorar as características de partículas coloidais e como</p><p>estas se comportam quando formam dispersões coloidais, apresentando diferentes tipos de aplicações.</p><p>Desse modo, para aplicar esse conteúdo, vamos pensar no abaixamento da pressão de vapor na indústria</p><p>farmacêutica. Uma das formas de empregar esse conteúdo é por meio da produção de medicamentos por meio</p><p>da técnica de lio�lização, também conhecida como "secagem por congelamento". Nesse processo, o</p><p>medicamento é congelado a uma temperatura muito baixa, o que reduz signi�cativamente sua pressão de vapor.</p><p>Em seguida, o gelo é removido por sublimação a vácuo, sem que ocorra a fusão, resultando na obtenção de um</p><p>produto sólido e seco. Esse processo é especialmente útil para medicamentos sensíveis ao calor ou à umidade,</p><p>pois preserva sua estabilidade química e biológica. Mas como podemos determinar o abaixamento da pressão</p><p>de vapor de uma solução. Para isso, calcule a pressão de vapor de água, na temperatura de</p><p>, em uma solução que foi preparada pela dissolução de</p><p>de um não eletrólito, a sacarose, em</p><p>de água. Prepare-se para uma jornada emocionante rumo ao entendimento de fenômenos químicos cruciais que</p><p>ocorrem em soluções! Bons estudos!</p><p>20</p><p>20g</p><p>150g</p><p>20</p><p>20g</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Vamos Começar!</p><p>Estudante, quando respiramos, o ar atmosférico corresponde a uma mistura ou uma substância pura? Se o ar</p><p>atmosférico é uma mistura, como ela é classi�cada? É possível que se obtenha uma solução do ar atmosférico?</p><p>As soluções correspondem a uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, nas quais o solvente</p><p>dissolve o soluto. Esta dinâmica entre substâncias, solvente e soluto, é encontrada na natureza e é replicada em</p><p>laboratórios, onde desempenha um papel vital em processos industriais, em reações químicas e até mesmo na</p><p>sobrevivência dos seres vivos. Mas por que precisamos conhecer e compreender as soluções, suas</p><p>propriedades, características e, principalmente, seu comportamento?</p><p>Uma solução é uma mistura homogênea na qual um componente, chamado solvente (que se encontra em maior</p><p>quantidade na solução), dissolve outra substância, chamada de soluto (que se encontra em menor quantidade na</p><p>solução). A combinação resultante dessa mistura exibe propriedades uniformes em todo o volume, sem</p><p>separação visível dos componentes, resultando em uma mistura homogênea. Embora podemos obter soluções a</p><p>partir de diferentes solventes, a água é reconhecida como solvente universal, pois ela exerce um papel</p><p>preponderante na formação de soluções, mas outros líquidos, gases e sólidos também podem desempenhar</p><p>esse papel de solvente nas soluções.</p><p>As soluções podem ser classi�cadas com base no estado físico dos componentes: soluções sólidas, líquidas e</p><p>gasosas. Além disso, as soluções podem ser classi�cadas de acordo com a quantidade de soluto dissolvido em</p><p>relação ao solvente: soluções diluídas, concentradas e saturadas.</p><p>Uma solução sólida é formada quando diferentes substâncias se misturam de forma uniforme em estado sólido.</p><p>É possível observar a formação desse tipo de solução em ligas metálicas, como na fabricação de aço, por</p><p>exemplo, entre outros diferentes tipos de metal que são misturados para criar um material mais resistente. Essas</p><p>soluções têm muitos usos na indústria, como na produção de materiais de construção e peças de máquinas. Já</p><p>uma solução líquida é aquela que corresponde a uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias, onde o</p><p>solvente é um líquido. Na natureza temos muitas soluções líquidas disponíveis, onde a água (solvente)</p><p>misturada com, por exemplo, um sal (soluto), forma uma solução líquida, como é o caso das águas dos mares e</p><p>oceanos (desconsiderando a presença de partículas sólidas). Essas soluções são comuns em muitos aspectos</p><p>da vida cotidiana, desde a preparação de alimentos e bebidas até processos industriais e produtos de limpeza.</p><p>Além dessas, temos as soluções gasosas, elas correspondem a uma mistura homogênea de gases, onde o gás é</p><p>o solvente e o soluto pode ser outro gás ou uma substância dispersa. Por exemplo, o ar atmosférico é uma</p><p>solução gasosa composta principalmente de nitrogênio e oxigênio. Essas soluções são essenciais em</p><p>processos industriais, como na produção de gases industriais e em aplicações em engenharia química.</p><p>Como uma solução é formada por soluto e solvente, temos que o solvente é a substância que dissolverá outra</p><p>substância. Suas propriedades e classi�cação variam de acordo com a natureza química e física da substância.</p><p>As propriedades dos solventes podem in�uenciar diretamente nas propriedades da solução, como a solubilidade,</p><p>viscosidade, ponto</p><p>virtual [Biblioteca Virtual 3.0].</p><p>−1/2</p><p>+1/2</p><p>−1/2</p><p>Cu2+</p><p>Na+</p><p>Cu2+</p><p>Na+</p><p>Cu2+</p><p>1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9</p><p>3s2 3p6 3d9</p><p>3d</p><p>Na+</p><p>1s2 2s2 2p6</p><p>2s2 2p6</p><p>2p</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 1. ed. São Paulo, SP: Pearson, 2016. E-book. Disponível em:</p><p>https://plataforma.bvirtual.com.br. Acesso em: 22 jan. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre estrutura do átomo, faça a leitura do artigo: “O átomo</p><p>quântico”, disponível em: https://bit.ly/3u8shfR. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre distribuição eletrônica e Linus Pauling realizando a leitura do</p><p>artigo: “Apresentação de metodologias alternativas para o ensino da distribuição eletrônica no átomo”, disponível</p><p>em:</p><p>https://www.editorarealize.com.br/editora/anais/conedu/2019/TRABALHO_EV127_MD1_SA16_ID6186_2509201</p><p>9055523.pdf.  Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Referências</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas.2. ed. v. 1.  São Paulo: Cengage Learning, 2014.</p><p>Aula 2</p><p>Periodicidade das Propriedades Atômicas</p><p>Periodicidade das propriedades atômicas</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer a tabela periódica, sua estrutura e propriedades, a</p><p>classi�cação dos elementos em metais, ametais e semimetais, por �m, compreenderá as propriedades</p><p>periódicas da matéria. Esse conteúdo é importante para a sua prática pro�ssional, pois esses conhecimentos</p><p>orientam a manipulação de substâncias, previsão de comportamentos químicos e inovações em diversas áreas,</p><p>desde a engenharia até a medicina. Pronto para iniciar essa jornada de conhecimento? Então, vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! Existe alguma regra ou condição para que os elementos químicos possam ser organizados na</p><p>Tabela Periódica? Quais são as informações que podemos obter de um determinado elemento químico somente</p><p>observando a posição que ele possui na Tabela Periódica? Quais são as propriedades periódicas e como elas</p><p>https://plataforma.bvirtual.com.br/</p><p>https://bit.ly/3u8shfR</p><p>https://www.editorarealize.com.br/editora/anais/conedu/2019/TRABALHO_EV127_MD1_SA16_ID6186_25092019055523.pdf</p><p>https://www.editorarealize.com.br/editora/anais/conedu/2019/TRABALHO_EV127_MD1_SA16_ID6186_25092019055523.pdf</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>podem ser empregadas na resolução de problemas do nosso cotidiano? Nesta aula você deverá estudar o que</p><p>torna um elemento um bom condutor, utilizando conhecimentos sobre a tabela periódica.</p><p>Deste modo, você irá aprender sobre a tabela periódica e as propriedades periódicas dos elementos (raio</p><p>atômico e iônico, a�nidade eletrônica e energia de ionização). Você deve usar a tabela periódica como uma</p><p>referência, não precisa decorar átomos e valores, é muito mais útil quando você a entende.</p><p>Sendo assim, imagine que você está trabalhando em um fábrica de componentes elétricos. Seu gestor começou</p><p>a desenvolver novos transformadores e pediu para você selecionar quais materiais empregaria na obtenção</p><p>destas peças. Você deve escolher qual o melhor material a ser empregado no transformador, ou seja, qual</p><p>material apresentará maior condutividade. Entre diversas características necessárias aos condutores, é</p><p>necessário que eles possuam elétrons que sejam compartilhados com facilidade, para isso eles precisam</p><p>possuir uma energia de ionização baixa. Utilizando seus conhecimentos sobre a tabela periódica, você consegue</p><p>propor o uso de algum elemento? Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Você já deve ter visto e estudado a tabela periódica alguma vez durante seus estudos. Alguma vez já parou para</p><p>pensar por que os elementos estão organizados desta maneira? A primeira organização de elementos químicos</p><p>data de 1817 e, após muitas outras tentativas de organização de acordo com suas características, somente em</p><p>1969 e 1970 os cientistas Dmitri Mendeleev e Julius Lothar Meyer publicaram independentemente uma tabela</p><p>considerada efetiva. Sendo que, na proposta mais amplamente conhecida, desenvolvida por Mendeleev, os</p><p>elementos eram organizados pela sua massa atômica, de acordo com suas propriedades. Nesta tabela, as linhas</p><p>de elementos não eram tão longas como atualmente (Kotz et al., 2014).</p><p>Com a descoberta da radioatividade e dos isótopos, descobriu-se que átomos de elementos diferentes poderiam</p><p>possuir a mesma massa, sendo o argumento de organização pela massa atômica descartado. Então, em</p><p>proposta mais semelhante com a atual, Mendeleev organizou os elementos pelos seus números atômicos. Com</p><p>o modelo quântico do átomo, outras características passaram a ser consideradas, como a distribuição</p><p>eletrônica, passando as linhas da tabela periódica a conterem determinado número de átomos até que suas</p><p>propriedades químicas e físicas começassem a se repetir. Atualmente, a tabela periódica é dividida em grupos</p><p>de elementos que apresentam características em comum, sendo comumente separados em metais, metaloides</p><p>e não metais (Figura 1.4). Esta tabela é uma versão resumida, porém em livros didáticos você encontra tabelas</p><p>completas, contendo também o nome dos elementos, massa atômica e inúmeras outras propriedades.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 1.4 Tabela periódica dos elementos. Fonte: Wikimedia Commons. Disponível em:</p><p>https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b6/Tabela_Peri%C3%B3dica_de_2019.webp. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Na tabela periódica, as colunas são chamadas de grupos e denominadas por números para os grupos. As linhas</p><p>da tabela periódica são chamadas períodos, sendo que ao longo deles ocorre o aumento do número atômico.</p><p>Saber a localização do elemento químico nos dá várias informações sobre a distribuição eletrônica. Como já</p><p>mencionamos, os metais de transição possuem seus elétrons mais energéticos (elétrons da camada de</p><p>valência) nos orbitais d, enquanto os metais de transição interna nos orbitais f. Os metais do grupo principal</p><p>possuem seus elétrons energéticos em orbitais s, enquanto os não metais em orbitais p (Figura 1.5).</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 1.5 Tabela periódica – orbitais da camada de valência. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Além da distribuição eletrônica, você pode obter outras informações sobre os elementos olhando para a tabela</p><p>periódica. Existem algumas propriedades que se repetem de tempos em tempos, estas são as propriedades</p><p>atômicas que possuem tendências periódicas. São elas: tamanho atômico, tamanho iônico, energia de ionização</p><p>e a�nidade eletrônica.</p><p>Antes de começarmos a falar destas propriedades, cabe ressaltar que os valores de propriedades atômicas</p><p>podem variar entre os livros didáticos, pois dependem do artigo cientí�co original. Uma série de fatores, como a</p><p>técnica aplicada e a precisão do equipamento, afeta os dados obtidos em uma pesquisa. Nesta seção, usaremos</p><p>os valores apresentados por Kotz et al. (2014)</p><p>Siga em Frente...</p><p>Tamanho atômico</p><p>Você saberia dizer qual é o tamanho de um átomo? Ou ainda, você consegue dizer qual é a fronteira de um</p><p>átomo? Então, como poderíamos saber qual seu tamanho? De fato, pela de�nição de orbitais não podemos</p><p>traçar uma linha e dizer que o átomo chega até aquele ponto, nem matematicamente e nem com observações</p><p>diretas. Porém, podemos utilizar medidas indiretas para conseguirmos estas informações, como analisar</p><p>moléculas compostas pelos mesmos átomos. Neste caso, a de�nição de raio atômico é dada como metade da</p><p>distância entre os centros de dois átomos.</p><p>Após cientistas medirem, experimentalmente, vários tamanhos atômicos e tabelarem estes valores (você pode</p><p>conferir valores e grá�cos de variação destes valores em Atkins e Jones (2009, p. 40)) foi</p><p>de ebulição e condutividade elétrica. Os solventes podem ser classi�cados de diferentes</p><p>maneiras, incluindo solventes polares e apolares, protônicos e aprotônicos.</p><p>Os solventes polares são aqueles cujas moléculas têm uma distribuição desigual de cargas elétricas, resultando</p><p>em um dipolo elétrico permanente. Isso permite que solventes polares interajam bem com solutos polares, como</p><p>íons e compostos iônicos, facilitando sua dissolução. A água, álcoois e acetona são exemplos de solventes</p><p>polares. Por outro lado, os solventes apolares são aqueles cujas moléculas não possuem dipolos elétricos</p><p>signi�cativos. Eles interagem principalmente por forças de dispersão de London e são e�cazes na dissolução de</p><p>solutos apolares, como hidrocarbonetos e óleos. O benzeno, o hexano e o tetracloreto de carbono são exemplos</p><p>de solventes apolares. Quanto aos solventes protônicos, eles são aqueles que possuem átomos de hidrogênio</p><p>150g</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>ligados diretamente a átomos de oxigênio, nitrogênio ou enxofre, que são bastante ácidos em relação ao próton.</p><p>Esses solventes podem doar ou aceitar prótons quando participam de reações químicas. O ácido acético e a</p><p>água são exemplos desse tipo de solvente. Já os solventes aprotônicos são aqueles que não possuem</p><p>hidrogênios ligados a oxigênio, nitrogênio ou enxofre, e, portanto, não podem doar prótons. O éter dietílico, a</p><p>acetona e o diclorometano são exemplos dessa classe de solventes, que são frequentemente utilizados em</p><p>reações químicas onde a presença de prótons é indesejável.</p><p>Quanto ao soluto, ele é a substância que é dissolvida em um solvente para formar uma solução. Suas</p><p>propriedades e classi�cação dependem da natureza química e física da substância. As propriedades dos solutos</p><p>podem afetar as propriedades da solução, como o ponto de fusão, ponto de ebulição, pressão de vapor e</p><p>condutividade elétrica. Os solutos podem ser classi�cados de várias maneiras, incluindo solutos iônicos,</p><p>moleculares e coloidais, dependendo da forma como se dissolvem e interagem com o solvente.</p><p>A presença do soluto também altera as propriedades físicas do solvente, dando origem às propriedades</p><p>coligativas. Estas são características são dependentes apenas do número de partículas do soluto, como o</p><p>abaixamento da pressão de vapor, o aumento do ponto de ebulição, a diminuição do ponto de congelamento e a</p><p>pressão osmótica. Essas propriedades têm diversas aplicações práticas, como em processos industriais,</p><p>farmacêuticos e alimentícios.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Propriedades Coligativas</p><p>As propriedades coligativas são as características físicas de uma solução que dependem exclusivamente da</p><p>quantidade de partículas de soluto dissolvidas em um determinado volume de solvente, independentemente de</p><p>sua natureza química. Essas propriedades incluem o abaixamento da pressão de vapor, o aumento do ponto de</p><p>ebulição, a diminuição do ponto de congelamento e a pressão osmótica. Essas propriedades são características</p><p>físicas das soluções e estão intimamente relacionadas às interações entre as moléculas do solvente e do soluto</p><p>na solução.</p><p>Desse modo, as soluções e as propriedades coligativas estão intrinsecamente ligadas, pois as mudanças nas</p><p>propriedades das soluções são consequência direta da presença de soluto na solução. Essas propriedades têm</p><p>amplas aplicações em diversas áreas, desde a indústria alimentícia e farmacêutica até a pesquisa cientí�ca e a</p><p>produção de materiais industriais.</p><p>Agora você vai conhecer e compreender cada uma dessas propriedades.</p><p>Abaixamento da Pressão de Vapor: ocorre quando um soluto é adicionado a um solvente para formar uma</p><p>solução, resultando na redução do número de partículas de solvente na superfície. Isso diminui a taxa de</p><p>evaporação do solvente, resultando em um abaixamento da pressão de vapor em relação à do solvente puro.</p><p>Essa propriedade é utilizada em diferentes áreas, como na indústria farmacêutica, sendo que na produção de</p><p>medicamentos, o abaixamento da pressão de vapor é fundamental para o preparo de soluções, suspensões e</p><p>emulsões farmacêuticas. Na indústria química, ela é aplicada, por exemplo, na produção de solventes e produtos</p><p>químicos, sendo o conhecimento do abaixamento da pressão de vapor essencial para o controle de processos</p><p>de destilação e evaporação.</p><p>Aumento do Ponto de Ebulição: essa propriedade ocorre devido à presença do soluto, que reduz a taxa de</p><p>evaporação do solvente e, consequentemente, aumenta a pressão de vapor da solução. Esse processo resulta</p><p>em uma demanda de temperatura mais alta para que a pressão de vapor da solução se iguale à pressão</p><p>atmosférica.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Essa propriedade pode ser aplicada na indústria petroquímica, onde temos o re�namento do petróleo. O aumento</p><p>do ponto de ebulição, nesse processo, é utilizado para separar diferentes componentes do petróleo por meio da</p><p>técnica de destilação fracionada. Já em laboratórios de pesquisa, como os laboratórios químicos, o aumento do</p><p>ponto de ebulição é empregado para puri�car substâncias e separar misturas por destilação.</p><p>Diminuição do Ponto de Congelamento: ocorre quando um soluto é adicionado a um solvente, resultando na</p><p>redução do ponto de congelamento da solução em relação ao do solvente puro. Isso ocorre porque o soluto</p><p>interfere nas interações entre as moléculas de solvente, di�cultando a formação de estruturas cristalinas sólidas.</p><p>Essa propriedade é aplicada, por exemplo, na indústria alimentícia, na produção de sorvetes e alimentos</p><p>congelados, onde a diminuição do ponto de congelamento é fundamental para controlar a textura e o tempo de</p><p>solidi�cação dos produtos. Também é possível aplicar essa propriedade na indústria automotiva, pois na</p><p>fabricação de �uidos anticongelantes para veículos, a diminuição do ponto de congelamento é essencial para</p><p>evitar danos causados pelo congelamento de líquidos em sistemas de refrigeração.</p><p>Pressão Osmótica: é a pressão necessária para impedir o movimento líquido através de uma membrana</p><p>semipermeável, que separa uma solução de um solvente puro. Essa propriedade é diretamente proporcional à</p><p>concentração de partículas de soluto na solução. Essa propriedade apresenta aplicações como na biologia, onde</p><p>na �siologia celular, a pressão osmótica é fundamental para a regulação do equilíbrio osmótico entre as células e</p><p>seu ambiente. Na indústria alimentícia, a propriedade encontra emprego, por exemplo, na produção de alimentos</p><p>enlatados e conservas, onde a pressão osmótica é utilizada para preservar os alimentos e prolongar sua vida útil.</p><p>Assim temos que as propriedades coligativas estão diretamente relacionadas as comportamento de soluções e</p><p>desempenham um papel fundamental em uma ampla gama de aplicações industriais, farmacêuticas,</p><p>alimentícias, químicas e biológicas, sendo sua compreensão fundamental, pois permite o desenvolvimento de</p><p>processos mais e�cientes.</p><p>Coloides e dispersões coloidais</p><p>Soluções correspondem a uma mistura homogênea formada entre um solvente e um soluto, porém, em</p><p>diferentes situações, podemos encontrar partículas sólidas dispersas em um meio líquido, originando uma</p><p>mistura heterogênea. Para compreender esse tipo de mistura, começamos com a de�nição de coloides.</p><p>Os coloides são sistemas em que partículas de uma substância, denominadas fase dispersa, estão dispersas de</p><p>maneira uniforme em outra substância, chamada de meio dispersante. A característica distintiva dos coloides é</p><p>o tamanho das partículas dispersas, que estão na faixa de</p><p>a</p><p>nanômetros (</p><p>), tornando-os intermediários entre as soluções verdadeiras (com partículas menores que</p><p>) e as suspensões (com partículas maiores que</p><p>).</p><p>1</p><p>1000</p><p>nm</p><p>1 nm</p><p>1000 nm</p><p>1</p><p>1000</p><p>nm</p><p>1 nm</p><p>1000 nm</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>As dispersões coloidais correspondem a um tipo de coloide em que partículas sólidas ou líquidas estão</p><p>dispersas em um meio líquido. As partículas coloidais são grandes o su�ciente para dispersar a luz e criar um</p><p>efeito Tyndall, visível quando um feixe de luz é projetado através do coloide. Essas partículas são mantidas</p><p>dispersas</p><p>pela agitação térmica, impedindo que se separem e sedimentem ao longo do tempo.</p><p>Existem diferentes tipos de coloides, dependendo da natureza das partículas dispersas e do meio dispersante.</p><p>Os coloides podem ser classi�cados em sols, géis e emulsões, com base em suas propriedades físicas e</p><p>químicas. Os sols são coloides em que a fase dispersa é líquida e a fase dispersante é líquida ou sólida. Eles</p><p>podem ser estáveis ou instáveis, dependendo da interação entre as partículas dispersas e o meio dispersante. Os</p><p>géis são coloides em que a fase dispersa é sólida e a fase dispersante é líquida. Eles têm uma estrutura</p><p>semelhante a uma esponja e podem ser usados em uma variedade de aplicações, desde produtos alimentícios</p><p>até produtos farmacêuticos e cosméticos. Já as emulsões são coloides em que a fase dispersa é líquida e a fase</p><p>dispersante é líquida. Elas são amplamente utilizadas na indústria alimentícia, cosmética e farmacêutica devido</p><p>à sua capacidade de combinar ingredientes que normalmente não se misturam.</p><p>As propriedades dos coloides, como viscosidade, estabilidade e capacidade de dispersão de luz, são</p><p>in�uenciadas pelo tamanho, forma e carga das partículas dispersas, bem como pela natureza do meio</p><p>dispersante. A estabilidade dessas partículas pode ser afetada por vários fatores, como pH, concentração de</p><p>sais e temperatura. Mudanças nas condições ambientais podem levar à coagulação ou �oculação das partículas</p><p>dispersas, resultando na separação do coloide em fases distintas, para evitar a ocorrência desse problema, são</p><p>adicionados estabilizantes ou agentes dispersantes para manter as partículas dispersas uniformemente</p><p>distribuídas no meio dispersante.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender as soluções e as dispersões coloidais, entender as propriedades e</p><p>classi�cações do soluto e solvente, e a partir da quantidade de soluto, trabalhar com as propriedades coligativas.</p><p>Chegou a hora de aplicar o conteúdo na determinação do abaixamento da pressão de vapor de uma solução,</p><p>sendo está uma propriedade coligativa.</p><p>Para solucionar a questão, precisamos aplicar a Lei de Raoult, que nos diz:</p><p>Onde</p><p>é a pressão de vapor do solvente puro e</p><p>corresponde a fração molar do solvente e</p><p>a pressão de vapor do solvente na solução.