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iPaper: Química – Salvador e Usberco


João Usberco Licenciado em Ciências Farmacêuticas pela USP Professor de Química do Anglo Vestibulares (São Paulo, SP) Edgard Salvador Licenciado em Química pela USP Professor de Química do Anglo Vestibulares (São Paulo, SP) 5ª edição reformulada — 2002 1ª tiragem — 2002 ISBN 85-02-04027-8 ISBN 85-02-04028-6 (Livro do Professor) Supervisão editorial: José Lino Fruet Editora: Ebe Christina Spadaccini Assistente editorial: Sérgio Paulo N. T. Braga Revisão: Fernanda Almeida Umile (supervisão) Ivana A. Costa, Aurea M. dos Santos, Débora de Andrade Silva Resolução dos exercícios: Sônia Vaz Vasques Gerência de arte e capa: Nair de Medeiros Barbosa Produção gráfica: Christof Gunkel, Mariano Maudet Bergel, Enrique Pablo Grande Ilustrações: Caio Ferrari, Eduardo Borges, Christof Gunkel, Selma Caparróz Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) (Câmara Brasileira do Livro, SP, Brasil) Usberco, João Química — volume único / João Usberco, Edgard Salvador. — 5. ed. reform. — São Paulo : Saraiva, 2002. Suplementado por manual do professor. ISBN 85-02-04027-8 (livro do aluno) ISBN 85-02-04028-6 (livro do professor) 1. Química (Ensino médio) 2. Química — Problemas, exercícios etc. (Ensino médio) I. Salvador, Edgard. II. Título. 02-2938 Índice para catálogo sistemático: 1. Química : Ensino médio 540.7 CDD-540.7 O material de publicidade e propaganda reproduzido nesta obra está sendo utilizado apenas para fins didáticos, não representando qualquer tipo de recomendação de produtos ou empresas por parte do(s) autor(es) e da editora. Av. Marquês de São Vicente,1697 – CEP 01139-904 – Barra Funda – São Paulo-SP Tel.: PABX (0**11) 3613-3000 – Fax: (0**11) 3611-3308 – Televendas: (0**11) 3613-3344 Fax Vendas: (0**11) 3611-3268 – Atendimento ao Professor: (0**11) 3613-3030 Endereço Internet: http://www.editorasaraiva.com.br – E-mail: atendprof.didatico@editorasaraiva.com.br Ao estudante O ser humano tem buscado, há séculos, compreender os fenômenos que regem a vida, valendo-se da observação simples e direta, da simulação e representação desses fenômenos, da interpretação lógica e criativa dos resultados de experimentações. O conhecimento científico da natureza e de suas leis tem sido um dos pilares do desenvolvimento humano. A Química, assim como outras Ciências, tem papel de destaque no desenvolvimento das sociedades, alcançado ao longo de tantos anos. No entanto, ela não se limita às pesquisas de laboratório e à produção industrial. Ao contrário, embora às vezes você não perceba, a Química está presente em nosso dia-a-dia e é parte importante dele. A aplicação dos conhecimentos químicos tem reflexos diretos sobre a qualidade de vida das populações e sobre o equilíbrio dos ambientes na Terra. Por isso, consideramos essencial que o conhecimento científico faça parte da vida cotidiana das pessoas, a fim de que elas possam, criticamente, contribuir para a preservação e a conservação de todas as formas de vida, inclusive da espécie humana. A obra Química – volume único, agora reformulada, foi elaborada para ajudar você a compreender como é freqüente, intensa e contínua a aplicação do conhecimento químico na sociedade atual e como esse conhecimento foi construído e tem sido constantemente reformulado ao longo da história da humanidade. Para alcançar esse objetivo, contamos com a colaboração, por meio de sugestões e comentários, de vários professores que analisaram a obra e sua funcionalidade em sala de aula. Em toda a obra, procuramos utilizar uma linguagem clara e direta, mas cientificamente rigorosa, demonstrando a relação dos conteúdos teóricos da Química com a vivência prática e cotidiana. Introduzimos duas novas seções de atividades diversificadas — Exercícios de contexto e Exercícios globalizantes — para incentivar você a aprimorar sua capacidade de inter-relacionar conteúdos, analisando-os criticamente, a partir do tema específico de cada capítulo ou, de forma mais ampla, das Unidades. Outras seções de atividades — Exercícios resolvidos, Exercícios de classe e Exercícios propostos — foram revistas e ampliadas, o que lhe possibilitará melhor compreensão, assimilação e fixação dos conteúdos estudados. Diversas Leituras, intercaladas ao texto, relacionam o conteúdo apresentado com o cotidiano e com outras matérias, contribuindo, assim, para a ampliação do conhecimento. Os experimentos da seção Faça você mesmo permanecem com o mesmo enfoque: você mesmo pode realizá-los, utilizando substâncias de uso comum e aparelhagens muito simples, e, a partir deles, desenvolver sua capacidade de observação, investigação, representação e comunicação. Com esta obra, queremos ajudá-lo a assumir uma postura cada vez mais crítica quanto à utilização dos conhecimentos científicos e tecnológicos. Por isso, procuramos apresentar os princípios teóricos de modo que possam ser um esboço capaz de dar suporte para o entendimento da Química, associando-os a exemplos significativos para sua vida. Esperamos que, assim, você possa tomar decisões e assumir atitudes que contribuam para melhorar nossa saúde, nossa qualidade de vida, o planeta em que vivemos e a nós mesmos como seres humanos. Os autores SUMÁRIO AGB Photo Library PARTE 1 QUÍMICA GERAL UNIDADE 1 — Introdução ao estudo da Química, 12 Química, 12 Química: uma ciência experimental, 15 O processo da descoberta, 15 O método científico, 16 O local de trabalho do químico, 17 Exercícios de classe, 19 Exercícios propostos, 19 Análise cromatográfica ou cromatografia, 46 Exercício resolvido, 47 Exercícios de classe, 47 Exercícios propostos, 48 Faça você mesmo: Separação do sal da areia, 49 Para obter água de uma solução, 49 Transformações da matéria, 50 Fenômenos físicos e químicos, 50 Equações químicas, 51 Exercícios de classe, 51 Exercícios propostos, 52 Exercícios globalizantes, 52 Conceitos fundamentais, 20 Matéria, 20 Energia, 20 Unidades de medida, 21 Exercícios resolvidos, 24 Exercícios de classe, 25 Exercícios propostos, 25 Exercícios de contexto, 26 Faça você mesmo: Determinação do volume de um sólido, 27 UNIDADE 3 — A estrutura do átomo, 54 A descoberta do átomo, 54 A descoberta das partículas subatômicas, 54 Principais características do átomo, 57 Número atômico (Z), 57 Número de massa (A), 57 Elemento químico, 58 Íons, 58 Semelhanças atômicas, 59 Exercícios de classe, 61 Exercícios propostos, 62 UNIDADE 2 — A matéria, 28 Constituição da matéria, 28 Teoria atômica de Dalton, 28 Classificação da matéria, 30 Substâncias, 30 Misturas, 30 Sistemas, 32 Exercícios de classe, 34 Exercícios propostos, 35 Exercícios de contexto, 36 Os novos modelos atômicos, 64 O modelo atômico de Böhr, 64 Os subníveis, 65 Distribuição eletrônica por subnível, 66 Exercício resolvido, 67 Exercícios de classe, 68 Exercícios propostos, 69 Faça você mesmo: Teste da chama, 70 Estados físicos da matéria, 37 Mudanças de estado físico, 37 Diagramas de mudança de estado físico, 38 Exercício resolvido, 39 Exercícios de classe, 40 Exercícios propostos, 41 Exercícios de contexto, 42 Complemento: Modelo quântico, 71 Exercícios, 73 UNIDADE 4 — Tabela periódica, 75 Introdução: Bases da organização dos elementos, 75 Organização da tabela periódica, 77 Famílias ou grupos, 77 Processos de separação de misturas, 43 Análise imediata, 43 Leitura: Obtenção dos principais componentes do ar, 46 SUMÁRIO 5 Tipos de forças intermoleculares, 120 Leitura: Tensão superficial, 122 Períodos, 80 Localização na tabela periódica, 80 Classificação dos elementos, 81 Ocorrência dos elementos, 82 Exercício resolvido, 82 Exercícios de classe, 82 Exercícios propostos, 83 Forças intermoleculares e temperaturas de fusão e ebulição, 122 Polaridades, forças intermoleculares e solubilidade, 123 Leitura: Por que o gelo flutua?, 124 Exercício resolvido, 125 Exercícios de classe, 125 Exercícios propostos, 126 Faça você mesmo: O cinema e as forças intermoleculares, 128 Propriedades periódicas e aperiódicas, 84 Propriedades periódicas, 84 Propriedades aperiódicas, 88 Exercício resolvido, 88 Exercícios de classe, 89 Exercícios propostos, 90 Exercícios globalizantes, 92 Ligação metálica, 129 Formação de ligas metálicas, 129 Leitura: O ouro, 130 Exercícios de classe, 131 Exercícios propostos, 132 UNIDADE 5 — Ligações químicas, 94 Introdução, 94 Ligação iônica ou eletrovalente, 95 Determinação das fórmulas dos compostos iônicos, 97 Leitura: Dieta com baixo teor de sódio, 97 Exercício resolvido, 98 Exercícios de classe, 98 Exercícios propostos, 98 Exercícios de contexto, 99 Sinopse das ligações químicas, 133 Exercícios globalizantes, 134 UNIDADE 6 — Funções inorgânicas, 136 Dissociação e ionização, 136 Conceito de ácido, base e sal pela teoria de Arrhenius, 138 Exercícios de classe, 139 Exercícios propostos, 139 Ligação covalente, 101 Características, 101 A ligação covalente e a tabela periódica, 102 Fórmulas químicas, 102 Ligação covalente dativa ou coordenada, 104 Características, 104 Exercício resolvido, 105 Exercícios de classe, 105 Ácidos, 140 Nomenclatura dos ácidos, 140 Classificação dos ácidos, 142 Exercícios de classe, 144 Algumas propriedades dos ácidos, 144 Principais ácidos e suas aplicações, 146 Exercícios de classe, 149 Exercícios propostos, 150 A ligação covalente e as propriedades de seus compostos, 106 Alotropia, 106 Leitura: A camada de ozônio, 107 Exercícios de classe, 109 Exercícios propostos, 110 Faça você mesmo: Diferenciação, pelo aquecimento, entre um composto iônico e um molecular, 111 Bases ou hidróxidos, 152 Nomenclatura das bases, 153 Classificação das bases, 153 Algumas propriedades das bases, 154 Exercícios de classe, 155 Principais bases e suas aplicações, 156 Exercícios de classe, 158 Exercícios propostos, 158 Faça você mesmo: “Sangue de diabo”, 160 Geometria molecular, 111 Exercício resolvido, 113 Exercícios de classe, 113 Exercícios propostos, 114 Faça você mesmo: Repulsão de pares eletrônicos, 114 Sais, 160 Nomenclatura dos sais, 161 Classificação dos sais, 162 Exercício resolvido, 163 Exercícios de classe, 163 Polaridade, 115 Polaridade das ligações, 115 Polaridade de moléculas, 116 Exercício resolvido, 118 Exercícios de classe, 118 Exercícios propostos, 119 Aplicações de alguns sais, 164 Exercícios de classe, 168 Obtenção de sais, 169 Exercícios de classe, 171 Exercícios propostos, 172 Exercícios de contexto, 174 As forças intermoleculares e os estados físicos, 120 6 Faça você mesmo: Estalactites e estalagmites, 176 SUMÁRIO Óxidos, 176 Nomenclatura dos óxidos, 177 Classificação dos óxidos, 177 Exercícios de classe, 180 Volume molar, 224 Lei de Avogadro, 225 Equação de estado dos gases perfeitos, 225 Exercícios resolvidos, 226 Exercícios de classe, 226 Exercícios propostos, 227 Propriedades e aplicações de alguns óxidos, 181 Os óxidos e o ambiente, 182 Exercícios de classe, 186 Exercícios propostos, 188 Faça você mesmo: Chuva ácida, 190 Misturas de gases, 230 Pressão parcial (Lei de Dalton), 230 Volume parcial (Lei de Amagat), 231 Exercícios resolvidos, 232 Exercícios de classe, 232 Exercícios propostos, 233 Reações químicas, 191 Exercícios de classe, 193 Exercícios propostos, 193 Classificação das reações, 194 Exercícios de classe, 195 Complemento: Densidade dos gases/Difusão e efusão de gases, 234 Leitura: Dirigíveis, 235 Exercícios, 237 Condições para a ocorrência de reações químicas, 195 Exercícios de classe, 200 Exercícios propostos, 202 Faça você mesmo: Prata preta, 204 Exercícios globalizantes, 205 UNIDADE 9 — Estequiometria, 239 Introdução, 239 Tipos de fórmulas, 239 Fórmula percentual, 239 Fórmula mínima ou empírica, 240 Fórmula molecular, 241 Exercício resolvido, 243 Exercícios de classe, 243 UNIDADE 7 — Relações de massa, 207 Massas dos átomos, 207 Unidade de massa atômica (u), 207 Constante de Avogadro ou número de Avogadro, 208 Mol: a unidade de quantidade de substâncias, 209 Massa molar (M), 210 Determinação da quantidade de substância = número de mol, 211 Exercício resolvido, 211 Exercícios de classe, 212 Exercícios propostos, 214 Estequiometria das reações químicas, 244 Leis ponderais, 244 Exercícios de classe, 247 Relacionando quantidades, 247 Exercícios de classe, 249 Os coeficientes e a quantidade de substância (mol), 249 Exercícios de classe, 251 Exercícios propostos, 253 UNIDADE 8 — Estudo dos gases, 217 Introdução, 217 Características gerais dos gases, 217 Leitura: Medindo a pressão, 218 Leitura: Temperatura corporal, 219 Reações no laboratório e na indústria, 258 Reagente em excesso e reagente limitante, 258 Exercícios de classe, 260 Reações químicas com substâncias impuras, 261 Exercícios de classe, 262 Rendimento de uma reação química, 263 Exercícios de classe, 264 Exercícios propostos, 264 Exercícios globalizantes, 267 Transformações gasosas, 220 Exercícios resolvidos, 222 Exercícios de classe, 223 SUMÁRIO Stock Photos 7 PARTE 2 FÍSICO-QUÍMICA UNIDADE 10 — Soluções. 270 Introdução, 270 Solubilidade e curvas de solubilidade, 271 Exercício resolvido, 273 Exercícios de classe, 274 Exercícios propostos, 275 UNIDADE 12 — Termoquímica, 318 Introdução, 318 Poder calórico dos alimentos, 318 Exercício resolvido, 319 Exercícios de classe, 320 Exercícios de contexto, 321 Aspectos quantitativos das soluções, 277 Concentrações das soluções, 277 Relações entre C, τ, d e !, 280 Exercício resolvido, 281 Exercícios de classe, 281 Exercícios propostos, 283 Processos exotérmicos e endotérmicos, 322 Entalpia, 323 ∆H em reações exotérmicas, 323 ∆H em reações endotérmicas, 323 ∆H nas mudanças de estado físico, 324 Exercícios de classe, 325 Diluição de soluções, 286 Mistura de soluções, 287 Exercícios resolvidos, 290 Exercícios de classe, 291 Exercícios propostos, 292 Equações termoquímicas, 326 Entalpia padrão, 326 Equação termoquímica, 326 Exercícios de classe, 327 Calor ou entalpia das reações químicas, 328 Exercício resolvido, 331 Exercícios de classe, 332 Exercício resolvido, 334 Exercícios de classe, 335 Complemento: Colóides, 294 Exercícios, 297 Faça você mesmo: Preparando colóides, 297 UNIDADE 11 — Propriedades coligativas, 299 Pressão máxima de vapor, 299 Pressão máxima de vapor e a temperatura de ebulição,300 Diagrama de fases, 301 Exercício resolvido, 302 Exercícios de classe, 302 Lei de Hess, 335 Exercício resolvido, 337 Exercícios de classe, 338 Exercícios propostos, 339 Faça você mesmo: Medindo variações de energia, 343 Tonoscopia, ebulioscopia, crioscopia e osmose, 304 Tonoscopia ou tonometria, 304 Exercício resolvido, 305 Exercícios de classe, 306 UNIDADE 13 — Óxido-redução, 344 Introdução, 344 Número de oxidação (Nox), 345 Regras para a determinação do Nox, 345 Variação do Nox nas reações de óxido-redução, 347 Exercícios de classe, 348 Ebulioscopia e crioscopia, 307 Exercício resolvido, 307 Exercícios de classe, 308 Osmose e pressão osmótica, 309 Exercício resolvido, 310 Exercícios de classe, 310 Exercícios propostos, 311 Balanceamento das equações das reações de óxido-redução, 349 Leitura: Metais, 350 Exercício resolvido, 352 Exercícios de classe, 353 Exercícios propostos, 353 Exercícios de contexto, 355 Complemento: Aspectos quantitativos, 315 Exercícios, 316 Faça você mesmo: Estudando a temperatura de ebulição, 317 8 UNIDADE 14 — Eletroquímica, 356 Pilhas, 356 Exercícios de classe, 358 Exercício resolvido, 410 Exercícios de classe, 410 Exercícios propostos, 412 SUMÁRIO Potencial das pilhas, 358 Exercício resolvido, 363 Exercícios de classe, 363 Leitura: Uso e descarte de pilhas comerciais e bateriais, 364 UNIDADE 17 — Equilíbrio em meio aquoso, 414 Constante de ionização, 414 Lei da Diluição de Ostwald, 416 Exercício resolvido, 417 Exercícios de classe, 417 Exercícios propostos, 418 Corrosão e proteção de metais, 367 Corrosão do ferro, 367 Proteção com eletrodo ou com metal de sacrifício, 367 Revestimento do ferro, 368 Exercícios de classe, 368 Exercícios propostos, 369 Faça você mesmo: Uma pilha incomum, 372 Eletrólise, 373 Eletrólise ígnea, 373 Eletrólise em meio aquoso, 374 Exercício resolvido, 376 Exercícios de classe, 376 Produto iônico da água e pH, 418 Equilíbrio iônico da água, 418 Produto iônico da água (KW), 419 Escala de pH, 419 Indicadores e pH, 421 Determinação da [H+] e da [OH–] nas soluções, 422 Exercício resolvido, 423 Exercícios de classe, 423 Exercícios propostos, 425 Aspectos quantitativos da eletrólise, 377 Exercícios de classe, 378 Exercícios propostos, 379 Faça você mesmo: Cobreação, 381 Hidrólise salina, 427 Acidez e basicidade das soluções aquosas dos sais, 427 Exercícios de classe, 429 Exercícios propostos, 429 Exercícios de contexto, 429 UNIDADE 15 — Cinética química, 382 Introdução, 382 Velocidade média de uma reação, 383 Exercícios de classe, 384 Constante de produto de solubilidade (Ks), 431 Produto de solubilidade, 432 Efeito do íon comum e solubilidade, 433 Exercícios resolvidos, 433 Exercícios de classe, 434 Exercícios propostos, 434 Exercícios globalizantes, 435 Condições para ocorrência de reações, 385 Teoria da colisão, 385 Fatores que influenciam a velocidade de uma reação, 387 Lei da velocidade, 389 Exercício resolvido, 390 Exercícios de classe, 391 Exercícios propostos, 393 Faça você mesmo: Imaginando explicações (hipóteses), 396 UNIDADE 18 — Radioatividade, 437 A descoberta dos raios X, 437 Radiações do urânio,437 Leis da radioatividade, 438 1ª lei: a emissão de partículas α, 438 2ª lei: a emissão de partículas β, 438 Transmutações, 439 Exercício resolvido, 439 Exercícios de classe, 440 Leitura: Pequena loja do rádio, 441 UNIDADE 16 — Equilíbrios químicos, 397 Introdução, 397 Constante de equilíbrio em termos de concentração, 398 Interpretação do valor de KC e extensão da reação, 400 Quociente de equilíbrio (QC), 401 Constante de equilíbrio em termos de pressão, 401 Exercício resolvido, 402 Exercícios de classe, 403 Exercícios propostos, 404 Cinética das desintegrações radioativas, 441 Leitura: Efeitos da precipitação radioativa e a meia-vida, 442 Exercício resolvido, 443 Exercícios de classe, 444 Exercícios propostos, 444 Deslocamento de equilíbrio, 405 Princípio de Le Chatelier, 405 Complemento: Fenômenos radioativos e suas utilizações, 447 Exercícios, 451 SUMÁRIO Super Stock 9 PARTE 3 QUÍMICA ORGÂNICA Introdução à química orgânica, 454 Os primórdios da Química Orgânica, 454 Química Orgânica hoje, 454 Radicais ou grupos orgânicos, 487 Exercício resolvido, 488 Exercícios de classe, 489 UNIDADE 19 — Compostos orgânicos, 456 Composição, 456 Características gerais, 456 Temperatura de fusão e temperatura de ebulição, 457 Solubilidade, 457 Combustibilidade, 457 Capacidade de formar cadeias, 458 Classificação do carbono, 458 Exercícios de classe, 459 Nomenclatura de hidrocarbonetos ramificados, 489 Alcanos, 489 Alquenos, alquinos e dienos, 490 Cicloalcanos e aromáticos, 491 Exercício resolvido, 493 Exercícios de classe, 494 Exercícios propostos, 495 Hidrocarbonetos: fontes e principal uso, 497 Petróleo, 497 Exercícios de classe, 499 Classificação das cadeias carbônicas, 460 Disposição dos átomos de carbono, 460 Tipo de ligação entre os átomos de carbono, 462 Natureza dos átomos que compõem a cadeia, 462 Exercício resolvido, 463 Exercícios de classe, 463 Exercícios propostos, 464 Combustão, 500 Exercícios de classe, 501 Exercícios propostos, 502 UNIDADE 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio, 505 Álcoois, 505 Nomenclatura oficial dos álcoois, 506 Nomenclatura usual para monoálcoois, 507 Principais álcoois, 507 Leitura: Bebidas alcoólicas, 509 Exercícios de classe, 510 Complemento: Modelo dos orbitais e a ligação covalente, 466 Exercícios, 471 Introdução às funções orgânicas, 473 Nomenclatura IUPAC, 473 UNIDADE 20 — Hidrocarbonetos: características e nomenclatura, 475 Características e nomenclatura de hidrocarbonetos alifáticos, 475 Alcanos ou parafinas, 475 Alquenos, alcenos ou olefinas, 476 Alquinos ou alcinos, 478 Alcadienos ou dienos, 479 Exercícios de classe, 479 Fenóis, 510 Principal fenol, 511 Exercícios de classe, 512 Aldeídos, 512 Um aldeído importante, 513 Exercícios de classe, 513 Cetonas, 514 Principal cetona, 515 Exercícios de classe, 515 Características e nomenclatura de hidrocarbonetos cíclicos, 480 Cicloalcanos, ciclanos ou cicloparafinas, 480 Cicloalquenos, cicloalcenos ou ciclenos, 481 Aromáticos, 481 Exercícios de classe, 482 Exercícios propostos, 483 Exercícios de contexto, 485 Ácidos carboxílicos, 516 Principais ácidos carboxílicos, 516 Derivados diretos de ácidos carboxílicos, 517 Exercícios de classe, 518 Ésteres orgânicos, 519 Exercícios de classe, 519 Éteres, 520 O principal éter, 521 Exercícios de classe, 521 Exercícios propostos, 522 Exercícios de contexto, 525 Radicais, 486 Cisão de ligações, 486 10 UNIDADE 22 — Funções orgânicas contendo nitrogênio e haletos, 527 Aminas, 527 Leitura: Aminas: Medicina e sociedade, 528 Exercícios de classe, 530 SUMÁRIO Halogenação, 579 Adição de HX, 579 Reações de hidratação de alquenos e alquinos, 580 Adição em aromáticos, 580 Exercícios de classe, 581 Amidas, 530 A principal amida: uréia, 530 Exercícios de classe, 531 Haletos, 532 Haletos orgânicos, 532 Haletos de ácido ou haletos de acila , 532 Alguns haletos, 533 Exercícios de classe, 534 Exercícios propostos, 535 Reações de oxidação de alquenos, 581 Oxidação branda, 581 Ozonólise, 582 Oxidação enérgica, 583 Exercício resolvido, 583 Exercícios de classe, 584 Exercícios propostos, 585 Exercícios globalizantes, 589 Complemento: Outras funções orgânicas, 537 Exercícios, 539 UNIDADE 26 — Reações orgânicas de outras funções, 591 Álcoois, 591 Reações com álcoois, 591 Alguns métodos de obtenção de álcoois, 594 Exercícios de classe, 595 Exercícios de contexto, 597 UNIDADE 23 — Sinopse das principais funções e algumas propriedades físicas, 541 Reconhecimento de funções, 541 Exercícios de classe, 542 Algumas propriedades físicas dos compostos orgânicos, 543 Temperatura de ebulição, 543 Solubilidade, 544 Exercício resolvido, 545 Exercícios de classe, 546 Exercícios propostos, 547 Faça você mesmo: Polaridade e ligações intermoleculares, 550 Aldeídos e cetonas, 598 Reações de aldeídos e cetonas, 598 Métodos de obtenção de aldeídos e cetonas, 599 Exercícios de classe, 600 Ácidos carboxílicos, 600 Propriedades químicas dos ácidos carboxílicos, 601 Reações dos ácidos carboxílicos, 603 Métodos de obtenção de ácidos carboxílicos, 603 Exercícios de classe, 603 UNIDADE 24 — Isomeria, 551 O que é isomeria?, 551 Isomeria plana, 552 Exercícios de classe, 554 Ésteres, 605 Classificação dos ésteres, 605 Reações dos ésteres, 607 Exercícios de classe, 610 Isomeria espacial, 555 Isomeria geométrica, 555 Exercícios de classe, 557 Aminas, 611 Propriedades químicas de aminas e aminoácidos, 611 Métodos de obtenção de aminas, 612 Exercícios de classe, 612 Exercícios propostos, 613 Isomeria óptica, 558 Leitura: Isomeria óptica — Prêmio Nobel, 563 Exercícios de classe, 564 Exercícios de contexto, 565 Exercícios propostos, 567 UNIDADE 27 — Polímeros, 619 Polímeros sintéticos, 619 Polímeros de adição, 619 Polímeros de condensação, 621 Exercícios de classe, 623 UNIDADE 25 — Reações de hidrocarbonetos, 571 Tipos de reações orgânicas, 571 Reações de substituição, 572 Halogenação, 572 Nitração, 574 Sulfonação, 574 Reações características de aromáticos, 575 Exercícios de classe, 577 Polímeros naturais, 624 Borracha, 625 Polissacarídeos, 625 Proteínas ou polipeptídeos, 626 Exercícios de classe, 627 Exercícios propostos, 628 Exercícios globalizantes, 631 Reações de adição, 578 Hidrogenação catalítica, 578 Respostas, 633 Siglas dos vestibulares, 667 AGB Photo Library QUÍMICA A produção de diversos materiais que utilizamos em nosso dia-a-dia, como, por exemplo, a borracha, o náilon e o metal, é resultado de conhecimentos de Química e de sua aplicação industrial. Observe o exemplo a seguir: Christof Gunkel Tênis: composto de borracha, náilon e metal. Borracha natural Billy Hustage / Tony Stone Keydisc Tecido natural Maurício Simonetti/Pulsar Metal natural Seringueira. Algodoeiro. sintética Kinofotoarquivo Tony Stone sintético Torre de petróleo. Náilon. Extração de minério de ferro. O tênis é um bom exemplo de produto final formado por um conjunto de materiais encontrados na natureza ou sintetizados pelo ser humano. Unidade 1 — Introdução ao estudo da Química 13 Assim, podemos perceber que a Química estuda a matéria, as substâncias que a constituem e as suas transformações. Tecnologia O desenvolvimento da tecnologia é responsável pela mudança de muitos hábitos, e, geralmente, proporciona melhoria da qualidade de vida. O conhecimento científico normalmente precede seu uso, ou seja, existe sempre um intervalo de tempo entre a descoberta científica e sua aplicação. Na tabela ao lado, podemos ver alguns exemplos: Descoberta Fotografia DDT 1782 1873 Aplicação 1838 1939 Raios X (em Medicina) 1895 (dezembro) 1896 (janeiro) Antibióticos Náilon Fotocópia Videocassete 1910 1927 1935 1950 1940 1939 1950 1956 O mesmo acontece com as descobertas no campo da Química: muitas vezes seu aproveitamento prático não é imediato, ou seja, é necessário o uso e o desenvolvimento de tecnologia para que determinada descoberta gere benefícios para a sociedade. Hoje, seria impossível viver sem os conhecimentos e a aplicação da Química. Se, de um lado, a aplicação de produtos químicos propiciou o aumento na produção de alimentos, por outro lado, o uso indevido de tais produtos tem causado alterações tão perigosas no meio ambiente a ponto de colocar em risco a manutenção da vida na Terra. Por isso, é importante conhecermos a Química para podermos utilizar os avanços tecnológicos de uma maneira racional, definir critérios para o aproveitamento dos recursos naturais e estudar formas de reaproveitar e diminuir a quantidade dos dejetos produzidos pela nossa sociedade. Atualmente, cada brasileiro produz em média 0,6 kg diários de lixo. No total, o lixo domiciliar chega a 96 mil toneladas/dia. Embora, no Brasil, em muitos municípios a composição do lixo apresente características bem diferentes, sua composição média pode ser representada pelo esquema a seguir, em porcentagem de massa: borracha 0,4 madeira, couro, louça 0,9 trapos 1,5 vidro 2,2 orgânicos* 69,8 papel, papelão 13,6 plásticos 6,5 outros 2,4 metais 2,7 * Restos de alimentos, folhas e talos de hortaliças e árvores, cascas de frutas, legumes, ovos, papel higiênico e guardanapos usados. Fonte: CEMPRE — Compromisso empresarial para a reciclagem. 14 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Para diminuir a quantidade do lixo produzido e incentivar sua coleta seletiva, instituiu-se um conjunto de procedimentos conhecido por “política dos 3 erres”: Redução do lixo produzido Para isso, recomenda-se a escolha de embalagens que produzam a menor quantidade possível de lixo. Reutilização de tudo o que for possível Reutilizar embalagens plásticas e de vidro, evitando o seu descarte e a compra de recipientes específicos, que também acabarão por virar lixo. Fotos: Christof Gunkel Os sacos plásticos usados nos supermercados para acondicionar as compras podem ser empregados para descarte do lixo doméstico. As embalagens vazias de produtos como margarina, palmito ou azeitonas servem para acondicionar alimentos e guardá-los na geladeira. Garrafas vazias de refrigerantes podem ser usadas para acondicionar água ou sucos. Nesses casos as embalagens reutilizadas devem ter seu conteúdo indicado por etiquetas. Reciclagem A reciclagem permite a transformação de materiais como papel, vidro, latas, plásticos e embalagens diversas em novos objetos. Esse procedimento, além de diminuir o acúmulo de lixo e ajudar na preservação das fontes naturais, é extremamente vantajoso em termos econômicos, já que em vários casos é mais barato reciclar do que produzir utilizando matérias-primas novas. papel reciclável o vidro é reciclável aço al alumínio reciclável papel reciclado o plástico é reciclável Alguns símbolos universais relacionados à reciclagem, utilizados em diversas embalagens. Para indicar diferentes tipos de plásticos, usam-se números que variam de 1 a 7. Unidade 1 — Introdução ao estudo da Química 15 Em algumas cidades do Brasil há recipientes apropriados para a coleta de materiais recicláveis. Nessa situação, é fundamental a participação dos cidadãos. Esse processo é limitado por dois fatores: a separação dos materiais e a forma de coleta. A reciclagem deve ser facilitada pelo uso de latas de lixo diferentes para diferentes materiais recicláveis, evitando-se que eles fiquem sujos ou contaminados. QUÍMICA: UMA CIÊNCIA EXPERIMENTAL A maioria das culturas antigas se preocupou em entender a relação existente entre o ser humano e o mundo da natureza e seus fenômenos. Para isso, esses povos criaram mitos e lendas em que atuavam deuses e outras figuras dotadas de poderes sobrenaturais. Através dessas narrativas, explicavam a criação do mundo, a origem do fogo, a descoberta de ferramentas, o cultivo de alimentos etc. Philadelphia Museum of art/Corbis O PROCESSO DE DESCOBERTA De acordo com um mito surgido entre os gregos, Prometeu teria roubado o fogo dos deuses, dando-o aos homens. Como castigo, foi condenado a ter o fígado comido por um abutre por toda a eternidade. As primeiras tentativas de entender os fenômenos naturais, desvinculadas da religião ou de forças sobrenaturais, surgiram no século V a.C., na Grécia. Foi Empédocles, um filósofo grego, quem lançou a idéia para explicar a constituição da matéria. Para ele, ela seria formada por quatro elementos primários — o fogo, o ar, a água e a terra. Esses elementos seriam indestrutíveis, mas estariam sofrendo constantes transformações. Mais tarde, Aristóteles introduziu a idéia de que esses quatro elementos podiam ser diferenciados por suas propriedades: — O fogo v seria quente e seco. — O ar v seria quente e úmido. — A água w seria fria e úmida. — A terra w seria fria e seca. Dessa maneira, seria possível transformar uma substância em outra, desde que se alterasse uma de suas propriedades. Por exemplo, se o ar — quente e úmido — fosse resfriado, poderia ser transformado em chuva. e nt ue q Thales Trigo ar úm id o fogo se ca água terra a fri 16 Nem todos os filósofos gregos da Antigüidade tinham a mesma concepção a respeito da natureza da matéria. Por volta de 400 a.C., os filósofos Leucipo e Demócrito formularam outra idéia, segundo a qual a matéria seria constituída de pequenas partículas que sempre existiram e que seriam indivisíveis: os átomos. Selo em homenagem a Demócrito. CEDOC PARTE 1 — QUÍMICA GERAL O conceito de Empédocles e Aristóteles foi aceito por mais de dois mil anos. Foi a mola propulsora dos alquimistas, os quais, até o século XV, tentavam transformar metais baratos, como o chumbo, em ouro. Os alquimistas foram muito importantes para a Química. Tentando encontrar a pedra filosofal, que teria o poder de transformar qualquer metal em ouro, e o elixir da longa vida, que tornaria o ser humano imortal, criaram um grande número de aparelhos de laboratório e desenvolveram processos importantes para a produção de metais, de papiros, de sabões e de muitas substâncias, como o ácido nítrico, o ácido sulfúrico, o hidróxido de sódio e o hidróxido de potássio. CEDOC Laboratório de alquimista (século XVI). O MÉTODO CIENTÍFICO A concepção de Aristóteles só foi abandonada quando Robert Boyle, em seu livro The sceptical chemist (O químico cético), publicado em 1661, mostrou ser impossível extrair os quatro elementos a partir de uma substância. Boyle propôs uma definição para elemento químico diferente da formulada pelos antigos gregos. Para Boyle, elemento químico era toda substância que não podia ser decomposta em substâncias mais simples. Boyle fundamentou sua teoria na realização de experimentos e na interpretação dos resultados obtidos, processo que hoje se denomina método científico. As principais características do método científico são: • realizar experimentos apropriados para responder a questões; • a partir da observação, estabelecer relações: Princípios: proposições ou generalizações de regularidades, semelhanças ou coincidências verificadas nos experimentos. Unidade 1 — Introdução ao estudo da Química 17 Leis: relações matemáticas entre as grandezas envolvidas nos experimentos. • elaborar hipóteses; Hipóteses: suposições feitas para tentar explicar os fatos observados. • fazer previsões sobre novos experimentos e testá-los. Nem sempre os experimentos confirmam as previsões, caso em que o processo é reiniciado. Assim, o cientista está sempre construindo o conhecimento a partir de um processo contínuo de acertos e erros. Com base nos meus conhecimentos de Química, suponho que a mistura dessas duas substâncias seja muito reativa. Vou derramar uma sobre a outra e agitar a mistura… Humm, nenhuma mudança. Logo, nestas condições, as duas não reagem. Fazendo uma previsão. Experimentando. Tirando conclusões. …então estas outras duas também não devem reagir. Talvez seja melhor mudar minhas roupas e minha teoria. Prognosticando (hipótese). Modificando idéias. David A. Ucko. O processo da Ciência (adaptado de quadro autorizado pelo Museum of Science and Industry, Chicago). Os experimentos que nos ajudam a ter uma idéia a respeito da matéria e suas transformações são normalmente realizados em laboratórios, com o uso de aparelhagem apropriada. O LOCAL DE TRABALHO DO QUÍMICO A maior parte das atividades de um químico se desenvolve no laboratório. Por esse motivo, é necessário ter uma noção de sua aparelhagem básica e de como trabalhar nele. Um laboratório pode tornar-se um lugar muito perigoso, devido ao uso inadequado dos materiais e equipamentos nele existentes. Por isso, é importante conhecermos algu- 18 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL mas normas de segurança. A maior parte dos acidentes que podem ocorrer em um laboratório é provocada pelo desconhecimento das seguintes regras básicas de segurança: a) não correr; b) manter os acessos desimpedidos; c) não colocar livros, sacolas, ferramentas etc. sobre as bancadas ou bancos; d) não comer, beber ou fumar; e) manter os extintores de incêndio em condições de uso; f) manter o local sempre limpo e organizado; g) fechar gavetas e armários logo após o uso. Proteção pessoal Para proteger pele e roupas, deve-se usar sempre um avental de mangas longas, feito de algodão, pois fibras sintéticas são altamente inflamáveis. Quando for necessário proteger os olhos, é conveniente usar óculos de segurança. Para proteção das mãos, ao trabalhar com produtos corrosivos, devem-se usar luvas de borracha. Nos laboratórios e nos rótulos das embalagens de reagentes são utilizados símbolos de segurança, que têm a finalidade de informar e alertar sobre a existência de perigo. Veja alguns deles: Avental de algodão com mangas longas. Indica que devemos proteger a pele e a roupa. Possibilidade de ocorrência de explosão. Óculos de segurança. Devem ser usados na proteção de respingos e estilhaços. Símbolo de substâncias venenosas, que não devem entrar em contato com a pele nem ter seus vapores inalados. Possibilidade de choque elétrico. O uso de luvas evita o contato das mãos com substâncias corrosivas, vidros quebrados e objetos quentes. Usar pinça de madeira para o aquecimento do tubo de ensaio. Indica materiais radioativos. Identifica substâncias inflamáveis. O descarte de determinado material deve ser feito de maneira específica (conforme indicação do professor). Símbolo de alerta para a necessidade de lavar as mãos após cada experimento (evitar tocar o rosto e os olhos durante o experimento). Caixa de primeiros socorros. (Seu uso deve ser orientado pelo professor.) Identifica substâncias cáusticas ou corrosivas. Indica produção de vapores nocivos ou venenosos, que não devem ser inalados. Unidade 1 — Introdução ao estudo da Química 19 Exercícios de classe Ao longo da sua vida, você acumula uma série de conhecimentos químicos, mesmo sem perceber. Useos para responder às seguintes questões: 1. Cite pelo menos um metal encontrado em cada um dos objetos a seguir: a) panela; b) fio condutor de eletricidade; c) jóia; d) trilho de trem; e) lata de bebida; f ) faca; g) filamento de lâmpada. 2. Qual substância encontrada no vinho e na pinga pode ser utilizada como combustível para mover veículos? Qual matéria-prima é utilizada no Brasil para produzi-la? 3. Os alimentos podem apresentar, em sua composição, proteínas, gorduras, fibras etc. Dentre os alimentos a seguir, indique pelo menos um componente presente: a) na carne bovina; b) no peixe; c) nas verduras; d) no leite e no queijo; e) nos ovos; f ) nas frutas. 4. O fumo — matéria-prima do cigarro — contém mais de 4 mil compostos, dos quais cerca de 400 são venenosos, e 40 substâncias cancerígenas. Cite o nome da substância mais conhecida presente no fumo. 5. Quais procedimentos você adotaria para diminuir a quantidade de lixo? Exercícios propostos 1. Qual substância, que pode ser extraída da água do mar, é usada como tempero de alimentos e, quando adicionada à carne crua, favorece a sua conservação? Cite outra fonte de obtenção dessa substância. 2. Procure, em sua casa, embalagens que apresentem os símbolos a seguir e indique de que material elas são constituídas. a) c) e) des volumes de capitais por parte das empresas e dos governos? 5. Leia atentamente os itens a seguir e indique quais geram benefícios, problemas ou ambos. Justifique a sua resposta. a) utilização de derivados de petróleo: gasolina, óleo diesel etc.; b) utilização de inseticidas domésticos; c) conservantes de alimentos; d) consumo de refrigerantes; e) consumo de adoçantes artificiais. 6. Um estudante preparou pipocas no laboratório usando alguns grãos de milho, um béquer grande e uma lâmina de plástico, na qual fez um furo com alfinete antes de cobrir o béquer. Após aquecer o sistema durante certo tempo, ele observou que os grãos “explodiam”, transformando-se em pipoca, e que havia algumas gotas de água na face interna da lâmina plástica. Com base nessas informações, responda: a) Qual a origem da água presente na lâmina de plástico? b) O que deve ter ocorrido no interior do grão de milho para causar a “explosão”? c) Essa transformação ocorreria sem aquecimento? d) Se usássemos uma balança de grande precisão para medir a massa do grão de milho antes e após a “explosão”, a massa seria a mesma? al b) d) f) PET 3. No lixo doméstico, existem vários materiais recicláveis. Cite alguns deles. 4. Em 1984, numa indústria da Union Carbide, na cidade de Bhopal, na Índia, ocorreu um vazamento da substância isocianato de metila, a matéria-prima que compõe inseticidas extremamente poderosos. Mais de 3 mil pessoas morreram, e outras 14 mil apresentaram seqüelas, como cegueira, esterilidade, distúrbios neurológicos, alterações no funcionamento do fígado, rins etc. Na sua opinião, os governos deveriam ou não proibir a fabricação desses inseticidas, os quais, apesar de extremamente tóxicos, permitem o aumento da produtividade agrícola, amenizando problemas gerados pela fome? Quais sugestões você apresentaria para resolver esse problema? Algumas delas envolveriam aplicação de gran- 20 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL CONCEITOS FUNDAMENTAIS MATÉRIA Matéria: tudo o que ocupa lugar no espaço e tem massa. A matéria nem sempre é visível. O ar é um exemplo disso. Podemos, através de experimentos simples, constatar que o ar ocupa lugar no espaço. Observe um deles: Usamos massa de modelar para prender um funil em um frasco de vidro e, ao mesmo tempo, vedar o frasco, impedindo a saída de ar por pequenos orifícios. Assim, o ar só entra ou sai através do funil. Se tentarmos colocar um líquido colorido no frasco (água com groselha, por exemplo), verificaremos que o líquido não consegue entrar, impedido pelo ar contido no frasco. Podemos também determinar a massa de uma certa quantidade de ar mediante a utilização de balanças. Um litro de ar apresenta massa aproximada de 1,3 gramas. ENERGIA Na verdade, não existe uma definição satisfatória para energia. Porém, pode-se afirmar que o conceito de energia está diretamente relacionado à realização de trabalho, ao fato de provocar modificações na matéria e de ser interconversível em suas várias formas. Uma das formas de energia mais utilizadas é a elétrica, que pode ser obtida de várias maneiras. Vejamos algumas delas: Stock Photos Nas usinas hidrelétricas, quando a água represada cai através de tubulações, faz girar turbinas acopladas a um gerador, o qual produz energia elétrica. Essa é uma fonte de energia praticamente inesgotável; contudo, seu funcionamento depende de um volume mínimo de água represada. A construção de grandes usinas gera problemas sociais e ambientais. Existem vários processos químicos (reações químicas), que serão estudados em eletroquímica, os quais podem originar energia elétrica. As células fotoelétricas dos painéis solares transformam a energia luminosa proveniente do Sol em energia elétrica, sendo considerada uma fonte de energia inesgotável e que não produz danos ao meio ambiente. Imagebank Martin Bond/SPL A energia eólica (ar em movimento), que já foi usada para produzir energia mecânica nos moinhos, atualmente é usada com auxílio de turbinas, para produzir energia elétrica. Christof Gunkel Unidade 1 — Introdução ao estudo da Química Delfim Martins/Pulsar Christof Gunkel 21 Nas usinas nucleares, como nas termoelétricas, através de processos físico-químicos, produz-se energia térmica, que é transformada em energia elétrica. Christof Gunkel Christof Gunkel Christof Gunkel A distribuição da energia elétrica para as diferentes regiões de um país é feita por redes de transmissão. Stock Photos Ao chegar em sua casa ou em instalações industriais, a energia elétrica é transformada em outros tipos de energia. UNIDADES DE MEDIDA Em Química, para realizar qualquer experimento, além dos conceitos básicos de matéria e energia, também é necessário conhecer algumas unidades de medida. A medida de uma grandeza é um número que expressa uma quantidade, comparada com um padrão previamente estabelecido. Os múltiplos e submúltiplos do padrão são indicados por prefixos. Massa Massa (m): a quantidade de matéria que existe num corpo. Observação: Essa definição é simplificada, pois o conceito de massa não é absoluto. De acordo com 2ª Lei de Newton, a massa de um corpo está relacionada com a medida da sua inércia, ou seja, medida da dificuldade que um corpo tem para variar a sua velocidade (massa inercial). Há também outra definição — a de massa gravitacional, cuja medida depende da existência de força gravitacional. Neste caso, a massa de um corpo pode ser medida, por exemplo, mediante o uso de balanças. A determinação da massa de um corpo é feita pela comparação da massa desconhecida desse corpo com outra massa conhecida, um padrão. Para esta determinação usase um aparelho chamado balança. 22 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL No Sistema Internacional (SI), a unidade-padrão de massa é o quilograma (kg). quilograma (kg) grama (g) Fotos: Thaís Falcão 1 000 g ou 103 g 1 g ou 100 g 0,001 g ou 10–3 g miligrama (mg) À esquerda: balança de pratos. À direita: balança moderna. Volume Volume (V): é a extensão de espaço ocupado por um corpo. vol. = = = = 10 cm · 10 cm · 10 cm 1 000 cm3 1 000 mL 1L vol. = 1 cm · 1 cm · 1 cm = 1 cm3 = 1 mL O volume de um corpo com a forma de um cubo é determinado multiplicando-se seu comprimento por sua altura e por sua largura. V = comprimento · altura · largura 1 cm No SI, a unidade-padrão de volume é o metro cúbico (m3). No entanto, a unidade mais usada em Química é o litro (L). m3 1 000 dm3 ou 1 000 L 1 dm3 ou 1 L 0,001 dm3 ou 0,001 L 10–3 dm3 ou 10–3 L dm3 ou L cm3 ou mL 10 cm 10 cm 10 cm = 1 dm Num laboratório, os volumes dos líquidos podem ser obtidos de várias maneiras, usando-se diferentes aparelhos, em função do volume de líquido a ser determinado. Observe: Fotos:Thales Trigo Béquer. Erlenmayer. Balões volumétricos. Pipetas. Bureta. Proveta. Esses equipamentos são utilizados na obtenção de medidas volumétricas de líquidos. Unidade 1 — Introdução ao estudo da Química 23 proveta Observação: Quando usamos aparelhagem de medida de volume, devemos manter os olhos no mesmo nível da superfície do líquido, conforme mostra a figura ao lado. Temperatura Temperatura (T): relaciona-se com o estado de agitação das partículas que formam um corpo e com a capacidade desse corpo de transmitir ou receber calor. Os valores de temperatura são determinados por um aparelho chamado termômetro, que consiste de um fino tubo de vidro graduado e parcialmente cheio de mercúrio ou álcool colorido. À medida que a temperatura aumenta, o líquido se expande e se move ao longo do tubo. A graduação do tubo indica a variação de escala escala Kelvin Celsius temperatura do líquido. Essa graduação é a ponto de 373,15 K 100,00 ºC escala termométrica do aparelho (existem ebulição da água várias escalas em uso, atualmente). A escala de graduação mais comumente usada ponto de 273,15 K 0,00 ºC solidificação nos trabalhos científicos é a escala Celsius. Ela da água possui dois pontos de referência: o congelamento e a ebulição da água ao nível do mar, que corresTK = TºC + 273 pondem, respectivamente, a 0 ºC e 100 ºC. Existem outras escalas centígradas, como a zero 0,00 K –273,15 ºC Kelvin, recomendada pelo SI e conhecida como absoluto escala absoluta. Pressão Pressão (P): a relação entre a força exercida na direção perpendicular, sobre uma dada superfície, e a área dessa superfície. A Terra está envolvida por uma camada de ar que tem espessura aproximada de 800 km. Essa camada de ar exerce pressão sobre os corpos: a pressão atmosférica. Variação da pressão na superfície unidade de volume = 1 L = poucas partículas P’’ unidade de volume = 1 L = mais partículas P’ unidade de volume = 1 L = muito mais partículas P = 1 atm mar P > P’ > P’’ > … A pressão atmosférica varia de acordo com a altitude. Em regiões de grande altitude, há menor quantidade de partículas do ar por unidade de volume, portanto a pressão também é menor. A diminuição do número de partículas do ar em grandes altitudes pode ser a causa de problemas para pessoas desacostumadas a essa condição. 24 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Pelo Sistema Internacional (SI), a unidade-padrão é o pascal (Pa), que se relaciona com a unidade atmosfera na seguinte proporção: 1 atm = 101 325 Pa ou, aproximadamente, 1 atm Unidades de pressão atm 1 cm Hg mm Hg 76 760 torr 760 kPa 100 100 kPa Densidade Densidade (d): é a relação (razão) entre a massa de um material e o volume por ele ocupado. A expressão que permite calcular a densidade é dada por: massa m kg d= ⇒ d= ⇒ d= Volume V m3 Para sólidos e líquidos, a densidade geralmente é expressa em gramas/centímetros cúbicos (g/cm3); para gases, costuma ser expressa em gramas/litro (g/L). Nas regiões polares, é comum a presença de grandes blocos de gelo (água pura), os icebergs, flutuando na água do mar (água e outros materiais). Isso ocorre porque a densidade do gelo (0,92 g/cm3) é menor que a densidade da água do mar (1,03 g/cm3). Stock Photos (Unicamp-SP) Três frascos de vidro transparente, fechados, de formas e dimensões iguais, contêm cada um a mesma massa de líquidos diferentes. Um contém água, o outro, clorofórmio e o terceiro, etanol. Os três líquidos são incolores e não preenchem totalmente os frascos, os quais não têm nenhuma identificação. Sem abrir os frascos, como você faria para identificar as substâncias? A densidade (d) de cada um dos líquidos, à temperatura ambiente, é: d(água) = 1,0 g/cm3 d(clorofórmio) = 1,4 g/cm3 d(etanol) = 0,8 g/cm3 ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO SOLUÇÃO m A partir da expressão que permite calcular densidades d = V , temos que m = d · V 123 ! mágua = dágua · Vágua mclorofórmio = dclorofórmio · Vclorofórmio metanol = detanol · Vetanol como a massa é a mesma, o líquido de maior densidade deverá apresentar o menor volume ! m=d V Unidade 1 — Introdução ao estudo da Química 25 A ilustração ao lado nos fornece uma representação dos três frascos. clorofórmio água etanol Observação: Em laboratório, os reagentes líquidos comumente são armazenados em plásticos ou frascos de vidro de rolha esmerilhada, como os da ilustração. Exercícios de classe 1. Transforme as massas em gramas (g): a) 0,20 kg b) 200 mg 2. Transforme os volumes em litros (L): a) 1 dm3 b) 100 mL c) 200 cm3 d) 3,0 m3 3. Transforme as temperaturas: a) 27 ºC em Kelvin (K) b) 500 K em ºC (Celsius) 4. Transforme as pressões: a) 1 520 mm Hg em atm b) 0,5 atm em mm Hg 5. Observe a tabela: Substância água benzeno clorofórmio Densidade 1,0 g/cm3 0,90 g/cm3 1,53 g/cm3 50 40 30 20 10 Esses três materiais foram colocados numa proveta, originando um sistema com o seguinte aspecto: Relacione as substâncias A, B, C com aquelas mencionadas na tabela. Justifique. A B C Exercícios propostos 1. Quantos sacos de cimento com 50 kg de massa podem ser transportados por um caminhão com capacidade máxima de carga igual a 10 t? Dado: 1 tonelada = 103 kg 2. Considere as informações: • 1 microlitro (µL) = 10–6 L • volume de 1 gota = 5µL = 50 · 10–6 L Determine o número de gotas necessário para encher um recipiente de 0,20 L. 3. A febre é o aumento da temperatura corporal, que raramente excede a 41 ºC nos seres humanos, e faz parte do mecanismo de defesa do corpo, pois é normalmente provocada por processos inflamatórios, infecciosos e de intoxicação. Por outro lado, temperaturas abaixo de 36,1 ºC, provocadas pela exposição prolongada a ambientes muito frios, também podem ser letais: o organismo, na tentativa de manter sua temperatura normal, acelera intensamente o metabolismo, acarretando infartos. Quais os valores, em Kelvin (K), para as temperaturas mencionadas no texto? 4. Um mergulhador, quando atinge a profundidade de 32 m, está sujeito a uma pressão total de 5 atm, que corresponde à soma da pressão exercida pela atmosfera e da coluna de água sobre ele. Determine a pressão total, em mm Hg, que agirá sobre esse mergulhador quando ele atingir uma profundidade de 64 m. 5. (UFPI) Em uma cena de um filme, um indivíduo corre carregando uma maleta tipo 007 (volume de 20 dm3) cheia de barras de um certo metal. Considerando que um adulto de peso médio (70 kg) pode deslocar com uma certa velocidade, no máximo, o equivalente ao seu próprio peso, indique qual o Densidade em g/cm3 metal contido na Alumínio 2,7 maleta, observando Zinco 7,1 os dados da tabela Prata 10,5 ao lado. Chumbo 11,4 3=1L (Dado: 1 dm Ouro 19,3 = 1 000 cm3) a) Alumínio. d) Chumbo. b) Zinco. e) Ouro. c) Prata. 26 6. (ENEM) Pelas normas vigentes, o litro do álcool hidratado que abastece os veículos deve ser constituído de 96% de álcool puro e 4% de água (em volume). As densidades desses componentes são dadas na tabela. Substância Densidade (g/L) água álcool 1 000 800 I II III IV V PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Posto Densidade do combustível (g/L) 822 820 815 808 805 Um técnico de um órgão de defesa do consumidor inspecionou cinco postos suspeitos de venderem álcool hidratado fora das normas. Colheu uma amostra do produto em cada posto, mediu a densidade de cada uma, obtendo: A partir desses dados, o técnico pôde concluir que estavam com o combustível adequado somente os postos: a) I e II. b) I e III. c) II e IV. d) III e V. e) IV e V. Exercícios de contexto 1. b) Quantos frascos desse medicamento você deve comprar para seguir a prescrição médica? c) Ocorrerá sobra de medicamento? Leia o texto a seguir para resolver as questões 3 e 4. Um dos combustíveis mais utilizados no mundo atual é a gasolina, que é uma mistura de hidrocarbonetos e apresenta densidade aproximada de 0,8 g/cm3. Seu preço varia de país para país, de acordo com vários fatores, tais como: quantidade do petróleo extraído de fontes nacionais, quantidade do petróleo importado, custo do transporte do petróleo e seus derivados, valor da moeda nacional etc. Nos Estados Unidos, a gasolina é comercializada usando-se como unidade de medida de volume o galão (correspondente a aproximadamente 3,8 L), cujo preço médio é de US$ 2,00. Num teste para medição de consumo de combustível, um automóvel vazio, contendo 57 L de gasolina no tanque, teve a sua massa medida antes e depois de percorrer uma distância de 150 quilômetros, sendo encontrados os seguintes valores: • massa inicial = 1 025,6 quilogramas • massa final = 1 013,6 quilogramas 3. Determine a massa da gasolina contida em um galão e o preço, em reais, de 1 L dessa gasolina, comprada nos Estados Unidos (1 US$ = R$ 2,70). Neste restaurante do tipo self-service, os clientes são “pesados” na entrada e na saída, e a cobrança é feita em função da diferença de massa. Suponha que você fosse a esse restaurante e na entrada a balança indicasse 40 quilogramas. Se na saída a balança indicasse 40,6 quilogramas, a) o seu aumento de massa corresponderia a quantos gramas? b) quanto você pagaria pela refeição? 2. Em vários medicamentos, como, por exemplo, xaropes, encontramos um pequeno frasco medidor, como mostra a figura ao lado: Suponha que seu médico tenha lhe receitado tomar 5 mL de um determinado xarope 4 vezes ao dia, durante 10 dias, e que o frasco continha 0,15 L do medicamento. a) Qual volume total, em litros (L), você deve ingerir diariamente? Unidade 1 — Introdução ao estudo da Química 27 II — o vapor gira as hélices de uma turbina III — o movimento no interior de um gerador produz energia elétrica a) Indique os itens que podem corresponder ao meio utilizado no processo: I — usina eólica II — usina termoelétrica III — células fotoelétricas IV — usina hidrelétrica V — usina nuclear b) Quais fontes de energia indicadas no exercício anterior podem produzir energia “limpa” e considerada inesgotável? c) Numa usina termoelétrica, uma das substâncias queimadas é o carvão. Durante essa queima (combustão), são lançados na atmosfera gases nocivos ao meio ambiente e ao ser humano. Como é denominada essa situação? 4. Considerando que a variação de massa seja devida unicamente à gasolina consumida, determine o volume de gasolina consumido e o consumo médio, em quilômetros por litro, no teste. 5. Observe o esquema: I – água em ebulição III – gerador II – turbina energia elétrica Sabendo que: I — a água passa do estado líquido para o de vapor d) Em qual dos processos citados uma estiagem prolongada pode afetar a produção de energia elétrica? Faça você mesmo Determinação do volume de um sólido Se o sólido apresentar forma geométrica bem definida, você pode determinar seu volume, medindo suas dimensões e multiplicando-as. Porém, se precisar determinar o volume de um sólido com formato irregular, conhecendo somente a sua massa, sem conhecer a sua densidade, você pode proceder da seguinte forma: a) Coloque água em um recipiente graduado, como uma proveta, até um determinado volume. b) Mergulhe o sólido de formato irregular no recipiente contendo água e verifique o novo volume de água. c) A diferença entre o volume final e o volume inicial é o volume deste sólido. A partir deste m procedimento podemos determinar a densidade do sólido utilizando a expressão d = . V volume final = Vf volume inicial = Vi volume inicial = Vi água água sólido com formato irregular Observação: Este procedimento é apropriado para sólidos mais densos que o líquido. Sugestão: Determine o volume e a densidade de uma bolinha de gude e de uma colher de chá. CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA Atualmente não há dúvidas de que toda matéria seja formada por minúsculas partículas, denominadas átomos. Essa idéia, como já vimos, foi proposta pelos filósofos gregos Leucipo e Demócrito (400 a.C.). Em 1808, baseado em fatos experimentais, o cientista britânico John Dalton (17661844) formula uma teoria atômica para explicar a constituição da matéria. TEORIA ATÔMICA DE DALTON Essa teoria possibilitaria, posteriormente, a criação do primeiro modelo do átomo, a qual expressa, em termos gerais, o seguinte: 1. A matéria é constituída de pequenas partículas esféricas maciças e indivisíveis denominadas átomos. 2. Um conjunto de átomos com as mesmas massas e tamanhos apresenta as mesmas propriedades e constitui um elemento químico. 3. Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, tamanhos e propriedades diferentes. Dalton acreditava que os átomos 4. A combinação de átomos de elementos difefossem maciços, esféricos e indirentes, numa proporção de números inteiros, visíveis como bolinhas de gude. origina substâncias diferentes. 5. Os átomos não são criados nem destruídos: são simplesmente rearranjados, originando novas substâncias. Para melhor representar sua teoria atômica, Dalton substituiu os antigos símbolos químicos da alquimia por novos e criou símbolos para outros elementos que não eram conhecidos pelos alquimistas. CEDOC Representação dos elementos químicos Até 1808, quando surgiu a teoria atômica de Dalton, eram conhecidos aproximadamente 50 elementos químicos. Por volta de 1810, o químico sueco Berzelius (1779-1848) organizou a notação química utilizada até essa data, que era bastante confusa, introduzindo como símbolo dos elementos as iniciais de seus nomes em latim. Unidade 2 — A matéria 29 Dalton Berzelius Nome em latim Símbolo em latim Au Ag Fe Cu Símbolo alquímico Nome em inglês Símbolo em inglês G S I C Elemento Ouro Prata Ferro Cobre Gold Silver Iron Copper Aurum Argentum Ferrum Cuprum Para indicar a proporção com que cada elemento entra na formação de determinada substância, Dalton associou um índice numérico aos símbolos. A representação gráfica de uma substância em que são utilizados os símbolos e os índices numéricos é denominada fórmula e representa a constituição de cada unidade formadora da substância. Essas unidades são denominadas moléculas. Representações de uma molécula de água 123 123 elementos hidrogênio = H oxigênio = O 2 átomos de H 1 átomo de O fórmula Representações de uma molécula de ozônio 123 elemento oxigênio = O H2O fórmula quantidade de átomos O3 123 quantidade de átomos 3 átomos de O 14243 = H2O = átomo de oxigênio átomo de hidrogênio 123 O3 = = átomo de oxigênio = John Dalton John Dalton é considerado o pai da Química teórica. Com apenas 12 anos de idade iniciou sua brilhante carreira lecionando em uma escola da comunidade Quaker, da qual era membro. Além de ter elaborado a teoria atômica, Dalton descobriu uma importante lei da Física — a Lei das Pressões Parciais dos Gases. Uma curiosidade sobre a sua vida profissional: ele Membro da comunidade Quaker também atuou como meteorologista, tendo feito cerca de 200 mil anotações. com seus trajes característicos do final do século XIX. Dalton foi o primeiro cientista a descrever uma deficiência visual — da qual sofria — cujo portador não consegue distinguir algumas cores, entre elas, o vermelho e o verde. O seu trabalho sobre essa deficiência foi tão importante que hoje ela é conhecida por daltonismo. Atualmente, sabe-se que o daltonismo afeta 5% dos homens e 0,5% das mulheres. 30 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA SUBSTÂNCIAS Como já vimos, um conjunto de átomos com as mesmas propriedades químicas constitui um elemento químico, e cada substância é caracterizada por uma proporção constante desses elementos. A classificação das diferentes substâncias é feita de acordo com sua composição. Substância pura Tipo de matéria formada por unidades químicas iguais, sejam átomos, sejam moléculas, e por esse motivo apresentando propriedades químicas e físicas próprias. As substâncias puras podem ser classificadas como simples ou compostas. Substâncias simples A substância formada por um ou mais átomos de um mesmo elemento químico é classificada como substância pura simples ou, simplesmente, substância simples. gás hélio (He) gás oxigênio (O2) gás ozônio (O3) fósforo (P4) Substâncias compostas Quando as moléculas de determinada substância são formadas por dois ou mais elementos químicos, ela é classificada como substância pura composta ou, simplesmente, substância composta. gás cianídrico (HCN) água (H2O) MISTURAS Mistura: é formada por duas ou mais substâncias, cada uma delas sendo denominada componente. Como as misturas apresentam composição variável, têm propriedades — como ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade — diferentes daquelas apresentadas pelas substâncias quando estudadas separadamente. Unidade 2 — A matéria 31 A maioria dos materiais que nos cercam são misturas. O ar que respiramos, por exemplo, é formado por uma mistura de três tipos principais de gases: • gás nitrogênio (N2) = 78%; • gás oxigênio (O2) = 21%; • gás argônio (Ar) 1%; • gás carbônico (CO2) 0,03%. Observação: Estamos considerando o ar seco, na ausência de poluentes. Tanto na água encanada como na água mineral existe um grande número de substâncias dissolvidas. A composição dessa mistura é dada nos rótulos das garrafas de água mineral. Christof Gunkel CEDOC CEDOC Álcool hidratado: formado por álcool etílico (C2H6O) e água (H2O). Ouro 18 quilates: mistura formada basicamente por 75% de ouro (Au) e 25% de cobre (Cu) e prata (Ag). Tipos de misturas De acordo com o aspecto visual de uma mistura, podemos classificá-la em função do seu número de fases: Fase: cada uma das porções que apresenta aspecto visual homogêneo (uniforme), o qual pode ser contínuo ou não, mesmo quando observado ao microscópio comum. Considere as seguintes misturas: óleo água + açúcar dissolvido água Aspecto visual contínuo: uma única fase. Aspecto visual descontínuo: duas fases. 32 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Dessa maneira, as misturas são classificadas em função de seu número de fases: Mistura homogênea: toda mistura que apresenta uma única fase. As misturas homogêneas são chamadas soluções. Alguns exemplos: água de torneira, vinagre, ar, álcool hidratado, pinga, gasolina, soro caseiro, soro fisiológico e algumas ligas metálicas. Além dessas, todas as misturas de quaisquer gases são sempre misturas homogêneas. Mistura heterogênea: toda mistura que apresenta pelo menos duas fases. Alguns exemplos de misturas heterogêneas: água e óleo, areia, granito, madeira, sangue, leite, água com gás. As misturas formadas por n sólidos apresentam n fases, desde que estes sólidos não formem uma liga ou um cristal misto. Independentemente de uma amostra de qualquer material ser uma substância ou uma mistura, ela será denominada um sistema — tudo que é objeto da observação humana — e também poderá ser classificada em função do seu aspecto visual. O granito apresenta três fases: quartzo, feldspato e mica. Thales Trigo O aspecto visual contínuo de uma mistura não se restringe apenas à simples percepção a olho nu, mas abrange também a utilização de aparelhos ópticos comuns: os microscópios. O leite é considerado uma mistura heterogênea. Aspecto homogêneo a olho nu Aspecto heterogêneo ao microscópio copo de leite líquido branco com gotículas de gordura (amarela) SISTEMAS Sistema homogêneo: apresenta aspecto contínuo, ou seja, é constituído por uma única fase. Sistema heterogêneo: apresenta um aspecto descontínuo, ou seja, é constituído por mais de uma fase. Unidade 2 — A matéria 33 Sistemas heterogêneos Sistemas homogêneos mistura substância pura substância pura gelo: H2O (sólida) água água: H2O (líquida) mistura óleo água Sistema homogêneo (uma fase) Sistema heterogêneo (mais de uma fase) Substância pura: um componente Mistura homogênea: mais de um componente Substância pura: um componente em diferentes estados físicos Mistura heterogênea: mais de um componente CONCEITOS FUNDAMENTAIS Elemento químico: é formado por átomos que apresentam propriedades químicas iguais. hidrogênio = símbolo: H Exemplos: elementos químicos oxigênio = símbolo: O Substância: é formada geralmente pela união de dois ou mais átomos. 1. Nível atômico ou “microscópico”: • Substâncias simples: são formadas por um único elemento químico. • Substâncias compostas: são formadas por mais de um elemento químico. gás hidrogênio (H2) gás cloro (Cl2) gás cianídrico (HCN) água (H2O) Mistura: é formada por mais de uma substância, as quais não podem ser representadas por uma única fórmula. Algumas vezes sua composição pode ser indicada pelas fórmulas de suas várias substâncias constituintes. 1. Nível microscópico mistura dos gases hidrogênio (H2) e cloro (Cl2) mistura de água (H2O) e gás ozônio (O3) ➤ 34 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL ➤ 2. Nível macroscópico: Mistura de gases = mistura homogênea (N2 + O2 + Ar) = (nitrogênio + oxigênio + argônio) 3 componentes 1 fase Álcool hidratado = mistura homogênea (H2O + C2H6O) = (água + álcool etílico) 2 componentes 1 fase Mistura de água e granito = mistura heterogênea (H2O + quartzo + feldspato + mica) 4 componentes 4 fases ar atmosférico Exercícios de classe 1. Qual das alternativas a seguir contém apenas substâncias compostas? a) N2, P4, S8. d) N2, O3, H2O. e) H2O, I2, Cl2. b) CO, He, NH3. c) CO2, H2O, C6H12O6. 2. (MACK-SP) O número de substâncias simples entre as substâncias de fórmula: O3, H2O, Na, P4, CH4, CO2 e CO é: a) 2. b) 3. c) 4. d) 5. e) 7. 3. (UFPA) Considerando-se a reação: C + H2O CO + H2 Entre reagentes e produtos estão presentes: a) 2 substâncias simples e 2 compostas. b) 1 substância simples e 3 compostas. c) 3 substâncias simples e 1 composta. d) 4 substâncias simples. e) 4 substâncias compostas. 4. (Cesgranrio-RJ) Identifique a alternativa que apresenta, na seqüência, os termos corretos que preenchem as lacunas da seguinte afirmativa: “Uma substância …. é formada por …., contendo apenas …. de um mesmo …. .” a) composta; moléculas; elementos; átomo. b) composta; moléculas; átomos; elemento. c) química; elementos; moléculas; átomo. d) simples; átomos; moléculas; elemento. e) simples; moléculas; átomos; elemento. 