FOR+çAS INTERMOLECULARES

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Apostila 2
Química
2007
Professora Izilda Maria Monte Mascaro
Forças Intermoleculares
Forças intermoleculares são as que resultam da interação entre moléculas, no estado líquido e no estado sólido. São essas forças que mantêm as moléculas unidas num líquido e num sólido.
As forças que existem entre as moléculas - forças intermoleculares - não são tão fortes como as ligações iônicas ou covalentes, mas são muito importantes; sobretudo quando se deseja explicar as propriedades macroscópicas da substância. E são estas forças as responsáveis pela existência de 3 estados físicos. Sem elas, só existiriam gases.
Tabela 8 –Comparação da intensidade das forças intermoleculares e ligações químicas
	ligação
	força
	magnitude 
(kJ/mol)
	química
	covalente
iônica
	100-1000
100-1000
	intermolecular
	dipolo-dipolo
dispersão 
pontes de H
	0,1-10
0,1-2
10-40
Quanto maior for a intensidade das forças intermoleculares, maior será a energia necessária para provocar mudança de estado físico e, conseqüentemente, maiores serão os pontos de fusão e de ebulição dos compostos moleculares.�
As forças intermoleculares são genericamente denominadas forças de van der Waals �. As atrações existem tanto em substâncias formadas por moléculas polares como por moléculas apolares, mas nessas últimas a explicação foi dada por Fritz London apenas em 1930.
As forças intermoleculares têm origem eletrônica: surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleos atômicos. São fracas, se comparadas às ligações covalentes ou iônicas (veja Tabela 8), mas fortes o suficiente para sustentar uma lagartixa no teto da sala�.
As forças atrativas intermoleculares, ou seja, as ligações intermoleculares, podem ser classificadas em:
Interação dipolo permanente – dipolo permanente (ou dipolo – dipolo)
Interação dipolo induzido – dipolo – induzido ou forças de dispersão de London
Pontes de hidrogênio
 Forças dipolo permanente – dipolo permanente ou dipolo – dipolo
As moléculas de alguns materiais, embora eletricamente neutras, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorção na distribuição da carga elétrica, um lado da molécula é ligeiramente mais "positivo" e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas se alinharem, e interagirem umas com as outras, por atração eletrostática entre os dipolos opostos.
Esse tipo de força intermolecular é característico de moléculas polares. É o que acontece, por exemplo, no HCl sólido. Essa interação é a mesma que ocorre entre os íons Na+ e Cl- no retículo do NaCl (ligação iônica), porém com menor intensidade. Alguns exemplos de substâncias polares em que suas moléculas interagem por dipolo – dipolo: HCl , HBr , H2S , CO , CHCl3 , SO2.
Figura 5 – Interações do tipo dipolo-dipolo entre duas moléculas polares: metanol (CH3OH) e clorofórmio (CHCl3).
Forças dipolo induzido – dipolo induzido
Essas forças ocorrem em todos os tipos de moléculas, mas são as únicas que acontecem entre moléculas apolares.
Mesmo em moléculas que não possuem momento de dipolo permanente (por exemplo, no gás nobre neônio ou no líquido orgânico benzeno) existe uma força de atração (do contrário nem o benzeno ou neônio poderiam ser liquefeitos). A natureza destas forças foi primeiramente reconhecida pelo físico polonês Fritz London, que as relacionou com o movimento eletrônico nas moléculas. London sugeriu que, em um determinado instante, o centro de carga negativa dos elétrons e de carga positiva do núcleo atômico poderia não coincidir. Esta flutuação eletrônica poderia transformar as moléculas apolares, tal como o benzeno, em dipolos tempo-dependentes, mesmo que, após um certo intervalo de tempo, a polarização média seja zero. Estes dipolos instantâneos não podem orientar-se para um alinhamento de suas moléculas, mas eles podem induzir a polarização das moléculas adjacentes, resultando em forças atrativas. Estas forças são conhecidas como forças de dispersão (ou forças de London), e estão presentes em todas as moléculas apolares e, algumas vezes, mesmo entre moléculas polares.
Figura 6 – Forças de dispersão entre duas moléculas apolares, octano (C8H18) e hexano (C6H14)
Considerando uma molécula apolar isolada (estado gasoso), percebe-se que ela não apresenta pólos, mas, em uma substância formada por esse tipo de moléculas no estado sólido ou líquido, devido à sua maior proximidade, ocorrerá uma deformação momentânea nas nuvens eletrônicas, originando pólos negativo e positivo. Alguns exemplos de substâncias formadas por moléculas apolares que interagem por forças intermoleculares dipolo induzido – dipolo induzido: H2, O2 , F2, Cl2, CH4 , CO2.
Pontes de Hidrogênio
Algumas moléculas, entretanto, exibem um tipo especial de interação dipolo-dipolo. É o caso da água: olhe atentamente para a Figura 7, abaixo. A temperatura de ebulição do hidreto de oxigênio (água) é muito diferente de todos os outros hidretos dos elementos da família do oxigênio. Exceto a água, todos parecem seguir uma regra de que quanto menor a massa molecular, menor é a temperatura de ebulição. Por esta regra (que parece ser obedecida na família do carbono), a água deveria ser, à temperatura ambiente, um gás, com uma temperatura de ebulição bem abaixo de 0 oC. Todos sabemos que, na verdade, a água é um líquido com ponto de ebulição de +100 oC!
Figura 7 – Pontos de ebulição dos hidretos do grupo 4A (abaixo) e 6A (acima) em função da massa molar.
A água, portanto, deve possuir um tipo de interação diferenciado. O que acontece é que os hidrogênios ligados ao oxigênio é que formam o lado "positivo" do dipolo permanente desta molécula. O átomo de hidrogênio é formado por apenas um próton e um elétron. Como o elétron é fortemente atraído pelo oxigênio, na água, este próton encontra-se desprotegido.
Figura 8 – Ponte de hidrogênio entre moléculas de água
 A água possui, então, um dipolo bastante forte, com uma das cargas (positiva) bastante localizada. Este próton pode interagir com as regiões negativas (o oxigênio) de outras moléculas de água, resultando em uma forte rede de ligações intermoleculares. Esta interação é chamada de ligação hidrogênio, e ocorre entre átomos de hidrogênio ligados a elementos como o oxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos de O, N ou F de outras moléculas. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares (veja Tabela 8).
 