</p><p>Nesta aplicação, é esperado uma pressão de vapor mais baixa na presença do soluto. Desse modo, é</p><p>determinada a pressão de vapor do solvente na solução (ATKINS; JONES, 2009)</p><p>Assim temos:</p><p>P   =  xsolvente Ppuro</p><p>Ppuro</p><p>xsolvente</p><p>P</p><p>Ppuro</p><p>xsolvente</p><p>P</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>A partir dessa informação, é determinado o número de mols de cada espécie.</p><p>A fração molar da água corresponde a:</p><p>Para encontrar a pressão do solvente na solução, precisamos do valor da pressão do solvente puro. De acordo</p><p>com Atkins e Jones (2009), a pressão do solvente puro,</p><p>. Agora é determinado o abaixamento da pressão da solução:</p><p>Além dessa solução, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue</p><p>estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as soluções, suas propriedades, características e comportamento, acesse a biblioteca</p><p>virtual e faça a leitura do capítulo 12, Propriedades físicas das soluções, do livro “Química”, disponível na Minha</p><p>Biblioteca.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso em: 03 mar. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre as propriedades coligativas, faça a leitura do texto:</p><p>“Propriedades coligativas”, disponível em:</p><p>https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/16292008042013Fisico-Quimica_II_Aula_4.pdf. Acesso em: 03</p><p>mar. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre as dispersões coloidais, por meio da leitura do artigo “O mundo</p><p>dos coloides”, disponível em:</p><p>https://edisciplinas.usp.br/plugin�le.php/6718560/mod_resource/content/2/Mundo_coloides.pdf. Acesso em:</p><p>03 mar. 2024.</p><p>Referências</p><p>MM   (sacarose)  =  342 g/mol</p><p>MM   (água)  =  18 g/mol</p><p>nC12H22O11 = 20,0g</p><p>342 g/mol</p><p>= 0,058 mol</p><p>nH2O = 150g</p><p>18 g/mol</p><p>= 8,333 mols</p><p>xH2O = 8,333 mols</p><p>(0,058+8,333) mols</p><p>= 0,993</p><p>Ppuro =  14,54 Torr</p><p>Ppuro =  14,54 Torr</p><p>PH2O = 0,993 × 17,54 Torr = 17,42 Torr</p><p>https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/16292008042013Fisico-Quimica_II_Aula_4.pdf</p><p>https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/6718560/mod_resource/content/2/Mundo_coloides.pdf</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto</p><p>Alegre: Bookman, 2009.</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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá rever os conceitos pertinentes aos diferentes estados físicos da matéria,</p><p>sólidos, líquidos e gases e por �m, compreender o comportamento de soluções. Esse conteúdo é importante</p><p>para a sua prática pro�ssional, pois é essencial para desenvolver produtos inovadores, otimizar processos</p><p>industriais e garantir a segurança e e�cácia de produtos farmacêuticos, alimentos e materiais em diversas áreas</p><p>da prática pro�ssional. Bons estudos! Vamos lá!</p><p>Ponto de Chegada</p><p>Olá, estudante! Para desenvolver a competência desta Unidade, que é conhecer o comportamento da matéria</p><p>que se encontra em diferentes estados físicos, sólido, líquido e gasoso, você precisa compreender inicialmente</p><p>como é caracterizada a matéria em seus estados físicos, no estado gasosa a matéria não possui forma e nem</p><p>volume de�nido, no estado líquido, a matéria possui volume de�nido, porém, não possui forma de�nida, já no</p><p>estado sólido, a matéria apresenta forma e volume de�nido. Após compreende a constituição da matéria nos</p><p>diferentes estados físicos, você precisa trabalhar com as propriedades e características de cada estado físico.</p><p>No estado gasoso, temos a propriedade de expansão e compressibilidade, e uma característica importante</p><p>desse estado é compreender a variação da pressão do sistema, desse modo, realizamos relação entre</p><p>temperatura, pressão e volume por meio das Lei dos Gases. Para facilitar os cálculos, consideramos os gases</p><p>como ideais, e a partir disso, temos a Lei dos Gases Ideais, que é aplicada a diferentes situações. Outra Lei</p><p>importante é a Lei das pressões parciais de Dalton, que nos diz que a pressão total do sistema é igual a soma da</p><p>pressão parcial dos gases que o compõe. Mas é preciso observar que em algumas situações, os gases podem</p><p>sofrer desvios em relação a essas leis, como em situação em que a pressão é muito elevada.</p><p>Ao se trabalhar com os líquidos, você precisa compreender as propriedades deles, por isso, incialmente, é</p><p>importante compreender características que envolvem o movimento das moléculas. Quanto as propriedades dos</p><p>líquidos, temos várias, entre elas, podemos destacar a capilaridade e a tensão super�cial, que são propriedades</p><p>que grande aplicabilidade em várias áreas do conhecimento. Outro ponto importante dos líquidos é trabalhar</p><p>com as forças intermoleculares, que são as forças existentes entre moléculas que afetam propriedades das</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>substâncias. Entre elas temos a ligação covalente polar, a ligação de hidrogênio, a interação dipolo-dipolo, a</p><p>interação dipolo-dipolo induzido e a dispersão de London.</p><p>Quanto aos sólidos, estes apresentam estruturas rígidas e, podem apresentar arranjo ordenado de seus átomos,</p><p>partículas, íons ou moléculas em uma estrutura cristalina ou um arranjo desordenado em uma estrutura amorfa.</p><p>Quando apresentam estrutura cristalina, os sólidos se apresentam como moleculares, reticulares, iônicos e</p><p>metálicos. As estruturas nesse estado físico se repetem de acordo com um arranjo de�nido, que é determinado</p><p>pela célula</p><p>unitária. As células unitárias possuem 7 estruturas de�nidas, e a partir delas, podemos obter 14</p><p>estruturas, conhecidas como estruturas de Bravais, que corresponde ao arranjo tridimensional de pontos que</p><p>descreve a repetição do retículo cristalino em sólidos. Ao conhecer os diferentes estados físicos da matéria,</p><p>temos que observar os processos envolvidos nas mudanças de fases por meio do estudo dos diagramas de</p><p>fases.</p><p>Por �m, você precisa conhecer as características de soluções e dispersão colidais. As soluções são amplamente</p><p>empregadas em diferentes processos industriais e são constituídas de solvente e soluto, podendo cada um</p><p>possuir diferentes classi�cações. Quando a quantidade de soluto na solução, podemos observar que podem</p><p>ocorrer algumas alterações nas propriedades dos solventes, essas propriedades são conhecidas como</p><p>Propriedades Coligativas e são amplamente aplicadas para obtenção de produtos do dia a dia, como os</p><p>medicamentos.</p><p>Compreender os estados físicos da matéria e as soluções é fundamental para desvendar os segredos do</p><p>universo ao nosso redor. Ao mergulhar nesse estudo, você terá a oportunidade de explorar as interações entre</p><p>átomos e moléculas, desvendando os mistérios por trás das propriedades e comportamentos da matéria. Essa</p><p>jornada não apenas ampliará seu conhecimento cientí�co, mas também abrirá portas para uma série de</p><p>aplicações práticas em diversos campos, desde a indústria até a medicina. Então, vamos embarcar nessa</p><p>fascinante jornada do conhecimento! Bons estudos!</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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Estudante, você é o responsável pelo processo de obtenção do pentacarbonilo de ferro ( ) em uma</p><p>indústria de insumos químicos. Este composto é utilizado em diversas outras indústrias como fonte de ferro</p><p>carbonil, que é uma fonte bastante pura de ferro, utilizada, por exemplo, na indústria alimentícia (DAMODARAN</p><p>et. al., 2010). Sua tarefa é analisar todo o processo e os fatores que devem ser levados em consideração. A</p><p>reação para formação do pentacarbonilo de ferro, descrita a seguir, ocorre à elevada pressão e a  .</p><p>Qual a quantidade de   utilizada para produzir o composto desejado? Qual o tamanho do reator que deve ser</p><p>adquirido para o processo? O que você deve levar em conta nesta escolha? Quais as interações presentes no</p><p>líquido obtido como produto? Como se encontra o ferro sólido utilizado no processo? Pensando na situação</p><p>proposta, re�ita e responda aos seguintes questionamentos.</p><p>1) Pesquisando sobre o processo de obtenção do pentacarbonilo de ferro, encontrou que esta reação ocorre a</p><p>, o que fez você e seu gestor decidirem implementar uma escala laboratorial do processo, a �m de testar</p><p>o comportamento do sistema. Seu gestor pediu que você dimensionasse a equação, trabalhando com a massa</p><p>Fe(CO)5</p><p>200 °C</p><p>Fe(s)   +  5 CO(g)   →  Fe(CO)5 (l)</p><p>CO</p><p>200 °C</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>dos reagentes, a �m de escolher o reator para o processo, isso pensando em inicialmente trabalhar com   de</p><p>ferro metálico. Qual a escala que será utilizada? Qual a pressão no reator com o uso da quantidade necessária</p><p>de gás? Ela é su�ciente para que a reação aconteça?</p><p>2) Após dimensionar o processo, agora, sua tarefa é pensar sobre o produto obtido. Você utiliza um sólido e um</p><p>gás para obter um produto líquido. Como você retira o líquido do reator? Só escoar o líquido irá funcionar ou</p><p>precisa de um solvente? Se utilizar um solvente, qual devem ser as características deste solvente para que você</p><p>consiga remover o líquido totalmente do reator?</p><p>3) Ao realizar o procedimento, você observou um rendimento muito baixo do esperado e após revisar todos os</p><p>passos não conseguiu pensar em outro problema senão a qualidade de um dos reagentes: o ferro. Seu gestor</p><p>pediu que realizasse uma análise simples na matéria--prima que fosse capaz de determinar que o ferro utilizado</p><p>estava puro. Como você pode fazer isso de uma forma rápida e simples? O ferro é um sólido metálico, como tal,</p><p>ele se organiza de uma maneira bem de�nida. Bons estudos!</p><p>Durante a fabricação de um medicamento líquido, é necessário entender como as forças intermoleculares</p><p>in�uenciam a solubilidade dos componentes sólidos no solvente líquido. Como essas forças afetam a</p><p>dissolução de um sólido no líquido e como essa compreensão pode ser aplicada para otimizar o processo de</p><p>fabricação?</p><p>Um engenheiro precisa projetar um tanque de armazenamento para um gás in�amável. Como as propriedades</p><p>dos gases, como compressibilidade e expansibilidade, afetam o design e a segurança do tanque? Como a</p><p>compreensão das propriedades físicas dos gases pode in�uenciar a seleção do material do tanque e a forma</p><p>como ele será utilizado e operado?</p><p>Um laboratório farmacêutico está desenvolvendo uma nova formulação de medicamento líquido que precisa ser</p><p>administrado por via intravenosa. Como as propriedades coligativas, como o abaixamento do ponto de</p><p>congelamento e o aumento do ponto de ebulição, podem ser aplicadas para controlar a osmolaridade da solução</p><p>e garantir a segurança e e�cácia do medicamento durante a administração intravenosa?</p><p>Como responsável técnico pela implementação da obtenção industrial de pentacabronilo de ferro, você começou</p><p>a trabalhar com o dimensionamento da reação. Independentemente da escala, o produto de interesse é obtido</p><p>pela reação:</p><p>Entretanto, como a reação ocorre a  , você e seu gestor optaram por estudar o processo em escala piloto.</p><p>Desenvolvendo o processo de obtenção de pentacarbonilo de ferro, você precisa inicialmente dimensionar a</p><p>reação, trabalhando com a estequiometria dos reagentes, levando em consideração a utilização de   de ferro</p><p>metálico. Como este é um processo completamente novo para a indústria em que está trabalhando e não é</p><p>desenvolvido por muitas outras, você e seu gestor decidiram implementar uma escala laboratorial.</p><p>Pensando em evitar a compra de um novo equipamento, foi decidido pelo uso de um reator ocioso no laboratório</p><p>de escala piloto com capacidade de  . Independentemente da escala, o produto de interesse é obtido pela</p><p>reação:</p><p>Utilizando   de ferro sólido, qual a quantidade de  que deve ser utilizada? Isso corresponde a quantos  ?</p><p>Qual a pressão à temperatura ambiente? E qual a pressão na temperatura de  , que é quando a reação</p><p>ocorre? Esta pressão está de acordo com as condições reacionais?</p><p>Você precisa iniciar calculando quantos mols de ferro estão sendo utilizados. A massa molar do ferro é de</p><p>. Para calcular quantos mols de ferro estão em  , você deve realizar uma regra de 3:</p><p>Portanto, utilizando o coe�ciente estequiométrico que indica que    de ferro reage com    de  ,</p><p>precisamos de   de  .</p><p>Como nas   corresponde a  , esta quantidade corresponde a   de gás nas  , porém, o</p><p>volume do reator é de  .</p><p>50g</p><p>Fe(s)   +  5 CO(g)   →  Fe(CO)5 (l)</p><p>200 °C</p><p>50g</p><p>30 L</p><p>Fe(s)   +  5 CO(g)   →  Fe(CO)5 (l)</p><p>50g CO L</p><p>200 °C</p><p>55,8 g/mol 50g</p><p>1 mol − − − − −  55,8g</p><p>X − − − − −  50g</p><p>X  =  0,896 mols</p><p>1 mol 5 mols CO</p><p>4,48 mols CO</p><p>CNTP 22,4L 100L CNTP</p><p>30L</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Para sabermos qual a pressão deste gás neste volume, devemos utilizar  , isolando  ,</p><p>teremos  .</p><p>À temperatura ambiente ( ), teremos:</p><p>Na temperatura da reação ( ), teremos:</p><p>Você precisa lembrar que a reação, sem catalisadores, ocorre a uma pressão de  . Sabendo que</p><p>corresponde a  , teremos, portanto,   e  , ou seja,</p><p>tratando o CO como um gás ideal, em nenhuma das temperaturas (ambiente ou  ), a pressão necessária</p><p>para a reação ocorrer é atingida. Utilizando a lei de Boyle, podemos chegar no volume próximo que o reator deve</p><p>ter para atingir a pressão necessária:  , portanto,  , sendo</p><p>. Se o reator possuir volume ajustável, pode ser utilizado, caso não, você pode sugerir um reator de</p><p>com menos mols de  , porém, não utilizaria o reator ocioso. Outra opção é utilizar o reagente   em</p><p>excesso.</p><p>Para calcular o número de mols necessários</p><p>para atingir a pressão de  , você novamente utiliza a lei dos</p><p>gases ideais, lembrando de passar   para  :</p><p>de   reagem (em excesso) com   de  , que corresponde à massa de  .</p><p>Agora, vamos pensar em como retirar o líquido do reator. Você inicia a resolução do problema estudando as</p><p>propriedades do pentacarbonilo de ferro. Seu ponto de ebulição é  , isso já sinaliza que, inicialmente, deve</p><p>diminuir a temperatura do reator e então diminuir a pressão, pois se você diminui a pressão a altas temperaturas</p><p>( ), ele será um gás e será perdido. O ponto de fusão do produto é de  , portanto, temperaturas</p><p>muito baixas e altas pressões podem torná-lo sólido. Como um dos reagentes é sólido e o outro é gasoso, a</p><p>melhor maneira de obter o composto é mesmo como um líquido.</p><p>Quanto mais próximo a  , mais viscoso o líquido será e mais difícil será escoá-lo do reator. Você</p><p>aprendeu nesta seção que a temperatura está relacionada com a viscosidade, sendo que quanto maior a</p><p>temperatura, menor a viscosidade.</p><p>Esta molécula não é polar, sendo caracterizada por ser um composto de coordenação, em que o ferro se</p><p>encontra coordenado com    e não covalentemente ligado. Esta molécula, por esta característica, é apolar,</p><p>portanto, o uso de solventes polares não auxilia na remoção do composto que permanecer aderido ao reator por</p><p>forças de coesão.</p><p>O melhor é utilizar solventes apolares como o éter etílico, que possui a vantagem de ter um baixo ponto de</p><p>ebulição ( ), podendo ser facilmente removido do produto por evaporação. Note que o uso de solvente</p><p>pode ser aplicado na planta piloto, porém, na indústria, o uso de éter é desaconselhado devido a seu grande</p><p>potencial em causar acidentes (explosões).</p><p>Uma técnica bastante utilizada para remoção de solventes consiste em utilizar um equipamento chamado rota-</p><p>evaporador que reduz a pressão do sistema para que a evaporação ocorra mais facilmente. O princípio deste</p><p>equipamento é que, ao diminuirmos a pressão do sistema, a pressão de vapor se iguala a esta pressão a uma</p><p>temperatura mais baixa que se estivéssemos a pressão atmosférica. Com isso, é necessário menor</p><p>aquecimento. Outra opção é a utilização de destilação como processo de puri�cação para grandes quantidades,</p><p>e este processo é baseado na diferença dos pontos de ebulição.</p><p>Para seu processo, baseado nas características do produto, você propõe, então, que a temperatura diminua antes</p><p>da pressão e que o líquido seja escoado, por exemplo, à temperatura ambiente. Se as forças de adesão forem</p><p>intensas, você pode propor um aumento da temperatura ou, para a planta piloto, a utilização de um solvente,</p><p>sendo que o solvente pode ser removido utilizando evaporação ou destilação.</p><p>Por �m, você realizou um teste em escala piloto, agindo de maneira bastante prudente. Após analisar a reação e</p><p>o processo, não identi�cou nenhum erro que pudesse ser responsável pelo problema de rendimento. Além de</p><p>encaminhar as amostras para o laboratório, seu gestor pediu que você pensasse em uma maneira simples e</p><p>e�ciente de indicar se o ferro estava puro ou não. Enquanto você encaminhava as amostras ao laboratório de</p><p>análise, começou a pensar o que mais poderia ser feito, assim poderia contornar o problema com nova matéria-</p><p>prima.</p><p>PV = nRT P</p><p>P = nRT</p><p>V</p><p>25 °C = 298,15 K</p><p>P   =   4,48×0,082057 L atm K−1 mol−1 298,15 K</p><p>30 L =  3,65 atm.</p><p>200 °C  =  473,15 K</p><p>P   =   4,48×0,082057 L atm K−1 mol−1 473,15 K</p><p>30 L =  5,8 atm.</p><p>120 psi 1 psi</p><p>0,068046 atm 3,65 atm  =  53,64 psi 5,8 atm  =  85,2 psi</p><p>200 °C</p><p>P1V1 = P2V2 85,2 psi × 30 L  =  120 × V2</p><p>V2 = 21,3L</p><p>20L CO CO</p><p>120 psi</p><p>120 psi atm</p><p>n = PV</p><p>RT = 8,16 atm ×30 L</p><p>0,082057 L atm K−1 mol−1×473,15 K = 3 mols de CO.</p><p>6,3 mols CO 0,896 mol Fe 50g</p><p>103 °C</p><p>200 °C −20 °C</p><p>−20 °C</p><p>CO</p><p>34,2 °C</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>A densidade é uma propriedade intrínseca da matéria, ou seja, independe do tamanho da amostra, e pode ser</p><p>calculada a partir de dados do tipo de empacotamento do metal. O ferro apresenta arranjo cúbico de corpo</p><p>centrado. Para um cubo, deve lembrar que o volume é dado por</p><p>, sendo que para este empacotamento deve usar como guia a diagonal do corpo da cela ( ), pois é onde os</p><p>átomos se tocam. Para encontrar a aresta, você deve utilizar o teorema de Pitágoras ( )</p><p>que também diz que   e, portanto,  . Sabemos, então, que  ,</p><p>sendo  .</p><p>Para encontrarmos a massa, devemos veri�car a massa molar do ferro, que é  . Este arranjo encerra</p><p>dois átomos, então, teremos a densidade ( ) dada por:</p><p>O raio do ferro é   ( ). Dessa forma, você terá a densidade dada por:</p><p>Esta é uma aproximação para a densidade. Agora faz-se necessário determinar a densidade de uma amostra de</p><p>ferro que foi utilizada em sua reação. Este procedimento é simples, você deve unicamente utilizar um recipiente</p><p>graduado, como uma proveta, por exemplo, pesar uma amostra de ferro e colocá-la na proveta com água, a</p><p>variação do volume da água corresponde ao volume do objeto. Como você teve a massa pesada no início do</p><p>processo você consegue calcular a densidade da amostra.</p><p>Você selecionou uma amostra de    e veri�cou que o volume desta amostra é de  . Com isso, a</p><p>densidade de sua amostra será de:</p><p>Um valor bem diferente do esperado, você criou um alerta sobre a qualidade desta matéria-prima. Enquanto</p><p>aguardava a con�rmação do laboratório, foi ao estoque e pesquisou se havia outro lote de ferro metálico. Você,</p><p>então, pôde repetir o processo e obter a reação em um rendimento bem melhor que o anterior, sendo necessário</p><p>apenas pequenos ajustes. Após o resultado da reação, a análise laboratorial chegou, con�rmando suas</p><p>suspeitas de contaminação. Seu gestor �cou bastante satisfeito com sua pró atividade e conhecimentos</p><p>básicos.</p><p>Estudante, está pronto para explorar um mundo fascinante de substâncias e suas propriedades? Convido você a</p><p>embarcar em uma jornada de descoberta sobre os gases, líquidos, sólidos e soluções. Vamos começar falando</p><p>sobre os gases, que são tão abundantes e importantes em nosso dia a dia. Vamos explorar a Lei dos Gases, que</p><p>descreve como eles se comportam em diferentes condições de temperatura e pressão, e entender o conceito de</p><p>gases ideais. Descobriremos também suas propriedades e características únicas, que in�uenciam desde a</p><p>atmosfera terrestre até processos industriais.</p><p>Em seguida, mergulharemos nos líquidos, explorando fenômenos fascinantes como capilaridade, tensão</p><p>super�cial e as forças intermoleculares que governam seu comportamento. Não podemos esquecer dos sólidos,</p><p>com sua estrutura cristalina ou amorfa, e seus arranjos ordenados que os tornam tão diversos e interessantes.</p><p>Vamos investigar os diferentes tipos de sólidos e entender como eles se comportam em diferentes condições,</p><p>explorando, no �nal, o diagrama de fases que revela suas transformações.</p><p>Por �m, você vai explorar o mundo das soluções, onde soluto e solvente vão originar uma mistura homogênea</p><p>com as mais diversas aplicações. Você vai descobrir como as propriedades coligativas afetam o</p><p>comportamento das soluções e explorar os características e propriedades dos coloides e das dispersões</p><p>coloidais.</p><p>Prepare-se para conhecer e compreender o mundo da matéria e suas transformações. Bons estudos!</p><p>a3</p><p>b</p><p>a2 + f 2 = b2 = (4r)2</p><p>f 2 = 2a2 a2 + f 2 = a2 +  2a2 = 3a2 3a2 = (4r)2</p><p>a = 4r/√3</p><p>55,84 g/mol</p><p>m/v</p><p>d = 2×MM/NA</p><p>(4r/3</p><p>1</p><p>2  )</p><p>3 = 2×MM</p><p>64/3</p><p>3</p><p>2 ×NA×r3</p><p>= 3</p><p>3</p><p>2 MM</p><p>32×NA×r3</p><p>126 pm 1,26 × 10−8cm</p><p>d = 3</p><p>3</p><p>2 ×55,85 g/mol</p><p>32×6,022×1023 mol×(1,26×10−8 cm)</p><p>3 = 7,53 g/cm3</p><p>2,47g 2,8 cm3</p><p>d = 2,47g</p><p>2,8 cm3 = 0,882 g/cm3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 3.15 Química Geral – Propriedades dos estados físicos da matéria. Fonte: o próprio autor.</p><p>ATKINS, P.; Jones, L. Princípios de química - questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre:</p><p>Bookman, 2009.</p><p>BARREIRO, E. J.; FRAGA, C. A. M. Química medicinal: as bases moleculares da ação dos fármacos. 2. ed. Porto</p><p>Alegre: Artmed; 2008.</p><p>DAMODARAN, S.; PARKIN, K. L.; FENNEMA, O. R. Química de Alimentos de Fennema. 4. ed. 2010.</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química</p><p>geral e reações químicas. 2. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2014. v. 1.</p><p>RUSSEL, John B. Química geral. v. 2, 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2011.</p><p>,</p><p>Unidade 4</p><p>Princípios de Química Inorgânica e Orgânica</p><p>Aula 1</p><p>Ácidos e Bases</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Ácidos e Bases</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer os conceitos dos ácidos e bases de Arrhenius e Bronsted</p><p>Lowry, assim como o sistema de nomenclatura desses compostos e as propriedades e características. Esse</p><p>conteúdo é importante para sua prática pro�ssional, pois são fundamentais na compreensão da química ácido-</p><p>base. Esses conceitos são aplicáveis em diversas áreas, como na indústria química, farmacêutica e ambiental,</p><p>in�uenciando processos de síntese, formulação de medicamentos e tratamento de e�uentes. Pronto para</p><p>embarcar nessa jornada de descobertas? Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, a partir de agora você dará início ao estudo das funções inorgânicas, aprendendo sobre os ácidos e</p><p>as bases. Para isso, você verá como são formadas essas substâncias e a maneira como se deve nomeá-las,</p><p>diferenciando-as umas das outras. Estudará primeiramente os ácidos, que são substâncias que se ionizam em</p><p>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</p><p>para que possamos nomeá-los. 