5. (UECE) O tratamento da água que a CAGECE distribui, consiste basicamente na adição de sulfato de alumínio, cloro, flúor e outros produtos químicos. A água, após o tratamento, classifica-se como: a) mistura homogênea. c) mistura azeotrópica. b) mistura heterogênea. d) substância pura. 6. (Fuvest-SP) Todas as “águas” com as denominações a seguir podem exemplificar soluções de sólidos em um líquido, exceto: a) água potável. d) água mineral. b) água destilada. e) água do mar. c) água dura. 7. (UFPE) Considere os vasos I, II e III a seguir: I II III Qual das alternativas corresponde à identificação mais adequada dos seus conteúdos? a) vaso I (zinco + água); vaso II (querosene + água); vaso III (cloreto de sódio + água). b) vaso I (cloreto de sódio + água); vaso II (querosene + água); vaso III (zinco + água). c) vaso I (querosene + água); vaso II (zinco + água); vaso III (cloreto de sódio + água). d) vaso I (cloreto de sódio + água); vaso II (zinco + água); vaso III (querosene + água). e) vaso I (zinco + água); vaso II (cloreto de sódio + água); vaso III (querosene + água). 8. Associe: elementos I — oxigênio II — carbono III — enxofre IV — fósforo variedades alotrópicas a) vermelho e branco b) ozônio e oxigênio c) fulereno, diamante e grafita d) rômbico e monoclínico Unidade 2 — A matéria 35 Exercícios propostos 1. (UFSC) Dentre as proposições abaixo, escolha os itens que contêm somente substâncias compostas. I — S8, O3, P4, I2. II — FeS, Al2O3, CO2, HgI2. III — Ca, Mn, Pb, He. IV — NaCl, H2, H2SO4, Au. V — KOH, Ni(NO3)2, O2, Cl2. VI — Cd, Co, Zn, B. 2. (UFF-RJ) Considere os seguintes sistemas: I II 5. (Unicamp-SP) “Os peixes estão morrendo porque a água do rio está sem oxigênio, mas nos trechos de maior corredeira a quantidade de oxigênio aumenta”. Ao ouvir esta informação de um técnico do meio ambiente, um estudante que passava pela margem do rio ficou confuso e fez a seguinte reflexão: “Estou vendo a água no rio e sei que a água contém, em suas moléculas, oxigênio; então como pode ter acabado o oxigênio do rio?” a) Escreva a fórmula das substâncias mencionadas pelo técnico. b) Qual é a confusão cometida pelo estudante em sua reflexão? 6. (Unicamp-SP) Sob condições adequadas, uma mistura de nitrogênio gasoso, N2(g), e de oxigênio gasoso, O2(g), reage para formar diferentes óxidos de nitrogênio. Se representarmos o elemento nitrogênio por e o elemento oxigênio por , duas dessas reações químicas podem ser esquematizadas como: I água água + etanol III água + óleo Os sistemas I, II e III correspondem, respectivamente, a: a) substância simples, mistura homogênea, mistura heterogênea. b) substância composta, mistura heterogênea, mistura heterogênea. c) substância composta, mistura homogênea, mistura heterogênea. d) substância simples, mistura homogênea, mistura homogênea. e) substância composta, mistura heterogênea, mistura homogênea. 3. Considere os sistemas: a) água + gasolina; b) água + sal dissolvido; c) água + sal dissolvido + sal não-dissolvido; d) água + gelo; e) vinagre; f) óleo de cozinha; g) granito; h) ar atmosférico; i) ar com poeira. Classifique-os em homogêneos ou heterogêneos. 4. Identifique o número de fases e componentes nos sistemas a seguir: I– água + sal II a) Dê a fórmula química do composto formado na reação esquematizada em I. b) Escreva a equação química balanceada representada no esquema II. 7. Sobre um elemento químico, um estudante escreveu: “Forma duas substâncias simples importantes: uma diatômica, consumida nas reações de combustão e vital para o ser humano, e outra triatômica, presente na camada superior da atmosfera e que absorve parte das radiações ultravioleta provenientes do Sol”. Com referência ao texto mencionado pelo estudante, responda: a) Qual elemento químico está sendo mencionado? b) Escreva a fórmula das substâncias: diatômica e triatômica. III – óleo + água + sal II – água + sal IV – água + sal + granito 36 8. (UFMT) Em 1974, Mário J. Molina e F. Sherwood Rowland lançaram uma idéia explosiva: baseados em cálculos teóricos, levantaram a hipótese de que o cloro proveniente de clorofluorcarbonos (compostos gasosos de carbono contendo cloro e flúor) poderia destruir o ozônio estratosférico. Esses gases, conhecidos como Freons® ou pela sigla CFC, são utilizados principalmente como substâncias refrigerantes em geladeiras, condicionadores de ar etc. e, na época, PARTE 1 — QUÍMICA GERAL eram empregados como propelentes em frascos de aerossóis. Julgue os itens: a) O oxigênio é um exemplo de substância simples. b) O ozônio tem fórmula molecular O2. c) O ozônio é um gás que protege a Terra dos efeitos dos raios ultravioleta da luz solar. d) O oxigênio e o ozônio diferem quanto ao número atômico dos elementos químicos que os formam. Exercícios de contexto Água do mar As águas dos mares e oceanos contêm vários sais, cuja quantidade dissolvida (salinidade) varia de acordo com a região em que foram colhidas amostras. O mar Vermelho, por exemplo, é o que apresenta maior salinidade — aproximadamente 40 g de sais dissolvidos para cada litro de água (40 g/L). Já o mar Báltico é o que apresenta menor salinidade — em média, 30 g/L. Cerca de 80% (em massa) dos sais dissolvidos são constituídos de cloreto de sódio (NaCl); nos outros 20% são encontrados vários sais, como o cloreto de magnésio (MgCl2) e o sulfato de magnésio (MgSO4). Responda: 1. A água do mar é uma substância pura ou uma mistura? 2. Escreva o nome e a fórmula de quatro substâncias presentes na água do mar. 3. As substâncias químicas mencionadas no texto são classificadas como simples ou compostas? 4. Quantos elementos químicos e quantos átomos de cada elemento estão presentes nas fórmulas das substâncias citadas? 5. Qual substância, não mencionada no texto, e que se encontra também dissolvida nas águas dos mares, permite a existência de peixes? 6. Considere uma balança de dois pratos, como a representada a seguir: a) eles permanecem nivelados. b) A sobe e B desce. c) A desce e B sobe. Justifique sua resposta. 7. Considere as seguintes amostras, todas contendo 1 L: x — água do mar Vermelho y — água do mar Báltico z — água do mar do litoral brasileiro Quais situações abaixo estão corretas? x I x z IV A B y V VI z y II z y z z z x III Se, no prato A, for colocado 1 L de água do mar Vermelho e no prato B, 1 L de água do mar Báltico: 8. Se 1 000 L de água do mar Vermelho fossem totalmente evaporados, qual massa de resíduo sólido (sais) seria obtida? E quanto dessa quantidade corresponderia ao cloreto de sódio? Unidade 2 — A matéria 37 ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA Toda matéria é constituída de pequenas partículas e, dependendo do maior ou menor grau de agregação entre elas, pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Cada um dos três estados de agregação apresenta características próprias — como o volume, a densidade e a forma —, que podem ser alteradas pela variação de temperatura (aquecimento ou resfriamento). Quando uma substância muda de estado, sofre alterações nas suas características macroscópicas (volume, forma etc.) e microscópicas (arranjo das partículas), não havendo, contudo, alteração em sua composição. Sólido Sérgio Luiz Pereira Líquido Características macroscópicas Sérgio Luiz Pereira Gasoso Superstock Brasil Cubos de gelo. Jarra com suco. Bexigas. Características microscópicas MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO O diagrama abaixo mostra as mudanças de estado, com os nomes particulares que cada uma delas recebe. fusão vaporização sólido solidificação líquido liquefação ou condensação gasoso (vapor)* sublimação * Neste capítulo, utilizaremos os termos gás e vapor de maneira indistinta, o que será diferenciado posteriormente, quando abordarmos o Estudo dos Gases Perfeitos. 38 Christof Gunkel PARTE 1 — QUÍMICA GERAL A produção de alimentos desidratados é um exemplo da aplicação industrial da sublimação. Os cafés solúveis liofilizados, por exemplo, são produzidos mediante o congelamento a –30 °C de uma solução aquosa de café, que é triturada e conduzida a uma câmara a vácuo, na qual a água sublima, restando somente café. DIAGRAMAS DE MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO Ao aquecermos uma amostra de substância pura, como, por exemplo, a água no estado sólido (gelo) e anotarmos as temperaturas nas quais ocorrem as mudanças de estado, ao nível do mar, obteremos o seguinte gráfico, onde: t1 = início da fusão t3 = início da ebulição temperatura (ºC) t2 = fim da fusão t4 = fim da ebulição líquido líquido vapor t1 = t2 = 0 °C t3 = t4 = 100 °C e vapor e vapor 100 Pelo gráfico podemos observar que a temperatura de fusão (TF) da água é 0 °C e a sua líquido temperatura de ebulição (TE) é de 100 °C. sólido e sólido e líquido líquido O gráfico de aquecimento da água apresen0 sólido ta dois patamares, os quais indicam que, sólido durante as mudanças de estado, a temperatura t1 t2 t3 t 4 tempo permanece constante. Se aquecermos uma amostra de mistura, como, por exemplo, de água e açúcar e anotarmos as temperaturas nas quais ocorrem as temperatura (ºC) líquido líquido mudanças de estado, ao nível do mar, obteremos vapor e vapor e vapor ∆t E o seguinte gráfico, onde: 123 ∆t F = variação da temperatura durante a fusão ∆t E = variação da temperatura durante a ebulição Durante as mudanças de estado da mistura, as temperaturas de fusão e ebulição não permanecem constantes. Generalizando, temos: 123 sólido e líquido sólido e líquido líquido sólido sólido t1 t2 t3 t 4 tempo ∆t F O gráfico de mudança de estado de qualquer substância pura apresenta sempre dois patamares. O gráfico de mudança de estado de misturas geralmente não apresenta patamares. As temperaturas de fusão (TF) e ebulição (TE) são duas propriedades utilizadas para caracterizar e identificar substâncias puras. Unidade 2 — A matéria 39 Além das TF e TE, é necessário o conhecimento de uma outra propriedade para se identificar uma substância: a densidade. Há várias tabelas contendo os valores de TF, TE e a densidade de muitas substâncias: TF (°C) água (H2O) álcool comum (C2H6O) mercúrio (Hg) ferro (Fe) 0 –117 –38,8 1 535 TE (°C) 100 78 356,6 2 750 d (g/cm3) 1,0 0,78 13,64 7,87 Existem algumas misturas com comportamento diferente, as quais apresentam um patamar apenas. Misturas eutéticas Misturas azeotrópicas Essas misturas comportam-se como Essas misturas comportam-se como uma substância, isto é, apresentam TF uma substância, isto é, apresentam TE constante, e o gráfico apresenta um pata- constante, e o gráfico apresenta um mar durante a fusão. patamar durante a ebulição. Exemplos: Exemplo: solda (estanho + chumbo) álcool comum (96% de etanol e 4% de água) gelo + sal de cozinha temperatura (ºC) ∆t E líquido sólido e líquido TF sólido sólido t1 t2 t3 t 4 tempo ∆t F sólido sólido t1 t2 t3 t4 tempo sólido e líquido líquido líquido e vapor e vapor temperatura (ºC) vapor TE líquido líquido líquido e vapor e vapor vapor ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO Dada a tabela: TF Clorofórmio Fenol Cloro –63 43 oC oC TE 61,0 oC 182,0 oC –34,5 oC –101 oC resolva as questões: a) Qual o estado físico de cada substância à temperatura ambiente? b) Construa um gráfico de mudança de estado, indicando como a temperatura de uma amostra de clorofórmio sólido varia com o tempo quando submetida a aquecimento. Indique os estados físicos presentes em cada região do gráfico. 40 SOLUÇÃO PARTE 1 — QUÍMICA GERAL a) A temperatura ambiente é normalmente considerada igual a 20 °C. Com base nos dados da tabela, podemos construir um esquema indicando o estado físico de cada substância numa dada temperatura. Clorofórmio: sólido – 63 °C TF líquido 20 ºC 61 °C TE vapor Fenol: sólido 20 ºC 43 °C TF líquido 182 °C TE vapor Cloro: sólido –101 °C TF líquido –34,5 °C TE vapor 20 ºC b) Como o clorofórmio é uma substância pura, teremos o gráfico conforme dado ao lado: TE: 61 temperatura (ºC) L+V L S+L TF: –63 S tempo V Exercícios de classe 1. A seqüência dos quadrinhos mostra as mudanças de estado físico da água. A B C Mauricio de Sousa. Turma da Mônica. O Estado de S. Paulo. Para cada item a seguir, identifique o nome das mudanças de estado: I —A II — B B C III — C IV — B B A Unidade 2 — A matéria 41 da temperatura com o tempo e as mudanças de estado observadas durante o experimento: temperatura E t2 C t1 A B D F G H I J 2. (MACK-SP) Indique os estados físicos das substâncias I, II, III e IV citadas na tabela abaixo, à temperatura de 40 °C e pressão de 1 atm. Substância I — éter etílico II — clorofórmio III — ciclobutano IV — fenol Ponto de Ponto de fusão (ºC) ebulição (ºC) (medido a 1 atm) (medido a 1 atm) –116 –63 –127 43 34 61 –31 183 3. O gráfico a seguir indica as mudanças de estado da substância pura chumbo quando submetida a um aquecimento: temperatura (ºC) 1 755 328 tempo aquecimento resfriamento Observe o gráfico e responda as questões a seguir. I — Registre em que trechos a substância é encontrada somente no estado: a) sólido; b) líquido; c) gasoso; d) sólido e líquido; e) líquido e gasoso. II — Considere os valores t1 e t2 de temperatura e indique: a) temperatura de fusão; b) temperatura de ebulição; c) temperatura de condensação; d) temperatura de solidificação. III — A passagem de A até E envolve absorção ou liberação de calor? IV — A passagem de F até J envolve absorção ou liberação de calor? 10 20 35 50 tempo (min) a) Qual o estado físico em que o chumbo se encontra após 15 minutos de aquecimento? b) Durante quanto tempo o chumbo permaneceu totalmente liquefeito? c) Em qual estado físico o chumbo se encontra a uma temperatura de 1 760 °C? d) Em quais intervalos de tempo o chumbo coexiste em dois estados físicos? 4. Certa quantidade de uma substância foi aquecida num recipiente apropriado, sendo depois resfriada. O gráfico a seguir indica a variação Exercícios propostos 1. Sabendo que a temperatura de fusão do ferro, a 1 atm, é de 1 536 °C, e que ele é usado para produzir motores de automóveis e grelhas de churrasqueira, a previsão correta sobre a temperatura de um motor em funcionamento e do carvão em brasa na churrasqueira é: a) maior que 1 536 °C. b) menor que 1 536 °C. c) igual a 1 536 °C. Justifique sua resposta. 2. Dois copos, A e B, contendo respectivamente 100 mL e 200 mL de água destilada, são aquecidos uniformemente com a mesma fonte de calor. A A B B 100 mL de água 200 mL de água Sendo tA e tB os tempos gastos para se iniciar a ebulição nos copos A e B; TEA e TEB as temperaturas de ebulição nos copos A e B, podemos afirmar: a) tA = tB; TEA = TEB b) tA < tB; TEA tB; TEA > TEB d) tA > tB; TEA = TEB e) tA < tB; TEA = TEB 42 3. (Unicamp-SP) Colocando-se água bem gelada num copo de vidro, em pouco tempo ele fica molhado por fora, devido à formação de minúsculas gotas de água. Para explicar esse fenômeno, propuseram-se as duas hipóteses seguintes: a) Se aparece água do lado de fora do copo, é porque o vidro não é totalmente impermeável. As moléculas de água, atravessando lentamente as paredes do vidro, vão formando minúsculas gotas. b) Se aparece água do lado de fora do copo, deve haver vapor de água no ar. O vapor de água, entrando em contato com as paredes frias do copo, condensa-se em minúsculas gotas. Qual hipótese explica o fenômeno? Justifique. 4. Numa bancada de laboratório temos cinco frascos fechados com rolha comum que contêm, separadamente, os líquidos seguintes: Frasco 1 2 3 4 5 Líquido etanol n. pentano anilina benzeno ácido acético TF (1 atm) –112 °C –100 °C –6 °C 5 °C 17 °C TE (1 atm) 78 °C 36 °C 180 °C 80 °C 120 °C PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Num dia de muito calor, em determinado instante, ouve-se no laboratório um estampido, produzido pelo arremesso da rolha de um dos frascos para o teto. De qual dos frascos foi arremessada a rolha? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 5. (MACK-SP) temperatura (ºC) 60 40 20 1 2 3 4 5 6 7 8 tempo (min) Analisando o gráfico acima, referente ao aquecimento de uma substância sólida, podemos afirmar que: a) quando t = 2 minutos, tem-se um sistema monofásico. b) quando t = 4 minutos, coexistem substância sólida e substância líquida. c) em t = 1 inicia-se a liquefação da substância. d) a substância tem ponto de fusão igual a 40 °C. e) no intervalo de 5 a 8 minutos, a substância encontra-se totalmente na forma de vapor. Exercícios de contexto O texto a seguir deve ser usado para responder as questões de 1 a 4. João estava no ponto de ônibus quando foi abordado por um desconhecido, que lhe contou uma estória triste, cheia de desgraça, doenças, perda de emprego etc. Ao final da estória, o desconhecido ofereceu-lhe uma corrente de ouro 18 quilates, de massa igual a 76 g, por apenas R$ 50,00. João, condoído e tentado pela oferta vantajosa, acabou comprando a corrente. Mais tarde, meio desconfiado, ele decidiu realizar o seguinte experimento para comprovar se a corrente era ou não de ouro 18 quilates: Sabendo que a densidade do ouro 18 quilates é de 16,5 g/cm3, responda às questões: 1. A corrente era realmente de ouro 18 quilates? Explique como você chegou a essa conclusão. volume inicial = 100 mL volume final = 108,4 mL água corrente 2. Por certo, a aparência da corrente contribuiu para a decisão de João, que se esqueceu ou desconhecia o fato de que um objeto pode ser recoberto por uma fina película de metal e, dessa forma, ter sua aparência alterada. Ba- Unidade 2 — A matéria 43 4. Sabendo que o ouro 18 quilates é formado por 75% de ouro e 25% de prata e cobre, em massa, identifique o gráfico que melhor representaria sua fusão: Gráfico 1 temperatura seado na tabela de densidade apresentada a seguir, qual dos metais apresentados deve ser o mais provável constituinte da corrente? Justifique sua resposta. Metal ferro cobre zinco chumbo Densidade (g/cm3) 7,8 9,0 7,1 11,0 Gráfico 2 temperatura 3. O sistema formado pela corrente e a água é homogêneo ou heterogêneo? Quantas fases apresenta? tempo tempo Justifique sua escolha. PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS ANÁLISE IMEDIATA Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. Assim, para obtermos uma determinada substância, é necessário usar métodos de separação. O conjunto de processos físicos que não alteram a natureza das substâncias é denominado análise imediata. Para cada tipo de mistura — heterogênea ou homogênea — usamos métodos diferentes. Decantação Processo utilizado para separar dois tipos de misturas heterogêneas. a) Líquido e sólido béquer repouso água água barrenta barro líquido sólido baqueta A fase sólida (barro), por ser mais densa, sedimenta-se, ou seja, deposita-se no fundo do recipiente, e a fase líquida pode ser transferida para outro frasco. A decantação é usada, por exemplo, nas estações de tratamento de água. Béquer: usado para dissolução, aquecimento ou medidas pouco precisas de volume de líquidos. Baqueta: usada para facilitar o escoamento de um frasco para o outro. b) Líquido e líquido funil de bromo óleo suporte universal água torneira O líquido mais denso permanece na parte inferior do funil e é escoado controlando-se a abertura da torneira. Funil de bromo (separação): usado na separação de líquidos imiscíveis. Suporte universal: dispositivo onde são acoplados, com a ajuda de garras, outros equipamentos usados na separação de misturas. 44 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Centrifugação É uma maneira de acelerar o processo de decantação envolvendo sólidos e líquidos realizada num aparelho denominado centrífuga. Na centrífuga, devido ao movimento de rotação, as partículas de maior densidade, por inércia, são arremessadas para o fundo do tubo. Sérgio Luís Pereira Ultracentrífuga. Centrífuga manual. Filtração É utilizada para separar substâncias presentes em misturas heterogêneas envolvendo sólidos e líquidos. Filtração simples baqueta papel de filtro funil sólido mistura de sólido e líquido Filtração a vácuo funil de Büchner papel de filtro água rolha trompa d’água kitassato mangueira béquer solução filtrada suporte A fase sólida é retida no papel de filtro, e a fase líquida é recolhida em outro frasco. A água que entra pela trompa d’água arrasta o ar do interior do frasco, diminuindo a pressão interna do kitassato, o que torna a filtração mais rápida. Funil: usado na separação de sólidos não-dissolvidos em líquido, com o uso de papel de filtro. Funil de Büchner, kitassato e trompa d’água: são usados em conjunto na filtração a vácuo. A filtração que envolve mistura de gás e sólido pode ser feita mediante o uso de aspirador de pó. Unidade 2 — A matéria 45 Destilação É utilizada para separar cada uma das substâncias presentes em misturas homogêneas envolvendo sólidos dissolvidos em líquidos e líquidos miscíveis entre si. termômetro saída de água balão de destilação com mistura tela de amianto entrada de água tubo externo condensador bico de Bunsen tripé erlenmeyer com líquido destilado Na destilação simples de sólidos dissolvidos em líquidos, a mistura é aquecida, e os vapores produzidos no balão de destilação passam pelo condensador, onde são resfriados pela passagem de água corrente no tubo externo, se condensam e são recolhidos no erlenmeyer. A parte sólida da mistura, por não ser volátil, não evapora e permanece no balão de destilação. Balão de destilação: contém a mistura que, aquecida, libera vapores que saem pelo tubo lateral. Condensador: por onde passam, se resfriam e se tornam líquidos os vapores que saem pelo tubo lateral do balão de destilação. Pode ser de vários tipos. Erlenmeyer: é usado para recolher os líquidos destilados, dissolver substâncias mediante agitação e aquecer líquidos. coluna de fracionamento termômetro saída de água reto serpentina de bolas Tipos de condensadores. entrada de água líquido destilado aquecimento Na destilação fracionada, são separados líquidos miscíveis cujas temperaturas de ebulição (TE) não sejam muito próximas. Durante o aquecimento da mistura, é separado, inicialmente, o líquido de menor TE; depois, o líquido com TE intermediária, e assim sucessivamente, até o líquido de maior TE. À aparelhagem da destilação simples é acoplada uma coluna de fracionamento. Conhecendo-se a TE de cada líquido, podese saber, pela temperatura indicada no termômetro, qual deles está sendo destilado. 46 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Obtenção dos principais componentes do ar O método industrial utilizado para separar os componentes do ar seco é a destilação fracionada do ar líquido. Para torná-lo liquefeito, é preciso resfriá-lo a –200 °C — temperatura difícil de ser obtida. Pode-se também resfriar o ar de outra maneira: comprimindo-o e, em seguida, permitindo que se expanda rapidamente. Uma vez liquefeito, o ar é introduzido em uma coluna de fracionamento, conforme mostra a figura ao lado. Após a separação dos componentes do ar, estes são armazenados em cilindros de aço e comercializados. Vejamos em que podem ser usados: O2 — alimentação de combustão (queima), aparelhos de respiração artificial, produção de aço; N2 — produção de amônia, ácido nítrico e fertilizantes; Ar — preenchimento de lâmpadas de filamento. gás nitrogênio (N2) (TE = –196 °C) ar líquido (–200 °C) gás argônio (Ar) (TE = –186 °C) oxigênio líquido (O2) (TE = –183 °C) placas perfuradas permitem a ascensão de gases e a queda de líquidos ANÁLISE CROMATOGRÁFICA OU CROMATOGRAFIA Nesse processo, os componentes de uma mistura de sólidos em solução são separados e identificados pela cor. Um dos primeiros processos usados foi a cromatografia em papel. Pinga-se uma gota da mistura a ser analisada numa extremidade de uma tira de papel de filtro. Depois de seca, essa extremidade do papel é colocada em contato com um solvente apropriado. À medida que o solvente é absorvido pela tira, os diferentes componentes da mistura “sobem” por ela com velocidades variadas. Assim, separados em diferentes regiões da tira de papel, os componentes da mistura podem ser devidamente identificados. As fotos ao lado mostram a separação dos componentes de uma tinta preta. CEDOC CEDOC CEDOC Esse processo, além de permitir a determinação do número de componentes presentes na mistura, possibilita também a identificação das substâncias. Para se conseguir essa identificação, comparam-se os resultados obtidos na cromatografia da mistura com os obtidos em experiências anteriores, feitas com substâncias puras. Unidade 2 — A matéria 47 Considere um sistema formado por água, areia, sal de cozinha dissolvido, limalha de ferro e álcool comum. Indique a seqüência mais adequada para a separação dos componentes deste sistema. (Dados: TE das substâncias — água: 100 °C; álcool comum: 78,5 ºC; sal de cozinha: 1 490 °C) ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO água + álcool comum + sal de cozinha Filtração simples SOLUÇÃO Resíduo: areia + limalha de ferro Filtrado: água + álcool comum + sal de cozinha ímã areia limalha de ferro areia + limalha de ferro destilação fracionada 1º) álcool comum 2º) água resíduo (no balão) = sal de cozinha Exercícios de classe 1. (Cesgranrio-RJ) Numa das etapas do tratamento da água que abastece uma cidade, a água é mantida durante um certo tempo em tanques para que os sólidos em suspensão se depositem no fundo. A essa operação denominamos: a) filtração. d) centrifugação. b) sedimentação. e) cristalização. c) sifonação. 2. O “funil de bromo”, também chamado de funil de decantação, é útil para separarmos uma mistura de: a) água e glicose dissolvida. b) água e álcool. c) água e gasolina, dois líquidos imiscíveis. d) água e areia. e) areia e pó de ferro. 3. (Vunesp-SP) Na preparação do café, a água quente entra em contato com o pó e é separada no coador. As operações envolvidas nessa separação são, respectivamente: a) destilação e decantação. b) filtração e destilação. c) destilação e coação. d) extração e filtração. e) extração e decantação. 4. (Unicamp-SP) Em uma república estudantil, um dos moradores deixou cair óleo comestível no recipiente que contém sal de cozinha. Considerando que o sal não é solúvel no óleo, mas solúvel em água, como será possível recuperar o sal e o óleo, deixando-os novamente em condições de uso? 5. (UNI-RIO) Uma mistura formada por gasolina, água, serragem e sal de cozinha pode ser separada nos seus diversos componentes seguindo-se as seguintes etapas: a) filtração, decantação e destilação. b) catação e decantação. c) sublimação e destilação. d) prensagem e decantação. e) destilação e decantação. 6. O esquema a seguir mostra o tradicional alambique usado para preparar bebidas alcoólicas provenientes da fermentação de açúcares ou cereais. solução água Esquematize uma aparelhagem de laboratório que possa substituir o alambique, dê o nome de cada aparelho e explique sua utilização. 7. (UFV-MG) Duas amostras de uma solução aquosa do sal sulfato de cobre (CuSO4), de coloração azul, foram submetidas às seguintes operações: I — Filtração simples. II — Destilação simples. a) Qual a coloração do filtrado na operação I? b) Qual a coloração do destilado na operação II? c) Classifique o sistema obtido no filtrado na operação I. d) Classifique o sistema obtido no destilado na operação II. 48 8. (Fuvest-SP) Uma mistura sólida é constituída de cloreto de prata (AgCl), cloreto de sódio (NaCl) e cloreto de chumbo (PbCl2). A solubilidade desses sais, em água, está resumida na tabela a seguir: Água Água fria quente AgCl insolúvel insolúvel NaCl solúvel solúvel Sal PbCl2 insolúvel solúvel PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Baseando-se nestes dados de solubilidade, esquematize uma separação desses três sais que constituem a mistura. Exercícios propostos 1. As velas do filtro de água de uso doméstico têm o seguinte aspecto: carvão em pó porcelana porosa to sobre separação de misturas, conseguiu recuperar praticamente todo o sal. Que operações este estudante pode ter realizado? 4. (UFRJ) Com a adição de uma solução aquosa de açúcar a uma mistura contendo querosene e areia, são vistas claramente três fases. Para separar cada componente da mistura final, a melhor seqüência é: a) destilação, filtração e decantação. b) cristalização, decantação e destilação. c) filtração, cristalização e destilação. d) filtração, decantação e destilação. e) centrifugação, filtração e decantação. 5. (Unifor-CE) Um sólido A está totalmente dissolvido num líquido B. É possível separar o solvente B da mistura por meio de uma: a) centrifugação. d) filtração. b) sifonação. e) destilação. c) decantação. 6. (Unicamp-SP) Têm-se as seguintes misturas: I — areia e água. II — álcool (etanol) e água. III — sal de cozinha (NaCl) e água, neste caso uma mistura homogênea. Cada uma dessas misturas foi submetida a uma filtração em funil com papel e, em seguida, o líquido resultante (filtrado) foi aquecido até sua total evaporação. Pergunta-se: a) Qual mistura deixou um resíduo sólido no papel após a filtração? O que era esse resíduo? b) Em qual caso apareceu um resíduo sólido após a evaporação do líquido? O que era esse resíduo? 7. (Unicamp-SP) Os gases nitrogênio, oxigênio e argônio, principais componentes do ar, são obtidos industrialmente por meio da destilação fracionada do ar liquefeito. Indique a seqüência de obtenção dessas substâncias neste processo de destilação fracionada. argônio –186 Justifique sua resposta. nitrogênio –196 (Dados: Temperaturas oxigênio –183 de ebulição a 1,0 atm.) água impura água impura O carvão em pó (ativado) retém (adsorve) possíveis gases presentes na água. a) O que deve ficar retido na parte externa da porcelana? b) A água que sai da vela é uma substância pura? 2. Utilizando um fundo de garrafa plástica descartável, adaptado a uma mangueira, e com o auxílio dos dedos, conforme mostra o esquema abaixo, podemos separar uma mistura formada por …., sendo que esse equipamento substitui de maneira rudimentar o …. . Identifique a alternativa que completa corretamente as lacunas: a) água b) água c) água d) água e) água e e e e e sal dissolvido, funil de decantação. óleo, condensador. açúcar dissolvido, condensador. óleo, funil de decantação. barro, papel de filtro. 3. (Unicamp-SP) Em um acampamento, um estudante deixou cair na areia todo o sal de cozinha disponível. Entretanto, tendo conhecimen- Unidade 2 — A matéria 49 pólvora água (excesso) líquido A evaporação vapor C sólido D líquido E evaporação vapor G sólido H sólido F agitação líquido A + sólido B filtração sólido B + CS2(l), agitação, filtração 8. Ao investigar um homicídio, em que a carta recebida pela vítima fora escrita com tinta envenenada, a polícia realizou cromatografia em papel para analisar a tinta das canetas de vários suspeitos. A ilustração a seguir mostra os resultados dessa análise: 9. Os componentes da pólvora estão representados no fluxograma, pelas letras: salitre amostra da tinta envenenada amostra de tinta da caneta da Sra. Kathya amostra de tinta da caneta da Sra. Neuza amostra de tinta da caneta da Sra. Clarinda carvão enxofre a) b) c) d) e) D H D F H H F F D D F D H H F Quem cometeu o crime? As questões 9 e 10 são referentes à separação dos componentes da pólvora negra (carvão, enxofre e salitre), representada pelo fluxograma a seguir. Sabe-se que dos componentes da pólvora somente o salitre é solúvel na água e somente o enxofre é solúvel no sulfeto de carbono (CS2, líquido). 10. Dadas as afirmações: I — O líquido A contém mais de uma fase. II — O sólido B é uma mistura heterogênea. III — A mistura (líquido A + sólido B) contém quatro componentes e duas fases. Está(ão) correta(s) a(s) afirmação(ões): a) I, II e III; d) somente II; b) I e II, somente; e) nenhuma delas. c) I e III, somente; Faça você mesmo I — Separação do sal da areia Em um recipiente, misture 1 colher de sopa de sal e 1 colher de sopa de areia. Depois de misturá-los bem, adicione água ao recipiente e agite-os novamente com a colher. Em seguida, utilize papel de filtro de café para filtrar o sistema. Observe o que ficou retido no filtro e o que passou através dele. Depois, coloque mais água no filtro a fim de retirar todo o sal misturado com a areia. Reserve a solução aquosa de sal. Que nome você daria a esse processo, considerando que foi dissolvido somente um dos componentes da mistura? Como separar o sal da água usada para lavar a areia? II — Para obter água de uma solução Coloque, em uma chaleira, a solução aquosa de sal obtida no experimento I, a qual deve ser aquecida até sua completa evaporação. Para isso, monte um sistema, conforme indicado na ilustração ao lado. Segure a garrafa com um pano seco. Ao final do experimento, o que restou na chaleira? A água recolhida no copo é uma substância pura. Ela pode ser usada, por exemplo, para manter o nível da solução em uma bateria de automóveis. garrafa com água fria água destilada 50 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS Qualquer modificação que ocorra com a matéria é considerada um fenômeno: água em ebulição, massa do pão “crescendo”, explosão de uma bomba etc. Os fenômenos podem ser classificados em físicos ou químicos. Fenômenos físicos: não alteram a natureza da matéria, isto é, a sua composição. Nesses fenômenos, a forma, o tamanho, a aparência e o estado físico podem mudar, porém a constituição da substância não sofre alterações. Os principais fenômenos físicos são as mudanças de estado físico. Fenômenos químicos: alteram a natureza da matéria, ou seja, a sua composição. Quando ocorre um fenômeno químico, uma ou mais substâncias se transformam e dão origem a novas substâncias. Então, dizemos que ocorreu uma reação química. Veja o exemplo: Fotos: Christof Gunkel Quando você queima um pedaço de papel, constituído de celulose, ocorrem a formação de uma substância de cor preta (carvão) e, simultaneamente, a formação de fumaça, constituída principalmente de vapor d’água e gás carbônico. Essas novas substâncias foram formadas pela reação química entre a celulose e o oxigênio do ar. Uma maneira bem simples de reconhecermos a ocorrência de um fenômeno químico é a observação visual de alterações que ocorrem no sistema. A formação de uma nova substância está associada à: 1. Mudança de cor. Exemplos: queima de papel; cândida ou água de lavadeira em tecido colorido; queima de fogos de artifício. 2. Liberação de um gás (efervescência). Exemplos: antiácido estomacal em água; bicarbonato de sódio (fermento de bolo) em vinagre. 3. Formação de um sólido. Exemplos: líquido de bateria de automóvel + cal de pedreiro dissolvida em água; água de cal + ar expirado pelo pulmão (gás carbônico). 4. Aparecimento de chama ou luminosidade. Exemplos: álcool queimando, luz emitida pelos vaga-lumes. Porém, algumas reações ocorrem sem essas evidências visuais. A formação de novas substâncias é constatada pela mudança das propriedades físico-químicas. Unidade 2 — A matéria 51 EQUAÇÕES QUÍMICAS Como já vimos, as substâncias são representadas por fórmulas, que indicam os elementos constituintes através de símbolos, e as quantidades de átomos através de índices. As reações químicas são representadas por equações químicas, que mostram as fórmulas das substâncias participantes, em proporções adequadas. Esquematicamente: reagentes produtos Como uma reação é um rearranjo dos átomos, é necessário que: Nº total de átomos dos reagentes = Nº total de átomos dos produtos Sempre que o número total de átomos dos reagentes for igual ao dos produtos, diz-se que a equação está balanceada. Veja um exemplo de equação química balanceada: gás hidrogênio + gás oxigênio 1444442444443 reagentes 2 H2 + O2 água 123 produtos 2 H2O 4 átomos de H 2 átomos de O 4 átomos de H 2 átomos de O Os números colocados na frente das fórmulas, denominados coeficientes, indicam a quantidade de partículas que participam da reação. Exercícios de classe 1. Classifique os fenômenos em físicos ou químicos: a) secagem de roupa pendurada no varal; b) desaparecimento de bolinhas de naftalina colocadas em armários; c) produção do álcool a partir da cana-de-açúcar; d) produção de vinho a partir da uva; e) queima de um fósforo; f) batida de carros; g) explosão após uma batida de carros; h) produção da gasolina a partir do petróleo; i) queima da gasolina. 2. (UFMG) A alternativa que não envolve reação química é: a) Caramelização do açúcar. b) Combustão da lenha. c) Dissolução em água de um comprimido efervescente. d) Explosão da dinamite. e) Precipitação da chuva. 3. (MACK-SP) Comparando as situações inicial e final nos sistemas I, II e III, observa-se: inicial I final II III t = 25 °C e P = 1 atm t = 25 °C e P = 1 atm a) a ocorrência de um fenômeno químico no sistema I. b) a formação de uma mistura no sistema II. c) uma mudança de estado no sistema III. d) a formação de uma mistura no sistema I. e) a ocorrência de um fenômeno químico no sistema II. 52 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Exercícios propostos 1. (UFU-MG) A química está presente em nosso cotidiano sob as mais variadas maneiras. Ela está presente nos medicamentos, nos processamentos e conservação de alimentos, no preparo de uma refeição, nos fertilizantes agrícolas etc. A alternativa que apresenta um fenômeno químico é: a) fusão de banha (gordura). b) fragmentação de uma pedra de cloreto de sódio (sal de cozinha). c) dissolução de açúcar em água. d) queima de um cigarro. e) evaporação de gasolina. 2. (UFSC) O(s) fenômeno(s) a seguir, que envolve(m) reação(ões) química(s), é(são) (01) digestão dos alimentos. (02) enferrujamento de uma calha. (04) explosão da dinamite. (08) fusão do gelo. (16) queda da neve. (32) combustão do álcool de um automóvel. (64) sublimação da naftalina. Indique a soma dos itens corretos. 3. (UFMG) Um estudante listou os seguintes processos como exemplos de fenômenos que envolvem reações químicas: I — adição de álcool à gasolina; II — fermentação da massa na fabricação de pães; III — obtenção de sal por evaporação da água do mar; IV — precipitação da chuva; V — queima de uma vela. O número de erros cometidos pelo estudante é: a) 0. b) 1. c) 2. d) 3. e) 4. 4. (PUC-MG) Todos os fenômenos a seguir são químicos, exceto: a) ação do fermento sobre a massa de pão; b) combustão do magnésio; c) comprimido efervescente dissolvido na água; d) formação de azinhavre em objetos de cobre; e) destilação da água. 5. (Cesgranrio-RJ) Dentre as transformações a seguir, indique a alternativa que apresenta um fenômeno químico: a) Obtenção da amônia a partir de hidrogênio e nitrogênio. b) Obtenção de gelo a partir da água pura. c) Obtenção de oxigênio líquido a partir do ar atmosférico. d) Solidificação da parafina. e) Sublimação da naftalina. EXERCÍCIOS GLOBALIZANTES Leia o texto a seguir e, depois, resolva as questões: A água em nosso cotidiano Para nos mantermos vivos, devemos ingerir, diariamente, de dois a três litros de água. A explicação para essa necessidade é simples: todos os nossos processos vitais ocorrem em solução aquosa. Como a água chega em nossas casas Quando as cidades eram pequenas vilas, não havia preocupação com a água, pois, geralmente, os povoados localizavam-se às margens de rios e lagos, os quais os supriam com água potável — e em abundância. Contudo, ao longo dos anos, o crescimento das cidades aumentou consideravelmente a quantidade de dejetos lançados em rios e lagos, o que originou uma série de problemas, tanto de ordem ambiental como os relacionados à saúde. Diante desse novo quadro, percebeu-se a necessidade de se desenvolver processos de tratamento da água, o que, de fato, aconteceu. Unidade 2 — A matéria 53 Observe o esquema a seguir: carvão ativado reservatório sulfato de alumínio + barrilha água limpa filtração reservatório adição de cloro e flúor tanque de sedimentação Ao sair do reservatório, a água passa por um tanque, que contém carvão ativado, o qual retém, na sua superfície (adsorção), substâncias responsáveis por odores e gostos desagradáveis. Em seguida, já em outro tanque, a água recebe adição de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3), barrilha (Na2CO3) ou cal virgem (CaO), que formam flocos. As impurezas que passaram pelo primeiro tanque aderem-se a esses flocos, resultando em estruturas maiores e de maior massa, as quais se decantam ao passarem pelo próximo tanque — o de sedimentação. Antes de ser enviada às residências, a água passa por um outro tanque, no qual é filtrada. Em seguida, recebe cloro, que elimina microorganismos, como as bactérias; e flúor — importante na prevenção de cáries. Como a água é usada nas residências Da água que sai das estações de tratamento, somente 10% é usada em residências; os 90% restantes são utilizados em outras atividades, como na indústria e na agricultura. Nas grandes cidades, cada pessoa consome, em média, 180 litros/dia de água. Nos centros urbanos, a água utilizada retorna ao meio ambiente contendo uma grande quantidade de resíduos líquidos e sólidos — o esgoto, o qual é recolhido por um sistema de canos. Por conter tais resíduos e em grande quantidade, o retorno da água aos rios, lagos e reservatórios deve ser precedido de tratamento. 1. Observe as fórmulas dos compostos citados no texto (sulfato de alumínio, barrilha e cal virgem) e indique o número de elementos e o número de átomos presentes em cada fórmula. 2. As substâncias mencionadas na questão anterior são classificadas como substâncias simples ou compostas? 3. Dentre as “águas” a seguir: a) água não-potável, d) água de rios, b) água destilada, e) água dos mares, c) água potável, qual(is) é(são) considerada(s) substância(s) pura(s)? Justifique. Represente um gráfico de mudança de estado para cada item mencionado. 4. Que nome é dado ao processo utilizado para separar substâncias sólidas não-dissolvidas na água? 5. Qual a diferença entre água potável e água não-potável? 6. 7. 8. Por que, atualmente, o tratamento da água é necessário? Qual a finalidade da adição de cloro à água? Em vários meios de comunicação são veiculados anúncios do tipo “Não desperdice água”. Qual a finalidade e a necessidade dessas campanhas? Qual deve ser a nossa contribuição para diminuir a poluição das águas? 9. 10. Escreva as equações químicas que representam as reações a seguir. Indique os reagentes e os produtos. I — a cal virgem (CaO) reage com a água, originando a cal apagada [Ca(OH)2]; II — o sulfato de alumínio reage com a barrilha, originando sulfato de sódio (Na2SO4) e hidróxido de alumínio [Al(OH)3]. A DESCOBERTA DO ÁTOMO Após Dalton ter apresentado sua teoria atômica, em 1808, na qual sugeria que os átomos eram indivisíveis, maciços (rígidos) e esféricos, vários cientistas realizaram diversos experimentos que demonstraram que os átomos são constituídos por partículas ainda menores, subatômicas. A DESCOBERTA DAS PARTÍCULAS SUBATÔMICAS O elétron (e) Em 1897, Joseph John Thomson (1856-1940) conseguiu demonstrar que o átomo não é indivisível, utilizando uma aparelhagem denominada tubo de raios catódicos. Dentro do tubo de vidro havia, além de uma pequena quantidade de gás, dois eletrodos ligados a uma fonte elétrica externa. Quando o circuito era ligado, aparecia um feixe de raios provenientes do cátodo (eletrodo negativo), que se dirigia para o ânodo (eletrodo positivo). Esses raios eram desviados na direção do pólo positivo de um campo elétrico. Com base nesse experimento, Thomson concluiu que: a) os raios eram partículas (corpúsculos) menores que os átomos; b) os raios apresentavam carga elétrica negativa. Essas partículas foram denominadas elétrons (e). O tubo da tela de televisão é uma versão complexa de um tubo de raios catódicos. Embora a televisão já fosse, em 1927, uma realidade em laboratório, somente em 1947 receptores de TV foram produzidos em escala industrial para uso doméstico. Thales Trigo Christof Gunkel Unidade 3 — A estrutura do átomo fluido positivo 55 Thomson propôs então um novo modelo, denominado pudim de passas: “O átomo é maciço e constituído por um fluido com carga elétrica positiva, no qual estão dispersos os elétrons”. Como um todo, o átomo seria eletricamente neutro. + carga negativa O modelo de Thomson admite que o átomo é divisível. O próton (p) + Em 1886, o físico alemão Eugen Goldstein, – + usando uma aparelhagem semelhante à de – – – + Thomson, observou o aparecimento de um feixe luminoso no sentido oposto ao dos elétrons. – Concluiu que os componentes desse feixe deveriam apresentar carga elétrica positiva. Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, ao realizar o mesmo experimento com o gás hidrogênio, detectou a presença de partículas com carga elétrica positiva ainda menores, as quais ele denominou prótons (p). A massa de um próton é aproximadamente 1 836 vezes maior que a de um elétron. A experiência de Rutherford Para verificar se os átomos eram maciços, Rutherford bombardeou uma finíssima lâmina de ouro (de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de carga elétrica positiva, denominadas partículas alfa (α), emitidas por um material radioativo. lâmina de sulfeto de zinco c a lâmina de ouro bloco de chumbo b abertura feixe de partículas α As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma série de conclusões: Observação a) A maior parte das partículas α atravessava a lâmina sem sofrer desvios. b) Poucas partículas α (1 em 20 000) não atravessavam a lâmina e voltavam. c) Algumas partículas α sofriam desvios de trajetória ao atravessar a lâmina. Conclusão A maior parte do átomo deve ser vazio. Nesse espaço (eletrosfera) devem estar localizados os elétrons. Deve existir no átomo uma pequena região onde está concentrada sua massa (o núcleo). O núcleo do átomo deve ser positivo, o que provoca uma repulsão nas partículas α (positivas). 56 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL A comparação do número de partículas que atravessavam a lâmina com o número de partículas que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é 10 mil vezes maior que o raio do núcleo. A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atômico, semelhante ao sistema solar. A ilustração mostra um átomo contendo 5 prótons no núcleo e 5 elétrons na eletrosfera. O nêutron (n) Essas partículas foram descobertas em 1932 por Chadwick, durante experiências com material radioativo. Ele as denominou nêutrons. Os nêutrons estão localizados no núcleo e apresentam massa muito próxima à dos prótons, mas não têm carga elétrica. O modelo atômico mais utilizado até hoje é o de Rutherford, com a inclusão dos nêutrons no núcleo. Núcleo formado por prótons e nêutrons com elétrons girando na eletrosfera. Partícula Núcleo Eletrosfera Nêutrons Prótons Elétrons Massa relativa (u) 1 1 1 ≅0 1 836 Carga relativa (uce) 0 +1 –1 Teoria dos quarks Hoje considera-se que as únicas partículas elementares constituintes da matéria são os quarks e os léptons. Quarks Interagem fortemente entre si formando outras partículas mais complexas: os hardrons (prótons, nêutrons). Existem somente três tipos de quarks estáveis e somente dois entram na composição da matéria. up down strange carga (uce) +2/3 –1/3 –1/3 Um próton seria formado por: 2 up (+2/3) = +4/3 1 down (–1/3) = –1/3 e um nêutron seria formado por: 1 up (+2/3) = +2/3 2 down (–1/3) = –2/3 123 123 +1 0 Léptons São partículas pequenas e leves em comparação com os quarks, e suas interações são fracas. Existem quatro tipos de léptons (elétron, muon, tauon, com carga –1 , e pósitron, com carga +1). Unidade 3 — A estrutura do átomo 57 PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO NÚMERO ATÔMICO (Z) Em 1913, ao realizar experiências de bombardeamento de vários elementos químicos com raios X, Moseley percebeu que o comportamento de cada elemento químico estava relacionado com a quantidade de cargas positivas existentes no seu núcleo. Assim, a carga do núcleo, ou seu número de prótons, é a grandeza que caracteriza cada elemento, sendo este número denominado número atômico. Número atômico (Z): o número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo de um átomo. Z = nº de prótons Como os átomos são sistemas eletricamente neutros, o número de prótons é igual ao de elétrons. Vejamos alguns exemplos: cloro (Cl) Z = 17 sódio (Na) Z = 11 prótons = 17, elétrons = 17. prótons = 11, elétrons = 11. NÚMERO DE MASSA (A) Número de massa (A): a soma do número de prótons (p) com o número de nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo. A=p+n Como tanto o número de prótons (p) quanto o de nêutrons (n) são inteiros, o número de massa (A) sempre será um número inteiro. O número de massa é, na verdade, o que determina a massa de um átomo, pois os elétrons são partículas com massa desprezível, não tendo influência significativa na massa dos átomos. Vejamos alguns exemplos: Z = 20 ⇒ p = 20 A = 40 Z = 17 ⇒ p = 17 A = 35 123 123 A=p+n 40 = 20 + n A=p+n 35 = 17 + n Ca n = 20 Cl n = 18 58 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL ELEMENTO QUÍMICO Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z). Atualmente, conhecemos um total de 115 elementos químicos, entre naturais e artificiais, com números atômicos variando de 1 a 118. A cada elemento químico corresponde um número atômico (Z) que o identifica. De acordo com a IUPAC (sigla em inglês da União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar um elemento químico, devem-se indicar, junto ao seu símbolo, seu número atômico e seu número de massa. Uma forma esquemática dessa representação é a seguinte: A Z X ou 14243 Na Z X A Vejamos um exemplo: A = 23 Z = 11 p = 11 n=A–Z n = 12 ÍONS Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons, formando novos sistemas, eletricamente carregados, denominados íons. Íon: a espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons. Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons: • íons positivos = cátions; • íons negativos = ânions. Íons positivos ou cátions Os cátions formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons, resultando num sistema eletricamente positivo, em que o número de prótons é maior que o número de elétrons. Aplicando essa definição ao átomo de magnésio (Mg), que apresenta Z = 12, temos: 12Mg perde 2 e – 2+ 12Mg p = 12 ⇒ 12 cargas positivas = +12 e = 12 ⇒ 12 cargas negativas = –12 carga elétrica total = 0 p = 12 ⇒ 12 cargas positivas = +12 e = 10 ⇒ 10 cargas negativas = –10 carga elétrica total = +2 A espécie química Mg2+ é denominada cátion bivalente ou íon bivalente positivo. Íons negativos ou ânions Os ânions formam-se quando um átomo ganha ou recebe um ou mais elétrons, resultando num sistema eletricamente negativo, em que o número de prótons é menor que o número de elétrons. Unidade 3 — A estrutura do átomo 59 – 9F Aplicando essa definição ao átomo de flúor (F), que apresenta Z = 9, temos: 9F ganha 1 e – p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9 e = 9 ⇒ 9 cargas negativas = –9 carga elétrica total = 0 p = 9 ⇒ 9 cargas positivas = +9 e = 10 ⇒ 10 cargas negativas = –10 carga elétrica total = –1 A espécie química F– é denominada ânion monovalente ou íon monovalente negativo. SEMELHANÇAS ATÔMICAS Isótopos Isótopos: são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z), por pertencerem ao mesmo elemento químico, mas diferentes números de massa (A). A maioria dos elementos químicos é constituída por uma mistura de isótopos, os quais podem ser encontrados, na natureza, em proporção praticamente constante. Veja, a seguir, os isótopos naturais de alguns elementos químicos e as proporções nas quais eles são encontrados: Elementos Representação Abundância (%) 12 6C Carbono 13 6C 14 6 C* 16 8O Oxigênio 17 8O 18 8O 39 19 K Potássio 40 19 K* 41 19 K 98,89 1,11 traços** 99,7 0,04 0,2 93,30 0,01 6,70 * Isótopos radioativos. ** Traços = quantidade muito pequena. O único elemento químico cujos isótopos apresentam nome próprio é o hidrogênio (H), que é formado pelos seguintes isótopos naturais: Representação 1 1H 2 1H 3 1 H* Nomes hidrogênio leve; hidrogênio comum; prótio deutério trítio; tricério; tritério Abundância (%) 99,985 0,015 10–7 * O trítio é radioativo. Isóbaros Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas mesmo número de massa (A). Exemplos: 40 20 14243 14243 Ca 20 p 20 e 20 n 40 18 Ar 18 p 18 e 22 n Os isóbaros pertencem, portanto, a elementos químicos diferentes. 60 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Isótonos Isótonos: são átomos que apresentam o mesmo número de nêutrons (n), mas diferentes números atômicos (Z) e de massa (A). Exemplos: 14 7 N 14243 14243 7p 7e 7n 13 6 C 6p 6e 7n Isoeletrônicos Isoeletrônicos: átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons. Exemplos: 14243 Cr I Ti Tc F 14243 14243 23 11 Na + 11 p 10 e 12 n 16 2– O 8 8p 10 e 8n 20 10 Ne 10 p 10 e 10 n Isótopos radioativos Alguns isótopos emitem determinados tipos de radiação e, por isso, são conhecidos por radioisótopos. Os radioisótopos podem ser usados na Medicina no estudo de certas doenças e distúrbios fisiológicos. Administrados ao paciente, têm a propriedade de se concentrar em determinados órgãos ou tipos específicos de células e permitem, pela sua detecção, determinar a existência de possíveis alterações. Vejamos abaixo alguns exemplos de radioisótopos utilizados em Medicina. Isótopo 51 131 201 99 18 Aplicação Estudo das hemácias Estudo da tireóide Mapeamento do coração Mapeamento de cérebro, fígado, rins, coração Mapeamento ósseo Outro isótopo radioativo, o iodo-123, quando injetado no organismo em pequenas quantidades, permite-nos obter imagens do cérebro. Unidade 3 — A estrutura do átomo 61 Exercícios de classe 1. O primeiro modelo científico para o átomo foi proposto por Dalton, em 1808. Esse modelo poderia ser comparado com: a) uma bola de tênis. b) uma bola de futebol. c) uma bola de pingue-pongue. d) uma bola de bilhar. e) uma bexiga cheia de ar. 2. Relacione os nomes dos cientistas às alternativas a seguir: • Demócrito • Thomson • Rutherford • Dalton • Chadwick a) É o descobridor do nêutron. b) Seu modelo atômico era semelhante a uma bola de bilhar. c) Seu modelo atômico era semelhante a um pudim de passas. d) Foi o primeiro a utilizar a palavra átomo. e) Criou um modelo para o átomo semelhante ao sistema solar. 3. O elétron foi descoberto por Thomson no final do século XIX. Quais as características gerais do modelo atômico proposto por ele? 4. Faça uma crítica à afirmação: “O modelo atômico clássico criado por Rutherford, em 1911, é considerado o modelo definitivo para o átomo.” 5. Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons presentes em cada átomo dos seguintes elementos: 12 6C 19 9F 7 3 Li 56 26 Fe 40 8. Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons presentes em cada íon: 19 – 9F 32 2– 16S 56 2+ 26Fe 56 3+ 26Fe 9. Os átomos M e N são isóbaros e apresentam as seguintes características: 5x 10 + x M 4x + 8 11 + x N Determine os números atômicos e os números de massa de M e N. 10. Xé Isótopo do Isótono do 41 20Ca 41 19K Determine o número de massa de X. 11. (UFSC) Considerando as relações entre os átomos, indicadas no esquema a seguir, 38 20 X isó ton os os top isó 20 Z Y isóbaros pode-se afirmar que o(s) número(s): I — de II — de III — de IV — de V — de VI — de VII — de massa de Y é 40. massa de Z é 20. prótons de Y é 22. nêutrons de X é 20. prótons de Z é 22. nêutrons de Y é 20. nêutrons de Z é 20. 6. Considere a representação: O átomo assim representado apresenta quanto(as): a) prótons? b) nêutrons? c) elétrons? d) partículas nucleares? e) partículas na parte periférica do átomo? f) partículas com carga elétrica positiva? g) partículas com carga elétrica negativa? h) partículas sem massa? i) partículas fundamentais que formam um átomo deste elemento? 7. Um dos principais poluentes atmosféricos é o monóxido de carbono (CO). Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons existentes em uma molécula desse poluente. Dados: C (Z = 6) (A = 12); O (Z = 8) (A = 16) 12. Considere as representações: 11x + 15 3x + 32 R 12x – 2 5x – 8 S 10x + 35 4x + 10 T Sabendo que R e S são isótopos, determine os números atômicos (Z) e os números de massa (A) de R, S e T. 13. (FEI-SP) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos Y e Z: I — X é isóbaro de Y e isótono de Z. II — Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é isótopo de Z. IIII — O número de massa de Z é 138. O número atômico de X é: a) 53. d) 56. b) 54. e) 57. c) 55. 62 14. (UFPR) O jornal Folha de São Paulo publicou, em 19/06/94, matéria sobre empresas norte-americanas que estavam falsificando suco de laranja. O produto, vendido como puro, estava sendo diluído com água. A fraude foi descoberta através de medidas de teores de isótopos de oxigênio (16O e 18O). O isótopo mais pesado fica um pouco mais concentrado na água presente nas plantas em crescimento do que nas águas oriundas de fontes não biológicas. Considere as afirmações: I — Os números atômicos destes isótopos são iguais. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL II — O número de massa de 16O é 16 e indica a soma do número de prótons e de elétrons existentes no átomo. III — O número de nêutrons nos isótopos acima é 16 e 18, respectivamente. IV — A distribuição eletrônica de 16O é igual à de 18O. V — O suco puro deve conter maior quantidade de 18O. Quais são corretas? a) apenas I e II b) apenas I e III c) apenas II e IV d) apenas I, II e V e) apenas I, IV e V Exercícios propostos 1. (Fuvest-SP) Há cerca de 100 anos, J. J. Thomson determinou, pela primeira vez, a relação entre a massa e a carga do elétron, o que pode ser considerado como a descoberta do elétron. É reconhecida como uma contribuição de Thomson ao modelo atômico: a) o átomo ser indivisível. b) a existência de partículas subatômicas. c) os elétrons ocuparem níveis discretos de energia. d) os elétrons girarem em órbitas circulares ao redor do núcleo. e) o átomo possuir um núcleo com carga positiva e uma eletrosfera. 2. (UFSC) Na famosa experiência de Rutherford, no início do século XX, com a lâmina de ouro, o(s) fato(s) que (isoladamente ou em conjunto) indicava(m) o átomo possuir um núcleo pequeno e positivo foi(foram): (01) As partículas alfa teriam cargas negativas. (02) Ao atravessar a lâmina, uma maioria de partículas alfa sofreria desvio de sua trajetória. (04) Um grande número de partículas alfa não atravessaria a lâmina. (08) Um pequeno número de partículas alfa, ao atravessar a lâmina, sofreria desvio de sua trajetória. (16) A maioria das partículas alfa atravessaria os átomos da lâmina sem sofrer desvio de sua trajetória. Indique a soma dos itens corretos. 3. (UCDB-MT) No modelo atômico de Rutherford, os átomos são constituídos por um núcleo com carga …., onde …. estaria concentrada. Ao redor do núcleo estariam distribuídos os …. . A alternativa que completa corretamente a frase é: a) negativa — toda a massa — elétrons. b) positiva — metade da massa — elétrons. c) positiva — toda a massa — elétrons. d) negativa — toda a massa — nêutrons. e) positiva — toda a massa — nêutrons. 4. As três partículas fundamentais que compõem um átomo são: prótons, nêutrons e elétrons. Considere um átomo de um elemento X, que é formado por 18 partículas fundamentais e que nesse átomo o número de prótons é igual ao número de nêutrons. A melhor representação do número atômico e do número de massa do átomo X é: a) 18X. 6 b) 18 9X. c) 24 12X. d) 12X. 6 e) 24 9X. 5. (Fuvest-SP) Quais as semelhanças e as diferenças entre os isótopos de césio 133Cs 55 (estável) e 137Cs (radioativo), com relação ao 55 número de prótons, nêutrons e elétrons? 6. (Covest-PE — mod.) Observe a tabela. Elemento Th Cl nº de nº de nº de nº de prótons elétrons nêutrons massa 90 a 232 c 17 b 19 d Unidade 3 — A estrutura do átomo 63 a) Ca e Ca . b) Ni2+ e Zn. c) Cl– e Ca2+. 2+ Lendo da esquerda para a direita, formar-se-á, com os números indicados, a seguinte seqüência a, b, c e d: a) b) c) d) e) 90, 142, 17, 36. 142, 90, 19, 36. 142, 90, 36, 17. 90, 142, 36, 17. 89, 152, 7, 36. d) Ni e Co . e) Co2+ e Zn. 2+ 2+ 11. (UEPG-PR) Sobre as representações abaixo, indique a soma dos itens corretos. (I) 26Fe (IV) 57Fe2+ 26 54 (II) 26Fe (V) 26Fe 57 56 2+ (III) 26Fe (VI) 26Fe 56 56 3+ 3+ 7. Sabendo-se que o gás clorídrico (HCl) tem suas moléculas formadas pela união de um átomo de hidrogênio com um átomo de cloro e que seus elementos apresentam os seguintes isótopos: 1 1H 2 1H 3 1H e 35 17Cl 37 17Cl determine qual a menor e qual a maior massa para uma molécula de HCl. 8. Recentemente foi sintetizada uma nova forma alotrópica do carbono, de fórmula C60, chamada Buckminsterfulereno ou simplesmente fulereno, ou ainda buckybola ou futeboleno. Esta forma alotrópica é diferente do diamante e do grafite. Se considerarmos uma molécula do C60, determine a relação entre o número de prótons e nêutrons. (Dados: número atômico do C = 6; número de massa do C = 12) 9. (UFRS) Em recente experimento com um acelerador de partículas, cientistas norte-americanos conseguiram sintetizar um novo elemento químico. Ele foi produzido a partir de átomos de cálcio (Ca), de número de massa 48, e de átomos de plutônio (Pu), de número de massa 244. Com um choque efetivo entre os núcleos de cada um dos átomos desses elementos, surgiu o novo elemento químico. Sabendo que nesse choque foram perdidos apenas três nêutrons, o número de prótons, nêutrons e elétrons, respectivamente, de um átomo neutro desse novo elemento, são: (números atômicos: Ca = 20; Pu = 94) a) b) c) d) e) 114; 178; 114. 114; 175; 114. 114; 289; 114. 111; 175; 111. 111; 292; 111. (01) I e VI são isótopos, apresentam o mesmo número de elétrons, mas não têm a mesma quantidade de nêutrons. (02) I e II têm o mesmo número de prótons e de elétrons. (04) Embora sejam isótopos isoeletrônicos, II e IV não têm a mesma massa atômica. (08) III e V, que não têm o mesmo número de nêutrons, apresentam menor quantidade de elétrons que o átomo IV. (16) II e IV não têm o mesmo número de nêutrons nem a mesma massa atômica. 12. (UA-AM) Em relação à isotopia, isobaria e isotonia, podemos afirmar que: a) isótonos são entidades químicas que possuem o mesmo número de nêutrons. b) isóbaros são entidades químicas que possuem o mesmo número de prótons. c) isótopos são entidades químicas que possuem o mesmo número de massa. d) são relações que dizem respeito ao núcleo e à eletrosfera do átomo. e) são relações que dizem respeito apenas à eletrosfera do átomo. 13. (UFSC) Dados os átomos: 80 35Br 80 36Kr 81 35Br 81 36Kr (I) (II) (III) (IV) Indique as proposições verdadeiras. a) I e III são isótopos. b) II e IV possuem o mesmo número de massa. c) I e IV têm igual número de nêutrons. d) I e II possuem o mesmo número de massa. e) II e III são isótopos. 14. (IME-RJ) Sejam os elementos 150A, B e C de 63 números atômicos consecutivos e crescentes na ordem dada. Sabendo que A e B são isóbaros e que B e C são isótonos, podemos concluir que o número de massa do elemento C é igual a: a) 150. b) 64. c) 153. d) 65. e) 151. 10. (FURRN) Considerando-se as espécies químicas: 35 – 17Cl 59 2+ 27Co 40 20Ca 59 2+ 28Ni 42 2+ 20Ca 65 30Zn Podemos afirmar que as espécies que apresentam o mesmo número de elétrons são: 64 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL OS NOVOS MODELOS ATÔMICOS Depois de Rutherford ter proposto seu modelo, os cientistas direcionaram seus estudos para a distribuição dos elétrons na elestrofera. Fizeram progressos levando em conta conhecimentos anteriores. Há muito tempo os químicos já sabiam que os compostos de sódio emitem uma luz amarela quando submetidos a uma chama. Em 1855, Robert Bunsen verificou que diferentes elementos, submetidos a uma chama, produziam cores diferentes. CEDOC CEDOC K (potássio) Cu (cobre) Na (sódio) Sr (estrôncio) Elementos diferentes produzem luz com cores diferentes. As cores brilhantes dos fogos de artifício são produzidas pela queima de diferentes elementos químicos. O estudo da luz conseguida dessa Sódio maneira permitiu a obtenção dos chamados espectros descontínuos, Hidrogênio característicos de cada elemento. A cada cor desses espectros foi associ- Cálcio ada certa quantidade de energia. Em 1913, Niels Böhr (1885-1962) propôs um novo modelo atômico, relacionando a distribuição dos elétrons na eletrosfera com sua quantidade de energia. O MODELO ATÔMICO DE BÖHR Esse modelo baseia-se nos seguintes postulados: 1. Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo. 2. Cada uma dessas órbitas tem energia constante (órbita estacionária). Os elétrons que estão situados em órbitas mais afastadas do núcleo apresentarão maior quantidade de energia. 3. Quando um elétron absorve certa quantiAssim como um dade de energia, salta para uma órbita sapo não pode mais energética. Quando ele retorna à sua saltar meio degrau, órbita original, libera a mesma quantidade ou seja, números de energia, na forma de onda eletromagfracionários de denética (luz). graus, um elétron, Essas órbitas foram denominadas ao receber energia, níveis de energia. Hoje são conhecidos sete só pode “saltar” um número inteiro níveis de energia ou camadas, denominadas de níveis. K, L, M, N, O, P e Q. Unidade 3 — A estrutura do átomo 65 O modelo de Böhr permite relacionar as órbitas (níveis de energia) com os espectros descontínuos dos elementos. N M L K núcleo energia crescente + nível 1 (n = 1) = K nível 2 (n = 2) = L nível 3 (n = 3) = M nível 4 (n = 4) = N e– e– e– e– níveis … 6 5 4 3 2 1 espectro Luminosos Os letreiros luminosos, muito usados em publicidade, utilizam principalmente gás neônio (Ne) e, por isso, são conhecidos por luminosos de neon. O funcionamento desses luminosos é semelhante ao de uma lâmpada fluorescente, ou seja, os elétrons são excitados e, na sua volta à órbita original, emitem luz. As diferentes cores e tonalidades que podem ser obtidas dependem da diferença de potencial, da pressão do gás e de sua composição. Ne puro luz vermelha Ne + mercúrio (Hg) luz azul Ne + gás carbônico (CO2 ) luz violeta e– luz e– e– Tony Stone OS SUBNÍVEIS O trabalho de Böhr despertou o interesse de vários cientistas para o estudo dos espectros descontínuos. Um deles, Sommerfield, percebeu, em 1916, que as raias obtidas por Böhr eram na verdade um conjunto de raias mais finas e supôs então que os níveis de energia estariam divididos em regiões ainda menores, por ele denominadas subníveis de energia. O número de cada nível indica a quantidade de subníveis nele existentes. Por exemplo, o nível 1 apresenta um subnível, o nível 2 apresenta dois subníveis, e assim por diante. Esses subníveis são representados pelas letras s, p, d, f, g, h, … . Estudos específicos para determinar a energia dos subníveis mostraram que: • existe uma ordem crescente de energia nos subníveis; s<p<d<f • os elétrons de um mesmo subnível contêm a mesma quantidade de energia; • os elétrons se distribuem pela eletrosfera ocupando o subnível de menor energia disponível. energia crescente 66 A criação de uma representação gráfica para os subníveis facilitou a visualização da sua ordem crescente de energia. Essa representação é conhecida como diagrama de Linus Pauling. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Corbis K n=1 L n=2 M n=3 N n=4 O n=5 P n=6 Q n=7 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f Linus Pauling (1901-1994) recebeu dois prêmios Nobel: de Química, em 1954, e da Paz, em 1962. O preenchimento da eletrosfera pelos elétrons em subníveis obedece à ordem crescente de energia definida pelo diagrama de Pauling: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d Cada um desses subníveis pode acomodar um número máximo de elétrons: Subnível Nº máximo de e – s 2 p 6 d 10 f 14 Observação: Os subníveis g, h, … são teóricos. Não são conhecidos átomos que apresentam número de elétrons suficiente para ocupar esses subníveis. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA POR SUBNÍVEL Como num átomo o número de prótons (Z) é igual ao número de elétrons, conhecendo o número atômico poderemos fazer a distribuição dos elétrons nos subníveis. Vejamos alguns exemplos: 1 H: 1s 1 quantidade de e– subnível s Z nível 1 (camada K) 12Mg: 1s 2 nível 1 camada K nº de elétrons = 2 K=2 2s 2 2p 6 nível 2 camada L nº de elétrons = 8 L=8 3s 2 nível 3 camada M nº de elétrons = 2 M=2 Unidade 3 — A estrutura do átomo 21Sc: 67 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 Perceba que o subnível 4s2 aparece antes do subnível 3d1, de acordo com a ordem crescente de energia. No entanto, pode-se escrever essa mesma configuração eletrônica ordenando os subníveis pelo número quântico principal. Assim, obteremos a chamada ordem geométrica ou ordem de distância: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 Note que, na ordem geométrica, o último subnível — mais externo do núcleo — é o 4s2, sendo que esse subnível mais distante indica a camada de valência do átomo. Portanto: O subnível mais energético nem sempre é o mais afastado do núcleo. No caso do escândio, o subnível mais energético é o 3d1, apresentando 1 elétron, enquanto o mais externo é o 4s2, com 2 elétrons. A distribuição eletrônica do 21Sc por camadas pode ser obtida tanto pela ordem energética como pela ordem geométrica e é expressa por: K=2 L=8 M=9 N=2 ✔ SOLUÇÃO EXERCÍCIO RESOLVIDO Considere a seguinte informação: “Quando um átomo se transforma em um íon, a variação do número de elétrons, ‘ganho ou perda’, ocorre sempre na camada (nível) mais externa, chamada camada de valência.” Com base nessa informação, faça a distribuição eletrônica do 26Fe2+. a) O íon Fe2+ é formado a partir do átomo de ferro, pela “perda” de 2 e– da sua camada de valência. Dessa forma, é necessário, antes de mais nada, determinar a camada de valência do átomo de ferro através da sua distribuição eletrônica. 26Fe { 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 ordem energética ordem geométrica O átomo de ferro apresenta quatro níveis (camadas) de energia, sendo o subnível 4s, com 2 e–, o mais externo, onde ocorrerá a perda de elétrons. Portanto, a distribuição eletrônica do íon Fe2+ será: 2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 26Fe 68 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Exercícios de classe 1. Sobre o modelo atômico de Böhr, podemos tecer as seguintes considerações: I — Quando o núcleo recebe energia, salta para um nível mais externo. II — Quando o elétron recebe energia, salta para um nível mais energético. III — Quando um elétron passa de um estado menos energético para outro mais energético, devolve energia na forma de ondas eletromagnéticas. IV — Se um elétron passa do estado A para o estado B, recebendo x unidades de energia, quando voltar de B para A devolverá x unidades de energia na forma de ondas eletromagnéticas. Quais dessas afirmações são falsas? 2. (PUC-MG) As diferentes cores produzidas por distintos elementos são resultado de transições eletrônicas. Ao mudar de camadas, em torno do núcleo atômico, os elétrons emitem energia nos diferentes comprimentos de ondas, as cores. O Estado de S. Paulo, Caderno de Ciências e Tecnologia, dezembro de 1992. 5. A pedra ímã natural é a magnetita (Fe3O4). O metal ferro pode ser representado por 56 Fe e 26 seu átomo apresenta a seguinte distribuição eletrônica por níveis: a) 2 — 8 — 16. b) 2 — 8 — 8 — 8. c) 2 — 8 — 10 — 6. d) 2 — 8 — 14 — 2. e) 2 — 8 — 18 — 18 — 10. 6. (Unifor-CE) O titânio é metal utilizado na fabricação de motores de avião e de pinos para próteses. Quantos elétrons há no último nível da configuração eletrônica desse metal? (Dado: Ti Z = 22) a) 6. d) 3. b) 5. e) 2. c) 4. 7. “Os átomos movem-se no vazio e agarram-se, chocam-se, e alguns ricocheteiam… e outros ficam emaranhados…” (Simplicius, século V d.C.) Este texto está baseado no modelo atômico proposto por: a) Niels Böhr. d) John Dalton. b) Rutherford. e) J. J. Thomson. c) Heisenberg. 3. Faça a distribuição eletrônica em subníveis de energia: a) 8O c) 18Ar e) 35Br d) 21Sc f) 40Zr b) 11Na 4. (UNI-RIO) Os implantes dentários estão mais seguros no Brasil e já atendem às normas internacionais de qualidade. O grande salto de qualidade aconteceu no processo de confecção dos parafusos e pinos de titânio que compõem as próteses. Feitas com ligas de titânio, essas próteses são usadas para fixar coroas dentárias, aparelhos ortodônticos e dentaduras nos ossos da mandíbula e do maxilar. Jornal do Brasil, outubro de 1996. Hoje sabemos que os átomos emaranhados são resultado de uma ligação entre eles. Nos átomos, os elétrons que participam de uma ligação normalmente fazem parte do nível de valência. Quantos elétrons estão presentes no nível de valência do bromo (80 Br)? 35 a) 5. b) 7. c) 17. d) 18. e) 35. 8. (UNI-RIO) “O coração artificial colocado em Elói começou a ser desenvolvido há quatro anos nos Estados Unidos e já é usado por cerca de 500 pessoas. O conjunto, chamado de heartmate, é formado por três peças principais. A mais importante é uma bolsa redonda com 1,2 kg, 12 cm de diâmetro e 3 cm de espessura, feita de titânio — um metal branco-prateado, leve e resistente.” (Revista Veja, julho de 1999.) Considerando que o número atômico do titânio é 22, sua configuração eletrônica será: a) 1s2 b) 1s2 c) 1s2 d) 1s2 e) 1s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2p6 2p6 2p6 2p6 2p6 3s2 3s2 3s2 3s2 3s2 3p3. 3p5. 3p6 4s2. 3p6 4s2 3d2. 3p6 4s2 3d10 4p6. Entre os metais a seguir, aquele que apresenta, na última camada, número de elétrons igual ao do titânio é o: (Dados os números atômicos: Ti = 22, C = 6, Na = 11, Ga = 31, Mg = 12, Xe = 54) a) C. d) Mg. b) Na. e) Xe. c) Ga. Unidade 3 — A estrutura do átomo 69 10. (PUC-RJ) As respectivas distribuições eletrônicas do último nível das espécies químicas K, K+, K2+ só podem ser: (Dado: K = 19) a) 4s0; 4s1; 4s2. b) 4s1; 3s2 3p6; 3s2 3p5. c) 4s1; 4s2; 4s2 4p1. d) 4s2; 4s1; 4s2 4p6. e) 4s1; 4s2; 4s3. 9. (Cesgranrio-RJ) A configuração eletrônica do íon Ca2+ (Z = 20) é: a) 1s2 b) 1s2 c) 1s2 d) 1s2 e) 1s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2p6 2p6 2p6 2p6 2p6 3s2 3s2 3s2 3s2 3s2 3p4. 3p6 4s2. 3p6. 3p6 4s2 3d2. 3p6 3d4. Exercícios propostos 1. (PUC-MG) Relacione os nomes dos cientistas com os modelos atômicos. 1. Dalton 2. Rutherford 3. Niels Böhr 4. J. J. Thomson 4. Qual o número atômico de um átomo sabendo-se que o subnível de maior energia da sua distribuição eletrônica no estado fundamental é 4p2? a) 30. b) 42. c) 34. d) 32. e) 28. 5. Os átomos dos elementos X e Y apresentam, respectivamente, apenas 1 elétron nos subníveis 3d e 4d, logo, podemos afirmar que seus números atômicos são: a) 19 e 39. c) 19 e 42. e) 11 e 26. b) 21 e 39. d) 21 e 42. 6. (Vunesp-SP) Um átomo tem número de massa 31 e 16 nêutrons. Qual é o número de elétrons no seu nível mais externo? a) 2. b) 4. c) 5. d) 3. e) 8. 7. (UFMG) Na crosta terrestre, o segundo elemento mais abundante, em massa, tem no estado fundamental a seguinte configuração eletrônica: nível 1: completo. nível 2: completo. nível 3: 4 elétrons. A alternativa que indica corretamente esse elemento é: a) Al (Z = 13). d) O (Z = 8). b) Fe (Z = 26). e) Si (Z = 14). c) N (Z = 7). 8. (OSEC-SP) O número máximo de elétrons de um átomo que apresenta elétrons distribuídos em cinco níveis de energia é: a) 106. b) 54. c) 92. d) 58. e) 94. 9. A configuração eletrônica de uma espécie química com número atômico 12 é: 1s2 2s2 2p6 que se refere a: a) átomo. b) cátion monovalente. c) ânion monovalente. d) cátion bivalente. e) ânion bivalente. • Descoberta do átomo e seu tamanho relativo. • Átomos esféricos, maciços, indivisíveis. • Modelo semelhante a um “pudim de passas” com cargas positivas e negativas em igual número. • Os elétrons giram em torno do núcleo em determinadas órbitas. Indique a seqüência correta encontrada: a) 1 — 2 — 4 — 3. b) 1 — 4 — 3 — 2. c) 2 — 1 — 4 — 3. d) 3 — 4 — 2 — 1. e) 4 — 1 — 2 — 3. 2. (UFRN) Considere o diagrama a seguir, de níveis de energia para o átomo de hidrogênio: n 4 3 2 (I) (II) (III) (IV) 1 energia As transições em que ocorre apenas absorção de energia são: a) I, II, III e IV. c) I e II. b) III e IV. d) I e III. 3. (Vunesp-SP) Para o elemento de número atômico 28, a configuração eletrônica é: a) 1s2 b) 1s2 c) 1s2 d) 1s2 e) 1s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2p6 2p6 2p6 2p6 2p6 3s2 3s2 3s2 3s2 3s2 3p6 3p6 3p6 3p6 3p6 3d10. 3d2 4s2 4p6. 4s2 4p6 5s2. 4s2 3d8. 4s1 3d9. 70 10. (Fuvest-SP) A seguir, são mostradas quatro configurações eletrônicas. I — 1s2 2s2 2p6 II — 1s2 2s2 2p6 3s2 III — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 IV — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Qual das configurações corresponde: a) a cada um dos átomos Cl, Mg, Ne? b) a cada um dos íons Cl–, K+, Al3+? (Dados os números atômicos: Cl = 17, K = 19, Al = 13, Ne = 10, Mg = 12) Faça você mesmo Teste da chama Material Fio de níquel-cromo (10 cm) Prendedor de roupas (madeira) Sal de cozinha (cloreto de sódio) Bicarbonato de sódio Sulfato de cobre Cal virgem (óxido de cálcio) Observação: O fio de níquel-cromo pode ser adquirido em lojas de material elétrico, enquanto as substâncias que você não tiver em casa podem ser adquiridas em lojas de material de construção ou de artigos para piscina. Procedimento Faça uma argola em uma das extremidades do fio de níquel-cromo. Essa argola tem a finalidade de reter uma pequena amostra da substância. Prenda a outra extremidade do fio no prendedor de roupas. Recolha uma pequena amostra de sulfato de cobre na argola e leve-a à chama de um bico de gás do fogão. Observe a alteração da cor da chama. A seguir, lave bem o fio com o auxílio de uma esponja de aço e repita a operação na seguinte ordem: a) com a cal; b) com o bicarbonato de sódio; c) com o sal de cozinha. Responda: 1. Quais são as cores observadas em cada experimento? 2. Qual o motivo da lavagem do fio após cada experimento? 3. Como você poderia explicar o aparecimento de cores diferentes, relacionando elétrons e níveis de energia? 4. Qual será a cor da chama, se você efetuar o mesmo procedimento utilizando giz branco de escola, sabendo que a sua composição é sulfato de cálcio? Esse fenômeno é empregado desde o século X pelos chineses para efeitos luminosos da queima de fogos de artifício. prendedor argola Unidade 3 — A estrutura do átomo 71 O PRINCÍPIO DA INCERTEZA: HEISENBERG Em 1926, Werner Heisenberg (1901-1976) demonstrou, usando os conceitos quânticos (mecânica quântica), que é impossível determinar, simultaneamente, com absoluta precisão, a velocidade e a posição de um elétron em um átomo. Este princípio, conhecido por Princípio da Incerteza, estabelece que não se pode afirmar que exista uma órbita definida para o elétron. O mais adequado é considerar que existam regiões, denominadas orbitais, em torno do núcleo nas quais é máxima a probabilidade de se encontrar o elétron. Orbital: a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron no átomo. Assim, os orbitais podem ser considerados nuvens que correspondem às regiões em que é máxima a probabilidade de encontrarmos um determinado elétron. O movimento do elétron ao redor do núcleo foi descrito por Erwin Schrödinger, em 1927, mediante equação matemática que relaciona a natureza corpuscular (partícula), a energia, a carga e a massa do elétron. As soluções numéricas para essa equação, denominadas números quânticos, permitem que cada elétron seja caracterizado pela sua quantidade de energia. Números quânticos: códigos matemáticos associados à energia do elétron. A caracterização de cada elétron no átomo é feita por quatro números quânticos: principal, secundário (ou azimutal), magnético e spin. Num mesmo átomo não existem dois elétrons com os mesmos números quânticos. 1) Principal (n) Indica o nível de energia do elétron. n = 1, 2, 3, … 7 2) Secundário (l) Está associado ao subnível de energia do elétron. subnível valores de l s 0 p 1 d 2 f 3 72 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 3) Magnético (m) Está associado à região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron, denominada orbital. Cada orbital comporta no máximo 2 elétrons e é representado graficamente por ou . Os orbitais estão relacionados com os subníveis; por esse motivo, os valores de l l m variam de –l a +l. Tipo de subnível s p d f Valores de l 0 1 2 3 Valores de m ou ml 0 –1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2 –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 Quantidade Representação gráfica dos orbitais de orbitais 1 3 5 7 Espacialmente, os orbitais s e p apresentam o seguinte aspecto: z 1442443 orbital s z z z z y .. ….. … … .. . .. . . . . . … .. .. . .. … .. . . x x y y x y x y x 144444444442444444444443 orbitais p 4) Spin (s ou ms) Está relacionado à rotação do elétron. Esse número quântico é utilizado para distinguir os elétrons de um mesmo orbital. A um deles atribui-se arbitrariamente o valor +1/2 e ao outro, o valor –1/2. A representação gráfica dos elétrons num mesmo orbital pode ser feita de duas maneiras: ¡ sentido horário sentido anti-horário ¡ ou 14243 1 elétron no orbital ou 14243 2 elétrons no orbital ¡ ¡ ¡ ¡ Unidade 3 — A estrutura do átomo 73 Nesta unidade, adotamos como convenção particular que o primeiro elétron de um orbital será representado por uma seta para cima (↑), e o valor de seu spin será –1/2. DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM ORBITAIS Essa distribuição deve ser feita de acordo com dois conceitos: Princípio da exclusão de Pauli Num orbital existem no máximo 2 elétrons com spins opostos. Regra de Hund Os orbitais de um mesmo subnível são preenchidos de modo que se obtenha o maior número possível de elétrons isolados (desemparelhados). Vejamos alguns exemplos de distribuição com a atribuição dos quatro números quânticos ao elétron de maior energia. n=2 n=2 ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ 7N 1s2 ¡ 2s2 ¡ n l 2p3 m = –1 0 +1 ¡ ¡ ¡ é o de maior energia m = +1 s = –1/2 m = –1 ¡ 0 ¡ l =1 8O 1s2 ¡ 2s2 ¡ ¡ 2p4 +1 l =1 m = –1 s = +1/2 Exercícios 1. (Fafeod-MG) Quais são os valores dos números quânticos n e l do elétron de valência do elemento de Z = 29? a 3 2 b 3 0 c 4 2 d 4 1 e 4 0 d) neônio (Z = 10); e) lítio (Z = 3); f) zinco (Z = 30). 3. (UFMT) Com base no modelo atômico da mecânica quântica, pode-se dizer que o elemento químico X50 tem: a) dois elétrons no subnível mais afastado do núcleo. b) três elétrons no subnível mais afastado do núcleo. c) quatro elétrons no nível mais energético. d) dois elétrons emparelhados no subnível de maior energia. e) dois elétrons desemparelhados no subnível de maior energia. 2. (UFSC) Indique o(s) elemento(s) químico(s) que apresenta(m) seu átomo com todos os orbitais atômicos completos em sua distribuição eletrônica fundamental. a) cloro (Z = 17); b) níquel (Z = 28); c) nitrogênio (Z = 7); 74 4. (UNI-RIO) Anualmente cerca de dez milhões de pilhas, além de 500 mil baterias de telefone celular, são jogadas fora na cidade do Rio de Janeiro. (…) elas têm elementos tóxicos, como o chumbo, mercúrio, zinco e manganês, que provocam grandes problemas de saúde. (O Globo, 05/01/98). PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Considerando-se essas distribuições eletrônicas: a) I e II seguem a regra de Hund. b) III e IV obedecem ao princípio de Pauli. c) II representa a distribuição do estado fundamental. d) em I, dois elétrons possuem o mesmo conjunto de números quânticos. 7. (UFF-RJ) O Princípio de exclusão de Pauli estabelece que: a) a posição e a velocidade de um elétron não podem ser determinadas simultaneamente. b) elétrons em orbitais atômicos possuem spins paralelos. c) a velocidade de toda radiação eletromagnética é igual à velocidade da luz. d) dois elétrons em um mesmo átomo não podem apresentar os quatro números quânticos iguais. e) numa dada subcamada que contém mais de um orbital, os elétrons são distribuídos sobre os orbitais disponíveis, com seus spins na mesma direção. 8. (UECE) Considere três átomos, A, B e C. Os átomos A e C são isótopos; os átomos B e C são isóbaros e os átomos A e B são isótonos. Sabendo que o átomo A tem 20 prótons e número de massa 41 e que o átomo C tem 22 nêutrons, os números quânticos do elétron mais energético do átomo B são: a) n = 3; l = 0; ml = 2; s = –1/2. b) n = 3; l = 2; ml = –2; s = –1/2. c) n = 3; l = 2; ml = 0; s = –1/2. d) n = 3; l = 2; ml = –1; s = 1/2. e) n = 4; l = 0; ml = 0; s = –1/2. 9. (UFPI) Indique a alternativa que representa um conjunto de números quânticos permitido: a) n b) n c) n d) n e) n = = = = = 3; 3; 3; 3; 4; l l l l l = = = = = 0; 4; 3; 2; 0; m m m m m = = = = = 1; 1; 0; 1; 3; s s s s s = = = = = +1/2. +1/2. +1/2. +1/2. –1/2. Dos quatro elementos citados, os que possuem, em sua distribuição eletrônica, elétrons desemparelhados, são: a) Pb e Zn. b) Pb e Mn. c) Hg e Pb. d) Hg e Zn. e) Zn e Mn. 5. (UFGO) Observe o diagrama a seguir: K L M N O P Q 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 3d 4d 5d 6d 4f 5f Sobre este diagrama, é correto afirmar-se que: a) as letras s, p, d e f representam o número quântico secundário; b) o número máximo de orbitais por subnível é igual a dois; c) a ordem crescente de energia segue a direção horizontal, da direita para a esquerda; d) o elemento de número atômico 28 possui o subnível 3d completo; e) o nível M possui, no máximo, nove orbitais. 6. (UFGO) Os diagramas, a seguir, representam distribuições eletrônicas para o átomo de nitrogênio: I ¡ ¡ ¡ II ¡ ¡ ¡ ¡ III ¡ ¡ ¡ IV ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ 2p 2s 1s ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ ¡ INTRODUÇÃO: BASES DA ORGANIZAÇÃO DOS ELEMENTOS Se você é um filatelista ou um colecionador de CDs (compact discs), provavelmente utiliza algum critério para organizar os itens de sua coleção. Os selos, por exemplo, podem ser organizados por país de origem, tema ou ano de emissão; os CDs, por tipos de música ou nomes dos cantores, os quais podem ser catalogados em ordem alfabética. Em Química, os critérios utilizados para a organização dos elementos foram estabelecidos ao longo do tempo. A tabela periódica ou classificação periódica dos elementos é um arranjo que permite não só verificar as características dos elementos e suas repetições, mas também fazer previsões. Em 1869, um professor de Química da Universidade de São Petersburgo (Rússia), Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907), estava escrevendo um livro sobre os elementos conhecidos na época — cerca de 63 —, cujas propriedades ele havia anotado em fichas separadas. Ao trabalhar com suas fichas, ele percebeu que, organizando os elementos em função Na organização de uma coleção, é neda massa de seus átomos (massa atômica), cessário estabelecer critérios que facilitem determinadas propriedades se repetiam divera localização de cada peça. sas vezes, isto é, eram propriedades periódicas. Veja como podemos fazer um arranjo semelhante ao de Mendeleev, usando alguns elementos que ele conhecia (Li, Be, Na, Mg) e outros que só foram descobertos posteriormente (Ne e Ar). Christof Gunkel 76 q q q q PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Alguns elementos e suas características Lítio Li 5 1817 MA: 7 u s Ambligonita v Bateria para marcapasso v Medicamentos (antidepressivos) v Ligas extraleves v Cerâmica e vidro MA: 9 u s Berilo v Ligas resistentes v Molas e transmissores v Desacelerador de nêutrons v Joalheria: (água-marinha, berilo) MA: 20 u s Livre no ar v Luminosos v Laser Metal macio Baixa densidade Muito reativo 1 átomo se combina com 1 átomo de cloro Berílio Be 5 1798 q Metal mais duro que o Li q Baixa densidade q Menos reativo que o Li q 1 átomo se combina com 2 átomos de cloro Neônio Ne 5 1898 q Gás incolor q Não se combina com outros elementos Sódio Na 5 1807 MA: 23 u s Cloreto de sódio v Sal de cozinha v Iluminação de estradas v Soda cáustica, sabão, vidro v Bicarbonato (fermento, antiácido, extintor) MA: 24 u s Magnesita e dolomita v Flash fotográfico v Fogos de artifício v Ligas leves v Leite de magnésia, talco v Clorofila q q q q Metal macio Baixa densidade Muito reativo 1 átomo se combina com 1 átomo de cloro Magnésio Mg 5 1802 q Metal mais duro que o Na q Baixa densidade q Menos reativo que o Na q 1 átomo se combina com 2 átomos de cloro Argônio Ar 5 1894 q Gás incolor MA: 40 u q Não se combina com s Livre no ar outros elementos v Lâmpadas incandescentes v Atmosfera inerte v Luminosos (azul–celestes) v Laser, contador Geiger v Seu uso ou de seus compostos q Algumas características MA: Massa atômica 5 Ano da descoberta s Livre (nativo) ou matéria-prima da qual é obtido Unidade 4 — Tabela periódica 77 Mendeleev organizou os elementos com propriedades semelhantes em colunas verticais, chamadas grupos ou famílias, e em linhas horizontais, chamadas períodos, em ordem crescente de MA (massa atômica), em que as propriedades variam. Em nosso exemplo, teríamos: Famílias Períodos Li Na Be Mg Ne Ar Naquela época, os químicos ainda não sabiam da existência de prótons e elétrons, portanto também não conheciam a distribuição dos elétrons na eletrosfera. Em 1913, o inglês Moseley (1887-1915) verificou que as propriedades de cada elemento eram determinadas pelo número de prótons, ou seja, pelo número atômico (Z). Sabendo-se que em um átomo o número de prótons é igual ao número de elétrons, ao fazermos suas distribuições eletrônicas, verificamos que a semelhança de suas propriedades químicas está relacionada com o número de elétrons de sua camada de valência, ou seja, pertencem à mesma família. 1s2 2s1 1s2 2s2 4Be 1s2 2s2 2p6 10Ne 14444244443 3Li 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 18Ar 144444424444443 11Na mesmo número de camadas (níveis) (2): mesmo período mesmo número de camadas (níveis) (3): mesmo período Com base nessa constatação, foi proposta a tabela periódica atual, na qual os elementos químicos: • estão dispostos em ordem crescente de número atômico (Z); • originam os períodos na horizontal (em linhas); • originam as famílias ou os grupos na vertical (em colunas). ORGANIZAÇÃO DA TABELA PERIÓDICA FAMÍLIAS OU GRUPOS A tabela periódica atual é constituída por 18 famílias. Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as famílias ou grupos. A mais comum é indicar cada família por um algarismo romano, seguido das letras A e B, por exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam a posição do elétron mais energético nos subníveis. No final da década de 80, a IUPAC propôs outra maneira: as famílias seriam indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras A e B. 78 Período 1 1 IA 18 0 13 IIIA Hélio 1 H Hidrogênio 2 IIA 5 B 6 C 9 F Flúor Neônio 14 IVA 7 N 10 Ne Nitrogênio Oxigênio 15 VA 8 O 16 VIA 2 17 VIIA 2 He 3 Li Boro Carbono 4 Be Lítio Berílio 11 Na 12 Mg Sódio Alumínio Silício Enxofre Fósforo Magnésio 3 IIIB 24 Cr 27 Co 30 Zn Zinco Gálio Arsênio Germânio Cobalto Níquel Cobre 4 IVB 25 Mn 28 Ni 29 Cu Manganês Ferro 5 VB 26 Fe 31 Ga 33 As 32 Ge 34 Se Selênio 6 VIB 7 VIIB 8 9 VIIIB 11 IB 12 IIB 10 13 Al 14 Si 16 S 17 Cl 15 P 18 Ar Cloro Argônio 3 19 K Crômio 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 35 Br Bromo 36 Kr Criptônio 4 Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio 37 Rb 42 Mo 44 Ru 47 Ag Prata Cádmio Índio Estanho 38 Sr 43 Tc 45 Rh 48 Cd Ródio Paládio 39 Y Molibdênio Rutênio Tecnécio 40 Zr 41 Nb 46 Pd 49 In 50 Sn 51 Sb Antimônio 52 Te Telúrio 53 I Iodo 54 Xe Xenônio 5 Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio 55 Cs 74 W 76 Os 77 Ir 78 Pt 80 Hg Mercúrio Tálio Platina Ouro 56 Ba 75 Re 79 Au Rênio Ósmio Irídio 57 La 81 Tl Tungstênio 72 Hf 73 Ta 82 Pb Chumbo 83 Bi Bismuto 84 Po Polônio 85 At Astato 86 Rn Radônio 6 Césio Bário Lantânio Háfnio Tantálio 87 Fr 106 Sg 108 Hs Hássio Meitnério Ununílio Ununúnio Unúnbio 88 Ra 107 Bh 109 Mt Bóhrio 89 Ac 110 Uun 111 Uuu 112 Uub Seabórgio 104 Rf 105 Db 113* Uut Ununtrio 114 Uuq Ununquádio 115* Uup Ununpentio 116 Uuh Ununhexio 117* Uus Ununséptio 118 Uuo Ununóctio 7 Frâncio Rádio Actínio Rutherfórdio Dúbnio Série dos lantanídeos 59 Pr 62 Sm Samário Európio 58 Ce 60 Nd 63 Eu Neodímio Promécio 61 Pm 64 Gd Gadolínio 65 Tb Térbio 66 Dy Disprósio 67 Ho Hólmio 68 Er Érbio 69 Tm Túlio 70 Yb Itérbio 71 Lu Lutécio 6 Cério Praseodímio Série dos actinídeos 91 Pa 93 Np Netúnio Protactínio Urânio nº atômico (Z) 92 U 90 Th 94 Pu Plutônio 95 Am Amerício 96 Cm Cúrio 97 Bk Berquélio 98 Cf Califórnio 99 Es Einstênio 100 Fm Férmio 101 Md Mendelévio 102 No Nobélio 103 Lr Lawrêncio 7 Símbolo Tório Nome do elemento PARTE 1 — QUÍMICA GERAL * Elementos ainda não descobertos. Unidade 4 — Tabela periódica 79 Famílias A ou zero Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos representativos, e seus elétrons mais energéticos estão situados em subníveis s ou p. Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada de valência. Elas recebem ainda nomes característicos. Família Nº de elétrons na Distribuição eletrônica ou grupo camada de valência da camada de valência (1) IA (2) IIA (13) IIIA (14) IVA (15) VA (16) VIA (17) VIIA (18) VIIIA ou 0 1 2 3 4 5 6 7 8 ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6 Nome metais alcalinos metais alcalino-terrosos família do boro família do carbono família do nitrogênio calcogênios halogênios gases nobres Observação: Nessa configuração, n é igual ao número do nível de valência. Observações: 1. A família 0 recebeu esse número para indicar que sua reatividade nas condições ambientes é nula. 2. O elemento hidrogênio (H), embora não faça parte da família dos metais alcalinos, está representado na coluna IA por apresentar 1 elétron no subnível s na camada de valência. 3. O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na camada de valência é o He: 1s2. Famílias B Os elementos dessas famílias são denominados genericamente elementos de transição. Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10 colunas), e apresenta seu elétron mais energético em subníveis d. IIIB d 1 IVB d 2 VB d 3 VIB d 4 VIIB d 5 VIIIB d 6 IB d 8 IIB d10 d 7 d 9 A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as séries dos lantanídeos e dos actinídeos. Essas séries apresentam 14 colunas. O elétron mais energético está contido em subnível f (f1 a f14). 80 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL O esquema a seguir mostra o subnível ocupado pelo elétron mais energético dos elementos da tabela periódica. s d f p PERÍODOS Na tabela atual existem sete períodos, e o número do período corresponde à quantidade de níveis (camadas) eletrônicos que os elementos químicos apresentam. Veja alguns exemplos: 2 2s2 4Be — 1s K L 2 camadas eletrônicas (K e L): 2º período 13Al — 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 K L M 3 camadas eletrônicas (K, L e M): 3º período LOCALIZAÇÃO NA TABELA PERIÓDICA A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento químico permite que determinemos sua localização na tabela. Vejamos um exemplo de como se pode localizar o elemento químico a partir da distribuição eletrônica: 2 2 6 2 6 2 10 4 p5 35Br — 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d camadas (níveis): K=2 L=8 M = 18 N=7 Localização e classificação 4º período família VIIA (halogênios) bloco p (elemento representativo) Características da distribuição eletrônica 4 camadas (K, L, M, N) 7 elétrons na camada de valência (4s2 4p5) elétron de maior energia situado no subnível p (4p5) Ric Ergenbright/CORBIS As cores dos vitrais das igrejas são obtidas misturando-se ao vidro alguns elementos de transição: • Cromo (Cr3+) — verde • Manganês (Mn3+) — púrpura • Ferro (Fe2+) — verde-água • Cobalto (Co2+) — azul • Níquel (Ni2+) — marrom e verde Unidade 4 — Tabela periódica 81 CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS Outra maneira de classificar os elementos é agrupá-los, segundo suas propriedades físicas e químicas, em: metais, ametais, semimetais, gases nobres e hidrogênio. H H : hidrogênio Metais : dois terços dos elementos Ametais : 11 elementos Semimetais : 7 elementos Gases nobres : 7 elementos : 3 elementos ainda não descobertos Observação: A linha vermelha, de acordo com sugestão da Sociedade Brasileira de Química, separa os metais dos ametais. Os elementos próximos à linha são conhecidos por semi-metais. Metais apresentam brilho metálico conduzem corrente elétrica e calor são maleáveis são usados em moedas e jóias CEDOC CEDOC Ametais não apresentam brilho não são condutores fragmentam-se são utilizados na produção de pólvora e na fabricação de pneus Silício. Semimetais apresentam brilho metálico têm pequena condutibilidade elétrica fragmentam-se Prata. Enxofre. O hidrogênio É um elemento atípico, pois possui a propriedade de se combinar com metais, ametais e semimetais. Nas condições ambientes, é um gás extremamente inflamável. O hidrogênio liquefeito é utilizado como combustível de foguetes. Gases nobres Como o próprio nome sugere, nas condições ambientes apresentam-se no estado gasoso e sua principal característica química é a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se combinar com outros elementos. O argônio é um gás nobre e está presente nas lâmpadas de filamento. NASA/SPL Sérgio Luiz Pereira CEDOC 82 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL OCORRÊNCIA DOS ELEMENTOS Oficialmente, são conhecidos hoje 115 elementos químicos, dos quais 88 são naturais (encontrados na natureza) e 27 artificiais (produzidos em laboratório); estes últimos podem ser classificados em: • cisurânicos — apresentam número atômico inferior a 92, do elemento urânio, e são os seguintes: tecnécio (Tc), astato (At), frâncio (Fr), promécio (Pm); • transurânicos — apresentam número atômico superior a 92 e são atualmente em número de 23. ✔ SOLUÇÃO Então: EXERCÍCIO RESOLVIDO Os elementos que constituem uma certa família da tabela periódica têm números atômicos iguais a 7, 15, X, Y e 83. Determine os valores de X e Y. (Z = 7) — 13 14443 = 2 camadas 1s2 2s2 2p3 (Z = 15) — 13 14443 14443 = 3 camadas 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 X: deve apresentar 4 camadas e 5 elétrons na última camada X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 ∴ e = 33 ⇒ p = 33 ⇒ Z = 33 e Y: deve apresentar 5 camadas e 5 elétrons na camada de valência Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p3 ∴ e = 51 ⇒ p = 51 ⇒ Z = 51 Exercícios de classe A representação a seguir corresponde à parte superior da tabela periódica, na qual as letras não correspondem aos verdadeiros símbolos dos elementos. 1 A 2 18 13 14 15 16 17 S KMO B D E C 3 F G 4 5 6 7 8 H I 9 10 11 12 J L N P Q R T U 4. Escreva a configuração eletrônica, em subníveis, da camada de valência do elemento E. 5. Qual elemento apresenta propriedades químicas semelhantes ao elemento P? 6. Indique o elemento de transição de menor número atômico. 7. Identifique o estado físico dos elementos D e T a 25 ºC e a 1 atm. 8. Quais são os números atômicos dos elementos R e C? 9. (UFPA) O termo halogênio significa formador de sal. A configuração eletrônica da camada de valência desses elementos pode ser representada por nsx npy. Os valores corretos de x e y são: a) 2 e 5. b) 2 e 6. c) 2 e 4. d) 1 e 7. e) 2 e 7. Com base na tabela, responda às questões de 1 a 8: 1. Indique o calcogênio de maior número atômico. 2. Identifique o metal alcalino de menor número atômico. 3. Qual elemento apresenta a configuração 2s 2p na camada de valência? 2 3 Unidade 4 — Tabela periódica 83 III — Quando o subnível mais energético é tipo s ou p, o elemento é de transição. IV — Em um mesmo grupo, os elementos apresentam o mesmo número de camadas. Conclui-se que, com relação à estrutura da classificação periódica dos elementos, estão corretas as afirmativas: a) I e II. b) I e III. c) II e III. d) II e IV. e) III e IV. 10. (UFES) Na tabela a seguir são dadas informações sobre os núcleos de 4 átomos neutros. átomo A B C D número de massa (A) 19 23 35 39 número de nêutrons (N) 10 12 18 20 Associe os pares de átomos que possuem propriedades químicas semelhantes. Justifique. 11. Determine o Z e o A do gás nobre pertencente ao 4º período da tabela periódica, sabendo que o mesmo apresenta 47 nêutrons. 12. (PUC) Resolva a questão com base na análise das alternativas a seguir: I — Em um mesmo período, os elementos apresentam o mesmo número de níveis. II — Os elementos do grupo 2A apresentam, na última camada, a configuração geral ns2. 13. (Fuvest-SP) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas em suas camadas de valência: I — 3s2 3p3 II — 4s2 4p5 III — 3s2 Com base nestas informações, indique a afirmação errada. a) O elemento I é um não-metal. b) O elemento II é um halogênio. c) O elemento III é um metal alcalino-terroso. d) Os elementos I e III pertencem ao terceiro período da tabela periódica. e) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica. Exercícios propostos Numa nave espacial alienígena foi encontrada a seguinte mensagem: 5. (UECE) Dados os elementos químicos: G: 1s2 J: 1s2 2s1 L: 1s2 2s2 M:1s2 2s2 2p6 3s2 Apresentam propriedades químicas semelhantes: a) G e L, pois são gases nobres. b) G e M, pois têm dois elétrons no subnível mais energético. c) J e G, pois são metais alcalinos. d) L e M, pois são metais alcalino-terrosos. 6. (UFF-RJ) Conhece-se, atualmente, mais de cem elementos químicos que são, em sua maioria, elementos naturais e, alguns poucos, sintetizados pelo homem. Esses elementos estão reunidos na tabela periódica segundo suas características e propriedades químicas. Em particular, os halogênios apresentam: a) o elétron diferenciador no antepenúltimo nível. b) subnível f incompleto. c) o elétron diferenciador no penúltimo nível. d) subnível p incompleto. e) subnível d incompleto. Em nosso planeta, um químico rapidamente reconheceu a mensagem como uma parte da tabela periódica que mostrava os elementos importantes para qualquer forma de vida do planeta de origem desta nave. Com base nessa tabela, resolva as questões de 1 a 4. 1. Qual o elemento de maior número atômico? 2. Quais são os elementos que pertencem à família dos alcalino-terrosos? 3. Quais são os calcogênios? 4. Faça a distribuição eletrônica da camada de valência dos elementos , , . 84 7. (Centec-BA) Esta questão deve ser respondida de acordo com o seguinte código: a) Apenas a afirmativa I é correta. b) Apenas a afirmativa II é correta. c) Apenas as afirmativas I e III são corretas. d) Apenas as afirmativas II e III são corretas. e) As afirmativas I, II e III são corretas. I — Um elemento representativo possui o subnível d ou f completo. II — Elementos de transição possuem somente o subnível d semipreenchido. III — Os elementos da família VIIA são representativos. 8. (UCDB-MT) Os elementos xA, x+1B e x+2C pertencem a um mesmo período da tabela periódica. Se B é um halogênio, pode-se afirmar que: a) A tem 5 elétrons no último nível e B tem 6 elétrons no último nível; b) A tem 6 elétrons no último nível e C tem 2 elétrons no último nível; c) A é um calcogênio e C é um gás nobre; d) A é um metal alcalino e C é um gás nobre; e) A é um metal e C é um não-metal. 9. (PUC) Resolva a questão com base na análise das afirmativas a seguir: I — Em um mesmo período, os elementos apresentam o mesmo número de níveis. II — Os elementos do grupo IIA apresentam, na última camada, a configuração geral ns2. III — Quando o subnível mais energético é tipo s ou p, o elemento é de transição. IV — Em um mesmo grupo, os elementos apresentam o mesmo número de camadas. Conclui-se que, com relação à estrutura da classificação periódica dos elementos, estão corretas as afirmativas: a) I e II. b) I e III. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL c) II e III. d) II e IV. e) III e IV. 10. (EEM-SP) Um certo átomo do elemento E, genérico, apresenta o elétron mais energético no subnível 4p6. Pede-se: a) qual o período e família do sistema periódico a que pertence o elemento E? b) qual o número atômico dos elementos que antecedem e sucedem o elemento E na mesma família do sistema periódico? 11. (UEL-PR) Considere as afirmações a seguir: I — O elemento químico de número atômico 30 tem 3 elétrons de valência. II — Na configuração eletrônica do elemento químico com número atômico 26, há 6 elétrons no subnível 3d. III — 3s2 3p3 corresponde à configuração eletrônica dos elétrons de valência do elemento químico de número atômico 35. IV — Na configuração eletrônica do elemento químico de número atômico 21, há 4 níveis energéticos. Estão corretas, somente: a) I e II. c) II e III. b) I e III. d) II e IV. e) III e IV. Atualmente, o elemento titânio é muito utilizado em Medicina como componente de várias próteses. Considere o íon de titânio 48Ti4+ com 18 elétrons e responda às questões de 12 a 14. 12. Determine o número atômico do titânio. 13. Dê a localização deste elemento na tabela periódica. 14. O elemento titânio pode ser classificado como metal, ametal ou gás nobre? PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS A tabela periódica pode ser utilizada para relacionar as propriedades dos elementos com suas estruturas atômicas. Essas propriedades podem ser de dois tipos: periódicas e aperiódicas. PROPRIEDADES PERIÓDICAS As propriedades periódicas são aquelas que, à medida que o número atômico aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja, repetem-se periodicamente. Exemplo: o número de elétrons na camada de valência. Unidade 4 — Tabela periódica 85 Raio atômico: o tamanho do átomo O tamanho do átomo é uma característica difícil de ser determinada, pois a eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida. De maneira geral, para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois fatores: Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho do átomo. Caso os átomos comparados apresentem o mesmo número de níveis (camadas), devemos usar outro critério. Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu tamanho. Generalizando: • numa mesma família: o raio atômico (tamanho do átomo) aumenta de cima para baixo na tabela, devido ao aumento do número de níveis; • num mesmo período: o tamanho do átomo aumenta da direita para a esquerda na tabela, devido à diminuição do número de prótons nesse sentido, o que diminui a força de atração sobre os elétrons. Energia de ionização Energia de ionização (E.I.): é a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. 0 + – X (g) + energia X (g) + e Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre o elétron mais afastado; portanto, menor será a energia necessária para remover esse elétron. Generalizando: Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a primeira energia de ionização. • numa mesma família: a energia de ionização aumenta de baixo para cima; • num mesmo período: a E.I. aumenta da esquerda para a direita. ➤ ➤ energia de ionização Variação da energia de ionização. 1ª E.I. – ➤ raio atômico ➤ Variação do raio atômico na tabela periódica. 86 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Ao retirarmos o primeiro elétron de um átomo, ocorre uma diminuição do raio. Por esse motivo, a energia necessária para retirar o segundo elétron é maior. Assim, para um mesmo átomo, temos: 1ª E.I. < 2ª E.I. < 3ª E.I. Esse fato fica evidenciado pela analogia a seguir, referente ao átomo de magnésio (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2 1 2 12p+ 12p+ Mg Mg + Mg(g) + 738 kJ Mg+ + e– (g) Mg+ + 1 451 kJ (g) Mg 2+ + e– (g) Afinidade eletrônica ou eletroafinidade Eletroafinidade: é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso, “captura” um elétron. 0 – – X (g) + e X (g) + energia A medida experimental da afinidade eletrônica é muito difícil e, por isso, seus valores foram determinados para poucos elementos. Veja no quadro ao lado alguns valores conhecidos de eletroafinidade. Generalizando: IA VIIA Li ………………… F 60 kJ 328 kJ K ………………… Br 48 kJ 325 kJ Numa família ou num período, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica. ➤ ➤ afinidade eletrônica Variação da afinidade eletrônica na tabela periódica: aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita. Unidade 4 — Tabela periódica 87 Eletronegatividade Eletronegatividade: a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação. A eletronegatividade dos elementos não é uma grandeza absoluta, mas, sim, relativa. Ao estudá-la, na verdade estamos comparando a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons de uma ligação. Essa força de atração tem relação com o raio atômico: quanto menor o tamanho do átomo, maior será a força de atração, pois a distância núcleo-elétron da ligação é menor. A eletronegatividade não é definida para os gases nobres. As variações de eletronegatividade podem ser representadas pela ilustração a seguir: ➤ ➤ eletronegatividade Na tabela periódica, a eletronegatividade cresce de baixo para cima e da esquerda para a direita. A eletronegatividade relaciona-se com o raio atômico: de maneira geral, quanto menor o tamanho de um átomo, maior será a força de atração sobre os elétrons. Densidade Experimentalmente, verifica-se que: ➤ a) Entre os elementos das famílias IA e VIIA, a densidade aumenta, de maneira geral, de acordo com o aumento das massas atômicas, ou seja, de cima densidade para baixo. Os b) Num mesmo período, de maneira geral, a densiVariação da densidade. dade aumenta das extremidades para o centro da tabela. Assim, os elementos de maior densidade estão situados na parte central e inferior da tabela periódica, sendo o ósmio (Os) o elemento mais denso (22,5 g/cm3). Temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) Experimentalmente, verifica-se que: a) Nas famílias IA e IIA, os elementos de maiores TF e TE estão situados na parte superior da tabela. Na maioria das famílias, os elementos com maiores TF e TE estão situados geralmente na parte inferior. b) Num mesmo período, de maneira geral a TF e a TE crescem das extremidades para o centro da tabela. Assim, a variação das TF e TE na tabela periódi➤ ca pode ser representada como no esquema ao lado. C Entre os metais, o tungstênio (W) é o que apresenta maior TF: 3 410 ºC. W TF e TE O carbono, por formar estruturas com grande número de átomos, apresenta TF (3 550 ºC) e TE Variação de TF e TE. (4 287 ºC) elevados. ➤ ➤ ➤ ➤ ➤ ➤ ➤ ➤ 88 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Volume atômico Quando usamos a expressão volume atômico, não estamos nos referindo ao “volume de um átomo”. Na verdade, usamos essa expressão para designar — para qualquer elemento — o volume ocupado por uma quantidade fixa de número de átomos. O volume atômico sempre se refere ao volume ocupado por 6,02 · 1023 átomos, e pode ser calculado relacionando-se a massa desse número de átomos com a sua densidade. Assim, temos: massa de 6,02 · 1023 átomos do elemento volume atômico = densidade do elemento no estado sólido Por meio de medidas experimentais, verifica-se que: • numa mesma família, o volume atômico aumenta com o aumento do raio atômico; • num mesmo período, o volume atômico cresce do centro para as extremidades. De maneira geral, a variação do volume atômico pode ser representada pelo seguinte esquema: PROPRIEDADES APERIÓDICAS As propriedades aperiódicas são aquelas cujos valores variam (crescem ou decrescem) à medida que o número atômico aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares. Exemplos: a massa atômica de um elemento sempre aumenta de acordo com o número atômico desse elemento, o calor específico, a dureza, o índice de refração etc. massa atômica As espécies químicas: ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO 16 2– 8O 24 2+ 12Mg 27 3+ 13Al constituem uma série isoeletrônica, isto é, apresentam o mesmo número de elétrons. Disponha-as em ordem crescente de raio. SOLUÇÃO 16 2– 8O 24 2+ 12Mg 27 3+ 13Al 20 10Ne nº de p nº de n nº de e– Como as espécies apresentam o mesmo número de elétrons, apresentam o mesmo número de níveis ou camadas. Assim, o critério a ser utilizado para comparar seus raios será o número de prótons. Quanto maior o número de prótons, menor o raio. Portanto: Al3 < Mg2+ < Ne < O2– ➤ ➤ ➤ ➤ ➤ volume atômico ➤ Variação do volume atômico na tabela periódica. nº atômico (Z) e 20 10Ne 8 8 10 12 12 10 13 14 10 10 10 10 Unidade 4 — Tabela periódica 89 Exercícios de classe Para responder às questões 1 e 2, considere as seguintes informações: a) para elementos de uma mesma família: quanto maior o número de níveis, maior o raio; b) genericamente, para elementos de um mesmo período: quanto maior o número de prótons, menor será o raio. 1. Quais os elementos de maior raio: 3Li ou 19K? 11Na ou 17Cl? 2. Qual elemento tem menor raio: 19K 8. A equação química que poderá ser associada à afinidade eletrônica do flúor será: a) b) c) d) e) – F2(g) + 2 e– 2 F(g) + F2(l) 2 F (g) + 2 e– + F(g) F(g) + e– – F(g) + e– F (g) – – F(s) + e F (s) ou 20Ca? 3. (UFF-RJ) Dois ou mais íons ou, então, um átomo e um íon que apresentam o mesmo número de elétrons denominam-se espécies isoeletrônicas. Comparando-se as espécies isoeletrônicas F –, Na+, Mg2+ e Al3+, conclui-se que: a) a espécie Mg2+ apresenta o menor raio iônico. b) a espécie Na+ apresenta o menor raio iônico. c) a espécie F – apresenta o maior raio iônico. d) a espécie Al3+ apresenta o maior raio iônico. e) a espécie Na+ apresenta o maior raio iônico. Para responder às questões de 4 a 6, considere as seguintes informações: a) genericamente, quanto menor o raio atômico, maior será a sua energia de ionização; x+(g) + e–: esta é a repreb) x(g) + energia sentação da equação que envolve a 1ª energia de ionização; c) enxofre (Z = 16): 1ª E.I. = 1 010 kJ cloro (Z = 17): 1ª E.I. = 1 260 kJ selênio (Z = 34): 1ª E.I. = 941 kJ 4. Escreva as equações que representam a 1ª ionização dos elementos. 5. Explique por que a 1ª energia de ionização do cloro é maior que a do enxofre. 6. Explique por que a 1ª energia de ionização do enxofre é maior que a do selênio. 7. No processo de ionização do magnésio (12Mg) Mg(g) E.I.1 E.I.2 E.I.3 O gráfico a seguir mostra os valores de eletronegatividade, determinados por Pauling, em função do número atômico. Observe o gráfico e responda às questões de 9 a 14 considerando somente os elementos nele representados. Eletronegatividade 4 3 H 2 1 Li 0 10 Na Rb 30 40 Nº atômico (Z) F Cl Br K 20 9. Identifique o elemento mais eletronegativo e o menos eletronegativo. 10. Qual dos metais alcalinos é o mais eletronegativo? 11. Qual dos halogênios é o menos eletronegativo? 12. Faça uma representação genérica da eletronegatividade na tabela periódica. 13. Observe os gráficos a seguir: a) 3 b) 3 densidade (g/cm3) 2 1 0 densidade (g/cm3) Li Na K Rb Cs 2 1 0 Li Be B C N O F Ne Como deve variar, genericamente, a densidade em uma família e nos períodos da tabela periódica? 14. O tungstênio (W) é utilizado na fabricação de filamentos de lâmpadas incandescentes. Entre os metais, é o que apresenta maior temperatura de fusão e ebulição: 3 410 ºC e 5 657 ºC, respectivamente. Sabendo que seu número atômico é 74, localize este elemento na tabela periódica e represente, esquematicamente, a variação genérica das TF e TE. Mg + (g) Mg 2+ (g) Mg 3+ (g) foram obtidos, experimentalmente, os seguintes valores: 7 732 kJ; 738 kJ; 1 451 kJ. A partir desses dados, associe corretamente os valores das energias de ionização. Justifique. 90 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Exercícios propostos O texto a seguir deve ser utilizado para responder às questões 1 e 2. A atração real exercida pelos prótons sobre os elétrons do nível de valência é denominada carga nuclear efetiva (Zef) e corresponde à carga nuclear (nº de prótons) menos a blindagem exercida pelos elétrons intermediários. Vejamos alguns exemplos: 11X = 11p KL M 2–8 1 123 blindagem carga nuclear – blindagem +11 –10 Zef = +1 ) a) Aumenta com o aumento do número atômico, devido ao aumento do número de camadas. b) Aumenta à medida que aumenta o número de elétrons do nível L. c) Não sofre influência da variação do número atômico. d) Diminui à medida que aumenta o número atômico, devido ao aumento da força de atração do núcleo. e) Diminui com o aumento do número atômico, devido ao aumento do número de elétrons. Baseado na tabela abaixo, leia as questões de 4 a 11 e indique: H Li Be Na Mg K Ca B C N P O He F Ne S Cl Ar As Se Br Te I A atração real sobre os elétrons de valência corresponde à carga de 1 próton (+1). Rb Sr Cs Ba Fr Ra Po At 17Y=17p KL M 2–8 7 123 blindagem carga nuclear – blindagem +17 –10 Zef = +7 ) 4. o halogênio de menor raio; 5. o calcogênio de maior raio; 6. o alcalino-terroso de maior raio; 7. o elemento de maior raio; 8. o elemento de menor raio; 9. o elemento de maior energia de ionização; 10. o elemento de menor energia de ionização; 11. dos elementos do 2º período, o que apresenta maior raio. 12. A tabela a seguir mostra os raios atômicos de três espécies químicas: Espécie A B C Raio 0,070 nm 0,095 nm 0,140 nm A atração real sobre os elétrons de valência corresponde à carga de 7 prótons (+7). Assim, podemos perceber que, como a carga efetiva do cloro (Zef = +7) é maior que a do sódio (Zef = +1), a atração sobre os elétrons de valência do cloro é maior e, portanto, o seu raio é menor. Maior Zef ⇒ maior atração ⇒ menor raio ⇒ maior a 1ª energia de ionização Zef ≅ igual ⇒ raios ≅ iguais Associe as espécies A, B e C com 16S2–, + 10Ne, 11Na . Justifique sua resposta. 13. (UFRJ) Desde o primeiro trabalho de Mendeleev, publicado em 1869, foram propostas mais de quinhentas formas para apresentar uma classificação periódica dos elementos químicos. A figura a seguir apresenta um trecho de uma destas propostas, na qual a disposição dos elementos é baseada na ordem de preenchimento dos orbitais atômicos. Na figura, alguns elementos foram propositadamente omitidos. 1. Compare os raios atômicos dos elementos 12Mg e 16S; 19K e 9F. 2. Compare a 1ª energia de ionização do 3Li e do 8O. 3. (Cesgranrio-RJ) Considerando um grupo ou família na tabela periódica, podemos afirmar em relação ao raio atômico: Unidade 4 — Tabela periódica Linhas 1 2 3 4 B C H Li ? ? … He Be ? ? … F ? 91 a) Os metais, em geral, são os elementos mais eletronegativos. b) Os elementos que apresentam os maiores valores de eletronegatividade são os metais alcalinos. c) Os elementos mais eletronegativos estão na parte superior direita da tabela periódica. d) Os gases nobres são estáveis devido à sua alta eletronegatividade. e) Os elementos de transição são os elementos com os mais altos valores de eletronegatividade. 18. (UFJF-MG) Na mesma família da tabela periódica dos elementos químicos, em geral: a) a eletronegatividade cresce de cima para baixo; b) a energia de ionização diminui de cima para baixo; c) o tamanho dos átomos diminui de cima para baixo; d) a afinidade eletrônica cresce de cima para baixo. 19. (UFV-MG) Em relação à família dos metais alcalinos, indique a alternativa correta: a) Esses elementos apresentam propriedades químicas semelhantes, principalmente por apresentarem um elétron de valência. b) Essa família é chamada de metais alcalinos pela facilidade em ceder prótons. c) O raio atômico do sódio é maior que o do potássio. d) O potencial de ionização do sódio é maior que o do lítio. e) A densidade do lítio é igual à do rubídio. 20. (Unifor-CE) Dentre os elementos a seguir, o que deve apresentar menor temperatura de ebulição sob pressão ambiente é o: a) sódio. c) oxigênio. e) iodo. b) ferro. d) bromo. 21. (UFSM-RS) Considerando as propriedades periódicas, indique a alternativa correta: a) Para elementos de um mesmo período, a primeira energia de ionização é sempre maior que a segunda. b) Com o aumento do número de camadas, o raio atômico, em um mesmo grupo, diminui. c) Para íons de elementos representativos, o número do grupo coincide com o número de elétrons que o átomo possui no último nível. d) Os elementos com caráter metálico acentuado possuem grande afinidade eletrônica. e) Para elementos de um mesmo grupo, o volume atômico aumenta com o aumento do número atômico. a) Identifique os elementos químicos da quarta linha da figura apresentada. b) Identifique o elemento químico de maior potencial de ionização dentre todos os da terceira linha da figura apresentada. 14. (EFOA-MG) Energia de ionização é a energia necessária para se retirar um elétron de um átomo neutro no estado gasoso. Complete a tabela abaixo com os elementos Ca, I e K, ordenando-os de acordo com os valores de energia apresentados (consulte a tabela periódica): Elemento 1ª energia de ionização (kJ mol–1) ? 419 ? ? 590 1 008 15. (Fuvest-SP) O gráfico mostra a variação do potencial de ionização para elementos com número atômico (Z) de 1 a 19. 25 20 15 10 5 0 H P.I. (e. V.) He Ne Ar Li 5 10 Na K 15 20 Nº atômico (Z) a) Dê o nome dos três elementos que têm maior dificuldade de formar cátions, no estado gasoso. b) Explique por que, no intervalo de Z = 3 a Z = 10, o potencial de ionização tende a crescer com o aumento do número atômico. 16. (PUC-SP) O elemento de maior eletronegatividade é o que apresenta a seguinte configuração eletrônica: a) 1s2 2s1 b) 1s2 2s2 2p1 c) 1s2 2s2 2p2 d) 1s2 2s2 2p5 e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 17. (Acafe-SC) Em relação à eletronegatividade, a alternativa verdadeira é: 92 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL EXERCÍCIOS GLOBALIZANTES Leia o texto a seguir e, depois, resolva as questões: Os elementos e a manutenção da vida Para facilitar o estudo da constituição da Terra, crosta os geólogos costumam dividi-la em três camadas: núcleo, manto e crosta terrestre. manto O núcleo é a camada mais profunda, e acreditase ser formada por níquel e ferro (NiFe), provavelnúcleo mente fundidos. O manto localiza-se entre o núcleo e a crosta. Supõe-se que seja formado por oxigênio, silício e alumínio (OSiAl). A crosta terrestre é a camada mais externa, cuja profundidade é estimada em 40 km. Os 12 elementos que constituem 99,7% da crosta terrestre são (em ordem decres2900 km 3480 km cente de abundância): O, Si, Al, Fe, Ca, Mg, Na, K, 6380 km Ti, H, P e Mn. A exemplo da Terra, o nosso corpo também é constituído por muitos elementos, os quais podem ser encontrados em quantidades muito grandes ou extremamente pequenas, chamadas traços. Independentemente da quantidade, todos esses elementos são fundamentais à manutenção da vida. Os oito elementos mais abundantes em nosso corpo são (em ordem decrescente de abundância): O, C, H, N, Ca, P, K e S. Outros elementos, denominados microelementos, são encontrados em nosso corpo em quantidades muito pequenas, o que não os torna menos importantes, pois sua ausência ou deficiência pode provocar sérias alterações nos processos biológicos. Observe, na tabela a seguir, alguns desses microelementos e a sua importância para o nosso corpo: Elemento Ferro (Fe) Necessidade diária Homem: 10 mg Mulher: 18 mg Função biológica Formação de hemoglobina e enzimas. Sintomas de carência Anemia. Alimentos em que é encontrado Carne, fígado, espinafre, feijão. Cobre (Cu) 2 a 5 mg Formação de enzimas, Desmineralização Ovos, frango, vercélulas vermelhas e óssea. duras, trigo. colágeno. Metabolismo de amiRetarda o cresci- Trigo, marisco, leite, noácidos; formação de mento e a forpeixe, ovos, grãos. enzimas e colágeno. mação de ossos. Funcionamento da tireóide. Sal iodado, marisco, Hipotiroidismo, ostra, peixe, gota, cretinismo. camarão. Zinco (Zn) 15 mg Iodo (I) 150 µg Obs.: 1 mg = 10–3 g; 1 µg = 10–6 g. Unidade 4 — Tabela periódica 93 t ºC 2 750 1 535 1. Dados os números atômicos: H = 1, C = 6, N = 7, O = 8, Fe = 26, Ni = 28, Al = 13, Si = 14, S = 16, K = 19 a) faça a distribuição eletrônica em subníveis dos elementos que compõem o núcleo e o manto da Terra; b) em função da distribuição eletrônica dos elementos do item a, classifique-os em representativos ou de transição; c) indique a localização, na tabela periódica, do elemento mais abundante na crosta terrestre. 2. A utilização de panelas de ferro na preparação de alimentos diminui a incidência de qual doença? 3. Ao sal de cozinha usado na alimentação devem ser adicionados, por lei, compostos à base de iodo. Esse procedimento é necessário para evitar uma disfunção em qual glândula? 4. Qual dos elementos presentes no manto terrestre apresenta maior dificuldade para originar cátions? 5. Considere os seguintes diagramas (a 1 atm): t ºC 2 732 1 453 ferro Se a pressão no núcleo da Terra fosse de 1 atm, qual seria a menor e a maior temperatura dos elementos níquel e ferro no estado líquido (quando fundidos)? 6. Se analisarmos 1 tonelada da crosta terrestre, cuja massa é composta de 50% de oxigênio e 25% de silício, qual massa de silício será encontrada (dar a resposta em gramas)? 7. Os cristais de rocha (areia) podem ser representados pela fórmula SiO2. a) Essa fórmula representa uma substância simples, uma substância composta ou uma mistura? b) Qual o número de átomos e de elementos presentes nessa fórmula? 8. Entre os oito elementos mais abundantes do nosso corpo, podem existir átomos do tipo 40 40 20Ca e 19K. Tais átomos são classificados como isótopos, isóbaros ou isótonos? 9. Dos metais encontrados em nosso corpo, qual apresenta coloração diferente? níquel INTRODUÇÃO Christof Gunkel Se átomos de um mesmo elemento ou de elementos diferentes não tivessem a capacidade de se combinarem uns com os outros, certamente não encontraríamos na natureza uma grande variedade de substâncias. Há diferentes maneiras pelas quais os átomos podem se combinar, como, por exemplo, mediante o ganho ou a perda de elétrons, ou pelo compartilhamento de elétrons dos níveis de valência. Alguns poucos elementos, como os da família dos Gases nobres — gases nobres (família 0 ou VIIIA), aparecem na forma distribuição eletrônica de átomos isolados. Esses elementos apresentam oito do nível de valência elétrons na camada de valência. O hélio (He) é a única exceção: ele apresenta apenas uma camada com dois 2 2He — 1 s elétrons. 2 6 10Ne — 2 s 2 p Em 1916, os cientistas Lewis e Kossel associaram 2 3 p6 esses dois fatos, ou seja, a tendência de elementos com 18Ar — 3 s oito elétrons na camada de valência aparecerem iso2 6 36Kr — 4 s 4 p ladamente, com a tendência que os elementos manifes2 5 p6 tam de perder, ganhar ou compartilhar elétrons. A par54Xe — 5 s tir dessa associação, propuseram uma teoria para 2 6 86Rn — 6 s 6 p explicar as ligações químicas entre os elementos: Teoria do Octeto: um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons na sua camada mais externa. Essa teoria é aplicada principalmente para os elementos representativos (família A), sendo que os elementos de transição (família B) não seguem obrigatoriamente esse modelo. Embora existam muitas exceções a essa regra, ela continua sendo utilizada por se prestar muito bem como introdução ao conceito de ligação química e por explicar a formação da maioria das substâncias encontradas na natureza. Unidade 5 — Ligações químicas 95 LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE Como o próprio nome indica, a ligação iônica ocorre entre íons, positivos (cátions) e negativos (ânions), e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre os íons. A ligação iônica ocorre, então, entre elementos que apresentam tendências opostas, ou seja, é necessário que um dos átomos participantes da ligação possua a tendência de perder elétrons enquanto o outro, a de receber elétrons. Na maioria das vezes, os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias IA, IIA e IIIA e os átomos que recebem elétrons são os ametais das famílias VA, VIA e VIIA. O hidrogênio (Z = 1) apresenta, na sua primeira e única camada, um elétron, atingindo a estabilidade, nesse tipo de ligação, ao receber mais um elétron. A ligação iônica é a única em que ocorre transferência definitiva de elétrons. Esquematicamente, a ligação iônica entre os átomos A e B, genéricos, pode ser assim representada: Tendência Classificação Interação e A B ceder elétrons receber elétrons ametais semimetais metais hidrogênio – cátions atração eletrostática ânions O exemplo mais representativo de uma ligação iônica é a formação do sal de cozinha (cloreto de sódio) a partir de átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl). O átomo de sódio (Na) não é estável pela Teoria do Octeto, pois apresenta um elétron na camada de valência. Sua estabilidade eletrônica será atingida pela perda de um elétron, originando o íon Na+. Observe: 23 11Na p = 11(+) n = 12 e = 11(–) 1s2 2s2 2p6 3s1 perde 1e– 23 + 11Na p = 11(+) n = 12 e = 10(–) 1s2 2s 2 2p 6 O átomo de cloro (Cl) não é estável pela Teoria do Octeto, pois apresenta sete elétrons na camada de valência. Sua estabilidade eletrônica será atingida pelo ganho de um elétron, originando o íon Cl–. Observe: 35 17Cl p = 17(+) n = 18 e = 17(–) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ganha 1e– 35 – 17Cl p = 17(+) n = 18 e = 18(–) 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Usando as representações de Lewis, temos: Na perde 1e– [Na]+ Cl ganha 1e– [ Cl ] – 96 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Após a formação dos íons (Na+ e Cl–) eletronicamente estáveis, ocorre uma interação eletrostática (cargas com sinal contrário se atraem): Na+ + Cl– NaCl Os compostos assim formados são denominados compostos iônicos. Constituem estruturas eletricamente neutras. A interação entre os íons produz aglomerados com forma geométrica definida, denominados retículos cristalinos, característicos dos sólidos. Ao lado, cristais do sal; à direita, representação de retículo de NaCl — visão “microscópica”. O cloreto de sódio, assim como todo composto iônico, é formado por um aglomerado de cátions e ânions. CEDOC Cl– Na+ A existência do retículo iônico determina as principais características desses compostos: a) Como apresentam forma definida, são sólidos nas condições ambientes (temperatura de 25 °C e pressão de 1 atm). b) Os compostos iônicos apresentam elevadas temperatura de fusão e temperatura de ebulição. NaCl(s) ∆ temperatura de fusão (801 °C) NaCl(l) ∆ temperatura de ebulição (1 413 °C) NaCl(g) c) Quando submetidos a impacto, quebram facilmente, produzindo faces planas; são, portanto, duros e quebradiços. d) Apresentam condutibilidade elétrica quando dissolvidos em água ou quando puros no estado líquido (fundidos), devido à existência de íons com liberdade de movimento, que podem ser atraídos pelos eletrodos, fechando o circuito elétrico. e) Seu melhor solvente é a água. Alguns casos particulares Existem alguns metais que, quando perdem elétrons, originam cátions que não seguem a regra do octeto. Isso ocorre com os metais de transição. Um exemplo importante é o que ocorre com o ferro (Fe), que na natureza é encontrado formando compostos com carga 2+ e 3+. Observe: 2+ 26Fe : 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 3+ 26Fe : Na formação do Fe2+, os elétrons perdidos estavam situados no subnível 4s2 (camada de valência). No caso do Fe3+, foram perdidos os elétrons do subnível 4s2 e mais um elétron do subnível 3d6. Unidade 5 — Ligações químicas 97 DETERMINAÇÃO DAS FÓRMULAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS A fórmula correta de um composto iônico é aquela que mostra a mínima proporção entre os átomos que se ligam, de modo que se forme um sistema eletricamente neutro. Para que isso ocorra, é necessário que o número de elétrons cedidos pelos átomos de um elemento seja igual ao número de elétrons recebidos pelos átomos do outro elemento. Há uma maneira prática, portanto rápida, de determinar a quantidade necessária de cada íon para escrever a fórmula iônica correta: [A] y 19K cátion +x [B] x ânion -y total de cargas positivas: (y) · (+x) = +xy + total de cargas negativas: (x) · (–y) = –xy ∑ das cargas = zero Vejamos um exemplo: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 123 perde 1 e– ganha 2 e– + 19K 2 2s2 2p4 8O 1s 2– 8O K2 O1 + 2– K2O Dieta com baixo teor de sódio Os médicos costumam prescrever às pessoas hipertensas (que têm pressão alta) uma dieta com baixo teor de sódio. Isso não significa que as pessoas devam diminuir o consumo de sódio metálico (Na). Na verdade, ninguém consome sódio metálico. O sódio é um metal muito reativo que, em contato com a água, libera grande quantidade de energia. Na verdade, a recomendação médica refere-se aos íons sódio (Na+) que são ingeridos quando consumimos o sal de cozinha (Na+Cl–). Apesar de o átomo (Na) e o íon (Na+) possuírem nomes e símbolos semelhantes, eles apresentam comportamento químico muito diferente. Thales Trigo Reação do sódio com a água: Na + HOH NaOH + 1/2 H2 + calor Exemplo semelhante ocorre quando os médicos prescrevem ferro às pessoas anêmicas. Isso não quer dizer que elas devam “comer pregos de ferro” ou outro objeto feito de ferro. O que os médicos recomendam é a ingestão de íons ferro II (Fe2+), encontrados, por exemplo, em sais de ferro II (Fe2+SO2–). 4 98 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL (Fuvest-SP – mod.) Considere os íons: Ca2+, PO 4 e OH . A combinação desses íons pode resultar na hidroxiapatita, mineral presente em ossos e dentes. A fórmula química pode ser representada por Cax(PO4)3OH. O valor de x nesta fórmula é: a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5. ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO 3– – SOLUÇÃO Como sabemos que o somatório das cargas deve ser igual a zero e que pela fórmula temos: Ca 2+ (PO4) 3– OH– x 3 Somatório das cargas: x · (+2) + 3 · (–3) + 1 · (–1) = 0 ⇒ x = 5 Exercícios de classe 1. Considere os íons: cátions: K+, Ca2+, Fe3+ ânions: F–, O2– Escreva as seis fórmulas resultantes da combinação de cada tipo de cátion com cada tipo de ânion. 2. Os átomos de 13Al e 16S podem originar íons. Determine a carga dos íons estáveis de cada um desses elementos. 3. Combine os pares de elementos e escreva a fórmula do composto resultante: d) 13Al e 9F; a) 12Mg e 8O; e) 12Mg e 7N; b) 11Na e 16S; f) 11Na e 1H. c) 20Ca e 9F; 4. (PUC-MG) Um elemento X (Z = 20) forma com Y um composto de fórmula X3Y2. O número atômico de Y é: a) 7. d) 12. b) 9. e) 18. c) 11. 5. (Fatec-SP) Identifique os pares de números atômicos correspondentes a elementos que, quando se combinam, formam o composto de fórmula A3+ B2–. 2 3 a) b) c) d) e) A3+ 12 19 15 13 13 B2– 7 16 17 8 13 6. (UFSC) De modo geral, os compostos que possuem ligações iônicas: a) são solúveis em derivados do petróleo. b) são encontrados na natureza no estado sólido. c) apresentam pontos de ebulição elevados e pontos de fusão baixos. d) são duros e quebradiços. e) apresentam alta condutividade elétrica em solução aquosa. Exercícios propostos 1. (Vunesp-SP) Tem-se dois elementos químicos A e B, com números atômicos iguais a 20 e 35, respectivamente. a) Escreva as configurações eletrônicas dos dois elementos. Com base nas configurações, diga a que grupo da tabela periódica pertence cada um dos elementos em questão. b) Qual será a fórmula do composto formado entre os elementos A e B? Que tipo de ligação existirá entre A e B no composto formado? Justifique. 2. (Unicamp-SP) Um elemento metálico X reage com cloro, formando um composto de fórmula XCl. Um outro elemento Y, também metálico, reage com cloro formando um composto de fórmula YCl2. As massas atômicas relativas de X e Y são próximas. a) Em que grupo da tabela periódica estariam os elementos X e Y? b) Consulte a tabela periódica e dê o símbolo de dois elementos que poderiam corresponder a X e Y. Unidade 5 — Ligações químicas 99 5. (PUC-MG) Um composto apresenta as propriedades a seguir: 1 — alto ponto de fusão e de ebulição; 2 — bom condutor de corrente elétrica no estado líquido ou em solução aquosa; 3 — sólido à temperatura ambiente. Esse composto deve ser formado pelos seguintes elementos: a) sódio e potássio. d) oxigênio e nitrogênio. b) magnésio e flúor. e) carbono e hidrogênio. c) cloro e oxigênio. 6. Dentre os compostos SCl2, SrCl2, Na2O e N2O é (são) iônico(s) somente: a) Na2O. d) Na2O e SCl2. b) SrCl2. e) Na2O e SrCl2. c) SCl2 e N2O. 3. (Unicamp-SP) Considerando os elementos sódio, magnésio, enxofre e cloro, escreva as fórmulas dos compostos iônicos que podem ser formados entre eles (consulte a tabela periódica). 4. (UFRJ) O correto uso da tabela períodica permite determinar os elementos químicos a partir de algumas de suas características. Recorra à tabela periódica e determine: a) o elemento que tem distribuição eletrônica s2p4 no nível mais energético, é o mais eletronegativo de seu grupo e forma, com os metais alcalinos terrosos, composto do tipo XY; b) o número atômico do elemento que perde dois elétrons ao formar ligação iônica e está localizado no 3º período da tabela periódica. Exercícios de contexto l O composto iônico mais comum: NaCl O principal componente do sal de cozinha é o cloreto de sódio, um composto químico formado há milhões de anos. O sal pode ser encontrado nos mares ou em locais que um dia foram cobertos por suas águas. É largamente empregado na alimentação humana e animal e em todo tipo de indústria: tecidos, metais, plásticos, borracha, produtos químicos etc. Nos tempos antigos, guerras sangrentas foram travadas pela sua posse. Os romanos pagavam seus soldados com um saquinho de sal, daí o termo salário, utilizado até hoje. O sal pode ser extraído diretamente de minas (salgema), como ocorre nos Estados Unidos e na Europa, ou por meio da evaporação da água do mar, como acontece nos países tropicais, como o Brasil. As salinas são constituídas por extensas bacias localizadas próximas ao litoral, em regiões em que predominam os ventos e as temperaturas elevadas. Nas salinas, a água do mar fica retida em tanques rasos, o que favorece a evaporação. Com a evaporação da água, inicia-se a cristalização do sal, que será colhido conforme o tipo de salina. • Nas salinas mecanizadas são usadas colheitadeiras que abastecem diretamente caminhões caçamba, os quais depositam o sal nas pilhas de estocagem. Pulsar ➤ 100 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL ➤ • Nas salinas artesanais, o sal é colhido manualmente com auxílio de “chibancas” (enxadas) e transportado em carros de mão até as “rumas” (pequenos montes) antes de ser colocado em caminhões. Em algumas regiões salineiras, o estado de miséria e a falta de oferta de trabalho levam os salineiros a aceitar trabalho em quaisquer condições, mesmo que estas sejam prejudiciais à sua saúde. Grande parte dos trabalhadores do setor não possui nenhum amparo legal. Mesmo assim continuam trabalhando, pois a subsistência da família depende basicamente deles. As empresas, em geral, não oferecem Equipamentos de Proteção Individual (EPI), o que aumenta a freqüência de acidentes e a incidência de doenças ocupacionais. A enciclopédia da Organização Internacional do Trabalho cita, como principais doenças ocupacionais decorrentes da colheita e industrialização do sal marinho, as enfermidades dos olhos e as lesões da pele. Os problemas dermatológicos mais freqüentes são: • Calosidades palmares: mais conhecidas entre os salineiros como “calos das mãos”, decorrem da utilização de instrumentos de trabalho. • Calosidades plantares: denominadas pelos salineiros de “maxixe”, caracterizam-se pela formação de verrugas e calos nos pés. Em alguns casos, a alteração da pele se aprofunda mais, chegando a atingir terminações nervosas, o que provoca dor ao andar. • Bolhas: ao romperem-se, as bolhas deixam uma erosão na pele, que poderá evoluir para uma ulceração. Os problemas oculares mais freqüentes são: • hiperemia dos olhos (vermelhidão dos olhos); • catarata (perda da transparência do cristalino); • pterígeo (espessamento membranoso do tecido ocular — conjuntiva). Rio Grande do Norte Areia Branca N Maranhão Ceará Macau Mossoró O S 1:100M 0 1000 2 000 km L Bahia Sergipe A produção de sal marinho varia anualmente de acordo com as condições meteorológicas de cada região. A produtividade é pequena no Rio de Janeiro e Ceará, sendo menor ainda no Maranhão, em Sergipe e na Bahia. A produtividade alcança maiores índices no Rio Grande do Norte, na zona compreendida entre Macau, Mossoró e Areia Branca. 0 1:30M 500 1 000 km Rio de Janeiro Revista Brasileira de Saúde Ocupacional, n. 57, vol. 15, 1987 (texto adaptado). Unidade 5 — Ligações químicas 101 Identifique, entre as alternativas abaixo, o sal prescrito pelos médicos: b) CaCl2 c) KCl a) FeCl2 8. Quais íons são responsáveis pela transmissão de impulsos elétricos pelo nosso organismo? 9. As cãibras geralmente estão associadas à baixa concentração de íons K+. Que tipo de medicamento pode provocar a perda desses íons? a) analgésicos; b) antitérmicos; c) diuréticos; d) antiinflamatórios; e) esteróides. Vamos entrar um pouco no campo da Geografia: Estado São Paulo Minas Gerais Pernambuco Paraná Rio Grande do Sul Sigla SP MG PE PR RS Capital São Paulo Belo Horizonte Recife Curitiba Porto Alegre 1. Qual nome se dá ao processo utilizado para separar o sal da água do mar? Esse processo é mais eficiente em regiões quentes ou frias? Explique. 2. Identifique o nome do sal encontrado em grande quantidade na água do mar. Considere que em cada litro da água do mar estejam dissolvidos 40 g de sais. A partir desse dado, responda às questões 3 e 4. 3. Se um volume de 10 L da água do mar for submetido à filtração simples, qual massa de sais ficará retida no papel de filtro? Justifique. 4. Se uma amostra de 1 000 L da água do mar for submetida à evaporação, qual massa de sais restará ao final do processo? Justifique. 5. Se hoje o pagamento pelo mês trabalhado fosse efetuado com sal de cozinha, e supondo que o quilo do sal esteja cotado em R$ 0,50, quantos quilos de sal receberia um trabalhador cuja renda fosse de 1 salário mínimo (R$ 200,00)? 6. Cite os equipamentos de proteção individual que as empresas deveriam oferecer aos trabalhadores para evitar: a) calosidades palmares; b) calosidades plantares; c) hiperemia. 7. Os médicos costumam recomendar dietas a indivíduos hipertensos nas quais substituem o cloreto de sódio (NaCl) por um outro sal. 10. Indique a sigla e a capital dos estados citados no mapa. 11. Em qual região brasileira está localizado o estado que detém a maior produção de sal? 12. Quais meios de transporte devem ser utilizados para a distribuição do sal a todas as regiões do País? LIGAÇÃO COVALENTE CARACTERÍSTICAS Esse tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos tendem a receber elétrons. Como é impossível que todos os átomos recebam elétrons sem ceder nenhum, eles compartilham seus elétrons, formando pares eletrônicos. Cada par eletrônico é constituído por um elétron de cada átomo e pertence simultaneamente aos dois átomos. Como não ocorre ganho nem perda de elétrons, formam-se estruturas eletricamente neutras, de grandeza limitada, denominadas moléculas. Por esse motivo, essa ligação também é denominada molecular. Esquematicamente, a ligação covalente pode ser assim representada: Átomos Tendência Classificação Par de elétrons A receber elétrons B receber elétrons hidrogênio, ametais, semimetais hidrogênio, ametais, semimetais 102 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL A LIGAÇÃO COVALENTE E A TABELA PERIÓDICA A relação entre a posição na tabela e o número de ligações é indicada a seguir: Elemento família VIIA família VIA família VA Camada de Quantidade de pares valência compartilhados 7 elétrons 6 elétrons 5 elétrons 1 2 3 Cl O N O N N Possibilidades de ligação família IVA hidrogênio 4 elétrons 1 elétron 4 1 C H C C C FÓRMULAS QUÍMICAS A representação do número e dos tipos de átomos que formam uma molécula é feita por uma fórmula química. Existem diferentes tipos de fórmulas: a molecular, a eletrônica e a estrutural plana. a) Molecular: é a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento químico formam a molécula. H2O CO2 água gás carbônico b) Eletrônica: também conhecida como fórmula de Lewis, esse tipo de fórmula mostra, além dos elementos e do número de átomos envolvidos, os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos. H O água O C gás carbônico c) Estrutural plana: também conhecida como fórmula estrutural de Couper, ela mostra as ligações entre os elementos, sendo cada par de elétrons entre dois átomos representado por um traço. H—O—H O=C=O água gás carbônico Perceba que mais de um par de elétrons pode ser compartilhado, formando-se, então, ligações simples, duplas e triplas. Veja as fórmulas de algumas moléculas simples: Nome gás hidrogênio gás oxigênio Constituição 2 átomos de hidrogênio 2 átomos de oxigênio Fórmula molecular H2 O2 Fórmula eletrônica H O H Fórmula estrutural plana H –– H O=O Tipos de ligação 1 simples O O 1 dupla H ➤ 103 Unidade 5 — Ligações químicas ➤ Nome gás nitrogênio Constituição 2 átomos de nitrogênio 2 átomos de hidrogênio e 1 de oxigênio 3 átomos de hidrogênio e 1 de nitrogênio Fórmula molecular N2 Fórmula eletrônica N N H Fórmula estrutural plana N=N Tipos de ligação 1 tripla água H2O H O H –– O — H H –– N — H 2 simples gás amônia H NH3 N H H H C H Alguns casos particulares A regra do octeto não é absoluta. Vários compostos estáveis não apresentam oito elétrons em torno de um átomo da molécula. Veja alguns elementos que não seguem a regra do octeto: Boro (B) O boro forma compostos estáveis por meio de três ligações simples, estabilizando-se com seis elétrons na camada de valência. Berílio (Be) O berílio — embora classificado como metal alcalino-terroso, pelo fato de seus dois elétrons da camada de valência apresentarem elevadas energias de ionização, forma compostos moleculares com duas ligações simples. Assim, estabilizase com quatro elétrons na camada de valência. B molecular BF3 Be Al BeF2 AlCl3 l Alumínio (Al) Como seus elétrons de valência apresentam elevadas energias de ionização, o alumínio forma, em alguns casos, três ligações simples. Assim, estabiliza-se com seis elétrons na camada de valência. As explicações anteriores baseiam-se em fatos experimentais. Compostos como BF3, BeF2 e AlCl3 apresentam TF e TE baixas, quando comparados com compostos iônicos, o que evidencia que eles são moleculares. H gás metano 4 átomos de hidrogênio e 1 de carbono CH4 H F B F F Cl Be Al Cl 3 simples H H H –– C — H H 4 simples Fórmula eletrônica F estrutural F—B—F F F Cl F — Be — F Cl — Al — Cl Cl 104 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA CARACTERÍSTICAS Essa ligação é semelhante à covalente comum, e ocorre entre um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica e outro ou outros que necessitem de dois elétrons para completar sua camada de valência. Ligação covalente dativa (ou coordenada) átomos: A (estável) A B (necessita de 2 elétrons) B A ligação dativa pode ser indicada por uma seta (A B) ou por um traço (A — B). O exemplo clássico dessa ligação é o dióxido de enxofre (SO2). Nesse caso, o enxofre estabelece uma dupla ligação com um dos oxigênios, atingindo a estabilidade eletrônica (oito elétrons na camada de valência). A seguir, o enxofre compartilha um par de seus elétrons com o outro oxigênio, através de uma ligação covalente dativa ou coordenada. Observe: O S O O S O O S O O S O Além do oxigênio, outra espécie química, o cátion H+, comumente se associa a outros elementos através de ligações dativas. O cátion H+ forma-se quando o átomo de hidrogênio, em condições especiais, perde seu único elétron: átomo 1H perde 1 elétron cátion + 1H A eletrosfera do H+ fica vazia e se estabiliza com dois elétrons, que “recebe” normalmente através de uma dativa. Dois exemplos muito comuns de dativas envolvendo o cátion H+ são a formação dos + cátions amônio (NH4 ) e hidroxônio (H3O+). + a) formação do íon NH4 amônia + H H H N H H+ elétrons da camada de valência + NH4 H H—N H + + amônia + cátion H+ cátion amônio NH3 + H + NH + 4 11 cargas positivas: +11 10 cargas negativas: –10 H prótons: 7 + 3 + elétrons: 7 + 3 + 1 0 Σ cargas: +1 As fórmulas do tipo HxEOy correspondem a uma série de compostos classificados como ácidos oxigenados. Nessas fórmulas, todos os oxigênios aparecem unidos ao elemento central E. Cada átomo de hidrogênio irá unir-se a um átomo de oxigênio, for- Unidade 5 — Ligações químicas 105 mando tantos grupos OH quantos forem possíveis. Um exemplo desse tipo de substância é o ácido sulfúrico (H2SO4): O O H H O S O O H gás ozônio (O3) O O O O O O O O Fórmula eletrônica estrutural O H—O—S—O—H O H O Na atmosfera superior, o gás oxigênio (O2) transforma-se no gás ozônio (O3), o qual é capaz de bloquear grande parte da radiação ultravioleta, permitindo, apenas, a passagem de aproximadamente 7% dessa radiação. Escreva a fórmula eletrônica e estrutural dos dois gases. ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO gás oxigênio (O2) O O SOLUÇÃO Exercícios de classe 1. Consulte a tabela periódica e monte o quadro a seguir, substituindo os asteriscos (*) pelas fórmulas que faltam. molecular H2 * * 2. Um elemento X possui 6 elétrons de valência. Represente a fórmula eletrônica, estrutural e molecular desse elemento quando combinado com o hidrogênio. 3. Os elementos nitrogênio, carbono, oxigênio e flúor estão situados respectivamente nas famílias IVA, VA, VIA e VIIA da tabela periódica. Com base nessas informações, represente as fórmulas estruturais das seguintes substâncias: I — NF3 II — CF4 III — CO2 4. (UERJ) Observe a estrutura genérica representada ao lado. H H O O X O Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo seguinte elemento: a) fósforo c) carbono b) enxofre d) nitrogênio O S O * H Cl 5. A água oxigenada (H2O2), quando concentrada, é conhecida por peridrol. Quando exposta à luz, decompõe-se e origina água e oxigênio. Essa reação pode ser representada pela equação: 2 H2O2 H OO H 2 H2O + 1 O2 2 H O H +O O * * H–S–H 2 * Com base na equação, podemos observar que o número de elétrons compartilhados em uma molécula de água oxigenada é igual a: a) 2. b) 3. c) 4. d) 6. e) 8. 6. O monóxido de carbono (CO) é um dos principais poluentes atmosféricos. Esse gás incolor e inodoro pode ser letal a partir de determinadas concentrações. Escreva sua fórmula eletrônica e estrutural. 7. (UFMT) Sabendo-se que no composto HBrO3, o bromo está ligado aos 3 átomos de oxigênio e que o hidrogênio está ligado a um dos átomos do oxigênio, pode-se afirmar que o Br realizará: a) ligações covalentes normais. b) ligações iônicas. c) ligações metálicas. d) ligações metálicas e iônicas. e) duas ligações covalentes coordenadas e uma normal. 106 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL A LIGAÇÃO COVALENTE E AS PROPRIEDADES DE SEUS COMPOSTOS As propriedades das substâncias formadas por ligações covalentes são muito diferentes das propriedades dos átomos que as formam. Quando as moléculas de uma substância são formadas por um número determinado de átomos, essas substâncias são denominadas moleculares. Em condições ambiente, as substâncias moleculares podem ser encontradas nos três estados físicos: Substância gás hidrogênio água sacarose Fórmula H2 H2O C12H22O11 Estado físico (a 25 ºC e 1 atm) gasoso líquido sólido As substâncias moleculares geralmente apresentam temperatura de fusão (TF) e temperatura de ebulição (TE) inferiores às das substâncias iônicas; quando puras, não conduzem corrente elétrica. Quando a ligação covalente origina compostos com grande número de átomos — geralmente indeterminado —, forma estruturas identificadas como macromoléculas. Tais substâncias são denominadas covalentes; em condições ambiente são sólidas e apresentam elevadas TF e TE. Exemplos: celulose (C6H10O5)n sílica — areia (SiO2)n grafita = Cgraf; Cn polietileno (C2H4)n diamante = Cdiam; Cn proteína Eugênio Pacelli Quartzo O quartzo — uma espécie cristalina de silício (SiO2) — é um mineral que vibra quando atravessado por uma pequena corrente elétrica. Quando ligado a circuitos eletrônicos, os quais são calibrados a freqüências idênticas, o cristal de quartzo oscilará na mesma freqüência, com grande precisão entre um intervalo e outro. Esses cristais são muito usados em relógios, os quais são superados, em precisão, apenas pelos relógios atômicos. ALOTROPIA Ao compartilharem elétrons, os átomos podem originar uma ou mais substâncias simples diferentes. Esse fenômeno é denominado alotropia. Alotropia: é a propriedade pela qual um mesmo elemento químico pode formar duas ou mais substâncias simples diferentes, que são denominadas variedades alotrópicas do elemento. As variedades alotrópicas podem diferir quanto à quantidade de átomos (atomicidade) e/ou à sua estrutura cristalina. Vejamos os principais casos de alotropia. Unidade 5 — Ligações químicas 107 Oxigênio O elemento oxigênio (O) forma duas variedades alotrópicas; uma delas, mais abundante, é o oxigênio comum (O2) e a outra, o ozônio (O3). No oxigênio comum (O2), os átomos unem-se dois a dois, formando moléculas biatômicas. O O2 encontra-se, à temperatura ambiente (25 ºC), no estado gasoso e está presente na atmosfera terrestre como componente do ar, tendo importância vital para a vida animal e vegetal. Uma propriedade extremaO2 mente importante desse gás é que ele alimenta todas as reações de combustão e, por isso, é denominado comburente: sem oxigênio não ocorre nenhuma combustão. Já no ozônio (O3), os átomos unem-se três a três, formando moléculas triatômicas. À temperatura ambiente, o O3 é um gás azul-claro e apresenta odor intenso e característico, que pode ser sentido após tempestades com descargas elétricas e, também, perto de equipamentos de alta voltagem. O ozônio é usado como alvejante e também no tratamento de água, subsO3 tituindo compostos clorados, pelo seu poder bactericida. Ele é produzido nos aparelhos chamados ozonizadores, em que o oxigênio comum (O2) é submetido a descargas elétricas. O 100 A camada de ozônio O gás ozônio (O3) forma-se nas altas camadas da atmosfera (estratosfera) pela ação dos raios solares sobre o gás oxigênio (O2). Tem a importante função de filtrar os raios ultravioleta (UV) provenientes do Sol, permitindo a passagem de apenas 7% desses raios aproximadamente. 90 termosfera quilômetros acima da superfície terrestre 80 mesosfera 50 estratosfera 40 3 O2 2 O3 30 camada de ozônio 20 y 10 troposfera 0 Teoricamente, não havendo interferência de fatores externos, a tendência é que prevaleça o equilíbrio entre o consumo e a produção de O3, ou seja, que a concentração desse gás não se altere. Sem a camada de ozônio, não existiria vida na Terra, pelo menos como nós a conhecemos atualmente. Alguns produtos, denominados genericamente CFC (clorofluorcarbono), são utilizados em equipa- A figura mostra as alturas aproximadas das camadas da atmosfera. Observe a altitude em que se encontra a camada de ozônio. ➤ 108 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL ➤ mentos de refrigeração, como geladeira e ar-condicionado, e nos aerossóis domésticos. Quando lançado na atmosfera, o CFC destrói gradativamente a camada protetora de ozônio. Dessa maneira, a quantidade de radiação UV que atinge a superfície da Terra é cada vez maior, acarretando a destruição de vegetais e o aumento da incidência de câncer de pele e de problemas visuais. Atualmente, existe uma tendência mundial no sentido de restringir a utilização do CFC, a fim de evitar uma catástrofe.* No entanto, a interrupção imediata do uso do CFC permitirá que a camada de ozônio se regenere apenas num período de tempo estimado em 150 anos! As áreas em cinza, rosa e roxo mostram o buraco na camada de ozônio sobre a Antártica, em 2 de outubro de 1994. * Pelo Protocolo de Montreal, firmado em junho de 1990, representantes de 93 países comprometeram-se a interromper a produção de CFC, substituindo-o por substâncias que não destruam a camada de ozônio. O prazo para a mudança terminou no ano 2000. Carbono Na natureza, o elemento químico carbono (C) forma três variedades alotrópicas: diamante, grafita e fulerenos. Essas três substâncias simples diferem entre si no arranjo dos átomos que formam o retículo cristalino, isto é, a sua estrutura. Diamante. Grafita. Fulereno. Enxofre O elemento enxofre (S) forma duas variedades alotrópicas: o enxofre rômbico e o enxofre monoclínico. Essas duas variedades são formadas por moléculas com oito átomos (octatômicas) e podem ser representadas pela fórmula S8. CEDOC Unidade 5 — Ligações químicas 109 Embora os cristais das duas variedades alotrópicas sejam diferentes, ambos são formados por anéis com oito átomos, interligados conforme a figura ao lado. Representação da molécula de S8. Fósforo O elemento fósforo (P) forma diversas variedades alotrópicas, sendo o fósforo branco e o fósforo vermelho as duas mais comuns. Thales Trigo P P P P P P P P P P P P Estrutura do fósforo branco. Estrutura do fósforo vermelho. Amostras dos dois tipos de fósforo. Exercícios de classe 1. Observe, na reação abaixo, a formação de uma macromolécula (composto covalente): n H2C CH2 etileno (composto molecular) () H C H C H H n polietileno (composto covalente) Escreva as equações semelhantes e o nome da macromolécula formada dos seguintes compostos moleculares: Cl a) H2C b) H2C CH cloreto de vinila CH cianeto de vinila 3. Faça a associação correta: I — grafita a) Estrutura cuja forma lembra uma bola de futebol. II — diamante b) Usado como lubrificante em engrenagens e rolamentos. c) Alimenta todas as reações III — fulereno de combustão. d) Tem a capacidade de riscar qualquer outra substância IV — O2 natural. e) Substância simples que é V — O3 destruída pelo CFC. 4. (FEI-SP) Uma das preocupações com a qualidade de vida do nosso planeta é a diminuição da camada de ozônio, substância que filtra os raios ultravioleta do Sol, que são nocivos à nossa saúde. Indique a única alternativa falsa referente ao ozônio: a) É uma molécula triatômica. b) É uma forma alotrópica do elemento oxigênio. c) É uma substância molecular. d) É um isótopo do elemento oxigênio. e) Possui ligações covalentes. CN 2. Qual das alternativas a seguir contém somente macromoléculas? a) ácido sulfúrico e diamante. b) sacarose (açúcar comum) e sal de cozinha. c) celulose e proteína. d) água e grafita. e) gás carbônico e água. 110 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Exercícios propostos 1. (UFMG) Considere os elementos 1A, 8B, 17C. a) Faça a distribuição eletrônica dos três elementos e indique o número de elétrons existentes em suas camadas de valência. b) Faça a combinação entre (A e B) e (A e C). Indique a fórmula eletrônica e a estrutural de cada composto resultante das combinações. c) Quantos elétrons existem em uma molécula do composto resultante da combinação entre os elementos B e C? 2. Escreva a fórmula eletrônica e a estrutural das seguintes substâncias: (Consulte a tabela periódica.) c) gás nitrogênio — N2; a) gás cloro — Cl2; b) gás flúor — F2; d) gás oxigênio — O2. 3. (UEL-PR) A melhor representação para a fórmula estrutural da molécula de dióxido de carbono é: a) CO2 d) O C O b) C O O e) O C O c) O C O 4. (Fuvest-SP) Um elemento E, pertencente ao terceiro período da tabela periódica, forma com o hidrogênio um composto de fórmula H2E e com o sódio um composto de fórmula Na2E. a) Represente a configuração eletrônica desse elemento. b) A que família pertence? (Dados os números atômicos: H = 1; Na = 11.) 5. O elemento oxigênio é o mais abundante na crosta terrestre até uma profundidade de 12 km. Esse elemento apresenta duas variedades alotrópicas: gás oxigênio gás ozônio 7. (Unesp-SP) Considere as espécies químicas Br2 e KBr. Dados os números de elétrons na camada de valência, K = 1 e Br = 7, explique, justificando, o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de: a) bromo, no Br2; b) potássio e bromo, no KBr. 8. (UFCE) No envenenamento por monóxido de carbono (CO), as moléculas deste gás se ligam aos átomos de ferro da hemoglobina, deslocando o oxigênio e causando, rapidamente, asfixia. Quantos pares de elétrons disponíveis do oxigênio existem na molécula do CO para se ligarem ao ferro da hemoglobina através de ligação covalente dativa? a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 6. 9. Dados: • SiO2 — sólido de elevada temperatura de fusão (TF = 1 700 °C); • CO2 — gás à temperatura ambiente. Que tipo de retículo cristalino, apresentado por cada uma dessas substâncias, justifica tal diferença? 10. (Vunesp-SP) Os recém-descobertos fulerenos são formas alotrópicas do elemento químico carbono. Outras formas alotrópicas do carbono são: a) isótopos de carbono-13. b) calcário e mármore. c) silício e germânico. d) monóxido e dióxido de carbono. e) diamante e grafita. 11. Sobre um elemento químico, um estudante escreveu: “Forma duas substâncias simples importantes: uma diatômica, consumida nas reações de combustão e vital para o ser humano, e outra triatômica, presente na camada superior da atmosfera e que absorve parte das radiações ultravioleta provenientes do Sol”. Com referência ao texto mencionado pelo estudante, responda: a) Qual elemento químico é mencionado? b) Represente a fórmula das substâncias diatômica e triatômica. 12. (UFCE) O fósforo branco é usado na fabricação de bombas de fumaça. A inalação prolongada de seus vapores provoca necrose dos ossos. Já o fósforo vermelho, usado na fabricação do fósforo de segurança, encontra-se na tarja da caixa e não no palito. O O O O O Pela observação da fórmula estrutural dos dois gases, podemos afirmar que o número de elétrons compartilhados em cada molécula de oxigênio e ozônio é, respectivamente, igual a: a) 2 e 3. d) 4 e 6. b) 4 e 4. e) 2 e 6. c) 2 e 4. 6. O elemento cloro (halogênio) origina vários compostos, como, por exemplo, o gás cloro (Cl2), de cor esverdeada; e os ácidos HCl, HClO, HClO2, HClO3 e HClO4. Escreva as fórmulas estruturais dos compostos mencionados. Unidade 5 — Ligações químicas 111 são os valores das temperaturas de fusão (TF) e de ebulição (TE), à pressão de 1 atm, das substâncias PF3 e NaF não necessariamente nessa ordem. Em qual das alternativas essas temperaturas estão corretamente associadas às TF e TE de cada substância? TF3 TF TE oC 993 –101 oC oC –151 oC –101 oC –101 oC –151 –101 oC –151 oC oC –151 993 oC NaF TF TE oC 1695 –151 oC oC 993 1695 oC oC 993 1695 oC 1695 oC 993 oC oC –101 1695 oC Indique a opção correta: a) Estas duas formas de apresentação do fósforo são chamadas de alotrópicas. b) Estas duas formas de apresentação do fósforo são chamadas de isotérmicas. c) A maneira como o fósforo se apresenta exemplifica o fenômeno de solidificação. d) O fósforo se apresenta na natureza em duas formas isobáricas. e) A diferença entre as duas formas do fósforo ocorre somente no estado físico. 13. As temperaturas a seguir: –101 °C –151 °C 993 °C 1 695 °C a) b) c) d) e) Faça você mesmo Diferenciação, pelo aquecimento, entre um composto iônico e um molecular Material Açúcar comum (C12H22O11) Sal de cozinha (NaCl) Enxofre sólido (pó amarelo) (S8) Sulfato de cobre (CuSO4) Sulfato de alumínio [Al2(SO4)3] 5 latas vazias de leite em pó ou doce em calda Observação: Você pode encontrar esses produtos em farmácias, lojas de materiais para construção ou de produtos para tratamento de água de piscina. Procedimento Coloque cada material separadamente em um recipiente (lata) e os aqueça com cuidado num fogão, um de cada vez. Sabendo que os compostos iônicos apresentam elevada temperatura de fusão, classifique cada uma das substâncias utilizadas no experimento. Realize a experiência em lugar bem ventilado e evite a inalação dos vapores que podem ser produzidos durante o aquecimento do enxofre. Oriente-se com o seu professor sobre os equipamentos de segurança necessários à realização do experimento. AT E N Ç Ã O GEOMETRIA MOLECULAR As moléculas são formadas por átomos unidos por ligações covalentes e podem apresentar, na sua constituição, de dois a milhares de átomos. A disposição espacial dos núcleos desses átomos irá determinar diferentes formas geométricas para as moléculas. Assim, toda molécula formada por dois átomos (diatômicas) será sempre linear, pois seus núcleos estarão obrigatoriamente alinhados. H2 l HCl H—H H — Cl 112 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Uma das maneiras mais simples e mais usada atualmente para prever a geometria de moléculas que apresentam mais de dois átomos consiste na utilização da teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. Essa teoria está baseada na idéia de que os pares eletrônicos ao redor de um átomo central, quer estejam ou não participando das ligações, comportam-se como nuvens eletrônicas que se repelem entre si, de forma a ficarem orientadas no espaço com a maior distância angular possível. Para você visualizar melhor essa teoria, representaremos cada par eletrônico (2 elétrons de valência) ao redor de um átomo central como uma nuvem eletrônica de formato ovalado. Nessa teoria, é importante destacar que uma nuvem eletrônica pode corresponder a: uma ligação covalente simples: — ou uma ligação covalente dupla: = uma ligação covalente tripla: ≡ um par de elétrons não-ligantes: xx ⇒ 1 nuvem eletrônica Assim, a orientação espacial dessas nuvens dependerá do número total de pares eletrônicos ao redor de um átomo central A. A geometria das moléculas, porém, será determinada pela posição dos núcleos dos átomos ligados ao átomo central A. Considerando a orientação das nuvens e o número de átomos ligados ao átomo central, temos as possíveis geometrias moleculares, de acordo com a posição dos núcleos dos átomos. No quadro a seguir, podemos observar a relação da geometria das moléculas com o número de nuvens eletrônicas localizadas ao redor do átomo central: Nº de nuvens ao redor do átomo central A Fórmula eletrônica Orientação das Disposição nuvens dos ligantes 180 º Geometria molecular O 2 H C C O N 2 átomos ligantes A O=C=O sempre linear H–C N xx 3 átomo A no centro de um triângulo O S O O 120 º O S= O angular O trigonal O angular A O H S O O 3 átomos ligantes O S= xx H 2 átomos ligantes H 3 átomos ligantes A H Ox x H xx H 4 N H H 109º28’ H N H H H piramidal átomo A no centro de um tetraedro H C H 4 átomos H ligantes H C H H tetraédrica Unidade 5 — Ligações químicas 113 – O ácido nítrico (HNO3) em água sofre um processo de ionização, produzindo o ânion nitrato (NO3): ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO HNO3 água + – H(aq) + NO3 (aq) Determine a geometria do ânion. SOLUÇÃO Inicialmente representaremos as fórmulas do ácido e do ânion: – H+ HNO3 O H O N O – NO3 O – O—N=O Ao redor do átomo central do ânion (N), existem três nuvens eletrônicas e três ligantes: O = – O— N O Exercícios de classe 1. Observe os exemplos: HBr H2S H Br 14243 O átomo de N está no centro de um triângulo com os três vértices ocupados, resultando uma geometria trigonal. Molécula diatômica: não há átomo central. 4 nuvens ao redor do átomo central. 2 átomos ligados ao átomo central. H linear H — Br S H S angular H H Utilizando o mesmo procedimento, determine a geometria das seguintes moléculas: a) H2 b) O2 H H 2. (UNIP-SP – mod.) Determine a geometria das moléculas: a) O C Cl Cl Cl b) Cl c) Cl g) H2O H h) NH3 H O N H H O O O H Cl — C — Cl c) CO C d) BeCl2 Cl e) SO2 O Be S Cl O H P — Cl Cl H i) CH4 H C H F f) BF3 F B F 3. (Unicamp-SP) Considerando as moléculas NH3, CH4, CO2 e H2O, indique a configuração espacial de cada uma delas, utilizando a terminologia: linear, angular, piramidal, quadrangular, tetraédrica. 114 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Exercícios propostos 1. Associe corretamente as duas colunas. 1. H2 A. angular H H 2. HBr 3. Cl2O 4. PBr3 H Cl Br Br O P Br 5. BF3 F B F 2. (Fafeod-MG) Considere as fórmulas e ângulos de ligações dados a seguir: fórmula ângulo H2O 105º NH3 107º CH4 109º28’ BeH2 180º 4. (Vunesp-SP) Indique a geometria das substân– cias PH3 e BF4 F B. piramidal Cl Br C. linear D. trigonal E. tetraédrica F H — O — H + H+ () F B F F – (Dadas as famílias — B: IIIA; F: VIIA; — P: VA) 5. Observe as equações: H H—O—H H H — N — H + H+ H H—N—H H + + As formas geométricas destas moléculas são, respectivamente: a) tetraédrica, tetraédrica, tetraédrica, angular. b) angular, piramidal, tetraédrica, angular. c) angular, piramidal, tetraédrica, linear. d) angular, angular, piramidal, trigonal. e) trigonal, trigonal, piramidal, angular. 3. (UFPI) Indique a geometria do composto cloreto de antimônio (SbCl3), um sólido incolor, conhecido como manteiga de antimônio e usado como retardador de chama. (Dada a família — Sb: 15) e indique a geometria dos íons H3O+ (hidroxô+ nio) e NH4 (cátion amônio). 6. Indique a geometria dos seguintes íons: – – SO 2– ClO 2 NO 2 4 sabendo que são obtidos a partir das seguintes moléculas: O H—O—S—O—H O H—O—N=O H — O — Cl O Faça você mesmo Repulsão dos pares eletrônicos Você já deve ter percebido que cada nuvem eletrônica (uma ligação simples, dupla ou tripla) pode ser representada por uma bexiga de forma ovóide. Com algumas bexigas cheias de ar, você pode criar modelos que serão úteis para visualizar e entender melhor a geometria molecular. Quando unidas pelos bicos, elas ficam dispostas espacialmente sempre da mesma maneira. Material 9 bexigas cheias de ar Procedimento De acordo com o número de nuvens eletrônicas envolvidas em cada caso, você deve unir as bexigas e, em seguida, jogá-las para cima, observando a forma que elas assumem quando chegam ao chão. Considere o local de união como sendo o átomo central (A). Unidade 5 — Ligações químicas Fotos: Thales Trigo 115 1º caso: molécula com duas nuvens ao redor do átomo central. 2º caso: molécula com três nuvens ao redor do átomo central. 3º caso: molécula com quatro nuvens ao redor do átomo central. Compare o que você observou em cada experimento com o que foi visto na explicação da teoria. POLARIDADE POLARIDADE DAS LIGAÇÕES O acúmulo de cargas elétricas em determinada região é denominado pólo, que pode ser de dois tipos: pólo negativo: (–) ou –δ pólo positivo: (+) ou +δ Ligações iônicas Em uma ligação iônica ocorre transferência definitiva de elétrons, o que acarreta a formação de íons positivos (cátions) ou negativos (ânions), os quais originam compostos iônicos. Como todos os íons apresentam excesso de cargas elétricas positivas ou negativas, eles sempre terão pólos. Portanto: Toda ligação iônica é uma ligação polar. As ligações iônicas apresentam máxima polarização. Ligações covalentes Nessas ligações, a existência de pólos está associada à deformação da nuvem eletrônica e depende da diferença de eletronegatividade entre os elementos. Quando a ligação covalente ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade, não ocorre distorção da nuvem eletrônica, ou seja, não ocorre formação de pólos. Assim, essas ligações são denominadas apolares. H H Cl Cl l Cl2 ligação covalente apolar H2 ligação entre átomos de mesma eletronegatividade ⇒ 116 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Na ligação covalente entre átomos de eletronegatividades diferentes, ocorre deformação da nuvem eletrônica em decorrência do acúmulo de carga negativa (–δ) em torno do elemento de maior eletronegatividade. Essas ligações são denominadas polares. l HCl: H Cl H +δ ligação entre átomos de diferentes eletronegatividades ⇒ Cl –δ ligação covalente polar Para comparar a intensidade de polarização das ligações, utilizamos a escala de eletronegatividade de Pauling: H P C S I Br Cl N O F metais eletronegatividade crescente Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será a polarização da ligação. A partir dos itens já discutidos, podemos estabelecer a seguinte relação: +δ –δ + ligação covalente apolar ligação covalente polar polaridade crescente – ligação iônica A polaridade de uma ligação é caracterizada por uma grandeza denominada momento dipolar (µ), ou dipolo elétrico, que normalmente é representada por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o elemento mais eletronegativo. Assim, o vetor é orientado do pólo positivo para o pólo negativo. Veja alguns exemplos: +δ H µ F –δ +δ –δ µ –δ –δ H Cl +δ O H µµ H +δ POLARIDADE DE MOLÉCULAS As moléculas podem ser classificadas quanto à sua polaridade em dois grupos: polares ou apolares. Experimentalmente, uma molécula é considerada polar quando se orienta na presença de um campo elétrico externo, e apolar quando não se orienta. O pólo negativo da molécula é atraído pela placa positiva do campo elétrico externo e vice-versa, como mostrado na figura ao lado. + δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ δ– δ+ campo ligado – δ– δ+ δ– δ+ Unidade 5 — Ligações químicas 117 Teoricamente, pode-se determinar a polaridade de uma molécula pelo vetor momento dipolar resultante (µ r), isto é, pela soma dos vetores de cada ligação polar da molécula. Molécula apolar: µ r = 0 Molécula polar: µ r ≠ 0 Para determinar o vetor µ r devem-se considerar dois fatores: a) a escala de eletronegatividade, que nos permite determinar a orientação dos vetores de cada ligação polar; b) a geometria da molécula, que nos permite determinar a disposição espacial desses vetores. Veja alguns exemplos: Fórmula molecular HCl CO2 –δ Geometria +δ –δ Vetores µr µr ≠ 0 O µr = 0 Molécula polar apolar H — Cl +δ +δ –δ H O µ µ Cl µ O=C=O –δ –δ C O H2O +δ O +δ H H H H µr ≠ 0 polar –δ –δ –δ N H N H HHH µr ≠ 0 polar NH3 +δ H +δ +δ Outra maneira de determinar a polaridade da maioria das moléculas é estabelecer uma relação entre o número de nuvens eletrônicas ao redor do átomo central A e o número de átomos iguais ligados a ele. nº de nuvens eletrônicas ao redor do átomo central nº de nuvens eletrônicas ao redor do átomo central Observações: 1. Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apolares. 2. Moléculas diatômicas formadas por átomos diferentes são sempre polares. = ≠ nº de átomos iguais ligados ao átomo central nº de átomos iguais ligados ao átomo central ⇒ ⇒ molécula apolar molécula polar Vejamos alguns exemplos: xx H O N H H CO2 123 O C O SO2 123 O S NH3 123 4 nuvens eletrônicas 3 átomos iguais (H) molécula polar 2 nuvens eletrônicas 2 átomos iguais (O) molécula apolar 3 nuvens eletrônicas 2 átomos iguais (O) molécula polar 118 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Um elemento A, com 1 elétron de valência, e outro B, com 6 elétrons de valência, combinamse, e as moléculas do composto formado estão associadas, tanto no estado líquido como no gasoso. a) Escreva a fórmula mínima e a estrutura de Lewis (fórmula eletrônica) desse composto. b) Qual é a provável geometria da molécula e sua classificação quanto à polaridade? ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO B A b) B A A molécula angular SOLUÇÃO a) A 123 fórmula eletrônica A2B fórmula mínima 4 nuvens eletrônicas 2 átomos ligantes iguais ⇒ molécula polar Exercícios de classe 1. (FUC-MT) A ligação covalente de maior polaridade ocorre entre H e átomos de: a) F. c) Br. e) At. b) Cl. d) I. 2. (MACK-SP) O aumento de diferença de eletronegatividade entre os elementos ocasiona a seguinte ordem no caráter das ligações: a) covalente polar, covalente apolar, iônica. b) iônica, covalente polar, covalente apolar. c) covalente apolar, iônica, covalente polar. d) covalente apolar, covalente polar, iônica. e) iônica, covalente apolar, covalente polar. 3. (UERJ) O experimento a seguir mostra o desvio ocorrido em um filete de água quando esta é escoada através de um tubo capilar. Considerando suas ligações interatômicas e suas forças intermoleculares, a propriedade da água que justifica a ocorrência do fenômeno consiste em: a) ser um composto iônico. b) possuir moléculas polares. c) ter ligações covalentes apolares. d) apresentar interações de Van der Waals. 4. Indique a polaridade das moléculas: a) Cl Cl f) H C H b) H c) O d) H e) Cl pipeta com água O S S I H O g) N h) S N C S Br P Cl Cl i) Br C Br Br bastão eletrizado positivamente +++ filete de água 5. (Fuvest-SP) Considere as moléculas de HF, HCl, H2O, H2, O2 e CH4. a) Classifique essas moléculas em dois grupos: polares e apolares. b) Qual a propriedade referente ao átomo e qual a referente à molécula em que se baseou para classificá-las? béquer Unidade 5 — Ligações químicas 119 b) Embora a eletronegatividade do silício seja 1,7 e a do hidrogênio 2,1, a molécula do SiH4 é apolar. Por quê? 6. (Fuvest-SP) O carbono e o silício pertencem à mesma família da tabela periódica. a) Qual o tipo de ligação existente no composto SiH4? Exercícios propostos 1. (FCMSC-SP) Na escala de eletronegatividade, tem-se: Li 1,0 H 2,1 Br 2,8 N 3,0 O 3,5 – – – – – – +– +– + + + + + + Esses dados permitem afirmar que, entre as moléculas a seguir, a mais polar é: a) O2(g). b) LiBr(g). c) NO(g). d) HBr(g). e) Li2(g). 2. (Vunesp-SP) Dentre as alternativas a seguir, indique a que contém a afirmação incorreta: a) Ligação covalente é aquela que se dá pelo compartilhamento de elétrons entre dois átomos. b) O composto covalente HCl é polar, devido à diferença de eletronegatividade existente entre os átomos de hidrogênio e cloro. c) O composto formado entre um metal alcalino e um halogênio é covalente. d) A substância de fórmula Br2 é apolar. e) A substância de fórmula Cal2 é iônica. 3. (FURRN) O gás carbônico (CO2) apresenta: a) quatro ligações covalentes comuns polares e molécula apolar. b) quatro ligações covalentes comuns polares e molécula polar. c) quatro ligações covalentes comuns apolares e molécula apolar. d) quatro ligações covalentes comuns apolares e molécula polar. e) quatro ligações covalentes dativas e molécula apolar. 4. Um líquido com moléculas polares sofre influência de um campo elétrico externo, provavelmente devido a uma orientação das moléculas do líquido. +– +– Nessas condições, sofre influência de um campo elétrico externo: a) CCl4. b) CS2. c) N2. d) CHCl3. e) Br2. 5. Classifique as moléculas a seguir em polares ou apolares: a) O2. g) CBr4. h) P4. b) H2CCl2. c) HBr. i) SO3. d) HCN. j) CO. l) I2. e) H2O. m) NF3. f ) CO2. 6. (UFPE) A respeito das moléculas de dissulfeto de carbono (CS2) e gás sulfídrico (H2S), podemos afirmar que: a) CS2 é linear. b) CS2 é polar. c) H2S é polar. d) H2S tem geometria angular similar ao H2O. e) CS2 tem a mesma geometria que o CO2. 7. (UFRS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias covalentes a seguir: I — CH4 II — CS2 III — HBr IV — N2 quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero? 120 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL AS FORÇAS INTERMOLECULARES E OS ESTADOS FÍSICOS As interações de moléculas decorrem da existência de forças denominadas intermoleculares; tais interações estão relacionadas com as mudanças de estado físico da matéria, conforme ilustrado no esquema a seguir: água éter após certo tempo água éter O esquema mostra que o éter evaporou mais intensamente do que a água. Esse fato evidencia que as forças intermoleculares existentes no éter(l) são mais fracas do que as existentes na água (l). Generalizando: Quanto menos intensas forem as forças intermoleculares, mais volátil será a substância e menor será a sua temperatura de ebulição. Importante: Durante uma mudança de estado ocorre simplesmente afastamento das moléculas, ou seja, somente as forças intermoleculares são rompidas. As forças intermoleculares são genericamente denominadas forças de Van der Waals em homenagem ao físico holandês Johannes Van der Waals que, em 1873, propôs a existência dessas forças. 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. TIPOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES Forças dipolo induzido-dipolo induzido Essas forças ocorrem em todos os tipos de moléculas, mas são as únicas que acontecem entre as moléculas apolares. Quando essas moléculas estão no estado sólido ou líquido, devido à proximidade existente entre δ+ δ– δ+ δ– elas, ocorre uma deformação momentânea das nuvens eletrônicas, originando pólos e. Alguns exemplos de substâncias formadas por moléculas apolares que interagem por forças intermoleculares dipolo induzido-dipolo induzido: H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6 Unidade 5 — Ligações químicas 121 Forças dipolo permanente-dipolo permanente ou dipolo-dipolo Esse tipo de força intermolecular é característico de moléculas polares. Veja, como exemplo, a interação que existe no HCl sólido: +δ –δ +δ –δ +δ –δ H —— Cl H —— Cl H —— Cl Esse tipo de interação é o mesmo 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, HCCl3, SO2 Pontes de hidrogênio A ponte de hidrogênio, por ser muito mais intensa, é um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo e ocorre mais comumente em moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente eletronegativos e, que, por isso, originam dipolos muito acentuados. H ligado a F, O, N Veja, por exemplo, as pontes de hidrogênio existentes entre as moléculas de H2O: –δ –δ O H +δ H +δ Molécula de H2O: pólos positivos e negativos. H O H O H H Pontes de hidrogênio. O H O O H H H O H H H H H Espacialmente, cada molécula de água está circundada por quatro outras moléculas. H O Pares eletrônicos não-compartilhados Pontes de hidrogênio H H O Outros exemplos clássicos em que se verifica a existência das pontes de hidrogênio são o HF e o NH3 quando encontrados nos estados sólido e líquido. –δ F H +δ +δ –δ –δ F –δ +δ H H H +δ +δ –δ –δ H H N H +δ N H H H H F –δ F F O conhecimento da polaridade e das forças intermoleculares é fundamental para entender propriedades, como temperaturas de fusão e ebulição, e solubilidade. 122 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Tensão superficial As moléculas localizadas no interior de um líquido sofrem atrações intermoleculares em todas as direções. Já o mesmo fenômeno não ocorre com as moléculas encontradas na superfície desse líquido, que são atraídas somente pelas moléculas situadas abaixo ou ao lado delas. Essa desigualdade de atrações na superfície provoca a contração do líquido, dando-nos a impressão de existir uma fina película na sua superfície. CEDOC Esse fenômeno, denominado tensão superficial, é bastante acentuado em líquidos cujas atrações moleculares sejam intensas, como, por exemplo, a água. O mosquito parece repousar sobre uma fina película quando na superfície da água. FORÇAS INTERMOLECULARES E TEMPERATURAS DE FUSÃO E EBULIÇÃO Dois fatores influem nas TE: a) o tipo de força intermolecular: quanto mais intensas as atrações intermoleculares, maior a sua TE. b) o tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho de uma molécula, maior será sua superfície, o que propicia um maior número de interações com outras moléculas vizinhas, acarretando TE maior. Para comparar as temperaturas de ebulição de diferentes substâncias, devemos considerar esses dois fatores da seguinte maneira: • Em moléculas com tamanhos aproximadamente iguais: Quanto maior a intensidade de interação, maior a sua TE. Ordem crescente de intensidade de interação dipolo induzido-dipolo induzido < dipolo-dipolo < pontes de H • Em moléculas com mesmo tipo de interação: Quanto maior o tamanho da molécula, maior a sua TE. Unidade 5 — Ligações químicas 123 Vejamos alguns exemplos: O diagrama a seguir mostra as TE dos compostos formados pelo hidrogênio com os elementos da família IVA (grupo IVA). t (ºC) 100 0 –100 CH4 –200 grupo IVA S1H4 GeH4 SnH4 As quatro substâncias são formadas por moléculas apolares e apresentam o mesmo tipo de interação: dipolo induzido-dipolo induzido. Assim, o tamanho das moléculas é o único fator responsável pelas diferentes TE dessas substâncias. Vamos, agora, comparar as TE das substâncias formadas pelo hidrogênio com os elementos das famílias VIA e VIIA: t (ºC) 100 H2O HF 0 H2S –100 grupo VIA grupo VIIA H2Te H2Se HCl HBr HI Observe que as moléculas de H2O (VIA) e HF (VIIA) são as que apresentam as maiores TE em cada grupo. Isso ocorre porque essas substâncias interagem através das pontes de hidrogênio, que são as forças intermoleculares mais intensas. As demais substâncias apresentam, em cada grupo, interações moleculares do mesmo tipo (dipolo-dipolo). Portanto, o tamanho das moléculas é o fator determinante das suas diferentes TE. POLARIDADE, FORÇAS INTERMOLECULARES E SOLUBILIDADE Vejamos uma situação comum: Uma maneira de explicar o fato de o óleo não se dissolver na água é considerarmos que os processos de dissolução estão associados às interações moleculares. O tipo de força intermolecular existente na água deve ser diferente da existente no óleo. Como sabemos que a água é uma substância polar, podemos concluir que as moléculas do óleo devem ser apolares, mesmo sem conhecer sua estrutura. Baseados nesse fato, podemos afirmar que: Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares. Substâncias apolares tendemPor que o gelo flutuaapolares. a se dissolver em solventes Thales Trigo 124 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Fotos: Thales Trigo Os derivados do petróleo, como o querosene, a gasolina, o óleo diesel e o óleo lubrificante, são formados por moléculas constituídas somente de carbono e hidrogênio, denominadas hidrocarbonetos. Todos eles são apolares, miscíveis entre si e imiscíveis com a água. Por que o gelo flutua Se colocarmos uma garrafa fechada de água líquida no congelador, essa garrafa pode estourar quando a água se solidifica. Isso ocorre porque uma mesma massa de água ocupa um volume maior no estado sólido, ou seja, o gelo tem uma densidade menor do que a água líquida. m m água líquida: dl = v gelo: ds = v’ em que: m constante; v ds. As moléculas de água no estado sólido formam uma estrutura aberta de forma hexagonal, com espaços vazios no seu interior. Esses espaços vazios não existem no líquido, que não apresenta um arranjo organizado. Jim Zuckerman/CORBIS átomo de oxigênio átomo de hidrogênio pontes de hidrogênio Uma das conseqüências dessa estrutura do gelo é a forma hexagonal dos flocos de neve e dos cristais de gelo. Esses flocos apresentam-se em grande variedade de formas, mas em todas elas o arranjo hexagonal e simétrico se repete. flocos de neve Unidade 5 — Ligações químicas 125 Dadas as substâncias representadas pelas moléculas: I C2H6 ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO II H3C — C — C — OH H2 H2 IV C3H8 III H2C — C — CH2 H2 OH OH a) indique o tipo de interação molecular existente nessas substâncias quando encontradas no estado líquido; b) em seguida, coloque as substâncias em ordem crescente de TE. SOLUÇÃO a) As substâncias I e IV são hidrocarbonetos (C e H) e, portanto, apolares; as interações intermoleculares existentes nessas substâncias são forças de Van der Waals do tipo dipolo induzido. Nas substâncias II e III notamos a presença de H ligado a O (grupo — OH) e, portanto, a interação intermolecular nessas substâncias é do tipo pontes de hidrogênio. b) As moléculas I e IV, por serem semelhantes, apresentam o mesmo tipo de força intermolecular e, para relacionarmos suas TE, devemos observar o tamanho da molécula. Considerando esse critério, percebe-se que a molécula IV é maior que a molécula I e, por isso, apresenta a maior TE, a qual será, porém, menor do que a TE das moléculas que apresentam pontes de hidrogênio. As moléculas II e III, por apresentarem H ligado a O, possuem pontes de hidrogênio; contudo, a molécula III apresenta maior número de ligações entre H e O, ou seja, pode efetuar maior número de pontes de hidrogênio e, portanto, apresentará maior TE. Logo, concluímos que a ordem crescente de TE é: I < IV < II piro > meta O prefixo orto é dispensável. O exemplo mais importante desse caso é o ácido fosfórico (H3PO4): 2 H3PO4 – 1 H2O: H3PO4 ácido fosfórico piro orto (padrão) meta H4P2O7 ácido pirofosfórico 1 H3PO4 – 1 H2O: HPO3 ácido metafosfórico 142 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS Além da classificação baseada na presença de oxigênio na molécula, os ácidos podem ser classificados segundo outros critérios: Número de hidrogênios ionizáveis Em função do número de íons H+ ou H3O+ liberados por molécula ionizada, os ácidos podem ser assim classificados: Monoácidos Nº de H por molécula ionizada + Diácidos 2 H+ Triácidos 3 H+ Tetrácidos 4 H+ 1 H+ • Nos hidrácidos, todos os hidrogênios presentes nas moléculas são ionizáveis. H — Cl HCl 1 H ionizável: monoácido H S H2S H 2 H ionizáveis: diácido H C HCN N 1 H ionizável: monoácido • Nos oxiácidos, são ionizáveis somente os hidrogênios ligados a átomos de oxigênio (O). O H — O — Cl O HClO4 1 H ionizável: monoácido O O H—O—S—O—H O H2SO4 2 H ionizáveis: diácido HNO3 1 H ionizável: monoácido O H—O—N O O O—H H3PO4 3 H ionizáveis: triácido H—O—P—O—H O H—O—P—O—H H H3PO3 2 H ionizáveis: diácido O H—O H—O—P—H H H3PO2 1 H ionizável: monoácido C=O H—O H2CO3 2 H ionizáveis: diácido Assim, em soluções aquosas, os ácidos podem liberar um ou mais íons H+ para cada molécula de ácido ionizado, e cada íon H+ liberado corresponde a uma etapa de ionização. Veja, por exemplo, a ionização do H2SO4: 1ª etapa: 2ª etapa: H2SO4 HSO 4 – água água água H+ H+ + HSO 4 + SO 4 2– 2– – Equação total: H2SO4 2 H+ + SO 4 Grau de ionização Grau de ionização de um ácido (α) é a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas. Para o cálculo dessa relação, usamos a seguinte expressão: nº de moléculas ionizadas α= nº de moléculas dissolvidas Unidade 6 — Funções inorgânicas 143 Veja o exemplo: • De cada 100 moléculas de HCl dissolvidas, 92 moléculas sofrem ionização: HCl α= 100 moléculas de HCl 92 H + água 92 Cl– H + + Cl– 92 = 0,92 100 8 HCl α = 92% Para comparar os graus de ionização (α), devemos medir a condutibilidade das soluções aquosas dos ácidos: fortes α 50% semifortes ou moderados 5% < α < 50% fracos α 5% Os hidrácidos mais conhecidos são assim classificados: fortes HCl, HBr, HI semifortes ou moderados HF fracos H2S, HCN A força dos oxiácidos pode ser determinada pela diferença (x) entre o número de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio ionizáveis. x = nº de átomos de O – nº de átomos de H ionizáveis Fortes Valor de x Exemplos 3 ou 2 HBrO4 H2SO4 Semifortes ou moderados 1 H3PO4 HNO2 Fracos 0 HClO H4SiO4 Observações: 1. O ácido carbônico (H2CO3), por ser um ácido instável, decompõe-se mais facilmente do que se ioniza, apresentando um pequeno grau de ionização. Assim, é considerado um ácido fraco, não seguindo a regra apresentada. H2O + CO2 2. O ácido acético (H3CCOOH) pode ser obtido a partir do álcool comum, o que acontece quando o vinho azeda. Esse ácido é o principal componente do vinagre e será estudado com detalhes em Química Orgânica. Veja sua fórmula estrutural e sua ionização: H3C — C O O—H água O H3C — C O – + H+ Como seu grau de ionização é 1,3%, ele é considerado um ácido fraco. 144 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Volatilidade Indica a maior ou menor facilidade com que os ácidos passam do estado líquido para o gasoso. • Voláteis: a grande maioria dos ácidos: HF, HCl, HCN, H2S, HNO3 etc. O ácido acético, componente do vinagre, é o ácido volátil mais comum no nosso dia-adia. Ao abrirmos um frasco com vinagre, logo percebemos seu cheiro característico. • Fixos: os dois ácidos pouco voláteis mais comuns são o H2SO4 e o H3PO4. Exercícios de classe 1. Escreva a fórmula dos seguintes ácidos: a) clorídrico; d) nítrico; b) sulfídrico; e) fosfórico; c) sulfúrico; f) carbônico. 2. Dê o nome dos seguintes ácidos e equacione suas ionizações: a) HBr; c) H2SO4; d) H3PO4. b) HNO2; 3. O elemento Cl, pertencente à família VIIA, forma o ácido perclórico: HClO4. Sabendo-se que o elemento Mn pertence à família VIIB, determine a fórmula do ácido permangânico. 4. Associe corretamente as duas colunas: I — H2SO4 a) hidrácido, monoácido, forte II — HI b) hidrácido, diácido, fraco III — HNO2 c) oxiácido, monoácido, forte IV — HClO4 d) oxiácido, diácido, forte V — H2S e) oxiácido, monoácido, semiforte 5. (UFCE) O esquema a seguir mostra a aparelhagem que pode ser utilizada para testar a força dos ácidos: Em qual das soluções, todas com mesma concentração e temperatura, a lâmpada apresenta maior brilho? a) HF. d) H4SiO4. e) HNO3. b) H2S. c) H3PO4. 6. (Cesgranrio-RJ — mod.) Com base na tabela de graus de ionização apresentada a seguir: Ácido HF HCl HCN H2SO4 H3PO4 Grau de ionização (α) 8% 92% 0,008% 61% 27% + G Indique a ordem crescente da força dos ácidos. ALGUMAS PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS Vimos algumas propriedades dos ácidos, como o seu sabor azedo e a sua condutibilidade elétrica em solução aquosa. Vamos abordar agora outras propriedades apresentadas por eles e que nos permitem identificá-los: Na figura ao lado, o rapaz encontra-se diante de dois copos idênticos, cada qual contendo a mesma quantidade de um líquido incolor. Em um dos copos foi colocada uma solução ácida e no outro, apenas água. Você aconselharia o rapaz a beber um dos líquidos para saber qual copo contém a solução ácida? Unidade 6 — Funções inorgânicas 145 1. Reação com metais Os ácidos reagem com muitos metais e, ao reagirem, produzem gás hidrogênio (H2) e um sal do metal. A reação entre o zinco e o ácido clorídrico pode ser representada pela equação: Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) hidrogênio coletado aqui O gás hidrogênio é incolor e inodoro; ele forma com o oxigênio do ar uma mistura explosiva. ácido clorídrico zinco Se colocarmos um palito de fósforo aceso à boca do tubo que contém hidrogênio, essa aproximação provocará uma pequena explosão devido à reação entre o hidrogênio contido no tubo e o oxigênio presente no ar: hidrogênio H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(v) A palavra hidrogênio significa “formador de água”. fósforo aceso Hidrogênio e oxigênio: reação explosiva. 2. Reação com carbonatos e bicarbonatos Carbonatos e bicarbonatos são ânions cujas fórmulas são, respectivamente, CO2– e 3 HCO– . Quando reagem com ácidos, esses ânions liberam gás carbônico. 3 Vamos ver algumas dessas reações: CaCO3(s) + 2 HCl(aq) carbonato de cálcio CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) NaHCO3(s) + HCl(aq) bicarbonato de sódio NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g) Se você recolher o gás carbônico em um tubo de ensaio e introduzir neste tubo um fósforo aceso, a chama apagará. Isso ocorre porque o CO2 não queima (não é combustível) nem alimenta combustão (não é comburente). 146 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 3. Ação sobre indicadores Indicadores são substâncias que mudam de cor em função de o meio ser ácido ou básico. n e u t r o ácido neutro básico ácido básico Um dos indicadores mais utilizados é o papel de tornassol (rosa ou azul), que em meio ácido apresenta coloração rósea e, em meio básico, coloração azul. Uma escala numérica, conhecida por escala de pH, indica se o meio é ácido ou básico, bem como a intensidade da força do ácido e da base. ácidos fortes têm pH de 0 a 1 0 1 2 3 4 5 soluções neutras têm pH = 7 6 7 8 9 10 11 bases fortes têm um pH máximo de 14 12 13 14 aumento da acidez aumento da basicidade PRINCIPAIS ÁCIDOS E SUAS APLICAÇÕES Ácido fluorídrico — HF Nas condições ambientes, é um gás incolor que tem a característica de corroer o vidro, quando em solução aquosa. Por esse motivo, em laboratórios, deve ser guardado em frascos plásticos. É usado para fazer gravações em cristais e vidros. Gravações em vidro de carro. Thales Trigo Ácido clorídrico — HCl O ácido clorídrico consiste no gás cloreto de hidrogênio dissolvido em água. Quando impuro, é vendido no comércio com o nome de ácido muriático, sendo usado principalmente na limpeza de pisos e de superfícies metálicas antes do processo de soldagem. estômago Cl– + Cl– – H H+ Cl– Cl – Cl + H Cl– H – + – + H Cl Cl + Cl– H+ Cl– H suco gástrico (contém HCl) O estômago secreta o ácido clorídrico, num volume aproximado de 100 mL, para auxiliar a digestão dos alimentos. Unidade 6 — Funções inorgânicas CEDOC 147 Ácido sulfídrico — H2S É um gás venenoso, incolor, formado na putrefação de substâncias orgânicas naturais que contenham enxofre, sendo responsável em grande parte pelo cheiro de ovo podre. Ao pressentirem o perigo, certos animais, como o gambá e a maritaca, liberam uma mistura de substâncias de odor desagradável, entre as quais o H2S. Delfim Martins/Pulsar Ácido cianídrico — HCN É o nome com que se indica uma solução aquosa do gás cianídrico, que é incolor, com cheiro característico de amêndoas amargas. Por ser muito venenoso, esse gás é utilizado nas execuções em câmara de gás. As folhas de mandioca, apesar de venenosas, podem ser utilizadas como alimento para o gado. Quando deixadas ao sol, liberam o gás cianídrico, tornando-se, assim, apropriadas para o consumo. Ácido carbônico — H2CO3 Christof Gunkel É um ácido fraco, extremamente instável, que se forma somente em equilíbrio dinâmico entre a água e o gás carbônico. CO2(g) + H2O(l) [H2CO3(aq)] H+ + HCO– (aq) 3(aq) O gás carbônico presente no ar atmosférico combina-se com a água da chuva, formando o H2CO3, mesmo em ambientes nãopoluídos e na ausência de relâmpagos, o que nos leva a concluir que toda chuva é ácida. O gás carbônico é um dos constituintes dos refrigerantes e das águas minerais gaseificadas. Ácido fosfórico — H3PO4 É usado na indústria de vidro, na tinturaria, nas indústrias de alimentos e na fabricação de fosfatos e superfosfatos usados como adubos (fertilizantes). O ácido fosfórico é utilizado na produção da Coca-Cola e de outros refrigerantes à base de cola (árvore da família das esterculiáceas, cuja semente contém alcalóides). Esse ácido é usado com três finalidades: • atribuir à bebida um sabor ácido (acidulante), • conservar o produto por mais tempo (conservante) e • aumentar a percepção do sabor doce. 148 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Coca-Cola desentope pias? É muito comum ouvirmos alguém indicar Coca-Cola para desentupir pias. Será que resolve? O prof. José Atílio Vanin, do Instituto de Química da Universidade de São Paulo, prestou alguns esclarecimentos sobre o assunto em matéria publicada no Jornal da USP. “Desentupir pias, a Coca-Cola não desentope, contrariando o dito popular. ‘A Coca-Cola é um extrato vegetal de composição variável, ao qual é adicionado ácido fosfórico em pequena quantidade, como conservante. A confusão se dá porque esse ácido é usado por fabricantes de material de limpeza, mas não faz mal ao ser humano. Nas reações químicas que ocorrem nas células, várias delas usam o fosfato, que é um componente do ácido fosfórico’, explica Vanin. A célula usa o fosfato no mecanismo de fornecimento de energia celular. Mas há uma ressalva: ‘O excesso de fosfato pode reagir com o cálcio, componente de ossos e dentes, e causar problemas ósseos ou dentários’. Nada além disso. Segundo o professor, também o excesso de absorção de carboidratos refinados pode causar cáries nos dentes.” Jornal da USP, 3 a 9 de setembro de 1998, p. 7. Ácido acético — H3CCOOH É um líquido incolor, de cheiro característico, e o principal componente do vinagre, que é uma solução aquosa que contém de 3 a 7% desse ácido. Vinagre: formado basicamente por ácido acético e água. Ácido sulfúrico — H2SO4 É o ácido mais importante economicamente, conhecido como “burro de carga” da indústria química. Na década de 60, o grau de desenvolvimento industrial de um país era avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele produzia e consumia. O maior consumo de ácido sulfúrico se dá na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio. É, ainda, utilizado nas indústrias petroquímicas, de papel, de corantes etc. e nos acumuladores de chumbo (baterias de automóveis). Uma das principais propriedades do ácido sulfúrico é sua ação oxidante e, principalmente, desidratante, quando concentrado. Assim, ele carboniza os hidratos de carbono, como os açúcares, o amido e a celulose, o que ocorre devido à desidratação desses materiais. C12H22O11 sacarose (açúcar comum) H2SO4 concentrado Sergio Luiz Pereira Produto da carbonização do açúcar comum pelo ácido sulfúrico. 