Figura 9 – Ponte de hidrogênio entre o hidrogênio do metanol e o oxigênio da água.
Tensão Superficial
Como conseqüência das fortes interações intermoleculares, a água apresenta algumas propriedades especiais. Alguns insetos, por exemplo, podem andar sobre ela.
Figura 10 – A tensão superficial permite que alguns insetos “caminhem” na água.
 Uma lâmina de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na água. Isto se deve à tensão superficial� da água: uma propriedade que faz com o líquido se comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície. Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido.
A razão é que as moléculas de água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar, na interface. As moléculas que estão no interior da gota, por exemplo, interagem com outras moléculas em todas as direções; as moléculas da superfície, por outro lado, interagem somente com moléculas que estão nas suas laterais ou logo abaixo. Este desbalanço de forças intermoleculares faz com que estas moléculas, da superfície, sejam atraídas para o interior do líquido. Para se remover estas moléculas da superfície é necessária uma certa quantidade mínima de energia - a tensão superficial. Para a água, isto corresponde a 7,28.10-2 J/m2, a 20oC, que significa que se deve fornecer uma energia de 7,28.10-2 J para aumentar a área superficialde determinada quantidade de água em 1 m2.
Figura 11 - A forma esférica das gotas de água em uma superfície encerada surge do efeito da tensão superficial. As gotas estão ligeiramente achatadas pelo efeito da gravidade da Terra.
 A Tabela 9 apresenta as tensões superficiais de diversos líquidos.
Tabela 9: Tensão superficial para líquidos em contato com o ar
	Substância
	Temperatura/ °C
	Tensão superficial (10- 2 N/m2)
	Azeite
	20
	3,20
	Glicerina
	20
	6,31
	Água
	60
	6,62
	Água
	20
	7,28
	Água
	0
	7,56
	Mercúrio
	20
	46,50
Por que o gelo bóia na água?
Uma das mais notáveis conseqüências das pontes de hidrogênio é encontrada quando as densidades do gelo e da água são comparadas. Em muitas substâncias as moléculas do sólido são mais densamente empacotadas do que no líquido. Assim, a fase sólida é mais densa que a fase líquida. Contrariamente, a densidade do gelo a 0 ºC (0,917 g/mL) é menor que a da água líquida (1,00 g/mL), de forma que o gelo flutua na água.
A densidade mais baixa do gelo comparada com a da água pode ser entendida em termos das interações pontes de hidrogênio entre as moléculas de água. No estado líquido, cada molécula de água sofre variações contínuas de interações com seus vizinhos. A ligação de hidrogênio é a componente principal dessas interações. As moléculas estão tão próximas quanto possível, mesmo que seus movimentos térmicos mantenham-nas em constante movimento. Entretanto, quando a água congela, as moléculas assumem um arranjo aberto e ordenado, esse arranjo otimiza as pontes de hidrogênio entre as moléculas, mas cria uma estrutura menos densa para o gelo se comparada à da água. Uma determinada massa de gelo ocupa maior volume que a mesma massa de água líquida.
Imaginemos como seria se o gelo fosse mais denso do que a água líquida. A água, nas represas e nos lagos, ao se congelar, afundaria, fazendo com que mais água líquida entrasse em contato com ar frio, o que provocaria também o seu congelamento. Em regiões onde, no inverno, a temperatura cai muito abaixo de zero graus Celsius, toda a massa de água do lago se solidificaria, matando todos os peixes e outros organismos que vivem na água.
Forças Coesivas e Forças Adesivas
Forças coesivas são s forças intermoleculares que unem moléculas similares, como as pontes de hidrogênio na água.
Forças adesivas são as forças intermoleculares que unem uma sua substância à superfície.
A água colocada em um tubo de vidro adere ao vidro porque as forças adesivas entre a água e o vidro são ainda maiores que as forças coesivas entre as moléculas de água. O menisco da água tem, portanto, formato em U (Figura 12). Entretanto, para o mercúrio, o menisco é curvado para baixo onde o mercúrio entra em contato com o vidro (Figura 12). Nesse caso, as forças coesivas são muito maiores que as forças adesivas entre os átomos de mercúrio e o vidro. 
Figura 12 - Quando as forças adesivas entre um líquido e um vidro são mais fortes que as forças coesivas dentro do líquido, este forma o menisco mostrado aqui para a água (esquerda). Quando as forças coesivas são mais fortes que as adesivas (como são para o mercúrio em vidro), as bordas da superfície curvam-se para dentro (direita).
Capilaridade
Quando um tubo de vidro de diâmetro pequeno, ou capilar, é colocado na água, a água sobe no tubo. A subida de líquido em tubos muito estreitos é chamada ação capilar. As forças adesivas entre o líquido e as paredes do tubo tendem a aumentar a área superficial do líquido. A tensão superficial do líquido tende a reduzir a área, em conseqüência atraindo o líquido para cima no tubo. O líquido sobe até que as forças adesivas e coesivas sejam equilibradas pela força da gravidade no líquido. A ação capilar ajuda a água e os nutrientes dissolvidos a se moverem para cima nas plantas.
A umidade que sobe pelas paredes de casas que o baldrame não foi devidamente impermeabilizado se deve à ação capilar dos poros dos tijolos, argamassa e concreto.
Forças intermoleculares e os pontos de ebulição
As forças intermoleculares são também responsáveis pelas diferenças nas temperaturas de ebulição de vários isômeros constitucionais orgânicos, isto é, moléculas orgânicas que possuem a mesma fórmula molecular (e, por conseqüência, a mesma massa molar), mas tem pontos de ebulição normal diferentes. O ponto de ebulição de um líquido é definido como sendo a temperatura na qual a pressão de vapor exercida pelo líquido se iguala à pressão externa. A água, ao nível do mar, tem uma pressão de vapor igual a 1,00 atm somente a 100 oC. É lógico se assumir que quanto mais forte for a atração entre as moléculas, isto é, quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, maior também será a temperatura necessária para a ebulição do líquido. Observe, como exemplo, os dois isômeros para a fórmula C5H12, o n-pentano e o neo-pentano (dimetil-propano), ilustrados na figura ao lado. Ambas as moléculas não possuem dipolo permanente - são apolares. Então, ambas interagem, entre si, via forças de dispersão (London). Mas o que faz com que o n-pentano tenha uma temperatura de ebulição bem maior do que o neo-pentano? Observe que, à temperatura ambiente, o n-pentano é um líquido, enquanto que o outro isômero é um gás! 
Este caso ilustra uma propriedade das interações intermoleculares: quanto maior for a área de contato entre as moléculas, maior é a interação. No caso no neo-pentano, a interação é dificultada devido ao impedimento espacial provocado pelos grupos -CH3. A polarização induzida ocorre mais intensamente no caso da cadeia linear.
Uma outra propriedade pode ser observada se acompanharmos a temperatura de ebulição dos compostos ao lado. O éter dimetílico (CH3 – O – CH3) , embora possua a maior massa molar, é o que tem a menor Te (é um gás, à temperatura ambiente). Tanto o metanol (CH3 – OH) como a água são líquidos, embora tenham massas molares menores. A água, a molécula mais leve da série, tem a maior temperatura de ebulição. Isto porque a água e o metanol interagem via pontes de hidrogênio - a mais forte das interações intermoleculares, enquanto que o éter interage via dipolo-dipolo - não possui hidrogênios ligados ao oxigênio. A água possui dois hidrogênios ligados ao oxigênio - o que explica a sua maior temperatura de ebulição, em relação ao metanol, que possui apenas um. 
Como vemos, a substituição dos hidrogênios da água por grupos -CH3 leva a compostos com menor temperatura de ebulição.
Resumo dos fatores que influem nos pontos de ebulição (e de fusão)
Tipo de força intermolecular: Quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maiores os seus PF e PE.
Tamanho das moléculas: Quanto maior for o tamanho de uma molécula, maior será a sua superfície, o que propicia um maior número de interações com outras moléculas vizinhas, acarretando PF e PE maiores. Para compostos de massas moleculares próximas, a ramificação abaixa o PE.
Para comparar os pontos de fusão e ebulição de diferentes substâncias, devemos considerar esses dois fatores da seguinte maneira:
Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais:
Quanto maior a intensidade da interação, maiores os seus PF e PE.
Ordem crescente de intensidade de interação:
Dipolo induzido-dipolo induzido < dipolo-dipolo < pontes de H
Em moléculas com o mesmo tipo de interação:
Quanto maior o tamanho da molécula, maiores os seus PF e PE.
Exercícios
Comparando as substâncias de fórmulas HF e NaF, é possível prever qual apresenta maior ponto de fusão. Diga qual é a substância e explique como chegou a essa conclusão.
Considere as substâncias O2, HCl, H2O, NH3, CO, CHCl3 no estado sólido ou líquido. Indique o tipo de força intermolecular predominante em cada uma delas.
Em uma tabela de propriedades físicas dos compostos orgânicos, foram encontrados os dados abaixo para compostos de cadeia linear. Estes compostos são etanol, heptano, hexano e 1-propanol, não necessariamente nesta ordem.
	