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</p><p>possuem regras para serem nomeadas. Além disso, compreenderá as características de ácidos e bases que são</p><p>doadores e recebedores de espécies</p><p>em reações químicas e como isso pode alterar o comportamento da solução.</p><p>Sobre o exposto, você deverá re�etir sobre o solo. O solo pode apresentar características ácidas que podem</p><p>prejudicar a safra, trazendo resultados ruins para o agricultor. Uma análise do solo pode ser realizada em</p><p>laboratório para veri�car o</p><p>, porém é um procedimento oneroso.</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>pH</p><p>pH</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Assim sendo, a observação das �ores de hortênsia vem sendo empregada e, apesar de não ser tão rigorosa, vem</p><p>apresentando bons resultados a respeito da acidez e/ou basicidade dos solos, pois essas �ores apresentam</p><p>coloração variável em decorrência do</p><p>do solo onde estão sendo cultivadas. O índice de acidez e alcalinidade do solo pode realmente alterar a</p><p>coloração dessas �ores, as quais, quando crescem em solos ácidos, ou seja, com</p><p>abaixo de</p><p>, nascem azuis, e, em solos alcalinos, com</p><p>acima de</p><p>, nascem rosadas e até brancas. Mas quais são esses ácidos e bases? E como é dada a sua nomenclatura? Você</p><p>deverá pesquisar quais são essas substâncias e nomeá-las. Bons estudos!</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</p><p>água formando íons. Segundo Kotz (2010), essa teoria antecedeu qualquer conhecimento a respeito da</p><p>composição e da estrutura dos átomos, não tendo sido bem aceita inicialmente. Os ácidos foram reconhecidos</p><p>como substâncias que têm gosto azedo, característica esta que deu origem ao seu nome de origem latina</p><p>acidus, que signi�cava “azedo”. Além do sabor azedo, eles possuem outras características, como condutividade</p><p>elétrica em solução aquosa (em água), mudança de cor de certas substâncias e reação com as bases, formando</p><p>sal e água. As bases ou álcalis são compostos adstringentes, seu nome vem da palavra álcali, que possui origem</p><p>do árabe al-kali e signi�ca “cinzas de uma planta”, e assim como os ácidos, também são condutores de</p><p>eletricidade.</p><p>Ácidos e bases de Arrhenius</p><p>A de�nição de Arrhenius para ácidos e bases centraliza-se na formação de íons</p><p>e</p><p>em soluções aquosas. Ele de�niu os ácidos como toda substância que, quando ioniza em água, libera o cátion</p><p>hidrogênio</p><p>, aumentando a sua concentração na solução aquosa, como mostra a seguinte reação:</p><p>pH</p><p>pH</p><p>6,5</p><p>pH</p><p>7,5</p><p>pH</p><p>pH</p><p>6,5</p><p>pH</p><p>7,5</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>H+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>E de�niu as bases como substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração do íon</p><p>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</p><p>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 chamamos de</p><p>ácidos fortes. Outros ácidos 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 a</p><p>sua volatilidade, sua estabilidade, seu grau de oxigenação, seu grau de hidratação, seu grau de ionização e</p><p>quanto 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</p><p>grau de ionização que podemos classi�car o ácido em fraco, moderado e forte, como mostra a Tabela 4.1.</p><p>Classi�cação Grau de ionização ( )</p><p>Ácidos fortes</p><p>Ácidos moderados</p><p>Ácidos fracos</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>HA(g)</p><p>H2O</p><p>H+</p><p>(aq)  +  A−</p><p>(aq)−→</p><p>OH−</p><p>OH−</p><p>BOH(s)</p><p>H2O</p><p>B+</p><p>(aq)  +  OH−</p><p>(aq)</p><p>−→</p><p>HCl</p><p>HNO3</p><p>H+</p><p>(aq)</p><p>α</p><p>HCl</p><p>HNO3</p><p>H+</p><p>(aq)</p><p>α</p><p>α = Número de moléculas ionizadas</p><p>Número total de moléculas dissolvidas</p><p>α</p><p>α > 50%</p><p>5%</p><p>básica possui concentração de íons</p><p>menor do que uma solução neutra e apresenta</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>OH−</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>pH</p><p>H3O+</p><p>OH−</p><p>H3O</p><p>+</p><p>pH</p><p>H3O</p><p>+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>maior do que 7.</p><p>Dentro desse contexto, destacam-se os ácidos polipróticos, cujas moléculas são capazes de doar mais que um</p><p>íon</p><p>, pois se ionizam em várias etapas, fornecendo um íon</p><p>por vez, como, por exemplo, o ácido sulfúrico (</p><p>) que ioniza em duas etapas liberando dois íons</p><p>.</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,</p><p>formando um segundo íon hidrônio e o íon sulfato.</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>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)  +  HSO−</p><p>4 (aq)</p><p>HSO−</p><p>4 (aq)  +  H2O(l)    →   H3O</p><p>+</p><p>(aq)  +  SO2−</p><p>4 (aq)</p><p>HSO−</p><p>4</p><p>HSO−</p><p>4</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Os ácidos podem ser classi�cados quanto à presença de oxigênio na fórmula. Assim, os hidrácidos são ácidos</p><p>que não contém oxigênio, por exemplo:</p><p>,</p><p>,</p><p>,</p><p>,</p><p>e</p><p>. Já os oxiácidos são ácidos que contém oxigênio, como, 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</p><p>em “-eto” o nome do ácido é formado pela junção do su�xo “-ídrico” à raiz do ânion, da seguinte forma: Ácido +</p><p>Raiz do ânion + Su�xo ídrico. Existe também uma tendência de nomear os hidrácidos usando a seguinte</p><p>nomenclatura: nome do ânion de hidrogênio.</p><p>Para os oxiácidos, os nomes dos ânions que contém oxigênio terminam geralmente em “-ato” ou “-ito”. Para os</p><p>íons que possuem os nomes que terminam com “-ato”, o nome será composto por: Ácido + Raiz do ânion +</p><p>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</p><p>utilizados para nomear os demais oxiácidos, conforme o grau de hidratação, ou seja, se diminuirmos um</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>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>oxigênio de um ácido padrão, o su�xo “-ico” será trocado pelo su�xo “-oso”. Se dois oxigênios forem subtraídos</p><p>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>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>OH−</p><p>OH−</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>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</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</p><p>bases formadas por metais alcalinos são solúveis –</p><p>(hidróxido de lítio); as formadas por metais alcalinos terrosos são pouco solúveis –</p><p>(hidróxido de cálcio); e as formadas por outros metais são praticamente insolúveis –</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, como por exemplo:</p><p>é formado pelo cátion</p><p>(cálcio) e pelo ânion</p><p>(hidroxila), portanto, o nome será hidróxido de cálcio. Existem exemplos em que um mesmo elemento químico</p><p>forma cátions com valências diferentes; nesse caso o número da carga do íon é acrescentado ao �nal do nome</p><p>ou se acrescenta o su�xo “-oso” ao íon de menor valência e “-ico” ao íon de maior valência, como, por exemplo, o</p><p>ferro, que pode formar os cátions</p><p>e</p><p>, razão pela qual seus nomes são, respectivamente, hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ferroso –</p><p>– e hidróxido de ferro (III) ou hidróxido férrico –</p><p>–.</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>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>Ca(OH)2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Siga em Frente...</p><p>Ácidos e bases de Bronsted Lowry</p><p>As de�nições de Arrhenius para ácidos e bases apresentam uma característica fundamental, as substâncias</p><p>químicas precisam possuir em sua estrutura os íons</p><p>e/ou</p><p>para serem classi�cados como ácidos e bases, respectivamente. Mas quando uma espécie química não</p><p>apresenta íons</p><p>e/ou</p><p>em sua estrutura e mesmo assim possui capacidade de alterar o pH de uma solução, como podemos classi�cá-</p><p>los como ácidos e bases?</p><p>Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry são fundamentais na compreensão da química ácido-base, fornecendo</p><p>uma abordagem mais abrangente e �exível em comparação com a teoria de Arrhenius. Neste texto, você vai</p><p>explorar detalhes dos conceitos, exemplos e aplicações dos ácidos e bases de acordo com a teoria de Bronsted-</p><p>Lowry, destacando sua importância em diversas áreas da química e além.</p><p>Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry foram propostos por Johannes Nicolaus Bronsted e Thomas Martin Lowry</p><p>em 1923. De acordo com esta teoria, um ácido é de�nido como qualquer substância capaz de doar prótons (íons</p><p>de hidrogênio,</p><p>), enquanto uma base é qualquer substância capaz de aceitar prótons.</p><p>Ca2+</p><p>OH−</p><p>Fe2+</p><p>Fe3+</p><p>Fe(OH)2</p><p>Fe(OH)3</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>H+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Em termos mais simples, um ácido de Bronsted-Lowry é uma espécie química que libera prótons em uma</p><p>solução aquosa, enquanto uma base de Bronsted-Lowry é aquela que aceita prótons.</p><p>Onde temos que o ácido lático</p><p>é o ácido (doa</p><p>) e</p><p>a sua base conjugada (recebe</p><p>),</p><p>é a base e</p><p>o seu ácido conjugado.</p><p>Desse modo, temos que o ácido clorídrico (</p><p>) quando dissolvido em água, ele libera íons</p><p>, tornando-se um ácido de acordo com a teoria de Bronsted-Lowry, assim como o ácido acético (</p><p>), que libera íons</p><p>em solução aquosa, doando um próton para a água.</p><p>No caso das bases, temos, como exemplo, a reação da âmonia:</p><p>CH3CHOHCOOH(aq)  +  H2O(l)  →   CH3CHOHCOO−</p><p>(aq)  +  H3O</p><p>+</p><p>(aq)</p><p>CH3CHOHCOOH</p><p>H+</p><p>CH3CHOHCOO−</p><p>H+</p><p>H2O</p><p>H3O</p><p>+</p><p>CH3CHOHCOOH</p><p>H+</p><p>CH3CHOHCOO−</p><p>H+</p><p>H2O</p><p>H3O</p><p>+</p><p>HCl</p><p>H+</p><p>CH₃COOH</p><p>H+</p><p>HCl</p><p>H+</p><p>CH₃COOH</p><p>H+</p><p>NH3 (aq)  +  H2O(l)  →  NH+</p><p>4 (aq)  +  OH−</p><p>(aq)</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Onde temos o</p><p>que é a espécie que recebe um próton (</p><p>), sendo, portanto, a base e</p><p>o seu ácido conjugado,</p><p>é o ácido e</p><p>a sua base conjugada.</p><p>O hidróxido de sódio (</p><p>) é um exemplo de base de Bronsted-Lowry, pois ele aceita íons</p><p>da água, formando íons hidroxila (</p><p>).</p><p>Esses conceitos são aplicados em diversas situações, como na química orgânica, onde os ácidos de Bronsted-</p><p>Lowry são amplamente utilizados na catálise de reações orgânicas, como a reação de esteri�cação e hidrólise</p><p>de ésteres e as bases de Bronsted-Lowry são essenciais na síntese orgânica, incluindo reações de alquilação e</p><p>desprotonação. Na química inorgânica, ácidos e bases de Bronsted-Lowry são usados na produção de</p><p>fertilizantes, detergentes e produtos farmacêuticos.</p><p>Esses conceitos também são aplicados biologia e medicina, onde a regulação do pH é fundamental para o</p><p>funcionamento adequado dos sistemas biológicos. Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry desempenham um</p><p>papel crucial na manutenção do equilíbrio ácido-base no corpo humano. Além disso, muitos medicamentos e</p><p>produtos farmacêuticos são formulados usando princípios ácido-base de Bronsted-Lowry. Já na indústria</p><p>alimentícia, eles são usados para controlar o pH de alimentos e bebidas, garantindo a segurança e a qualidade</p><p>dos produtos.</p><p>Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry são conceitos fundamentais na química, com aplicações em uma</p><p>variedade de campos, desde a indústria até a biologia e medicina. Sua compreensão é essencial para entender</p><p>os processos químicos e suas aplicações práticas.</p><p>Ao compreender os princípios ácido-base de Bronsted-Lowry,</p><p>NH3</p><p>H+</p><p>NH+</p><p>4</p><p>H2O</p><p>OH−</p><p>NH3</p><p>H+</p><p>NH+</p><p>4</p><p>H2O</p><p>OH−</p><p>NaOH</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>NaOH</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>os cientistas podem desenvolver novos materiais, medicamentos e tecnologias que bene�ciam a sociedade</p><p>como um todo.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender as características ácidos e bases, suas propriedades e características,</p><p>assim como os sistemas relacionados a sua nomenclatura, é hora de aplicar esse conteúdo. Ácidos e bases</p><p>desempenham papéis fundamentais na química e na vida cotidiana, in�uenciando processos industriais,</p><p>ambientais e biológicos.</p><p>Deste modo, temos que diversos ácidos são encontrados no solo, alguns dos quais se encontram em destaque,</p><p>como os ácidos oxálico, fórmico, fumárico e málico, e sua nomenclatura é apresentada na tabela 4.2.</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>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</p><p>Tabela 4.2 Os ácidos oxálico, fórmico, fumárico e málico e sua nomenclatura. Fonte: FÁBREGA, F. M.. Química</p><p>Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>Outros ácidos podem ser encontrados no solo, porém em quantidades menores como: os ácidos succínico,</p><p>acético, aconítico, gálico, vanílico, benzoico, fumárico e chiquímico.</p><p>As bases mais encontradas no solo são os hidróxidos de amônio e cálcio e podem ser nomeadas da seguinte</p><p>forma, conforme apresentado na Tabela 4.3.</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>Tabela 4.3 Os hidróxidos de amônio e cálcio. Fonte: FÁBREGA, F. M.. Química Geral e Experimental. Londrina:</p><p>Editora e Distribuidora S.A., 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</p><p>bases, do livro “Química”, disponível na Minha Biblioteca.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso em: 04 mar. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a força de ácidos e bases, faça a leitura do artigo:</p><p>“Sobre a força de ácidos e bases: algumas considerações”, disponível em: https://doi.org/10.1590/S0100-</p><p>40422008000600052. Acesso em: 04 mar. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre os conceitos de ácidos e bases por meio da leitura do artigo</p><p>“Discutindo o contexto das de�nições de ácido e base”, disponível em: http://dx.doi.org/10.21577/0104-</p><p>8899.20160099. Acesso em: 04 mar. 2024.</p><p>Referências</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11. ed. Rio de Janeiro: Mcgraw Hill, 2013.</p><p>NH+</p><p>4</p><p>Ca2+</p><p>NH4OH</p><p>Ca(OH)2</p><p>https://doi.org/10.1590/S0100-40422008000600052</p><p>https://doi.org/10.1590/S0100-40422008000600052</p><p>http://dx.doi.org/10.21577/0104-8899.20160099</p><p>http://dx.doi.org/10.21577/0104-8899.20160099</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>FÁBREGA, F. M.. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>KOTZ, John C. et al. Química geral e reações químicas. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010, v. 1-2.</p><p>Aula 2</p><p>Sais e Óxidos</p><p>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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer as de�nições de sais, óxidos e hidretos, assim como suas</p><p>propriedades, características e regras de nomenclatura. Esse conteúdo é importante para sua prática</p><p>pro�ssional, pois esses compostos in�uenciam processos industriais, agrícolas e farmacêuticos. Suas</p><p>propriedades, como solubilidade, condutividade e reatividade, são cruciais para diversas aplicações e a</p><p>nomenclatura sistemática e as características físicas ajudam na identi�cação e uso adequado desses</p><p>compostos. Prepare-se para essa jornada de conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, você iniciou o estudo sobre as funções inorgânicas, conhecendo não só os ácidos e as bases, como</p><p>também suas diferenças, características, reações químicas e as regras de nomenclatura. Agora, vamos continuar</p><p>o nosso estudo sobre as funções inorgânicas, conhecendo assim os sais, os óxidos e os hidretos. Você vai</p><p>estudar primeiramente os sais e perceber o quão presentes eles estão no nosso dia a dia. Aprenderá então como</p><p>eles são formados, suas características, classi�cação e a regra para compor a sua nomenclatura. Em seguida</p><p>estudará os óxidos e de suas características, classi�cação e regras de nomenclatura, completando os nossos</p><p>estudos sobre as funções inorgânicas. Ao �nal, conhecerá a função dos hidretos, suas características,</p><p>propriedades e as regras de nomenclatura.</p><p>Então re�ita: A corrosão pode ser de�nida como um processo de deterioração dos metais, representada</p><p>popularmente pela maresia e pelo azinhavre. A maresia é caracterizada pela formação acelerada de ferrugem</p><p>nos objetos compostos por ferro, e o azinhavre é uma camada de cor esverdeada formada nos objetos</p><p>compostos por cobre ou latão. O que esses dois processos têm em comum além de serem corrosivos? Eles são</p><p>acentuados nas regiões litorâneas, em razão da alta concentração de íons cloreto presentes na água do mar e na</p><p>humidade do ar dessas regiões. Um exemplo clássico da formação de azinhavre é a Estátua da Liberdade, já que,</p><p>tendo sido construída com a utilização de placas de cobre sobre uma estrutura de ferro e tendo sido colocada</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>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</p><p>composição da ferrugem, bem como suas fórmulas químicas. Você também poderá apresentar medidas</p><p>paliativas para minimizar da corrosão. Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Caro estudante, quando um ácido e uma base reagem, formam geralmente outro produto além da água. Esse</p><p>produto é chamado de sal, um 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</p><p>um ânion pertencente ao ácido, como, 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</p><p>essa reação:</p><p>Os sais são derivados dos ácidos e bases. Nesse sentido, Arrhenius os de�niu como substâncias que, quando</p><p>adicionadas à água, liberam um 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>H+</p><p>OH−</p><p>OH−</p><p>Na+</p><p>NaOH</p><p>Cl−</p><p>HCl</p><p>Na+</p><p>NaOH</p><p>Cl−</p><p>HCl</p><p>HCl (g)  +  NaOH (aq)    →   NaCl (aq)  +  H2O (l)</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>H+</p><p>OH−</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</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</p><p>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</p><p>e</p><p>pressão (CNTP), possuem sabor salgado e são bons condutores de eletricidade. Alguns sais apresentam</p><p>características que os permitem cristalizar em contato com a água, formando os compostos denominados de</p><p>sais hidratados, como, por exemplo:</p><p>(sulfato de cálcio di-hidratado) e o</p><p>(cloreto de cobalto hexa-hidratado). Existem sais com características higroscópicas, ou seja, que absorvem até</p><p>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</p><p>sais neutros são obtidos pela reação de neutralização total, ou seja, não possuem íons</p><p>e</p><p>em sua composição, como, por exemplo:</p><p>(cloreto de sódio),</p><p>NaCl (s)</p><p>H2O</p><p>Na+</p><p>(aq)  +  Cl−(aq)−→</p><p>KNO3 (s)</p><p>H2O</p><p>K+</p><p>(aq)  +  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>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>(sulfato de sódio) e o</p><p>(cianeto de amônia). Os sais ácidos são obtidos por meio da reação de neutralização parcial; porém é necessário</p><p>que a quantidade de ácido seja superior à de base. Em razão disso, apresentam dois cátions, sendo um metal e o</p><p>outro o íon hidrogênio (</p><p>). São exemplos de sais ácidos o</p><p>(bicarbonato de sódio) e o</p><p>(bissulfato de sódio).</p><p>Os sais básicos são obtidos a partir da reação de neutralização parcial, porém, ao contrário dos sais ácidos, a</p><p>quantidade de ácido precisa ser inferior à da base, razão pela qual apresentam dois ânions, sendo um ametal e o</p><p>outro o íon hidroxila</p><p>, como, por exemplo, os sais</p><p>(hidroxicloreto de alumínio) e o</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</p><p>por dois cátions diferentes de</p><p>ou por dois ânions que sejam diferentes de</p><p>.</p><p>NH4CN</p><p>H+</p><p>NaHSO3</p><p>NaHSO4</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>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>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>A nomenclatura dos sais é composta de maneira bem simples de acordo com a seguinte regra: nome do ânion +</p><p>de + nome do cátion. A Tabela 4.4 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>Tabela 4.4 Nomenclatura dos sais. Fonte: FÁBREGA, F. M.. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e</p><p>Distribuidora S.A., 2016.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Exempli�cando</p><p>Dê os nomes dos seguintes sais e classi�que-os:</p><p>a. : fosfato de sódio; sal neutro.</p><p>b. : sulfato de sódio e lítio; sal misto.</p><p>c. : sulfato de cálcio di-hidratado: sal hidratado.</p><p>d. : bicarbonato de sódio, sal ácido.</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>Na3PO4</p><p>NaLiSO4</p><p>CaSO4.2H2O</p><p>NaHCO3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Os sais ainda podem ser classi�cados conforme a sua solubilidade. Os sais solúveis são aqueles que se</p><p>dissociam em água, sendo bons condutores de eletricidade, como os cloretos de sódio e potássio, e são</p><p>classi�cados como insolúveis aqueles que apresentam baixa solubilidade em água, sendo assim maus</p><p>condutores de eletricidade, como o cloreto e o iodeto de prata.</p><p>Dentro dos estudos sobre as funções inorgânicas, você conhecerá agora os óxidos, que são todas as</p><p>substâncias formadas por oxigênio e outros elementos químicos com menor eletronegatividade do que ele.</p><p>Graças à elevada a�nidade eletrônica do oxigênio, os óxidos podem ser formados por metais, tendo assim um</p><p>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</p><p>com a sua estrutura, os óxidos podem ser classi�cados como normais e peróxidos; quanto ao seu</p><p>comportamento químico, classi�cam-se em: ácidos, básicos, neutros, anfóteros, mistos e peróxidos. Os óxidos</p><p>ácidos são aqueles que, quando reagem com água, formam um ácido. Alguns desses óxidos podem não reagir</p><p>diretamente com a água, mas reagem com uma base formando sal e água e revelando o seu comportamento</p><p>ácido. São formados, geralmente, por não metais, possuindo caráter covalente, como, por exemplo:</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</p><p>neutralizar um ácido, formando sal e água. São formados, em sua grande maioria, por metais e, portanto,</p><p>possuem caráter iônico, como, 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</p><p>comportamento básico, como, por exemplo:</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</p><p>de</p><p>CO2</p><p>NO2</p><p>P4O10</p><p>B2O3</p><p>CO2</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>Bi3O3</p><p>ThO2</p><p>Ca2+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</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</p><p>possuem caráter covalente, são exemplos deles:</p><p>,</p><p>e</p><p>. Os óxidos anfóteros, por sua vez, reagem tanto com ácidos fortes quanto com bases fortes, como, por</p><p>exemplo:</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>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>BeO</p><p>SnO</p><p>Fe3O4</p><p>CO</p><p>N2O</p><p>NO</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Por �m, temos os peróxidos que são óxidos que possuem dois átomos de oxigênio ligados diretamente (– O – O</p><p>–) e possuem a propriedade de serem agentes oxidantes forte. O exemplo mais clássico de um peróxido é o</p><p>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 +</p><p>óxido de + pre�xo que indica o número de átomos do outro elemento + nome do elemento menos eletronegativo,</p><p>considerando que, quando há somente um elemento menos eletronegativo, pode-se desprezar o pre�xo. Os</p><p>pre�xos podem ser: (1) mono-; (2) di-; (3) tri-; (4) tetra-; (5) penta-; (6) hexa-; (7) hepta- e assim por diante. A</p><p>Tabela 4.5 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</p><p>outro elemento</p><p>Nome do elemento</p><p>menos eletronegativo</p><p>Mono óxido de mono carbono</p><p>ZnO</p><p>Al2O3</p><p>PbO</p><p>BeO</p><p>SnO</p><p>Fe3O4</p><p>H2O2</p><p>H2O2</p><p>K2O2</p><p>Li2O2</p><p>K2O2</p><p>BaO2</p><p>CaO2</p><p>K2O2</p><p>Li2O2</p><p>K2O2</p><p>BaO2</p><p>CaO2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</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>Tabela 4.5 Nomenclatura dos óxidos. Fonte: FÁBREGA, F. M.. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e</p><p>Distribuidora S.A., 2016.</p><p>Os óxidos podem ser formados por elementos químicos que possuam diferentes valências e, neste caso, a</p><p>nomenclatura dos óxidos seguirá uma nova regra, segundo a qual os pre�xos serão desprezados e serão</p><p>acrescentados pre�xos conforme a valência do elemento, ou seja, para o elemento de menor valência será</p><p>acrescentado o su�xo –oso; e para o de maior valência, o su�xo -ico, como mostra a Tabela 4.6.</p><p>Cátion</p><p>Óxido de + nome</p><p>elementos menos</p><p>eletronegativo + valência</p><p>Óxido de + Nome</p><p>elemento menos</p><p>eletronegativo + su�xo</p><p>Fórmula</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>Tabela 4.6 Nomenclatura dos óxidos conforme a valência. Fonte: FÁBREGA, F. M.. Química Geral e Experimental.</p><p>Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>Exempli�cando</p><p>Dê os nomes dos seguintes óxidos e classi�que-os:</p><p>a. : trióxido de dialumínio;</p><p>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>CO</p><p>SO2</p><p>Cr2O3</p><p>N2O5</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>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Para encerrar nosso estudo sobre as funções inorgânicas, vamos trabalhar agora com os hidrtetos. Os hidretos</p><p>são compostos formados pela combinação do hidrogênio com outros elementos e eles desempenham um papel</p><p>signi�cativo em várias áreas da química e correlatas, tendo propriedades distintas e diversas aplicações. Esses</p><p>são compostos que contêm o hidrogênio como principal elemento. Eles podem ser classi�cados em três tipos</p><p>principais: iônicos, covalentes e metálicos, dependendo da natureza dos elementos com os quais o hidrogênio se</p><p>combina.</p><p>Os hidretos iônicos são formados pela combinação de hidrogênio com metais alcalinos e alcalino-terrosos. Eles</p><p>têm uma estrutura iônica, onde o hidrogênio forma o íon hidreto (</p><p>), que se une ao metal para formar o composto. Exemplos de hidretos iônicos incluem hidreto de sódio (</p><p>) e hidreto de lítio (</p><p>). Já os hidretos covalentes resultam da combinação de hidrogênio com não-metais, formando ligações</p><p>covalentes. Nesses compostos, o hidrogênio compartilha elétrons com outros elementos não metálicos.</p><p>Exemplos de hidretos covalentes incluem metano (</p><p>), amônia (</p><p>) e água (</p><p>). Por �m temos os hidretos metálicos que são formados pela absorção de hidrogênio por metais, geralmente de</p><p>transição. O hidrogênio ocupa os espaços intersticiais na estrutura cristalina dos metais, formando uma solução</p><p>sólida. Exemplos de hidretos metálicos incluem hidreto de ferro (</p><p>) e hidreto de titânio (</p><p>).</p><p>Os hidretos são compostos que apresentam propriedades que variam de acordo com o tipo de ligação química</p><p>presente no composto. Desse modo, temos que os hidretos iônicos tendem a ser sólidos cristalinos, enquanto os</p><p>hidretos covalentes podem ser líquidos ou gasosos, dependendo das condições de temperatura e pressão. Já os</p><p>hidretos metálicos exibem uma ampla gama de propriedades, dependendo do metal de base e da quantidade de</p><p>hidrogênio absorvida.</p><p>Quanto a nomenclatura dos hidretos, devemos seguir algumas regras especí�cas, dependendo do tipo de</p><p>composto. Para os hidretos iônicos, a nomenclatura segue o padrão "hidreto de [nome do metal]", como hidreto</p><p>H−</p><p>NaH</p><p>LiH</p><p>CH4</p><p>NH3</p><p>H2O</p><p>FeH2</p><p>TiH2</p><p>H−</p><p>NaH</p><p>LiH</p><p>CH4</p><p>NH3</p><p>H2O</p><p>FeH2</p><p>TiH2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>de sódio (</p><p>). Para os hidretos covalentes, o hidrogênio é frequentemente mencionado como um pre�xo no nome do</p><p>composto, como no caso do metano (</p><p>) e amônia (</p><p>). Já os hidretos metálicos podem ser nomeados de acordo com o metal de base e a proporção de hidrogênio no</p><p>composto.</p><p>Essas substâncias apresentam uma variedade de aplicações em diferentes áreas da ciência e da tecnologia. Os</p><p>hidretos iônicos são utilizados como fontes de hidrogênio em reações químicas, enquanto os hidretos</p><p>covalentes são essenciais em processos industriais, como a produção de amônia para fertilizantes agrícolas.</p><p>Quanto aos hidretos metálicos, eles são usados como materiais de armazenamento de hidrogênio em</p><p>tecnologias de células de combustível e em aplicações de armazenamento de energia.</p><p>Os hidretos são compostos químicos importantes com uma variedade de propriedades e aplicações. Sua</p><p>diversidade de tipos e características os torna essenciais em muitos campos da ciência e da tecnologia, desde a</p><p>química básica até aplicações avançadas em energia e materiais.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, nesta aula você trabalhou com os sais, os óxidos e os hidretos, observando suas propriedades,</p><p>características e nomenclatura. Os sais desempenham papéis cruciais em diversas áreas, desde a agricultura até</p><p>a indústria e a medicina. Os sais são fundamentais na produção de fertilizantes, na regulação do</p><p>do solo e na fabricação de produtos químicos. Os óxidos são empregados em processos de produção de</p><p>materiais, na síntese de compostos orgânicos e na puri�cação de água. Sua aplicabilidade abrange desde a</p><p>fabricação de vidros e cerâmicas até a produção de medicamentos e catalisadores, destacando sua importância</p><p>na vida cotidiana e na prática pro�ssional. Já os hidretos apresentam propriedades únicas, como capacidade de</p><p>armazenamento de hidrogênio e reatividade química, possibilitam aplicações em tecnologias emergentes, como</p><p>células de combustível, armazenamento de energia e catálise. Esses compostos desempenham um papel</p><p>fundamental na busca por soluções sustentáveis e inovadoras para desa�os contemporâneos.</p><p>Pensando no exposto, temos estudo voltado a compreensão de processos de corrosão. Deste modo, temos que</p><p>o azinhavre é composto por uma mistura tóxica de hidróxido de cobre I, hidróxido de cobre II, carbonato de cobre</p><p>I e carbonato de cobre II, portanto, uma mistura de bases e sais, sendo os sais o carbonato de cobre I e</p><p>carbonato de cobre II, os quais possuem as seguintes fórmulas químicas:</p><p>Carbonato de cobre I ou carbonato cuproso:</p><p>.</p><p>NaH</p><p>CH4</p><p>NH3</p><p>NaH</p><p>CH4</p><p>NH3</p><p>pH</p><p>pH</p><p>Cu2CO3</p><p>Cu2CO3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</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</p><p>de ferro, óxido de ferro II e óxido de 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>.</p><p>Como medidas paliativas para a ferrugem, é aconselhável que, quando possível, se mantenham as peças de ferro</p><p>longe do mar, caso não seja possível mantê-las cobertas e em local refrigerado. Já para prevenir o azinhavre, é</p><p>recomendado cobrir as peças de cobre com resina para que não �quem com contato direto com a atmosfera da</p><p>região litorânea, embora essa seja uma medida preventiva, que não torna, portanto, a peça inume ao azinhavre.</p><p>Outras informações podem ser necessárias para compreender melhor os sais e os óxidos. Continue estudando!</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</p><p>a leitura do capítulo 4 “Funções inorgânicas” do livro “Química”, disponível na Biblioteca Virtual 3.0.</p><p>SPIER, Vivian Cristina. Fundamentos de química. Curitiba, PR: Intersaberes, 2023. E-book. Disponível em:</p><p>https://plataforma.bvirtual.com.br. Acesso em: 05 mar. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a solubilidade de sais inorgânicos em diferentes</p><p>solventes, faça a leitura do texto: “Estudo da solubilidade de sais em misturas solventes”, disponível em:</p><p>https://www.researchgate.net/pro�le/Lucas-Freitas-</p><p>3/publication/328716320_Estudo_da_solubilidade_de_sais_inorganicos_em_misturas_de_solventes/links/5d210</p><p>9de458515c11c18d1c0/Estudo-da-solubilidade-de-sais-inorganicos-em-misturas-de-solventes.pdf. Acesso em:</p><p>05 mar. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre a aplicabilidade dos óxidos por meio da leitura do artigo “Óxidos</p><p>de ferro e suas aplicações em processos catalíticos: uma revisão”, disponível em: https://doi.org/10.1590/S0100-</p><p>40422013000100022. Acesso em: 05 mar. 2024.</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>FeO</p><p>https://www.researchgate.net/profile/Lucas-Freitas-3/publication/328716320_Estudo_da_solubilidade_de_sais_inorganicos_em_misturas_de_solventes/links/5d2109de458515c11c18d1c0/Estudo-da-solubilidade-de-sais-inorganicos-em-misturas-de-solventes.pdf</p><p>https://www.researchgate.net/profile/Lucas-Freitas-3/publication/328716320_Estudo_da_solubilidade_de_sais_inorganicos_em_misturas_de_solventes/links/5d2109de458515c11c18d1c0/Estudo-da-solubilidade-de-sais-inorganicos-em-misturas-de-solventes.pdf</p><p>https://www.researchgate.net/profile/Lucas-Freitas-3/publication/328716320_Estudo_da_solubilidade_de_sais_inorganicos_em_misturas_de_solventes/links/5d2109de458515c11c18d1c0/Estudo-da-solubilidade-de-sais-inorganicos-em-misturas-de-solventes.pdf</p><p>https://doi.org/10.1590/S0100-40422013000100022</p><p>https://doi.org/10.1590/S0100-40422013000100022</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Referências</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11. ed. Rio de Janeiro: Mcgraw Hill, 2013.</p><p>FÁBREGA, F. M.. Química Geral e Experimental. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2016.</p><p>Aula 3</p><p>Hidrocarbonetos e Compostos Aromáticos</p><p>Hidrocarbonetos e compostos aromáticos</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer o universo da química orgânica, abordando inicialmente a</p><p>estrutura e as propriedades dos compostos de carbono. Na sequência irá conhecer os hidrocarbonetos. Esse</p><p>conteúdo é importante para sua prática pro�ssional, pois desempenham papéis fundamentais em diversas áreas</p><p>pro�ssionais, como na indústria farmacêutica, de alimentos, petroquímica, entre outras. Eles são essenciais na</p><p>síntese de medicamentos, na produção de plásticos, combustíveis, solventes e cosméticos, demonstrando sua</p><p>ampla aplicabilidade na prática pro�ssional. Prepare-se para essa jornada de conhecimento. Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Estudante, você iniciou o estudo sobre as funções inorgânicas, conhecendo não só os ácidos, as bases, os sais,</p><p>os óxidos e os hidretos como também suas diferenças, características, e as regras de nomenclatura. Agora,</p><p>vamos continuar o nosso estudo sobre a química orgânica e as funções orgânicas. Primeiramente você</p><p>compreenderá o conceito de química orgânica e conhecerá as características que o átomo de carbono orgânica</p><p>precisa apresentar para formar essa classe de compostos. Além disso, você conhecerá os processos de</p><p>hibridização do átomo de carbono presente nas moléculas orgânicas. Após conhecer esses princípios básicos,</p><p>você irá trabalhar com a classi�cação do carbono e com a classi�cação das cadeias de átomos de carbono. Ao</p><p>�nal, conhecerá a função dos hidrocarbonetos, assim como suas características gerais e suas propriedades.</p><p>Para aplicar esse conhecimento, re�ita sobre a seguinte situação: você é um pro�ssional que trabalha em uma</p><p>fábrica de motores e está desenvolvendo um novo motor bastante potente, com elevada compressão. Sua tarefa</p><p>é avaliar quais compostos e misturas de combustíveis podem ser utilizados neste motor. Desse modo você</p><p>precisará responder a alguns questionamentos. Como avaliar hidrocarbonetos utilizados como solventes? Todos</p><p>os hidrocarbonetos queimam na presença de oxigênio e por isso são utilizados como combustíveis, porém,</p><p>qualquer hidrocarboneto pode ser utilizado como combustível? Bons estudos!</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Vamos Começar!</p><p>Caro estudante, a química orgânica consiste no estudo das moléculas compostas por carbono. Esta de�nição de</p><p>August Kekulé (1829 - 1896) nem sempre descreveu este ramo da química. No �nal do século XVIII e início do</p><p>século XIX, acreditava-se que compostos orgânicos deveriam ser obtidos apenas por organismos vivos, o que</p><p>�cou conhecido como Teoria do vitalismo. A síntese da ureia por Friedich Wöhler, em 1828, foi um marco para</p><p>que este pensamento se transformasse.</p><p>Um dos fundamentos da química orgânica também foi desenvolvido por Kekulé. Publicações em paralelo com</p><p>Couper e Butkerov �caram conhecidas como Teoria estrutural da química orgânica. Esta teoria diz que:</p><p>1. Nos compostos orgânicos, átomos tendem a formar um número �xo de ligações, carbono realiza quatro</p><p>ligações, oxigênio duas, hidrogênio e cloro, uma ligação.</p><p>2. Um átomo de carbono pode usar um ou mais elétrons de sua camada de valência para formar ligações</p><p>com outros átomos de carbono.</p><p>De maneira geral, moléculas orgânicas são compostos formados por ligações covalentes, combinando átomos</p><p>de carbono com outros elementos, como hidrogênio, oxigênio, nitrogênio, enxofre etc. Compostos formados</p><p>apenas por carbonos e hidrogênios são chamados de hidrocarbonetos, sendo que a presença de diferentes</p><p>elementos químicos leva a diferentes funções químicas, por exemplo, moléculas contendo grupos</p><p>são chamadas de álcoois,</p><p>éteres, ou</p><p>ácidos carboxílicos.</p><p>A fórmula elementar de um composto orgânico corresponde à menor proporção entre os átomos que descrevem</p><p>a molécula. Você deve �car atento que uma mesma fórmula molecular pode descrever dois compostos</p><p>diferentes, como</p><p>que descreve o etanol ou o éter dimetílico, conforme apresentado na Figura 4.1. Por levarem a funções</p><p>orgânicas diferentes, estes compostos apresentam propriedades diferentes, sendo chamados de isômeros</p><p>constitucionais, neste caso de função.</p><p>OH</p><p>C − O − C</p><p>COOH</p><p>OH</p><p>C − O − C</p><p>COOH</p><p>C2H6O</p><p>C2H6O</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.1 C2H6O – Etanol e éter dimetílico – Isômeros constitucionais. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora</p><p>S.A., 2017.</p><p>Os átomos tendem a se ligar covalentemente para completar esta última camada, embora ocorram algumas</p><p>exceções à regra do octeto. Note que quando mostramos a Teoria estrutural para o carbono, independentemente</p><p>de ligações simples, duplas ou triplas, sempre quatro ligações são possíveis. Vamos analisar o hidrocarboneto</p><p>mais simples, o metano. Ele é composto por um átomo de carbono e quatro átomos de hidrogênio. Em 1874,</p><p>trabalhos independentes de Van’t Hoff e Le Bel descreveram o metano como uma molécula em que os</p><p>hidrogênios ocupam vértices de um tetraedro, estando o átomo de carbono no centro. Desse modo, é possível</p><p>observar que os átomos ocupam posições diferentes no espaço e outra que as quatro ligações com os átomos</p><p>de hidrogênio são idênticas. Você se lembra que a distribuição eletrônica do carbono é</p><p>e que cada ligação covalente é formada pelo compartilhamento de um elétron do carbono com um elétron do</p><p>outro átomo envolvido na ligação? Como pode o carbono fazer então quatro ligações? Uma explicação para isso</p><p>ser possível é realizar uma mistura de orbitais, chamada hibridização. Para o metano, esta hibridização ocorre ao</p><p>se misturar o orbital</p><p>com os três orbitais</p><p>. O número de orbitais formados deve ser a soma dos orbitais envolvidos, quatro orbitais híbridos. Eles terão um</p><p>formato entre o esférico do orbital</p><p>e o formato de haltere do orbital</p><p>. Estes quatro orbitais são chamados</p><p>, conforme apresentado na Figura 4.2.</p><p>1s2 2s2 2p2</p><p>2s</p><p>2p</p><p>s</p><p>p</p><p>sp3</p><p>1s2 2s2 2p2</p><p>2s</p><p>2p</p><p>s</p><p>p</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.2 Hibridização sp3 do carbono. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Se você considerar que a camada de valência do carbono no metano possui quatro orbitais</p><p>, cada um terá um elétron (Figura 4.2), realizando quatro ligações iguais. Isso explica o metano possuir estrutura</p><p>tetraédrica, com as quatro ligações</p><p>idênticas em tamanho e características.</p><p>Agora, vamos analisar outra estrutura de um hidrocarboneto, o eteno, de fórmula molecular</p><p>. O eteno (ou etileno) possui dois carbonos com geometria trigonal plana ligados por uma ligação dupla, sendo</p><p>cada um deles ligado a dois hidrogênios. Você já se perguntou como ocorre a formação da ligação dupla? Esta</p><p>ligação é composta pelo que chamamos de ligação sigma (</p><p>) e outra ligação pi (</p><p>). No que estas ligações diferem? Para respondermos a estas questões, precisamos ver um segundo tipo de</p><p>hibridização, a hibridização</p><p>. Nesta hibridização, o átomo de carbono forma orbitais híbridos utilizando o orbital</p><p>e apenas dois orbitais</p><p>, conforme apresentado na Figura 4.3. O formato dos três orbitais</p><p>formados é mais cilíndrico do que os orbitais</p><p>, atribuímos isso ao fato de que temos uma contribuição maior do orbital</p><p>neste caso (</p><p>, enquanto para</p><p>é 25%). Esta contribuição é chamada de caráter</p><p>e quanto maior seu valor, mais esférico o orbital híbrido formado.</p><p>sp3</p><p>sp3</p><p>C − H</p><p>sp3</p><p>C − H</p><p>C2H4</p><p>σ</p><p>π</p><p>sp2</p><p>2s</p><p>2p</p><p>sp2</p><p>sp3</p><p>s</p><p>33,33%</p><p>sp3</p><p>s</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.3 Hibridização sp2 do carbono. Fonte: DREKENER,</p><p>observado que na</p><p>medida que o valor de n aumenta, aumenta também o raio atômico, ou seja, o raio atômico aumenta no mesmo</p><p>sentido de aumento de período ao longo de um grupo. Isso é fácil de analisarmos, se você pensar que quanto</p><p>maior o n, maior o número de camadas, é natural esta tendência em aumentar o tamanho do átomo de cima para</p><p>baixo na tabela periódica.</p><p>Outra observação foi que o tamanho do átomo diminui na medida que adicionamos um próton. Podemos</p><p>simpli�car esta observação racionalizando que na medida que ocorre o aumento em um próton, a atração com a</p><p>eletrosfera é maior, o núcleo passa a atrair os elétrons mais fortemente. Desta maneira, o raio atômico diminui na</p><p>medida que aumenta o número atômico em um mesmo período.</p><p>Tamanho iônico</p><p>Um íon é um elemento que perdeu ou ganhou elétrons. Sendo que ao ganhar elétrons, um átomo �ca negativo e é</p><p>chamado de ânion. Quando um átomo perde elétrons, ele �ca positivo, sendo chamado de cátion. Você deve</p><p>observar se tem um íon ou um elemento neutro ao fazer a distribuição eletrônica. Se ele perdeu um elétron, a</p><p>distribuição eletrônica corresponde à distribuição observada para o elemento menos um elétron. Já se ele</p><p>ganhou um elétron, corresponde à distribuição do elemento com um elétron adicional.</p><p>Existe uma variação entre o raio atômico do elemento e de seu íon, um cátion será sempre menor que o</p><p>elemento de origem, enquanto um ânion será sempre maior. O raio iônico é uma propriedade periódica, em que o</p><p>tamanho do íon aumenta ao longo do período. Agora se compararmos íons</p><p>,</p><p>,</p><p>O2−</p><p>F1−</p><p>Na1+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>e</p><p>, que possuem o mesmo número de elétrons (chamados isoelétricos), veremos que embora todos tenham 10</p><p>elétrons,</p><p>possui oito prótons e raio atômico de 140 pm,</p><p>possui nove prótons e raio atômico de 133 pm,</p><p>possui dez prótons e raio atômico de 98 pm e</p><p>possui 12 prótons e raio atômico de 79 pm. Podemos explicar os valores tão diferentes de raio atômico pelo</p><p>número de prótons. Quanto maior o número de prótons, maior a atração núcleo-eletrosfera, portanto, menor o</p><p>tamanho do íon.</p><p>Energia de ionização (EI)</p><p>Estando um átomo em fase gasosa, a energia de ionização é a energia necessária para a remoção de um elétron</p><p>da camada de valência, levando à formação de cátions. Como é necessário fornecer energia para que ocorra a</p><p>abstração do elétron, este valor é positivo (energias positivas são fornecidas ao sistema e energias negativas</p><p>liberadas pelo sistema, no caso sistema é a reação).</p><p>Removendo gradativamente, em fase gasosa, 1, 2 e 3 elétrons do átomo de magnésio, temos (Figura 1.6):</p><p>Mg2+</p><p>O2−</p><p>F1−</p><p>Na1+</p><p>Mg2+</p><p>O2−</p><p>F1−</p><p>Na1+</p><p>Mg2+</p><p>O2−</p><p>F1−</p><p>Na1+</p><p>Mg2+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 1.6 Energia de ionização do magnésio. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Isso signi�ca que é necessário fornecer ao sistema 738 kJ/mol para remover o primeiro elétron do magnésio,</p><p>1451 kJ/mol para remover o segundo elétron (quase o dobro da primeira EI) e 7733 kJ/ mol na terceira (mais de</p><p>cinco vezes a segunda EI). Se você olhar a distribuição eletrônica do magnésio metálico, do cátion que perdeu</p><p>um elétron e do cátion que perdeu dois elétrons, verá que a primeira e a segunda perda ocorreram com elétrons</p><p>da 3ª camada, enquanto o terceiro elétron é retirado de uma camada mais próxima ao núcleo. Elétrons de</p><p>camadas mais internas são mais difíceis de serem removidos, devido a sua proximidade com o núcleo.</p><p>Quanto maior for o raio atômico, menor será esta energia, já que os elétrons da camada de valência estão mais</p><p>afastados do núcleo. Com isso, podemos dizer que para elementos do grupo principal, a energia de ionização</p><p>diminui com o aumento do período e aumenta com o aumento do número atômico. Uma exceção é o valor da</p><p>energia de ionização do átomo de oxigênio ser menor que a do nitrogênio, voltando a aumentar no �úor. Quando</p><p>o átomo de oxigênio está com seis elétrons na camada de valência, temos um orbital p com dois elétrons, isso</p><p>causa uma certa repulsão. Ao perder um elétron, cada orbital tem apenas um elétron, diminuindo esta repulsão.</p><p>Com isso, a abstração do primeiro elétron não é tão difícil como no nitrogênio (N, EI = 1402 kJ/mol) e no �úor (F,</p><p>EI = 1681 kJ/mol). Este mesmo efeito é observado para o enxofre (S) e o selênio (Se) com relação aos seus</p><p>vizinhos nos períodos abaixo. Este exemplo demonstra a importância da distribuição eletrônica na energia de</p><p>ionização.</p><p>A�nidade eletrônica (AE)</p><p>A formação de ânions ocorre quando um átomo captura um elétron. A capacidade de um átomo capturar</p><p>elétrons é avaliada como a�nidade eletrônica, quando o elemento está em fase gasosa. Comumente, quando</p><p>ocorre a adição de um elétron a um átomo, ocorre a liberação de energia, desta forma, quanto maior for a</p><p>a�nidade eletrônica, mais negativo será seu valor.</p><p>Já mencionamos que quanto maior o número atômico de um elemento ao longo do período, menor o átomo, pois</p><p>há mais prótons para atrair os elétrons da camada de valência. Este mesmo efeito é observado para a�nidade</p><p>eletrônica. Quanto maior o número atômico ao longo do período, maior será a a�nidade eletrônica. Seguindo a</p><p>mesma linha de raciocínio, em um mesmo grupo, quanto mais acima o átomo se encontra, mais próximo do</p><p>núcleo o elétron será adicionado, resultando em uma maior a�nidade eletrônica.</p><p>O elemento com maior a�nidade eletrônica na tabela periódica é o �úor. O �úor é um átomo pequeno do segundo</p><p>período, que ao adicionarmos um elétron completa sua camada de valência.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Energia de ionização e a�nidade eletrônica medem a capacidade de um átomo perder e ganhar um elétron,</p><p>respectivamente, formando íons. Se um átomo possui elevada a�nidade eletrônica, ele deve possuir baixa</p><p>tendência a formar cátion (o que corresponde a um elevado valor de energia de ionização).