12 C(s) + 11 H2O(v) carvão O ácido sulfúrico também faz parte da composição de um tipo de “chuva ácida” característica de ambientes poluídos. Christof Gunkel Unidade 6 — Funções inorgânicas 149 certo H2SO4 Observação: A dissolução do ácido sulfúrico concentrado em água libera uma grande quantidade de energia. Por esse motivo, em laboratório, para se diluir o H2SO4 devese adicioná-lo à água e nunca adicionar água a ele. errado H2O PERIGO H2O H2SO4 Ácido nítrico — HNO3 Depois do ácido sulfúrico, o ácido nítrico é o mais fabricado e consumido na indústria. À temperatura ambiente, é um líquido incolor e fumegante (volátil). Ataca com violência os tecidos animais e vegetais, produzindo manchas amareladas na pele. Seu manuseio, portanto, requer muito cuidado, pois seus vapores são muito tóxicos. Uma das mais importantes aplicações do ácido nítrico relaciona-se à fabricação de explosivos (TNT, nitroglicerina). Durante a ocorrência de chuvas acompanhadas de relâmpagos, mesmo em ambientes não-poluídos, o ácido nítrico pode formar-se, constituindo um tipo de chuva ácida. Clovis Ferreira / AE Exercícios de classe Para responder às questões de 1 a 3, considere as equações: Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) casca de ovo (CaCO3) mármore (CaCO3) Zn(s) + 2 H3CCOOH(aq) Zn (H3CCOO)2(aq) + H2(g) 1. Sabendo que o Mg se comporta da mesma maneira que o Zn, equacione sua reação com o ácido clorídrico e o ácido acético. 2. Nas reações mencionadas, a liberação de hidrogênio é fácil de ser percebida pela efervescência da solução. Na reação entre Zn ou Mg com o ácido clorídrico, a efervescência é mais acentuada. Dê uma explicação para esse fato. 3. Qual substância é liberada pelo escapamento de um carro cujo combustível usado seja o hidrogênio? Essa substância é considerada poluente? 4. Considere os experimentos da figura a seguir vinagre (H3CCOOH) ácido muriático (HCl) e responda: I — Em qual experimento ocorre efervescência? II — Qual o nome do gás liberado? (ENEM) Leia o texto a seguir e responda às questões 5 e 6. O suco extraído do repolho roxo pode ser utilizado como indicador do caráter ácido (pH entre 0 e 7) ou básico (pH entre 7 e 14) de diferentes soluções. Misturando-se um pouco de suco de repolho e da solução, a mistura passa a apresentar diferentes cores, segundo sua natureza ácida ou básica, de acordo com a escala abaixo. cor: vermelho rosa roxo azul verde amarelo pH: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 150 Algumas soluções foram testadas com esse indicador, produzindo os seguintes resultados: Material I – amoníaco II – leite de magnésia III – vinagre IV – leite de vaca Cor verde azul vermelho rosa PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 5. De acordo com esses resultados, as soluções I, II, III e IV têm, respectivamente, caráter: a) ácido, básico, básico, ácido. b) ácido, básico, ácido, básico. c) básico, ácido, básico, ácido. d) ácido, ácido, básico, básico. e) básico, básico, ácido, ácido. 6. Utilizando-se o indicador citado em sucos de abacaxi e de limão, pode-se esperar como resultado as cores: a) rosa ou amarelo. d) rosa ou vermelho. b) vermelho ou roxo. e) roxo ou azul. c) verde ou vermelho. 7. Estabeleça a relação correta entre os ácidos: f) H2S a) HNO3 g) HF b) H3CCOOH c) HCl h) H3PO4 d) HCN i) H2CO3 e) H2SO4 e os usos, as ocorrências e as características dadas no quadro a seguir: I — chuva ácida em ambiente não-poluído na ausência de raios e relâmpagos II — chuva ácida em ambiente não-poluído na presença de raios e relâmpagos III — chuva ácida em ambiente poluído IV — fertilizantes V — corrosão de vidro VI — VII — VIII — IX — X— XI — XII — XIII — XIV — XV — XVI — câmara de gás queimaduras na pele suco gástrico vinagre ácido muriático cheiro de ovo podre refrigerantes desidratante cheiro de amêndoas bateria de automóvel fabricação de explosivos 8. (Fuvest-SP) Reescreva a frase, completando-a: “A água da chuva em ambientes não-poluídos, na ausência de raios e relâmpagos, é ácida devido à dissolução do …., que dá origem ao ácido …. .” 9. (PUC-MG) A tabela a seguir apresenta algumas características e aplicações de alguns ácidos: Nome do ácido ácido muriático ácido fosfórico ácido sulfúrico ácido nítrico Aplicações e características limpeza doméstica e de peças metálicas (decapagem) usado como acidulante em refrigerantes, balas e goma de mascar desidratante, solução de bateria indústria de explosivos e corantes As fórmulas dos ácidos da tabela são, respectivamente: a) HCl, H3PO4, H2SO4, HNO3. b) HClO, H3PO3, H2SO4, HNO2. c) HCl, H3PO3, H2SO4, HNO3. d) HClO2, H4P2O7, H2SO3, HNO2. e) HClO, H3PO4, H2SO3, HNO3. Exercícios propostos 1. Escreva os nomes dos ácidos: I — HClO4; HClO3; HClO2; HClO. II — H2SO4; H2SO3. III — HNO3; HNO2. IV — H3PO4; H3PO3; H3PO2. V — H2CO3. 2. Sabendo que a fórmula do ácido fosfórico é H3PO4, determine as fórmulas dos ácidos pirofosfórico e metafosfórico. 3. O elemento S, pertencente à família VIA, forma o ácido sulfúrico, cuja fórmula é H2SO4. O elemento Cr, pertencente à família VIB, forma um ácido semelhante ao ácido sulfúrico: o ácido crômico. Sua fórmula é: d) HCr2O3. a) HCrO4. e) H2CrO4. b) H2CrO3. c) HCr2O4. 4. Considere as ionizações totais: I — HF A + F– II — H2S 2 H+ + B III — C 3 H+ + PO3– 4 IV — H4P2O7 D + P2O4– 7 Quais espécies químicas substituem corretamente as letras A, B, C e D? Unidade 6 — Funções inorgânicas 151 10. A nitroglicerina e o trinitrotolueno (TNT) são explosivos. Qual dos ácidos a seguir é utilizado na produção desses explosivos? a) HCN. b) HNO2. c) HNO3. 11. (Fuvest-SP) a) Qual o nome do produto de uso doméstico que contém ácido acético? b) Indique quatro espécies químicas (íons, moléculas) que existem em uma solução aquosa de ácido acético (H3CCOOH). 12. (UECE) O sistema a seguir mostra a ocorrência de reação química entre um ácido e um metal, com liberação do gás X. rolha com tubo de vidro mangueira de borracha tubo de vidro gás X 5. Classifique os ácidos a seguir levando em conta a presença ou não de oxigênio, o número de hidrogênios ionizáveis e a sua força. a) Nítrico. c) Sulfídrico. b) Sulfuroso. d) Fosfórico. 6. (UFSC) Considerando-se, exclusivamente, a diferença entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios ionizáveis, em cada ácido, indique o(s) par(es) a seguir em que o ácido à esquerda é mais forte que o ácido à direita. a) H3BO3 e HNO3. b) HClO4 e H2SO4. c) HClO4 e HClO. d) H3PO4 e HNO3. e) H3PO2 e HBrO4. f) H2SO4 e HClO. 7. (UFPE) Vinagre caseiro é essencialmente uma solução de ácido acético a 4% em água. Esta solução, diferentemente de água pura, conduz eletricidade razoavelmente bem. O vinagre pode ilustrar algumas idéias importantes, tais como: a) substâncias covalentes nunca dão origem a íons. b) o ácido acético pode dar origem a íons. c) o ácido acético não interage quimicamente com a água. d) a água é uma substância covalente e o ácido acético é um composto iônico. e) a água e o ácido acético são substâncias polares. 8. (USJT-SP) O ácido cianídrico é o gás de ação venenosa mais rápida que se conhece: uma concentração de 0,3 mg por litro de ar é imediatamente mortal. É o gás usado nos estados americanos do Norte, que adotam a pena de morte por câmara de gás. A primeira vítima foi seu descobridor, Carl Wilhelm Scheele, que morreu ao deixar cair um vidro contendo solução de ácido cianídrico, cuja fórmula molecular é: a) HCOOH. b) HCN. c) HCNS. d) HCNO. e) H4Fe(CN)6. 9. (FAAP-SP) O vinagre tem caráter ácido, pois nele encontramos, predominantemente: a) ácido sulfúrico. b) ácido acético. c) ácido carbônico. d) ácido nítrico. e) ácido sulfônico. d) H3PO4. e) H3CCOOH. HCl(aq) béquer com solução concentrada de detergente pregos O gás X, liberado neste sistema, é o: a) O2. b) Cl2. c) O3. d) H2. 13. É conveniente armazenar ácido sulfúrico em frasco feito de ferro? Justifique. 14. (UFU-MG) Um comprimido efervescente antiácido é em geral uma mistura sólida de bicarbonato de sódio, carbonato de sódio, ácido cítrico e às vezes ácido acetilsalicílico ou sulfato de magnésio. Ao ser colocado em água, o gás que se desprende durante a efervescência é o: d) CO. a) H2. b) O2. e) CO2. c) OH. 15. (Unesp-SP) Quando se coloca ácido clorídrico sobre uma concha do mar, ela é totalmente dissolvida e há desprendimento de um gás. Este gás é o mesmo que é exalado na respiração animal. Portanto, o sal insolúvel que constitui a carapaça da concha do mar é: a) b) c) d) e) CaCO3. CaSO4. CaF2. Ca(NO3)2. Ca(OH)2. 152 Para responder às questões 16 e 17, considere as informações no quadro abaixo e o experimento representado na figura a seguir: • Hidrogênio (representado em negrito) que se ioniza (sai) de um ácido: HCl e H3CCOOH • Reação entre HCl e bicarbonato de sódio (NaHCO3): NaHCO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 18. Qual amostra pode ser a água pura? 19. Identifique as amostras ácidas e básicas. Quais delas correspondem às amostras de caráter ácido e básico mais acentuados (mais fortes)? 20. (ENEM) Numa rodovia pavimentada, ocorreu o tombamento de um caminhão que transportava ácido sulfúrico concentrado. Parte da sua carga fluiu para um curso d’água nãopoluído que deve ter sofrido, como conseqüência, I — mortalidade de peixes acima da normal no local do derrame de ácido e em suas proximidades; II — variação do pH em função da distância e da direção da corrente de água; III — danos permanentes na qualidade de suas águas; IV — aumento momentâneo da temperatura da água no local do derrame. É correto afirmar que, dessas conseqüências, apenas podem ocorrer: a) b) c) d) e) I e II. II e III. II e IV. I, II e IV. II, III e IV. vinagre fermento químico NaHCO3 16. Equacione a reação que ocorre entre o vinagre e o fermento. 17. Por que a vela apagou? Use a tabela ao lado para responder às questões 18 e 19. Amostras suco gástrico lágrima saliva café leite de magnésia limpa-forno cerveja líquido X líquido Y pH 2,0 7,4 6,8 5,0 10,0 14,0 3,0 7,0 8,2 BASES OU HIDRÓXIDOS Uma das características das bases é seu sabor adstringente, que “amarra” a boca. Naturalmente, esse não é um bom método para identificar uma base, por ser extremamente perigoso. Eric and David Hosking/CORBIS Se entrarmos em uma caverna e sentirmos cheiro de amônia, podemos afirmar que tal caverna é habitada por morcegos. A amônia — única base volátil — é liberada das excreções desses animais. A primeira definição de base (também chamada álcali) foi dada por Arrhenius: Base é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação, liberando como único tipo de ânion o OH–. Unidade 6 — Funções inorgânicas 153 NOMENCLATURA DAS BASES Para a nomenclatura das bases, pode-se utilizar a seguinte regra: (nome do cátion) Hidróxido de ……………………………….. 123 123 123 Veja os exemplos: Hidróxido de sódio: cátion: Na+ (sódio) ânion: OH– (hidróxido) cátion: Ca2+ (cálcio) ânion: OH– (hidróxido) Na+OH– ⇒ NaOH Ca2+(OH –)2 ⇒ Ca(OH)2 Al3+(OH –)3 ⇒ Al(OH)3 Hidróxido de cálcio: Hidróxido de alumínio: cátion: Al3+ (alumínio) ânion: OH– (hidróxido) Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes eletrovalências (cargas), acrescenta-se ao final do nome, em algarismos romanos, o número da carga do íon. Outra maneira de dar nome é acrescentar o sufixo -oso ao íon de menor carga, e -ico ao íon de maior carga. ferro Fe2+: Fe(OH)2 — hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso Fe3+: Fe(OH)3 — hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico CLASSIFICAÇÃO DAS BASES As bases podem ser classificadas segundo três critérios: Número de hidroxilas Em função do número de grupos OH– liberados por fórmula, as bases podem ser classificadas como: Monobases Nº de OH por fórmula – Dibases 2 OH – Tribases 3 OH – Tetrabases 4 OH– Pb(OH)4 1 OH – Exemplo NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 Veja alguns exemplos de equações de dissociação de bases: KOH Ca(OH)2 H2O H2O K+ + OH– 2 OH– Ca2+ + Solubilidade em água O esquema a seguir mostra a variação genérica da solubilidade das bases em água. Solubilidade das bases em água ordem crescente metais alcalinos solúveis metais > > metais > metais alcalino-terrosos pouco solúveis outros > outros metais praticamente insolúveis 154 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL A única base que não apresenta metal em sua fórmula é o hidróxido de amônio (NH4OH), que existe apenas em solução aquosa e, portanto, é uma base solúvel. O hidróxido de amônio pode ser obtido borbulhando-se gás amônia (NH3) em água, onde ocorre a ionização do gás. NH3(g) + H2O(l) Observação: As bases Be(OH)2 e Mg(OH)2, por apresentarem solubilidade muito pequena, são consideradas praticamente insolúveis. NH4OH(aq) NH 4(aq) + OH (aq) + – A força ou o grau de dissociação A força das bases pode ser relacionada com a sua solubilidade: quanto maior for a solubilidade de uma base, maior será o seu grau de dissociação e ela será considerada uma base forte. No entanto, se a base for pouco solúvel, o seu grau de dissociação será menor e ela será considerada fraca. base solúvel elevado grau de dissociação baixo grau de dissociação base forte (bons eletrólitos) base fraca (maus eletrólitos) base praticamente insolúvel O hidróxido de amônio (NH4OH), que é uma base proveniente de substância molecular — a amônia (NH3(g)) — e não de metal, contraria essa regra, pois, embora se dissolva facilmente em água, ela apresenta um grau de ionização muito pequeno. Logo, o hidróxido de amônio é a única base solúvel e fraca. Assim, temos: • Bases fortes: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2. • Bases fracas: NH4OH e bases dos demais metais. ALGUMAS PROPRIEDADES DAS BASES 1. Ação sobre indicadores Como já vimos, tanto os ácidos como as bases alteram a cor de um indicador. A maioria dos indicadores usados em laboratório são artificiais; porém, alguns são encontrados na natureza, como o tornassol, que é extraído de certos liquens. No nosso dia-a-dia, encontramos esses indicadores presentes em várias espécies: no repolho roxo, na beterraba, nas pétalas de rosas vermelhas, no chá-mate, nas amoras etc., sendo sua extração bastante fácil. CEDOC A maceração de uma folha de repolho roxo, seguida de sua diluição em água, permite obter uma solução roxa que mudará de cor tanto na presença de um ácido como na de uma base. O suco de repolho apresenta coloração vermelha em meio ácido e verdeamarelada em meio básico. CEDOC Unidade 6 — Funções inorgânicas 155 A tabela a seguir mostra os indicadores mais usados em laboratórios e as cores que adquirem, se em presença de um ácido ou de uma base. Tornassol Ácido Base rosa azul Fenolftaleína incolor vermelho Alaranjado de metila vermelho amarelo Azul de bromotimol amarelo azul 2. Reações com ácidos Como já sabemos: ácido H2O H+ + ânion base H2O OH– + cátion Christof Gunkel Portanto, se misturarmos um ácido e uma base, os íons H+ e OH– interagem, produzindo água (H2O). Essa reação é denominada neutralização. O cátion da base e o ânion do ácido darão origem a um sal, num processo chamado salificação. Uma das substâncias usadas para combater a azia — excesso de ácido clorídrico — é o leite de magnésia (Mg(OH)2). Exercícios de classe 1. (USJT-SP) Sabor adstringente é o que percebemos quando comemos uma banana verde (não-madura). Que substância a seguir teria sabor adstringente? a) CH3COOH c) Al(OH)3 e) H3PO4 b) NaCl d) C12H22O11 2. Considere os seguintes cátions: Na+, Ag+, Sr2+, Al3+, NH+ . Escreva as fórmulas das suas 4 bases e seus respectivos nomes. 3. Dada a seguinte nomenclatura: a) hidróxido ferroso ou ferro II; b) hidróxido cuproso ou cobre I; c) hidróxido de magnésio; d) hidróxido de potássio; e) hidróxido plúmbico ou chumbo IV; f) hidróxido plumboso ou chumbo II; escreva as fórmulas das bases e classifiqueas de acordo com o número de OH–. 4. As equações a seguir mostram a dissociação, em água, dos hidróxidos de sódio e de alumínio: • Hidróxido de sódio NaOH Na+ + OH– • Hidróxido de alumínio Al(OH)3 Al3+ + 3 OH– Equacione as dissociações, em água, dos seguintes hidróxidos: a) Hidróxido de lítio. b) Hidróxido de estrôncio. c) Hidróxido de ferro II. d) Hidróxido de ferro III. 5. O esquema mostra uma aparelhagem utilizada para testar a força de eletrólitos: + G água Quando uma substância X é adicionada ao frasco com água, verificamos que, dependendo da natureza de X, podem ocorrer três fenômenos: 156 • a lâmpada acende com brilho intenso; • a lâmpada acende com brilho fraco; • a lâmpada não acende. Considere que X seja hidróxido de: a) amônio; b) sódio; c) potássio; d) cálcio; e) bário; f) magnésio; g) prata; h) ferro II; i) ferro III. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 6. (Fuvest-SP) Verifica-se alteração na cor do chámate ao se adicionarem gotas de limão. a) Como isso se explica? b) Como retornar à cor original? Conselho: não beba o chá ao fim da experiência! 7. (FAAP-SP) O creme dental é básico, porque: a) produz dentes mais brancos. b) a saliva é ácida. c) tem gosto melhor. d) se fosse ácido, iria corroer o tubo (bisnaga). e) produz mais espuma. Escreva suas fórmulas e indique o comportamento da lâmpada em cada um dos casos. PRINCIPAIS BASES E SUAS APLICAÇÕES Hidróxido de sódio — NaOH O hidróxido de sódio é conhecido por soda cáustica, cujo termo cáustica significa que pode corroer ou, de qualquer modo, destruir os tecidos vivos. É um sólido branco, cristalino e higroscópico, ou seja, tem a propriedade de absorver água. Por isso, quando exposto ao meio ambiente, ele se transforma, após certo tempo, em um líquido incolor. As substâncias que têm essa propriedade são denominadas deliquescentes. Quando preparamos soluções concentradas dessa base, elas devem ser conservadas em frascos plásticos, pois lentamente reagem com o vidro. Tais soluções também reagem com óleos e gorduras e, por isso, são muito utilizadas na fabricação de sabão e de produtos para desentupir pias e ralos. óleo ou gordura + NaOH Sabão. ∆ Christof Gunkel sabão + glicerina Hidróxido de cálcio — Ca(OH)2 O hidróxido de cálcio é conhecido como cal hidratada, cal extinta ou cal apagada. Nas condições ambientes, é um sólido branco, pouco solúvel em água. Sua solução aquosa é chamada água de cal, e a suspensão de Ca(OH)2 é chamada leite de cal. É utilizado nas pinturas a cal (caiação) e na preparação de argamassa. Argamassa. Hidróxido de magnésio — Mg(OH)2 O hidróxido de magnésio é um sólido branco, pouco solúvel em água. Quando disperso em água, a uma concentração de aproximadamente 7% em massa, o hidróxido de magnésio origina um líquido branco e espesso que contém partículas sólidas misturadas à água. A esse líquido damos o nome de suspensão, sendo conhecido também por leite de magnésia, cuja principal aplicação consiste no uso como antiácido e laxante. Patrick Luethy/Stock Photos Unidade 6 — Funções inorgânicas 157 CEDOC Hidróxido de amônio — NH4OH O hidróxido de amônio não existe isolado. Ele é obtido quando borbulhamos amônia (NH3) em água, o que origina uma solução comercializada como amoníaco. NH3(g) + H2O(l) NH 4(aq) + OH (aq) + – A amônia é um gás incolor, de cheiro irritante, presente numa mistura chamada inalador de amônia, usada para restabelecer pessoas desmaiadas. A amônia é utilizada na produção de ácido nítrico, o qual é aplicado na fabricação de fertilizantes e explosivos. A amônia é de importância fundamental para a humanidade, pois a partir dela são produzidos fertilizantes, os quais permitem o aumento da produção de alimentos. A amônia é produzida industrialmente a partir da seguinte reação: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Essa amônia é utilizada, por exemplo, na produção de nitrato de amônio — sal presente na maioria dos fertilizantes. Como já vimos, na natureza a amônia é formada pela decomposição de excreções de animais. Essa amônia faz parte do denominado ciclo do nitrogênio, como mostra a figura a seguir. As leguminosas utilizam o N2 diretamente do ar bactérias desnitrificantes N2 no ar N2 é transformado em ácido nítrico pelos relâmpagos absorvidos pelas raízes bactérias nitratos e compostos de amônio no solo plantas usam nitrogênio para produzir proteínas excreções de animais e animais mortos plantas morrem animais comem plantas animais usam nitrogênio para produzir proteínas 158 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Exercícios de classe 1. O desentupimento de ralos e pias pode ser feito usando-se uma determinada substância X, que tem a propriedade de transformar em sabão a gordura responsável pelo entupimento. Dê o nome e a fórmula da substância X e indique um método para sua obtenção. 2. Faça a associação correta: I — soda cáustica II — Ajax — Fúria III — cal apagada IV — leite de magnésia A— B— C— D— Ca(OH)2 NH4OH Mg(OH)2 NaOH Qual dos frascos, quando aberto, irá exalar um odor característico? a) I. b) II. c) III. d) IV. e) V. 4. (PUC-RS) A soda cáustica se comporta diante da fenolftaleína do mesmo modo que: a) o amoníaco. b) a água da chuva. c) a urina. d) os refrigerantes gaseificados. e) o suco de laranja. 5. (UEPI) O sangue de diabo é um líquido vermelho que logo se descora ao ser aspergido sobre um tecido branco. Para prepará-lo, adiciona-se NH4OH em água, contendo algumas gotas de fenolftaleína. A cor desaparece porque: a) o tecido branco reage com a solução formando o ácido amoníaco. b) a fenolftaleína evapora. c) a fenolftaleína reage rapidamente com o NH4OH. d) o NH3 logo evapora. e) a solução é assim denominada devido à sua alta viscosidade. 3. Considere as seguintes soluções aquosas: KOH NH4OH NaOH I II III Ca(OH)2 Ba(OH)2 IV V Exercícios propostos 1. (FEEQ-CE) A formação de hidróxido de alumínio resultante da reação de um sal desse metal com uma base pode ser representada por: a) Al+ + OH– b) Al2+ + 2 OH– c) Al3+ + 3 OH– d) Al4+ + 4 OH– e) Al5+ + 5 OH– Al(OH) Al(OH)2 Al(OH)3 Al(OH)4 Al(OH)5 3. Faça a associação correta: I — KOH II — AgOH III — NH4OH A — base fraca praticamente insolúvel. B — base fraca solúvel. C — base forte solúvel. 2. (UFPA) Entre as bases dadas a seguir, indique quais são praticamente insolúveis em água: I — KOH II — Mg(OH)2 III — NaOH a) V e VI. b) IV e VI. c) II, III, IV. IV — Al(OH)3 V — Fe(OH)2 VI — LiOH d) II, IV, V. e) I, III, VI. 4. (Fuvest-SP) “Sangue de diabo” é um líquido vermelho que logo se descora ao ser aspergido sobre roupa branca. Para preparar sangue de diabo, adiciona-se fenolftaleína a uma solução do gás NH3 em água. a) Por que o sangue de diabo é vermelho? b) Explique por que a cor desaparece. Unidade 6 — Funções inorgânicas 159 a) b) c) d) e) absorve a água da atmosfera. reage com o oxigênio do ar. combina-se com o hidrogênio do ar. reage com o nitrogênio do ar. produz água ao decompor-se. 5. (Vunesp-SP) Uma dona de casa fez a seguinte seqüência de operações: 1º) colocou em água folhas de repolho picado; 2º) depois de algum tempo, despejou a água, que apresentava cor roxa, em dois copos; 3º) adicionou vinagre em um copo e a cor tornou-se avermelhada; 4º) adicionou leite de magnésia no outro copo e a cor tornou-se verde. Quais os nomes dos processos de separação empregados nas operações 1 e 2? Qual o nome da substância que dá coloração ao repolho e à água e que muda de cor conforme a acidez ou a basicidade do meio? 6. O diagrama a seguir mostra a variação do pH bucal durante determinado período do dia. Observe que, durante e logo após as refeições, o meio se torna ácido. Isto ocorre porque os açúcares, bem como outros componentes da alimentação, originam ácidos, os quais podem causar cáries. PH alcalino ph = 7 (neutro) ácido 9. Estabeleça a relação correta entre as bases dadas a seguir: I — NaOH II — Mg(OH)2 III — Ca(OH)2 IV — NH4OH e os usos e as ocorrências de cada uma: a) Antiácido estomacal. b) Ajax, Fúria etc. c) Fabricação de sabão. d) Utilizada pelos pedreiros. 10. (UFRS) Aos frascos A, B e C, contendo soluções aquosas incolores de substâncias diferentes, foram adicionadas gotas de fenolftaleína. Observou-se que só o frasco A passou a apresentar coloração rósea. Identifique a alternativa que indica substâncias que podem estar presentes em B e C. a) b) c) d) e) NaOH e NaCl. H2SO4 e HCl. NaOH e Ca(OH)2. H2SO4 e NaOH. NaCl e Mg(OH)2. 50 ml 40 11. Considere o seguinte esquema: 8h 9h 10 h 11 h 12 h 13 h 14 h ácido vermelho triturado + H2O repolho roxo 30 20 10 base verdeamarelada Indique se o pH é maior, menor ou igual a 7 nos seguintes horários: I — 8h20 II — 10h III — 12h IV — 13h30 7. (Fuvest-SP) Identifique a alternativa que apresenta dois produtos caseiros com propriedades alcalinas (básicas): a) Detergente e vinagre. b) Sal e coalhada. c) Leite de magnésia e sabão. d) Bicarbonato e açúcar. e) Coca-Cola e água de cal. 8. (Fuvest-SP) Nas condições ambientes, pastilhas de hidróxido de sódio, expostas ao ar durante várias horas, transformam-se em um líquido claro. Este fenômeno ocorre porque o hidróxido de sódio: Determine a cor que a solução de repolho roxo apresentará na presença de: a) suco de laranja; b) soda limonada; c) vinagre; d) soda cáustica; e) leite de magnésia; f) Ajax. 12. (PUC-MG) Urtiga é o nome genérico dado a diversas plantas da família das urticáceas, cujas folhas são cobertas de pêlos finos, os quais liberam ácido fórmico (H2CO2) que, em contato com a pele, produz uma irritação. Dos produtos de uso doméstico a seguir, o que você utilizaria para diminuir essa irritação é: a) vinagre. b) sal de cozinha. c) óleo. d) coalhada. e) leite de magnésia. 160 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Faça você mesmo “Sangue de diabo” Antigamente, no Carnaval, as crianças costumavam jogar na roupa das pessoas uma mistura preparada em casa, chamada sangue de diabo. Essa solução aquosa de cor avermelhada, ao atingir a roupa, produzia uma mancha vermelha, dando a impressão de que a peça de roupa havia sido danificada. Porém, após certo tempo, a mancha desaparecia. O sangue de diabo era preparado assim: • 20 mL de NH4OH(aq) (hidróxido de amônio) • 1 comprimido de Lactopurga, que contém o indicador fenolftaleína • 0,5 L de água O Lactopurga e o NH4OH(aq) você pode adquirir numa farmácia. Faça o sangue de diabo, brinque com seus amigos e explique o que acontece: a) quando se adiciona o NH4OH(aq) ao Lactopurga ou fórmula 46 (homeopatia Almeida Prado); b) quando a mancha rósea no tecido fica incolor novamente; c) quando o tecido é lavado com sabão e volta a apresentar coloração rósea. SAIS Os sais geralmente apresentam sabor salgado e são sólidos, pois são compostos iônicos. Para muitas pessoas, a palavra sal está associada apenas ao conhecido “sal de cozinha”, e, por esse motivo, relacionam sal à cor branca. No entanto, os sais podem ser encontrados em diferentes cores. Stock Photos Stock fotos Exemplos de sais coloridos: à esquerda, o dicromato de potássio; à direita, o sulfato de níquel. No mar existem vários sais dissolvidos, tais como cloreto de sódio, cloreto de magnésio, sulfato de magnésio etc. Também podemos encontrar sais não-dissolvidos na água, como, por exemplo, o carbonato de cálcio, que forma os corais e as conchas. Segundo Arrhenius: Sal é toda substância que, em solução aquosa, sofre dissociação, liberando pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH– ou O2–. CaSO4(s) água Ca2+ + 2– SO 4 Unidade 6 — Funções inorgânicas 161 NOMENCLATURA DOS SAIS A nomenclatura dos sais é obtida a partir da nomenclatura do ácido que originou o ânion participante do sal, pela mudança de sufixos. Assim, temos: sufixo do ácido -ídrico -ico -oso -ato -ito sufixo do ânion -eto Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o seguinte esquema: nome do sal Veja alguns exemplos: Ácido de origem HCl clor ídrico H2SO4 sulfúr ico HNO2 nitr oso Ânion Cl clor eto SO2– 4 NO– 2 sulf ato nitr ito – ⇒ nome do ânion de nome do cátion Cátion Na Ca Al + 2+ Sal NaCl cloreto de sódio CaSO4 sulfato de cálcio Al(NO2)3 nitrito de alumínio 3+ Pode-se também formular e dar nomes aos sais de outra maneira. Para tanto, devese consultar tabelas de cátions e ânions. Nas tabelas a seguir, apresentamos alguns deles: Ânions acetato: H3CCOO brometo: Br– cloreto: Cl – hipocloreto: ClO– – nitrito: NO2 – – bicarbonato: HCO 3 2– carbonato: CO 3 – bissulfato: HSO4 cianeto: CN– 3– fosfato: PO 4 – nitrato: NO3 4– pirofosfato: P2O 7 2– fluoreto: F– iodeto: I – – permanganato: MnO4 sulfato: S O4 2– sulfeto: S2– Cátions +1 +2 +3 + Li , Na , K+, Ag+, NH 4 , Cu+ + + sulfito: S Mg2+, Ca2+, Ba2+, Zn2+, Cu2+, Fe2+ Al3+, Fe3+ Vejamos alguns exemplos de como utilizar as tabelas: 1. Determinação da fórmula a partir do nome do sal. Exemplo: carbonato de cálcio 2– ânion: carbonato — CO 3 cátion: sódio — Na+ 123 2– Na + CO 3 ⇒ Na2CO3 2 1 2. Determinação do nome a partir da fórmula do sal. Exemplo: Fe2(SO4)3 123 Fe 3+ 2 (SO 4) 2– 3 cátion: Fe 3+ 2– ânion: SO4 Assim, o nome do sal é sulfato de ferro III ou sulfato férrico. 162 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS A natureza dos íons • Sal neutro: é um sal cujo ânion não possui hidrogênio ionizável (H+) e também não apresenta o ânion OH–. Exemplos: NaCl, BaSO4. • Hidrogeno-sal ou sal ácido: é um sal que apresenta dois cátions, sendo um deles o H+ (hidrogênio ionizável), e somente um ânion. 123 ++ 2– CO3 Na H = NaHCO3 carbonato (mono) ácido de sódio (mono) hidrogeno-carbonato de sódio bicarbonato de sódio • Hidróxi-sal ou sal básico: é um sal que apresenta dois ânions, sendo um deles o OH– (hidroxila), e somente um cátion. Na nomenclatura desses sais, devem-se indicar a presença e a quantidade de grupos OH–, de maneira semelhante aos sais que apresentam grupos H+. Assim, temos: Ca2+(OH)–Cl– = Ca(OH)Cl { cloreto (mono) básico de cálcio (mono) hidroxicloreto de cálcio • Sal duplo ou misto: é um sal que apresenta dois cátions diferentes (exceto o hidrogênio ionizável H+) ou dois ânions diferentes (exceto a hidroxila OH–). Nesse caso, a nomenclatura pode ser feita utilizando-se o seguinte esquema: sal com dois cátions nome do ânion nome dos cátions ……………………… de ……………………… Na+Li+SO 2– = NaLiSO4 sulfato de sódio e lítio 4 sal com dois ânions nome dos ânions nome do cátion ……………………… de ……………………… Ca2+Cl –ClO– = Ca(Cl)ClO hipoclorito cloreto de cálcio • Sal hidratado: apresenta, no retículo cristalino, moléculas de água em proporção definida. A água combinada dessa maneira chama-se água de cristalização, e a quantidade de moléculas de água é indicada, na nomenclatura do sal, por prefixos. Exemplos: — CuSO4 · 5 H2O = sulfato de cobre II penta-hidratado — CaSO4 · 2 H2O = sulfato de cálcio di-hidratado A solubilidade em água Em termos práticos, esse é o critério mais importante para a classificação dos sais. A tabela a seguir indica a solubilidade em água (a 25 ºC e 1 atm) das substâncias. Unidade 6 — Funções inorgânicas 163 Solubilidade em água Insolúveis (como regra) sulfetos (S2–) 2– carbonatos (CO 3 ) Solubilidade em água Solúveis (como regra) nitratos (NO – ) 3 acetatos (CH3 — COO–) cloretos (Cl–) brometos (Br–) iodetos (I–) sulfatos (SO 2–) 4 Insolúveis (principais exceções) — Ag+, Pb2+, Hg 2+ 2 Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ Solúveis (principais exceções) metais alcalinos, alcalino-terrosos e amônio (NH +) 4 metais alcalinos e amônio (NH +) 4 metais alcalinos e amônio (NH +) 4 fosfatos (PO 3–) 4 Observações: 1. Quando se diz que um sal é insolúvel, na verdade se quer dizer que sua solubilidade em água é muito pequena, pois nenhuma substância é totalmente insolúvel. + 2. Todos os sais de metais alcalinos e amônio (NH4 ) são solúveis. 3. Os sais insolúveis sofrem pequena dissociação iônica, por isso originam soluções com pequena quantidade de íons, sendo considerados maus eletrólitos. ✔ SOLUÇÃO + EXERCÍCIO RESOLVIDO O minério conhecido por brazilianita apresenta a seguinte fórmula: NaAl3(PO4)2(OH)x. Qual é a quantidade de hidroxila (OH–) por fórmula desse minério? carga total de cátions 3+ = carga total de ânions –3 – Na + 3 Al + 10 = NaAl3(PO4)2(OH)4 2 PO4 + x OH (–6) + (–x) ⇒ x=4 Exercícios de classe 1. Considere os íons cátions: Na , Ca + 2+ , Al 3+ 3– ânions: Cl–, CO3 , PO4 2– e escreva as fórmulas dos seguintes sais: cloreto de sódio, cloreto de cálcio, carbonato de sódio, carbonato de alumínio, fosfato de cálcio e fosfato de alumínio. 2. (MACK-SP) Identifique o item que contém apenas sais: a) H2O2, Fe2O3, NaOH. b) NaCl, CaCO3, KMnO4. c) H2S, HCN, Al2O3. d) CaCl2, Ba(BrO)2, Zn(OH)2. e) KOH, NaBr, CaCO3. 164 3. (Unifor-CE) Os íons Ca2+, ClO– e Cl – compõem o sal de fórmula: a) Ca(ClO)Cl. d) Ca2(ClO)2Cl. e) Ca(ClO)2(Cl)2. b) Ca(ClO)Cl2. c) Ca(ClO)2Cl. 4. (Unicamp-SP) Freqüentemente tem-se recorrido à exumação de ossadas para investigação policial e arqueológica. Os ossos que restaram após um longo período de sepultamento resistiram à ação do tempo por serem constituídos, principalmente, por um tipo de fosfato de cálcio, muito estável, de fórmula genérica Ca10(PO4)6(OH)x. a) Qual o nome do elemento químico que, no composto anteriormente citado, aparece na forma de cátion? b) Consulte a tabela periódica e indique outro elemento que poderia substituir o cátion do referido composto. c) Determine o valor de x indicado na fórmula. Lembre-se de que a fórmula do ácido fosfórico é H3PO4. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 5. (UFRS) No processo de produção do sal refinado, a lavagem do sal marinho provoca a perda do iodo natural, sendo necessário, depois, acrescentá-lo na forma de iodeto de potássio. Outra perda significativa é a de íons magnésio, presentes no sal marinho na forma de cloreto de magnésio e sulfato de magnésio. Durante este processo são também adicionados alvejantes, como o carbonato de sódio. As fórmulas representativas das substâncias destacadas no texto anterior são, respectivamente: a) KI, MgCl, MgSO4 e NaCO3. b) K2I, MgCl2, Mg2SO4 e Na2CO3. c) K2I, Mg2Cl, MgSO4 e Na(CO3)2. d) KI, MgCl2, MgSO4 e Na2CO3. e) KI2, Mg2Cl, Mg(SO4)2 e Na3CO3. 6. (UEL-PR) Quantos elementos químicos compõem o sulfato cúprico pentaidratado? a) 7. d) 4. b) 6. e) 3. c) 5. APLICAÇÕES DE ALGUNS SAIS l Cloreto de sódio — NaCl É obtido pela evaporação da água do mar. É o principal componente do sal de cozinha, usado na nossa alimentação. No sal de cozinha, além do NaCl, existem outros sais, como os iodetos ou iodatos de sódio e potássio (NaI, NaIO3; KI, KIO3), cuja presença é obrigatória por lei. Sua falta pode acarretar a doença denominada bócio, vulgarmente conhecida como papo. O sal de cozinha pode ser utilizado na conservação de carnes, de pescados e de peles. Na Medicina, é utilizado na fabricação do soro fisiológico, que conMulher com bócio. siste numa solução aquosa com 0,92% de NaCl. No combate à desidratação, é um dos componentes do soro caseiro: uma mistura de meio copo de água, uma colher de açúcar e duas colheres de sal de cozinha. O cloreto de sódio é a principal matéria-prima do processo de produção da soda cáustica (NaOH). Earl & Nazima Kowall/Corbis Fluoreto de sódio — NaF O fluoreto de sódio é usado como anticárie, pois inibe a desmineralização dos dentes, tornando-os menos suscetíveis à cárie. Unidade 6 — Funções inorgânicas 165 Prevenção contra cáries O esmalte dos dentes contém um mineral chamado hidroxiapatita — Ca5(PO4)3OH. Os ácidos presentes na boca, ao reagirem com esse mineral, provocam o desgaste do esmalte dos dentes, o que pode levar à formação de cáries. Com a finalidade de prevenir contra as cáries, muitos cremes dentais contêm fluoreto de sódio, que reage com a hidroxiapatita, formando a fluorapatita — Ca5(PO4)3F. Essa substância adere ao esmalte, dando-lhe mais resistência ao ataque dos ácidos produzidos quando bactérias presentes na boca metabolizam restos de alimentos. Em muitas cidades, é comum a adição de fluoretos (em quantidade adequada) à água tratada para o consumo humano. Esse procedimento tem se mostrado eficiente na prevenção contra as cáries. Nitrato de sódio — NaNO3 Esse sal é conhecido como salitre do Chile, sendo muito utilizado na fabricação de fertilizantes (adubos). A transformação do NaNO3 em nitrato de potássio (KNO3) permite a fabricação da pólvora negra, que é um dos explosivos mais comuns, e cuja composição, nas proporções adequadas, é: KNO3 + carvão + enxofre Fotos: Thales Trigo Christof Gunkel + Salitre. Carvão. + Enxofre. Pólvora negra. Carbonato de sódio — Na2CO3 O carbonato de sódio é conhecido por barrilha ou soda e comumente é utilizado no tratamento de água de piscina, na fabricação de sabões, remédios, corantes, papéis etc. Sua principal aplicação, no entanto, é na fabricação de vidro comum: barrilha + Na2CO3 + calcário + CaCO3 + areia SiO2 fusão vidro silicatos de sódio e de cálcio CEDOC Ao aquecermos a mistura de barrilha, calcário e areia a 1 500 ºC, obtemos uma mistura líquida de silicatos de sódio e cálcio. Quando essa mistura é resfriada rapidamente, produzimos uma estrutura amorfa: o vidro. Essa estrutura amorfa é, na verdade, um líquido de alta viscosidade. Uma das matérias-primas usadas na produção do vidro é o Na2CO3. 166 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Thales Trigo Thales Trigo Bicarbonato de sódio — NaHCO3 O bicarbonato de sódio é o nome comercial do carbonato ácido de sódio ou hidrogenocarbonato de sódio. É um sólido de cor branca muito usado como antiácido estomacal por ser capaz de neutralizar o excesso de ácido clorídrico (HCl) presente no suco gástrico. Considerando a ação do bicarbonato de sódio com o ácido clorídrico do estômago, temos a seguinte reação: NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2 Nos principais antiácidos comerciais efervescentes, existem compostos, como o ácido tartárico, o ácido cítrico e outros, que na presença do bicarbonato de sódio produzem efe rvescência. O CO2 liberado é o responsável pela eructação (“arroto”). Esse sal é utilizado, também, na fabricação de extintores de incêndio de espuma. No extintor há NaHCO3 (sólido) e uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) armazenados em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO3 e o H2SO4 misturam-se e reagem, produzindo a espuma com liberação de CO2. Esses extintores não podem ser usados para apagar fogo de instalações elétricas, porque a espuma conduz corrente elétrica. Thales Trigo Uma outra aplicação importante do bicarbonato de sódio é a sua utilização como fermento de pães e bolos. O crescimento da massa deve-se à liberação de CO2 obtido pela decomposição do bicarbonato de sódio, a qual pode ser representada por: 2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O O bicarbonato de sódio é utilizado também como um dos componentes dos talcos desodorantes, pois reage com os ácidos liberados na transpiração, neutralizando-os. Carbonato de cálcio — CaCO3 O carbonato de cálcio é encontrado em grande quantidade na natureza, constituindo o calcário e o mármore. A decomposição térmica do calcário produzirá a cal viva e o gás carbônico: CaO + CO2 CaCO3 Além disso, o calcário é utilizado na fabricação do vidro comum e, também, na produção do cimento, quando misturado com argila e areia e submetendo-se essa mistura a aquecimento: ∆ calcário + argila + areia cimento (silicato de cálcio e alumínio) ∆ O mármore é utilizado na fabricação de pias, estátuas, pisos e escadarias. Unidade 6 — Funções inorgânicas Delfim Martins/Pulsar 167 O carbonato de cálcio é praticamente insolúvel em água pura, mas dissolve-se de modo apreciável em água que contenha dióxido de carbono. CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) – Ca 2+ + 2 HCO 3(aq) (aq) Essa é a principal reação responsável pela formação de cavernas de calcário, nas quais são encontradas as formações de carbonato de cálcio conhecidas por estalactites (superiores) e estalagmites (inferiores). Essas formações ocorrem no interior das cavernas quando o gás carbônico se desprende e provoca a precipitação do carbonato de cálcio: – Ca 2+ + HCO 3(aq) (aq) CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) precipitado Uma aplicação da formação do carbonato de cálcio no nosso dia-a-dia ocorre quando pintamos paredes usando cal extinta [Ca(OH)2]. Após a caiação, a cal extinta reage com o gás carbônico da atmosfera, originando uma película de carbonato de cálcio, insolúvel em água. Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O O carbonato de cálcio também é usado na vinicultura, para diminuir a acidez do vinho, e na agricultura, para reduzir a acidez de solos (calagem). Quando adicionado a cremes dentais, age como abrasivo. Sulfato de cálcio — CaSO4 Este sal pode ser encontrado na forma de sal anidro, ou seja, sem água (CaSO4), ou de sal hidratado, isto é, com água (CaSO4 · 2 H2O), sendo essa forma conhecida por gipsita. Thales Trigo CEDOC Sulfato de cálcio hidratado. Sulfato de cálcio anidro. 168 Thales Trigo PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Fosfato de cálcio — Ca3(PO4)2 Encontrado na crosta terrestre, é um sal que constitui a matéria-prima utilizada na produção do elemento fósforo. Quando tratado com ácido sulfúrico, produz fertilizante fosfatado. A “farinha de osso” contém fosfato de cálcio obtido pela calcinação de ossos de animais. Hipoclorito de sódio — NaClO Um dos usos industriais mais importantes desse sal é como alvejante (branqueador). A sua solução aquosa tem a capacidade de remover a cor amarelada de tecidos e papéis, tornando-os brancos. Sua utilização em quantidades excessivas altera as cores dos tecidos, deixando desbotados. Por ser um poderoso agente anti-séptico, é usado para a limpeza de residências, hospitais etc. Essa propriedade é também responsável pela sua aplicação no tratamento de água para consumo e de piscinas. Normalmente comercializado com o nome de cloro, o hipoclorito de sódio é um sólido branco. Durante as epidemias do cólera, recomendava-se sua adição em pequenas quantidades à água usada para beber ou lavar alimentos. Exercícios de classe 1. Faça as associações corretas: a) soro fisiológico b) fertilizante c) componente do vidro d) fermento de pães, bolos etc. e) componente de cremes dentais I — NaNO3 II — NaHCO3 III — NaCl IV — NaF V — Na2CO3 2. Relacione as colunas corretamente: 1ª coluna a) mata o vibrião colérico b) gesso c) osso d) mármore 2ª coluna I — CaCO3 II — NaClO III — CaSO4 IV — Ca3(PO4)2 II — Qual o número de fases presentes na pólvora negra? III — Quantas substâncias estão presentes nessa mistura? IV — Quantas são substâncias simples? V — Quantos elementos químicos estão representados? VI — Qual o nome do sal presente na mistura? 4. (Unicamp-SP) Um fermento químico utilizado para fazer bolos é o sal bicarbonato de amônio, também chamado carbonato ácido de amônio. Quando aquecido, este sal se decompõe em dióxido de carbono (gás carbônico), amônia e água. Escreva a equação química deste processo e explique como esta reação favorece o crescimento do bolo. 5. (UFMG) A acidez de uma limonada será diminuída se se colocar nela: a) açúcar. b) álcool. c) bicarbonato de sódio. d) sal. e) vinagre. 3. A pólvora negra é uma mistura de: KNO3(s) + C(s) + S8(s) Com base nessa informação, responda: I — A pólvora é uma mistura homogênea ou heterogênea? Unidade 6 — Funções inorgânicas 169 OBTENÇÃO DE SAIS Quando um ácido e uma base são misturados, ocorre uma reação entre estas duas espécies denominada reação de neutralização e, conseqüentemente, forma-se um sal. Qualquer ácido neutraliza qualquer base, e vice-versa. O veneno injetado pelo ferrão de uma abelha é um ácido; já o injetado pela vespa, uma base. A redução de edemas provocados por picadas desses insetos pode ser feita por meio de reações de neutralização — no caso, devem ser usados leite de magnésia para neutralizar veneno de abelhas e vinagre, para veneno de vespas. Neutralização total Quando a quantidade de íons H+ é igual à quantidade de íons OH–, ocorre a neutralização total do ácido e da base, o que pode ser representado por: 1 H+ + 1 OH– 1 H2O Veja, a seguir, alguns exemplos de neutralização total, com a formação dos respectivos sais. Ácido clorídrico + hidróxido de sódio HCl NaOH Assim, temos: 123 1 H+ 1 Cl– H+ + Cl– cada molécula HCl produz 1 H+ Na+ + OH– cada fórmula NaOH produz 1 OH– HCl + NaOH 123 1 OH– 1 Na+ Na+Cl– + 1 H2O HCl + NaOH NaCl + H2O cloreto de sódio Ácido nítrico + hidróxido de magnésio HNO3 Mg(OH)2 H+ + NO – cada molécula HNO3 produz 1 H+ 3 Mg2+ + 2 OH– cada fórmula Mg(OH)2 produz 2 OH– 170 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Para neutralizar 2 OH–, necessitamos de 2 H+, ou seja, a reação ocorre na proporção de duas moléculas HNO3 para uma fórmula Mg(OH)2. 14243 2H 2 + – NO 3 2 HNO3 + 1 Mg(OH)2 2 OH – 14243 1 Mg2+ Mg 2+ (NO 3) + 2 H2O 1 2 – 2 HNO3 + 1 Mg(OH)2 Mg(NO3)2 + 2 H2O nitrato de magnésio Assim, em toda reação de neutralização total ocorre a formação de um sal normal ou neutro. Neutralização parcial Quando um ácido e uma base são misturados em quantidades diferentes daquelas que levarão a uma neutralização total, ocorre uma neutralização parcial do ácido ou da base. Nessas reações, as quantidades de ácido e base são predeterminadas. Veja, a seguir, alguns exemplos de neutralização parcial do ácido, com formação dos respectivos sais. Ácido fosfórico + hidróxido de sódio • 1 H3PO4 + 1 NaOH Foi estipulado, nesse caso, que a reação deverá ocorrer entre uma molécula do ácido para uma fórmula da base e que essa proporção deve ser respeitada. Logo, temos que: • cada molécula de H3PO4 produz 3 íons H+; • cada fórmula de NaOH produz 1 íon OH–. Como cada íon OH– neutraliza um íon H+, teremos a formação de uma molécula de – H2O. O ácido H3PO4 não é, então, neutralizado completamente e forma-se o ânion H2PO4: 3 4 14243 1 H+ 1 H2PO4– 1 H PO + 1 NaOH 14243 1 OH– 1 Na+ Na+ H2PO – + 1 H2O 4 1 H3PO4 + 1 NaOH NaH2PO4 + 1 H2O Dessa reação de neutralização parcial do ácido resultou o sal fosfato diácido de sódio ou di-hidrogeno-fosfato de sódio (NaH2PO4); o sal formado nesse tipo de neutralização é classificado como sal ácido ou hidrogeno-sal. • 1 H3PO4 + 2 NaOH 1 H3PO4 + 14243 2 NaOH 14243 2 H+ 2– 1 HPO 4 2– Na+ (HPO4 ) + 2 H2O 2 1 2 OH– 2 Na+ 1 H3PO4 + 2 NaOH Na2HPO4 + 2 H2O O sal formado é um sal ácido e seu nome é fosfato (mono)ácido de sódio ou (mono)hidrogeno-fosfato de sódio. Unidade 6 — Funções inorgânicas 171 Veja, agora, um exemplo de neutralização parcial da base, com formação do respectivo sal. Ácido clorídrico + hidróxido de magnésio 1 HCl + 1 Mg(OH)2 • cada molécula de HCl produz 1 íon H+; • cada fórmula de Mg(OH)2 produz 2 íons OH–. Como cada íon H+ neutraliza um íon OH–, teremos a formação de uma molécula de H2O. A base [Mg(OH)2] não é neutralizada completamente e forma-se o cátion [Mg2+(OH)–] ou [Mg(OH)]+. 1 HCl + 1 Mg(OH)2 123 1 H+ 1 Cl – 1 OH– 1 [MgOH]+ 1442443 Mg (OH) Cl + 1 H2O 2+ – – 1 HCl + 1 Mg(OH)2 Mg(OH)Cl + 1 H2O Dessa reação de neutralização parcial da base resultou o sal cloreto (mono)básico de magnésio ou (mono)hidroxicloreto de magnésio [Mg(OH)Cl]; o sal formado nesse tipo de neutralização é classificado como sal básico ou hidróxi-sal. Exercícios de classe 1. (FCMSC-SP) Completa-se corretamente o seguinte texto: “Pode-se definir ácidos e bases como substâncias que ao se dissolverem em água fornecem, respectivamente, cátions I e ânions II ”, substituindo, respectivamente, I e II por: a) H+ b) H+ c) H+ O2–. OH–. – O2. d) H+ 3 e) H+ 3 OH–. – O2. c) Lavar imediatamente o braço com água corrente em profusão e depois aplicar uma solução diluída de bicarbonato de sódio. d) Aplicar imediatamente sobre a zona atingida uma solução de hidróxido de sódio para neutralizar o ácido. e) Ingerir imediatamente um antídoto para envenenamento por ácido sulfúrico. 4. Equacione as reações de neutralização total a seguir e dê o nome dos sais formados. d) H2SO4 + Mg(OH)2. a) HNO3 + KOH. e) H3PO4 + Ba(OH)2. b) HCl + Ca(OH)2. c) H2SO4 + NaOH. 5. Considere as seguintes equações de neutralização total: X + H2O I — HNO3 + KOH CaSO4 + Y H2O II — H2SO4 + Ca(OH)2 Na3PO4 + 3 H2O III — Z + 3 NaOH MgBr2 + 2 H2O IV — 2 HBr + W Indique as fórmulas (ou os coeficientes) que correspondem às letras X, Y, Z e W. 6. Equacione as reações entre os ácidos e as bases nas proporções dadas e dê o nome do sal formado em cada reação: a) 1 H2SO4 + 1 NaOH. b) 1 H3PO4 + 1 AgOH. c) 1 H3PO4 + 1 Mg(OH)2. d) 1 HCl + 1 Ca(OH)2. 2. (UFU-MG) Os desagradáveis odores da transpiração são provocados por alguns ácidos carboxílicos presentes no suor. O composto a seguir que pode ser utilizado para eliminar esse malcheiro é: a) leite de magnésia (hidróxido de magnésio). b) vinagre (solução diluída de ácido acético). c) sal de cozinha (cloreto de sódio). d) açúcar (glicose). e) água. 3. (ITA-SP) Um aluno, no laboratório, derramou ácido sulfúrico no braço. Qual é o melhor procedimento a adotar? a) Chamar imediatamente o médico e não tocar na zona atingida enquanto ele não chegar. b) Aplicar imediatamente uma pomada gordurosa para diminuir a dor e evitar o contato do ar com a zona atingida. 172 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Exercícios propostos 1. (UEPI) O mármore é, basicamente, formado de carbonato de cálcio (CaCO3) e, quando extremamente puro, apresenta a cor branco-neve. É o caso do mármore carrara usado por Michelangelo em suas esculturas. A função química a que pertence o carbonato de cálcio é: a) base. d) óxido ácido. b) sal. e) óxido básico. c) ácido. 2. (UFPI) Uma solução obtida pela adição de sulfato de alumínio e nitrato de amônio sólidos em água contém os íons NH+ , Al3+ , 4(aq) (aq) – SO2– e NO3(aq). 4 (aq) As citadas substâncias podem ser representadas pelas fórmulas: a) AlSO4 e (NH4)3NO3. b) Al2SO4 e (NH4)3NO3. c) Al2(SO4)3 e NH4NO3. d) Al3SO4 e NH4NO3. e) Al3(SO4)2 e NH4(NH3)2. 3. (Cesgranrio-RJ) Um metal M forma um nitrato de fórmula M(NO3)2. O sulfeto desse metal terá a fórmula: e) MSO4. a) MS. c) MSO3. d) M2SO3. b) M2S. 4. (Fuvest-SP) Hidroxiapatita, mineral presente em ossos e dentes, é constituída por íons cálcio, íons fosfato (PO3–) e íons hidróxido. A sua 4 fórmula química pode ser representada por Cax(PO4)3(OH). O valor de x nessa fórmula é: a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5. 5. (Fuvest-SP) Molibdato de amônio é usado como fonte de molibdênio para o crescimento das plantas. Sabendo-se que esse elemento, de símbolo Mo, pertence à mesma família do cromo (Cr), e que a fórmula do íon cromato é 2– CrO4 , a fórmula do molibdato de amônio é: d) NH4MoO4. a) NH2MoO2. e) (NH4)2MoO4. b) NH3MoO2. c) (NH3)2MoO4. 6. (UFRJ) Os fertilizantes com potássio são muito utilizados na agricultura. As formas mais comuns de fertilizantes são o cloreto, o sulfato, o nitrato e o fosfato de potássio. Suas fórmulas moleculares são representadas respectivamente por: a) KCl, K2SO3, KNO3, K3PO4. b) KCl, K2SO3, KNO2, K2PO3. c) KCl, K2SO4, KNO3, K3PO4. d) KClO, K2SO3, KNO2, K2PO3. e) KClO, K2SO4, KNO3, K3PO4. 7. (Unicamp-SP) A irrigação artificial do solo pode ser feita de várias maneiras. A água utilizada para a irrigação é proveniente de lagos ou rios e contém pequenas quantidades de sais dissolvidos. Sabe-se, desde a mais remota Antigüidade, que a irrigação artificial intensa pode levar à salinização do solo, tornando-o infértil, principalmente em locais onde há poucas chuvas. Em regiões onde chove regularmente, de modo que não seja necessária a irrigação, a salinização não ocorre. a) Como se pode explicar a salinização do solo? b) Por que a água da chuva não provoca salinização? 8. (UECE) Associe corretamente, de cima para baixo, os itens a seguir: I— II — III — IV — Na2B4O710H2O Mg(OH)Cl NaKSO4 NaHCO3 • • • • sal sal sal sal básico duplo ácido hidratado A associação correta é: a) I, III, IV, II. b) II, IV, III, I. c) I, II, III, IV. d) II, III, IV, I. 9. (FMTM-MG) Indique as substâncias que podem ser usadas com eficiência, respectivamente, para: I — neutralizar o excesso de ácido clorídrico presente no suco gástrico; II — conservar alimentos e fabricar o soro fisiológico. a) b) c) d) e) hidróxido de magnésio e sulfato de cálcio carbonato de sódio e cloreto de cálcio hidróxido de sódio e cloreto de potássio bicarbonato de sódio e cloreto de sódio hidróxido de alumínio e hidróxido de sódio 10. (UDESC) O cloreto de sódio representa papel importantíssimo na fisiologia do ser humano e também na dos animais. Atua como gerador de ácido clorídrico no estômago e como mantenedor do equilíbrio osmótico das células vivas. a) Qual a fórmula química representativa do cloreto de sódio? b) A que função química pertence o cloreto de sódio e qual seu aspecto físico à temperatura ambiente? Unidade 6 — Funções inorgânicas 173 A equação que representa a reação é: Mg(ClO)2 + 2 H2O. a) Mg(OH)2 + 2 HClO b) Mg(OH)2 + 2 HCl MgCl2 + 2 H2O. c) Mg(OH)2 + 2 HClO3 Mg(ClO3)2 + 2 H2O. d) Mn(OH)2 + 2 HClO2 Mn(ClO2)2 + 2 H2O. MnCl2 + 2 H2O. e) Mn(OH)2 + 2 HCl 17. (UFRS) Completando a reação de neutralização total: H3PO4 + Ba(OH)2 …. + H2O e acertando os coeficientes, a alternativa que corresponde aos coeficientes corretos é: a) 2, 3, 3, 6 b) 2, 3, 1, 6 c) 1, 1, 3, 1 d) 1, 3, 1, 1 e) 1, 1, 1, 1 11. (Vunesp-SP) Sulfato de potássio, hidrogenofosfato de cálcio, sulfato de amônio e nitrato de amônio são compostos químicos que fazem parte de misturas usadas como fertilizantes na agricultura. a) Escrever as fórmulas químicas desses compostos. b) Sabendo-se que, para os dois primeiros compostos, as condutividades elétricas no estado sólido são baixas e no estado líquido são altas, qual é o tipo de ligação química existente nesses compostos? Justificar. 12. (UFU-MG) Um dos fermentos químicos utilizados para fazer bolos é o sal de bicarbonato de sódio (NaHCO3). Quando aquecido, esse sal se decompõe em gás carbônico, água e carbonato de sódio. Pede-se: a) A equação química desse processo. b) Explique o motivo que leva esta reação a favorecer o crescimento de bolos. c) A adição de ácidos (por exemplo, suco de limão) à massa do bolo favorecerá o seu crescimento? Justifique. 13. (ESPM-SP) Quando colocamos uma pastilha de Sonrisal em um copo d’água, segue-se a formação de bolhas. Qual é o gás que elas desprendem? 14. (Vunesp-SP) O “fermento químico” utilizado na confecção de bolos é uma mistura de dihidrogeno-fosfato de cálcio e bicarbonato de sódio sólidos, que sofrem dissociação iônica quando em contato com a água utilizada na preparação da massa. O bolo cresce devido à expansão de gás carbônico que se origina da reação entre os ânions resultantes da dissociação dos sais acima referidos, juntamente com o íon hidrogenofosfato e a água. Escreva a equação química correspondente ao processo de formação de gás carbônico. 15. Urtiga é um nome genérico dado a diversas plantas da família das Urticáceas, cujas folhas são cobertas de pêlos finos, os quais, em contato com a pele, liberam ácido fórmico (H2CO2), que produz irritação. Cite dois produtos de uso doméstico que podem ser utilizados para diminuir essa irritação. Justifique sua resposta. 16. (Unisinos-RS) Ao participar de uma festa, você pode comer e beber em demasia, apresentando sinais de má digestão ou azia. Para combater a acidez, ocasionada pelo excesso de ácido clorídrico no estômago, seria bom ingerir uma colher de leite de magnésia, que irá reagir com esse ácido. 18. (Centec-BA) Os produtos da neutralização parcial do ácido bromídrico pelo hidróxido ferroso são: d) FeOHBr + H2O. a) FeBr2 + H2O. b) FeBr2 + 2 H2O. e) FeOHBr + 2 H2O. c) FeBr3 + 3 H2O. 19. (UERJ) Um caminhão transportando ácido sulfúrico capotou, derramando o ácido na estrada. O ácido foi totalmente neutralizado por uma solução aquosa de hidróxido de sódio. Essa neutralização pode ser corretamente representada pelas equações abaixo. H2SO4 + 2 NaOH H2SO4 + NaOH X + 2 H2O Y + H2O As substâncias X e Y são, respectivamente: a) Na2SO4 e NaHSO4. b) NaHSO4 e Na2SO4. c) Na2SO3 e Na2SO4. d) Na2SO4 e NaHSO3. e) NaHSO3 e Na2SO4. 20. (Fuvest-SP) Em uma solução aquosa de ácido sulfúrico, adiciona-se gradativamente uma solução de hidróxido de bário e mede-se a condutibilidade elétrica do sistema, obtendo o seguinte gráfico: intensidade de condutibilidade volume de Ba(OH)2 Sabendo que o sal formado é insolúvel, interprete o gráfico e equacione a reação entre o ácido e a base. 174 21. Ao utilizarmos a aparelhagem mostrada na figura a seguir para testar a condutibilidade elétrica em soluções aquosas de HCl e de NaOH, verificamos que o brilho da lâmpada é intenso (máximo) nas duas soluções. lâmpada PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Qual dos gráficos a seguir representa melhor a variação (ou não) da intensidade luminosa da lâmpada se adicionarmos, lentamente, uma solução à outra sabendo que o sal produzido é solúvel? a) d) fios metálicos b) e) c) líquido copo Exercícios de contexto Cimento e concreto O carbonato de cálcio (CaCO3), encontrado na natureza na forma de calcário e mármore, constitui uma das matérias-primas necessárias à fabricação de cimento. O mármore é uma rocha cristalina e o calcário — mais abundante que o mármore e, portanto, mais barato —, uma rocha sedimentar. O CaCO3 é encontrado também em casca de ovos, em corais e em conchas. A figura a seguir apresenta algumas aplicações deste sal. edifícios e estradas cal concreto aço Calcário (CaCO3) diminuição da acidez de solos e lagos afetados pela chuva ácida cimento usado para branquear e encorpar papel vidro argamassa Na fabricação do cimento, uma mistura contendo calcário (CaCO3), areia (SiO2), argila (silicatos de cálcio e alumínio) e água é colocada em um cilindro metálico rotatório, dentro do qual é aquecida. Ao produto desse aquecimento adiciona-se sulfato de cálcio, que impede que o cimento endureça ao ser misturado com água. ➤ Unidade 6 — Funções inorgânicas 175 ➤ O cimento é muito usado na fabricação da argamassa, que, por sua vez, é muito utilizada em alvenaria (para unir tijolos), bem como em revestimentos e acabamentos de paredes e tetos. A argamassa apresenta a seguinte composição básica: 4 partes de cimento + 1 parte de cal (CaO) + 20 partes de areia Assim como a argamassa, o concreto também é produzido a partir do cimento. Há diferentes tipos de concreto no mercado e um deles apresenta a seguinte composição: 1 kg de cimento + 1,8 kg de areia + 3,2 kg de pedra + 0,5 L de água A figura a seguir mostra o que ocorre durante a produção do concreto: 1 Areia misturada com pedra. 2 Adição de cimento. 3 Com a adição de água, 4 À medida que crescem, formam-se pequenos cris- os cristais ocupam os estais a partir do cimento. paços e unem os componentes, formando uma massa sólida. 1. Em que forma o carbonato de cálcio é utilizado na fabricação de pias, estátuas e escadas? 2. A existência de corais relaciona-se com a acidez ou a basicidade da água? Onde existem corais: nos rios ou nos mares? Por quê? 3. Identifique o principal sal presente nos exoesqueletos e nos endoesqueletos. 4. Com que finalidade uma pessoa coloca cascas de ovo na terra de vasos que contêm plantas? 5. Na preparação da merenda escolar e em algumas creches, adiciona-se pó de cascas de ovo a alguns alimentos. Qual a finalidade desse procedimento? 6. A osteoporose está relacionada com a absorção e retenção do cátion de qual metal? Um dos medicamentos prescritos para o tratamento da osteoporose é o oscal, cujo principal componente está presente nas conchas de ostras. Identifique esse sal. 7. Quais substâncias, quando misturadas, formam o cimento? Entre elas, quais são iônicas? 8. Um pedreiro, para rebocar com argamassa uma parede de 20 m2, comprou 4 sacos de cimento, cada qual contendo 50 kg do produto. Conhecendo-se a proporção da argamassa, além de cimento, quantos quilos de areia e cal ele teve de comprar? 9. O calcário pode ser utilizado direta e indiretamente na produção de diferentes substâncias. Uma delas é o acetileno (C2H2), combustível usado em maçaricos de soldas. Seu método de produção pode ser representado pelas seguintes reações: CaCO3 X+3C CaC2 + 2 Z X + CO2 CaC2 + Y Ca(OH)2 + C2H2 Escreva as fórmulas correspondentes a X, Y e Z. 10. Uma empresa que fabrica concreto consome diariamente 1 tonelada de cimento. Para esta quantidade de cimento, calcule quantos quilos de areia e pedra, e quantos litros de água são consumidos todos os dias pela empresa. Considerando que 1 L de água tem a massa de 1 kg, qual a massa total de concreto produzida a cada dia de trabalho? 176 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Faça você mesmo Estalactites e estalagmites As estalactites e as estalagmites são formações constituídas de CaCO3(s) que levam milhares de anos para se formarem no interior das cavernas. Podemos produzir estruturas semelhantes usando o NaHCO3 (bicarbonato de sódio) ou o MgSO4 (sulfato de magnésio). Essas substâncias são encontradas em farmácias. Material Bicarbonato de sódio (NaHCO3) ou Sulfato de magnésio (MgSO4) — sal amargo ou sal de Epsom 2 frascos vazios de alimentos infantis 2 arruelas 30 cm de fio grosso de lã ou barbante de algodão Pires Procedimento Coloque o sal escolhido nos dois frascos, preenchendo-os até a metade da sua altura. Adicione água até encher os frascos e agite os sistemas com uma colher. A seguir, amarre uma arruela à extremidade de cada fio e monte o sistema indicado na figura. pires sal sal Observe que você terá de colocar um pires entre os dois frascos, bem abaixo do centro do fio. Deixe o sistema em repouso por alguns dias em lugar arejado e no qual não ocorram trepidações. Depois, responda às seguintes questões: a) A formação das estalactites e das estalagmites em cavernas é resultado de uma reação química. Nesse experimento também ocorre uma reação química? b) Explique como se formaram as “estalactites” do experimento. ÓXIDOS Os óxidos são substâncias presentes no nosso dia-a-dia. Um bom exemplo de óxido é o gás carbônico, expelido na respiração, principal responsável pelo efeito estufa. NÍQUEL NÁUSEA FERNANDO GONSALES Folha de S. Paulo Unidade 6 — Funções inorgânicas 177 Óxidos são compostos binários, ou seja, formados por dois elementos, sendo o oxigênio o mais eletronegativo entre eles. Observação: Os compostos OF2 e O2F2 não são considerados óxidos porque o elemento flúor é mais eletronegativo que o elemento oxigênio. NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS Os óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são óxidos moleculares e têm seu nome estabelecido pela seguinte regra: prefixo que indica a quantidade de oxigênio (O) mono-, di-, tri- … Veja alguns exemplos: monóxido de carbono = CO dióxido de carbono = CO2 trióxido de enxofre = SO3 heptóxido de dicloro = Cl2O7 prefixo que indica a quantidade do outro elemento nome do di-, tri-, tetra- … óxido de elemento Os óxidos formados por metais geralmente são óxidos iônicos e neles o oxigênio apresenta carga –2. Seu nome é formado da seguinte maneira: óxido de Veja alguns exemplos: óxido de sódio = (Na+)2 O2– = Na2O óxido de cálcio = (Ca2+)(O2–) = CaO óxido de cobre I = (Cu+)2 O 2– = Cu2O óxido de ferro III = (Fe3+)2(O2–)3 = Fe2O3 (nome do elemento) CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS Os óxidos são classificados em função do seu comportamento na presença de água, bases e ácidos. Óxidos básicos Óxidos básicos apresentam caráter iônico, em que o metal terá geralmente “carga” +1 e +2. Exemplos: Na2O, BaO Esses óxidos reagem com água, originando bases, e reagem com ácidos, originando sal e água. + água base óxidos básicos + ácido sal + água 178 Veja os exemplos: • óxido básico + água Na2O + H2O • óxido básico + ácido Na2O + H2SO4 Fotos:Thales Trigo PARTE 1 — QUÍMICA GERAL base 2 NaOH sal + água Na2SO4 + H2O O óxido de potássio (K2O), que ao reagir com a água forma uma base, é encontrado tanto na cinza da madeira como na do cigarro. K2O + H2O 2 KOH A formação da base pode ser verificada utilizando-se a fenolftaleína, que adquire coloração rósea em meio básico. Óxidos ácidos Óxidos ácidos apresentam caráter covalente e geralmente são formados por ametais. Exemplos: CO2, SO2, N2O5 Esses óxidos reagem com água, produzindo ácido, e reagem com bases, originando sal e água. óxidos ácidos + água + base ácido sal + água Veja, a seguir, uma reação entre um óxido ácido e a água e um óxido ácido e uma base: • óxido ácido + água SO2 + H2O • óxido ácido + base SO2 + 2 NaOH ácido H2SO3 sal + água Na2SO3 + H2O Os óxidos ácidos também são chamados de anidridos de ácidos porque podem ser obtidos pela eliminação total, na forma de água, dos hidrogênios do ácido oxigenado. H2CO3 – H2O CO2 2 HNO3 – H2O N2O5 Óxidos neutros Óxidos neutros são covalentes, isto é, formados por ametais, e não reagem com água, ácido ou base. Os óxidos neutros (também chamados de indiferentes ou inertes) mais importantes são: CO, NO e N2O. Unidade 6 — Funções inorgânicas 179 O componente ativo do Viagra é o sildenafil, substância que restaura a função erétil e possibilita uma resposta natural à estimulação sexual. O Viagra potencializa a ação do NO (monóxido de nitrogênio ou óxido nítrico), que produz um relaxamento da musculatura lisa dos corpos cavernosos do pênis, permitindo um influxo maior de sangue para eles, o que acarreta a ereção. O Viagra é contra-indicado para pessoas que utilizam outros medicamentos à base de nitrato. A utilização do Viagra, como de qualquer medicamento, deve ser feita mediante prescrição e acompanhamento médico. Óxidos anfóteros Óxidos anfóteros comportam-se como óxidos básicos na presença de um ácido, e como óxidos ácidos na presença de uma base. + ácido + base sal + água sal + água óxido anfótero Veja o comportamento desses óxidos nas reações a seguir: ZnO + 2 HCl ZnO + 2 NaOH ZnCl2 + H2O Na2ZnO2 + H2O Os óxidos anfóteros mais comuns são: ZnO e Al2O3. Existem outros, menos importantes, que são formados por metais, como SnO, SnO2, PbO, PbO2, ou por semimetais, como As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5. Óxidos duplos ou mistos Óxidos duplos ou mistos resultam da combinação de dois óxidos de um mesmo elemento. Os exemplos mais comuns são: Fórmulas Magnetita Zarcão Fe3O4 Pb3O4 Componentes FeO + Fe2O3 2 PbO + PbO2 Utilização ímã natural pintura de fundo Peróxidos Peróxidos apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2–. Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. 180 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL • Peróxido de hidrogênio: H2O2 É líquido e molecular. Quando dissolvido em água, origina uma solução conhecida como água oxigenada, muito comum em nosso cotidiano. 2– • Peróxido de metal alcalino (MA): MA+ (O2)1 ⇒ MA2O2 2 Exemplos: Na2O2, K2O2 • Peróxido de metal alcalino-terroso (MAT): MAT 2+ (O2) 2– ⇒ MATO2 Exemplos: CaO2, BaO2 Os peróxidos reagem com a água, produzindo uma base e água oxigenada, e reagem com os ácidos, produzindo um sal e água oxigenada. Veja um exemplo: • peróxido + água K2O2 + H2O base + água oxigenada 2 KOH + H2O2 Exercícios de classe 1. Dê a fórmula dos seguintes óxidos moleculares: a) monóxido de nitrogênio; b) dióxido de enxofre; c) monóxido de dinitrogênio; d) trióxido de enxofre; e) pentóxido de difósforo. 2. Dê a fórmula dos seguintes óxidos iônicos: a) óxido b) óxido c) óxido d) óxido de de de de sódio; cálcio; ferro II (ferroso); cobre II (cúprico). 5. Equacione as reações: a) Trióxido de enxofre + água. b) Trióxido de enxofre + hidróxido de cálcio. c) Pentóxido de dinitrogênio + água. d) Pentóxido de dinitrogênio + hidróxido de sódio. 6. (PUC-RS) O produto gasoso obtido no tubo de ensaio (veja o esquema) pode ser identificado pelo emprego de: a) indicador fenolftaleína. b) palito em brasa. c) papel de tornassol vermelho. d) solução de amido. e) água de cal. gás 3. Equacione as reações: a) Óxido b) Óxido c) Óxido d) Óxido de de de de sódio + água. sódio + ácido clorídrico. bário + água. bário + ácido fosfórico. 4. (FUC-MT) O óxido de magnésio (MgO) precisa ser substituído por um óxido que apresenta propriedades químicas semelhantes e mesma proporção de átomos. Entre os óxidos a seguir, qual você escolheria? a) FeO. b) CaO. c) Na2O. d) CO. e) NO2. refrigerante água lamparina Unidade 6 — Funções inorgânicas 181 c) X é ZnCl2 e Y não existe porque não ocorre a reação II. d) X não existe porque a reação I não ocorre e Y é Na2ZnO2. e) X e Y não existem porque as reações I e II são impossíveis. 9. A pedra-ímã natural é denominada magnetita e sua fórmula é Fe3O4. Apresenta, na sua composição, os dois óxidos de ferro. Dê a fórmula desses óxidos e a classificação da magnetita. 10. Dê o nome, a fórmula molecular e a fórmula estrutural do peróxido mais encontrado em farmácias e drogarias. 7. Em qual das alternativas todos os óxidos mencionados têm caráter neutro? a) CO, CO2, NO e N2O5. b) NO, N2O e SO3. c) CO, NO e N2O. d) CO, NO e SO3. e) Na2O, CaO e BaO. 8. (Cesgranrio-RJ) O óxido de zinco é um óxido tipicamente anfótero. Considere as reações: X + H2O I — ZnO + 2 HCl Y + H2O II — ZnO + 2 NaOH A respeito de X e Y, podemos afirmar corretamente que: a) X é ZnOCl e Y, Zn(OH)2. b) X é ZnCl2 e Y, Na2ZnO2. PROPRIEDADES E APLICAÇÕES DE ALGUNS ÓXIDOS Óxido de cálcio — CaO Na preparação da argamassa, a cal viva ou virgem (CaO) é misturada à água, ocorrendo uma reação que libera grande quantidade de calor: CaO + H2O Ca(OH)2 + calor cal extinta ou apagada CEDOC A cal virgem é obtida pelo aquecimento do CaCO3, que é encontrado na natureza como constituinte do mármore, do calcário e da calcita: ∆ CaCO3 CaO + CO2 Em regiões agrícolas de solo ácido, a cal viva pode ser usada para diminuir sua acidez. O procedimento mostrado na foto é incorreto, pois a cal, quando em contato com a pele, reage com a água desse tecido, produzindo queimaduras. Em pouco tempo, as mãos do agricultor vão apresentar rachaduras e descamação. Dióxido de carbono — CO2 A água mineral e os refrigerantes gaseificados contêm gás carbônico, que reage com a água, produzindo um meio ácido. Observe a equação desta reação: CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO – 3 182 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL O CO2 é mais solúvel em água quando submetido a altas pressões. Por esse motivo, se deixarmos uma garrafa de refrigerante aberta, parte do CO2 escapa, tornando o refrigerante “choco”, ou seja, menos ácido. O CO2 sólido é conhecido como gelo-seco e apresenta a propriedade da sublimação, sendo usado como recurso cênico em filmes de terror e shows de rock. Laura Martins Thales Trigo O gelo-seco(s), ao passar para o estado de vapor, arrasta consigo moléculas de água, originando uma névoa mais densa que o ar. Como o CO2 é um óxido ácido e reage com bases, produzindo sal e água, podemos identificar sua presença no ar expirado, borbulhando-o numa solução aquosa de Ca(OH)2 (água de cal): CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O A solução torna-se turva pela presença do sal insolúvel, o CaCO3. Peróxido de hidrogênio — H2O2 O peróxido de hidrogênio, ou água oxigenada, é um líquido incolor, com viscosidade semelhante à de um xarope, que explode violentamente quando aquecido. As soluções aquosas diluídas de peróxido de hidrogênio são de uso comum. A solução aquosa a 3% de peróxido de hidrogênio é vendida em drogarias e utilizada como anti-séptico e alvejante. Os frascos de água oxigenada normalmente são escuros ou opacos, pois a luz provoca sua decomposição: 2 H2O2(aq) luz 2 H2O(l) + O2(g) Algumas pessoas utilizam a água oxigenada para clarear pêlos e cabelos. Soluções cuja concentração seja superior a 30% de peróxido de hidrogênio são utilizadas industrialmente como alvejante de madeiras e fibras têxteis e, também, na propulsão de foguetes. OS ÓXIDOS E O AMBIENTE Efeito estufa A Terra recebe constantemente energia do Sol, principalmente na forma de luz ou radiações visíveis. Parte dela é absorvida pela superfície terrestre, enquanto outra parte é refletida pela própria superfície, na forma de radiações infravermelhas (não-visíveis). Uma quantidade dessas radiações infravermelhas, por sua vez, é absorvida pela atmosfera, e o restante é emitido de volta para o espaço. Unidade 6 — Funções inorgânicas 183 Essa distribuição da energia radiação solar solar é natural e permite que a superfície da Terra apresente temperatura média de 15 ºC. Qualquer camada atmosférica contendo CO2 e alteração na quantidade de energia estufa outros gases envolvida nesse processo acarretará mudanças no nosso clima. O gás carbônico (CO2), presente no ar, tem a propriedade de absorver radiações infravermelhas. Ele age como um “cobertor” e evita que essas radiações escapem para o espaço. Efeito estufa. No entanto, a concentração de CO2 na atmosfera tem aumentado de maneira significativa e, segundo previsões científicas, ela pode dobrar nos próximos anos. Esse aumento afetaria o clima do mundo, podendo provocar o derretimento do gelo das calotas polares e elevar o nível dos oceanos de 5 a 6 metros, o que inundaria várias regiões costeiras e produziria um aumento de até 5 ºC na temperatura da superfície da Terra. Dessa maneira, pode-se concluir que, quanto maior for a concentração de CO2 na atmosfera, maior será a absorção de energia de radiações infravermelhas, o que acarretará maior aquecimento da Terra e aumento descontrolado do efeito estufa. É importante ressaltar que outros gases, como o CH4, o CFC e o N2O, encontrados na atmosfera, também contribuem para o efeito estufa; porém, o CO2 é o principal responsável, contribuindo aproximadamente com 55% deste fenômeno. Chuvas ácidas O termo chuva ácida foi usado pela primeira vez para descrever a precipitação ácida que ocorreu sobre a cidade de Manchester, no início da Revolução Industrial. As chuvas ácidas são de três tipos e ocorrem em ambientes diferentes. • Em ambientes não-poluídos e na ausência de relâmpagos — essa chuva é formada pela reação do gás carbônico (CO2) com a água, que origina o ácido carbônico (H2CO3): ácido carbônico H2CO3(aq) CO2(g) + H2O(l) Como o CO2 está presente na atmosfera, toda chuva é ligeiramente ácida; porém, este tipo de chuva não é considerado nocivo. • Em ambientes com relâmpagos ou grande quantidade de veículos dotados de motor de explosão — nessas condições, o nitrogênio (N2) reage com o oxigênio (O2), formando os óxidos de nitrogênio (NOx), principalmente o NO2: N2 + 2 O2 energia 2 NO2 Os óxidos de nitrogênio (NOx) reagem com a água da chuva e originam um tipo de chuva ácida capaz de provocar grande impacto ambiental. Uma reação que certamente ocorre pode ser representada por: 2 NO2(g) + H2O(l) HNO2(aq) + HNO3(aq) ácido nitroso ácido nítrico 184 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL • Em ambientes poluídos — a partir da combustão de derivados do petróleo, que contêm enxofre como impureza, forma-se o SO2, que se transforma parcialmente em SO3: SO2 S + O2 SO2 + 1/2 O2 SO3 Esses óxidos dissolvem-se e reagem com a água da chuva, formando ácidos que também causam sérios problemas ambientais: SO2 + H2O H2SO3 ácido sulfuroso SO3 + H2O O trióxido de enxofre (SO3) também é produzido na queima do carvão usado em usinas termoelétricas. Essas chuvas ácidas podem cair em áreas afastadas dos centros urbanos, que não suportam acidez elevada, provocando sérios problemas ao meio ambiente. H2SO4 ácido sulfúrico enas de c e nt SO2 NOx quilômetros HNO3 H2SO4 (ácidos) A chuva ácida pode provocar a destruição de áreas verdes localizadas em áreas distantes de centros urbanos. Os óxidos e a poluição atmosférica Hoje em dia, são considerados poluentes atmosféricos: CO — monóxido de carbono NO x — óxidos de nitrogênio SO x — óxidos de enxofre (SO 2 e SO 3) O 3 — ozônio Veja que contraste da natureza: o ozônio formado nas camadas inferiores da atmosfera é totalmente indesejável e, por isso, é considerado um poluente, mas na estratosfera, onde é absolutamente necessário, ele é destruído. O ozônio é produzido quando o NO2, eliminado pelos canos de escapamento de veículos, reage com o oxigênio do ar. Essa reação pode ser representada por: NO + O3 NO2 + O2 Os automóveis modernos possuem os chamados conversores catalíticos ou, simplesmente, catalisadores, que são dispositivos capazes de transformar uma substância poluente em outra substância não-poluente. Os catalisadores não permitem que ocorra a produção de NO2 e, conseqüentemente, não haverá formação do ozônio. Entre os óxidos neutros, poluentes atmosféricos, o monóxido de carbono (CO) é o mais abundante e de controle mais difícil. Ele é extremamente tóxico, pois se liga à hemoglobina do sangue, impedindo que ela transporte o oxigênio durante o processo de respiração. O CO é produto da queima incompleta de substâncias que contêm carbono. Devido a isso, nunca se deve ligar o motor de um veículo em ambientes fechados, nem se devem Unidade 6 — Funções inorgânicas 185 usar aquecedores de chuveiro a gás em um banheiro sem ventilação, uma vez que, nessas condições, pode ocorrer formação de CO em níveis perigosos e, até mesmo, fatais. A obrigatoriedade da colocação de catalisadores em veículos novos e o desenvolvimento de motores mais eficientes foram algumas das maneiras encontradas para diminuir a quantidade de CO lançado na atmosfera. A renovação da frota propiciou uma queda acentuada da emissão de CO — de 54 gramas/km até 1980 para 1,2 grama/km em 1999. Smog Normalmente, a camada de ar mais próxima da superfície terrestre é mais quente que as camadas superiores. Esse ar aquecido é menos denso e tende a se dissipar (a se “espalhar”), arrastando com ele os poluentes atmosféricos. Quanto mais frio for esse ar, menor será a dissipação de poluentes. ar frio ar frio poluentes ar quente Durante algumas épocas do ano, principalmente no inverno, ocorre um fenômeno denominado inversão térmica, no qual uma ar quente massa de ar fria se forma próxima da superfície, logo abaixo da ar poluído camada de ar mais quente (menos ar frio densa). Com a chegada dessa massa, os poluentes praticamente não se dissipam, podendo atingir níveis de concentração perigosos à saúde. Com o aumento da concentração de poluentes na atmosfera, forma-se uma nuvem escura e “venenosa”, uma mistura de fumaça, neblina, ar, poluentes gasosos e partículas sólidas: o smog. Essa mistura provoca irritação nos olhos, nas narinas e na garganta, além de outros problemas de saúde. O smog é classificado em dois tipos: fotoquímico e industrial. Smog fotoquímico É característico de cidades em que circula grande número de veículos movidos por motores de combustão interna. Dentro desses motores, ocorre a combustão de hidrocarbonetos e também a reação entre o nitrogênio e o oxigênio. Dessa última reação resultam óxidos de nitrogênio que, sob a ação da luz solar, reagem com o oxigênio do ar, produzindo ozônio. Os principais poluentes presentes no smog fotoquímico são: NO, NO2 e O3. Smog industrial É característico de regiões próximas a grandes centros industriais. O uso intensivo de combustíveis derivados do petróleo e do carvão, os quais contêm enxofre como impureza, leva à formação de grandes quantidades de óxidos de enxofre, entre eles SO2 e SO3, que podem originar H2SO4. 186 Esses poluentes podem destruir as células dos alvéolos pulmonares, contribuindo para a ocorrência de enfisema pulmonar. Durante a inversão térmica, os dois tipos de smogs tornam-se ainda mais nocivos, aumentando a ocorrência de danos aos seres vivos. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Maurício Simonetti/Pulsar Nuvem de poluição sobre a cidade de São Paulo em 19 de setembro de 1998. Exercícios de classe 1. (Fuvest-SP) Cal viva é óxido de cálcio (CaO). a) Escreva a equação da reação da cal viva com a água. b) Por que, na agricultura, a cal viva é adicionada ao solo? 2. (Fuvest-SP) Na respiração animal, o ar expirado pode ser distinguido do ar inspirado borbulhando-se separadamente em soluções aquosas de hidróxido de bário. Qual o critério usado para fazer essa diferenciação? Represente o fato observado por meio de uma equação química. 3. (Fuvest-SP) Quando aplicada em ferimentos, a água oxigenada parece “ferver”. a) Por quê? b) Escreva a equação que representa a reação química envolvida. 4. Sejam os gases X, Y e Z seguintes. Gás X: é o principal responsável pelo efeito estufa. Gás Y: é indesejável na baixa atmosfera por ser poluente, mas é indispensável na alta atmosfera para filtrar os raios ultravioleta provenientes do Sol. Gás Z: entre suas aplicações está o seu uso na fabricação de produtos de limpeza doméstica, tais como Ajax, Fúria, Forte etc. Os gases X, Y e Z podem ser: X Y O3 O3 CO2 O3 NO Z NH3 CO2 NO2 CO2 NH3 5. (ITA-SP) Explique o que se entende por chuva ácida. Quais são as causas deste problema? Quais são as formas de controlá-lo? 6. (Vunesp-SP) “Chuva ácida” resulta da combinação de água atmosférica com dióxido de enxofre ou com trióxido de enxofre. Escreva: a) as equações químicas balanceadas das reações de cada um dos dois óxidos com água; b) os nomes oficiais dos produtos das reações dos dois óxidos com água. 7. (ENEM) Um dos problemas ambientais decorrentes da industrialização é a poluição atmosférica. Chaminés altas lançam ao ar, entre outros materiais, o dióxido de enxofre (SO2), que pode ser transportado por muitos quilômetros em poucos dias. Dessa forma, podem ocorrer precipitações ácidas em regiões distantes, causando vários danos ao meio ambiente (chuva ácida). Um dos danos ao meio ambiente diz respeito à corrosão de certos materiais. Considere as seguintes obras: I — monumento Itamarati — Brasília (mármore). II — esculturas do Aleijadinho — MG (pedrasabão, contém carbonato de cálcio). III — grades de ferro ou alumínio de edifícios. A ação da chuva ácida pode acontecer em: a) I, apenas. b) I e II, apenas. c) I e III, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III. a) b) c) d) e) CO2 NH3 O3 NO2 H2S Unidade 6 — Funções inorgânicas 187 O gráfico a seguir dá a porcentagem de poluentes transformados (y), em função da porcentagem de oxigênio (x) presente na mistura do combustível com o ar: 100 80 Y 60 40 20 CO 0 x1 x2 X x3 NO HC 8. (ENEM) Um dos índices de qualidade do ar diz respeito à concentração de monóxido de carbono (CO), pois esse gás pode causar vários danos à saúde. A tabela a seguir mostra a relação entre a qualidade do ar e a concentração de CO. Qualidade do ar inadequada péssima crítica Concentração de CO — ppm* (média de 8h) 15 a 30 30 a 40 acima de 40 * ppm (parte por milhão) = 1 micrograma (10–6 g) de CO por grama de ar. Para analisar os efeitos do CO sobre os seres humanos, dispõe-se dos seguintes dados: Concentração de CO (ppm) 10 15 60 100 270 800 Sintomas em seres humanos nenhum diminuição da capacidade visual dores de cabeça tonturas, fraqueza muscular inconsciência morte Suponha que você tenha lido em um jornal que na cidade de São Paulo foi atingido um péssimo nível de qualidade do ar. Uma pessoa que estivesse nessa área poderia: a) não apresentar nenhum sintoma. b) ter sua capacidade visual alterada. c) apresentar fraqueza muscular e tontura. d) ficar inconsciente. e) morrer. 9. (Fuvest-SP) Os motores a explosão produzem poluentes atmosféricos (CO, NO etc.). Nos carros modernos, conversores catalíticos promovem a transformação química dessas substâncias em outras não-poluentes, tais como: d) CO2 e N2. a) CO2 e HCN. e) CO2 e HNO3. b) N2O e NO2. c) NH3 e N2. 10. (Fuvest-SP) Os automóveis movidos a gasolina, mesmo que utilizem uma relação ar/combustível adequada, produzem substâncias poluentes tais como hidrocarboneto nãoqueimado (HC), CO e NO. Atualmente os automóveis são equipados com catalisadores que promovem as transformações dos referidos poluentes gasosos, conforme as seguintes equações: 2 CO2 2 CO + O2 2 NO + 2 CO N2 + 2 CO2 HC + oxigênio dióxido de carbono + água Logo, se a porcentagem de oxigênio na mistura for: I — x1, a porcentagem de HC transformado será menor que a de CO transformado. II — x2, a soma das quantidades de HC, CO e NO, nos gases de escape, será menor do que aquela obtida se a porcentagem de oxigênio for x1 ou x3. III — x3, restará menos CO, para transformar NO em N2, do que se a porcentagem de oxigênio for x1. É, pois, correto o que se afirma: a) em I apenas. b) em II apenas. c) em III apenas. d) em II e III apenas. e) em I, II e III. 11. (ENEM) Uma região industrial lança ao ar gazes como o dióxido de enxofre e óxidos de nitrogênio, causadores da chuva ácida. A figura a seguir mostra a dispersão desses gases poluentes. Considerando o ciclo da água e a dispersão dos gases, analise as seguintes possibilidades: I — As águas de escoamento superficial e de precipitação que atingem o manancial poderiam causar aumento de acidez da água do manancial e provocar a morte de peixes. II — A precipitação na região rural poderia causar aumento de acidez do solo e exigir procedimentos corretivos, como a calagem. 188 III — A precipitação na região rural, embora ácida, não afetaria o ecossistema, pois a transpiração dos vegetais neutralizaria o excesso de ácido. Dessas possibilidades: a) b) c) d) e) PARTE 1 — QUÍMICA GERAL pode ocorrer apenas a I. pode ocorrer apenas a II. podem ocorrer tanto a I quanto a II. podem ocorrer tanto a I quanto a III. podem ocorrer tanto a II quanto a III. Exercícios propostos 1. (Vunesp-SP) O que são óxidos? Dê exemplo de um óxido ácido e de um óxido básico. Indique a fórmula mínima e especifique, em cada caso, se o óxido é molecular ou iônico. 2. Equacione as reações: a) óxido de sódio + água. b) óxido de sódio + ácido clorídrico. c) óxido de bário + água. d) óxido de bário + ácido fosfórico. e) trióxido de enxofre + água. f) trióxido de enxofre + hidróxido de cálcio. 3. (FESP) Colocando um óxido-básico em presença de um ácido, obteremos como produto: a) uma base. b) um sal. c) uma base e um sal. d) uma base e água. e) um sal e água. 4. (Vunesp-SP) a) Escreva as equações das reações de óxido de potássio com água e de trióxido de enxofre com água. b) Classifique os óxidos. c) Escreva a equação da reação entre os produtos formados nas reações dos dois óxidos com água. 5. (Fuvest-SP) Certo gás incolor não reage com oxigênio e é solúvel na água, formando uma solução ácida. Este gás pode ser: a) H2. b) NH3. c) CH4. d) SO3. e) C2H2. 6. (Fuvest-SP) Trecho do comunicado de um órgão de divulgação: “Será efetuada na próxima semana uma operação limpeza, quando a camada de monóxido de carbono depositada nos monumentos da cidade vai ser removida. Para isso…”. a) Qual o erro contido nessa afirmação? Justifique. b) Qual a fonte mais provável do composto mencionado? 7. (FESP) Com relação à cal indique a alternativa falsa: a) O hidróxido de cálcio é uma base pouco solúvel em água. b) A cal viva é obtida por decomposição térmica do carbonato de cálcio. c) Chama-se “extinção da cal” a reação da cal viva com a água. d) A cal apagada não sofre decomposição térmica. e) A cal extinta é muito utilizada na preparação das “argamassas”. 8. (Puccamp-SP) Quando o solo é excessivamente ácido, agricultores procuram diminuir a acidez por meio da adição de substâncias com propriedades alcalinas. Com essa finalidade, um dos produtos utilizados é o: a) NaCl. d) NH4NO3. b) CaO. e) KClO4. c) Na2SO4. 9. (UFPR) “Treze toneladas de ácido sulfúrico fumegante foram despejadas ontem, no rio Paraíba, em decorrência de um acidente envolvendo dois caminhões no km 17,5 da via Dutra, na divisa de São Paulo com o Rio de Janeiro, município de Queluz… Com o choque, o tanque furou, provocando vazamento do ácido, atingindo o rio Claro, afluente do Paraíba. A regional da Cetesb, em Taubaté, foi comunicada, mas quando seus técnicos chegaram ao local depararam com soldados do Corpo de Bombeiros que jogaram água sobre o ácido tentando limpar a pista, o que fez com que uma maior quantidade do líquido fosse carregada para o rio. A solução foi derramar cal sobre a área para neutralizar o efeito altamente corrosivo do produto, que já havia queimado toda a vegetação das margens da rodovia.” O texto refere-se a um acidente ecológico noticiado pelos jornais. Explique o procedimento dos técnicos da Cetesb (Companhia de Tecnologia de Saneamento Ambiental) quanto ao emprego do óxido de cálcio e represente a equação química envolvida. Unidade 6 — Funções inorgânicas 189 postos derivados do enxofre. Estes compostos são lançados na atmosfera, precipitando na forma de chuvas ácidas, fenômeno que causa sérios danos ao meio ambiente. Escreva as equações de formação de pelo menos um destes ácidos, a partir do enxofre. 13. (Fuvest-SP) A chuva ácida pode transformar o mármore das estátuas em gesso (CaSO4). a) Escreva a equação que representa essa transformação. b) Explique como se forma a chuva ácida. 14. (Cesgranrio-RJ) Discutem-se ultimamente os distúrbios ecológicos causados pelos poluentes ambientais. A chamada “chuva ácida” constitui-se num exemplo das conseqüências da poluição na atmosfera, onde a formação de ácidos pode ser obtida a partir da dissolução de certas substâncias na água da chuva. Dentre as substâncias passíveis de formar ácidos quando adicionadas à água, podemos citar: a) Na2O. b) SO3. c) Al2O3. d) CaO. e) BaO. 10. (Unicamp-SP) Nitrogênio (N2), oxigênio (O2), argônio (Ar), dióxido de carbono (CO2) e vapor d’água são os principais componentes do ar. Quando o ar é borbulhado em uma solução de hidróxido de cálcio Ca(OH)2, forma-se um precipitado branco de carbonato de cálcio. a) A qual desses componentes do ar deve-se essa reação? Escreva a equação química correspondente. b) Quais íons estão presentes no precipitado branco? 11. (Fuvest-SP) O esquema a seguir apresenta, de maneira simplificada, processos possíveis para a obtenção de importantes substâncias, a partir de gás natural e ar atmosférico. CH4 H2O ar catalisador H2 + CO2 B A O2 N2 H2 CO2 C catalisador NH3 Dados: gás temperatura de ebulição (Kelvin), sob pressão de 1 atm H2 20 N2 77 O2 90 NH3 240 15. (PUC-RJ) A chuva ácida ocorre quando há uma alta concentração de agentes poluentes na atmosfera, como SO2, NO2 e N2O5, que ao reagirem com vapor d’água, também presente, formam: a) sais pouco solúveis. d) anidridos. b) sais ácidos. e) oxiácidos. c) hidrácidos. 16. (PUC-MG) Dos compostos a seguir, não é tóxico e, portanto, não é poluente: a) N2 c) SO2 e) NO2 b) CO d) NO 17. Nos próximos anos a emissão de poluentes pelos automóveis, certamente, estará regulamentada por normas muito rígidas emitidas pelos órgãos responsáveis pela preservação do meio ambiente. Por isso, já há alguns anos os automóveis novos são dotados de catalisadores que possibilitam a conversão de gases poluentes A, B etc. emitidos pelo escapamento em gases não tóxicos C, D etc. Os gases A, B, C, D etc. mencionados podem ser: A, B etc. C, D etc. SO3, CO2 NO2, CO NO, CO2 N2, CO2 SO2, CO2 Considere as afirmações: I — Na etapa A, a separação dos gases pode ser efetuada borbulhando-se a mistura gasosa numa solução aquosa alcalina. II — Na etapa B, N2 e O2 podem ser separados pela liquefação do ar, seguida de destilação fracionada. III — A amônia, formada na etapa C, pode ser removida da mistura gasosa por resfriamento. É correto o que se afirma: a) em I apenas. b) em II apenas. c) em III apenas. d) em II e III apenas. e) em I, II e III. 12. (Unicamp-SP) A queima de combustíveis de origem fóssil conduz à formação de com- a) b) c) d) e) SO2, CO NO, CO2 NO2, CO NO2, CO SO3, CO 190 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Faça você mesmo Chuva ácida Uma das chuvas ácidas mais perigosas é a ocasionada pelo dióxido de enxofre (SO2), que é produzido na queima de combustíveis fósseis, como o petróleo. Você pode obter esse gás queimando enxofre, vendido em farmácias. Siga os procedimentos. AT E N Ç Ã O Oriente-se com o seu professor sobre os equipamentos e procedimentos de segurança necessários à realização dos experimentos. Montagem do equipamento • Pegue uma colher metálica de chá que já não esteja mais sendo usada, dobre o cabo e amarre nele um arame ou um fio metálico longo. Pegue a tampa metálica de um vidro de maionese e faça um furo que permita a passagem do arame. Na extremidade superior do fio metálico, coloque uma rolha de cortiça, para evitar queimaduras na etapa seguinte. No fundo do vidro de maionese, coloque uma solução aquosa de repolho roxo. Agora, para obter o SO2, coloque um pouco de enxofre em pó na colher e aqueça-o até iniciar a combustão, que é visível pelo aparecimento de uma chama azul. Coloque esse aparato imediatamente no vidro já preparado, dentro do qual irá se formar uma névoa densa. solução aquosa de repolho roxo tampa de maionese rolha fio enrolado no cabo da colher • • • Quando isso acontecer, agite o frasco até que a névoa desapareça. Observe e explique o que aconteceu. Repetindo o experimento e substituindo o suco de repolho por uma flor ou folhas, você terá uma idéia dos efeitos da chuva ácida sobre a vegetação. Unidade 6 — Funções inorgânicas 191 REAÇÕES QUÍMICAS Todos os dias, o dia inteiro, ocorrem reações químicas, não só ao nosso redor mas também no nosso organismo, de tal maneira que se pode dizer que a manutenção da vida depende de uma série de reações. Algumas delas são muito comuns: Fotos: Thales Trigo Formação de ferrugem. Efervescência produzida por um antiácido em água. Combustão de um palito de fósforo. Essas reações podem ser representadas por equações químicas, as quais envolvem reagentes e produtos, que, por sua vez, são representados por fórmulas. reagentes produtos As equações químicas podem nos fornecer outras informações, tais como: vapor (v) líquido (l) sólido (s) cristal (c) • gás (g) • presença de moléculas ou íons em solução aquosa (aq) • desprendimento de gás ( ) • formação de precipitado ( ) • necessidade de aquecimento (∆) • presença de luz (λ) • ocorrência de reações reversíveis ( ) É importante destacar que tais equações precisam estar devidamente balanceadas, ou seja, o número total de átomos dos reagentes deve ser igual ao número total de átomos dos produtos. Balanceamento de equações químicas Existem várias maneiras de fazermos o balanceamento de uma equação química. Geralmente, a maneira mais usada de determinar os coeficientes de uma equação é o método das tentativas. Apesar de o nome “método das tentativas” dar idéia de algo totalmente aleatório, esse método é bastante simples e eficiente na determinação dos coeficientes de um grande número de equações químicas, desde que sejam seguidos alguns procedimentos básicos. 192 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Consideremos, como exemplo, a reação de combustão completa do gás metano (CH4). Essa reação é representada pela equação a seguir: + O2 CO2 + H2O CH4 144424443 144424443 1 átomo de C 4 átomos de H 2 átomos de O 1 átomo de C 2 átomos de O 2 átomos de H 1 átomo de O Como você pode perceber, o número de átomos dos reagentes não é igual ao dos produtos. Para fazer o balanceamento, vamos efetuar as seguintes etapas: 1) Observe a substância na equação toda com maior número de átomos na fórmula: CH4: 1 átomo de C e 4 átomos de H 2) A essa substância atribuiremos o coeficiente 1, e ela servirá de referência para o acerto de todos os outros coeficientes. 1 CH4 123 1 átomo de C 4 átomos de H + O2 então CO2 1 átomo de C + H2O 4 átomos de H 1 átomo de C 4 átomos de H 1 CH4 123 + O2 1 átomo de C 1 CO2 123 + 4 átomos de H 2 H2O 123 Agora só falta acertar o coeficiente do O2. No segundo membro, com coeficientes já definidos, temos: 2 H2O 1 CO2 4 átomos de O 2 átomos de O 2 átomos de O Assim, no primeiro membro devemos ter 4 átomos de O, ou seja: 2 O2. Finalmente, temos: 1 CH4 + 2 O2 1 CO2 + 2 H2O Agora, já temos a equação devidamente balanceada. Para verificar se esses coeficientes estão realmente corretos, contamos o número de átomos de cada substância nos dois lados da equação (reagentes e produtos). Conferindo: + 2 O2 1 CO2 + 2 H2O 1 CH4 14444244443 14444244443 número de átomos C=1 H=4 O=4 C=1 H=4 O=4 Unidade 6 — Funções inorgânicas 193 Exercícios de classe Equacione e faça o balanceamento das equações químicas abordadas nas questões 1 e 2. 1. Solução aquosa de água oxigenada H2O2(aq), em presença de luz, decompõe-se, produzindo água no estado líquido e gás oxigênio. 2. Na queima de combustíveis fósseis (carvão e derivados do petróleo), queima-se também o enxofre sólido presente em tais combustíveis, considerado impureza. Da queima do enxofre sólido, que reage com o oxigênio presente no ar, resulta o dióxido de enxofre. Esse gás, por sua vez, pode novamente reagir com o oxigênio e originar um outro gás: o trióxido de enxofre. Tanto o dióxido como o trióxido de enxofre podem também reagir com a água da chuva e originar, respectivamente, soluções aquosas de ácido sulfuroso e de ácido sulfúrico. 3. Efetue o balanceamento das equações a seguir: a) KClO4 KCl + O2 b) Fe + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2 c) C12H22O11 C + H2O CO2 + H2O d) C2H4 + O2 CO2 + H2O e) C2H6O + O2 Na2CO3 + CO2 + H2O f) NaHCO3 4. (UCDB-MT) Dadas as equações não-balanceadas: C3H6 + O2 CO2 + H2O CO2 + H2O C6H6 + O2 A soma dos coeficientes do CO2 é: a) 18. b) 9. c) 12. d) 24. e) 10. Exercícios propostos 1. Efetue o balanceamento das equações a seguir: a) Mg + O2 MgO b) Ca + HCl CaCl2 + H2 c) KBr + Cl2 KCl + Br2 d) H2SO4 + Al(OH)3 Al2(SO4)3 + H2O Ca(NO3)2 + CO2 + H2O e) CaCO3 + HNO3 CO2 + H2O f) C5H10 + O2 2. (Cefet-MG) Escreva as equações químicas balanceadas, correspondentes às seguintes reações: a) O fermento de pão pode ser preparado pela adição de gás carbônico (CO2) ao cloreto de sódio (NaCl), à amônia (NH3) e à água (H2O). Nessa reação, forma-se bicarbonato de sódio (NaHCO3), que é o fermento, e cloreto de amônio (NH4Cl). b) Durante a descarga de uma bateria de automóvel, o chumbo (Pb) reage com o óxido de chumbo (PbO2) e com o ácido sulfúrico (H2SO4), formando sulfato de chumbo (PbSO4) e água. c) Nos botes salva-vidas, comumente utilizase o hidreto de lítio (LiH), que reage em contato com a água, produzindo hidróxido de lítio (LiOH) e gás hidrogênio (H2). 3. (Unicamp-SP) Sob condições adequadas, uma mistura de nitrogênio gasoso, N2(g), e de oxigênio gasoso, O2(g), reage para formar diferentes óxidos de nitrogênio. Se representarmos o elemento nitrogênio por e o elemento oxigênio por , duas dessas reações químicas podem ser esquematizadas como: I—- II — a) Dê a fórmula química do composto formado na reação esquematizada em I. b) Escreva a equação química balanceada representada no esquema II. 194 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS Há várias maneiras de classificar as reações. Uma delas relaciona o número de substâncias que reagem e o número de substâncias produzidas. De acordo com esse critério, podemos ter os seguintes tipos de reação: Reações de síntese ou adição Thales Trigo A+B C Quando duas ou mais substâncias originam um único produto. Exemplo: O magnésio reage com o oxigênio do ar, produzindo óxido de magnésio: 2 Mg(s) + 1 O2(g) 2 MgO(s) Essa reação é utilizada em flashes fotográficos descartáveis e foguetes sinalizadores. Reação entre magnésio e oxigênio. Reações de análise ou decomposição CEDOC A B+C Quando uma única substância origina dois ou mais produtos. Exemplo: Um composto de sódio (NaN3(s)) é utilizado nos air-bags — dispositivos de segurança presentes em muitos automóveis. Quando esses dispositivos são acionados, a rápida decomposição do NaN3(s) origina N2(g), e esse gás infla os air-bags. 2 NaN3(s) 3 N2(g) + 2 Na(s) Air-bag inflado de N2(g). Reações de simples troca ou deslocamento A + XY AY + X Quando uma substância simples reage com uma composta, originando uma nova substância simples e outra composta. Exemplo: Quando introduzimos uma lâmina de zinco numa solução aquosa de ácido clorídrico, ocorre a formação de cloreto de zinco e a liberação do gás hidrogênio: Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) Dizemos, então, que o zinco deslocou o hidrogênio. Fotos: Thales Trigo Unidade 6 — Funções inorgânicas 195 AB + XY AY + XB Fotos: Thales Trigo Reações de dupla troca Quando duas substâncias compostas reagem, originando duas novas substâncias compostas. Exemplo: O ácido sulfúrico reage com o hidróxido de bário, produzindo água e sulfato de bário, que é um sal branco insolúvel: H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) 2 H2O(l) + BaSO4(aq) Exercícios de classe 1. Classifique as seguintes reações: 2 KCl + 3 O2 a) 2 KClO3 b) N2 + 3 H2 2 NH3 c) 2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2 H2O d) CaCO3 CaO + CO2 e) 2 Kl + Cl2 2 KCl + I2 f) 2 NO2 N2O4 g) Mg + 2 AgNO3 Mg(NO3)2 + 2 Ag h) BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2 HCl i) C12H22O11 12 C + 11 H2O j) Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + CO2 2. (UFSC) Indique a(s) reação(ões) de dupla troca: a) NaOH + HBr b) 2 Al + 3 H2SO4 c) Na2S + FeCl2 NaBr + H2O Al2(SO4)3 + 3 H2 FeS + 2 NaCl d) 3 NH4OH + Al(NO3)3 3 NH4NO3 + Al(OH)3 e) C + H2O CO + H2 f) Cl2 + 2 KI 2 KCl + I2 g) CuCl2 + Zn ZnCl2 + Cu 3. (Centec-BA) I — BaO + H2O II — 2 NaHCO3 ∆ III — Mg + 2 AgNO3 Ba(OH)2 Na2CO3 + H2O + CO2 Mg(NO3)2 + 2 Ag As reações I, II e III classificam-se, respectivamente, como: a) síntese, análise, simples troca. b) análise, síntese, dupla troca. c) simples troca, análise, síntese. d) dupla troca, simples troca, análise. e) síntese, dupla troca, simples troca. CONDIÇÕES PARA A OCORRÊNCIA DE REAÇÕES QUÍMICAS Reações de simples troca ou deslocamento Para que essas reações ocorram, é necessário que as substâncias simples sejam mais reativas do que o elemento da substância composta que será deslocado. A + XY AY + X A é mais reativo que X X foi deslocado por A Essa substância simples, genericamente chamada A, pode ser um metal ou um ametal. 196 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Reatividade dos metais Se introduzirmos uma lâmina de zinco numa solução aquosa de sulfato de cobre, verificaremos que a solução descolore e que surge um depósito avermelhado de cobre sobre a lâmina de zinco. Essa reação pode ser assim representada: ZnSO4(aq) + Cu(s) Fotos: Thales Trigo Zn(s) + CuSO4(aq) Como os sais em solução aquosa se encontram dissociados, a reação poderá ser representada na forma iônica: 2– Zn(s) + Cu 2+ + SO4(aq) (aq) 2– Zn2+ + SO4(aq) + Cu(s) (aq) Zn(s) + Cu2+ (aq) Zn2+ + Cu(s) (aq) Isso nos indica que o zinco é mais reativo que o cobre. Mediante a realização de uma série de reações semelhantes a esta, foi possível estabelecer uma fila de reatividade comparativa dos metais, que pode ser representada genericamente por: K > Na > Li > Ca > Mg > Al > Zn > Fe > Ni > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Pt > Au Os metais menos reativos que o hidrogênio — Cu, Hg, Ag, Pt, Au — são denominados metais nobres. Essa fila de reatividade pode ser expressa de maneira simplificada: metais alcalinos e metais alcalino-terrosos > outros metais > H > metais nobres Pela consulta à fila de reatividade, pode-se prever a ocorrência ou não de uma reação de deslocamento. Reatividade do ouro O ouro é um dos metais menos reativos que existe, pois não reage com ácidos isolados. Ele reage somente com uma mistura formada por três partes (volumes) de HCl e uma parte de HNO3, conhecida como água régia. A reação pode ser representada pela equação: Au(s) + 3 HNO3(aq) + 4 HCl(aq) HAuCl4(aq) + 3 H2O(l) + 3 NO2(g) Unidade 6 — Funções inorgânicas 197 Reatividade dos metais com a água À temperatura ambiente, os metais alcalinos e alguns alcalino-terrosos (Ca, Sr, Ba e Ra) reagem com a água, produzindo gás hidrogênio e o hidróxido correspondente: 2 Na(s) + 2 HOH(l) 2 NaOH(aq) + H2(g) Fotos:Thales Trigo O sódio deve ser guardado A coloração rósea evidenem querosene para evitar que cia a presença da base na entre em contato com o ar e solução que contém fenolfa água. taleína. O hidrogênio liberado na reação sofre combustão ao reagir com o oxigênio presente no ar. Reatividade dos ametais Ao misturarmos uma solução aquosa de Cl2 (água de cloro) a outra solução aquosa de KI, verificamos o aparecimento de uma coloração castanha devido à formação do I2. Thales Trigo Formação do I2. A reação ocorrida pode ser representada das seguintes maneiras: 2 KCl(aq) + I2(aq) Cl2(aq) + 2 KI(aq) ou 2 K+ + 2 Cl– + I2(aq) Cl2(aq) + 2 K+ + 2 I– (aq) (aq) (aq) (aq) Cl2(aq) + 2 I– (aq) 2 Cl– + I2(aq) (aq) Como o cloro (Cl) deslocou o iodo (I), pode-se concluir que ele é mais reativo que o iodo. Por meio de reações semelhantes, foi determinada uma fila de reatividade dos ametais: F > O > Cl > Br > I > S > C 198 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Reações de dupla troca Para que essas reações ocorram, é necessário que pelo menos um dos produtos, quando comparado com os reagentes, apresente no mínimo uma das características a seguir: • seja mais fraco (menos ionizado ou dissociado); • seja mais volátil (passa com maior facilidade para o estado gasoso ou produz um gás); • seja menos solúvel (ocorre a formação de um precipitado). Formação de um produto mais fraco Nesse caso devemos ter: AB + XY X B + A Y, em que XB e/ou AY devem ser mais fracos, ou seja, menos ionizados que os reagentes. Veja alguns experimentos em que essa condição pode ser verificada. 1º Experimento Uma das reações de dupla troca mais comuns são as neutralizações, que ocorrem entre ácidos e bases: ácido + base sal + água Essas reações ocorrem porque a água formada está menos ionizada do que o ácido ou a base. NaCl(aq) + 123(l) H2O HCl 123(aq) + NaOH(aq) 123 ácido muito ionizado base muito dissociada substância pouco ionizada – Na + + Cl(aq) + H2O(l) (aq) 123 H2O(l) – – H+ + Cl(aq) + Na + + OH (aq) (aq) (aq) 1442443 144424443 – H+ + OH (aq) (aq) 2º Experimento Outro exemplo de reação de dupla troca é a que ocorre quando são misturadas uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) e uma solução aquosa de sulfato de alumínio [Al2(SO4)3]. 6 NaOH(aq) + 1 Al2(SO4)3(aq) 14243 base forte 2 Al(OH)3(s) + 3 Na2SO4(aq) 14243 base fraca 2– 6 Na+ + 6 OH– + 2 Al3+ + 3 SO4(aq) (aq) (aq) (aq) 144424443 144424443 2– 2 Al(OH)3(s) + 6 Na+ + 3 SO4(aq) (aq) 6 OH– (aq) + 2 Al3+ (aq) 2 Al(OH)3(s) Essa reação é facilmente perceptível a olho nu, pois ocorre a formação de hidróxido de alumínio, uma base insolúvel e, portanto, fraca, que se apresenta na solução na forma de flóculos, sendo este fenômeno denominado floculação. Unidade 6 — Funções inorgânicas 199 Uma reação muito semelhante a essa, na qual ocorre a formação de flóculos de hidróxido de alumínio, é utilizada no tratamento de água nas grandes estações de tratamento e nas piscinas. Os flocos formados envolvem as partículas sólidas presentes na água, arrastando-as para o fundo, de onde serão removidas. Formação de um produto mais volátil Nesse caso devemos ter: AB + XY X B + A Y, em que pelo menos um dos produtos deve ser mais volátil que os reagentes. Uma das reações mais comuns que satisfaz essa condição ocorre quando se adiciona 2– um ácido a um sal do tipo carbonato (CO3 ) ou bicarbonato (HCO– ). 3 Um dos produtos formados é o ácido carbônico (H2CO3), muito instável e fraco, que se decompõe liberando gás carbônico (CO2). Essas reações podem ser genericamente representadas por: • ácido + carbonato 2 H+ + CO 3(aq) (aq) • ácido + bicarbonato H+ + HCO– (aq) 3(aq) CO2(g) + H2O(l) 2– CO2(g) + H2O(l) Esse tipo de reação ocorre, por exemplo, quando se usa o bicarbonato de sódio (NaHCO3) para diminuir a acidez estomacal, pois ele reage com o ácido clorídrico presente no estômago: NaHCO 3 (aq) + HCl(aq) bicarbonato de sódio – ácido clorídrico cloreto de sódio NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l) gás carbônico água + – Na + (aq) + HCO3(aq) + H (aq) + Cl(aq) 144424443 1442443 – HCO3(aq) + H+ (aq) – Na + (aq) + Cl(aq) + CO2(g) + H2O(l) CO2(g) + H2O(l) Thales Trigo Mediante a realização de um experimento simples, você pode reproduzir a reação que ocorre entre o bicarbonato de sódio e o ácido clorídrico. Pegue um pires e coloque nele um punhado de bicarbonato de sódio. Depois, adicione ao bicarbonato algumas gotas de vinagre ou suco de limão. As bolhas indicam a formação de gás carbônico (CO2). Este mesmo gás, quando formado no estômago, poderá ser liberado por eructação (“arroto”). 200 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Quando gotejamos, por exemplo, uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) a outra solução aquosa de sulfeto de sódio (Na2S), essas substâncias reagem e liberam o H2S(g): H2SO4(aq) + Na2S(aq) ácido fixo Na2SO4(aq) + H2S(g) ácido volátil 2 + +2 + 144424443 144424443 2 H+ (aq) + 2– S(aq) H+ (aq) 2– SO4(aq) Na+ (aq) 2– S(aq) 2 Na+ (aq) 2– + SO4(aq) + H2S(g) 123 H2S(g) A ocorrência dessa reação nem sempre é perceptível a olho nu, mas pode ser percebida pelo odor característico do H2S(g): ovos podres. Formação de um produto menos solúvel ou insolúvel Nesse caso devemos ter: AB + XY X B + A Y, em que pelo menos um dos produtos deve ser menos solúvel que os reagentes. Um exemplo dessa reação pode ser observado quando misturamos duas soluções aquosas de nitrato de chumbo [Pb(NO3)2] e iodeto de sódio (NaI): Fotos: Thales Trigo Formação de precipitado (PbI2) decorrente da reação entre nitrato de chumbo e iodeto de sódio. Pb(NO3)2(aq) + 2 NaI(aq) solúvel solúvel PbI2(s) + 2 NaNO3(aq) insolúvel – PbI2(s) + 2 Na + (aq) + 2 NO 3(aq) 123 PbI2(s) precipitado +2 +2 +2 144424443 144424443 – Pb 2+ + 2 I (aq) (aq) Pb 2+ (aq) – NO 3(aq) Na + (aq) – I (aq) A ocorrência dessa reação é perceptível a olho nu, pois forma-se um precipitado. Exercícios de classe 1. Utilizando a fila de reatividade, complete as equações das reações que realmente ocorrem, representando-as também na forma iônica: a) Cu + NiCl2 b) Zn + NiSO4 c) Zn + CuSO4 d) Ni + CuSO4 e) Cu + AgNO3 f) Al + AgNO3 g) Zn + HCl h) Ag + HCl Unidade 6 — Funções inorgânicas 201 frasco contendo ácido sulfúrico concentrado (H2SO4 conc.). Equacione, pela maneira habitual e pela forma iônica, a reação que ocorre no processo descrito e justifique sua ocorrência. 8. (Unicamp-SP) Ácido clorídrico comercial, vendido com o nome de ácido muriático, é muito empregado na limpeza de pisos de pedra. Entretanto, ele não deve ser usado em piso de mármore, devido à reação que ocorre entre esse ácido e o carbonato de cálcio constituinte do mármore. a) Escreva a equação química que representa essa reação. Na limpeza de uma casa, acidentalmente caiu um pouco de ácido muriático sobre o piso de mármore. O dono da casa agiu rapidamente. Absorveu o ácido com um pano e, a seguir, espalhou sobre o local atingido um dos seguintes “produtos” comumente encontrados numa residência: vinagre, água, amoníaco ou sal de cozinha. Dentre essas opções, o dono escolheu a melhor. b) Qual foi essa opção? Justifique sua resposta. 9. Pacientes que necessitam de raios X do trato intestinal devem ingerir previamente uma suspensão de sulfato de bário (BaSO4). Esse procedimento permite que as paredes do intestino fiquem revestidas pelo sulfato de bário, que é opaco aos raios X, permitindo uma análise médica das condições do intestino. O sulfato de bário pode ser obtido mediante as seguintes reações: a) Ba(OH)2(aq) b) BaCl2(aq) c) Ba(NO3)2(aq) + + + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) K2SO4(aq) CEDOC 2. Um laboratorista tinha de guardar duas amostras metálicas, uma de ouro e outra de zinco. Para evitar que outras pessoas pudessem tocar nas amostras, colocou-as em dois frascos contendo HCl(aq). HCl(aq) Zn Au Você acha que a idéia do laboratorista foi boa? Justifique sua resposta. 3. (UFRJ) Reações de deslocamento ou simples troca são aquelas em que uma substância simples de um elemento mais reativo desloca outro de uma substância composta. Um exemplo de reação de deslocamento, em que o cálcio desloca o hidrogênio, é apresentado a seguir: Ca(s) + 2 HNO3(aq) Ca(NO3)2(aq) + H2(g) a) Qual o nome do sal formado nessa reação? b) Por analogia, apresente a equação da reação em que o alumínio desloca o hidrogênio do ácido clorídrico. 4. Escreva as equações iônicas das reações que ocorrem realmente: a) Cl2 + 2 NaBr b) Br2 + 2 NaI c) I2 + 2 NaCl d) I2 + 2 NaBr 5. No comércio, são vendidos alguns produtos destinados a remover manchas de ferrugem [Fe(OH)3] de peças de roupas; porém, a maioria das donas-de-casa executa essa remoção usando suco de limão, que contém ácido cítrico, ou vinagre, que contém ácido acético (H3C — COOH). Escreva a equação que representa a reação entre a ferrugem e o ácido acético e justifique sua ocorrência. 6. Escreva as equações (comum e iônica) que representam a reação ocorrida entre o cloreto de amônio (NH4Cl) e o hidróxido de sódio (NaOH). Justifique a ocorrência dessa reação. 7. Nos Estados Unidos, ainda hoje alguns criminosos são condenados à morte nas chamadas câmaras de gás, que consistem de recintos fechados, em que o prisioneiro é amarrado a uma cadeira. Através de um comando externo, o carrasco faz mergulhar drágeas de cianeto de potássio (KCN) em um 10. Uma das tinturas de cabelo, de cor preta, mais barata e mais usada, consiste num precipitado preto de AgOH, que adere aos cabelos durante certo tempo. Considerando que os reagentes utilizados sejam o nitrato de prata (AgNO3) e o hidróxido de amônio [NH4OH(aq)], equacione a reação e explique por que ela ocorre. 202 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Exercícios propostos 1. (FEI-SP) Das reações químicas que ocorrem: I — nos flashes fotográficos descartáveis; II — com o fermento químico para fazer bolos; III — no ataque de ácido clorídrico ao ferro; IV — na formação de hidróxido de alumínio usado no tratamento de água; V — na câmara de gás; representadas, equações: respectivamente, pelas 6. (Vunesp-SP) Mergulha-se uma lâmina limpa de níquel em uma solução azul de sulfato de cobre. Observa-se que a lâmina fica recoberta por um depósito escuro e que, passado algum tempo, a solução se torna verde. Explique o que ocorreu: a) na lâmina de níquel; b) na solução. 7. (UFPA) O sódio é um metal mole, de cor prateada, que reage violentamente com água, como está equacionado a seguir: 2 Na(s) + 2 H2O(l) a) adição. b) análise. c) dupla troca. 2 NaOH(aq) + H2(g) d) simples troca. e) neutralização. a) I, II, III e IV. b) III, IV, I e II. c) IV, III, I e II. d) I, III, II e IV. e) II, I, IV e III. 5. (Fuvest-SP) Misturam-se duas soluções preparadas com o mesmo solvente. Indique dois fatos, observáveis a olho nu, que demonstrem a ocorrência de uma reação química nesse processo. 2 MgO I — 2 Mg + O2 CO2 + NH3 + H2O II — NH4HCO3 III — Fe + 2 HCl FeCl2 + H2 IV — Al2(SO4)3 + 6 NaOH 2 Al(OH)3 + + 3 Na2SO4 V — H2SO4 + 2 KCN K2SO4 + 2 HCN Indique a alternativa que corresponde a reações de decomposição: a) apenas I e III. b) apenas II e IV. c) apenas I. d) apenas II. e) apenas V. 2. (UFMG) Colocando-se um frasco de ácido clorídrico junto a outro de amônia e retirando-se as rolhas de ambos, nota-se a formação de fumaça branca intensa, constituída de cloreto NH4Cl). de amônio (HCl + NH3 Esta experiência é um exemplo de: a) síntese. b) decomposição. c) reação de substituição. d) reação de dupla troca. e) sublimação. 3. (FURRN) No filme fotográfico, quando exposto à luz, ocorre a reação: 2 AgBr a) pirólise. b) eletrólise. c) fotólise. 2 Ag + Br2 d) síntese. e) simples troca. Essa reação pode ser classificada como: Esta reação química é identificada como: 8. (Fuvest-SP) Coloca-se em um recipiente de vidro água destilada, gotas de solução de fenolftaleína e, em seguida, pedaços de sódio metálico: chama sódio água com fenolftaleína 4. (MACK-SP) A seqüência que representa respectivamente reações de síntese, análise, simples troca e dupla troca é: I — Zn + Pb(NO3)2 Zn(NO3)2 + Pb II — FeS + 2 HCl FeCl2 + H2S III — 2 NaNO3 2 NaNO2 + O2 IV — N2 + 3 H2 2 NH3 Observa-se, então, violenta reação do metal com a água, resultando chama na superfície exposta do metal e coloração rósea na solução. A chama e a coloração resultam, respectivamente, da queima de: a) hidrogênio produzido na reação e aumento de pH. b) oxigênio produzido na reação e aumento de pH. c) nitrogênio do ar e aumento de pH. Unidade 6 — Funções inorgânicas 203 c) fosfato de cálcio + ácido sulfúrico d) hidróxido de bário + ácido nítrico 12. (UFU-MG) Um comprimido efervescente antiácido é em geral uma mistura sólida de bicarbonato de sódio, carbonato de sódio, ácido cítrico e às vezes ácido acetilsalicílico ou sulfato de magnésio. Ao ser colocado em água, o gás que se desprende durante a efervescência é o: a) H2. b) O2. c) OH. d) CO. e) CO2. d) hidrogênio produzido na reação e diminuição de pH. e) nitrogênio do ar e diminuição de pH. Informação: o pH da água é menor que o das soluções básicas e maior que o das soluções ácidas. 9. (Unicamp-SP) Para identificar minerais, podese fazer uso de propriedades físicas, como a dureza (resistência ao risco) e algumas análises químicas, como reações com ácidos inorgânicos. Três amostras de minerais denominados A, B e C foram analisadas conforme os métodos da escala de dureza e da reação com ácidos. Os resultados encontram-se na tabela a seguir: Amostra A B C Dureza é riscada apenas pela lâmina de aço é riscada pela lâmina de ferro é riscada pela lâmina de ferro Reação com ácido não libera gás não libera gás libera gás 13. (Vunesp-SP) Os corais, animais marinhos encontrados unicamente em mares tropicais, são dotados de um esqueleto formado por carbonato de cálcio. O carbonato de cálcio é capaz de reagir com água e com o gás carbônico nela dissolvido para formar o sal solúvel bicarbonato de cálcio. Escreva a equação balanceada de dissolução do carbonato de cálcio, segundo a reação mencionada, indicando o estado físico de cada reagente. 14. (Unicamp-SP) Você tem diante de si um frasco com um pó branco que pode ser um dos seguintes sais: cloreto de sódio (NaCl), carbonato de sódio (Na2CO3) ou carbonato de cálcio (CaCO3). Num livro de Química você encontrou as seguintes informações: a) “Todos os carbonatos em presença de ácido clorídrico produzem efervescência.” b) “Todos os carbonatos são insolúveis, com exceção dos carbonatos de metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) e de amônio (NH+ ).” 4 c) “Todos os cloretos são solúveis, com exceção dos cloretos de chumbo, prata e mercúrio.” Dispondo apenas de recipientes de vidro, água e ácido clorídrico, como você faria para identificar o sal? 15. (FUC-MT) Abrindo a torneira da ácido sulfúrico aparelhagem, ocorre uma reação química. Um dos produtos dessa reação é o gás gás representado pela fórmula: a) b) c) d) e) H2. Cl2. SO3. SO2. HCl. A escala de dureza utilizada foi a seguinte: unha < lâmina de ferro Cl > Br > I, a equação incorreta é: 2 NaCl + F2 a) 2 NaF + Cl2 b) 2 NaI + F2 2 NaF + I2 c) 2 NaBr + Cl2 2 NaCl + Br2 d) 2 NaI + Br2 2 NaBr + I2 e) 2 NaBr + F2 2 NaF + Br2 11. (UFMG — mod.) Dê os produtos e a equação balanceada das reações químicas envolvendo os seguintes reagentes: a) óxido de alumínio + água b) cobre + nitrato de prata torneira cloreto de sódio sólido 204 16. (Cesgranrio-RJ) Um químico, em seu laboratório, dispunha de algumas substâncias sólidas guardadas em frascos de vidro devidamente rotulados. Após um acidente, os rótulos de três frascos foram danificados e os nomes das substâncias desapareceram. Consultando seu cadastro de reagentes, o químico concluiu que as substâncias somente poderiam ser o sulfeto de sódio, o nitrato de prata e o brometo de potássio. Com base no exposto, poderemos concluir que o químico só não poderá afirmar que a substância que: Dados: AgCl — sólido branco de baixa solubilidade em água. AgI — sólido amarelo de baixa solubilidade em água. Cl2 — substância incolor em solução aquosa. Br2 — substância de coloração alaranjada em solução aquosa. I2 — substância de coloração castanha em solução aquosa. H2S — gás de odor desagradável (cheiro de ovo podre). a) liberar gás de odor desagradável, em meio fortemente ácido, é o sulfeto de sódio. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL b) reagir com solução aquosa de cloro, tornando-a laranja, é o brometo de potássio. c) reagir com solução aquosa de iodo, tornando-a incolor, é o brometo de potássio. d) formar precipitado branco com solução aquosa de cloreto de sódio é o nitrato de prata. e) formar precipitado amarelo com solução aquosa de iodeto de sódio é o nitrato de prata. 17. (Unesp-SP) Considere as seguintes experiências de laboratório: I — Adição de uma solução aquosa de brometo de sódio a uma solução aquosa de nitrato de prata. II — Adição de uma solução aquosa de ácido sulfúrico a um pedaço de zinco metálico. III — Adição de um pedaço de sódio metálico à água. IV — Borbulhamento de cloreto de hidrogênio em água. V — Adição de uma solução aquosa de cloreto de bário a uma solução aquosa de carbonato de sódio. a) Escreva as equações químicas balanceadas correspondentes às experiências nas quais há formação de precipitado. b) Escreva os nomes oficiais dos precipitados formados. Faça você mesmo Prata preta É muito freqüente acontecer de, com o tempo, os objetos de prata perderem seu aspecto brilhante, tornando-se embaçados e até mesmo pretos. Isso ocorre porque os átomos de prata da superfície do objeto reagem com outras substâncias. A prata perde seu brilho, por exemplo, ao reagir com derivados de enxofre, presentes em vários alimentos e no próprio ar, formando uma película escura de sulfato de prata (Ag2S). Uma maneira grosseira de removermos esta película escura, devolvendo o brilho ao objeto, é raspando-o com um material abrasivo, como uma palha de aço. Este método tem o inconveniente de retirar parte da prata do objeto, desgastando-o. A química, porém, nos fornece uma maneira mais vantajosa de removermos essa película escura, sem que ocorra desgaste da prata e sem esforço físico. A remoção dessa película de sulfeto de prata pode ser feita utilizando um metal que substitua a prata apenas na película. Um dos metais que pode ser utilizado é o alumínio, que reage com o sulfeto de prata da seguinte maneira: (s) 123 alumínio 2 Al + 2 (s) 14243 sulfeto de prata (mancha) 3 Ag S 2 3(s) 14243 sulfeto de alumínio Al S + (s) 123 prata 6 Ag Unidade 6 — Funções inorgânicas 205 Pela equação podemos observar que a prata que havia sido retirada do objeto na forma de sulfeto de prata (Ag2S) volta a se depositar sobre ele na forma de prata (Ag). Para fazer a limpeza de objetos de prata, você pode proceder da seguinte maneira: pegue uma panela de alumínio, encha-a com água e adicione uma colher de sopa de detergente. Mergulhe na panela os objetos de prata que você quer limpar. Para tornar esse processo mais rápido, aqueça a panela. A finalidade do detergente nesse processo é de simples desengordurante, tanto da película (mancha) como da panela. EXERCÍCIOS GLOBALIZANTES Leia o texto a seguir e, depois, resolva as questões. Atmosfera artificial Na Terra, devido a um conjunto de processos naturais, a atmosfera apresenta uma composição praticamente constante: N2 = 78%, O2 = 21%, Ar 1% e CO2 0,04%. Com o desenvolvimento tecnológico, o ser humano precisou criar condições de manutenção da vida em ambientes fechados, como em submarinos, aviões e naves espaciais. Nestes ambientes, tanto a tripulação como os passageiros morreriam asfixiados com o aumento da concentração de CO2. Esse problema foi superado com a criação de purificadores de ar. Esses aparelhos retiram do ar os gases indesejáveis, regenerando o oxigênio (O2) por meio de reações químicas. Nos ônibus espaciais do tipo space shuttle, usados em vôos curtos, o oxigênio para reposição fica armazenado em cilindros. Apesar disso, o CO2 precisa ser retirado do ambiente. Sabendo-se que o gás carbônico é um óxido ácido, o ar ambiente é forçado a passar por reservatórios especiais, os quais contêm hidróxido de lítio (LiOH), substância que, em contato com o CO2, produz a seguinte reação: I — CO2(g) + 2 LiOH(s) Li2CO3(s) + H2O(l) A escolha do LiOH deve-se ao fato de a sua massa ser a menor, entre todos os hidróxidos, para a retirada da mesma quantidade de CO2. Repare que um dos produtos formados é a água, substância de grande importância no espaço. Na estação espacial russa Salyut, o O2 é regenerado a partir da reação do CO2 com o superóxido de potássio: superóxidos são compostos binários com ânion – 2– O — O — O — O– (O4 ) II — 2 K2O4(s) + 2 CO2(g) 2 K2CO3(s) + 3 O2(g) Em missões espaciais de longa duração, o K2O4 pode ser totalmente consumido, no entanto, continuará sendo necessário regenerar o O2. Neste caso, podemos provocar uma 206 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL reação em várias etapas com o gás hidrogênio (H2), que pode ser representada, de forma simplificada, por: III — CO2(g) + 2 H2(g) C(s) + 2 H2O(l) Os dois produtos dessa reação são importantes para a manutenção da vida numa estação espacial: • o carbono, obtido na forma de pó, pode ser usado como filtro para a retirada de odores desagradáveis do ar; • a água pode ser decomposta em H2 e O2 pela passagem de corrente elétrica. A energia necessária para essa reação é fornecida pelo uso de células fotoelétricas ou de painéis solares: IV — 2 H2O(l) eletrólise 2 H2(g) + O2(g) O H2 pode ser usado para regenerar a água, quando posto para reagir com o O2(g): V — 2 H2(g) + O2(g) (Dados os números atômicos: 7N, 8O, 6C, 3Li e 19K) 18Ar, faísca 2 H2O(l) 9. Ao observar os reagentes da equação III, qual apresenta o maior ponto de ebulição? Justifique. 10. Faça a reação do óxido ácido presente na reação II com a água. Indique o nome do produto formado. 11. Equacione a reação de neutralização total da base presente na equação I com o ácido sulfúrico. Identifique o nome do composto iônico formado. 12. Dê o nome dos sais presentes nas equações apresentadas no texto. 13. Como poderiam ser classificadas as reações IV e V? 14. Na reação I, utilizou-se hidróxido de lítio para remoção de CO2(g). Indique dois produtos caseiros que teoricamente apresentam as mesmas propriedades do hidróxido de lítio. 15. O gás carbônico, ao reagir com a água, origina uma solução ácida. Equacione e classifique esta reação. Indique alguns produtos que apresentam essa solução. 16. Qual o principal responsável pelo efeito estufa? 1. O ar atmosférico é uma substância pura ou uma mistura? Em caso de mistura, homogênea ou heterogênea? 2. Qual gás é considerado vital? 3. Qual o nome do processo utilizado para separar os componentes do ar? 4. Considere os isótopos do oxigênio: 16 17 18 8O, 8O, 8O Indique as massas das moléculas de O2 possíveis de serem formadas. 5. No texto foram citados 4 elementos químicos que entram na composição do ar. Identifique esses elementos e indique sua localização na tabela periódica. Aponte o elemento de menor raio atômico. 6. Classifique as substâncias presentes na equação I em iônicas ou moleculares. 7. Represente a fórmula estrutural do sal presente na equação I. 8. Dentre os elementos presentes no texto, quais apresentam variedades alotrópicas? 17. A solução ácida obtida pela dissolução de gás carbônico em água poderia ser neutralizada mediante a utilização de soda cáustica. Equacione e classifique esta reação. MASSAS DOS ÁTOMOS É muito importante, tanto nas atividades em laboratório como nas indústrias, saber antecipadamente as quantidades de reagentes que devemos usar para obter a quantidade desejada de produtos. A previsão das quantidades só é possível através de cálculos das massas e dos volumes das substâncias envolvidas nas reações químicas. No entanto, muitas vezes é necessário determinar também o número de átomos ou de moléculas das substâncias que reagem ou são produzidas. Para isso, um primeiro passo é conhecer a massa dos átomos. Como átomos ou moléculas são entidades muito pequenas para serem “pesadas” isoladamente, foi estabelecido um padrão para comparar suas massas. Determinar a massa de um corpo (“pesá-lo”) é comparar sua massa com um padrão de massa conveniente e previamente escolhido. Thales Trigo UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (U) Atualmente, nossa escala de massas atômicas está baseada no isótopo mais comum do carbono, com número de massa igual a 12 (12C), ao qual foi atribuída exatamente a massa de 12 unidades de massa atômica (u). Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de carbono com número de massa igual a 12 (12C). unidade de massa atômica (u) 1/12 do 12C átomo de 12 C • O 12C foi escolhido em 1962 e é usado atualmente em todos os países do mundo. • 1 u = 1,66054 · 10–24 g. Massa atômica de um átomo (MA) A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é a massa comparada com 1/12 da massa do 12C. As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser determinadas experimentalmente com grande precisão, usando um aparelho denominado espectrômetro de massa. 208 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Para facilitar nossos cálculos não usaremos esses valores exatos; faremos um “arredondamento” para o número inteiro mais próximo: Massa atômica do 2 He Massa atômica do Massa atômica do 19 9F 27 13 Al 4 4,0030 u 18,9984 u 26,9815 u 4u 19 u 27 u Observação Os valores arredondados das massas atômicas são iguais aos números de massa (A) dos átomos; por esse motivo, usaremos o A como se fosse o MA. Massa atômica de um elemento A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos. Vejamos como se calcula a massa atômica do elemento neônio, que é constituído de três isótopos. Isótopos Massa atômica Constituição 20Ne 21Ne 22Ne 20,00 u 21,00 u 22,00 u 90,92% 0,26% 8,82% Logo, a massa atômica do elemento neônio será igual a 20,179 u, e a sua representação na tabela periódica é feita conforme indicado na ilustração ao lado. 14243 Cálculo da massa atômica do elemento neônio: 20,00 · 90,92 = 1818,4 2017,9 = 20,179 u 21,00 · 0,26 = 5,46 100 22,00 · 8,82 = 194,04 10 Z Ne 20,179 MA Massa molecular É a soma das massas atômicas dos átomos que constituem as moléculas. Vejamos alguns exemplos: (massas atômicas: H = 1 u O = 16 u C = 12 u) H 2O 2 . 1= 2 + 1 . 16 = 16 C 5 H 10 5 . 12 = 60 + 10 . 1 = 10 massa molecular do H2O — MM = 18 u massa molecular do C5H10 — MM = 70 u Observação: Para compostos iônicos, utiliza-se a expressão massa-fórmula. Por simplificação, é comum utilizar o termo massa atômica tanto para átomos como para íons monoatômicos, enquanto o termo massa molecular é utilizado tanto para compostos moleculares como para iônicos. CONSTANTE DE AVOGADRO OU NÚMERO DE AVOGADRO Como contar a quantidade de grãos de arroz existentes num saco de 5 kg? Existe uma maneira mais prática do que contar os grãos um por um. Inicialmente contamos certa quantidade de grãos e determinamos sua massa. A seguir estabelecemos uma relação entre a massa dessa quantidade fixa e a massa do arroz contida no saco. amostra = …. grãos …. g saco x 5 000 g Unidade 7 — Relações de massa 209 Veja como isso pode ser feito: Vamos supor que 100 grãos de arroz tenham massa de 2 g. Usando a relação entre massa e número de grãos, temos: 100 grãos 2g x 5 000 g 100 · 5 000 x= = 250 000 ou 2,5 · 105 grãos 2 Um procedimento semelhante nos permite descobrir o número de partículas numa amostra. Amedeo Avogadro (1776-1856) foi o primeiro cientista a conceber a idéia de que uma amostra de um elemento, com massa em gramas numericamente igual à sua massa atômica (MA), apresenta sempre o mesmo número de átomos (N). Avogadro não conseguiu determinar o valor de N. Ao longo do século XX, muitos experimentos — bastante engenhosos — foram feitos para determinar esse número N, denominado posteriormente Número de Avogadro (Constante de Avogadro), em homenagem ao cientista. Esse número (N) tem como valor aceito atualmente: 6,022 · 1023 ou 6,02 · 1023 ou ainda 6,0 · 1023 Em uma massa em gramas numericamente igual à massa atômica, para qualquer elemento, existem 6,02 · 1023 átomos. Em uma massa em gramas numericamente igual à massa molecular (MM), para qualquer substância molecular, existem 6,02 · 1023 moléculas. Fotos: Thales Trigo Em 201 g de mercúrio existem 6,02 · 1023 átomos deste elemento. Em 342 g de sacarose há 6,02 · 1023 moléculas desta substância. Em 18 g de água encontramos 6,02 · 1023 moléculas de água. MOL: A UNIDADE DE QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIAS No nosso cotidiano, compramos, vendemos e contamos coisas indicando sua massa (1 quilo de açúcar) ou seu volume (1 litro de leite) ou ainda seu número de unidades. Em Química, como trabalhamos com átomos e moléculas, que são extremamente pequenos, vamos tomar, como unidade, os conjuntos formados por 6,02 · 1023 partículas (átomos, moléculas, íons etc.). Essa unidade recebe o nome de mol. Thaís Falcão 1 dúzia = 12 unidades 210 Atualmente, por resolução da IUPAC: PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Mol é a quantidade de substância que contém tantas entidades elementares quanto 12 são os átomos de 12C contidos em 0,012 kg (12 g) de C. Como em 12 g de 12C existem 6,02 · 1023 átomos: Mol é a quantidade de substância que contém 6,02 · 1023 entidades. 