Composto
	
Ponto de Ebulição(°C)
	Solubilidade em água
	I
	69,0
	Insolúvel
	II
	78,5
	Solúvel
	III
	97,4
	Solúvel
	IV
	98,4
	Insolúvel
Dados:
Etanol: H3C – H2C – OH
Heptano: H3C – H2C – H2C – H2C – H2C – H2C – CH3
Hexano: H3C – H2C – H2C – H2C – H2C – CH3
1-propanol: H3C – H2C – H2C – OH
Quais são os compostos I, II, III e IV?
4) Na produção industrial de panetones, se junta à massa o aditivo químico U.I. Esse aditivo é a glicerina, que age como umectante, ou seja, retém a umidade para que a massa não resseque demais. A fórmula estrutural da glicerina (propanotriol) é:
 OH
 (
HO – CH2 – CH – CH2 – OH
Represente as interações existentes entre as moléculas de água e as de glicerina.
Por que, ao se esquentar uma fatia de panetone ressecado, ela amolece, ficando mais macia?
5) Forneça a ordem crescente de pontos de ebulição das substâncias com fórmulas:
  
	 H3C – CH2 – OH	 	CH4	 	CH3 – CH3 
		 (I)		 	(II)		 (III) 
6) A substância menos volátil, ou seja, a de maior ponto de ebulição é:
 a) H3C - CH2 - CH3 d) H3C - O - CH3
 b) H3C - O - CH2 - CH3 e) H3C - CH2 - OH
 c) H3C - CH2 - CH2 - OH
7) Assinale, entre os hidrocarbonetos abaixo aquele que tem o maior PE:
CH3CH2CH3 d) CH3CH2CH(CH3)2
CH3CH2CH2CH3 e) ( CH3)4C
CH3CH2CH2CH2CH3
8) No processo de ebulição do hidrogênio (H2), são rompidas:
Ligações covalentes.
Pontes de hidrogênio.
Ligações covalentes e pontes de hidrogênio.
Forças dipolo induzido.
Forças dipolo induzido e ligações covalentes.
Massa atômica, massa molecular e mol
O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12 u. 
	Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C, ou 
1,66 x 10-24g.
Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C. 
Massa atômica de um elemento formado por uma mistura de isótopos é a massa média dos átomos desse elemento expressa em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos isótopos constituintes do elemento. 
Massa molecular de uma substância é a massa da molécula dessa substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C. 
A massa molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula dessa substância. 
	Mol é a unidade de quantidade de matéria ou quantidade de substância. 
Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) que contém tantas entidades elementares representadas pela respectiva fórmula, quantos são os átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C. 
Constante de Avogadro (antigamente chamada número de Avogadro) é o número de átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C. Seu valor numérico é: 
6,02  1023 mol 1 
Massa molar é a massa de substância que contém 6,02  1023 entidades representadas pela fórmula dessa substância. É comumente expressa em g/mol ou g  mol1. 
Quando perguntamos qual a quantidade de X... , estamos perguntando quantos mols de X.... 
Volume Molar: é o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás em determinadas condições de temperatura e pressão. 
 Volume Molar nas CNTP: 22,4 L/mol
CNTP  = condições normais de temperatura e pressão => T = 273K ou 0°C e P = 760 mmHg ou 1 atm.
 Exercícios
Calcule a massa molecular e a massa molar de:
ácido sulfúrico, H2SO4
sacarose ,C12H22O11, açúcar refinado
Dadas as massas atômicas : H = 1 u ; C = 12 u; O = 1 u; S = 32 u
Sabendo que a massa atômica da prata é igual a 108 u, podemos afirmar que a massa de um átomo de prata é:
108 g.
108 u.
108 vezes mais que o átomo de 12C.
108 vezes mais que 1/12 da massa de um átomo de 12C.
9 vezes mais que um átomo de 12C.
Estão corretas somente as afirmações:
a) I, III e V b) II, III e V c) II, IV e V d) II e IV e) I
Quais das afirmações seguintes são corretas em relação à glicose, C6H12O6?
Uma molécula de glicose pesa 180 g.
Uma molécula de glicose pesa 180 u.
Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais que um átomo de 12C.
Uma molécula de glicose pesa 180 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C.
Massas atômicas: H = 1 u; C = 12 u; O=16 u
Calcule o número de átomos de carbono nas seguintes amostras:
12 g de 12C
1 mol de C2H2
9.1023 moléculas de CO
13) A unidade de quantidade de matéria ou quantidade de substância é:
a) u b) g c) kg d) L e) mol
14) Um mol é a quantidade de matéria que contém o mesmo número de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, etc.), representados pela respectiva fórmula, que o número de átomos de 12C, contidos em:
a) 12 kg de 12C b) 12 g de 12C c) 1 g de 12C d) 1/12 g de 12C e) 1 u de 12C