</p><p>Tenha claro que a energia de ionização e a a�nidade eletrônica estão relacionadas com a reatividade dos átomos</p><p>em reações em que se doa e recebe elétrons.</p><p>Em resumo, a variação das propriedades periódicas raio atômico, energia de ionização e a�nidade eletrônica</p><p>ocorrem de acordo com a Figura 1.7.</p><p>Figura 1.7 Resumos de variação das tendências periódicas. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, conhecer e compreender a tabela periódica e as propriedades periódicas da matéria auxilia na</p><p>resolução de diferentes problemas relacionados as características dos elementos químicos.</p><p>Desse modo, para que você possa escolher qual elemento empregar como material para obtenção do</p><p>transformador, você precisa lembrar que quanto menor for a energia de ionização, mais fácil é abstrair um</p><p>elétron da camada de valência. Por isso é preciso conhecer como os valores de energia de ionização variam ao</p><p>longo da tabela (Figura 1.8).</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 1.8 Variação da energia de ionização. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Com isso, �ca evidente que quanto maior a energia de ionização, mais difícil abstrair um hidrogênio, você</p><p>conclui, então, que os gases nobres e não metais não são boas opções, portanto, o elemento deve ser um metal.</p><p>A tendência seria escolher elementos dos grupos 1 e 2, entretanto, outros fatores devem ser levados em</p><p>consideração, como a energia dos orbitais. Por isso, sua resposta �ca restrita apenas a metais. Investigando</p><p>quais metais são bons condutores, você observou que cobre é um excelente candidato, podendo ser uma boa</p><p>proposta ao seu gestor.</p><p>Com isso, você conseguiu avaliar as propriedades periódicas para solucionar um problema de ordem química.</p><p>Além disso, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema apresentado. Continue</p><p>estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre a tabela periódica e a organização periódica dos elementos químicos, acesse a biblioteca</p><p>virtual e faça a leitura do capítulo 2, Átomos, busque pelas seções destinadas ao estudo da tabela periódica, do</p><p>livro “Introdução à</p><p>R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Se você observar o carbono com a hibridização</p><p>, verá que um orbital</p><p>permanece intacto. Ao ligar dois carbonos</p><p>, teremos uma sobreposição de orbitais</p><p>perfeita, caracterizando a ligação</p><p>, enquanto os orbitais</p><p>�caram em paralelo, realizando uma ligação</p><p>ao se sobrepor lateralmente. Com relação ao tamanho de uma ligação</p><p>, devido ao tamanho do orbital (maior caráter</p><p>) ela será menor que uma ligação</p><p>.</p><p>C2H4</p><p>σ</p><p>π</p><p>sp2</p><p>2s</p><p>2p</p><p>sp2</p><p>sp3</p><p>s</p><p>33,33%</p><p>sp3</p><p>s</p><p>sp2</p><p>p</p><p>sp2</p><p>sp2</p><p>σ</p><p>p</p><p>π</p><p>σ C sp2  −  C sp2</p><p>s</p><p>σ C sp3  −  C sp3</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>E se aumentarmos ainda mais o caráter</p><p>em um orbital híbrido? Isso é o que ocorre na hibridização</p><p>, em que o caráter</p><p>é de</p><p>. Esta hibridização envolve apenas um orbital</p><p>e um orbital</p><p>, conforme mostrado na Figura 4.4. Isto é o que ocorre no acetileno (etino), um hidrocarboneto que possui uma</p><p>ligação</p><p>e duas ligações</p><p>, possuindo assim uma ligação tripla. Este orbital é menor que os orbitais</p><p>e</p><p>, sendo assim, a ligação</p><p>é menor entre as três ligações dos hidrocarbonetos.</p><p>sp2</p><p>p</p><p>sp2</p><p>sp2</p><p>σ</p><p>p</p><p>π</p><p>σ C sp2  −  C sp2</p><p>s</p><p>σ C sp3  −  C sp3</p><p>s</p><p>sp</p><p>s</p><p>50%</p><p>s</p><p>sp</p><p>s</p><p>50%</p><p>2p</p><p>2s</p><p>σ</p><p>π</p><p>sp2</p><p>sp3</p><p>Csp – Csp</p><p>2p</p><p>2s</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.4 Hibridização e estrutura do acetileno. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Classi�cação do carbono e das cadeias carbônicas</p><p>O átomo de carbono é classi�cado com base no número de átomos de carbono aos quais está ligado</p><p>diretamente. Quando ele está ligado a quatro outros átomos de carbono, ele é chamado de quaternário. Se ele</p><p>está ligado a três outros átomos de carbono, ele é denominado carbono terciário. Quando ele se liga a dois</p><p>outros átomos de carbono, ele é chamado de carbono secundário, e quando ele está ligado a apenas um átomo</p><p>de carbono ou a nenhum outro átomo de carbono, ele é chamado de carbono primário. Essas classi�cações são</p><p>fundamentais na determinação das propriedades, reatividades e na organização de estruturas das moléculas</p><p>orgânicas.</p><p>Quanto as cadeias dos átomos de carbono, elas representam a estrutura das moléculas orgânicas. Existem</p><p>diferentes formas de classi�cação das cadeias carbônicas, que podem ser classi�cadas de acordo com as</p><p>ligações presentes, número de ligações entre os átomos de carbono e presença de heteroátomos entre átomos</p><p>de carbono.</p><p>A seguir você conhecerá as diferentes formas de classi�cação das cadeias com seus respectivos exemplos.</p><p>1. Em relação a abertura e fechamento das cadeias carbônicas, elas podem ser classi�cadas como cadeia</p><p>aberta, fechada e mista.</p><p>Cadeia aberta: apresenta pelo menos duas extremidades e nenhuma estrutura fechada.</p><p>Cadeia fechada: não possui nenhuma extremidade e uma estrutura fechada.</p><p>Cadeia mista: possui uma estrutura fechada e pelo menos uma extremidade.</p><p>σ</p><p>π</p><p>sp2</p><p>sp3</p><p>Csp – Csp</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>2. Em relação a forma como os átomos de carbono estão distribuídos pela estrutura, podendo a cadeia ser</p><p>normal ou rami�cada.</p><p>Cadeia normal: apresenta apenas duas extremidades em uma cadeia aberta e nenhuma extremidade</p><p>quando cadeia fechada.</p><p>Cadeia rami�cada: Possui no mínimo três extremidades quando cadeia aberta e pelo menos uma</p><p>extremidade quando cadeia fechada.</p><p>3. Em relação a presença de ligações simples e ligações duplas ou triplas, podendo a cadeia ser saturada ou</p><p>insaturada.</p><p>Cadeia saturada: apresenta apenas átomos de carbono contendo ligações simples.</p><p>Cadeia insaturada: apresenta pelo menos uma ligação entre átomos de carbono, dupla ou tripla.</p><p>4. Em relação a presença de heteroátomos entre os átomos de carbono, podendo ser cadeia homogênea e</p><p>heterogênea.</p><p>Cadeia homogênea: apresenta apenas átomos de carbono na cadeia principal.</p><p>Cadeia heterogênea: apresenta um heteroátomo (O, N, S) ligado a dois átomos de carbono.</p><p>Hidrocarbonetos</p><p>Os hidrocarbonetos são classi�cados de acordo com suas ligações em alcanos, alcenos, alcinos e aromáticos.</p><p>Os alcanos apresentam fórmula estrutural</p><p>, possuem apenas ligações simples e cada carbono é tetraédrico (</p><p>), ligado a carbonos ou hidrogênios. A principal fonte de hidrocarbonetos é o petróleo, sendo que a gasolina e a</p><p>querosene são misturas de hidrocarbonetos. Quando puros, estes compostos são incolores, com odores</p><p>desagradáveis e insolúveis em água (devido à baixa polaridade). Todos os hidrocarbonetos queimam na</p><p>presença de oxigênio e, por isso, são utilizados como combustíveis. Além da reação de combustão,</p><p>hidrocarbonetos são pouco reativos.</p><p>Com relação ao seu estado físico, compostos com até quatro carbonos são gases na temperatura ambiente,</p><p>enquanto compostos com</p><p>e o heptadecano a</p><p>. Hidrocarbonetos acima deste tamanho são sólidos na temperatura ambiente.</p><p>Quando temos outras cadeias carbônicas substituindo um dos átomos de</p><p>em um</p><p>, chamamos de cadeia rami�cada. Na Figura 4.5 vemos que a fórmula</p><p>pode representar o</p><p>para denotar que a cadeia é linear) ou o 2-metil-butano, estes também são chamados de isômeros</p><p>constitucionais, neste caso de cadeia. Note que a maior cadeia carbônica é responsável por dar o nome ao</p><p>CnH2n+2</p><p>sp3</p><p>CnH2n+2</p><p>sp3</p><p>5 − 15</p><p>22 °C</p><p>5 − 15</p><p>22 °C</p><p>H</p><p>CH2</p><p>C5H10</p><p>n</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>hidrocarboneto (butano), a posição do substituinte é dada pelo número 2, o nome do substituinte é metila, sendo</p><p>esta estrutura rami�cada.</p><p>Os alcanos podem ainda ser cíclicos, ou seja, formando um anel. A fórmula</p><p>é um anel de átomos de carbono substituído com dois hidrogênios cada um, sendo denominado ciclopentano.</p><p>Já a fórmula</p><p>é do cicloexano, um cicloalcano bastante conhecido e estudado.</p><p>Figura 4.5 Alcanos lineares e rami�cados, nomenclatura e isomeria. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A.,</p><p>2017.</p><p>Os alcenos e alcinos possuem instaurações na forma de ligações duplas e triplas, respectivamente. Os alcenos</p><p>possuem fórmula estrutural</p><p>, nomeados com o su�xo “eno”. Os mais simples são o eteno e o propileno, a partir daí, devemos indicar a</p><p>posição da ligação dupla, pois ela afeta as propriedades destes compostos (pontos de fusão e ebulição,</p><p>solubilidade etc.). Os alcinos possuem fórmula estrutural</p><p>e são nomeados com o su�xo “ino”, sendo mais simples o etino. A Figura 4.6 apresenta exemplos de alcenos e</p><p>alcinos.</p><p>H</p><p>CH2</p><p>C5H10</p><p>n</p><p>C5H10</p><p>C6H12</p><p>C5H10</p><p>C6H12</p><p>CnH2n</p><p>CnH2n−2</p><p>CnH2n</p><p>CnH2n−2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.6 Alcenos e alcinos. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Os alcanos, os alcenos e os alcinos são incolores, sendo que os de baixo peso molecular são gases e os de peso</p><p>mais elevados são líquidos e sólidos. Eles reagem com oxigênio em reações de combustão. Contudo, existe uma</p><p>diferença entre eles e os alcanos: sua reatividade. A ligação</p><p>não é tão forte como a ligação</p><p>. Na ligação</p><p>ocorre a sobreposição de orbitais, enquanto na ligação</p><p>ocorre uma interação lateral. Com isso, a dupla ligação pode reagir com diversos compostos, precisando de</p><p>menos energia para ser quebrada do que a ligação simples.</p><p>No entanto, existe uma classe especial de hidrocarbonetos, que embora sejam representados com duplas</p><p>ligações, não apresentam a mesma reatividade de alcenos. Estes compostos são denominados compostos</p><p>aromáticos. O mais simples é o benzeno, de fórmula</p><p>, e quando substituído com uma metila é nomeado tolueno. Note que estes compostos possuem uma</p><p>nomenclatura bem própria, conforme apresentado na Figura 4.7.</p><p>π</p><p>σ</p><p>σ</p><p>π</p><p>π</p><p>σ</p><p>σ</p><p>π</p><p>C6H6</p><p>C6H6</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.7 Alguns compostos aromáticos. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Descoberto em 1825 como subproduto de gás de iluminação, o benzeno chamou a atenção dos químicos da</p><p>época. Inicialmente descrito por Kekulé como um alceno cíclico com ligações duplas e simples alternadas, em</p><p>que as duas possíveis estruturas estavam em equilíbrio. Entretanto, o</p><p>benzeno não se comportava como um</p><p>alceno típico, já que não reagia da mesma forma. Este problema foi solucionado pela elaboração da hipótese de</p><p>que o benzeno é um híbrido de duas estruturas de ressonância. De fato, passado algum tempo, com técnicas</p><p>mais modernas, foi observado que o tamanho das seis ligações do anel benzênico era igual para todos,</p><p>, valor entre o comprimento de ligações simples (</p><p>) e duplas (</p><p>). Em termos de orbitais, esta estabilidade diferenciada do benzeno pode ser explicada pelo fato de que todos os</p><p>orbitais das duplas ligações estão alinhados, permitindo que os elétrons circulem entre eles.</p><p>O benzeno é um líquido incolor, sendo que quando substituído pode ser líquido ou sólido (isso nas condições</p><p>normais de temperatura e pressão). Comporta-se como hidrocarboneto em questão de solubilidade, ou seja,</p><p>insolúveis em água e solúveis em solventes apolares. São quimicamente estáveis, não reagem como os outros</p><p>compostos com ligações duplas e triplas. Esta estabilização adicional é atribuída ao efeito de ressonância, uma</p><p>maneira que ela pode ser avaliada é analisando quanto de energia é liberada pela hidrogenação do benzeno e</p><p>quanto de energia é liberada pela hidrogenação de três ligações duplas que estiverem isoladas. A reação de</p><p>hidrogenação consiste em adicionar gás hidrogênio (</p><p>) a ligações duplas e triplas, levando a compostos mais saturados ou com menor número de instaurações.</p><p>Quanto menos energia é liberada neste processo, mais estável é o composto que está sendo hidrogenado.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>139 pm</p><p>154 pm</p><p>134 pm</p><p>139 pm</p><p>154 pm</p><p>134 pm</p><p>H2</p><p>H2</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Estudante, nesta aula você trabalhou com os princípios da química orgânica. Seu estudo se iniciou pelas</p><p>de�nições de química orgânica e características do átomo de carbono. Nesse sentido, você estudou as</p><p>estruturas de hibridização do carbono e as características e estruturas das cadeias orgânicas, além de veri�car a</p><p>classi�cação dos átomos de carbono em compostos orgânicos. Além disso, você conheceu e compreendeu as</p><p>estruturas dos hidrocarbonetos, veri�cando as características e propriedades de alcanos, alcenos, alcinos e</p><p>hidrocarbonetos aromáticos.</p><p>Desse modo, vamos retomar a situação envolvendo o desenvolvimento de motores, voltando nosso estudo a</p><p>escolha de hidrocarbonetos e misturas de hidrocarbonetos que podem ser empregados como combustíveis. Os</p><p>compostos que são utilizados como combustíveis, além de reagirem com oxigênio sofrendo combustão, devem</p><p>também, não sofrer detonação facilmente. Detonação é um processo em que a energia liberada no local de início</p><p>de reação se propaga na forma de uma onda de choque. Um padrão utilizado para isso é o índice de octanagem,</p><p>que nada mais é do que o índice de resistência à detonação. Se uma gasolina possui octanagem 85%,</p><p>corresponde à mesma resistência de detonação de uma mistura 85% de isoctano (2,2,4-trimetil-pentano) e 15%</p><p>de heptano. Uma octanagem de 120% corresponde a uma resistência à detonação 20% superior ao isoctano.</p><p>Quanto mais potente o motor, mais compressões ele exigirá, portanto, mais resistente à ignição espontânea o</p><p>combustível deverá ser.</p><p>Baseado em seus conhecimentos de hidrocarbonetos, você sabe que eles reagem com oxigênio, por isso podem</p><p>servir como combustíveis. Você veri�cou, então, diferentes misturas de hidrocarbonetos e testou seus índices de</p><p>octanagem, obtendo valores de 75%, 98%, 107% e 117%. Baseado nestes dados, você sugere iniciar os testes</p><p>com o combustível com 117% de índice de octanagem, pois o motor a ser desenvolvido utiliza alta compressão.</p><p>Outras informações podem ser necessárias para compreender melhor os compostos orgânicos e os</p><p>hidrocarbonetos. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as os princípios gerais da química orgânica e a função dos hidrocarbonetos, acesse a</p><p>biblioteca virtual e faça a leitura do capítulo 11 “Química Orgânica” do livro “Princípios de Química: Questionando</p><p>a Vida Moderna e o Meio Ambiente”, disponível na Minha Biblioteca.</p><p>ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio</p><p>ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018. Disponível em:</p><p>. Acesso em: 09 mar. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos a nomenclatura de compostos orgânicos, faça a leitura do</p><p>artigo: “Nomenclatura de compostos orgânicos segundo as recomendações da IUPAC. Uma breve introdução”,</p><p>disponível em: https://econtents.bc.unicamp.br/inpec/index.php/chemkeys/article/view/9658/5071. Acesso em:</p><p>09 mar. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre compostos aromáticos por meio da leitura do texto “Introdução à</p><p>química orgânica”, disponível em: https://atividadesescolaresprontas.com.br/wp-</p><p>content/uploads/2021/10/APOSTILA-_-introducao_quimica_organica.pdf. Acesso em: 09 mar. 2024.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio</p><p>ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018.</p><p>https://econtents.bc.unicamp.br/inpec/index.php/chemkeys/article/view/9658/5071</p><p>https://atividadesescolaresprontas.com.br/wp-content/uploads/2021/10/APOSTILA-_-introducao_quimica_organica.pdf</p><p>https://atividadesescolaresprontas.com.br/wp-content/uploads/2021/10/APOSTILA-_-introducao_quimica_organica.pdf</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11. ed. Rio de Janeiro: Mcgraw Hill, 2013.</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Aula 4</p><p>Grupos Funcionais</p><p>Grupos Funcionais</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer as funções orgânicas oxigenadas e as funções orgânicas</p><p>nitrogenadas. Esse conteúdo é importante para sua prática pro�ssional, pois essas funções estão presentes em</p><p>uma variedade de compostos, desde solventes e reagentes até produtos farmacêuticos e materiais poliméricos.</p><p>Compreender suas propriedades e reatividades é fundamental para diversas áreas, incluindo indústria</p><p>farmacêutica, química de materiais e pesquisa cientí�ca. Prepare-se para essa jornada de conhecimento. Vamos</p><p>lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Caro estudante, como as funções orgânicas oxigenadas, como álcoois e cetonas, contribui para a diversidade</p><p>estrutural e funcional dos compostos orgânicos encontrados na natureza e na indústria? Além disso, quais são</p><p>as propriedades e aplicações dos ácidos carboxílicos e seus derivados, tais como ésteres e amidas, em</p><p>diferentes áreas, como na produção de alimentos, na fabricação de polímeros e na síntese de medicamentos?</p><p>Outro ponto é saber qual é o papel das funções orgânicas nitrogenadas, como aminas e amidas, na química</p><p>orgânica e na bioquímica, considerando suas propriedades ácidas e básicas, bem como suas aplicações em</p><p>compostos naturais e sintéticos?</p><p>Nesta aula você vai explorar o universo das funções orgânicas, abordando as funções oxigenadas, que são</p><p>aquelas que apresentam um heteroátomo de oxigênio em sua composição. Dentro deste universo temos os</p><p>ácidos carboxílicos, que são compostos orgânicos que possuem o grupo funcional carboxila em sua estrutura.</p><p>Seus derivados incluem ésteres, amidas e anidridos, com aplicações na indústria farmacêutica, alimentícia e de</p><p>polímeros. Por �m, você conhecerá as características das funções nitrogenadas, que são aquelas que possuem</p><p>um heteroátomo de nitrogênio em sua constituição.</p><p>Para compreender todos esses pontos, pense na seguinte situação, você é um pro�ssional que trabalha em um</p><p>laboratório de obtenção de moléculas orgânicas aplicadas em indústria alimentícia, em que um novo adoçante</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>está sendo avaliado para uso em suco de limão. Um dos testes que</p><p>devem ser realizados é a estabilidade</p><p>química, em que as funções orgânicas devem permanecer sem reagir. Quando a molécula tem sua estrutura</p><p>alterada, suas propriedades organolépticas podem ser afetadas, por isso sua estabilidade é importante. Como</p><p>este adoçante apresenta em sua estrutura uma função éter e o meio é suco de limão (ácido cítrico está</p><p>presente), a estabilidade desta função deve ser avaliada no meio. Uma informação importante é que éteres, em</p><p>meio ácido, levam à formação de álcoois. Como você poderia monitorar um experimento contendo o adoçante e</p><p>o ácido cítrico na mesma concentração que o suco? Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>Caro estudante, as moléculas orgânicas apresentam propriedades físicas e reatividade de acordo com suas</p><p>estruturas e os átomos que as compõem. A reatividade diz respeito ao comportamento químico da molécula, em</p><p>outras palavras, a reatividade de�ne frente a que tipo de reagentes a molécula original leva a produtos, além de</p><p>quais os produtos formados. As propriedades dizem respeito ao seu comportamento físico-químico, como ponto</p><p>de ebulição, ponto de fusão, polaridade, solubilidade etc. Os alcanos são pouco reativos, o que varia para alcenos</p><p>e alcinos, devido à ligação dupla. Podemos inferir que as propriedades variam devido a estes fatores, pois alterar</p><p>a hibridização afeta o formato da molécula e, portanto, suas interações intermoleculares.</p><p>Quando começamos a estudar moléculas orgânicas com diferentes átomos, vemos que estas propriedades</p><p>variam muito. Por exemplo, benzeno não é um composto ácido, já o fenol (substituímos o</p><p>por uma hidroxila) é ácido. Ou ainda, etano nas CNTP é um gás e etanol é um líquido, e ambos contêm dois</p><p>átomos de carbono. Neste segundo caso, você consegue explicar esta diferença, não é mesmo? Basta você</p><p>lembrar das ligações de hidrogênio presentes nos álcoois.</p><p>Ao olharmos uma estrutura orgânica, devemos procurar os átomos que de�nem suas características, os</p><p>chamados grupos funcionais. Estes grupos permitem separarmos as moléculas de acordo com suas funções</p><p>orgânicas. Podemos chamar os átomos diferentes de hidrogênio e carbono de heteroátomos, podendo eles</p><p>serem variados, como oxigênio, nitrogênio, enxofre, entre outros. Alguns grupos funcionais são compostos</p><p>sintetizados em laboratório apenas, porém, com grande aplicação em síntese, como material de partida ou</p><p>reagente.</p><p>Existem diversas funções orgânicas, sendo as principais: álcoois, haletos, éteres, aminas, aldeídos, cetonas,</p><p>ácidos carboxílicos e seus derivados, conforme apresentado na Figura 4.8.</p><p>H</p><p>H</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.8 Principais funções orgânicas. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Os haletos orgânicos são moléculas orgânicas que contêm um substituinte halogênio (</p><p>,</p><p>,</p><p>,</p><p>) (Figura 4.9). Devido à diferença de eletronegatividade entre os halogênios e o carbono, ocorre a formação de</p><p>momentos de dipolo (</p><p>), que caracteriza ligações polares.</p><p>Figura 4.9 Exemplos de haletos orgânicos. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Nos alcanos, podemos classi�car um carbono como primário, secundário, terciário ou quaternário, dependendo</p><p>do número de átomos de carbono a que o carbono analisado está ligado. O mesmo pode ser realizado para</p><p>haletos de alquila, que podem ser classi�cados como primários, secundários ou terciários, dependendo do</p><p>átomo de carbono que o halogênio está conectado.</p><p>Quando temos um substituinte hidroxila (</p><p>) ligado a um átomo de carbono, a função presente é um álcool, conforme apresentado na Figura 4.10. O metanol</p><p>(</p><p>) é o representante mais simples desta função, e o etanol (</p><p>) um dos representantes mais importantes comercialmente. Você também pode classi�car os álcoois como</p><p>primários, secundários e terciários, utilizando os mesmos critérios que os haletos de alquila.</p><p>F</p><p>Cl</p><p>Br</p><p>I</p><p>μ</p><p>F</p><p>Cl</p><p>Br</p><p>I</p><p>μ</p><p>OH</p><p>CH3OH</p><p>CH3CH2OH</p><p>OH</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.10 Classi�cação de álcoois como primários, secundários e terciários. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e</p><p>Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Você já deve ter notado que para nomear os álcoois você deve utilizar a nomenclatura dos hidrocarbonetos</p><p>(pre�xo da quantidade de carbono), e substituir o su�xo “o” por “ol”. Note que na nomenclatura dos</p><p>hidrocarbonetos, “ano” é a terminação para alcano, “eno" para alceno e “ino” para alcino, nos álcoois teremos as</p><p>terminações “anol”, “enol” e “inol”.</p><p>Você notou na Figura 4.10 que há uma segunda nomenclatura para o 2-propanol e para o 2-metil-2-propanol?