6,02 · 1023 átomos é a quantidade de substância que contém 6,02 · 1023 moléculas 6,02 · 1023 fórmulas 6,02 · 1023 íons 6,02 · 1023 elétrons 1 mol de átomos: 1 mol de moléculas: 1 mol de fórmulas: 1 mol de íons: 1 mol de elétrons: A ilustração traz o tema escolhido para a comemoração do Dia do Mol 2002. Esse dia (23 de outubro) é comemorado nos Estados Unidos, Canadá, Austrália e em vários países da Europa. Alunos e professores participam de uma série de eventos culturais e festivos nesta data. MASSA MOLAR (M) Massa molar é a massa que contém 6,02 · 1023 entidades. Sua unidade é grama mol–1 (g/mol). Veja alguns exemplos: mercúrio (Hg) MA = 201 u têm con água (H2O) MM = 18 u têm con 6,02 · 1023 átomos de Hg constituem 6,02 · 1023 moléculas de H2O constituem 201 g “pe sam ” 18 g 1 mol de átomos de Hg “pe sam ” 1 mol de moléculas de H2O Massa molar do Hg = 200 g/mol Massa molar da H2O = 18 g/mol Unidade 7 — Relações de massa 211 DETERMINAÇÃO DA QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA = NÚMERO DE MOL É a relação entre a massa (m) de uma amostra de substância e sua massa molar (M). Matematicamente, temos n = m (g) m ⇒ n= mol M (g mol–1) M Conhecendo o número de mol, podemos estabelecer uma relação entre a massa (g) e o número de partículas. Se: 1 mol de ……………… átomos moléculas Então: n mol de ………………. ”pesam” contêm ……… gramas MA (gramas) MM (gramas) “pesam” 6,02 · 1023 …………………….. átomos • mol–1 moléculas • mol–1 contêm n · …… gramas n · 6,02 · 1023 ………………… ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO Considere um copo contendo 90 mL de água. Determine: a) nº de mol de moléculas de água; d) nº de átomos de hidrogênio; b) nº de moléculas de água; e) nº total de átomos. c) nº de átomos de oxigênio; (Massas atômicas: H = 1,0; O = 16; N = 6,0 · 1023; dH O = 1,0 g/mL) 2 SOLUÇÃO • Determinação da massa de água: como a densidade da água é 1,0 g de água por 1 mL de água, concluímos que 90 mL de água correspondem a 90 g de água. a) Determinação do nº de mol de moléculas de água: Massa molar da água = 18 g mol–1 1 mol de moléculas de H2O — 18 g mol–1 n 90 g ou, pela expressão: n= m 90g mol ⇒ n = M 18 g mol–1 ⇒ n = 5 mol 6,0 · 1023 moléculas mol–1 b) Determinação do nº de moléculas de água: 1 mol de moléculas de H2O — 18 g mol–1 90 g x= 6,0 · 1023 moléculas mol–1 x 90 g · 6,0 · 1023 moléculas mol–1 18 g mol–1 x = 3,0 · 1024 moléculas de água 212 c) e d) Determinação do número de átomos de oxigênio e hidrogênio: PARTE 1 — QUÍMICA GERAL O H), suas moléculas são constituídas de 2 átomos de Como a fórmula da água é H2O (H hidrogênio e 1 átomo de oxigênio por molécula. Sabendo o número de moléculas da amostra de água (3,0 · 1024 moléculas), podemos determinar o número de átomos de oxigênio e de hidrogênio: 1 molécula de água (H2O) 1 átomo de oxigênio (O) 3,0 · 1024 moléculas de H2O x x= 3,0 · 1024 moléculas · 1 átomo de oxigênio 1 molécula x = 3,0 · 1024 átomos de oxigênio (O) 1 molécula de H2O 3,0 · 1024 moléculas de H2O x= 2 átomos de hidrogênio (H) x 3,0 · 1024 moléculas · 2 átomos de hidrogênio 1 molécula x = 6,0 · 1024 átomos de hidrogênio (H) e) Determinação do nº total de átomos: Essa determinação pode ser feita de duas maneiras. nº de átomos de oxigênio (O) nº total de átomos = nº de átomos de hidrogênio (H)+ ou 1 molécula de H2O 3 átomos 3,0 · 1024 moléculas x Utilizando qualquer um dos métodos, o número total de átomos será igual a: Exercícios de classe 1. Dadas as afirmações: I — A unidade de massa atômica pode ser representada por u. II — A unidade de massa atômica é 1/12 da massa de um átomo de carbono. III — A unidade de massa atômica é 1/12 da massa do átomo de carbono de número de massa igual a 12. IV — A massa atômica de um átomo é um número muito próximo de seu número de massa. São corretas: a) Todas. d) Somente I, II e IV. b) Nenhuma. e) Somente I, III e IV. c) Somente I, II e III. 2. Sabendo que a massa atômica do cobalto é igual a 60 u, podemos afirmar: I — Um átomo de cobalto pesa 60 g. II — Um átomo de cobalto pesa 60 u. III — Um átomo de cobalto pesa 60 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C. IV — 12 átomos de cobalto pesam tanto quanto 60 átomos de 12C. Está(ão) correta(s) a(s) afirmação(ões): a) Todas. d) II e III, somente. b) II, III e IV, somente. e) I, somente. c) III e IV, somente. 3. O elemento químico boro é formado pelos isótopos 10B e 11B na proporção de 80% e 20%, respectivamente. Determine a massa atômica aproximada do boro. 4. O gás fosgênio (COCl2), utilizado como arma química na Primeira Guerra Mundial, ao reagir com água produz dióxido de carbono e ácido clorídrico: COCl2 + H2O 2 HCl + CO2 123 9,0 · 1024 átomos Determine as massas moleculares das substâncias mencionadas. (Massas atômicas: C = 12; O = 16; H = 1; Cl = 35,5) 5. Um composto Al2(XO4)3 apresenta uma massa-fórmula igual a 342. Determine a massa atômica do elemento X. (Massas atômicas: Al = 27; O = 16) Unidade 7 — Relações de massa 213 15. (UERJ) Para saciar a sede, uma das bebidas mais procuradas é a água de coco, pois além de saborosa é muito nutritiva. Um copo de 200 mL de água de coco tem, em média, a seguinte composição: Calorias Proteínas Lipídios Cálcio Fósforo Carboidratos Sódio Potássio Ferro Vitamina C Colesterol 22,00 cal 0,30 g 0,20 g 20,00 mg 13,00 mg 4,79 mg 25,00 mg 147,00 mg 3,00 mg 2,00 mg 0,00 mg 6. Considere as seguintes massas atômicas: H=1 O = 16 N = 14 Al = 27 C = 12 S = 32 Cl = 35,5 K = 39 e determine as massas molares das seguintes substâncias: a) Benzeno — C6H6; b) Álcool etílico — C2H6O; c) Sacarose — C12H22O11; d) Uréia — CO(NH2)2; e) Pedra-ume — KAl(SO4)2 · 12 H2O. Considere as seguintes informações: massa de 1 unidade 120 g 180 g frutas banana laranja N = 6 · 1023 e responda às questões de 7 a 11. 7. Determine as massas de 1 mol de bananas e de 1 mol de laranjas. 8. Quantos caminhões com capacidade máxima de carga de 3,6 toneladas seriam necessários para transportar 1 mol de laranjas? 9. Um agricultor produziu 24 toneladas de bananas. A safra obtida corresponde a quantos mol de bananas? 10. Supondo que a massa média de 1 átomo presente na laranja seja 2 · 10–23 g, determine o número de átomos em 1 laranja. 11. Admitindo-se que em cada laranja existam 6 caroços, determine o número de caroços existentes em 2 mol desta fruta. 12. Determine o número de átomos existentes em: a) 1,5 mol de átomos de Ca (MA = 40); b) 6,0 mol de átomos de S (MA = 32); c) 10 g de cálcio; d) 128 g de enxofre. 13. Determine a massa em gramas de: a) 0,16 mol de átomos de Na (MA = 23); b) 1,2 · 1023 átomos de sódio; c) 8,0 mol de átomos de mercúrio (MA = 200); d) 1,2 · 1024 átomos de mercúrio; e) 1 átomo de titânio (MA = 48). 14. Admitindo-se que um diamante contenha apenas átomos de carbono e que cada quilate corresponda a 200 mg, determine o número de quilates em um diamante que contenha 2,0 · 1022 átomos. (Dados: Constante de Avogadro = 6,0 · 1023 partículas/mol; massa atômica do carbono = 12 u) a) 0,25. b) 0,5. c) 1,0. d) 1,5. e) 2. Após beber um copo dessa água, um indivíduo teria ingerido um número de átomos de cálcio equivalente a: (Dados: 1 mg = 0,001 g; N = 6 · 1023) a) 3 · 1020. b) 6 · 1021. c) 5 · 1022. d) 4 · 1025. 16. Determine a massa em gramas de: a) 0,15 mol de H2SO4 (MM = 98); b) 2,0 mol de N2 (MM = 28); c) 2 moléculas de N2 (MM = 28); d) 7,2 · 1023 moléculas de H2O (MM = 18); e) 6,0 · 1022 moléculas de NH3 (MM = 17). 17. (Unicamp-SP) Um medicamento contém 90 mg de ácido acetil-salicílico (C9H8O4) por comprimido. Quantas moléculas dessa substância há em cada comprimido? (Número de Avogadro = 6,0 · 1023 mol–1; massas atômicas relativas: C = 12, O = 16, H = 1) 18. (Cesgranrio-RJ) O efeito estufa é um fenômeno de graves conseqüências climáticas que se deve a altas concentrações de CO2 no ar. Considere que, num dado período, uma indústria “contribuiu” para o efeito estufa, lançando 88 toneladas de CO2 na atmosfera. O número de moléculas do gás lançado no ar, naquele período, foi aproximadamente: (Dados: C = 12; O = 16; NA = 6,02 · 1023) a) 1030. b) 1027. c) 1026. d) 1024. e) 1023. 214 19. (UFV-MG) Considere a Constante de Avogadro igual a 6,02 · 1023 mol–1. a) Determine a quantidade de matéria (número de mol) de CO2 existente em 88 g de gelo-seco (CO2(s)). b) Determine o número de moléculas de CO2 nesta amostra. c) Determine o número de átomos de oxigênio nesta amostra. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 20. (ESPM-SP) O corpo humano apresenta cerca de 18% da sua massa em átomos de carbono. Com base nesse dado, qual o número de mol de átomos de carbono no corpo de um indivíduo que pesa 100 kg? (Massa atômica do C = 12) Exercícios propostos 1. O elemento cobalto é constituído por um único isótopo (natural) cujo núcleo é formado por 27 prótons e 33 nêutrons. Com essa informação podemos afirmar: I — A massa atômica do cobalto é 60 u. II — O átomo de cobalto pesa 60 vezes mais que 1/12 do átomo de 12C. III — O átomo de cobalto pesa 5 vezes mais que o átomo de 12C. IV — Um átomo de cobalto pesa 60 g. Estão corretas as afirmações: a) I, II, III e IV. b) I, II e III, somente. c) II, III e IV, somente. d) II e IV, somente. e) III e IV, somente. 2. (Vunesp-SP) Na Natureza, de cada cinco átomos de boro, um tem massa atômica igual a 10 u e quatro têm massa atômica igual a 11 u. Com base nesses dados a massa atômica do boro, expressa em u, é igual a: a) 10. c) 10,8. e) 11,5. b) 10,5. d) 11. 3. Um elemento X formado pelos isótopos 10X e 12 X tem massa atômica igual a 10,8 u. Qual a composição isotópica, em percentagem, desse elemento X? 4. A substância butano, existente nos isqueiros, possui fórmula C4H10. Observe agora os sistemas: I — molécula O3 IV — cálcio–40 II — berílio–9 V — hélio–4 III — hidrogênio–1 Uma molécula de butano pesará tanto quanto a soma dos sistemas: a) IV + V. d) V + III + I. b) I + III + II. e) I + II + V. c) IV + II + I. São dadas as massas atômicas: C = 12; O = 16. 5. Se a sua assinatura, escrita com a grafite do lápis, pesa 1,2 mg, determine o número de átomos de carbono presentes na sua assinatura. (Massa atômica do C = 12) 6. (PUC-MG) O peso de um diamante é expresso em quilates. Um quilate, que é dividido em 100 pontos, equivale a 200 mg. O número de átomos de carbono existente em um diamante de 18 quilates é de: a) 3,01 · 10 . b) 1,20 · 1023. c) 9,06 · 1022. 22 d) 6,02 · 1022. e) 1,80 · 1023. 7. (Puccamp-SP) Para a prevenção da cárie dentária recomenda-se adição de fluoreto à água potável ou a fluoretação do sal de cozinha. Há necessidade de se acrescentar cerca de 1,8 · 10–3 g de fluoreto à dieta diária. Que quantidade de íons, em mol, há em 1,8 · 10–3 g de fluoreto? (Dado: massa molar do íon fluoreto = 19 g/mol) a) 1 · 10–2. b) 1 · 10–3. c) 1 · 10–4. d) 1 · 10–5. e) 1 · 10–6. 8. (Unicamp-SP) A banca de Química constatou que um certo número de candidatos não têm (ou não tinham) idéia de grandeza representada pela unidade mol, de fundamental importância em Química. Respostas do tipo 210 mol de arroz apareceram com certa freqüência. a) Calcule a massa, em toneladas, correspondente a 210 mol de arroz, admitindo que a massa de um grão de arroz seja 20 mg (miligramas). b) Considerando que o consumo mundial de arroz seja de 3 · 108 toneladas/ano, por quantos anos seria possível alimentar a população mundial com 210 mol de arroz? Expresse, também, o número de anos em palavras. (Dados: Avogadro = 6 · 1023 mol–1; 1 tonelada = 1 · 109 mg) Unidade 7 — Relações de massa 215 O olfato humano é especialmente sensível ao odor de baunilha. Podemos perceber sua presença em concentrações tão pequenas quanto 2 · 10–13 mol de vanilina/litro de ar. Um artista planeja perfumar um estádio com odor de baunilha, durante um show. O estádio apresenta um volume total de 100.000.000 de litros de ar. Calcule a quantidade mínima de vanilina, em gramas, necessária para perfumar o estádio. 13. (FGV-SP) Para atrair machos para acasalamento, muitas espécies fêmeas de insetos secretam compostos químicos chamados feromônios. Aproximadamente 10–12 g de tal composto de fórmula C19H38O devem estar presentes para que seja eficaz. Quantas moléculas isso representa? (Dados: massas molares: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol) a) 2 · 109 moléculas. b) 3 · 109 moléculas. c) 1010 moléculas. d) 4 · 109 moléculas. e) 8 · 109 moléculas. 14. (Unesp-SP) No ar poluído de uma cidade, detectou-se uma concentração de NO2 correspondente a 1,0 · 10–8 mol/L. Supondo que uma pessoa inale 3 litros de ar, o número de moléculas de NO2 por ela inaladas é: 22 a) 1,0 · 108. d) 2,7 · 10 . 15 23 e) 6,0 · 10 . b) 6,0 · 10 . 16 c) 1,8 · 10 . 15. (UFMG) Muitas espécies de animais têm órgãos olfativos de notável sensibilidade. Por exemplo, certo tipo de salmão é capaz de perceber a presença, na água, de 2-feniletanol (C6H5CH2CH2OH) em concentração tão baixa quanto 3,66 g em 100 trilhões (1 · 1014) de litros de água. Considerando-se a Constante de Avogadro (N = 6,0 · 1023 mol–1), indique a alternativa que apresenta, aproximadamente, o número de moléculas de 2-fenil-etanol por litro de água. (Dados: H = 1; C = 12; O = 16) a) 3,0 · 10–16. d) 1,8 · 1022. e) 2,2 · 1024. b) 3,7 · 10–14. 8 c) 1,8 · 10 . 16. (Fuvest-SP) O volume de etanol (C2H5OH) necessário para encher o tanque de um automóvel é 50 dm3. Calcule o número de moléculas de etanol contidas neste volume. (Dados: densidade do etanol = 8,0 · 102 23 g/dm3; número de Avogadro = 6,0 · 10 moléculas em um mol) 9. (Vunesp-SP) O mercúrio, na forma iônica, é tóxico porque inibe certas enzimas. Uma amostra de 25 gramas de atum de uma grande remessa foi analisada e constatou-se que continha 2,1 · 10–7 mol de Hg2+. Considerando-se que os alimentos com conteúdo de mercúrio acima de 0,50 · 10–3 gramas por quilograma de alimento não podem ser comercializados, demonstre se a remessa de atum deve ou não ser confiscada. (Massa atômica do Hg = 200) 10. (Fuvest-SP) Linus Pauling, prêmio Nobel de Química e da Paz, faleceu recentemente aos 93 anos. Era um ferrenho defensor das propriedades terapêuticas da vitamina C. Ingeria diariamente cerca de 2,1 · 10–2 mol dessa vitamina. Dose diária recomendada de vitamina 62 mg (C6H8O6) Quantas vezes, aproximadamente, a dose ingerida por Pauling é maior que a recomendada? (Dados: H = 1, C = 12, O = 16) 11. (Unesp-SP) Na fabricação de chapas para circuitos eletrônicos, uma superfície foi recoberta por uma camada de ouro, por meio de deposição a vácuo. Sabendo que para recobrir esta chapa foram necessários 2 · 1020 átomos de ouro, determine o custo do ouro usado nesta etapa do processo de fabricação. (Dados: N0 = 6 · 1023; massa molar do ouro = 197 g/mol; 1 g de ouro = R$ 17,00) 12. (UFRJ) O sentido do olfato se baseia num mecanismo complexo, no qual as moléculas das substâncias odoríferas são adsorvidas em sítios específicos existentes na superfície dos cílios olfativos. Esses cílios registram a presença das moléculas e enviam a informação para o cérebro. Em muitos casos, pequenas modificações na estrutura de uma substância podem causar grande alteração no odor percebido. Os compostos a seguir, por exemplo, apresentam estruturas químicas semelhantes, mas claras diferenças quanto ao odor. odor de amêndoa odor de baunilha O C H O C H Vanilina M = 140 g/mol OCH3 OH 216 17. (UERJ) Uma molécula de água, isolada, não apresenta certas propriedades físicas — como ponto de fusão e de ebulição —, que dependem de interações entre moléculas. Em 1998, um grupo de pesquisadores determinou que, para exibir todas as propriedades físicas, é necessário um grupamento de, no mínimo, 6 moléculas de água. O número desses grupamentos mínimos que estão contidos em um mol de moléculas de água corresponde a: a) 1,0 · 1023. b) 3,0 · 1023. c) 6,0 · 1023. d) 9,0 · 1023. 18. (UFPI) Quantos átomos de oxigênio existem em um mol de etanol? PARTE 1 — QUÍMICA GERAL (Dado: C2H6O MM = 46 g/mol) a) Um átomo. b) Três átomos. c) 6,0 · 1023 átomos. d) 1,2 · 1024 átomos. e) 1,8 · 1024 átomos. 19. (UFRS) A borracha natural é constituída pela união de várias macromoléculas (C5H8)n. Sabendo que uma amostra de borracha apresenta 3,01 · 1026 átomos de carbono, qual a massa, em gramas, desta amostra? (Dados: massas atômicas do C = 12; H = 1) a) 68. b) 68 · 5. c) 68 · 100. d) 68 · 6,02 · 1023. e) 68 · 3,01 · 1026. INTRODUÇÃO A maioria dos gases são compostos moleculares, com exceção dos gases nobres, que são formados por átomos isolados. As principais características físicas dos gases são a sua grande compressibilidade e extraordinária capacidade de expansão. Os gases não apresentam um volume fixo, pois sempre ocupam o volume total do recipiente em que estão confinados. Outra propriedade inerente aos gases é que eles são miscíveis entre si em qualquer proporção. CARACTERÍSTICAS GERAIS DOS GASES As partículas constituintes de um gás encontram-se muito afastadas umas das outras e praticamente não ocorre interação entre elas, que possuem, assim, um alto grau de liberdade. Em conseqüência, as partículas movimentam-se de maneira contínua e desordenada em todas as direções e sentidos, chocando-se constante e uniformemente contra as paredes internas do reciBalão com gás. piente em que o gás está contido. Quando uma partícula se choca contra as paredes internas do recipiente, ela exerce uma certa força por unidade de área. A essa relação denominamos pressão, que é diretamente proporcional ao número de choques por unidade de área. A pressão exercida por um gás contido num frasco fechado é proporcional ao número de choques de suas moléculas contra as paredes do recipiente. Ao aquecermos o gás contido no frasco, suas moléculas irão se movimentar com maior velocidade, isto é, ocorrerá um aumento de sua energia cinética (Ecin) média. Dessa forma, a energia cinética média das moléculas do gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta, cuja unidade é dada em Kelvin (K). Ecin = kT , em que k é uma constante e T é a temperatura na escala absoluta. Chamamos de gás ideal ou gás perfeito qualquer gás que apresente essas características, o que normalmente não ocorre com a maioria dos gases com os quais trabalhamos, devido ao fato de ocorrerem interações entre suas moléculas. Esses gases são denominados gases reais, que, a altas temperaturas e a baixas pressões, se assemelham, no seu comportamento, aos gases perfeitos. 218 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Diferença entre gás e vapor • Vapor: Designação dada à matéria no estado gasoso, quando é capaz de existir em equilíbrio com o líquido ou com o sólido correspondente, podendo sofrer liquefação pelo simples abaixamento de temperatura ou aumento da pressão. Exemplo: vapor d’água. • Gás: É o estado fluido da matéria, impossível de ser liquefeito só por um aumento de pressão ou só por uma diminuição de temperatura, o que o diferencia do vapor. Exemplo: gás hidrogênio. Quando estudamos um gás, devemos medir e estabelecer relações entre as seguintes grandezas: pressão (P); volume (V); temperatura (T) e quantidade de substância, que é indicada pelo número de mol (n). Pressão Em um frasco fechado, a pressão exercida por um gás resulta dos choques entre as partículas desse gás contra as paredes internas do recipiente que o contém. Em 1643, Evangelista Torricelli determinou experimentalmente que a pressão exercida pela atmosfera ao nível do mar corresponde à pressão exercida por uma coluna de mercúrio de 760 mm Hg: 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr 105 Pa (pascal)* = 1,0 bar Medindo a pressão A medida da pressão pode ser feita com outros líquidos além do mercúrio, por exemplo, a água. No entanto, a densidade da água é bem menor que a do mercúrio, e seu uso apresenta dois inconvenientes: a) A coluna de vidro necessária deveria apresentar uma altura muito maior, o que dificultaria a realização da experiência. • Altura da coluna de mercúrio (Hg) sob pressão de 1 atm = 76 cm = 0,76 m. • Altura da coluna de água sob pressão de 1 atm 10 m. b) A água, por ser um líquido mais volátil que o mercúrio, sofre vaporização, dando origem a vapores d’água na região acima da coluna de água. Esses vapores exercem pressão sobre a coluna do líquido e provocam, assim, uma imprecisão na medida da pressão atmosférica. Fazendo uma relação entre a pressão exer760 mm Hg 10 m H2O cida por uma coluna de água de aproximadamente 10 metros e as condições que um mergulhador enfrenta ao descer a uma profundidade de 20 metros, conclui-se que sobre este (Hg) mercúrio água mergulhador estaria sendo exercida uma pressão da ordem de 3 atm, sendo que: Comparação entre colunas de mercúrio e água. • 1 atm • 2 atm pressão exercida pelo ar ao nível do mar; pressão exercida pela coluna de 20 m de água. ➤ * 1 atm = 101 325 Pa Unidade 8 — Estudo dos gases 219 ➤ A pressão arterial Quando o coração se contrai, cria uma pressão que empurra o sangue através do sistema circulatório. Durante a contração, a pressão atinge seu valor máximo e é denominada pressão sistólica. Seus valores normais estão entre 100 e 120 mm Hg. Quando os músculos do coração relaxam, a pressão sangüínea atinge seus valores mínimos e é denominada diastólica. Seus valores normais estão entre 60 e 80 mm Hg. O aparelho utilizado para medir a pressão arterial chama-se esfigmomanômetro. A medição da pressão arterial é muito comum em avaliações médicas. Saturn Stills/SPL Volume O volume (V) ocupado por um gás corresponde ao volume do recipiente que o contém. As relações entre as unidades de volume mais comuns são: 1 m3 — 1 000 L 1 dm3 — 1 L 1 L — 1 000 cm3 = 1 000 mL Temperatura A temperatura está relacionada com o grau de agitação das partículas. A escala termométrica mais comum é a Celsius. Existem outras escalas, como a Kelvin, recomendada pelo SI e conhecida como escala absoluta, que será utilizada no estudo dos gases. A conversão da temperatura de Celsius para Kelvin é dada pela expressão: TK = t°C + 273 Temperatura corporal Além da pulsação e da respiração, a temperatura corporal é um dos sinais vitais do organismo. A temperatura normal de um indivíduo adulto sadio varia de 36,1 °C a 37,5 °C. A febre é o aumento da temperatura corporal que raramente excede a 41,0 °C nos seres humanos e faz parte do mecanismo de defesa do corpo, pois é normalmente provocada por processos inflamatórios, infecciosos e de intoxicação. Por outro lado, temperaturas abaixo de 36,1 °C, provocadas pela exposição prolongada a ambientes muito frios, também podem ser letais: o organismo, na tentativa de manter sua temperatura normal, acelera intensamente o metabolismo, acarretando infartos. 43 42 41 40 39 38 37 36 35 Normal Febre Perigo de convulsões Escala Celsius. 220 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Quantidade de substância Corresponde ao número de mol de um gás contido num dado recipiente. Pode ser calculada pela expressão: massa (g) m n= n= –1) Massa molar (g · mol M As relações entre essas propriedades foram inicialmente determinadas para uma massa fixa de gás, ou seja, para uma mesma quantidade de matéria. Nessa condição, vamos estudar as transformações gasosas. TRANSFORMAÇÕES GASOSAS Isotérmica (T = constante) Para uma dada massa de gás à temperatura constante, o volume ocupado pelo gás é inversamente proporcional à pressão exercida. Um aumento na pressão irá acarretar uma diminuição do volume ocupado pelo gás, de maneira que o produto entre essas grandezas seja constante PV = k . volume 1 atm 2 atm V Podemos notar que o produto PV nas duas situações corresponde a um mesmo valor (k); logo, podemos concluir: P1V1 = P2V2 V 2 V 4 1 2 pressão (atm) Essa relação foi estabelecida experimentalmente em 1662 pelo químico inglês Robert Boyle, sendo conhecida como lei de Boyle. Isobárica (P = constante) Para uma dada massa de gás à pressão constante, o volume ocupado pelo gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Um aumento da temperatura absoluta acarreta um aumento do volume ocupado pelo gás, de maneira que o quociente seja constante V = k . T Unidade 8 — Estudo dos gases volume 221 Podemos notar que a razão V/T (T em Kelvin) nas duas situações corresponde a um mesmo valor (k); logo, podemos concluir: V1 V =2 T1 T2 4V 2V V 100 200 temperatura (K) A relação entre volume e temperatura foi inicialmente observada em 1787 por Jacques Charles e quantificada em 1802 por Joseph Gay-Lussac, sendo conhecida como lei de Charles Gay-Lussac. Observação: Se a relação entre o volume e a temperatura fosse feita na escala Celsius, o gráfico teria o seguinte aspecto: O volume e a temperatura em Celsius não são grandezas diretamente proporcionais. – 273 ºC V t (ºC) Joseph Gay-Lussac verificou que a pressão de um gás, a 0 °C, varia em 1/273 para cada alteração de 1 °C na sua temperatura, quando o volume é mantido constante. Assim sendo, partindo de um gás a 0 °C e reduzindo sua temperatura em 273 °C, a volume constante, sua pressão tenderá a zero. Isocórica ou isovolumétrica (V = constante) Para uma dada massa de gás a volume constante, a pressão exercida pelo gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta. Um aumento da temperatura absoluta acarreta um aumento da pressão exercida pelo P gás, de maneira que o quociente seja constante T = k . volume Podemos notar que a razão P/T (T em Kelvin) nas duas situações corresponde a um mesmo valor (k); logo, podemos concluir: 2 P1 P =2 T1 T2 1 T 2T temperatura (K) 222 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Em 1802, Joseph Gay-Lussac verificou que se a temperatura fosse medida pela escala Kelvin (K), a pressão (P) e a temperatura (T) apresentariam variação proporcional. Relacionando as três transformações gasosas estudadas até aqui, obtemos uma relação denominada equação geral dos gases: P1V1 = P2V2 V1 V =2 T1 T2 P1 P =2 T1 T2 A equação geral dos gases permite que, por exemplo, conhecendo o volume de um gás em determinadas condições de temperatura e pressão, possamos determinar seu novo volume em outras condições de temperatura e pressão. Esse cálculo também pode ser feito para a determinação de temperaturas e pressões diferentes, a partir de valores iniciais. T= k P=k V= k P1V1 PV = 22 T1 T2 Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP, TP ou CN) As comparações das propriedades dos gases são feitas a partir de certos referenciais, estabelecidos arbitrariamente e conhecidos por Condições Normais. PNormal = 1 atm = 760 mm Hg TNormal = 0 °C = 273 K 100 kPa Uma bolha de ar forma-se no fundo de um lago, em que a pressão é de 2,2 atm. A essa pressão, a bolha tem volume de 3,6 cm3. Que volume terá essa bolha quando subir à superfície, na qual a pressão atmosférica é de 684 mm Hg, admitindo-se que a massa de gás contida no interior da bolha e a temperatura permanecem constantes? 1. ✔ EXERCÍCIOS RESOLVIDOS 14243 14243 início P1 = 2,2 atm V1 = 3,6 cm3 P2 = 684 mm Hg = 0,9 atm V2 = ? P1V1 = P2V2 fim SOLUÇÃO T = constante P1V1 2,2 atm · 3,6 cm3 = V2 = P2 0,9 atm V2 = 8,8 cm3 Um balão selado, quando cheio de ar, tem volume de 50,0 m3 a 22 °C e a uma dada pressão. O balão é aquecido. Assumindo-se que a pressão é constante, a que temperatura estará o balão quando seu volume for 60,0 m3? 2. SOLUÇÃO início V1 = 50,0 m3 T1 = 22 °C = 295 K P = constante V1 T1 · V2 T2 14243 ⇒ T2 = T1V2 V1 fim V2 = 60,0 m3 T2 = ? 3 T2 = 295 K · 60,0 m 50,0 m3 14243 T2 = 354 K = t = 81 ºC Unidade 8 — Estudo dos gases 223 Certo gás ocupa um volume de 100 litros a dada pressão e temperatura. Qual o volume ocupado pela mesma massa gasosa quando a pressão do gás se reduzir a 3/4 da inicial e a temperatura absoluta se reduzir em 2/5 da inicial? 3. SOLUÇÃO 14243 14243 início V1 = 10 L P1 = P T1 = T V2 = ? P2 = 3 P 4 T2 = T – 2 T = 3 T 5 5 P1V1 T1 = P2V2 T2 3 P · 10,0 L · 5 T ⇒ V2 = ⇒ V2 = 8 L T ·3 P 4 fim V2 = P1V1T2 T1P2 Exercícios de classe Fabio Gunkel 3. As fotos a seguir mostram produtos muito presentes em nosso dia-a-dia. Christof Gunkel Christof Gunkel Calibração de pneus. Quando paramos em um posto de gasolina para “encher” os pneus do carro, é comum solicitarmos ao frentista a colocação de “29,4 libras nos pneus dianteiros”. No entanto, para que o pedido seja feito corretamente, devemos fazê-lo de outra maneira: “Por favor, coloque ar nos pneus até que a sua pressão seja de 29,4 libras-força/polegada2, ou 29,4 PSI”. Existem várias unidades de medida de pressão, as quais estão assim relacionadas: 1 atm = 14,7 PSI = 760 mm Hg Com base nessas informações, responda às questões 1 a 3. 1. A pressão, em PSI, mencionada no texto, corresponde a quantas atm e a quantos mm Hg? 2. Considere que os pneus do nosso carro não tenham câmara e que, depois de calibrados, tanto o seu volume como a quantidade de ar neles contida permaneçam constantes. Se medirmos a pressão dos pneus após percorrermos 100 km com o nosso carro, essa pressão sofrerá ou não alteração? Justifique. A respeito deles, responda: I — Se o saco contendo batatas fritas for colocado, fechado, ao sol, ele irá “estufar”. Justifique o fato. II — Os rótulos das latas de aerossóis advertem para o fato de que elas não devem ser incineradas, pois podem explodir. Justifique. 4. Uma câmara de descompressão usada por mergulhadores tem volume de 10 300 L e funciona sob pressão de 4,50 atm. Qual volume, em L, o ar contido nessa câmara ocuparia quando submetido a uma pressão de 1 atm, na mesma temperatura? 5. Certa massa de gás hidrogênio (H2) ocupa um volume de 0,760 L sob pressão de 125 mm Hg, numa dada temperatura. Qual o volume ocupado pela mesma massa de H2, na mesma temperatura, sob pressão de 0,100 atm? 6. Um frasco munido de êmbolo móvel contém 2,0 L de ar a 20 °C. A que temperatura deve ser aquecido o frasco, à pressão constante, para que seu volume dobre? 224 7. Um balão meteorológico apresenta volume de 2,0 L a 27 °C. Qual será seu volume em um local em que a temperatura é de –33 °C, na mesma pressão? 8. Certa massa de gás hélio (He), mantida num recipiente fechado a –33 °C, exerce uma pressão de 1,50 atm. Calcule a qual temperatura a pressão do gás hélio nesse recipiente será igual a 190 mm Hg. 9. Considere uma amos- P (atm) T (K) t (°C) tra de gás hélio (He) 2 300 27 confinada num dado 600 a b recipiente, sofrendo 8 c d uma série de trans–123 f e formações. Os resultados obtidos constam da tabela acima. Determine os valores de a, b, c, d, e, f. 10. Considere o diagrama: P (atm) 4 III PARTE 1 — QUÍMICA GERAL a) Indique os valores da pressão e do volume nos estados I, II e III. b) Calcule as temperaturas em I e III. c) Qual o nome das transformações gasosas verificadas quando passamos de I para II, de II para III e de III para I? 11. (UFU-MG) A atmosfera é composta por uma camada de gases que se situam sobre a superfície da Terra. Imediatamente acima do solo localiza-se uma região da atmosfera conhecida por troposfera, na qual ocorrem as nuvens, os ventos e a chuva. Ela tem uma altura aproximada de 10 km, a temperatura no seu topo é cerca de –50 °C e sua pressão é de 0,25 atm. Se um balão resistente a altas pressões, cheio com gás hélio até um volume de 10 L, a 1,00 atm e 27 °C for solto, o volume deste balão, quando chegar ao topo da troposfera será de: (Dados: 0 Kelvin = –273 °C) a) 40,0 L. TII = 500 K 2 I 4 8 II b) 74,1 L. c) 36,3 L. V (L) d) 29,7 L. e) 52,5 L. VOLUME MOLAR Em condições idênticas de temperatura e pressão, o volume ocupado por um gás é diretamente proporcional à sua quantidade de substância, ou seja, ao seu número de mol. Assim, se dobrarmos seu número de mol (n), seu volume também irá dobrar. Logo, a relação entre o volume e o V =k . número de mol é constante n P T P T 2n 2V n V Como, em um mol de qualquer gás, o número de moléculas é sempre 6,0 · 1023, um mol de qualquer gás, nas mesmas condições de pressão e temperatura, ocupará sempre o mesmo volume. Assim, temos: Volume molar de gases é o volume ocupado por um mol de qualquer gás, a uma determinada pressão e temperatura. O volume molar foi determinado experimentalmente considerando-se as Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP), ou seja, à pressão de 1 atm e temperatura de 273 K, o que corresponde, aproximadamente, a 22,4 L. Assim: volume molar = 22,4 L/mol ou 22,4 L mol–1 nas CNTP Unidade 8 — Estudo dos gases 225 Vejamos alguns valores do volume molar de gases em outras condições: 25 °C e 1 atm = 24,5 L mol–1 0 °C e 1 bar = 10–5 Pa = 22,71 L mol–1 LEI DE AVOGADRO Em 1811, Amedeo Avogadro enunciou sua famosa lei, também conhecida por Hipótese de Avogadro, segundo a qual volumes iguais de diferentes gases, a uma mesma temperatura e pressão, contêm igual número de moléculas. A Hipótese de Avogadro normalmente é enunciada da seguinte maneira: Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, apresentam a mesma quantidade de substância em mol ou moléculas. EQUAÇÃO DE ESTADO DOS GASES PERFEITOS Quaisquer que sejam as transformações sofridas por uma massa fixa de gás, a relação PV apresenta sempre um valor constante que depende do número de mol do gás. T Quando essa quantidade for igual a 1 mol, a constante será representada por R. Para 1 mol de qualquer gás PV =R . T O valor de R nas CNTP pode, então, ser calculado: P = 1 atm = 760 mm Hg = 101 · 325 kPa T = 0 °C = 273 K VMolar = 22,4 L mol–1 1 atm · 22,4 L mol–1 PV =R= ⇒ R = 0,082 atm L mol–1 K–1 273 K T Os valores de R estão relacionados às unidades empregadas para indicar as outras grandezas. R = 62,3 mm Hg L mol–1 K–1 R = 8,31 kPa L mol–1 K–1 226 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Genericamente, para um número qualquer de mol (n), temos: PV = n R ⇒ PV = nRT T Qualquer gás que obedeça a essa lei será considerado um gás perfeito ou ideal e, por isso, essa equação é conhecida por Equação de Estado dos Gases Perfeitos. Observação: No Ensino Médio, essa equação é conhecida por Equação de Clapeyron. ✔ EXERCÍCIOS RESOLVIDOS Um balão A contém 8,8 g de CO2 e um balão B contém N2. Sabendo que os dois balões têm igual capacidade e apresentam a mesma pressão e temperatura, calcule a massa de N2 no balão B. (Dados: massas atômicas: C = 12; O = 16; N = 14) 1. SOLUÇÃO Pela Hipótese de Avogadro, temos: mCO2 mN2 nCO2 = nN2 MCO2 = MN2 2. ∴ 8,8 g 44 g mol –1 = mN2 28 g mol–1 ∴ mN2 = 5,6 g Qual o volume de um balão contendo 44,0 g de gás hélio, utilizado em parques de diversões ou em propaganda, num dia em que a temperatura é 32 °C, e a pressão do balão é 2,50 atm? (Dados: R = 0,082 atm L mol–1 K–1; massa molar do He = 4,0 g mol–1) SOLUÇÃO P = 2,50 atm V=? m = 44,0 g massa molar = M = 4,0 g mol–1 T = 32 °C = 305 K R = 0,082 atm L mol–1 K–1 PV = n R T V= PV = mRT M mRT MP 44,0 g · 0,082 atm L mol–1 K–1 305 K V= 4,0 g mol–1 · 2,5 atm ⇒ V = 110 L Exercícios de classe 1. Considere os volumes molares determinados em duas situações: I — 1 atm e 298 K = 24,5 L mol–1 II — 1 bar = 10–5 Pa e 273 K = 22,71 L mol–1 Quais os volumes ocupados por uma amostra de 10 mol de gás X nas duas situações? 2. Determine o volume ocupado por 10 mol de um gás X a 273 °C e 2 atm de pressão. 3. Um dos poluentes mais comuns é o monóxido de carbono (CO). Uma amostra contendo 4 mol desse gás exerce uma pressão de 2,46 atm a 27 °C. Nessas condições, determine o volume ocupado pelo gás. (Dado: R = 0,082 atm L mol–1 K–1) 4. Os sucos de frutas engarrafados encontrados nas prateleiras dos supermercados contêm conservantes químicos, e um desses é o dióxido de enxofre, substância gasosa nas condições ambientes. Recentemente os jornais, rádios e as TVs anunciaram a retirada ( Dado: R = 0,082 = 22,4 atm L 273 mol K ) Unidade 8 — Estudo dos gases 227 à temperatura de 127 °C e à pressão de 1 520 mm Hg. (Dados: R = 0,082 L atm/K mol; massas atômicas: C = 12, H = 1) a) Determine a massa molar da substância citada. b) Se essa substância for constituída somente por carbono e hidrogênio, como será a sua fórmula molecular? 8. Em um frasco, a uma certa pressão e temperatura, estão contidos 11 gramas de CO2. Qual é a massa de oxigênio (O2), num frasco de mesmo volume, que exercerá a mesma pressão na mesma temperatura? (Dados: massas atômicas: C = 12, O = 16) 9. Um recipiente fechado A contém 12 g de O2(g) numa dada temperatura,sob pressão de 0,5 atm. Um recipiente fechado B, com volume igual ao de A, na mesma temperatura, contém 33 g de um gás X sob pressão de 1,0 atm. O gás X pode ser: Massas molares H = 1,0 g/mol C = 12 g/mol O = 16 g/mol S = 32 g/mol He = 4 g/mol de muitos desses sucos do mercado, pelo fato de conterem um teor do conservante maior que o permitido oficialmente. Qual a quantidade (em mol) de SO2(g) contido num recipiente de volume igual a 1,0 L, sob pressão de 22,4 atm, mantido a 273 K? (Dados: massas molares: S = 32; O = 16) 5. Calcule a qual pressão, em atm, 4,40 g de CO2 ocupam um volume de 44,8 L a 273 °C. (Dados: R = 0,082 atm L mol–1 K–1; massas atômicas: C = 12, O = 16) 6. (UFMT) Termodinamicamente, o gás ideal é definido como o gás cujas variáveis de estado se relacionam pela equação PV = n · R · T, em que P é a pressão, V é o volume, T é a temperatura na escala Kelvin, R é a constante 0,082 atm · L universal dos gases e vale e mol . K n é o número de mol do gás. Um recipiente de 20,5 L contém hidrogênio a 27 °C e 9 atm de pressão. Supondo que o hidrogênio comporta-se como um gás ideal, quantos gramas de hidrogênio estão contidos no recipiente? (Dado: massa molar do H2 = 2 g/mol) 7. (UNI-RIO – mod.) Considere as informações a seguir e responda às questões propostas. 29,0 g de uma substância pura e orgânica, no estado gasoso, ocupam o volume de 8,20 L a) O3. b) CO2. c) CH4. d) He. e) SO2. Exercícios propostos • Transformações gasosas 1. A tabela a seguir considera uma massa fixa de gás sofrendo uma transformação isotérmica. Pressão (mm Hg) 1 520 760 y z Volume (L) 6 x 12 3 a) Qual volume ocuparia o oxigênio contido em 1 cilindro, a uma pressão de 760 mm Hg? b) Se o oxigênio for administrado a um paciente à velocidade de 8,0 L por minuto, num recinto em que a pressão é de 1 atm, quanto tempo seria necessário para esvaziar o cilindro? 3. Imagine-se responsável pela decoração de uma festa infantil e que será preciso providenciar 300 bexigas cheias de gás hélio (He). Esse gás é comercializado em cilindros com volume de 25 L, a uma pressão de 30,0 atm. Sabendo-se que cada bexiga cheia contém 2,5 L de gás, a uma pressão de 1,04 atm, 1 cilindro será suficiente para encher as 300 bexigas da festa? 4. (UnB-DF) 30 mL de gás metano (CH4), a 25 °C, são aquecidos a 35 °C, à pressão constante. Calcule o novo volume do gás. Determine os valores de x, y e z. Justifique os cálculos. 2. Em hospitais, o gás oxigênio (O2) é usado em algumas terapias do aparelho respiratório. Nesses casos, ele é armazenado em cilindros com volume de 60 L, a uma pressão de 150 atm. Considerando a temperatura constante, responda às questões: 228 5. (UFCE) Uma estudante está interessada em verificar as propriedades do hidrogênio gasoso a baixas temperaturas. Ela utilizou, inicialmente, um volume de 2,98 L de H2(g), à temperatura ambiente (25 °C) e à 1 atm de pressão, e resfriou o gás, à pressão constante, a uma temperatura de –200 °C. Que volume de H2(g) a estudante encontrou ao final do experimento? 6. Um gás, num frasco fechado, exerce uma pressão de 3,20 atm a –73 °C. A qual temperatura a pressão do gás nesse frasco fechado será de 1,52 · 103 torr? 7. (ITA-SP) A pressão total do ar no interior de um pneu era de 2,30 atm quando a temperatura do pneu era de 27 °C. Depois de ter rodado um certo tempo com este pneu, mediu-se novamente sua pressão e verificouse que esta era agora de 2,53 atm. Supondo a variação de volume do pneu desprezível, a nova temperatura será: a) 29,7 °C. c) 33,0 °C. e) n.d.a. b) 57,0 °C. d) 330 °C. 8. (FURRN) No alto de uma montanha, o termômetro marca 15 °C e o barômetro, 600 mm Hg. Ao pé da montanha, a temperatura é de 25 °C e a pressão é 760 mm Hg. A relação entre os volumes ocupados pela mesma massa de gás no alto da montanha e ao pé da montanha é: a) 2,1. c) 12. e) 1,2. b) 1,5. d) 2. (UFJF-MG) Em um laboratório de Química (pressão = 600 mm Hg e temperatura = 300 K) foi realizada uma reação entre magnésio metálico e ácido clorídrico, na qual foram produzidos 30 mL de gás hidrogênio. Se aumentássemos a pressão para 800 mm Hg e aquecêssemos o sistema a uma temperatura de 400 K, o volume de hidrogênio produzido corresponderia a: a) 30 mL. c) 120 mL. e) 20 mL. b) 60 mL. d) 40 mL. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 11. Uma massa fixa de um gás perfeito passa pelo ciclo ABCD, como desenhado, dentro de um pistão (cilindro com êmbolo). A temperatura em A é TA = 500 K. P 10 A TA = 500 K 6 D 3,6 B C 6 10 V I — Determine as temperaturas em B, C e D. II — Identifique no nome das transformações gasosas: A B; B C; C DeD A 12. Têm-se dois balões A e B interligados por um tubo de comunicação munido de torneira. O balão A tem capacidade de 30 cm3 e contém gás hélio sob pressão de 304 mm Hg. O balão B está vazio (“vácuo”). A He(g) B vácuo V = 30 cm3 P = 304 mm Hg 9. Abrindo-se a torneira de comunicação, depois de um tempo prolongado, e mantendo-se constante a temperatura, a pressão do hélio no sistema (com a torneira aberta) é igual a 0,15 atm. Desprezando-se o volume do tubo de comunicação entre os balões, calcule o volume do balão B. • Equação de estado 13. (Acafe-SC) São introduzidos 207,3 g de XeF4 gasoso em um recipiente, inicialmente sob vácuo, de 3,00 L e a 80 °C. A pressão, em atm, no recipiente será: (massas atômicas: Xe = 131,3, F = 19; R = 0,082 atm L mol–1 K–1) a) 9,6. b) 1,0. c) 6,9. d) 1,69. e) 96,0. 10. Uma pessoa inala aproximadamente 2,0 L de ar antes de tossir estando a 1 atm e a 25 °C. Com a inalação, a epiglote e as cordas vocais se fecham, retendo o ar nos pulmões, dentro dos quais é aquecido até 37 °C e comprimido, pela ação do diafragma e dos músculos torácicos, até o volume de 1,7 L. A abertura rápida da epiglote e das cordas vocais expele esse ar de maneira abrupta. Qual a pressão aproximada do ar contido nos pulmões? Por que sua liberação é tão rápida? Justifique. 14. (Puccamp-SP) A massa de oxigênio necessária para encher um cilindro de capacidade igual a 25 litros, sob pressão de 10 atm e a 25 °C é de: (Dados: massa molar do O2 = 32 g/mol; volume molar de gás a 1 atm e 25 °C = 25 L/mol) a) 960 g. b) 320 g. c) 48 g. d) 32 g. e) 16 g. Unidade 8 — Estudo dos gases 229 21. (UNI-RIO) É possível fazer um vulcão, em miniatura, no laboratório, usando o dicromato de amônio (NH4)2Cr2O7. Este composto, ao ser aquecido, se decompõe vigorosamente, liberando, dentre outras substâncias, os gases N2 e H2O. Se utilizarmos 25,2 g de dicromato de amônio e se forem recolhidos os gases de reação num balão de 2,0 L a 27 °C, a pressão total do gás, neste balão, em atmosferas, será igual a: (Dados: massas atômicas: H = 1 u; N = 14 u; O = 16 u; Cr = 52 u; R = 0,082 atm L K–1 mol–1) (NH4)2Cr2O7(s) N2(g) + 4 H2O(g) + Cr2O3(s) a) 0,11 b) 1,00 c) 1,11 d) 1,23 e) 12,3 • Hipótese de Avogadro 22. (PUC-SP) Têm-se dois balões, A e B, de mesmo volume. O balão A contém cloro (Cl2) e o balão B, ozone (O3), à mesma temperatura e pressão. Pode-se afirmar que o que há de comum entre os dois balões é: a) a mesma massa. b) a mesma densidade. c) o mesmo número de moléculas. d) o mesmo número de átomos. e) a mesma coloração. 23. Num frasco, a certa pressão e temperatura, estão contidos 11 gramas de CO2. Qual é a massa de oxigênio (O2), num frasco de mesmo volume, que exercerá a mesma pressão à mesma temperatura? (Dado: massas atômicas: C = 12; O = 16) 24. (EEM-SP) Massas iguais dos gases sulfidreto (H2S) e fosfina, nas mesmas condições de pressão e temperatura, ocupam o mesmo volume. Qual a massa molecular da fosfina, sabendo-se que as massas atômicas do hidrogênio e do enxofre são iguais a 1 e 32, respectivamente? 25. (Fuvest-SP) Têm-se três cilindros de volumes iguais e à mesma temperatura, com diferentes gases. Um deles contém 1,3 kg de acetileno (C2H2), o outro, 1,6 kg de óxido de dinitrogênio (N2O) e o terceiro, 1,6 kg de oxigênio (O2). Comparando-se as pressões dos gases nesses três cilindros, verifica-se que: (Massas molares em g/mol: C2H2 = 26; N2O = 44; O2 = 32) a) são iguais apenas nos cilindros que contêm C2H2 e O2. b) são iguais apenas nos cilindros que contêm N2O e O2. c) são iguais nos três cilindros. d) é maior no cilindro que contém N2O. e) é menor no cilindro que contém C2H2. 15. (UFBA) 30 g de uma substância pura, no estado gasoso, ocupam um volume de 12,3 L à temperatura de 327 °C e à pressão de 3 atm. Calcule a massa molecular dessa substância. 16. (PUC-SP) Para a realização de um experimento, será necessário encher de gás um balão de 16,4 L que, a 127 °C, suporta a pressão máxima de 2,0 atm. Nestas condições, a quantidade mais adequada para encher o balão é: (H = 1; C = 12; O = 16; S = 32) a) b) c) d) e) 10 g de H2. 24 g de CH4. 45 g de C2H6. 64 g de SO2. 78 g de C2H2. 17. (Fuvest-SP) Indique os cálculos necessários para a determinação da massa molecular de um gás, sabendo-se que 0,800 g desse gás ocupa o volume de 1,12 L a 273 °C e 2,00 atm. Qual valor se encontra para a massa molecular desse gás? (Dado: 0,082 atm L mol–1 K–1) 18. (UNI-RIO) Os dois balões a seguir representados contêm a mesma substância pura na fase gasosa e estão sob a mesma pressão. 1 V1 = 1 L T1 = 27 °C 2 V2 = 4 L T2 = ? Qual a temperatura em Kelvin no balão 2, se ele contém o triplo da massa de gás contida no balão 1? 19. Determine a fórmula molecular do gás X. (Dados: massas atômicas: C = 12, H = 1) gás X 22 g de X V = 24,6 L P = 0,5 atm T = 27 °C 20. (UFV-MG) Considere um balão de aniversário contendo 2,3 L de ar seco. Aproximadamente 20% deste gás são constituídos por oxigênio (O2). Suponha que 1 mol de gás ocupa aproximadamente um volume de 23 L, a 25 °C e sob a pressão de 1 atm. O número aproximado de moléculas de oxigênio presentes no balão será: a) b) c) d) e) 6,0 · 1022 moléculas. 6,0 · 1023 moléculas. 1,2 · 1022 moléculas. 23 moléculas. 0,46 moléculas. 230 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL MISTURAS DE GASES Muitos sistemas gasosos são misturas de gases, como, por exemplo, o ar que respiramos. Toda mistura de gases é sempre um sistema homogêneo. PRESSÃO PARCIAL (LEI DE DALTON) Se misturarmos volumes iguais dos gases hélio (He) e argônio (Ar), mantidos à mesma temperatura, poderemos ter a seguinte situação: A pressão total do sisPtotal = PHe + PAr = 2,0 atm + 4,0 atm tema corresponde à soma PHe = 2,0 atm PAr = 4,0 atm = 6,0 atm das pressões exercidas por 01 01 7 7 701 cada um dos componentes 6 6 6 2 2 2 543 543 543 da mistura, ou seja: Ptotal = PHe + PAr Essa relação é conhecida como Lei de Dalton das pressões parciais e foi estabelecida em 1801. Generalizando, temos: PT = PA + PB + PC + … Pressão parcial: é a pressão exercida por cada um dos componentes de uma mistura gasosa a um mesmo volume e a uma mesma temperatura. No exemplo dado, se aplicarmos a equação de estado, teremos: Note que a pressão parcial PHe = nHe RT V exercida por cada gás é diretamente proporcional ao número PAr = nAr RT de mol do gás. V Por esse motivo, a pressão total é diretamente proporcional ao número total de mol (nHe + nAr = Σn): RT V 14243 Pressão parcial e respiração Nos alvéolos pulmonares, o sangue libera CO2 e captura O2. O sangue oxigenado circula pelo corpo, trocando O2 por CO2 nos tecidos. Em ambas as situações ocorre sempre um fluxo da região de maior pressão parcial para a de menor pressão parcial. Pressões parciais dos gases respiratórios Gás O2 CO2 N2 H2O Ptotal Pressão parcial (mm Hg) Ar inspirado Ar alveolar Ar expirado 159 100 116 0,3 40 32 596 573 565 4,7 47 47 760 760 760 ➤ Unidade 8 — Estudo dos gases 231 ➤ CEDOC Respirando a grandes altitudes A pressão parcial do O2, ao nível do mar, é de 159 mm Hg, porém a uma altitude de 5,5 km, em que a pressão atmosférica alcança 380 mm Hg, seu valor cai para 75 mm Hg. Nesta altitude, a pressão atmosférica torna-se insuficiente para permitir uma oxigenação eficaz das células do corpo. Para evitar riscos, deve-se levar tanques de ar comprimido enriquecido em oxigênio. Para produzir a pressão parcial desse gás necessária à manutenção da vida em altitudes elevadas, a quantidade de oxigênio armazenada nos cilindros deve ser de 42% em volume. VOLUME PARCIAL (LEI DE AMAGAT) Numa mistura gasosa podemos considerar que cada um dos gases seria responsável por uma parte do volume total ou, ainda, por uma certa porcentagem do volume total. Assim, podemos concluir: Volume parcial: é o volume que um gás ocuparia se sobre ele estivesse sendo exercida a pressão total da mistura gasosa à mesma temperatura. Aplicando-se a lei dos gases ideais para uma mistura gasosa, temos: nA mol A nB mol B V T PTVA = nART PTVB = nBRT + I II P(VA + VB) = (nA + nB)RT PV = ΣnRT III A relação entre o número de mol de um gás e o número total de mol da mistura é conhecida por fração molar. A fração molar pode ser obtida de maneira semelhante, estabelecendo-se relações com as pressões, volumes parciais e porcentagem em volume. XA = Logo: Observação: A fração molar é uma relação entre um valor parcial e um valor total; por isso, a soma das frações molares será sempre igual à unidade. nA PA = Σn PT PA = XAPT = VA % em volume de A = VT 100% e VA = XAVT 232 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL ✔ EXERCÍCIOS RESOLVIDOS 1. Um balão contém 48 g de O2, 24 g de He e 160 g de SO2. Calcule: a) as frações molares de cada gás; b) as pressões parciais de cada gás quando a pressão total for igual a 1 000 mm Hg. (Massas molares: O2 = 32 g mol–1, He = 4 g mol–1, SO2 = 64 g mol–1) SOLUÇÃO nO2 = nHe = nSO2 = 48 g = 1,5 mol 32 g mol–1 14243 a) XO2 = XHe = XSO2 = nO2 nHe nSO2 = = = 1,5 mol = 0,15 10 mol 6,0 mol = 0,60 10 mol 2,5 mol = 0,25 10 mol 24 g = 6,0 mol 4 g mol–1 160 g = 2,5 mol 64 g mol–1 Σn = 10 mol P = 1 000 mm Hg b) PO2 = XO2 · P = 0,15 · 1 000 mm Hg = 150 mm Hg PHe = XHe · P = 0,60 · 1 000 mm Hg = 600 mm Hg PSO2 = XSO2 · P = 0,25 · 1 000 mm Hg = 250 mm Hg 2. Considere o sistema ao lado: Após a abertura da torneira de comunicação dos frascos, mantendo-se a temperatura constante, determine: a) as pressões parciais de cada gás; b) a pressão total da mistura. N2 P = 1,0 atm V = 3,0 L O2 P = 5,0 atm V = 2,0 L SOLUÇÃO T constante a) N2: transformação isotérmica torneira fechada torneira aberta PN2VN2 PN2VN2 = 1,0 atm · 3,0 L = PN2 · 5,0 L PO2VO2 5,0 atm · 2,0 L = = PO2VO2 PO2 · 5,0 L P1V1 = P2V2 PN2 = 0,6 atm O2: PO2 = 2,0 atm b) Ptotal = PN2 + PO2 Ptotal = 0,6 atm + 2,0 atm Ptotal = 2,6 atm Exercícios de classe 1. Um recipiente fechado contém 64 g de O2(g) e a pressão do gás é igual a 0,8 atm. Introduzindo-se nesse recipiente fechado 5 mol de He(g) e mantendo-se a temperatura, qual será a pressão total? (Dado: massa molar do O2 = 32 g/mol) a) 1,6 atm. b) 5,6 atm. c) 2,8 atm. d) 4,0 atm. e) 0,8 atm. Unidade 8 — Estudo dos gases 233 C A He(g) 3L 3 atm 2. (Fuvest-SP) Na respiração humana o ar inspirado e o ar expirado têm composições diferentes. A tabela a seguir apresenta as pressões parciais, em mm Hg, dos gases da respiração em determinado local. Gás oxigênio dióxido de carbono nitrogênio argônio vapor d’água Ar inspirado Ar expirado 157,9 0,2 590,2 7,0 4,7 115,0 X 560,1 6,6 46,6 B I vácuo II CO2(g) 2L 4 atm 14444444244444443 temperatura constante 5L Abrindo-se as torneiras I e II e mantendo-se a temperatura do sistema, decorrido um tempo suficiente para o sistema atingir o equilíbrio, qual a pressão no interior do balão C? 5. Numa mistura gasosa de N2, CO2 e H2S as pressões parciais são respectivamente 0,60 atm, 0,90 atm e 1,50 atm. Calcule: a) as frações molares de cada gás; b) as % em volume de cada gás na mistura. 6. 20,0 g de uma mistura contendo 88% de CO2 e 12% de He em massa exercem pressão de 0,41 atm a –73 °C. Calcule: a) o volume da mistura; b) os volumes parciais de cada gás. 7. Uma amostra de gases intestinais foi coletada e analisada, encontrando-se na sua composição 44% de CO2, 38% de H2, 17% de N2, 1,3% de O2 e 0,003% de CH4 em volume (a soma das porcentagens é maior que 100% devido aos arredondamentos). Sabendo que a pressão no interior do intestino é 820 mm Hg, calcule a pressão parcial de cada gás. (Dados: massas molares: CO2 = 44; H2 = 2; N2 = 28; O2 = 32; CH4 = 16) Qual é o valor de X, em mm Hg? a) 12,4. b) 31,7. c) 48,2. d) 56,5. e) 71,3. 3. Uma mistura gasosa contendo 4 g de CH4(g) e 8 g de O2(g) está nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP). Qual a pressão parcial do CH4(g) nessa mistura? (Dados: massas molares: CH4(g) = 16 g · · mol–1; O2(g) = 32 g · mol–1) a) 0,4 atm. b) 0,6 atm. c) 0,16 atm. d) 1,0 atm. e) 0,5 atm. 4. Têm-se três balões, A, B e C, interligados com tubos munidos de torneiras I e II, inicialmente fechadas. O balão A contém He(g), o balão B contém CO2(g) e o balão C está sob vácuo. Os volumes dos balões e as pressões dos gases estão indicadas no esquema a seguir. Exercícios propostos 1. (Unifor-CE) Considere um recipiente que contém 0,5 mol de H2 e 1,0 mol de Ar, a determinada temperatura. Comparando a pressão parcial de hidrogênio (pH2) com a do argônio (pAr), tem-se: a) pH2 = pAr. d) pAr = 2 pH2. e) pAr = 3 pH2. b) pH2 = 2 pAr. c) pH2 = 3pAr. 2. Uma mistura de 12 g de etano (C2H6(g)) e 2,4 g de hélio (He(g)) foi recolhida num balão de volume igual a 22,4 L mantido a 273 °C. As pressões parciais em atm do C2H6(g) e do He(g) no interior do balão são, respectivamente: (Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; He = 4) a) 0,5 e 0,5. b) 0,4 e 0,6. c) 1,6 e 2,4. d) 0,8 e 1,2. e) 3,0 e 4,0. 3. (MACK-SP) Uma mistura de 1,5 mol de gás carbônico, 8 g de metano e 12 · 1023 moléculas de monóxido de carbono está contida em um balão de 30 litros a 27 °C. Podemos afirmar que: (Dados: P H = 1; C = 12; O = 16) .A. a) a pressão parcial do CO é o dobro da do CH4. b) a pressão parcial do CH4 é o triplo da do CO2. c) a pressão parcial do CO2 é 1/4 da do CO. d) a pressão parcial do CO é o quádruplo da do CH4. e) a pressão total é igual a 4 atm. 234 4. Se o sistema representado a seguir for mantido à temperatura constante e se os três balões possuírem o mesmo volume, após se abrirem as válvulas A e B qual será a pressão total no interior do sistema? 1L A H2 3 atm vácuo 1L B He 9 atm 1L PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 5. (UFPE) Dois recipientes encontram-se ligados por uma válvula, inicialmente fechada, como mostra a figura a seguir. No recipiente menor, com volume de 1 L, encontra-se gás carbônico na pressão de 1 atm. No recipiente maior, com volume de 3 L, encontra-se oxigênio na pressão de 6 atm. Considerando que a válvula é aberta e os dois gases se misturam, ocupando o volume dos dois recipientes, podemos afirmar: 6. (UFPE) O ideal é que a pressão parcial do oxigênio no pulmão seja de 0,20 atm. Um mergulhador, que está sujeito a altas pressões, deve dosar o gás que respira para manter a pressão parcial do oxigênio neste valor. Se ele estiver mergulhando a uma profundidade em que a pressão seja de 2,5 atm, qual deve ser a fração molar de oxigênio numa mistura oxigênio/nitrogênio para que ele possa respirar sem dificuldades? 7. (UFPR) Uma mistura gasosa formada por 44 g de CO2 e 6 g de H2 é mantida a 27 °C e a 8,2 atm. Determine o volume parcial do H2 nessa mistura. (Dados: C = 12, H = 1, C = 16) 8. (Cesgranrio-RJ) O gás de cozinha, também chamado de gás liquefeito de petróleo (GLP), é formado por 50% de propano e 50% de butano em volume. Sabendo-se que uma família domiciliada no Rio de Janeiro gastou 49,2 m3 de GLP no mês de setembro, o número de moléculas de gás butano queimado nesse mês foi: (Dados: volume molar do butano a 27 °C e 1 atm = 24,6 L; Nº de Avogadro = 6,0 · 1023) a) 6,0 b) 6,0 c) 6,0 d) 3,0 e) 3,0 · · · · · 1027. 1026. 1025. 1026. 1025. a) A pressão parcial de gás carbônico será 0,25 atm. b) A pressão parcial de oxigênio será 4,5 atm. c) A pressão total no interior dos recipientes será 4,75 atm. d) A pressão total no interior dos recipientes será 7 atm. DENSIDADE ABSOLUTA DOS GASES A partir da Equação de Estado dos Gases Ideais, PV = nRT, pode-se chegar a uma nova equação: PV = m m RT ⇒ PM = V RT ⇒ M PM m = RT V d= PM g/L RT Unidade 8 — Estudo dos gases 235 DENSIDADE RELATIVA DOS GASES A densidade relativa entre dois gases é dada pela simples relação entre as suas densidades absolutas, medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura. PMA RT PMB dB = RT dA = 14243 dA = dB PMA RT PMB RT dA MA = dB MB ⇒ A partir dessa relação pode-se concluir, em termos comparativos, que quanto maior for a massa molar de um gás, maior será a sua densidade. Dirigíveis No início do século, enormes balões “dirigíveis” a gás — os Zeppelins — eram utilizados para o transporte de passageiros, competindo seriamente com os mais luxuosos transatlânticos. Em 1937, um desses balões, o Hindemburg, com suas câmaras cheias de gás hidrogênio, explodiu durante as operações de atracamento, provocando um incêndio de grandes proporções e pondo fim a esse curioso meio de transporte. O hidrogênio era utilizado por ser o gás com menor densidade conhecido pelo ser humano. Hoje em dia, em vez de hidrogênio, usa-se, em balões meteorológicos e de publicidade, o gás hélio, que, embora seja mais denso que o hidrogênio, não oferece nenhum perigo. Acidente com dirigível preenchido com gás hidrogênio. É comum comparar a densidade de um gás com a do ar. Como o ar é uma mistura, sua massa molar aparente deve ser determinada por meio de uma média ponderada: composição do ar % em volume 78 N2 (M = 28 g · mol–1) 21 O2 (M = 32 g · mol–1) 1 Ar (M = 40 g · mol–1) fração molar 0,78 0,21 0,01 O gás vermelho-acastanhado, por ser mais denso que o ar, tende a ocupar o fundo do béquer. Corbis maparente = (xN2 · mN2) + (xO2 · mO2) + (xAr · mAr) Maparente do ar = 28,96 g · mol–1 CEDOC 236 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Logo, nas CNTP, se um balão contendo gás com massa molar menor do que 28,96 g/mol for solto no ar, ele subirá. ar = 28,96 g/mol MCO2 = 44 g/mol MCl2 = 71 g/mol H2 CO2 Cl2 He MH2 = 2 g/mol MHe = 4 g/mol DIFUSÃO E EFUSÃO DE GASES Tanto a difusão como a efusão dos gases são fatos cotidianos. Observe a figura: He N2 no dia seguinte O2 N2 He O2 A densidade do gás hélio é menor do que a densidade do ar atmosférico; por isso, uma bexiga cheia de hélio se eleva quando é solta no ar. Como as paredes da bexiga apresentam poros e admitindo que a pressão interna seja igual à externa na mesma temperatura, existe um fluxo contínuo de gases através dos poros da bexiga. O que ocorreu com a bexiga da ilustração anterior foi uma saída maior do gás hélio do que a entrada dos gases que constituem o ar, o que fez com que a bexiga murchasse. No caso descrito, ocorreram os dois fenômenos: efusão e difusão de gases. Efusão: passagem de um gás através de pequenos orifícios. A passagem de um gás através de uma parede porosa é uma efusão, pois a parede porosa é um conjunto de pequenos orifícios. Difusão: propriedade de duas ou mais substâncias misturarem-se espontaneamente, resultando em soluções (misturas homogêneas), quando colocadas em presença umas das outras. O físico inglês Graham, em 1828, por meio de resultados experimentais, estabeleceu uma relação matemática e enunciou a seguinte lei: Lei de Graham: A velocidade de difusão e de efusão de um gás é inversamente proporcional à raiz quadrada de sua densidade. v1 d2 = v2 d1 Numa mesma P e T, a relação entre as densidades de dois gases é igual à relação entre suas massas molares; portanto: v1 v2 = M2 M1 Unidade 8 — Estudo dos gases 237 Exercícios 1. (FASP) Qual é o gás mais leve, depois do hidrogênio, que pode ser, por exemplo, usado em balões por ser não-inflamável ou utilizado para substituir o nitrogênio quando o ar precisa ser respirado a alta pressão? a) argônio c) hélio b) lítio d) oxigênio 2. (Fuvest-SP) A t = 25 ºC linha Frasco com CH4(g) Frasco com C4H10(g) II I I ou III III II ou III a) b) c) d) e) I II II ou III III II 4. (Fuvest-SP) Deseja-se preparar e recolher os gases metano, amônia e cloro. As figuras I, II e III mostram dispositivos de recolhimento de gases em tubos de ensaio. gás gás Santos água gás B I II III Ao nível do mar e a 25 °C: volume molar de gás = 25 L/mol; densidade do ar atmosférico = 1,2 g/L (Dados: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16 e Ar = 40) As bexigas A e B podem conter, respectivamente: a) argônio e dióxido de carbono. b) dióxido de carbono e amônia. c) amônia e metano. d) metano e amônia. e) metano e argônio. 3. Os gases metano (CH4) e butano (C4H10) foram produzidos separadamente num laboratório e recolhidos em dois frascos para serem transportados de uma bancada para outra. A seguir estão indicadas três possíveis maneiras de esses frascos serem transportados. Quais as maneiras adequadas para cada um dos frascos? (Massas molares: CH4 = 16 g/mol; C4H10 = = 58 g/mol; N2 = 28 g/mol; O2 = 32 g/mol) I II III Considerando os dados da tabela abaixo, Massa molar g/mol Metano (CH4) Amônia (NH3) Cloro (Cl2) Ar 16 17 71 29 (valor médio) Solubilidade em água desprezível alta alta baixa escolha, dentre os dispositivos apresentados, os mais adequados para recolher, nas condições ambiente, metano, amônia e cloro. Esses dispositivos são, respectivamente: a) II, II e III. d) II, I e III. b) III, I e II. e) III, III e I. c) II, III e I. 5. (MACK-SP) O gás hidrogênio foi utilizado no início do século em balões conhecidos por Zeppelins. Atualmente, balões de publicidade e balões para crianças são enchidos com gás hélio. Relativamente ao gás hélio, é incorreto afirmar que: (Dados: massas molares (g/mol): H = 1; He = 4) a) tem densidade maior que o ar atmosférico. b) sua massa molar é maior do que a do gás hidrogênio. c) é um gás não-inflamável. d) tem fórmula molecular: He. e) é um gás mais denso do que o gás hidrogênio. 238 6. (Unicamp-SP) Durante os dias quentes de verão, uma brincadeira interessante consiste em pegar um saco plástico, leve e de cor preta, encher 3/4 do seu volume com ar, amarrar hermeticamente a sua boca, expondo-o, em seguida, aos raios solares. O ar no interior do saco é aquecido, passando a ocupar todo o volume. Como conseqüência, o saco sobe na atmosfera como um balão. a) Considere a pressão atmosférica constante durante a brincadeira e considerando ainda que inicialmente o ar estava a 27 °C, calcule a variação da temperatura do ar no interior do saco plástico entre a situação inicial e a final, quando o gás ocupa todo o volume. b) Qual a relação entre as densidades do ar no início e no instante em que todo o volume do saco é ocupado? 7. (Unicamp-SP) Um balão meteorológico de cor escura, no instante de seu lançamento, contém 100 mol de gás hélio (He). Após ascender a uma altitude de 15 km, a pressão do gás se reduziu a 100 mm Hg e a temperatura, devido à irradiação solar, aumentou para 77 °C. Calcule, nestas condições: a) o volume do balão meteorológico; b) a densidade do He em seu interior. (Dados: R = 62 mm Hg L mol–1 K–1; massa molar do He = 4 g/mol) PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 8. Num canto de uma sala é quebrada uma ampola contendo gás amônia (NH3) e no canto oposto, no mesmo instante, é quebrada uma ampola contendo gás sulfídrico (H2S). Uma pessoa colocada no centro dessa sala sentirá primeiro o cheiro do NH3 ou do H2S? Por quê? (Massas atômicas: N = 14; S = 32; H = 1) 9. (IME-RJ) Um balão de material permeável às variedades alotrópicas do oxigênio é cheio com ozônio e colocado em um ambiente de oxigênio à mesma pressão e igual temperatura do balão. Responda, justificando sumariamente: o balão se expandirá ou se contrairá? 10. O hidrogênio atravessa um pequeno orifício com velocidade igual a 5,0 L/min, numa dada P e T. Com qual velocidade o oxigênio atravessa o mesmo orifício, na mesma P e T? (Massas atômicas: H = 1, O = 16) 11. O gás hélio atravessa um pequeno orifício _ com velocidade √7 vezes maior que um gás X nas mesmas condições. Qual a densidade do gás X nas CNTP? (Massa molar do He = 4 g/mol) a) 1,8 g/L. d) 1,0 g/L. b) 1,25 g/L. e) 2,5 g/L. c) 0,5 g/L. INTRODUÇÃO O cálculo das quantidades das substâncias envolvidas numa reação química é chamado estequiometria — palavra derivada do grego stoicheia = partes mais simples e metreim = medida. Para efetuarmos os cálculos estequiométricos, devemos conhecer as proporções existentes entre os elementos que formam as diferentes substâncias. Estas proporções são perceptíveis pelo conhecimento das fórmulas das substâncias. Por isso, inicialmente vamos estudar os diferentes tipos de fórmulas. TIPOS DE FÓRMULAS FÓRMULA PERCENTUAL Fórmula percentual: indica a porcentagem, em massa, de cada elemento que constitui a substância. Uma maneira de determinar a fórmula percentual é partir da fórmula molecular da substância, aplicando os conceitos de massa atômica e massa molecular. Por exemplo, sabendo que a fórmula molecular do metano é CH4 e que as massas atômicas do carbono e do hidrogênio são, respectivamente, 12 e 1, temos: 123 CH4 C = 12 · 1 = 12 + H= 1·4= 4 16 massa molecular (MM) de CH4 O metano é conhecido por gás dos pântanos, por ser proveniente da decomposição de matéria orgânica. Simon Fraser/SPL Assim, na massa molecular igual a 16, o carbono participa com 12 e o hidrogênio com 4. Logo: 16 100% 16 100% C H 12 x 4 x Desse modo, temos: C75% H25% 123 123 x = 75% de carbono x = 25% de hidrogênio 240 Fertilizantes PARTE 1 — QUÍMICA GERAL A maior parte dos fertilizantes usados atualmente na agricultura é constituída por três nutrientes principais: nitrogênio (N), fósforo (P) e potássio (K). • N: entra na formação de proteínas encontradas no caule e nas folhas; • P: acelera o crescimento das raízes e o amadurecimento dos frutos; • K: protege as plantas contra doenças e promove o crescimento das sementes. Esses nutrientes são absorvidos pelas raízes; logo, os componentes dos fertilizantes são compostos solúveis em água. O nitrogênio pode ser fornecido às plantas na forma de três compostos: sulfato de amônio — (NH4)2SO4, nitrato de amônio — NH4NO3, ou uréia — CO(NH2)2. Qual deles nos fornece maior teor de nitrogênio? Observe o quadro: 2 8 1 4 · · · · N H S O = = = = (NH4)2SO4 2 · 14 = 28 8·1 = 8 1 · 32 = 32 4 · 16 = + 64 MM = 132 28 132 NH4NO3 2 · N = 2 · 14 4·H =4·1 3 · O = 3 · 16 MM = = = = 28 4 + 48 80 28 80 1 1 2 4 · · · · C O N H = = = = 1 1 2 4 CO(NH2)2 · 12 = 12 · 16 = 16 · 14 = 28 ·1 = +4 MM = 60 28 60 fração de N = % de N = fração de N = fração de N = % de N = 28 28 · 100 = 21.2% % de N = · 100 = 35% 132 80 28 · 100 = 46.7% 60 Como podemos perceber, a uréia apresenta maior teor de nitrogênio. Além disso, ela oferece outras vantagens: é mais barata e permanece no solo por mais tempo, o que favorece sua absorção. FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA Fórmula mínima: indica a menor proporção, em números inteiros de mol, dos átomos dos elementos que constituem uma substância. Ao determinar a fórmula mínima, devemos: a) calcular o número de mol de átomos de cada elemento; b) dividir os resultados pelo menor valor encontrado. Vejamos um exemplo: Uma amostra contém 2,4 g de carbono e 0,6 g de hidrogênio (Dados: massas atômicas: C = 12, H = 1). Para determinar a fórmula mínima do composto, devemos inicialmente calcular o número de mol (n) de átomos de cada elemento. C n= m M ⇒ 2,4 g 12 g/mol 123 H 0,6 g 1 g/mol número de mol de átomos 0,2 mol 0,6 mol Unidade 9 — Estequiometria 241 Em seguida devemos determinar as menores proporções possíveis, em números inteiros: 0,2 mol 0,6 mol relação entre o =1 =3 nº de mol 0,2 0,2 Assim, a fórmula mínima é CH3 . 