15) Quantos átomos de alumínio, e quantos mols de átomos de alumínio existem numa panela de alumínio cuja massa é igual a 540 g ? Massa atômica do Al = 27 u
16) 9,6 kg de um certo metal contêm 2,4.1026 átomos. Qual é a massa atômica desse metal?
17) Um cubo de ferro maciço tem 1 cm de aresta. Sabendo que a densidade do ferro é igual a 7,86 g/cm3, calcule a quantidade de ferro nesse cubo. Massa atômica do ferro = 56 u
18) Uma amostra de certa liga metálica contém 1,2.1022 átomos de estanho, 0,03 mol de chumbo e 2,09 g de bismuto. Qual a massa dessa amostra? Massas atômicas: Sn = 119; Pb = 207
19) A densidade da água a 25ºC é 1,0 g/mL. O volume de uma gota de água é, em média, 0,05 mL. Pede-se:
a) o número de moléculas de água em uma gota de água
b) o número de átomos de hidrogênio em uma gota de água.
20) Uma determinada qualidade de sal de cozinha contém aproximadamente 200g de sódio em cada embalagem de 1 quilograma do sal. A quantidade, em massa, de cloreto de sódio presente na embalagem desse sal é de aproximadamente:
Massas molares de Na = 23g.mol-1 e Cl = 35g.mol-1
a) 800 g b) 704 g c) 304 g d) 200 g e) 504 g
21) A quantidade de álcool existente em um determinado tipo de vinho representa 9,7% da massa total do vinho. Quantas moléculas deste álcool, de fórmula C2H5OH, são encontradas em 200mL desse vinho?
Massas molares de C = 12g.mol-1; H = 1g.mol-1; O = 16g.mol-1
Densidade do vinho aproximadamente = 980 kg/m3
Constante de Avogadro = 6,022 . 1023
a) 0,413 b) 6,022 . 1023 c) 2,49 . 1023 d) 2,54 . 1023 e) 1,20 . 1023
22) No ano de 2000, na Bélgica, descobriu-se que frangos estavam contaminados com uma dioxina contendo 44%, em massa, do elemento cloro. Esses frangos apresentavam, por kg, 2,0.10-13 mol desse composto, altamente tóxico.
Supondo que um adulto possa ingerir, por dia, sem perigo, no máximo 3,23 x 10-11g desse composto, a massa máxima diária, em kg de frango contaminado, que tal pessoa poderia consumir seria igual a:
Dados: 1 mol da dioxina contém 4 mols de átomos de cloro.
Massa molar do cloro (Cl) = 35,5 g/mol
a) 0,2 b) 0,5 c) 1 d) 2 e) 3
23) Uma pessoa que tomar, de 8 em 8 horas, um comprimido contendo 450mg de ácido acetilsalicílico (C9H8O4), terá ingerido, após 24 horas, um número de moléculas dessa substância igual a:
Dados: massa molar do ácido acetilsalicílico=180g/mol ; Constante de Avogadro = 6,0 .1023
a) 10,8 . 1025 b) 2,7 . 1026 c) 4,5 . 1021 d) 1,2 . 1023 e) 1,5 . 1021
24) Qual é o volume ocupado por 0,25 mol de H2(g) nas CNTP?
25) Qual é o volume ocupado por 1,5.1022 moléculas de O2(g) nas CNTP?
26) Qual é a massa em kg de 11,2 m3 de H2(g) nas CNTP ? (Massa molar do H2 = 2,0 g/mol)
27) Qual é o número de moléculas contidas em 56 mL de metano, CH4(g),na CNTP?
Reações Químicas
Uma reação química ocorre quando certas substâncias se transformam em outras. Para que isso possa acontecer, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. 
Como estas ligações podem ser muito fortes, energia, geralmente na forma de calor, é necessária para iniciar a reação. As novas substâncias possuem propriedades diferentes das substâncias originais (reagentes). 
Como a ocorrência de uma reação química é indicada pelo aparecimento de novas substâncias (ou pelo menos uma) diferentes das que existiam antes, quando as substâncias reagem, às vezes ocorrem fatos bastante visíveis que confirmam a ocorrência da reação e dentre eles, podemos destacar: desprendimento de gás e luz, mudança de coloração e cheiro, formação de precipitados, etc... 
Equação Química
A equação química é a forma de se descrever uma reação química. Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias que entram nestas reações. Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito. 
Como balancear uma Equação Química? 
Uma equação química deve ser balanceada de acordo com a Lei da Conservação da Matéria. A Lei afirma que a matéria não pode ser criada nem destruída durante a transformação química que ocorre em uma reação química. Então, o total da massa dos reagentes deve ser igual ao total da massa dos produtos numa equação química balanceada.
Em uma equação química balanceada, o número de átomos de cada elemento nos reagentes é igual ao número de átomos de cada elemento dos produtos, uma vez que os átomos não são criados nem destruídos. 
Exemplo de uma Equação Química não balanceada: 
H2 + O2 ( H2O
Ora, se você tiver duas vezes H2O, terá então um total de 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio. Certo? 
Exemplo de uma Equação Química balanceada: 
2H2 + O2 ( 2H2O
	