</p><p>Esta nomenclatura “iso” e “tert” é utilizada para de�nir cadeias rami�cadas. O pre�xo iso é utilizado para cadeias</p><p>que possuem a substituição em uma das metilas do isopropano, o pre�xo sec é utilizado quando o substituinte</p><p>está no carbono secundário da cadeia, tert quando o substituinte estiver no carbono terciário e neo quando a</p><p>função orgânica estiver no carbono primário.</p><p>Os álcoois são compostos com ponto de ebulição e fusão mais elevados que os alcanos, sendo que podemos</p><p>comparar esta propriedade de acordo com a massa equivalente ou o número de carbonos. O etano possui um</p><p>ponto de ebulição de</p><p>, enquanto o etanol, também com dois carbonos, possui ponto de ebulição de</p><p>. Também podemos comparar o etanol (</p><p>) com o propano (</p><p>), já que possuem massas molares próximas. O propano possui ponto de ebulição bem menor que o etanol, de</p><p>. Estas diferenças ocorrem devido à formação de ligações de hidrogênio nas moléculas de álcool.  À medida que</p><p>se aumenta a cadeia carbônica do álcool, o ponto de ebulição será maior. As ligações de hidrogênio presentes no</p><p>álcool fazem com que álcoois metanol e etanol sejam solúveis em água, já o propanol parcialmente solúvel. Isso</p><p>ocorre graças a presença de uma cadeia maior na molécula, ou seja, quanto maior o número de átomos de</p><p>carbono do álcool, menos solúvel em água ele será. Quando temos mais hidroxilas em uma mesma molécula</p><p>como o propano-1,2-diol (</p><p>) a miscibilidade em água é total, diferente do propanol.</p><p>CH3OH</p><p>CH3CH2OH</p><p>−89 °C</p><p>78,4 °C</p><p>MM   =  46 g/mol</p><p>MM   =  44 g/mol</p><p>−42 °C</p><p>CH3CH (OH)CH2OH</p><p>−89 °C</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Quando uma hidroxila está ligada a um anel benzênico você não terá um álcool, mas sim, um fenol. A hidroxila</p><p>ligada ao anel aromático confere a molécula uma característica bem peculiar, ele é mais ácido que um álcool</p><p>comum. Por exemplo, em uma reação ácido-base com</p><p>, o fenol irá formar o sal, enquanto seu equivalente não aromático, o cicloexanol, não reagirá.</p><p>A acidez de compostos orgânicos está relacionada com a estabilidade do ânion formado, quanto mais estável</p><p>ele for, mais ácido será o composto. Um dos fatores que estabiliza a carga negativa é a ressonância. No fenol, o</p><p>ânion gerado tem a carga estabilizada pela ressonância do anel. No cicloexanol não há nenhum tipo de</p><p>estabilização, por isso ele é menos ácido e não reage com</p><p>.</p><p>De maneira geral, os álcoois podem ser considerados derivados da água, em que um dos hidrogênios foi</p><p>substituído por uma cadeia carbônica. Quando ocorre a substituição do outro hidrogênio, temos uma nova</p><p>função orgânica, os éteres. Os éteres podem ser classi�cados como simples (simétricos) ou mistos,</p><p>dependendo se os substituintes possuem cadeias carbônicas idênticas ou não, conforme apresentado na Figura</p><p>4.11.</p><p>Figura 4.11 Função éter: simétricos e assimétricos. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>A nomenclatura de éteres pode ser dada pelo nome sistemático (IUPAC), em que a regra envolve o nome do</p><p>substituinte menor (metil, etil propil, butil etc.) menos o su�xo “il” mais o su�xo “oxi”, adicionando ao nome do</p><p>hidrocarboneto maior. Uma segunda nomenclatura pode ser utilizada com o emprego da palavra éter, mais</p><p>substituinte menor (metil, etil etc.), mais substituinte maior terminado em -ílico. Exemplos das duas</p><p>nomenclaturas estão na Figura 11 e um esquema explicativo da nomenclatura de éteres está na Figura 4.12.</p><p>78,4</p><p>°C</p><p>MM   =  46 g/mol</p><p>MM   =  44 g/mol</p><p>−42 °C</p><p>CH3CH (OH)CH2OH</p><p>NaOH 10%</p><p>NaOH 10%</p><p>NaOH 10%</p><p>NaOH 10%</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.12 Nomenclatura de éteres. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Os éteres são moléculas com baixa polaridade, que não realizam ligações de hidrogênio como os álcoois. Você</p><p>pode imaginar que isso resulta em propriedades bem distintas com relação aos seus isômeros. O éter dimetílico</p><p>apresenta ponto de ebulição de</p><p>. O éter dietílico apresenta ponto de ebulição de</p><p>e é um importante solvente, mesmo sendo levemente in�amável. O éter dietílico é pouco solúvel em água (</p><p>de água), sendo que na proporção de até quatro átomos de carbono por átomo de oxigênio alguma solubilidade</p><p>é observada, acima disso, éteres são insolúveis.</p><p>Assim como álcoois e éteres podem ser interpretados como derivados orgânicos da água, já a função amina</p><p>pode ser considerada como derivado orgânico da amônia (</p><p>). A amônia é muito semelhante à água, ambas realizam ligações de hidrogênio e são polares. As aminas</p><p>possuem como grupo funcional o nitrogênio, podendo ser aminas primárias (</p><p>), secundárias (</p><p>) ou terciárias (</p><p>. ), de acordo com o número de cadeias carbônicas ligadas ao átomo de nitrogênio (Figura 4.13).</p><p>−23°C</p><p>34,5°C</p><p>10g</p><p>−23°C</p><p>34,5°C</p><p>10g</p><p>NH3</p><p>RNH2</p><p>R2NH</p><p>R3N</p><p>NH3</p><p>RNH2</p><p>R2NH</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.13 Classi�cação das aminas. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Com relação à nomenclatura, você deve ter notado na Figura 4.13, que se utiliza o nome do substituinte (propil,</p><p>metil etc.) acrescido do tipo de cadeia (an, em e in) e a palavra amina. Também é comum utilizar apenas</p><p>propilamina no lugar de propanamina. Algumas aminas são trivialmente nomeadas com o nome de suas fontes</p><p>como a putrescina (</p><p>) e a cadaverina (</p><p>), encontradas na carne em decomposição.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Aminas pequenas são solúveis em água, porém a maior parte não apresenta elevadas solubilidades. As aminas</p><p>são bases e, em presença de ácidos, formam sais. Se você desenhar a estrutura de Lewis desta molécula, irá</p><p>notar que as aminas possuem um par de elétrons não ligantes, este par de elétrons confere a basicidade às</p><p>aminas.</p><p>O grupo carboxílico de�ne os ácidos carboxílicos (</p><p>ou</p><p>), sendo o mais simples o ácido fórmico, que tem este nome por ser produzido por formigas. Você já deve ter</p><p>sido picado por uma e pôde evidenciar que ele é um líquido irritante, sendo um dos responsáveis pela ardência</p><p>da picada (SOLOMONS et al, 2013). O ácido acético também é seu conhecido, já que ele é responsável pelo</p><p>gosto ácido do vinagre, sendo proveniente da oxidação do etanol do vinho. O ácido 2-hidroxi-1,2,3-</p><p>propanotricarboxílico também faz parte do seu dia a dia, mas com este nome �ca difícil de reconhecê-lo, não é</p><p>mesmo? Ele é o ácido cítrico, presente em diversas frutas, como o limão. A Figura 4.14 apresenta alguns ácidos</p><p>carboxílicos e onde eles são encontrados (KOTZ et al, 2014; SOLOMONS et al 2013).</p><p>R3N</p><p>NH2CH2CH2CH2CH2NH2</p><p>NH2CH2CH2CH2CH2CH2NH2</p><p>NH2CH2CH2CH2CH2NH2</p><p>NH2CH2CH2CH2CH2CH2NH2</p><p>−COOH</p><p>−CO2H</p><p>−COOH</p><p>−CO2H</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.14 Exemplos de ácidos carboxílicos e suas fontes. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Os ácidos normalmente são nomeados dependendo de onde foram obtidos, como os já mostrados</p><p>anteriormente, mas existem os nomes sistemáticos dados retirando o su�xo “o” do hidrocarboneto</p><p>correspondente e a adição do su�xo “oico”, adicionando a palavra ácido antes do nome. Com relação aos seus</p><p>aspectos, note que desde o ácido mais simples (ácido fórmico) eles já se apresentam na forma de líquidos, o</p><p>que podemos explicar pelas ligações de hidrogênio possíveis nesta função. Os ácidos com estruturas de maior</p><p>massa podem existir como sólidos à temperatura ambiente.</p><p>Como a maioria dos ácidos orgânicos, o ácido acético é um ácido fraco e solúvel em água. Sua acidez é</p><p>explicada pela perda do hidrogênio do grupo carboxílico, os ácidos carboxílicos em água produzem o íon</p><p>hidrônio e um carboxilato, com</p><p>formam água e carboxilato de sódio, reagindo totalmente. A solubilidade você pode explicar devido à polaridade</p><p>da molécula, os dois átomos de oxigênio da carboxila apresentam maior eletronegatividade que o carbono,</p><p>apresentando assim</p><p>, o hidrogênio, por sua vez, apresenta uma</p><p>, estas duas características possibilitam a formação de ligações de hidrogênio com a água. Note, com isso, que</p><p>ácidos carboxílicos de cadeia carbônica longa devem ser menos solúveis.</p><p>Algumas funções orgânicas podem ser obtidas a partir de ácidos carboxílico, sendo conhecidas como derivadas</p><p>de ácidos carboxílicos e são amplamente encontradas na química orgânica. Essas funções desempenham</p><p>papéis importantes em diversos processos biológicos e industriais, elas incluem os ésteres, amidas, anidridos,</p><p>haletos de ácido e outros compostos que resultam da substituição de um ou mais hidrogênios do grupo</p><p>carboxila por diferentes grupos funcionais. Cada uma dessas classes de compostos apresenta propriedades e</p><p>aplicações distintas, como a presença de ésteres em óleos e gorduras, amidas em proteínas e haletos de ácido</p><p>em reações de síntese orgânica. Essas funções derivadas fornecem uma rica variedade de substâncias com</p><p>propriedades únicas e versatilidade química, sendo essenciais em muitos campos da química e da biologia.</p><p>NaOH</p><p>δ−</p><p>δ+</p><p>NaOH</p><p>δ−</p><p>δ+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Mas estudante, como é possível identi�car uma função orgânica? Os diferentes grupos funcionais podem ser</p><p>observados por diversas técnicas. Uma delas é a análise de infravermelho (</p><p>). Esta técnica consiste em irradiar as moléculas da amostra, fazendo com que os átomos vibrem em torno das</p><p>ligações covalentes que os ligam. Como os grupos funcionais apresentam átomos organizados de maneira</p><p>diferente, cada grupo vibra de uma maneira própria. Por conta disso, eles absorvem energia no</p><p>em regiões especí�cas, resultando em um espectro de absorção. Álcoois que realizam ligações de hidrogênio</p><p>apresentam um sinal largo característico na região de</p><p>no espectro de</p><p>, já aminas apresentam um sinal �no na mesma região (SOLOMONS; FRYHLE; JOHNSON, 2013)..</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, nesta aula você trabalhou com as funções orgânicas. Função orgânica refere-se a grupos de átomos</p><p>com características especí�cas que conferem propriedades e reatividade distintas a compostos orgânicos, ela</p><p>determina o comportamento químico e as aplicações dos compostos em diversos processos industriais,</p><p>biológicos e ambientais. Nesse contexto, você conheceu e compreendeu as características de função</p><p>oxigenadas, que são aquelas que possuem um heteroátomo de oxigênio em sua estrutura, e as funções</p><p>nitrogenadas, que são aquelas que apresentam um átomo de nitrogênio em sua cadeia.</p><p>Para aplicar esses temas, vamos retornar a nossa situação proposta, que consiste na obtenção de moléculas a</p><p>serem empregadas na indústria alimentícia. Desse modo, para resolver este problema, você precisa procurar um</p><p>método que permita monitorar constantemente se o produto está sendo obtido, para registrar quando isso</p><p>ocorre. Você tem nos reagentes um éter (adoçante) e como produto de decomposição um álcool, duas funções</p><p>com características bastante distintas, isso porque, embora nas duas moléculas o oxigênio esteja ligado ao</p><p>carbono, apenas em um deles temos a ligação</p><p>, sendo possível realizar ligação de hidrogênio. Esta é uma excelente oportunidade para o uso de uma análise de</p><p>infravermelho. Os álcoois apresentam um sinal no espectro de infravermelho (em</p><p>), então, você pode realizar análises de infravermelho de tempos em tempos até que este sinal surja. Neste</p><p>ponto, você está observando a decomposição do éter.</p><p>IV</p><p>IV</p><p>3200 − 3500 cm−1</p><p>IV</p><p>IV</p><p>IV</p><p>3200 − 3500 cm−1</p><p>IV</p><p>O − H</p><p>3200 − 3500 cm−1</p><p>O − H</p><p>3200 − 3500 cm−1</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.15 Reação de decomposição de éter. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral.</p><p>Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>O custo desta análise é praticamente o equipamento de IV, existem ainda equipamentos de infravermelho que</p><p>podem ser utilizadas como sensor interno (dentro da reação) com monitoramento constante. Outras</p><p>informações podem ser necessárias para compreender melhor a situação proposta. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as funções orgâcnias, acesse a biblioteca virtual e faça a leitura do capítulo 14 “Álcoois,</p><p>éteres e tióis”, do capítulo 16 “Aminas” e capítulo 18 “Ácidos carboxílicos” do livro “Introdução à química geral,</p><p>orgânica e bioquímica”, disponível na Minha Biblioteca.</p><p>BETTELHEIM, Frederick A.; BROWN, William H.; CAMPBELL, Mary K.; FARRELL, Shawn O. Introdução à química</p><p>geral, orgânica e bioquímica - Combo: Tradução da 9ª edição norte-americana. São Paulo: Cengage Learning</p><p>Brasil, 2016. Disponível em: . Acesso em:</p><p>09 mar. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre funções oxigenadas, faça a leitura do artigo:</p><p>“Sabonete de erva cidreira (Lippia alba): uma proposta para o ensino de</p><p>funções oxigenadas”, disponível em: https://www.researchgate.net/pro�le/Erasmo-</p><p>Junior/publication/371605060_Sabonete_de_erva_cidreira_Lippia_alba_uma_proposta_para_o_ensino_de_funcoe</p><p>s_oxigenadas/links/648bc80bb9ed6874a5b196f0/Sabonete-de-erva-cidreira-Lippia-alba-uma-proposta-para-o-</p><p>ensino-de-funcoes-oxigenadas.pdf. Acesso em: 09 mar. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre as funções nitrogenadas por meio da leitura do texto “Funções</p><p>nitrogenadas na abordagem sobre “drogas”: Ensino de química e aprendizagem signi�cativa (AS)”, disponível em:</p><p>https://repositorio.ifes.edu.br/bitstream/handle/123456789/1129/Disserta%c3%a7%c3%a3o Jussan%c3%a3</p><p>Luzia Venturin Caus 16092020.pdf?sequence=3&isAllowed=y. Acesso em: 09 mar. 2024.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio</p><p>ambiente. Porto Alegre: Grupo A, 2018.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11. ed. Rio de Janeiro: Mcgraw Hill, 2013.</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>https://www.researchgate.net/profile/Erasmo-Junior/publication/371605060_Sabonete_de_erva_cidreira_Lippia_alba_uma_proposta_para_o_ensino_de_funcoes_oxigenadas/links/648bc80bb9ed6874a5b196f0/Sabonete-de-erva-cidreira-Lippia-alba-uma-proposta-para-o-ensino-de-funcoes-oxigenadas.pdf</p><p>https://www.researchgate.net/profile/Erasmo-Junior/publication/371605060_Sabonete_de_erva_cidreira_Lippia_alba_uma_proposta_para_o_ensino_de_funcoes_oxigenadas/links/648bc80bb9ed6874a5b196f0/Sabonete-de-erva-cidreira-Lippia-alba-uma-proposta-para-o-ensino-de-funcoes-oxigenadas.pdf</p><p>https://www.researchgate.net/profile/Erasmo-Junior/publication/371605060_Sabonete_de_erva_cidreira_Lippia_alba_uma_proposta_para_o_ensino_de_funcoes_oxigenadas/links/648bc80bb9ed6874a5b196f0/Sabonete-de-erva-cidreira-Lippia-alba-uma-proposta-para-o-ensino-de-funcoes-oxigenadas.pdf</p><p>https://www.researchgate.net/profile/Erasmo-Junior/publication/371605060_Sabonete_de_erva_cidreira_Lippia_alba_uma_proposta_para_o_ensino_de_funcoes_oxigenadas/links/648bc80bb9ed6874a5b196f0/Sabonete-de-erva-cidreira-Lippia-alba-uma-proposta-para-o-ensino-de-funcoes-oxigenadas.pdf</p><p>https://repositorio.ifes.edu.br/bitstream/handle/123456789/1129/Disserta%c3%a7%c3%a3o%20Jussan%c3%a3%20Luzia%20Venturin%20Caus%2016092020.pdf?sequence=3&isAllowed=y</p><p>https://repositorio.ifes.edu.br/bitstream/handle/123456789/1129/Disserta%c3%a7%c3%a3o%20Jussan%c3%a3%20Luzia%20Venturin%20Caus%2016092020.pdf?sequence=3&isAllowed=y</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>SOLOMONS, T. W. G.; FRYHLE, C. B.; JOHNSON, R. G. Química orgânica. Rio de Janeiro: LTC, 2012.</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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá trabalhar com os conceitos pertinentes as funções inorgânicas e</p><p>orgânicas. Esse conteúdo é importante para a sua prática pro�ssional, pois as funções inorgânicas são</p><p>essenciais em diversos setores industriais, desde a produção de alimentos até a fabricação de produtos</p><p>químicos. Já as funções orgânicas são fundamentais na síntese de medicamentos, plásticos e combustíveis,</p><p>impactando diretamente na prática pro�ssional de químicos, engenheiros e pro�ssionais de diversas áreas. Bons</p><p>estudos! Vamos lá!</p><p>Ponto de Chegada</p><p>Olá, estudante! Para desenvolver a competência desta Unidade, que é conhecer e compreender as características</p><p>das funções inorgânicas e orgânicas, você precisa compreender inicialmente o signi�cado de função química,</p><p>que é um conjunto de substâncias que possuem características químicas semelhantes devido à presença de um</p><p>grupo funcional especí�co. Esses grupos determinam o comportamento e as propriedades das substâncias,</p><p>como ácidos, bases, hidrocarbonetos, entre outros. Além disso, eles desempenham papéis distintos em</p><p>processos químicos e têm diversas aplicações na indústria, na medicina e em outras áreas.</p><p>Quanto ao estudo das funções inorgânicas, temos as de�nições de Arrhenius e Bronsted-Lowry para ácidos e</p><p>bases, abrangendo uma gama grande de substâncias que apresentam esse tipo de comportamento. Arrhenius</p><p>de�ne ácido como uma espécie que libera íons H+ em solução aquosa e a base como uma espécie que libera</p><p>OH-. Já Bronsted-Lowry de�ne compostos ácidos como doadores de H+ e as bases como receptores de H+.</p><p>Essas de�nições são importantes na química pois permitem uma interpretação mais abrangente e precisa das</p><p>propriedades ácido-base, levando a uma melhor compreensão das interações químicas e possibilitando o</p><p>desenvolvimento de aplicações práticas em diversas áreas, como na indústria, na agricultura e na medicina.</p><p>Além disso, você vai compreender as características e as propriedades que estes compostos apresentam, como</p><p>sua classi�cação quanto a sua estrutura química, sua força e as regras de nomenclatura empregadas.</p><p>Em relação as funções inorgânicas dos sais, você vai conhecer as características que estes compostos</p><p>apresentam, suas propriedades e as regras de nomenclatura. Quanto aos óxidos, será vista a de�nição de óxidos,</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>sua classi�cação em diferentes categoriais, como os óxidos ácidos, os óxidos básicos, os anfóteros e os mistos,</p><p>seguido pelas regras de nomenclatura. Ao �nal das funções inorgânicas, você vai conhecer a função dos</p><p>hidretos, que são compostos importantes que possuem o hidrogênio como ânion da substância e,</p><p>consequentemente, apresentam aplicações especí�cas devido as suas propriedades e características.</p><p>Já no inicio do estudo das funções orgânicas, você será apresentado as teorias fundamentais da química</p><p>orgânica, assim como verá a estrutura do átomo de carbono por meio dos processos de hibridização, �nalizando</p><p>com as propriedades, características e classi�cação do átomo de carbono e das cadeias carbônicas. A partir</p><p>desse ponto, você vai conhecer as funções orgânicas, iniciando pelos hidrocarbonetos, que são compostos</p><p>formados por átomos de carbono e hidrogênio. Essa função é dividida em alcanos, alcenos, alcinos e compostos</p><p>aromáticos.</p><p>Por �m, você terá a introdução as funções oxigenadas, que são aquelas que apresentam um heteroátomo de</p><p>oxigênio em sua estrutura e as funções nitrogenadas, que apresentam o átomo de nitrogênio, �nalizando o</p><p>estudo com uma breve introdução aos ácidos carboxílicos e seus derivados.</p><p>Todas essas informações são fundamentais para que você possa atingir a competência proposta e apresente os</p><p>resultados de aprendizagem esperados. Então, vamos embarcar nessa fascinante jornada do conhecimento!</p><p>Bons estudos!</p><p>É Hora de Praticar!</p><p>Este conteúdo</p><p>é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Estudante, as moléculas constituídas por carbono estão no centro do desenvolvimento de nossa sociedade. Nas</p><p>roupas que usamos, em produtos aplicados na agricultura, ou na indústria alimentícia, ou ainda na indústria</p><p>farmacêutica. Devido à sua importância, devemos conhecer as principais características das moléculas</p><p>orgânicas. O que de�ne estas propriedades? Esta resposta é simples: as funções orgânicas.</p><p>Desse modo, você se colocará na posição de um estagiário em um laboratório de pesquisa e desenvolvimento</p><p>em uma indústria de obtenção de pesticidas. Em sua função, você deve ser capaz de escolher solventes</p><p>adequados para um processo químico e utilizar as propriedades das moléculas orgânicas para recuperar</p><p>compostos de grande valor agregado e, ainda. Como reconhecer estruturas de moléculas orgânicas? Como</p><p>relacionar suas estruturas com suas propriedades?</p><p>Pensando no exposto, você deverá solucionar os questionamentos levantados a seguir:</p><p>1. Você está atuando no setor de pesquisa e desenvolvimento, seu gestor solicitou que você �zesse um</p><p>levantamento de quais compostos poderiam ser utilizados como solventes em uma reação envolvendo</p><p>moléculas apolares. Moléculas apolares apresentam apenas interações intermoleculares do tipo London.</p><p>Com isso, você logo pensou em moléculas também apolares. Entre as funções orgânicas, você irá notar</p><p>que além dos átomos que compõem a molécula, a organização deles in�uência nesta característica de</p><p>polaridade. Com esta ideia na cabeça, você foi ao almoxarifado da empresa e solicitou ao responsável as</p><p>moléculas apolares que havia em grande quantidade. Ele te passou nove moléculas compostas apenas por</p><p>carbonos. Por que apenas estas? Todas podem ser utilizadas? Quais os critérios que você deve utilizar em</p><p>sua escolha?</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>2. Agora você precisa veri�car, em uma etapa reacional da rota sintética estudada, que alguns produtos de</p><p>grande valor agregado estavam sendo perdidos, eles sobravam no meio reacional. Isto estava acarretando</p><p>um gasto excessivo na compra de reagentes. Uma alternativa era conseguir puri�car estes compostos e</p><p>reutilizá-los. Como você progrediu muito bem na primeira etapa do projeto, seu gestor solicitou que você</p><p>separasse e puri�casse estes compostos de uma mistura obtida após uma reação. Esta mistura era</p><p>composta por fenol substituído, uma amina e um álcool, que são subprodutos obtidos após puri�cação de</p><p>uma reação de obtenção de um éter. Sua limitação está na estabilidade dos compostos envolvidos, que</p><p>não podem ser aquecidos por sofrerem decomposição. Qual a diferença entre um fenol e um álcool</p><p>comum? Quais as características das aminas? No que estes compostos diferem? Bons estudos!</p><p>Como a compreensão dos princípios ácido-base, como de�nidos pelas teorias de Arrhenius e Bronsted-Lowry, é</p><p>fundamental para o desenvolvimento e produção de medicamentos na indústria farmacêutica?</p><p>Como a compreensão das propriedades e reatividade dos hidrocarbonetos é crucial na indústria petrolífera para</p><p>a exploração, produção e re�namento de petróleo e seus derivados?</p><p>Como as funções oxigenadas, incluindo álcoois, éteres, aldeídos e cetonas, desempenham um papel crucial no</p><p>desenvolvimento de moléculas ativas e no desenvolvimento de fármacos na indústria farmacêutica?</p><p>Estudante, como estagiário no setor de pesquisa e desenvolvimento de uma indústria de pesticidas, seu gestor</p><p>solicitou que você indicasse quais compostos a empresa possuía em estoque e que pudessem ser utilizados</p><p>como solventes em uma reação de obtenção de um composto intermediário na obtenção de novo pesticida.</p><p>Como as moléculas envolvidas na reação eram apolares, você logo pensou em utilizar como solvente uma</p><p>molécula também apolar. Como selecionar moléculas apolares que possam ser utilizadas como solvente? Toda</p><p>molécula apolar pode ser utilizada? Quais critérios você deve seguir nesta escolha?