	Devemos lembrar que para ajustar uma equação química usamos unicamente os coeficientes. Em nenhum caso trocamos os índices das fórmulas. Se fizermos isso vamos alterar a identidade da substância. Vamos ver um exemplo?
Embora a equação esteja balanceada, ela não representa a reação química da formação da água. Ao trocar o índice do oxigênio da água por dois, trocamos também o composto, obtendo assim a fórmula da água oxigenada.
	
	Os coeficientes usados no balanceamento de uma equação química devem ser sempre os menores números inteiros possíveis. 
Algumas equações são facilmente balanceadas. Isso leva apenas alguns minutos, mas algumas são um pouco mais complicadas. Para facilitar esse tipo de operação, vamos aplicar o "método por tentativas". Para isso, basta seguir algumas regrinhas práticas:
Começar o balanceamento com o elemento químico que aparece apenas uma vez no lado dos reagentes e dos produtos.
Dar preferência ao elemento que possuir o maior índice.
Exemplo 1: A queima do álcool é descrita pela seguinte equação química. Vamos começar o balanceamento? 
Como escolhemos os coeficientes? 
Devemos começar o acerto pelo elemento que apareça uma só vez de cada lado da equação (nesse caso temos o carbono e o hidrogênio). Portanto, devemos multiplicar o carbono por 2 e o hidrogênio por 3 (ambos do lado direito) para ficarmos com 2 átomos de carbono e 6 átomos de hidrogênio de cada lado da equação. Teremos, portanto:
Agora vamos dar uma olhadinha para os oxigênios. Temos 4 oxigênios pertencentes ao CO2 e 3 oxigênios da água, somando um total de 7 oxigênios do lado dos produtos e apenas 3 do lado dos reagentes (1 átomo de oxigênio do C2H6O e 2 átomos do O2). Como podemos resolver isso? 
Basta multiplicar o oxigênio por três!! 
Temos assim a equação balanceada. 
Viu como é fácil? Vamos exercitar mais um pouquinho. 
Exemplo 2: 
Você deve estar se perguntando: o que significa esse número fora dos parênteses? 
Nesse caso, os elementos entre os parênteses são multiplicados pelo número 2. Quer ver como é fácil? 
Agora que já sabemos determinar quantos elementos têm essa fórmula, vamos começar o balanceamento? 
Temos o cálcio (Ca) e o fósforo (P), que aparecem uma vez de cada lado da equação. Mas por onde começar? 
Pela regra dois, devemos começar pelo elemento que tiver o maior índice, nesse caso o cálcio (Ca), que possui índice 3. Devemos, portanto, multiplicar o cálcio do lado esquerdo por 3. 
Você percebeu que a equação já está toda balanceada? Vamos conferir. 
	