</p><p>Os hidrocarbonetos são moléculas apolares, então, por que não os utilizar como solventes? Um critério a ser</p><p>levado em consideração é a estabilidade das moléculas, pois o solvente não deve reagir nas condições de</p><p>reação empregadas no reator. Como você não tem muitos detalhes sobre o processo empregado, o ideal é que</p><p>selecione moléculas estáveis. Alcenos e alcinos possuem ligações    e isso os torna reativos, então, não são</p><p>uma boa escolha.</p><p>Com isso, vamos focar nossa decisão entre alcanos, cicloalcanos e compostos aromáticos. O propósito em se</p><p>utilizar solvente em uma reação é facilitar que as moléculas entrem em contato sem que a reação ocorra de</p><p>maneira violenta, portanto, é ideal escolhermos compostos líquidos na temperatura ambiente. Também é preciso</p><p>investigar a temperatura da reação, pois imagina se você escolhe um composto com ponto de ebulição abaixo</p><p>da temperatura de reação? Ou ainda um composto com ponto de fulgor baixo e a reação pega fogo, causando</p><p>um acidente na planta industrial? Ponto de fulgor ou de in�amação é a menor temperatura em que o composto</p><p>libera vapor em quantia su�ciente para in�amar. Você questionou seu gestor e foi informado que a reação ocorre</p><p>na temperatura ambiente, isso facilita muito sua busca.</p><p>Em uma pesquisa no estoque, você listou nove hidrocarbonetos em quantidade su�ciente para serem</p><p>empregados como solvente, apresentados na Figura 4.16.</p><p>π</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Figura 4.16 Hidrocarbonetos disponíveis em estoque. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e</p><p>Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Analisando as estruturas, como já mencionado, alcenos e alcinos não servem, eliminando assim as estruturas B,</p><p>E e G. A estrutura A é um alcano de baixo peso molecular, portanto, também deve ser eliminado, já que é um gás</p><p>( ). Pelo estado físico à temperatura ambiente, o composto I também é eliminado, pois é sólido (</p><p>). Devido a seus pontos de ebulição serem elevados, o tolueno (F,  ) e o xileno</p><p>(H,  ) são compostos que podem ser selecionados, lembre-se que por serem aromáticos, eles são</p><p>bastante estáveis. Os compostos hexano (C) e cicloexano (D) são boas escolhas como solventes, seus pontos</p><p>de ebulição são    e  . O cicloexano apresenta maior ponto de fulgor ( ) que o hexano (</p><p>), porém são valores muito próximos. Você deve agora pesquisar um pouco sobre a toxicidade destes</p><p>compostos na literatura, assim você terá uma resposta bem mais completa.</p><p>Dando sequência, agora vamos pensar no segundo questionamento. Na sua função de estagiário, você recebeu a</p><p>tarefa de recuperar subprodutos de uma reação. Estes compostos são importantes devido ao alto valor de</p><p>compra. Sua tarefa é após a puri�cação da reação, recuperar os reagentes de alto custo. Na obtenção de um éter</p><p>de grande interesse (Figura 4.17), após puri�cação do produto principal, foi obtida uma mistura de álcool</p><p>subproduto  , o fenol de partida e a base utilizada na reação. Seu gestor solicitou que você</p><p>recuperasse o fenol e o álcool obtidos como subprodutos, para que eles fossem reutilizados. Entretanto, deixou</p><p>claro que estes compostos são sensíveis ao calor, não podendo ser aquecidos para remoção em rotaevaporador.</p><p>Qual abordagem você pode utilizar para separar estes compostos?</p><p>Figura 4.17 Obtenção de um éster de interesse. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e</p><p>Distribuidora S.A., 2017.</p><p>P .E.   − 42 °C</p><p>P .F .  40,5 °C P .E.  110,6 °C</p><p>110,6 °C</p><p>68 °C 80,7 °C −20 °C</p><p>−35 °C</p><p>R1CH2OH</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Após pensar em uma estratégia, você decidiu utilizar as características de acidez e basicidade das diferentes</p><p>funções. A trietilamina é uma amina, portanto, é básica e por isso você consegue realizar uma reação com ácido</p><p>para que ela seja protonada ( ) e forme um sal. Você pode utilizar   para formar o sal  , que</p><p>é insolúvel em diversos solventes, como o éter dietílico. Assim, você consegue realizar uma �ltração e remover o</p><p>excesso de trietilamina na forma de um sal. Para remover</p><p>o fenol substituído, você pode utilizar a maior acidez</p><p>dos álcoois comuns, formando um sal por adição de  , realizando uma nova �ltração. Estas etapas</p><p>estão esquematizadas na Figura 4.18, sendo que após estas duas remoções você tem no meio o álcool</p><p>e o produto desejado.</p><p>Figura 4.18 Remoção do excesso de trietilamina e do fenol substituído. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral.</p><p>Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Para obter o fenol novamente, você precisa acidi�car o meio. E, com isso, conclui sua tarefa de recuperação dos</p><p>compostos de alto custo e �naliza as demandas recebidas em sua atuação como estágio em uma empresa</p><p>produtora de pesticidas.</p><p>Estudante, está preparado para se aventurar em um universo cativante de substâncias e suas propriedades?</p><p>Convido-o a iniciar uma jornada de exploração sobre as diversas funções químicas que moldam o nosso mundo.</p><p>Vamos começar falando sobre os ácidos e bases, conforme de�nidos pelas teorias de Arrhenius e Bronsted-</p><p>Lowry. Entenderemos como essas substâncias se comportam em soluções aquosas, in�uenciando uma</p><p>variedade de processos químicos e biológicos.</p><p>Em seguida, mergulharemos no mundo dos sais, óxidos e hidretos, explorando suas estruturas e propriedades</p><p>únicas. Descobriremos como essas substâncias desempenham papéis essenciais em diversos campos, desde a</p><p>indústria até a agricultura. Não podemos esquecer dos hidrocarbonetos, que compõem a base de muitos</p><p>compostos orgânicos. Investigaremos os alcanos, alcenos, alcinos e compostos aromáticos, explorando suas</p><p>estruturas e reatividades distintas.</p><p>Por �m, exploraremos as funções orgânicas, incluindo as funções oxigenadas e nitrogenadas. Conheceremos os</p><p>compostos que contêm oxigênio, como álcoois e éteres e aqueles que contêm nitrogênio, como as aminas.</p><p>Compreenderemos como essas funções orgânicas estão presentes em uma variedade de produtos químicos,</p><p>H+ HCl Et3NH+Cl−</p><p>NaOH 10%</p><p>R1CH2OH</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>medicamentos e materiais do nosso cotidiano. Prepare-se para desvendar os segredos da química e suas</p><p>aplicações no mundo ao nosso redor. Boa exploração!</p><p>Figura 4.19 Química Geral – Princípios de Química Inorgânica e Orgânica. Fonte: elaborado pelo autor.</p><p>ATKINS, P.; Jones, L. Princípios de química - questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre:</p><p>Bookman, 2009.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11. ed. Rio de Janeiro: Mcgraw Hill, 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>KOTZ, John C. et al. Química geral e reações químicas. 9. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010, v. 1-2.</p><p>SOLOMONS, T. W. G.; FRYHLE, C. B.; JOHNSON, R. G. Química orgânica. Rio de Janeiro: LTC, 2012.</p><p>química geral”, disponível na Minha Biblioteca.</p><p>BETTELHEIM, Frederick A.; BROWN, William H.; CAMPBELL, Mary K.; FARRELL, Shawn O. Introdução à química</p><p>geral. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2016. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522126354/. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a tabela periódica, faça a leitura do artigo: “Tabela</p><p>periódica interativa: Um estimula à compreensão”, disponível em:</p><p>https://doi.org/10.4025/actascitechnol.v23i0.2757. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre propriedades periódicas e sobre a periodicidade das propriedades</p><p>químicas por meio da leitura e estudo do artigo “Propriedades periódicas dos elementos químicos e suas breves</p><p>implicações em sistemas biológicos e nas ciências agrárias”, disponível em:</p><p>https://doi.org/10.1590/SciELOPreprints.6148. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto</p><p>Alegre: Bookman, 2009.</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 2. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2014. v. 1.</p><p>Aula 3</p><p>Ligação e Estrutura Molecular</p><p>Ligação e Estrutura Molecular</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522126354/</p><p>https://doi.org/10.4025/actascitechnol.v23i0.2757</p><p>https://doi.org/10.1590/SciELOPreprints.6148</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Este conteúdo é um vídeo!</p><p>Para assistir este conteúdo é necessário que você acesse o AVA pelo computador ou pelo</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer os princípios das ligações primárias, para isso, deve-se atentar</p><p>para a regra do octeto, conhecer e saber representar a estrutura de Lewis e conhecer as ligações iônica,</p><p>covalente e metálica. Esse conteúdo é importante para a sua prática pro�ssional, pois esses conceitos guiam a</p><p>formulação de compostos, otimizam processos industriais, e são essenciais em setores como química,</p><p>farmacologia e engenharia, in�uenciando diretamente a concepção e produção de substâncias e materiais.</p><p>Esteja preparado para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Partida</p><p>Olá, estudante! Você já aprendeu que os átomos, constituintes de toda matéria, são compostos por núcleo e</p><p>eletrosfera e que suas propriedades são de�nidas principalmente pela sua distribuição eletrônica. Como um bom</p><p>observador, você notou que di�cilmente a matéria é composta por um único tipo de átomo, mas, sim, pela</p><p>combinação entre diferentes elementos. Nesta aula, você irá aprender como a distribuição eletrônica e as</p><p>propriedades dos elementos determinam como os átomos serão conectados. Deste modo, re�ita sobre como os</p><p>elementos químicos originam as substâncias químicas e compostos?</p><p>Para isso, vamos imaginar que você está trabalhando em uma fábrica de insumos químicos aplicados à</p><p>agricultura e seu gestor solicitou que você selecione solventes a serem aplicados em diferentes reações</p><p>químicas, entre uma lista de três solventes: água, cicloexano e etanol. Ele disse a você que a água é um solvente</p><p>polar, seguido em polaridade pelo etanol. Já o cicloexano é um solvente apolar. Sabendo que você estava no</p><p>início do seu aprendizado em química, ele informou que sais (compostos iônicos) são bastante solúveis em água</p><p>e que compostos polares dissolvem moléculas polares, assim como apolares dissolvem moléculas apolares.</p><p>Para selecionar os solventes a serem empregados, você deve pegar a lista de compostos químicos e analisar</p><p>quais as ligações envolvidas em cada molécula. Sua lista de reagentes continha: eteno (</p><p>), cloreto de alumínio (</p><p>) e cloreto de metila (</p><p>). Vamos começar nossa análise e escolher quais os solventes que atuam melhor na solubilização de cada</p><p>molécula. Bons estudos!</p><p>H2C = CH2</p><p>AlCl3</p><p>CH3Cl</p><p>H2C = CH2</p><p>AlCl3</p><p>CH3Cl</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Vamos Começar!</p><p>Em 1916, os químicos Gilbert N. Lewis (1875-1946) e Walter Kossel, independentemente, propuseram que a</p><p>conexão dos átomos ocorria de modo que os elementos adquirem oito elétrons na camada de valência, o que</p><p>equivale a dizer que eles assumem a con�guração do gás nobre mais próximo (MAIA; BIANCHINI, 2007; KOTZ et</p><p>al. 2014).</p><p>Para ambos, ligação química é a força atrativa entre dois átomos, resultante da reorganização dos elétrons de</p><p>suas camadas de valência. Kossel propôs que átomos deveriam doar ou receber elétrons, enquanto a teoria de</p><p>Lewis falava em compartilhamento de elétrons entre dois átomos. As duas situações são possíveis, a primeira</p><p>hipótese forma as ligações iônicas, já o compartilhamento de elétrons caracteriza uma ligação covalente.</p><p>A camada de valência consiste na camada eletrônica mais externa. Os elétrons das outras camadas não estão</p><p>envolvidos nas ligações químicas. Lewis desenvolveu uma notação para a camada de valência, em que o</p><p>símbolo do elemento representa o número atômico e os elétrons internos das camadas eletrônicas, já a camada</p><p>de valência é representada por pontos.</p><p>Ligação Iônica: neste tipo de ligação, os elétrons são transferidos de um átomo para outro. Com isso são</p><p>formadas uma carga negativa no átomo que recebe elétrons e uma carga positiva no átomo que perde elétrons,</p><p>sendo que a ligação química é a força de atração entre os íons positivo (cátion) e negativo (ânion). Um exemplo</p><p>deste tipo de reação ocorre entre o sódio e o cloro, formando o composto iônico cloreto de sódio (Figura 1.9).</p><p>Figura 1.9 Formação de ligação iônica entre sódio e cloro. Fonte: adaptada de Kotz et al. (2014, p. 328).</p><p>Você pode explicar esta reação com base nas propriedades periódicas estudadas na seção anterior: elementos</p><p>do grupo 1 e 2 apresentam energias de ionização baixas (tendem a perder elétrons facilmente), enquanto</p><p>elementos do grupo 6 e 7 têm elevadas a�nidades eletrônicas (tendem a receber elétrons). Estas características</p><p>explicam também a reação de cálcio e oxigênio, levando à formação do composto iônico óxido de cálcio (</p><p>).</p><p>Ligação covalente: a ligação covalente se dá pelo compartilhamento de elétrons entre átomos, podendo ocorrer</p><p>o compartilhamento de um ou mais pares de elétrons. Esta ligação ocorre na formação de compostos como</p><p>,</p><p>e</p><p>Ca2+O2−</p><p>Ca2+O2−</p><p>H2</p><p>H2O</p><p>CH4</p><p>H2</p><p>H2O</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>. A representação desta molécula ocorre utilizando estruturas de Lewis em que os pares de elétrons podem ser</p><p>representados por traços (Figura 1.10).</p><p>Figura 1.10 Estrutura de Lewis de algumas moléculas. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Siga em Frente...</p><p>Para desenharmos estruturas de Lewis, devemos seguir a regra do octeto que consiste em deixar todos os</p><p>átomos com con�guração de gás nobre, ou seja, oito elétrons na camada de valência. Com exceção do H, Li e Be</p><p>que tendem a �car com dois elétrons, con�guração do gás nobre He. Na construção da estrutura de Lewis do</p><p>, você observou que C e O compartilham dois pares de elétrons, formando uma ligação dupla. Em algumas</p><p>estruturas como o HCN, carbono e nitrogênio compartilham três pares de elétrons, formando uma ligação tripla.</p><p>Para o gás ozônio (</p><p>) existem duas possibilidades de estruturas de Lewis, A e B, que se interconvertem (Figura 1.11). As duas</p><p>estruturas são equivalentes, entretanto, nenhuma delas representa corretamente a molécula de ozônio que</p><p>possui ligações O-O apenas de um tamanho, intermediário à ligação simples e dupla. A estrutura correta que</p><p>representa esta molécula é um híbrido entre as duas estruturas, chamado híbrido de ressonância. A</p><p>interconversão entre estruturas equivalentes é chamada de ressonância, note a seta que representa ressonância</p><p>deve sempre ser .</p><p>Figura 1.11 Estrutura de Lewis e híbrido de ressonância para O3.Fonte: DREKENER, R. L. Química</p><p>Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Embora a regra do octeto funcione a maioria das vezes, algumas moléculas atingem estabilidade com menos de</p><p>oito elétrons na camada de valência, como o</p><p>. Já moléculas contendo como átomo central elementos localizados a partir do terceiro período podem expandir</p><p>a camada de valência, como</p><p>CH4</p><p>CH2O</p><p>O3</p><p>CH2O</p><p>O3</p><p>BH3</p><p>PF5</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>ou</p><p>(Figura 1.12).</p><p>Figura 1.12 Estruturas de Lewis das moléculas BH3, PF5 e SF4.Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Embora até agora não tenhamos mencionado nada sobre ângulo entre as ligações em moléculas, estes ângulos</p><p>podem variar, levando a diferentes geometrias moleculares. Um modelo que serve para prever a geometria de</p><p>uma molécula é baseado na repulsão dos pares de elétrons das camadas de valência, em que a geometria</p><p>depende do número de ligantes e também do número de pares de elétrons que não participam de ligações</p><p>(isolados) no átomo central da molécula (Figura 1.13).</p><p>Figura 1.13 Geometria molecular. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Até agora, vimos ligações covalentes como puras, ou seja, os átomos dividem igualmente o par de elétrons.</p><p>Entretanto, isso é válido apenas quando temos dois átomos idênticos, como na molécula do gás cloro (Cl-Cl).</p><p>Ligações como O-H presentes na água são ditas ligações covalentes polares, ou seja, um dos átomos atrai o par</p><p>de elétrons com maior força. Átomos diferentes seguram seus elétrons da camada de valência com diferentes</p><p>SF4</p><p>BH3</p><p>PF5</p><p>SF4</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>forças, ou aceitam elétrons extras com maior ou menor facilidade (energia de ionização e a�nidade eletrônica),</p><p>isso ocorre mesmo eles estando ligados.</p><p>Linus Pauling (1901-1994) propôs um parâmetro calculado a partir de A�nidade Eletrônica (AE) e Energia de</p><p>Ionização (EI), capaz de prever a polarização da ligação, a eletronegatividade. Os valores de eletronegatividade</p><p>são conhecidos e tabelados, podendo ser consultados. A eletronegatividade dos átomos é uma propriedade</p><p>periódica, aumentando da direita para a esquerda na tabela periódica e diminuindo de cima para baixo.</p><p>Ligações como HF são altamente polarizadas, pois a eletronegatividade do F é a maior da tabela, 4,0, e H é 2,2.</p><p>Quando a diferença de eletronegatividade é muito grande, ocorre a transferência total do par de elétrons,</p><p>formando um composto iônico, como no caso do NaCl (valores de eletronegatividade Na = 0,9 e Cl = 3,2). Na</p><p>Figura 1.14, vemos a diferença entre os tipos de ligações, note que como o átomo apresenta apenas uma carga</p><p>parcial na ligação covalente polar e não total como na ligação iônica, o símbolo utilizado é</p><p>ou</p><p>para cargas parciais positivas ou negativas, respectivamente (KOTZ, 2014, p. 357).</p><p>Figura 1.14 | Exemplos de ligações covalentes e iônica. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Então, vimos que moléculas podem ser formadas por ligações covalentes e compostos iônicos por ligações</p><p>iônicas. Como ocorre a ligação nos metais? Os compostos metálicos são bons condutores elétricos e térmicos,</p><p>brilhosos e �exíveis. Características que não encaixam nem nas ligações covalentes nem nas ligações iônicas,</p><p>em sua totalidade. Realmente, entre átomos metálicos temos outro tipo de ligações, as ligações metálicas.</p><p>Para você começar a entender a ligação metálica, precisa lembrar que elementos pertencentes aos metais</p><p>possuem baixa energia de ionização, ou seja, eles perdem elétrons da camada de valência com facilidade. Agora,</p><p>vamos analisar o elemento lítio, ele possui apenas um elétron na camada de valência e para atingir a</p><p>estabilidade, precisa perder um elétron. Os elétrons da camada de valência do lítio têm liberdade de movimento,</p><p>devido a sua baixa energia de ionização. Neste contexto, se tivermos diversos átomos de lítio, sendo que os</p><p>elétrons estarão livres em torno dos átomos, formando um mar de elétrons.</p><p>A força da ligação metálica é maior em elementos que perdem mais elétrons com facilidade, como o alumínio</p><p>que forma o cátion</p><p>, pois há uma maior interação do cátion com os elétrons quando comparado com cátions de carga +1. Agora que</p><p>você sabe o que é uma ligação metálica, podemos analisar um pouco algumas propriedades destes compostos.</p><p>O fato dos elétrons estarem se movendo em torno dos cátions faz com que ao aplicarmos pressão não ocorra o</p><p>δ+</p><p>δ−</p><p>δ+</p><p>δ−</p><p>Al3+</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>mesmo efeito que em compostos iônicos, a repulsão. Com isso, os compostos metálicos são �exíveis e não</p><p>quebradiços.</p><p>O mar de elétrons explica também a boa condutividade elétrica, pois independente do movimento dos elétrons,</p><p>sempre haverá núcleos positivos em sua volta. Ao aquecermos um pedaço de metal, fornecemos energia para os</p><p>elétrons, que aumentam sua energia cinética. Uma vez que existe mobilidade, estes elétrons transferem a</p><p>energia a outros pontos, aquecendo todo o metal após algum tempo. Se analisarmos as propriedades periódicas</p><p>de energia de ionização, ao compararmos átomos mais da direita da tabela periódica com átomos do grupo 1 e</p><p>2, as propriedades metálicas vão modi�cando, ou seja, compostos metálicos do grupo 1 e 2 tendem a ser mais</p><p>maleáveis que compostos metálicos de cobre, por exemplo. Para unir propriedades de diferentes metais, ou</p><p>ainda modular propriedades de interesse, utiliza-se a formação de ligas metálicas. Estas ligas nada mais são que</p><p>uma mistura de dois ou mais metais, ou metais e não metais (sempre com a predominância de metais) em</p><p>estado líquido, com posterior resfriamento. Um exemplo de liga bastante utilizado é o ouro 18 quilates, em que</p><p>prata ou cobre são adicionados para deixar o ouro menos maleável, possibilitando sua aplicação na fabricação</p><p>de joias.</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender as características das ligações químicas, é importante realizar a</p><p>interpretação e a aplicação destes conteúdos, que são fundamentais na química e necessários quando se</p><p>realizam pesquisas visando obter novos produtos.</p><p>Deste modo, para escolher o melhor solvente em uma determinada aplicação química, precisamos inicialmente</p><p>avaliar a eletronegatividade dos átomos envolvidos em cada molécula e determinar se as ligações são iônicas ou</p><p>covalentes (Tabela 1.1).</p><p>Elemento Eletronegatividade (c)</p><p>Carbono (C) 2,5</p><p>Hidrogênio (H) 2,2</p><p>Alumínio (Al) 1,6</p><p>Enxofre (S) 2,6</p><p>Cloro (Cl) 3,2</p><p>Tabela 1.1 Eletronegatividade de elementos selecionados. Fonte: Kotz et al. (2014, p. 357).</p><p>Analisando os valores de eletronegatividade, você observa que das moléculas mencionadas, apenas o alumínio e</p><p>o cloro apresentam grande Dc, sendo este composto o único iônico da lista. O alumínio apresenta camada de</p><p>valência contendo</p><p>, já o cloro apresenta camada de valência</p><p>Al3+</p><p>3s23p1</p><p>3s23p5</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>. Como temos três átomos de cloro e um de alumínio, este perde três elétrons de sua camada de valência. Como</p><p>seu gestor informou, compostos iônicos são solúveis em água.</p><p>Os compostos</p><p>e</p><p>são moléculas contendo ligações covalentes. As diferenças entre as duas é que, a ligação C-Cl apresenta uma</p><p>maior polaridade que C-H. Fazendo a estrutura de Lewis e consultando a geometria das moléculas, temos as</p><p>estruturas descritas na Figura 1.15.</p><p>Com estes dados, observamos que devido ao eteno ser simétrico, ele é apolar. Já o clorometano é uma molécula</p><p>polar. Com isso, para solubilizar estas moléculas devemos usar cicloexano e etanol, respectivamente. Você já se</p><p>perguntou por que solventes polares dissolvem compostos polares?</p><p>Figura 1.15 Estruturas de Lewis e geometria molecular de eteno e clorometano. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e</p><p>Distribuidora S.A., 2017.</p><p>Com isso, você conseguiu avaliar as solventes e veri�car qual é a melhor opção para utilização em uma</p><p>aplicação especí�ca. Além dessa solução, você pode pensar em pontos extras e adicionais sobre o problema</p><p>apresentado. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber</p><p>mais sobre as ligações químicas, acesse a biblioteca virtual e faça a leitura do capítulo 3, Ligações</p><p>Químicas, do livro “Introdução à química geral”, disponível na Minha Biblioteca.</p><p>BETTELHEIM, Frederick A.; BROWN, William H.; CAMPBELL, Mary K.; FARRELL, Shawn O. Introdução à química</p><p>geral. São Paulo: Cengage Learning Brasil, 2016. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522126354/. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a ligação química, faça a leitura do texto: “Ligações</p><p>química: uma abordagem centrada no cotidiano”, disponível em:</p><p>http://www.quimica.seed.pr.gov.br/arquivos/File/AIQ_2011/ligacoes_ufrgs.pdf. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>3s23p1</p><p>3s23p5</p><p>H2C = CH2</p><p>CH3Cl</p><p>H2C = CH2</p><p>CH3Cl</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788522126354/</p><p>http://www.quimica.seed.pr.gov.br/arquivos/File/AIQ_2011/ligacoes_ufrgs.pdf</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre ligações iônicas e ligações covalentes, por meio da leitura do</p><p>artigo “Ligações iônica e covalente: relações entre as concepções dos estudantes e dos livros de ciências”,</p><p>disponível em: https://fep.if.usp.br/~pro�s/arquivos/vienpec/CR2/p676.pdf. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Referências</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto</p><p>Alegre: Bookman, 2009.</p><p>DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017</p><p>KOTZ, J. C. et al. Química geral e reações químicas. 2. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2014. v. 1.</p><p>MAIA, D. J.; BIANCHI, J. C. de A. Química geral e fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2007.</p><p>Aula 4</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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá conhecer as Leis Ponderais, que se referem a princípios que descrevem</p><p>as relações quantitativas entre as massas de reagentes e produtos em reações químicas. Entre elas temos a Lei</p><p>de Conservação das Massas e a Leis das Proporções Constantes. Esse conteúdo é importante pois elas são</p><p>fundamentais na química, possibilitando cálculos precisos em reações, essenciais para o controle industrial,</p><p>síntese de substâncias e compreensão detalhada das relações quantitativas. Esteja pronto para embarcar nesta</p><p>jornada de 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</p><p>substância, a qual damos o nome de reagente, é convertida em uma nova substância, chamada de produto. Para</p><p>que uma reação química ocorra é necessário que determinadas condições estejam estabelecidas, uma delas são</p><p>as quantidades de massa de cada reagente. Ao �m do século XVIII, Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis</p><p>https://fep.if.usp.br/~profis/arquivos/vienpec/CR2/p676.pdf</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Proust concluíram, com base em estudos experimentais, que as reações químicas seguem as chamadas Leis</p><p>Ponderais e relacionam as massas dos reagentes e produtos participantes de uma reação química.</p><p>Pensando nesse fato, você já se deu conta de que itens básicos do seu cotidiano como, por exemplo, o seu</p><p>celular, tablet, computador, fogão, geladeira, entre outros, somente existem porque reações químicas ocorreram</p><p>para dar origem aos seus componentes e assim fabricar suas peças? Você já imaginou que existem proporções</p><p>de massa relacionadas a essas reações?</p><p>Desse modo, vamos iniciar nossos estudos e conhecer as Leis Ponderais e suas aplicações, bem como as suas</p><p>utilidades na produção de algumas substâncias bem conhecidas do nosso dia a dia, inclusive nos vidros que</p><p>protegem e enfeitam os nossos lares e guardam nossos perfumes favoritos.</p><p>Para isso, vamos calcular a quantidade necessária de reagentes para produzir 500g de soda cáustica (NaOH) a</p><p>partir dos princípios envolvidos na Lei de Conservação das Massas e avaliar a proporção entre os reagentes da</p><p>reação química por meio da Lei das Proporções Constantes. Bons estudos!</p><p>Vamos Começar!</p><p>A Química tem como um de seus objetos de estudo as reações químicas. Segundo Zumdahl e DeCoste (2015),</p><p>as reações químicas são na verdade rearranjos de agrupamentos de átomos que podem ser descritos por</p><p>equações. Nas reações químicas, substâncias são consumidas e outras são formadas. As substâncias que são</p><p>consumidas durante a reação química são chamadas de reagentes e as substâncias que se formam são</p><p>chamadas de produtos.</p><p>As reações químicas foram bastante observadas ao longo do tempo e, no século XVIII, houve um grande avanço</p><p>da Química como uma ciência bem fundamentada e os cientistas passaram a adotar o método cientí�co em</p><p>seus trabalhos. Por meio de estudos meticulosos e experiências cuidadosas, foram introduzidas leis importantes</p><p>que conseguiram explicar como as reações químicas ocorriam e como as substâncias se comportavam com</p><p>uma regularidade de modo geral. Entre essas leis estavam as Leis Ponderais, que eram aquelas que</p><p>relacionavam as massas das substâncias participantes de uma reação química. Foram criadas três Leis</p><p>Ponderais ao longo da história, sendo a Lei de Lavoisier, Lei de Proust e Lei de Dalton. Posteriormente foram</p><p>criadas também as Leis Volumétricas de Gay-Lussac, que são utilizadas somente para substâncias em estado</p><p>gasoso. Dentre as Leis Ponderais, existem duas mais importantes, que são: Lei de Lavoisier ou Lei da</p><p>Conservação das Massas e Lei de Proust ou Lei das Proporções Constantes. Essas leis foram criadas,</p><p>respectivamente, por Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) e por Joseph Louis Proust (1754-1826).</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</p><p>e diz que “em uma reação química feita em recipiente fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à</p><p>soma das massas dos produtos”.</p><p>A lei foi fundamentada após realizado um experimento que envolvia a calcinação do mercúrio metálico em um</p><p>recipiente fechado, chamado retorta, que teve uma de suas extremidades introduzida em uma redoma contendo</p><p>ar e mercúrio e colocada sobre uma cuba de vidro com mercúrio. Ao �m da reação houve a produção de óxido de</p><p>mercúrio II, pois o mercúrio reagiu com o oxigênio presente no ar formando o óxido de mercúrio II. Foi observado</p><p>que a quantidade de mercúrio presente na redoma havia aumentado, ocupando o espaço do ar e</p><p>consequentemente o volume inicial 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</p><p>que a massa produzida pelo metal foi compensada pela massa consumida pelo ar; o que signi�cava que o</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>oxigênio do ar havia reagido com o metal ou se combinado com ele. Assim, Lavoisier concluiu que em uma</p><p>transformação química, pesando-se as massas dos reagentes e as massas das substâncias produzidas depois</p><p>da transformação (produtos), veri�ca-se que a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos</p><p>produtos, conforme a Equação a 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</p><p>criada, não pode ser destruída, apenas transformada. Nas reações químicas não apenas a massa das</p><p>substâncias envolvidas se conserva, mas a massa dos elementos contidos nas substâncias também permanece</p><p>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</p><p>industrial. O uso das balanças nos laboratórios, já praticado anteriormente, tornou-se fundamental.</p><p>A seguir estão relacionados alguns exemplos da aplicação da Lei de</p><p>Lavoisier</p><p>Bloco 1</p><p>Carbono + Oxigênio</p><p>1º ensaio 3g + 8g</p><p>2º ensaio 12g + 32g</p><p>Bloco 2</p><p>à Gás carbônico</p><p>= 11g</p><p>= 44g</p><p>Siga em Frente...</p><p>Lei das Proporções Constantes</p><p>Em 1797, Joseph Louis Proust estabeleceu a Lei das Proporções Constantes, que foi enunciada como: “a</p><p>proporção em massa das substâncias que reagem e que são produzidas numa reação é �xa, constante e</p><p>invariável”. Foi veri�cado por Proust que as massas dos reagentes e produtos envolvidos em uma reação</p><p>química seguem uma proporção constante. Esta proporção é uma característica própria de cada reação e não é</p><p>dependente da quantidade das substâncias que são colocadas para reagir.</p><p>Por exemplo, seja C uma substância que se originou de uma reação tendo A e B como reagentes. Proust</p><p>veri�cou que para a formação de C, a substância A sempre reage com a substância B em uma proporção</p><p>constante e de�nida. Observou, também, que não importa a quantidade de massa dos elementos usada, a</p><p>proporção sempre será a mesma e constatou que a lei se aplicava para qualquer reação química, conforme</p><p>representado a seguir, sendo</p><p>∑reagentesmi =   ∑produtosm1</p><p>ma</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>,</p><p>e</p><p>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, conforme Equação a seguir:</p><p>Portanto, para a reação ocorrida entre o hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores podem ser</p><p>obtidos:</p><p>Bloco 1</p><p>Hidrogênio + Oxigênio</p><p>1º ensaio 10g + 80g</p><p>2º ensaio 2g + 16g</p><p>3º ensaio 1g + 8g</p><p>4º ensaio 0,4g + 3,2g</p><p>Bloco 2</p><p>à C</p><p>= 90g</p><p>= 18g</p><p>= 9g</p><p>= 3,6g</p><p>mb</p><p>mc</p><p>ma</p><p>mb</p><p>mc</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>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Observa-se que para cada reação química, o somatório das massas dos produtos é igual ao somatório das</p><p>massas dos reagentes, o que segue a Lei de Lavoisier, e as massas dos reagentes e dos produtos presentes nas</p><p>reações não são iguais, mas as relações de massa são. Conforme o exemplo a seguir, em que as relações de</p><p>massa de oxigênio/massa de hidrogênio, massa de água/massa de hidrogênio e massa de água/massa de</p><p>oxigênio são sempre constantes.</p><p>Bloco 1</p><p>+</p><p>1º ensaio +</p><p>2º ensaio +</p><p>3º ensaio +</p><p>4º ensaio +</p><p>Bloco 2</p><p>à</p><p>=</p><p>=</p><p>=</p><p>=</p><p>Entre</p><p>,</p><p>,</p><p>são sempre constantes.</p><p>Vale ressaltar que John Dalton desenvolveu a teoria sobre a estrutura atômica com base nas Leis de Lavoisier e</p><p>Proust, que foram muito importantes para estudos posteriores. Os conceitos das Leis Ponderais auxiliam a</p><p>prever as massas necessárias de reagentes e produtos em uma reação química, através de um cálculo,</p><p>conhecido como cálculo estequiométrico.</p><p>Exempli�cando</p><p>A produção do dióxido de carbono utiliza carbono e oxigênio como reagentes. Foram realizados três ensaios</p><p>com essa reação e observou-se que a proporção entre o oxigênio e o carbono sempre será 2,66 conforme a Lei</p><p>Ponderal de Proust. Foi observado também que essa reação obedece à Lei de Lavoisier, ou seja, a massa no</p><p>moxigênio/mhidrogênio mágua/mhidrogênio</p><p>80/10 = 8g 90/10 = 9g</p><p>16/2 = 8g 18/2 = 9g</p><p>8/1 = 8g 9/1 = 9g</p><p>3,2/0,4 = 8g 3,6/0,4 = 9g</p><p>mágua/moxigênio</p><p>90/80 = 1,125g</p><p>18/16 = 1,125g</p><p>8/9 = 1,125g</p><p>3,6/3,2 = 1,125g</p><p>moxigênio/mhidrogênio</p><p>mágua/mhidrogênio</p><p>mágua/moxigênio</p><p>moxigênio/mhidrogênio</p><p>mágua/mhidrogênio</p><p>mágua/moxigênio</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>sistema permanece constante. Com base nessas leis, avalie os respectivos valores das massas (em gramas)</p><p>que substituiriam corretamente as letras A, B e C.</p><p>Nesses experimentos:</p><p>Bloco 1</p><p>C +</p><p>1º ensaio A   8g</p><p>2º ensaio 6g   B</p><p>3º ensaio 9g   24g</p><p>Bloco 2</p><p>à</p><p>11g</p><p>22g</p><p>Cg</p><p>Assim temos:</p><p>Bloco 1</p><p>+</p><p>1º ensaio 3g   8g</p><p>2º ensaio 6g   16g</p><p>3º ensaio 9g   24g</p><p>Bloco 2</p><p>à Proporção</p><p>11g</p><p>22g</p><p>33g</p><p>Vamos Exercitar?</p><p>Estudante, após conhecer e compreender dos processos que envolvem as massas de uma determinada reação</p><p>química e a aplicação da Lei de Conservação das Massas e a Lei das Proporções Constantes, você precisa</p><p>calcular a quantidade necessário de reagentes para produzir 500g de soda cáustica (NaOH) e avaliar a proporção</p><p>entre os reagentes da reação química.</p><p>Desse modo, é preciso proceder os cálculos para determinar as quantidades envolvidas no processo.</p><p>Bloco 1</p><p>O2</p><p>CO2</p><p>mC mO2</p><p>mCO2</p><p>3</p><p>8 = 2,66</p><p>16</p><p>6 = 2,66</p><p>24</p><p>9 = 2,66</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>+</p><p>1º passo 106g + 74g</p><p>2º passo 180g</p><p>3º passo 662,5g + 462,5g</p><p>Bloco 2</p><p>à +</p><p>= 80g + 100g</p><p>180g</p><p>= 500g + 625g</p><p>Bloco 3</p><p>Proporção</p><p>0,70</p><p>0,70</p><p>Desse modo, para produzir 500g de soda cáustica, é necessário 662,5g de carbonato de sódio, mas 462,5g de</p><p>hidróxido de cálcio.</p><p>Com isso, você conseguiu aplicar os conceitos da Lei de Conservação das Massas para solucionar um problema</p><p>do cotidiano relacionado a produção de uma quantidade de�nida de produto a partir de seus reagentes,</p><p>considerando a massa de produto a ser obtido. Além dessa solução, você pode pensar em pontos extras e</p><p>adicionais sobre o problema apresentado. Continue estudando!</p><p>Saiba mais</p><p>Para saber mais sobre as leis ponderais e sobre as relações de massas envolvidas em reações químicas, acesse</p><p>a biblioteca virtual e faça a leitura do capítulo 3, Relações de massas nas reações químicas, do livro “Química”,</p><p>disponível na Minha Biblioteca.</p><p>CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. Porto Alegre: Grupo A, 2013. Disponível em:</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Para compreender e aprofundar seus conhecimentos sobre a lei de conservação das massas, faça a leitura do</p><p>artigo: “Lei da conservação das massas: experimentação e contextualização”, disponível em:</p><p>https://pdf.blucher.com.br/chemistryproceedings/5erq4enq/eq26.pdf. Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Por �m, aprofunde seus conhecimentos sobre a Lei de Proust, por meio da leitura do texto “Lei de Proust”,</p><p>disponível em: https://acervodigital.unesp.br/bitstream/123456789/41532/7/2ed_qui_m4d8_tm01_box4.pdf.</p><p>Acesso em: 25 jan. 2024.</p><p>Referências</p><p>Na2CO3 O2</p><p>CO2 CaCO3</p><p>https://integrada.minhabiblioteca.com.br/#/books/9788580552560/</p><p>https://pdf.blucher.com.br/chemistryproceedings/5erq4enq/eq26.pdf</p><p>https://acervodigital.unesp.br/bitstream/123456789/41532/7/2ed_qui_m4d8_tm01_box4.pdf</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto</p><p>Alegre: Bookman, 2009.</p><p>ZUMDAHL, Steven S.; DECOSTE, Donald J. Introdução à química: fundamentos. 8. ed. São Paulo: Cengage</p><p>Learning, 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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Dica para você</p><p>Aproveite o acesso para baixar os slides do vídeo, isso pode deixar sua aprendizagem ainda</p><p>mais completa.</p><p>Olá, estudante! Nesta videoaula você irá rever os conceitos sobre átomos e modelos atômicos, distribuição</p><p>eletrônica, tabela periódica, propriedades periódicas, ligação química primária e leis ponderais. Esse conteúdo é</p><p>importante para a sua prática pro�ssional, pois esses fundamentos orientam decisões em setores como</p><p>química, engenharia e saúde, impactando inovações, processos industriais e descobertas cientí�cas. Esteja</p><p>pronto para embarcar nesta jornada de aprendizado! Vamos lá!</p><p>Ponto de Chegada</p><p>Olá, estudante! Para desenvolver a competência desta Unidade, que é conhecer e compreender os princípios e</p><p>fundamentos da química geral importantes para o desenvolvimento dos demais ramos da Química, você deverá</p><p>primeiramente conhecer a área de estudo da química, que estuda a matéria e suas transformações. Desse modo,</p><p>você precisa compreender como o modelo atual do átomo foi desenvolvido, quem foram os cientistas que</p><p>desenharam o modelo atual e quais as implicações desse modelo no desenvolvimento da ciência, assim como</p><p>suas aplicações. Dentro desse estudo você compreende as características dos números quânticos, que</p><p>funcionam como</p><p>um enderenço de um elétron na eletrosfera de um átomo, assim como realiza a distribuição</p><p>eletrônica, fundamental para compreender os princípios relacionados as ligações químicas. Na sequência, você</p><p>conhece e compreende a tabela periódica, iniciando seu estudo na evolução da estruturação da tabela até o</p><p>modelo atual, compreendendo as características de organização dos elementos químicos e sua classi�cação,</p><p>além de estudar as propriedades periódicas, que são possíveis de serem previstas apenas pela posição do</p><p>elemento na tabela. Na continuação, você começa o estudo das ligações químicas, veri�cando as condições</p><p>iniciais para que se estabeleçam as ligações químicas e as condições para que um determinado tipo de ligação</p><p>se estabeleça. Nesse sentido, temos o estudo da ligação iônica, ligação covalente que origina as moléculas,</p><p>como as moléculas possuem uma quantidade de estruturas possíveis, temos o estudo das estruturas</p><p>moleculares e como é feita a representação delas por meio da Estrutura de Lewis e a ligação metálica. Por �m,</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>temos o estudo das leis ponderais. Quando temos uma reação química, precisamos determinar quais são os</p><p>reagentes e produtos dela, assim como as relações de massa existentes entre reagentes e produtos. Desse</p><p>modo, temos que a Lei de Conservação das massas relaciona a quantidade de matéria após uma transformação</p><p>química e a Lei de Proust relaciona a uma proporção de�nida entre os reagentes e produtos que são formados</p><p>por uma reação.</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</p><p>aplicativo. Você pode baixar os vídeos direto no aplicativo para assistir mesmo sem conexão à</p><p>internet.</p><p>Imagine que você é um trainee em uma empresa que fabrica células fotovoltaicas. Sua atribuição é acompanhar</p><p>o processo de construção dessas células, desde a preparação das placas até a montagem �nal. Em suas</p><p>primeiras semanas, um lote de células fotovoltaicas apresentou problema e foi devolvido. Seu gestor pediu que</p><p>você investigasse qual o problema, veri�cando se as células tinham como serem reaproveitadas. As células</p><p>fotovoltaicas são constituídas de materiais com características de semicondutores, como os que são utilizados</p><p>em componentes eletrônicos. Os principais semicondutores produzidos pela sua empresa são silício com</p><p>fósforo (P) e silício com boro (B). Você quer mostrar um bom desempenho ao seu gestor, sendo assim, nada</p><p>melhor que entender a química envolvida neste processo.</p><p>Deste modo, você precisará solucionar alguns problemas.</p><p>Um exemplo de células fotovoltaicas produzidas na empresa são as compostas por diodos, que consistem</p><p>em duas placas, uma contendo elétrons livres e outra com espaço para receber elétrons, colocadas em</p><p>contato. Porém, é preciso uma etapa extra para gerar a corrente elétrica, a luz solar. Como transformamos</p><p>energia solar em corrente elétrica? Entendendo a estrutura atômica, você será capaz de entender a primeira</p><p>parte deste processo. Seu segundo passo é estudar os elementos presentes nas células, fazendo sua</p><p>distribuição eletrônica, sendo que dois dos principais produtos são os semicondutores Si-P e Si-B.</p><p>Para aprender o processo de geração de corrente elétrica a partir da energia solar. Você começou a estudar</p><p>os elementos Si, P e B. Você se perguntou por que o silício precisa ser dopado? O silício é um material</p><p>classi�cado como semicondutor, por isso a passagem de elétrons por ele é facilitada com sistemas como</p><p>o explicado para a célula fotovoltaicas. Para construir o material semicondutor, é necessário conhecer as</p><p>propriedades dos átomos envolvidos no processo. Deste modo, como a reatividade está relacionada com a</p><p>camada de valência e com propriedades como a energia de ionização e a a�nidade eletrônica. Para</p><p>continuar seus estudos sobre a célula fotovoltaica dos materiais envolvidos no processo, você deve</p><p>comparar algumas propriedades dos átomos e conhecer suas camadas de valência dos átomos.</p><p>Até o momento você entendeu o funcionamento básico de uma célula e compreendeu que a luz solar é</p><p>responsável por gerar corrente elétrica no processo de excitação de elétrons e que não são os átomos de B</p><p>e P elementares que dão as características necessárias para a célula fotovoltaica, devido a suas energias</p><p>de ionização e a�nidades eletrônicas. Então, você precisa pensar em termos de ligações químicas. O que</p><p>são ligações químicas? Como �ca o silício e os átomos de fósforo e de boro? Eles estão conectados? Você</p><p>precisa entender estes materiais e, en�m, compreender os fundamentos químicos envolvidos no</p><p>funcionamento desta forma limpa de geração de energia, podendo, assim, analisar o lote problemático e</p><p>propor uma solução.</p><p>Disciplina</p><p>QUÍMICA GERAL</p><p>Como podemos utilizar a estrutura atômica, números quânticos e distribuição eletrônica para realizar uma</p><p>pesquisa de desenvolvimento de novos produtos?</p><p>Como a tabela periódica e as propriedades periódicas auxiliam na compreensão das ligações que se</p><p>estabelecem entre os átomos para formar as substâncias químicas?</p><p>Em um sistema fechado, como se relaciona a massa dos reagentes e produtos? Como que podemos empregar</p><p>essas informações para maximizar o rendimento das reações químicas e evitar os desperdícios?</p><p>Como trainee de uma empresa que fabrica células fotovoltaicas, você precisa identi�car o problema de um lote</p><p>defeituoso. A célula fotovoltaica produzida na empresa que você trabalha consiste em dispositivo composto por</p><p>duas camadas, uma contendo um semicondutor dopado com fósforo e outra dopada com boro. Para gerar</p><p>energia elétrica, é preciso a luz do sol. O sol é uma fonte de fótons, que faz com que elétrons do silício sejam</p><p>promovidos para níveis mais externos até serem ejetados, como no efeito fotoelétrico.</p><p>Neste caso da célula fotovoltaica, os elétrons do silício da camada negativa (N) são excitados e ao serem</p><p>ejetados colidem com os elétrons já existentes na camada. Isso resulta em um �uxo de elétrons.</p><p>Você deve fazer a distribuição eletrônica dos elementos silício ( ), fósforo ( ) e boro ( ). O boro possui</p><p>número atômico 5, portanto, possui 5 prótons e 5 elétrons em estado fundamental. Seguindo o diagrama de</p><p>distribuição eletrônica temos B     , Si     e P   . Você</p><p>precisará destas distribuições para seguir sua análise do material.</p><p>Para encontrar o problema no lote de células defeituosas, você começou a investigar o funcionamento de células</p><p>fotovoltaicas, estudando os elementos Si, P e B. Ao olhar o silício na tabela periódica, observamos que ele é um</p><p>elemento do 30 período e do grupo 14. Portanto, ele possui três camadas de elétrons e sua camada de valência</p><p>tem quatro elétrons, com os orbitais 3p vazios. A camada de valência é a mais externa, portanto,  .</p><p>Sabendo que os orbitais p comportam seis elétrons, ainda faltam quatro para completar esta camada de</p><p>valência.</p><p>O boro está no 2o período da tabela periódica, possuindo então duas camadas. Estando no grupo 13, possui três</p><p>elétrons na camada de valência,  . Para completar a camada de valência faltam cinco elétrons. O fósforo</p><p>está no 3o período da tabela periódica, possuindo então três camadas. Estando no grupo 15, possui cinco</p><p>elétrons na camada de valência,  , faltando três elétrons para completar os orbitais p.</p><p>Quando você consulta as tabelas dos livros didático, observa que os valores de a�nidade eletrônica são de</p><p>,    e  , respectivamente, para boro, fósforo e silício. Embora o boro</p><p>possua menos camadas (elétron adicionado mais próximo ao núcleo), silício e fósforo possuem maior número</p><p>atômico, exercendo maior atração do núcleo com o elétron adicionado. Você deve achar que este critério está</p><p>errado ao analisarmos fósforo e silício, mas pela camada de valência, observe que ao adicionarmos um elétron</p><p>no fósforo, ele deve ocupar um orbital p que já contém um elétron. Enquanto, no silício, um elétron será</p><p>adicionado a um orbital p vazio.</p><p>Com relação à energia de ionização, temos para o boro  ; para o silício    e para o</p><p>fósforo  . Podemos analisar que boro</p>