	
	3 cálcios
	3 cálcios
	3 oxigênios + 5 oxigênios = 8 oxigênios
	8 oxigênios
	2 fósforos
	2 fósforos
Exercícios
Balancear as seguintes equações químicas:
28) Ag2O ( Ag + O2 
29) Al + O2 ( Al2O3 
30) Al(OH)3 + H4SiO4 ( Al4(SiO4)3 + H2O 
31) BaCl2 + H2SO4 ( HCl + BaSO4 
32) BaO + As2O5 ( Ba3(AsO4)2 
33) C2H4 + O2 ( CO2 + H2O 
34) C3H2 + O2 ( CO2 + H2O 
35) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C ( CaSiO3 + CO + P4 
36) CaO + P2O5 ( Ca3(PO4)2 
37) CH4 + O2 ( CO2 + H2O 
38) Cr + O2 ( Cr2O3 
39) Cu + O2 ( CuO 
40) Cu(OH)2 + H4P2O7 ( Cu2P2O7 + H2O 
41) Fe + H2O ( Fe3O4 + H2 
42) Fe3O4 + CO ( Fe + CO2 
43) FeS2 + O2 ( Fe2O3 + SO2 
44) H2 + Cl2 ( HCl 
45) H3PO3 ( H2O + P2O3 
46) HCl + Na3AsO3 ( NaCl + H3AsO3 
47) HNO2 ( H2O + NO2 + NO 
48) I2 + NaOH ( NaI + NaIO3 + H2O 
49) K2Cr2O7 + KOH ( K2CrO4 + H2O 
50) KClO2 ( KCl + O2 
51) KClO3 ( KCl + O2 
52) KClO4 ( KCl + O2
53) KNO3 ( KNO2 + O2
54) Mn3O4 + Al ( Mn + Al2O3 
55) N2O4 ( NO2 
56) N2O5 ( NO2 + O2
57) NH3 + HCl ( NH4Cl
58) NH4NO2 ( N2 + H2O
59) NH4NO3 ( N2O + H2O
60) P + O2 ( P2O3 
61) P + O2 ( P2O5 
62) P4 + O2 ( P2O5 
63) PBr5 + H2O ( H3PO4 + HBr 
64) PCl3 + H2O ( H3PO3 + HCl 
65) SO3 + NaOH ( Na2SO4 + H2O 
66) ZnS + O2 ( ZnO + SO2
Cálculo Estequiométrico
Cálculo Estequiométrico é a parte da química que determina as quantidades de reagentes que devem ser utilizadas e de produtos que serão obtidos em uma reação química.
	RELAÇÕES BÁSICAS PARA O CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Os coeficientes de uma reação química balanceada indicam a proporção de cada substância que reage e que é produzida. Essa proporção pode ser em mols, massa, número de moléculas ou volume (para substâncias na fase gasosa).
Exemplo:
Relações
EQUAÇÃO BALANCEADA  
  
1 N2(g)
+
3 H2(g)
2 NH3(g)
Mols
1 mol
 
3 mols
 
2 mols
Massa
28g
 
6g
 
34g
N.º de Moléculas
6,02.1023
 
18,06.1023
 
12,04.1023
Volume nas CNTP
22,4L
 
67,2L
 
44,8L
	
	
Metodologia para resolução de problemas de estequiometria
1º. Escrever a equação química
2º. Acertar os coeficientes
3º. Estabelecer uma regra de três
Casos Gerais de Cálculo Estequiométrico
1. Quando o dado e a pergunta são expressos em massa
Exemplo: Calcular a massa de óxido de cobre II (CuO) obtida a partir da reação de 2,54 g de cobre metálico com oxigênio (O2) (massas atômicas: oxigênio = 16; cobre = 63,5). 
Resolução: 
2 CuO(s) + O2(g) ( 2CuO(s)
2 . 63,5 g _______ 2 . 79,5 g 
 2,54g _______ x
x = 3,18 g de CuO
2. Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em volume
Exemplo: Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas condições normais de temperatura e pressão, por calcinação de 200 g de carbonato de cálcio, segundo a equação: 
CaCO3(s) (CaO(s) + CO2(g)
Massas atômicas: C = 12 ; O = 16 ; Ca = 40
 Resolução: 
CaCO3(s) (CaO(s) + CO2(g)
100 g ___________ 22,4 L
200 g ___________ x
x = 44,8 L de CO2
3. Quando o dado e a pergunta são expressos em volume
Exemplo: 15 L de gás hidrogênio (H2), medidos a 15 °C e 720 mmHg, reagem
completamente com gás cloro (Cl2). Qual é o volume de gás clorídrico (HCl) produzido, na mesma temperatura e pressão?
Resolução:
1 H2(g) + 1Cl2(g) ( 2 HCl(g)
 1 L __________ 2 L 
15 L __________ x L 
X = 30 L de HCl
Observação: Segundoa hipótese de Avogadro: “Volumes iguais de gases quaisquer quando medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, têm o mesmo número de mols”, portanto, quando a relação é entre volume de gases o cálculo pode ser direto, desde que, todos estejam nas mesmas condições de temperatura e pressão.
4. Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em número de moléculas
Exemplo: Quantas moléculas de gás carbônico (CO2) podem ser obtidas pela
queima completa de 4,8 g de carbono puro (C)? Massa atômica do carbono =
12
Resolução
C(s) + O2(g) ( CO2(g)
12 g _______ 6,02 . 1023 moléculas 
4,8 g _______ x moléculas 
X = 2,4 x 1023 moléculas de CO2
5. Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em quantidade de matéria
Exemplo: Quantos mols de ácido clorídrico são necessários para produzir 23,4 gramas de cloreto de sódio a partir da equação:
HCl(aq) + NaOH(aq) ( NaCl(s) + H2O(l)
(massas atômicas: Na = 23; Cl = 35,5)
Resolução: 
HCl(aq) + NaOH(aq) ( NaCl(s) + H2O(l)
1 mol ______________58,5 g
x mol ______________23,4 g 
X = 0,4 mol de HCl
Exercícios
67) A combustão completa do álcool comum está representada pela seguinte equação química:
C2H6O(l) + 3 O2(g) ( 2 CO2(g) + 3 H2O(v)
Considerando que a massa molar do C2H6O é igual a 46 g/mol, a massa de álcool que possivelmente foi queimada para produzir 448 L de gás carbônico a 0 ° C e 1 atm, equivale a:
a) 460 g b) 690 g c) 1560 g d) 1810 g
68) Calcule o volume de CO2, nas CNTP, produzido pela decomposição térmica de 300g de carbonato de cálcio, de acordo com o processo CaCO3 ( CaO + CO2. (massas atômicas:Ca = 40; 0 = 16, C = 12).
69) Na combustão de 40g de hidrogênio, determine:
a) o volume de O2 consumido nas CNTP; 
b) o número de moléculas H2O produzidas. 
Dados: 2H2 (g) + O2 (g) ( 2H2O(g)
Massa atômica: H = 1
70) Dada a equação da combustão completa do metano (CH4):
CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g)
Pede-se: 
a) o volume de oxigênio necessário para a queima de 5 L de metano, nas m,esmas condições de temperatura e pressão;
b) o número de mols de CO2 produzido, quando se utiliza 3,2 g de metano (massas atômicas: H= 1; C = 12)
c) o número de moléculas de água que se obtém quando se utiliza 2,24 L de oxigênio gasoso, nas CNTP.
71) Quais forças intermoleculares são rompidas durante a evaporação da gasolina?
72) Complete a tabela e explique por que os pontos de ebulição crescem na seqüência observada.
	Substância
	Massa molecular (u)
	Tipo de força intermolecular
	PE(°C)
	CH3CH2CH2CH3
	58
	
	0
	CH3OCH2CH3
	60
	
	8
	CH3CH2CH2OH
	60
	
	98
73) Complete a tabela e explique por que os pontos de ebulição crescem na seqüência observada (H = 1; C = 12 ; S = 32)
	Substância
	Massa molecular (u)
	Tipo de força intermolecular
	PE (°C)
	HSH
	
	
	-62
	CH3SH
	
	
	+6
	CH3S CH3
	
	Dipolo-dipolo
	+38
74) Num laboratório foram encontrados dois cilindros A e B cujos rótulos foram parcialmente rasgados. É possível escrever a fórmula estrutural da substância presente em cada frasco apenas com as informações que restaram? Em caso afirmativo, escreva-as.
Cilindro A : C4H10 PE = 0°C Cilindro B: C4H10 PE = -12°C
75) O número de Loschmidt é o numeral que indica o número de moléculas contido em 1cm3 de uma espécie química gasosa, nas condições normais de temperatura e pressão. Qual o valor aproximado desse número?
76) Qual a porcentagem de enxofre existente no SO2? MA: O = 16; S = 32
77) A limpeza de pisos de mármore normalmente é feita com solução de ácido clorídrico (HCl) comercial (ácido muriático). Essa solução ácida ataca o mármore, desprendendo gás carbônico (CO2), segundo a equação:
CaCO3 + 2HCl ( CaCl2 + H2O + CO2
Considerando a massa molar do CaCO3 = 100 g/mol, e supondo que um operário, em cada limpeza de um piso de mármore provoque a reação de 7,5 g de CaCO3, qual o volume de gás carbônico formado nas CNTP?
78) Qual é a quantidade de fosfato de cálcio, Ca3(PO4)2 que encerra 4,8.1023 átomos de oxigênio?
79) 2,4.1020 moléculas de uma substância X pesam 38,4 mg. Qual é a massa molar de X?
80) Uma pessoa utilizou 6,84 g de sacarose, C12H22O11 para adoçar o seu cafezinho. Depois de beber esse cafezinho, essa pessoa terá ingerido:
Quantas moléculas de sacarose?
Quantos mols de carbono?
Quantos átomos de oxigênio? MA: C = 12; H = 1 ; O = 16
81) A aspirina é o ácido acetilssalicílico, cuja fórmula é C9H8O4. Sabendo que um comprimido de aspirina pesa 360 mg, calcule:
O número de moléculas contidas num comprimido;
O número de mols de oxigênio contido num comprimido;
O número total de átomos contido num comprimido. MA: C = 12; H =1 ; O = 16
82) “Houston, we have a problem”. Ao enviar essa mensagem em 13 de abril de 1970, o comandante da missão espacial Apollo 13, Jim Lovell, sabia: a vida de seus companheiros e a sua própria estavam em perigo. Um dos tanques de oxigênio da nave explodira. Uma substância, o superóxido de potássio, K2O4, poderia ser utilizada para absorver CO2 e ao mesmo tempo restaurar o O2 na nave.
Calcule, segundo a equação: 2K2O4 + 2CO2 ( 2K2CO3 + 3O2, a massa, em kg, de K2O4 necessária para consumir todo o CO2 exalado por um tripulante durante 72 horas se, em média, uma pessoa exala 1 kg de CO2 por dia. MA : K = 30 ; C = 12 ; O = 16
83) Nas estações de tratamento de água, eliminam-se as impurezas sólidas em suspensão através do arraste por flóculos de hidróxido de alumínio, Al(OH)3, produzidos na reação representada por:
Al2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 ( 2Al(OH)3 + 3 CaSO4
Para tratar 1,0.106 m3 de água, foram adicionadas 17 toneladas de Al2(SO4)3. Qual é a massa de Ca(OH)2 necessária para reagir com esse sulfato de alumínio? Massas molares: Al2(SO4)3 = 342 g/mol ; Ca(OH)2 = 74 g/mol
84) A indústria automobilística tem utilizado o dispositivo de segurança denominado air bag, que após o impacto do veículo, infla em 40 milissegundos pela injeção de nitrogênio gasoso. Esse gás é originado do composto NaN3(s), armazenado no balão, que se decompões através da reação:
2NaN3(s) ( 2Na(s) 3N2(g)
Calcule:
A quantidade de NaN3 necessária para gerar um volume de 50 L à temperatura de 27°C e pressão de 2 atm (volume molar nessas condições = 12,3 L/mol);
O número de moléculas de N2 produzido a partir de 260 g de NaN3. MA: Na = 23 ; N = 14
GABARITO
1) NaF, pois para fundir essa substância é necessário romper ligações iônicas, que são de maior magnitude do que as pontes de hidrogênio que unem as moléculas de HF no estado sólido.
2) O2 => dipolo induzido ; HCl, CO, CHCl3 => dipolo permanente; H2O e NH3 => pontes de H
3) Temos aí dois compostos insolúveis em água, que serão, portanto apolares. O de maior massa molecular terá maior ponto de ebulição, então: I – hexano e IV – heptano.
Os dois solúveis, são polares, e vale o mesmo raciocínio, o de maior massa molecular será o de menor ponto de ebulição, então: II – etanol e III – 1-propanol.
4) Ao se esquentar uma fatia de panetone, rompem-se as pontes de hidrogênio formadas entre glicerina e água, o que leva a água à massa, tornando-a mais macia.
5) II < III < I 6) c) H3C - CH2 - CH2 – OH 7) c) CH3CH2CH2CH2CH3
8) d)Forças dipolo induzido. 9) a) 98 g/mol b) 342 g/mol 10) c
11) II e IV 12) a) 6.1023 b) 1,2.1024 c) 9.1023 13) e 14) b
15) 1,2.1025 átomos e 20 mols
16) 24 u 17) 0,14 mol 18) 10,68 g
19) 1,67.1021 moléculas b) 3,33.1021 átomos de H 20) e 21) c 22) b 
23) c 24) 5,6 L 25) 0,56 L 26) 1 kg 27) 1,5.1021
2Ag2O ( 4Ag + O2 
29) 4Al + 3O2 ( 2Al2O3 
30) 4Al(OH)3 +3 H4SiO4 ( Al4(SiO4)3 + 12H2O 
BaCl2 + H2SO4 ( 2HCl + BaSO4 
3BaO + As2O5 ( Ba3(AsO4)2 
C2H4 +3 O2 ( 2CO2 + 2H2O 
2C3H2 +7O2 ( 6CO2+ 2H2O 
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C ( 6CaSiO3 + 10CO + P4 
CaO + P2O5 ( Ca3(PO4)2 
CH4 +2 O2 ( CO2 + 2H2O 
4Cr + 3O2 ( 2Cr2O3 
2Cu + O2 ( 2CuO 
2Cu(OH)2 + H4P2O7 ( Cu2P2O7 + 4H2O 
3Fe + 4H2O ( Fe3O4 +4 H2 
Fe3O4 +2CO ( 3Fe + 2CO2 
4FeS2 +11 O2 ( 2Fe2O3 +8SO2 
H2 + Cl2 ( 2HCl 
2H3PO3 ( 3H2O + P2O3 
3HCl + Na3AsO3 ( 3NaCl + H3AsO3 
2HNO2 ( H2O + NO2 + NO 
3I2 + 6NaOH ( 5NaI + NaIO3 + 3H2O 
K2Cr2O7 +2KOH ( 2K2CrO4 + H2O 
KClO2 ( KCl + O2 
2KClO3 ( 2KCl + 3O2 
KClO4 ( KCl + 2O2
2KNO3 ( 2KNO2 + O2
3Mn3O4 + 8Al ( 9Mn + 4Al2O3 
N2O4 ( 2NO2 
2N2O5 ( 4NO2 + O2
NH3 + HCl ( NH4Cl
NH4NO2 ( N2 + 2H2O
NH4NO3 ( N2O + 2H2O
4P + 3O2 ( 2P2O3 
P + 5O2 ( 2P2O5 
P4 + 5O2 ( 2P2O5 
PBr5 + 4H2O ( H3PO4 +5 HBr 
PCl3 + 3H2O ( H3PO3 +3 HCl 
SO3 + 2NaOH ( Na2SO4 + H2O 
2ZnS + 3O2 ( 2ZnO + 2SO2
a
67,2 L
a) 224 L b) 1,2.1025 moléculas
a) 10 L b) 0,2 mol c) 6.1022 moléculas
71) Forças de London.
72) Forças de London, dipolo-dipolo, pontes de hidrogênio. Quanto maior a intensidade da força, maior o ponto de ebulição.
73) 34, 48, 62, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo. Mesmo tipo de força, quanto maior a massa molecular, maior o ponto de ebulição.
74) cilindro A: CH3 – CH2 – CH2 – CH3 cilindro B: CH3 – CH – (CH3)2
75) 2,67.1019 moléculas 
76) 50%
77) 1,68 L
78) 0,1 mol
79) 96 g/mol
80) a) 1,2.1022 moléculas b) 0,24 mol c) 1, 32.1023 átomos
81) a) 1,2.1021 moléculas b) 8.10-3 mol c) 2,52.1022 moléculas
82) 9,68 kg
83) 11 toneladas
84) a) 2,71 mols b) 3,6.1024 moléculas
� Durante uma mudança de estado ocorre simplesmente afastamento das moléculas, ou seja, somente as forças intermoleculares são rompidas.
� Este nome foi dado às forças intermoleculares em homenagem ao físico holandês Diderik van der Waals, que em 1873 reconheceu a existência de forças atrativas e repulsivas fracas no gás real. Há muita divergência entre os autores em relação ao uso da denominação forças de van der Waals. Alguns consideram somente as interações dipolo induzido-dipolo induzido como forças de van der Waals; outros incluem nessa denominação também as interações dipolo permanente – dipolo permanente: finalmente, há os que incluem também as pontes de hidrogênio nessa denominação.
� Uma dúvida cruel tem atormentado muitos cientistas: como, de fato, a lagartixa consegue caminhar pelas paredes, mesmo no teto?�Alguns sugeriram que suas patas possuíssem microventosas. Entretanto, todas as tentativas de se provar a existência de tais ventosas falharam: as lagartixas possuem tal comportamento mesmo sob vácuo ou sobre uma superfície muito lisa e molhada. �Em 1960, o alemão Uwe Hiller sugeriu que um tipo de força atrativa, entre as moléculas da parede e as moléculas da pata da lagartixa, fosse a responsável. Hiller sugeriu que estas forças fossem as forças intermoleculares de van der Waals. Tudo bem que elas mantenham moléculas unidas, mas... uma lagartixa? Poucos deram crédito à sugestão de Hiller. Até que, em um exemplar recente da revista Nature, Autumn escreveu o artigo "Full, Adhesive force of a single gecko foot-hair" (Autumn, K. et al., Nature 405, 681-685 (2000)), trazendo evidências de que, de fato, são forças intermoleculares as responsáveis pela adesão da pata da lagartixa à parede. Mais precisamente entre a superfície e as moléculas dos "setae", pelos microscópicos que cobrem as patas das lagartixas.
� Tensão superficial é a energia necessária para aumentar a área superficial de um líquido em quantidade unitária.