123 FÓRMULA MOLECULAR Fórmula molecular: indica o número real de átomos de cada elemento na molécula. Em alguns casos, a fórmula molecular é igual à fórmula mínima; em outros, porém, é um múltiplo inteiro da fórmula mínima. fórmula molecular = (fórmula mínima)n em que n é inteiro. Assim, temos: fórmula molecular H2O C6H6 P4O10 C2H2 fórmula mínima H2O CH P2O5 CH :6 :2 :2 A fórmula molecular pode ser determinada de várias maneiras. Vejamos algumas delas. Sérgio Luíz Pereira 1º método A partir da porcentagem em massa, calculando a fórmula mínima. Vitamina C (massa molecular = 176) 100 g C = 40,9% em massa H = 4,55% em massa O = 54,6% em massa = 40,9 g = 4,55 g = 54,6 g C 14243 14243 número de mol de átomos H 4,55 g 1 g mol–1 4,55 mol 4,55 mol 3,41 1,33 mol O 54,6 g 16 g mol–1 3,41 mol 3,41 mol 3,41 1 mol 40,9 g 12 g mol–1 3,41 mol 3,41 mol 3,41 1 mol relação entre o número de mol 242 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Como os valores encontrados não são inteiros, deve-se multiplicá-los por um mesmo número que permita obter a menor proporção de números inteiros. Nesse caso, o número adequado é 3. Assim: C 1 mol x3 H 1,33 mol x3 O 1 mol x3 3 mol 4 mol fórmula mínima C3H4O3 3 mol A relação entre a fórmula mínima e a molecular pode ser feita da seguinte maneira: fórmula mínima C3H4O3 MM = 88 Logo, temos que: (C3H4O3)n = 176 88n = 176 n = 2 ⇒ (C3H4O3)2 ⇒ fórmula molecular : C6H8O6 fórmula molecular (C3H4O3)n MM = 176 2º método Relacionando as porcentagens em massa com a massa molecular do composto. C = 40,9% H = 4,55% O = 54,6% 123 MM = 176 Considerando que sua fórmula molecular seja: CxHyOz, agora devemos relacionar as porcentagens em massa com as massas atômicas e a massa molecular: Cx 12x Hy 1y Oz 16z + + = 176 40,9% 123 123 176 12x x=6 100% 40,9% 4,55% 176 1y y=8 54,6% 100% 4,55% 100% 123 176 16z z=6 100% 54,6% Cx Hy Oz fórmula molecular C6H8O6 Unidade 9 — Estequiometria 243 ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO (EEM-SP) Um cloreto de ferro hidratado (FeClx · y H2O), de massa molecular 270,5, apresenta 20,6% de ferro e 39,4% de cloro, em massa. a) Qual a porcentagem de água nesse sal? b) Quantas moléculas de água de hidratação (y) existem por fórmula desse composto? c) Qual é a fórmula desse sal? (Massas atômicas: Fe = 56; Cl = 35,5; H = 1; O = 16) SOLUÇÃO a) Se temos 20,6% de Fe e 39,4% de Cl, a porcentagem em massa de água será dada por: 100% – (20,6% + 39,4%) = 40% b) Assim: Fe 56 20,6% Para determinarmos x e y: 270,5 100% Clx 35,5x 39,4% 123 H H + Clx 35,5x 39,4% + y H2O 18y 40% 123 = 270,5 100% x=3 y H2O 270,5 18y 100% 40% y=6 c) Logo, a fórmula do composto é: FeCl3 · 6 H2O . Exercícios de classe 1. (Cesgranrio-RJ) A síntese da aspirina (ácido acetil-salicílico) foi uma das maiores conquistas da indústria farmacêutica. Sua estrutura é: H C C C C H C C C—O—H O O O — C — CH3 HNC(NH2)2 guanidina (NH4)2SO4 sulfato de amônio III IV Determine a porcentagem, em massa, de carbono na aspirina. (Dados: massas molares (g/mol): C = 12, O = 16, H = 1) 2. (UERJ) Algumas substâncias, por fornecerem o nitrogênio indispensável à síntese de proteínas dos vegetais, têm grande aplicação em fertilizantes na agricultura. Analise as fórmulas de quatro dessas substâncias: CO(NH2)2 uréia A substância que possui maior teor em massa de nitrogênio é a identificada pelo número: (Dados: massas molares (g/mol): H = 1, N = 14, O = 16, S = 32) a) I. b) II. c) III. d) IV. 3. (UNI-RIO) O etileno glicol, substância muito usada como agente anticongelante em motores automotivos, é um álcool e possui 38,7% de C, 9,7% de H e 51,6% de O. A fórmula mínima deste composto é: (Dados: massas atômicas: H = 1 u; C = 12 u; O = 16 u) a) CHO3. b) CH3O. c) CH3O2. d) C2H3O. e) C3HO. NH4NO3 nitrato de amônio I II 244 4. (UFV-MG) Sabe-se que, quando uma pessoa fuma um cigarro, pode inalar de 0,1 até 0,2 miligramas de nicotina. Descobriu-se em laboratório que cada miligrama de nicotina contém 74,00% de carbono, 8,65% de hidrogênio e 17,30% de nitrogênio. Calcule a fórmula mínima da nicotina. (Massas atômicas: C = 12, H = 1, N = 14) 5. (UFV-MG) Uma substância pura de massa igual a 32,00 g foi submetida a análise elementar e verificou-se que continha 10,00 g de cálcio, 6,08 g de carbono e 15,92 g de oxigênio. a) Qual o teor (porcentagem) de cada elemento na substância? b) Qual a fórmula mínima da substância? (Massas atômicas: Ca = 40,0; C = 12,0; O = 16,0) 6. (MACK-SP) O óxido de vanádio é constituído de moléculas V2Oy. Se a massa molar do V2Oy é 182 g, então y é igual a: (Massas molares em g/mol: V = 51; O = 16) a) 1. d) 5. b) 3. e) 4. c) 7. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 7. (Puccamp-SP) A análise de uma substância desconhecida revelou a seguinte composição centesimal: 62,1% de carbono, 10,3% de hidrogênio e 27,5% de oxigênio. Pela determinação experimental de sua massa molar, obteve-se o valor 58,0 g/mol. É correto concluir que se trata de um composto orgânico de fórmula molecular: (Massas atômicas: C = 12, H = 1, O = 16) c) C2H2O2. e) C3H6O. a) C3H6O2. d) C2H4O2. b) CH6O2. 8. (Unicamp-SP) Sabe-se que 1,0 mol de um composto contém 72 g de carbono (C), 12 mol de átomos de hidrogênio (H) e 12 · 1023 átomos de oxigênio (O). Admitindo-se o valor da Constante de Avogadro como sendo 6,0 · 1023 mol–1 e com base na Classificação Periódica dos elementos, escreva: a) a fórmula molecular do composto; b) a fórmula mínima do composto. 9. Um composto encerra 40% de C e tem massa molar igual a 90 g/mol. Quantos átomos de C contém a molécula desse composto? a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5. ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS As bases para o estudo da estequiometria das reações químicas foram lançadas no século XVIII por cientistas que conseguiram expressar matematicamente as regularidades que ocorrem nas reações químicas, através das Leis das Combinações Químicas. Essas leis foram divididas em dois grupos: • Leis ponderais: relacionam as massas dos participantes de uma reação. • Lei volumétrica: relaciona os volumes dos participantes de uma reação. LEIS PONDERAIS Lei da conservação das massas Essa lei foi proposta, por volta de 1775, por Antoine Laurent Lavoisier e é popularmente enunciada da seguinte maneira: Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma. Lavoisier formulou essa lei depois de realizar uma experiência com óxido de mercúrio (reagente), o qual, antes de ser submetido a aquecimento, teve sua massa determinada Unidade 9 — Estequiometria 245 CEDOC quando colocado em um sistema fechado; mediante o aquecimento desse reagente, Lavoisier obteve mercúrio e oxigênio (produtos), que, ao final da reação, também tiveram suas massas identificadas. óxido de mercúrio 1442443 massa do reagente (vermelho) ∆= aquecimento mercúrio + oxigênio 1442443 massa dos produtos (prateado) (incolor) = Em função desta e de várias outras experiências, Lavoisier concluiu que: Num sistema fechado, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos. Vejamos um exemplo numérico: CaO + H2O 56 g 18 g 1442443 massa dos reagentes 74 g Ca(OH)2 74 g 123 massa do produto 74 g Na tela pintada por Jacques Louis David, em 1788, Lavoisier aparece ao lado de sua esposa, Marie-Anne Pierrete Paulitze. Pelos seus trabalhos, Lavoisier é considerado o fundador da Química moderna. Essa foi a primeira das leis das combinações químicas ou leis ponderais e, a partir dela, outras foram surgindo para explicar as regularidades que ocorrem nas combinações químicas. Lei das proporções constantes Em 1799, Joseph Louis Proust, analisando várias substâncias, descobriu que a proporção com que cada elemento entra na formação de determinada substância ou composição em massa era constante, independentemente de seu processo de obtenção. Assim, por exemplo, no caso da água, temos: água 100% 100 g proporção hidrogênio 11,1% 11,1 g 1 + oxigênio 88,9% 88,9 g 8 : A composição da água apresentará sempre uma mesma relação entre as massas de hidrogênio e oxigênio, qualquer que seja a massa de água considerada. Ou seja, na formação de água deveremos combinar hidrogênio e oxigênio na proporção de 1 para 8 em massa. Se reagirmos 1 grama de hidrogênio com 8 gramas de oxigênio, obteremos 9 gramas de água: Hidrogênio + oxigênio Proporção Experiência A Experiência B 1 10 g 5g : 8 80 g 40 g : água 9 90 g 45 g 246 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Em função desses resultados, Proust enunciou a seguinte lei ponderal conhecida como lei das proporções constantes: Toda substância apresenta uma proporção em massa constante na sua composição. Essas leis foram desenvolvidas a partir de experimentos realizados com quantidades de matéria possíveis de serem “pesadas” nas balanças existentes na época, ou seja, eram observações realizadas em nível macroscópico. Ainda não existia nenhuma explicação para os fatos relacionados à composição da matéria em nível microscópico. Lei volumétrica de Gay-Lussac Uma das maiores contribuições de Gay-Lussac à Química foi sua Lei da Combinação de Volumes, publicada em 1808, e baseada numa série de experimentos. Um deles envolvia a reação entre o gás hidrogênio e o gás oxigênio, cujo produto é a água. 2 volumes de hidrogênio reagem com 1 volume de oxigênio produzindo 2 volumes de vapor de água V V + V V V 14444244443 2V 14243 V 14444244443 2V Lei de Gay-Lussac: Nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos gases participantes de uma reação química têm entre si uma relação de números inteiros e pequenos. Veja mais um exemplo em que os resultados experimentais confirmam essa lei. Para isso, considere sempre todos os participantes no estado gasoso e nas mesmas condições de pressão e temperatura. 10 litros de hidrogênio + 10 litros de cloro 20 litros de cloreto de hidrogênio 10 dividindo-se todos pelo menor valor em volume, isto é, por 10 : 10 10 10 : 20 20 10 123 10 10 : : proporção entre volumes 1 : Vhidrogênio 1 Vcloro : 2 Vcloreto de hidrogênio Unidade 9 — Estequiometria 247 Exercícios de classe 1. (FCMSC-SP) A frase: “Do nada, nada; em nada, nada pode transformar-se” relaciona-se com as idéias de: a) Dalton. d) Lavoisier. b) Proust. e) Gay-Lussac. c) Boyle. 2. (Fuvest-SP) Quando 96 g de ozônio se transformam completamente, a massa de oxigênio comum produzida é igual a: a) 32 g. d) 80 g. b) 48 g. e) 96 g. c) 64 g. 3. O açúcar comum, quando submetido a aquecimento, pode se transformar em carvão. Foram realizados dois experimentos cujos dados constam da tabela a seguir: Açúcar carvão + água 1ª experiência 2ª experiência 342 g bg 144 g cg ag 99 g Com papel Com palha de aço A abaixo de B A acima de B A abaixo de B A e B no mesmo nível c) Se reagirmos 20 g de carvão com 32 g de oxigênio, qual será a quantidade de gás carbônico produzida? 5. (Fuvest-SP) Os pratos A e B de uma balança foram equilibrados com um pedaço de papel em cada prato e efetuou-se a combustão apenas do material contido no prato A. Esse procedimento foi repetido com palha de aço em lugar de papel. Após cada combustão, observou-se: A B Determine os valores de a, b e c. 4. A queima do carvão pode ser representada pela equação: carvão + oxigênio gás carbônico Sabendo-se que 12 g de carvão reagem exatamente com 32 g de oxigênio, pergunta-se: a) Qual a massa de gás carbônico produzida na reação? b) Qual a razão entre a massa de carvão e a de oxigênio que reagiram? a) b) c) d) e) A e B no mesmo nível A e B no mesmo nível A abaixo de B A acima de B A acima de B A abaixo de B 6. A reação de decomposição da amônia pode ser representada pela equação: 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) A decomposição de 500 L de NH3 produzirá quantos litros de N2 e H2, nas mesmas condições de pressão e temperatura? RELACIONANDO QUANTIDADES É importante saber a quantidade de produto que pode ser obtida a partir de uma determinada quantidade de reagentes. É fundamental, também, numa indústria química, por exemplo, saber antecipadamente qual a quantidade de reagentes que deve ser utilizada para se obter uma determinada quantidade de produto. O objetivo econômico de toda indústria que envolve processos químicos é produzir substâncias em quantidade suficiente, usando a menor quantidade possível de reagentes e com o menor custo, obtendo, assim, a melhor relação custo/benefício. Relações desse tipo não são utilizadas somente pelos químicos. Elas fazem parte da nossa vida e muitas vezes nós as usamos sem perceber. Em Química, as relações em massas, volumes e mesmo em quantidade de energia são denominadas cálculos estequiométricos. 248 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Brigadeiro Ingredientes 2 latas de leite condensado 4 colheres de sopa de chocolate meio amargo em pó 1 colher de sopa de manteiga chocolate granulado Procedimento Coloque os ingredientes em uma panela e aqueça-os em fogo brando; mexa-os constantemente até a massa se desprender do fundo. Quando isso acontecer, transfira a massa para um prato untado com manteiga, no qual deve ficar até esfriar. Em seguida, faça pequenas bolinhas com pedaços da massa resfriada. A proporção sugerida rende 50 brigadeiros, que devem ser passados em chocolate granulado. 2 latas de leite colheres de sopa de colher de sopa +4 +1 50 brigadeiros condensado chocolate em pó de manteiga Se a proporção não for essa, o resultado será bem diferente do esperado. Vamos, agora, relacionar quantidades. 1. Se decidirmos fazer uma quantidade maior de brigadeiros e, para tanto, utilizarmos 10 latas de leite condensado em vez de 2, precisaremos também acertar as quantidades dos outros ingredientes. Para 10 latas de leite condensado, serão necessárias quantas colheres de sopa de chocolate meio amargo em pó e de manteiga? Resolução Leite condensado + chocolate + manteiga proporção: então: 2 10 4 x x = 20 1 y y=5 123 Logo, serão necessárias 20 colheres de sopa de chocolate em pó 5 colheres de sopa de manteiga 2. De quanto de cada ingrediente necessitaremos para preparar 500 brigadeiros? Resolução Leite condensado + chocolate + manteiga = proporção: então: 2 z z = 20 4 x x = 40 1 y y = 10 50 500 123 Logo, serão necessárias 20 latas de leite condensado 40 colheres de sopa de chocolate em pó 10 colheres de sopa de manteiga Unidade 9 — Estequiometria 249 Exercícios de classe 1. (ENEM) O esquema a seguir ilustra o processo de obtenção do álcool etílico a partir da cana-de-açúcar. cana-de-açúcar (1 tonelada) d) 1,2 · 1010. e) 7,0 · 1010. Leia o texto a seguir para resolver as questões 2 a 7. Um dos combustíveis mais utilizados no mundo atual é a gasolina, que é uma mistura de hidrocarbonetos e apresenta densidade aproximada de 800 g/L. Seu preço varia de país para país, de acordo com vários fatores, tais como: quantidade do petróleo extraído de fontes nacionais, quantidade do petróleo importado, custo do transporte do petróleo e seus derivados, valor da moeda nacional etc. Nos Estados Unidos, a gasolina é comercializada usando-se como unidade de medida de volume o galão (correspondente a aproximadamente 3,8 L), cujo preço médio é de US$ 2,00. Num teste para medição de consumo de combustível, um automóvel vazio, contendo 57 L de gasolina no tanque, teve a sua massa medida antes e depois de percorrer uma distância de 150 quilômetros, sendo encontrados os seguintes valores: • massa inicial = 1 025,6 quilogramas • massa final = 1 013,6 quilogramas 2. Determine a massa de gasolina em 1 galão. 3. Calcule a massa de gasolina presente no tanque do carro. 4. Qual a capacidade volumétrica do tanque, em galões? 5. Qual o preço, em reais, de 1 L da gasolina vendida nos Estados Unidos? (1 US$ = R$ 2,70) 6. Considerando que a variação de massa se deva, unicamente, à gasolina consumida, determine o volume de gasolina consumida no teste. 7. No teste realizado, qual o consumo médio em km/L? trituração bagaço (250 kg) garapa concentração e cristalização melaço (250 kg) fermentação açúcar escuro refinação vinhoto (910 litros) mosto fermentado destilação óleo fúsel e resíduo açúcar comum (sacarose) etanol (70 litros) Em 1996, foram produzidos no Brasil 12 bilhões de litros de álcool. A quantidade de cana-de-açúcar, em toneladas, que teve de ser colhida para esse fim foi aproximadamente: a) 1,7 · 108. b) 1,2 · 109. c) 1,7 · 109. OS COEFICIENTES E A QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA (MOL) As equações químicas nos mostram a proporção em número de moléculas, segundo a qual as substâncias reagem e se formam. Entretanto, quando estamos num laboratório ou numa indústria, trabalhamos com quantidades de substância medidas em massa (g, kg, ton…). Podemos estabelecer uma relação entre essas situações: nível microscópico e nível macroscópico, respectivamente, dando uma nova interpretação aos coeficientes das equações. 250 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Vejamos, por exemplo, a reação que permite produzir amônia (NH3): 1 N2(g) 3 H2(g) 2 NH3(g) + microscópico: 1 molécula 3 moléculas 2 moléculas 1 molécula de N2 x 6,0 · 1023 + 3 moléculas de H2 x 6,0 · 1023 2 moléculas de NH3 x 6,0 · 1023 1 (6,0 · 1023) moléculas de N2 1 mol de N2 + 3 (6,0 · 1023) moléculas de H2 3 mol de H2 2 (6,0 · 1023) moléculas de NH3 2 mol de NH3 Essa conclusão, de grande importância, mostra que os coeficientes de cada substância, numa equação balanceada, correspondem aos números de mol de cada um dos participantes. A quantidade de matéria em mol pode ser expressa em outras grandezas, tais como: massa em gramas, volume de gases e, ainda, número de moléculas. em massa massa molar (g/mol) 22,4 L/mol CNTP (gás) 6,0 . 1023 moléculas/mol 1 mol equivale em volume em número de moléculas Conhecendo as massas atômicas do nitrogênio (N = 14) e do hidrogênio (H = 1), pode-se interpretar a equação de formação da amônia de várias maneiras: Interpretação molecular número de mol massa volume (CNTP) 1 N2(g) 3 H2(g) + 1 molécula 3 moléculas 23) 1 (6,0 · 10 3 (6,0 · 1023) moléculas moléculas 1 mol 3 mol 28 g 22,4 L 6g 67,2 L 2 NH3(g) 2 moléculas 2 (6,0 · 1023) moléculas 2 mol 34 g 44,8 L O que foi demonstrado para a reação de formação da amônia é válido para qualquer reação química, o que permite prever as quantidades de reagentes e produtos envolvidos em uma reação. Veja, em outros exemplos, como são feitas as adequações. • calcular o número de mol de amônia produzido na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) A equação, que nos foi fornecida devidamente balanceada, indica a proporção em mol dos participantes. Assim: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) interpretação: então: 1 mol 5 mol 5 mol · 2 mol x= 1 mol 2 mol x ⇒ x = 10 mol de NH3 Unidade 9 — Estequiometria 251 • determinar a massa de amônia produzida na reação de 5 mol de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. (Dado: massa molar do NH3 = 17 g/mol) Para resolver: 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) interpretação: adequação: então: 1 mol 2 mol 1 mol 2 (17 g) 5 mol x 5 mol · 2 · 17 g x= ⇒ x = 170 g de NH3 1 mol • calcular a massa de amônia produzida na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. (Dados: massas molares do NH3 = 17 g/mol; N2 = = 28 g/mol) Para resolver: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) interpretação: adequação: então: 1 mol 28 g 140 g 140 g · 2 · 17 g x= 28 g 2 mol 2 (17 g) x ⇒ x = 170 g de NH3 • determinar o volume de amônia, nas CNTP, produzido na reação de 140 g de gás nitrogênio com quantidade suficiente de gás hidrogênio. (Dados: massa molar do N2 = = 28 g/mol e volume molar do NH3 nas CNTP = 22,4 L mol–1) Para resolver: 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) interpretação: adequação: então: 1 mol 2 mol 28 g 2 (22,4 L) 140 g x 140 g · 2 · 22,4 L x= ⇒ x = 224 L de NH3 28 g Exercícios de classe 1. (Acafe-SC) A combustão completa do metano (CH4) produz dióxido de carbono (CO2) e água. A alternativa que representa o número de mol de CO2 produzido na combustão de 0,3 mol de CH4 é: CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O a) 1,2. b) 0,6. c) 0,9. d) 0,3. e) 1,5. 2. (UFSC) Dada a reação não-balanceada: Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2, calcule: a) o número de mol de átomos de zinco que reagem completamente com 20 mol de moléculas de ácido clorídrico. b) o número de mol de gás hidrogênio que se forma a partir de 6 mol de moléculas de ácido clorídrico. 3. (Unifor-CE) Quantos gramas de H2 são liberados na reação completa de 1 mol de cálcio metálico com ácido clorídrico? (Dado: H2 = 2 g/mol) Ca + 2 HCl a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5. CaCl2 + H2 252 4. (UCDB-MT) Dada a equação química não-balanceada: Na2CO3 + HCl NaCl + CO2 + H2O A massa de carbonato de sódio que reage completamente com 0,25 mol de ácido clorídrico é: (Dado: Na2CO3 = 106 g · mol–1) a) 6,62 g. c) 13,25 g. e) 20,75 g. b) 26,50 g. d) 10,37 g. 5. (UECE) Uma vela de parafina queima-se, no ar ambiente, para formar água e dióxido de carbono. A parafina é composta por moléculas de vários tamanhos, mas utilizaremos para ela a fórmula C25H52. Tal reação representa-se pela equação: C25H52 + O2 H2O + CO2 a) Equilibre a reação. b) Quantos mol de oxigênio são necessários para queimar um mol de parafina? c) Quanto pesa esse oxigênio? (massas molares: H = 1 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol) 6. O gás resultante da combustão de 160 g de enxofre reage completamente em NaOH. Calcule a massa de Na2SO3 obtido. (massas molares: S = 32 g/mol; Na2SO3 = 126 g/mol) S + O2 SO2 SO2 + 2 NaOH Na2SO3 + H2O 7. A equação da reação global da fermentação alcoólica da sacarose é: C12H22O11 + H2O fermentação alcoólica PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Admitindo-se CNTP e comportamento de gás ideal, a soma do número de mol dos produtos obtidos, quando 112 litros de C2H2 reagem com excesso de oxigênio, é igual a: a) 5. b) 10. c) 15. d) 20. e) 22,4. 10. (Fuvest-SP) Rodando a 60 km/h, um automóvel faz cerca de 10 km por litro de etanol (C2H5OH). Calcule o volume de gás carbônico (CO2), em metros cúbicos, emitido pelo carro após 5 horas de viagem. Admita queima completa do combustível. (Dados: densidade do etanol: 0,8 kg/L; massa molar do etanol: 46 g/mol; volume molar do CO2: 25 L/mol) 1 C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O 11. (UnB-DF) Considere uma amostra de 180 mL de água destilada, com densidade igual a 1 kg/L, contida em um copo. Sabendo que M(H) = 1 g/mol e M(O) = 16 g/mol, julgue os itens a seguir. I — No copo, encontram-se 18,06 · 1024 átomos. II — O número de moléculas contidas no copo é igual ao número de átomos encontrados em uma amostra de 120 g de carbono-12. III — Para se produzir a quantidade de água contida no copo, é preciso reagir totalmente 30 g de H2 com 150 g de O2. IV — A massa molecular da água no copo é igual a 180 g. 12. (UFPE) A amônia (NH3) é produzida industrialmente pela reação dos gases nitrogênio (N2) e oxigênio (O2) em condições adequadas de temperatura e pressão. Com base nessa informação e nos conhecimentos sobre as reações químicas, pode-se afirmar: a) 3,01 · 1023 moléculas de N2 produzem 1 mol de NH3. b) A reação permite a obtenção de 6 mol de átomos de nitrogênio. c) 3 mol de H2 reagem com 11,2 L de N2, nas CNTP. d) 28 g de N2 reagem com 2 g de H2. e) A massa molar de NH3 é 34 g. 4 C2H6O + 4 CO2 Qual o volume de CO2(g) liberado, medido nas condições ambientes (25 ºC, 1 atm), para cada mol de etanol formado? Volume molar do CO2(g) = 25 L/mol (25 ºC, 1 atm). 8. (Unicamp-SP) A equação a seguir representa a obtenção de ferro pela reação de hematita com carvão: Fe2O3 + 3 C 2 Fe + 3 CO a) Quantos quilogramas de hematita são necessários para produzir 1 120 quilogramas de ferro? b) Calcule, em condições ambientes, quantos dm3 de CO são obtidos por mol de ferro produzido. (volume molar nas condições ambientes = 24,0 dm3; massas molares: Fe = 56 g/mol, Fe2O3 = 160 g/mol) 9. (Vunesp-SP) Considere a equação da reação de combustão do acetileno (não-balanceada): C2H2(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) Unidade 9 — Estequiometria 253 Exercícios propostos • Fórmulas 1. (UFF-RJ) Alguns óxidos de nitrogênio, dentre os quais N2O, NO, NO2, N2O3 e N2O5, podem ser detectados na emissão de gases produzidos por veículos e, também, por alguns processos para fabricação de fertilizantes. Tais óxidos contribuem para tornar o ar muito mais poluído nos grandes centros, tornando-o nocivo à saúde. Dentre os óxidos citados, o que apresenta maior percentual de N é: (Dados: massas molares — g/mol: N = 14, O = 16) a) NO b) NO2 c) N2O d) N2O3 e) N2O5 2. (UFF-RJ) Um processo antigo, porém, ainda hoje utilizado no tratamento da turbidez da água, consiste na adição de sulfato de alumínio e posterior ajuste do pH com barrilha (carbonato de sódio hidratado). Isto provoca a precipitação do alumínio como um gel volumoso de Al(OH)3 que arrasta, consigo, partículas em suspensão na água. A composição centesimal do sal de alumínio mencionado é: (Dados: massas molares — Al = 27, O = 16, H = 1) a) 15,79% de alumínio; 28,07% de enxofre e 56,14% de oxigênio. b) 21,95% de alumínio; 26,02% de enxofre e 52,03% de oxigênio. c) 12,44% de alumínio; 29,22% de enxofre e 58,45% de oxigênio. d) 36% de alumínio; 21,33% de enxofre e 42,67% de oxigênio. e) 45,76% de alumínio; 18,08% de enxofre e 36,16% de oxigênio. 3. (UFCE) A escassez mundial de água potável é uma dura realidade em alguns países ricos, que já reciclam quimicamente a água utilizada. Tal procedimento tem causado surpresas nas populações humanas, resultando dificuldades na aceitação de consumo. Contudo, a quase totalidade da água disponível no planeta Terra tem sido naturalmente reciclada, desde a formação do planeta, há bilhões de anos. Você não deve espantar-se caso o seu próximo copo de água contenha algumas moléculas que já foram ingeridas por Dom Pedro I ou mesmo por Aristóteles. Indique a alternativa correta. (Dados: massas molares: H = 1, O = 16) a) O processo de reciclagem natural da água (chuvas) é representativo exclusivamente de um fenômeno químico. b) A água é uma substância química de difícil purificação, pois entra em ebulição a 0 ºC, a 1 atm de pressão. c) A água proveniente das chuvas e de processos artificiais de purificação é sempre considerada uma mistura heterogênea de hidrogênio e oxigênio. d) A água é considerada um líquido não volátil, pois, a 25 ºC, não experimenta o processo de evaporação. e) A água pura é constituída, quanto à massa, de 11,11% de hidrogênio e 88,89% de oxigênio. 4. (UFSM-RS) Na decomposição de um determinado composto, obteve-se a seguinte proporção de massa (em gramas): C=3 N=7 H = 1,01 O=4 A fórmula mínima desse composto é: (Dados: massas molares — g/mol: C = 12, H = 1, N = 14, O = 16) a) C = 1, H = 8, N = 8, O = 4. b) C = 1, H = 4, N = 2, O = 1. c) C = 2, H = 4, N = 8, O = 4. d) C = 2, H = 1, N = 2, O = 1. e) C = 3, H = 1, N = 7, O = 4. 5. (Vunesp-SP) Um composto de carbono, hidrogênio e oxigênio apresenta na sua constituição 40,0% de carbono e 6,6% de hidrogênio. A sua fórmula mínima é: (massas molares — em g/mol: H = 1, C = 12, O = 16) e) C2H2O. a) CHO. c) CHO2. d) C2HO. b) CH2O. 6. Um composto orgânico é formado pelos elementos carbono, oxigênio e hidrogênio. Sobre este composto temos as seguintes informações, obtidas pela análise de uma amostra: Elemento carbono hidrogênio oxigênio Quantidade 48 gramas 10 mol de átomos 1,2 · 1024 átomos A fórmula mínima do composto será: (Dados: massa atômica: C = 12; Nº de Avogadro = 6,0 · 1023) a) C4H5O2. c) C2H10O. e) C4H10O4. b) C2H5O. d) C2H5O2. 254 7. (Unioeste-PR) A creatina é derivada de aminoácido, presente nas células musculares, e serve para repor energia quando há fadiga muscular. Conhecida por produto que torna o esportista “maior, mais forte e mais rápido”, apesar de comprovadamente aumentar a massa muscular, ainda não é proibida pelas entidades esportistas. Sobre a creatina, de fórmula molecular C4H9N3O2, indique os itens corretos. (massas molares: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol; O = 16 g/mol; N = 14 g/mol) (01) A creatina é substância simples. (02) A creatina é mistura homogênea. (04) C4H9N3O2 é também a fórmula empírica da creatina. (08) Cada molécula de creatina é formada por 4 átomos de carbono, 9 átomos de hidrogênio, 2 átomos de oxigênio e 3 átomos de nitrogênio. (16) A massa molecular da creatina é igual a 131 u. (32) O número de moléculas existentes em 20 g de creatina é 6,02 · 1023 moléculas. 8. (Fuvest-SP) Uma substância de massa molecular 200 contém 72% de carbono, 16% de oxigênio e 12% de hidrogênio. A fórmula molecular da substância será: a) C6H12O. d) C12H24O2. e) C13H28O. b) C10H16O4. c) C11H20O3. 9. (Cesgranrio-RJ) Um hidrocarboneto* apresenta 92,3% de carbono em sua composição. Se sua molécula-grama é 78 g, o número de átomos de carbono na molécula é de: (C = 12; H = 1) a) 2. b) 3. c) 4. d) 5. e) 6. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 11. (Vunesp-SP) São dadas as massas molares, em g/mol: H = 1,0; C = 12 e O = 16. Um composto orgânico de massa molar igual a 60 g contém 40,0% de C, 6,67% de H e 53,3% de O. A fórmula estrutural do composto é: a) H H3C — C — CH3 OH O b) H3C — C OH H c) HO C H d) H3C e) H3C O C OH • Leis ponderais 12. (Unicamp-SP) Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), o iniciador da Química moderna, realizou, por volta de 1775, vários experimentos. Em um deles aqueceu 100 g de mercúrio em presença do ar, dentro de um recipiente de vidro fechado, obtendo 54 g de óxido vermelho de mercúrio, tendo ficado ainda sem reagir 50 g de mercúrio. Pergunta-se: a) Qual a razão entre a massa de oxigênio e a de mercúrio que reagiram? b) Qual a massa de oxigênio que seria necessária para reagir com todo o mercúrio inicial? 13. O gás carbônico (CO2) pode ser removido de naves espaciais se utilizarmos cal (CaO), que se transforma em carbonato de cálcio (CaCO3). Durante uma viagem espacial foram utilizados 28 kg de cal e obtidos 50 kg de CaCO3. A reação que ocorre para que o gás carbônico seja removido é dada por: gás carbônico + cal carbonato de cálcio Com base nessas informações, responda: a) Qual foi a massa de gás carbônico removida durante a viagem espacial? b) Se a quantidade de gás carbônico expirada pelos astronautas for de 88 kg, qual será a menor massa de cal necessária para sua remoção e qual será a massa de carbonato de cálcio obtida? c) Qual é a razão entre a massa de gás carbônico e a massa de cal que reagiram? CH2 CH3 C C H CH3 H H * Hidrocarbonetos são compostos formados só por C e H. 10. (Vunesp-SP) A massa de 1 mol de vanilina, uma substância utilizada para dar sabor aos alimentos, é constituída por 96 g de carbono, 8 g de hidrogênio e 48 g de oxigênio. São dadas as massas molares, em g/mol: vanilina = 152; H = 1; C = 12; O = 16. As fórmulas empírica e molecular da vanilina são, respectivamente: a) C3H4O e C9H12O2. b) C3H4O2 e C7H12O4. c) C5H5O e C10H10O2. d) C5H5O e C11H14O. e) C8H8O3 e C8H8O3. Unidade 9 — Estequiometria 255 5,0 · 108 energia consumida em kJ/tonelada do metal Ti 14. (Fuvest-SP) O prego que enferruja e o “palito de fósforo” que queima são exemplos de oxidações. No primeiro caso há um aumento de massa de sólido e no outro há uma diminuição. Esses fatos contrariam a lei da conservação da massa? Explique sua resposta para cada um dos fatos citados. 15. (Unicamp-SP) Numa balança improvisada, feita com um cabide, como mostra a figura a seguir, nos recipientes (A e B) foram colocadas quantidades iguais de um mesmo sólido, que poderia ou ser palha de ferro ou ser carvão. 2,5 · 108 0,5 · 108 Fe Cu Al Responda: I — Para extração de 10 toneladas de alumínio, quantos kJ serão consumidos? II — Qual a energia em kJ consumida na extração de 200 kg de titânio do seu minério? III — Qual massa de cobre, em toneladas, pode ser extraída do respectivo minério utilizando-se a mesma energia consumida na extração de 1 tonelada de alumínio do seu minério? (ENEM) Leia o texto a seguir e responda as questões 18 e 19. recipiente com amostra recipiente com amostra A B O ferro pode ser obtido a partir da hematita, minério rico em óxido de ferro, pela reação com carvão e oxigênio. A tabela a seguir apresenta dados da análise de minério de ferro (hematita) obtido de várias regiões da Serra de Carajás. Minério Teor de Teor de Teor de da enxofre (S) ferro (Fe) sílica (SiO2) região /% em massa /% em massa /% em massa 1 2 3 0,019 0,020 0,003 63,5 68,1 67,6 0,97 0,47 0,61 Foi ateado fogo à amostra contida no recipiente B. Após cessada a queima, o arranjo tomou a seguinte disposição: Fonte: ABREU, S. F. Recursos minerais do Brasil, vol. 2 São Paulo, Edusp. A B Considerando o resultado do experimento, decida se o sólido colocado em A e B era palha de ferro ou carvão. Justifique. 16. O gás oxigênio (O2), quando submetido a faíscas elétricas, é transformado em gás ozone (O3), de acordo com a equação: 3 O2(g) 2 O3(g) Se submetermos 60 L de O2 a esse processo, iremos obter qual volume de O3, nas CNTP? a) 60 L. c) 30 L. e) 10 L. b) 40 L. d) 20 L. 18. No processo de produção do ferro, dependendo do minério utilizado, forma-se mais ou menos SO2, um gás que contribui para o aumento da acidez da chuva. Considerando esse impacto ambiental e a quantidade de ferro produzida, pode-se afirmar que seria mais conveniente o processamento do minério da(s) região(ões): a) 1, apenas. d) 1 e 3, apenas. b) 2, apenas. e) 2 e 3, apenas. c) 3, apenas. 19. No processo de produção do ferro, a sílica é removida do minério por reação com calcário (CaCO3). Sabe-se, teoricamente (cálculo estequiométrico), que são necessários 100 g de calcário para reagir com 60 g de sílica. Dessa forma, pode-se prever que, para a remoção de toda a sílica presente em 200 toneladas do minério na região 1, a massa de calcário necessária é, aproximadamente, em toneladas, igual a: a) 1,9. b) 3,2. c) 5,1. d) 6,4. e) 8,0. • Relacionando quantidades 17. O gráfico a seguir representa a energia consumida na extração dos metais de seus respectivos minérios. 256 20. A região Sudeste do nosso País praticamente esgotou as suas possibilidades de geração de energia por meio dos recursos hídricos. Uma alternativa é obter energia elétrica a partir da energia térmica liberada pela queima de combustíveis. A tabela a seguir mostra, aproximadamente, a quantidade de energia liberada na queima (reação com oxigênio – O2) de 1 grama de combustível. Combustível madeira carvão mineral puro gasolina gás natural (metano) hidrogênio Energia/g 15 kJ 30 kJ 50 kJ 60 kJ 140 kJ PARTE 1 — QUÍMICA GERAL • Coeficientes e quantidade de substância (mol) 22. (Fuvest-SP) O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage com os eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação não-balanceada que representa o processo global é: Al2O3 + C CO2 + Al Para dois mol de Al2O3, quantos mol de CO2 e Al, respectivamente, são produzidos nesse processo? a) 3 e 2. c) 2 e 3. e) 3 e 4. b) 1 e 4. d) 2 e 1. 23. (UFSM-RS) O mármore (CaCO3) reage com o ácido sulfúrico formando o gesso (CaSO4), de acordo com a equação balanceada H2SO4(aq) + CaCO3(s) CaSO4(s) + H2O(l) + CO2(g) A massa de gesso formada pela reação de 25 g de mármore com H2SO4 em quantidade suficiente será: (Dados: CaCO3 = 100 g/mol; CaSO4 = 136 g/mol) a) 5 g. b) 17 g. c) 34 g. d) 68 g. e) 100 g. Fonte: SCHAD, Jerri. Physical Science. Nos Estados Unidos, por exemplo, a taxa de energia consumida “per capita” está por volta de 10 kW/s, isto é, 10 kJ por segundo. Supondo que uma pessoa viva em média 70 anos: a) Qual quantidade de energia, em kJ, essa pessoa consumirá em sua vida? b) Qual massa, em gramas, de carvão deverá ser queimada para produzir a mesma quantidade de energia? 21. Atualmente, sistemas de purificação de emissões poluidoras estão sendo exigidos por lei em um número cada vez maior de países. O controle das emissões de dióxido de enxofre gasoso, provenientes da queima de carvão que contém enxofre, pode ser feito pela reação desse gás com uma suspensão de hidróxido de cálcio em água, sendo formado um produto não poluidor do ar. A queima do enxofre e a reação do dióxido de enxofre com o hidróxido de cálcio, bem como as massas de algumas das substâncias envolvidas nessas reações, podem ser assim representadas: enxofre (32 g) + oxigênio (32 g) dióxido de enxofre (64 g) dióxido de enxofre (64 g) + + hidróxido de cálcio (74 g) produto não poluidor Dessa forma, para absorver todo o dióxido de enxofre produzido pela queima de uma tonelada de carvão (contendo 1% de enxofre), é suficiente a utilização de uma massa de hidróxido de cálcio de, aproximadamente: a) 23 kg. b) 43 kg. c) 64 kg. d) 74 kg. e) 138 kg. 24. (PUC-MG) O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita (Al2O3). Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage com os eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação que representa o processo global é: 3 CO2 + 4 Al 2 Al2O3 + 3 C A massa de Al2O3 consumida na obtenção de 54 g de alumínio será, em g, aproximadamente, igual a: (Dados: massas atômicas C = 12, O = 16 e Al = 27) a) 25,5. b) 51,0. c) 76,5. d) 102,0. e) 204,0. 25. (ITA-SP) Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela “chuva ácida”, seja liberado para a atmosfera é tratálo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado a seguir: MgO(s) + SO2(g) + 1/2 O2(g) MgSO4(s) Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tratamento de 9,6 · 103 toneladas de SO2? (Dados: massas molares — em g/mol: MgO = 40 e SO2 = 64) a) 1,5 · 102. b) 3,0 · 102. c) 1,0 · 103. d) 6,0 · 103. e) 2,5 · 104. Unidade 9 — Estequiometria 257 30. (Unesp-SP) As máscaras de oxigênio utilizadas em aviões contêm superóxido de potássio (KO2) sólido. Quando a máscara é usada, o superóxido reage com o CO2 exalado pela pessoa e libera O2, necessário à respiração, segundo a equação química balanceada: 4 KO2(s) + 2 CO2(g) 2 K2CO3(s) + 3 O2(g) Calcule: a) a massa de KO2, expressa em gramas, necessária para reagir com 0,10 mol de CO2. b) o volume de O2 liberado nas CNTP, para a reação de 0,4 mol de KO2. (massas molares — em g/mol: C = 12, O = 16; K = 39; volume molar dos gases (CNTP) = 22,4 L) 31. (UFRJ) A cebola, ao ser cortada, desprende SO2 que, em contato com o ar, transformase em SO3. Este gás, em contato com a água dos olhos, transforma-se em ácido sulfúrico, causando grande ardor e, conseqüentemente, as lágrimas. Estas reações estão representadas a seguir: SO2 + 1/2 O2 SO3 + H2O SO3 H2SO4 26. (Unicamp-SP) Na metalurgia do zinco, uma das etapas é a reação do óxido de zinco com o monóxido de carbono, produzindo zinco elementar e dióxido de carbono. a) Escreva a equação química correspondente. b) Para cada 1 000 g de óxido de zinco que reage, qual a massa de metal obtida? (Zn = 65; O = 16) 27. (Fuvest-SP) Uma instalação petrolífera produz 12,8 kg de SO2 por hora. A liberação desse gás poluente pode ser evitada usando-se calcário, o qual por decomposição fornece cal, que reage com o SO2 formando CaSO3, de acordo com as equações: CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s) Qual a massa mínima de calcário (em kg), por dia, necessária para eliminar todo o SO2 formado? Suponha 100% de rendimento para as reações. (Dados: massas molares — em g/mol: CaCO3 = 100; SO2 = 64) a) 128. b) 240. c) 480. d) 720. e) 1 200. 28. (Fuvest-SP) Hidreto de lítio (LiH) era usado com a finalidade de, em contato com a água, gerar gás para inflar botes salva-vidas. Calcule a massa de hidreto de lítio necessária para inflar um bote salva-vidas com 244 L de gás, a 25 ºC e 1 atm de pressão. (Dados: VM (25 ºC, 1 atm) = 24,4 L; mol de LiH = 7,9 g) LiH + H2O LiOH + H2 Supondo que a cebola possua 0,1 mol de SO2 e o sistema esteja nas CNTP, determine o volume de ácido sulfúrico produzido: a) 2,24 L b) 5 L c) 44,8 L d) 4,48 L e) 22,4 L 29. (UFCE) Quando a nitroglicerina (C3H5N3O9) explode, todos os produtos são gases. Utilizando a equação da reação dada a seguir e os dados apresentados, calcule o volume total de gases, em litros, produzido nas condições normais de temperatura e pressão, quando 454 g de nitroglicerina explodem. 4 C3H5N3O9(l) 12 CO2(g) + 6 N2(g) + 10 H2O(g) + O2(g) Indique a opção que apresenta o cálculo correto do volume solicitado. (Dados: massa molar C3H5N3O9 = 227 g; volume molar nas CNTP = 22,4 L) a) 22,4 L. b) 44,8 L. c) 156,8 L. d) 324,8 L. e) 649,6 L. 32. (PUC-MG) Em julho de 1997, uma explosão danificou um avião da TAM em pleno vôo, fazendo uma vítima fatal. Algum tempo depois, a perícia constatou que a explosão se deveu a uma bomba que tinha, como um dos componentes, o nitrato de amônio. A decomposição térmica do nitrato de amônio produz grande volume de gases e considerável quantidade de calor, de acordo com a reação: NH4NO3(s) ∆ N2(g) + 1/2 O2(g) + 2 H2O(g) Supondo que o fabricante dessa bomba tivesse utilizado 160 g de nitrato de amônio, o volume total de gás liberado, nas CNTP, em litros, seria igual a: (massas molares: NH4NO3 = 80 g/mol, N2 = = 28 g/mol, O2 = 32 g/mol e H2O = 18 g/mol) a) 33,6. b) 44,8. c) 67,2. d) 156,8. e) 313,6. 258 33. (UFPI) Indique o volume do produto gasoso formado, de acordo com a reação a seguir, quando 80 mL de amônia é passado sobre óxido de cobre aquecido, considerando que os volumes são medidos à temperatura e pressão ambiente. 2 NH3(g) + 3 CuO(s) N2(g) + 3 H2O(l) + 3 Cu(s) a) 20 mL. b) 40 mL. c) 80 mL. d) 120 mL. e) 160 mL. PARTE 1 — QUÍMICA GERAL 34. Qual o volume de O2 nas CNTP, em m3, necessário à combustão total de 46 litros de etanol (C2H6O)? (Dados: densidade do C2H6O = 0,8 kg/L; massa molar do C2H6O = 46 g/mol) C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O Sabendo que o volume molar de um gás ideal nas CNTP é 22,71 L/mol e que M(C) = 12 g/mol, M(O) = 16 g/mol e M(H) = 1 g/mol, julgue os itens que se seguem. a) De acordo com a lei das proporções definidas, dobrando-se as massas dos gases butano e oxigênio as massas de gás carbônico e de água diminuirão na mesma proporção. b) São necessários 13 mol de gás oxigênio para reagir com 2 mol de gás butano. c) A queima de 58 g de gás butano produzirá 90 g de água. d) Nas CNTP, para produzir 45,42 L de gás carbônico são necessários 116 g de gás butano. 37. (UFRJ) O cálcio é um elemento que está presente em organismos vivos sob a forma de diversos compostos. Os ossos e os dentes, por exemplo, contêm sais de cálcio, tais como fosfato de cálcio e a hidroxiapatita; as conchas de animais marinhos contêm carbonato de cálcio. a) O carbonato de cálcio pode ser obtido por meio de uma reação de neutralização, como a esquematizada a seguir: ácido + base CaCO3 + 2 H2O Calcule a massa de carbonato de cálcio formada quando 12,4 g do ácido são consumidos. b) A hidroxiapatita (hidroxifosfato de cálcio) tem a seguinte fórmula química: Cax(PO4)3OH Determine x. (Dados: massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 16; Ca = 40) 35. (Fuvest-SP) Polietileno pode ser obtido do etanol pela seqüência de reações equacionadas a seguir: C2H5OH nC2H4 C2H4 + H2O (C2H4)n Quantos milhares de litros de etanol são necessários para a produção de 5,6 t de polietileno? (Dados: densidade do etanol = 0,8 kg/L; massa molar do C2H5OH = 46 g/mol; massa molar do C2H4 = 28 g/mol) 36. (UnB-DF) A reação de combustão de um dos componentes do gás de cozinha, o gás butano, pode ser representada pela seguinte equação química não-balanceada: C4H10(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) REAÇÕES NO LABORATÓRIO E NA INDÚSTRIA Os cálculos estequiométricos vistos até agora referem-se a condições teóricas. Na prática, em certas situações, os reagentes são misturados em quantidades não estequiométricas, ou então apresentam impurezas. Nem sempre, também, as reações ocorrem com aproveitamento total. A seguir estudaremos algumas dessas situações práticas. REAGENTE EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE Quando misturamos dois reagentes que não estão em proporção estequiométrica, um deles será consumido totalmente, sendo denominado reagente limitante. O outro reagente, do qual restará certa quantidade sem reagir, será denominado reagente em excesso. Unidade 9 — Estequiometria 259 Reagente limitante e reagente em excesso Imagine que tenhamos de montar o maior número possível de conjuntos formados por um parafuso e duas porcas, e para isso disponhamos de cinco parafusos e doze porcas. Observe a figura ao lado. Perceba que, nesse caso, os parafusos são o reagente limitante e as porcas são o reagente em excesso. Para resolver questões que envolvem reagentes limitantes e em excesso, podemos seguir as etapas abaixo: a) considere um dos reagentes como limitante e determine quanto de produto seria formado; b) repita o procedimento para o outro reagente; c) a menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante e indica a quantidade de produto formada. Veja um exemplo: Foram misturados 40 g de hidrogênio (H2) com 40 g de oxigênio (O2), com a finalidade de produzir água, segundo a equação: 2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(v) Determine: a) o reagente limitante; b) a massa do produto formado; c) a massa do reagente em excesso. (Dados: massas molares: H2 = 2 g mol–1, O2 = 32 g mol–1, H2O = 18 g mol–1) Solução Inicialmente vamos considerar que o H2(g) seja o reagente limitante: 2 H2(g) + 1 O2(g) 2 mol 1 mol 2 (2 g) 40 g x= 40 g · 2 · 18 g 2·2g 2 H2O(v) 2 mol 2 (18 g) x = 360 g de H2O(v) interpretação: adequação: então: 260 2 H2(g) + 1 O2(g) 2 mol 1 mol 32 g 40 g x= 2 H2O(v) 2 mol 2 (18 g) x PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Em seguida, vamos considerar que o O2(g) seja o reagente limitante: interpretação: adequação: então: 40 g · 2 · 18 g = 45 g de H2O(v) 32 g Observe que a menor quantidade de água produzida será de 45 g, correspondente ao consumo total de O2(g), que é, então, o reagente limitante. Agora vamos calcular a massa de H2(g) que será consumida e o que restou em excesso: 2 H2O(v) 2 H2(g) + 1 O2(g) interpretação: 2 mol 1 mol 2 mol adequação: então: 2 (2 g) x 32 g 40 g 2 (18 g) 45 g A massa de H2 que irá reagir é igual a: 40 g · 2 · 2 g = 5 g de H2(g) 32 g Como a massa total de H2(g) era de 40 g e só 5 g de H2(g) reagiram, teremos um excesso de 35 g de H2(g) . Assim, temos: a) reagente limitante: O2(g); b) massa de água formada: 45 g; c) massa de H2(g) em excesso: 35 g. x= Exercícios de classe 1. (Fuvest-SP) Nas indústrias petroquímicas, enxofre pode ser obtido pela reação: 2 H2S + SO2 3 S + 2 H2O 3. Qual a quantidade máxima de NH3, em gramas, que pode ser obtida a partir de uma mistura de 140 g de N2 com 18 g de H2? (massas atômicas: H = 1, N = 14) N2 + 3 H2 2 NH3 Qual é a quantidade máxima de enxofre, em gramas, que pode ser obtida partindo-se de 5,0 mol de H2S e 2,0 mol de SO2? Indique os cálculos. (S = 32) 2. 400 g de NaOH são adicionados a 504 g de HNO3. Calcule: a) a massa de NaNO3 obtida; b) a massa do reagente em excesso, se houver. (massas molares: HNO3 = 63 g/mol; NaOH = = 40 g/mol; NaNO3 = 85 g/mol) NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O 4. (UFV-MG) O carbonato de sódio, empregado na fabricação de vidro, é preparado a partir de carbonato de cálcio e cloreto de sódio: CaCO3 + 2 NaCl Na2CO3 + CaCl2 Colocando-se para reagir 1 000 g de CaCO3 e 585 g de NaCl, a massa obtida de carbonato de sódio, em gramas, admitindo-se rendimento de 100% no processo, é: Unidade 9 — Estequiometria 261 –1 (Dados: MM: CaCO3 = 100 g mol ; NaCl = 58,5 g mol–1; massa molar do Na2CO3 = 106 g/mol) a) 106. b) 212. c) 1 060. d) 53. e) 530. a) a massa do reagente em excesso; b) a massa de CCl4 formada. (massas atômicas: C = 12, S = 32, Cl = 35,5) 6. Para a obtenção da amônia (NH3) foram usados 100 mL de gás nitrogênio (N2) e 240 mL de gás hidrogênio (H2), nas mesmas condições de pressão e temperatura. Determine: a) o reagente limitante; b) o volume final do reagente em excesso; c) o volume de amônia produzido. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 5. (EEM-SP) Foram misturados 1,00 kg de CS2 e 2,13 kg de Cl2 num reator em que se processa a transformação dada pela equação: CS2 + 3 Cl2 CCl4 + S2Cl2 Quando a reação se completa pede-se: REAÇÕES QUÍMICAS COM SUBSTÂNCIAS IMPURAS Até aqui, trabalhamos com as substâncias admitindo que fossem puras (100% de pureza). Na prática, isso ocorre apenas na produção de medicamentos ou em análises químicas muito especiais. Normalmente, trabalhamos com substâncias que apresentam certa porcentagem de impurezas. A pirita (FeS2), por exemplo, minério que permite a obtenção do ferro, é encontrada na natureza agregada a pequenas quantidades de níquel, cobalto, ouro e cobre. O minério de pirita, usado com objetivo industrial, apresenta 92% de pureza, o que significa que em 100 partes, em massa, desse minério encontramos 92 partes em massa de FeS2 e 8 partes em massa de outras espécies Cristais de pirita. químicas (impurezas). Nos cálculos envolvendo essa situação, temos duas possibilidades: 1. Quando for preciso calcular a massa de produto obtido a partir de uma amostra impura, devemos inicialmente calcular a parte pura dessa amostra e efetuar os cálculos com o valor obtido. Exemplo Uma amostra de 120 g de magnésio com 80% de pureza reage com oxigênio, produzindo óxido de magnésio. Determine a massa de óxido de magnésio produzida. (massas molares: Mg = 24 g mol–1; MgO = 40 g mol–1) 2 Mg(s) + O2(g) Solução amostra impura 80% pureza Thales Trigo 2 MgO(s) 120 g (100%) 96 g de Mg(s) 262 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Determinada a massa de magnésio (96 g) existente na massa da amostra, podemos calcular a massa do produto formado: 2 MgO(s) 2 Mg(s) + 1 O2(g) interpretação: 2 mol 1 mol 2 mol adequação: então: 2 (24 g) 96 g x = 160 g de MgO(s) 2 (40 g) x 2. Quando conhecemos a massa de um produto obtido a partir de uma amostra impura, devemos inicialmente determinar a massa do reagente puro necessária para formar a massa do produto. A seguir, relacionamos a massa do reagente puro com a massa total da amostra. Exemplo Determine a massa de uma amostra de carbonato de cálcio, com 80% de pureza, que na decomposição térmica produziu 84 g de óxido de cálcio, segundo a equação: 1 CaCO3(s) ∆ 1 CaO(s) + CO2(g) –1 (massas molares: CaCO3 = 100 g mol–1; CaO = 56 g mol ) Solução CaCO3(s) interpretação: ∆ CaO(s) 1 mol 56 g 84 g + CO2(g) 1 mol 1 mol 100 g x adequação: então: 123 x = 150 g de CaCO3(s) Assim: 150 g de CaCO3(s) 80% da amostra x = massa da amostra 100% da amostra x = 187,5 g Exercícios de classe 1. Qual a porcentagem de impureza que existe em uma amostra impura de 150 g de hidróxido de sódio (NaOH) que contém 120 g de NaOH puro? 2. Para obtermos 17,6 g de gás carbônico (CO2) pela queima total de um carvão com 60% de pureza, necessitaremos de uma amostra de carvão com massa igual a: (massas atômicas: C = 12, O = 16) a) 2,4 g. b) 4,8 g. c) 8,0 g. d) 16,0 g. e) 17,6 g. 3. Em siderurgia, uma das reações é dada pela equação química: CO(g) + FeO(s) Fe(l) + CO2(g) Admita que a amostra de FeO tenha 60% em massa de pureza. Nestas condições, para cada mol de ferro produzido, a massa de FeO impuro necessária será: (massas atômicas: Fe = 56, O = 16) a) 120 g. b) 72 g. c) 60 g. d) 43 g. e) 56 g. Unidade 9 — Estequiometria 263 Considerando que 40% da massa do cigarro seja do elemento carbono, a massa de gás carbônico que os fumantes lançaram na atmosfera foi aproximadamente igual a: (massas atômicas relativas: C = 12, O = 16; 1 tonelada = 106 gramas) a) 204 000 toneladas. b) 20 000 toneladas. c) 10 000 toneladas. d) 5 000 toneladas. e) 2 040 toneladas. 4. Quando submetido a aquecimento, o clorato de potássio (KClO3) se decompõe, formando cloreto de potássio (KCl) e gás oxigênio (O2). Qual a massa de O2 obtida, usando-se uma amostra de 1 kg de clorato de potássio com 85,75% de pureza? (massas atômicas: K = 39, Cl = 35,5, O = 16) 5. (Fuvest-SP) Em 1990 foram consumidos em nosso País cerca de 164 bilhões (164 · 109) de cigarros. A massa de um cigarro que é queimada corresponde a aproximadamente 0,85 gramas. RENDIMENTO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA Na prática, quando realizamos uma reação química, mesmo utilizando quantidades estequiométricas dos reagentes, nem sempre conseguimos obter a quantidade máxima possível dos produtos. Isso acontece por vários fatores. Assim, é comum que a reação ocorra com um rendimento real menor que o rendimento teórico (100%). A porcentagem real de rendimento pode ser determinada desta maneira: rendimento teórico rendimento real 100% x 123 x= rendimento real · 100% rendimento teórico Para determinar a porcentagem de rendimento real, devemos determinar antes o rendimento teórico, a partir das quantidades estequiométricas. Exemplo Sabendo que a formação da água ocorre segundo a equação: 2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(v) determine o rendimento real de um experimento no qual 2 g de hidrogênio reagiram com 16 g de oxigênio, produzindo 14,4 g de água. (massas molares: H2 = 2 g mol–1; O2 = 32 g mol–1; H2O = 18 g mol–1) Solução interpretação: 2 H2(g) 2 mol 2 (2 g) 2g + 1 O2(g) 1 mol 32 g 16 g 2 H2O(v) 2 mol 2 (18 g) xg adequação: então: Assim, rendimento teórico é: x = 18 g Como as massas dos reagentes (H2(g) e O2(g)) estão em proporção estequiométrica, não existe reagente em excesso. Teoricamente, deveriam ser produzidos 18 g de H2O, mas a massa produzida de água foi de 14,4 g. Assim, temos: x= 14,4 g · 100% = 80% 18 g rendimento real = 80% 264 PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Exercícios de classe 1. (FMU-FIAM-SP) O número de toneladas de H2SO4 que poderia ser produzido por dia, através de um processo que usa 3,2 toneladas por dia de SO2, com uma eficiência de conversão de 70%, é aproximadamente: (massas molares: SO2 = 64 g mol–1; H2SO4 = = 98 g mol–1) SO2 + 1/2 O2 + H2O a) 4,9 t/dia. b) 49 t/dia. c) 3,4 t/dia. d) 34 t/dia. e) 9,8 t/dia. 2. (UC-PE) Qual a massa de gás carbônico obtida na decomposição térmica do CaCO3, sabendo-se que 90,9 g desse composto sofreram reação com um rendimento de 80%? (massas molares: CaCO3 = 100 g/mol, CO2 = = 44 g/mol) CaCO3 CaO + CO2 H2SO4 2 Fe2O3(s) minério de ferro + 6 C(s) carvão + 3 O2(g) gás oxigênio 4 Fe(s) ferro + 6 CO2(g) gás carbônico Calcule o rendimento do processo de obtenção de ferro, quando se carrega um alto-forno com 80 toneladas de minério de ferro e são obtidas 50,4 toneladas de ferro. (massas molares: Fe2O3 = 160 g/mol, Fe = 56 g/mol) 4. (Cesgranrio-RJ) O álcool etílico (C2H5OH), usado como combustível, pode ser obtido industrialmente pela fermentação da sacarose, representada simplificadamente pelas equações: C12H22O11 + H2O 2 C6H12O6 2 C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 3. (UEPA) O processamento do minério de ferro, no alto-forno, pode ser representado pela equação global: Partindo-se de uma quantidade de caldo-decana, que contenha 500 kg de sacarose, e admitindo-se um rendimento de 68,4%, a massa de álcool obtida em kg será: (Dados: C = 12, H = 1, O = 16) a) 44. b) 46. c) 92. d) 107. e) 342. Exercícios propostos • Reagente em excesso (reagente limitante) 1. (Fuvest-SP) Qual a quantidade máxima, em gramas, de carbonato de cálcio que pode ser preparada misturando-se 2 mol de carbonato de sódio com 3 mol de cloreto de cálcio, segundo a equação: Na2CO3(aq) + CaCl2(aq) CaCO3(aq) + NaCl(aq) (massas atômicas: Na = 23, C = 12, O = 16, Ca = 40, Cl = 35,5) 2. (ITA-SP) Calcule o máximo de massa de água que se pode obter partindo de 8,0 gramas de hidrogênio e 32,0 gramas de oxigênio. Indique qual o reagente em excesso e quanto sobra do mesmo. 3. (Vunesp-SP) 24 g de ferro (Fe = 56) reagem com 8 g de enxofre (S = 32) para formar FeS. A reação ocorre por aquecimento até o consumo total de um dos reagentes. Qual o reagente em excesso e qual a massa que restou desse reagente? 4. Efetuando-se a reação entre 18 g de alumínio e 462 g de gás cloro, segundo a equação: Al(s) + Cl2(g) AlCl3(s) obtém-se uma quantidade máxima de cloreto de alumínio igual a: (massas atômicas: Al = 27, Cl = 35,5) a) 36 g. b) 44,5 g. c) 89,0 g. d) 462 g. e) 240 g. Unidade 9 — Estequiometria 265 AgI + KNO3 Qual o volume de gás acetileno obtido a 25 ºC e 1 atm a partir de 1,0 kg de CaC2 com 30% de impureza? (Dados: massa molar: CaC2 = = 64 g mol–1; volume molar a 25 ºC e 1 atm = = 24 L/mol–1) 13. (PUC-MG) O medicamento “Leite de Magnésia” é uma suspensão de hidróxido de magnésio. Esse medicamento é utilizado para combater a acidez estomacal provocada pelo ácido clorídrico, encontrado no estômago. Sabe-se que, quando utilizamos 12,2 g desse medicamento, neutraliza-se certa quantidade do ácido clorídrico, produzindo 16,0 gramas de cloreto de magnésio. O grau de pureza desse medicamento, em termos do hidróxido de magnésio, é igual a: (massas molares: Mg(OH)2 = 58 g/mol, HCl = = 36,5 g/mol e MgCl2 = 95 g/mol) a) 90%. b) 80%. c) 60%. d) 40%. e) 30%. 5. (UFJF-MG) Considerando-se a reação AgNO3 + KI e fornecendo-se as massas molares AgNO3 = = 170 g/mol, KI = 166 g/mol, AgI = 235 g/mol, KNO3 = 101 g/mol, se reagirmos 17 g de AgNO3 e 17 g de KI haverá: a) b) c) d) e) consumo total dos dois reagentes. excesso de 0,4 g de AgNO3. excesso de 0,4 g de KI. excesso de 4,0 g de AgNO3. excesso de 4,0 g de KI. (FEEQ-CE) As questões de 6 a 9 referem-se ao esquema a seguir, que indica recipientes de igual volume, contendo gases à mesma temperatura: H2 1 mol O2 1 mol 6. Estabeleça uma relação entre as pressões dos gases contidos nos dois frascos. 7. As duas amostras reagem, quando misturadas num outro frasco de igual volume, produzindo água no estado de vapor. Equacione a reação. 8. Determine o número de mol do reagente em excesso. 9. Determine o número de moléculas de água formada. • Reações com substâncias impuras 10. (MACK-SP) Uma amostra de 10 g de calcário contém 8 g de carbonato de cálcio. A porcentagem de pureza do carbonato de cálcio é: a) 0,8%. b) 10,0%. c) 8,0%. d) 80%. e) 20,0%. 11. (Fuvest-SP) Um lote de sal grosso, com especificação de conter no mínimo 90% de sal, é suspeito de estar adulterado com areia. A uma amostra de 250 g do produto seco foi adicionada quantidade suficiente de água e, após filtração, o resíduo, separado e seco, pesou 50 g. Justifique a conclusão possível. 12. O acetileno, gás utilizado em maçaricos, pode ser obtido a partir do carbeto de cálcio (carbureto) de acordo com a equação: CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 acetileno Com base nas informações divulgadas no texto a seguir, responda às questões 14 a 17. Ácido na pista fecha imigrantes até a madrugada Depois de ter ficado oito horas interditada, a pista sentido capital-litoral da rodovia dos Imigrantes foi liberada ao tráfego às 4 h 15 de ontem. A interdição foi provocada pelo vazamento de 2 mil dos 21 mil litros de ácido clorídrico transportados por um caminhão-tanque da empresa Garamaggio Transportes e Comércio, no km 44 daquela rodovia. De acordo com técnicos da Companhia de Tecnologia de Saneamento Ambiental (Cetesb), o ácido foi neutralizado com aplicação de cal virgem. “Não houve comprometimento ambiental”, informaram os técnicos. O Estado de S. Paulo, 12/07/01. 14. Qual a fórmula molecular do ácido mencionado e da substância utilizada na sua neutralização? 15. Equacione a reação entre o ácido e a cal virgem. 16. Determine a massa de ácido clorídrico que vazou sabendo-se que a densidade do ácido é igual a 1 200 g/L. 17. Considere que a cal utilizada na neutralização apresente 80% de pureza. Determine a massa total de cal utilizada. (Dados: massas molares: CaO = 56 g mol–1; HCl = 36,5 g mol–1) 266 18. (UFU-MG) O ferro é um dos metais mais importantes para a nossa civilização, possuindo inúmeras utilizações na fabricação de ferramentas, utensílios, chapas, indústria automobilística, construção civil etc. O ferro pode ser obtido nos altos-fornos siderúrgicos, a partir do minério hematita e CO (obtido do coque), de acordo com as equações das reações não-balanceadas: C(s) + O2(g) Fe2O3(s) + CO(g) CO(g) Fe(s) + CO2(g) PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Considerando uma massa de 120 toneladas de Al2O3, determine a massa de Al produzida, sabendo que a eficiência do processo é de 85%. (massas molares: Al = 27 g mol–1, Al2O3 = 102 g mol–1) 22. (PUC-MG) Em um tubo, 16,8 g de bicarbonato de sódio são decompostos, pela ação do calor, em carbonato de sódio sólido, gás carbônico e água vapor. O volume de gás carbônico, em litros, obtido nas CNTP, supondo o rendimento da reação igual a 90%, é igual a: (massa molar do NaHCO3 = 84 g/mol) a) 2,02. b) 2,48. c) 4,48. d) 4,03. e) 8,96. 23. (Cesgranrio-RJ) O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório a partir da reação de alumínio com ácido sulfúrico, cuja equação química não ajustada é dada a seguir: Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2 Um analista utilizou uma quantidade suficiente de H2SO4 para reagir com 5,4 g do metal e obteve 5,71 litros do gás nas CNTP. Nesse processo, o analista obteve um rendimento aproximado de: (Dado: Al = 27) a) 75%. b) 80%. c) 85%. d) 90%. e) 95%. 24. (UNI-RIO) A seqüência de reações a seguir mostra a formação do cloreto de polivinila (PVC): I — CaO + 3 C II — X + 2 H2O III — C2H2 + HCl IV — n Y 2 500 ºC (Dados: Fe2O3 = 160 g/mol, CO = 28 g/mol e Fe = 56 g/mol) Pede-se: a) Os tipos de reações envolvidas e as respectivas equações das reações balanceadas. b) Se forem empregados 2 toneladas de hematita (90% pureza) e coque em quantidade suficiente para formar 1 tonelada de CO, qual deve ser a quantidade de Fe produzida? Justifique. 19. No processo S + O2 SO2 + 1/2 O2 SO3 + H2O SO2 SO3 H2SO4 obtiveram-se 392 toneladas de H2SO4. Sabendo-se que o enxofre empregado apresentava 80% de pureza, determine a massa do enxofre impuro utilizada na obtenção citada. (Dados: massas atômicas: S = 32, O = 16, H = 1,0; 1 tonelada = 106 gramas) • Rendimento 20. (UFMG) 65 kg de zinco em pó foram atacados por ácido clorídrico, produzindo um sal e liberando gás hidrogênio. Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) Determine o rendimento desta reação, sabendo que a massa de hidrogênio obtida foi de 1,5 kg. (massas atômicas: Zn = 65, H = 1) 21. (UFV-MG) O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita. Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio que reage com um dos eletrodos de carbono utilizados no processo. A equação não-balanceada que representa o processo global é: Al2O3 + C CO2 + Al Cl Supondo que a etapa de polimerização ocorra com rendimento de 100% e as demais, com rendimento de 50%, a massa em gramas de PVC que se forma a partir de 11,20 g de CaO é de aproximadamente: (Dados: MA: Ca = 40; O = 16; C = 12; Cl = = 35,5; H = 1) a) 0,390 g. b) 0,781 g. c) 1,562 g. d) 3,125 g. e) 6,250 g. — X + CO Ca(OH)2 + C2H2 Y (…CH2 — CH…)n Unidade 9 — Estequiometria 267 EXERCÍCIOS GLOBALIZANTES Leia o texto a seguir e, depois, resolva as questões. Carbonato de sódio (Na2CO3) A potassa cáustica (KOH — hidróxido de potássio) tornou-se, no início do século XVIII, uma substância fundamental não só para a indústria têxtil como para a indústria de vidros e de sabão. A Inglaterra, que fornecia KOH para a França, cancelou a venda desse produto devido ao apoio francês ao processo de independência dos Estados Unidos, então colônia inglesa. Com a carência do produto, o governo francês, na tentativa de substituir a potassa pela soda cáustica (NaOH), estabeleceu, em 1781, um prêmio para quem criasse o processo mais simples de transformação de sal comum (NaCl) em carbonato de sódio (barrilha ou soda), produto por meio do qual era possível obter o NaOH, conforme equação a seguir: A Ca(OH)2(s) + Na2CO3(aq) CaCO3(s) + 2 NaOH(aq) Em 1789, Nicolas Leblanc (1742-1806) conseguiu desenvolver um processo — na época considerado muito bom — para produzir carbonato de sódio a partir do NaCl: I — 2 NaCl(s) + H2SO4(aq) Na2SO4(s) + 2 HCl(g) II — Na2SO4(s) + 4 C(s) Na2S(s) + 4 CO(g) ∆ III — Na2S(s) + CaCO3(s) Na2CO3(s) + CaS(s) Como o Na2CO3 é bem mais solúvel que o CaS, ele é extraído por meio da dissolução em água da mistura final. No fim do século XIX, o químico belga Ernest Solvay (1838-1922) propôs um processo mais rápido, eficiente e barato de produção de Na2CO3: B NH3(g) + CO2(g) + H2O + NaCl(aq) NaHCO3(s) + NH4Cl(aq) Nesta reação, o NaHCO3 precipita-se, podendo ser retirado por filtração. Em seguida, esta substância é submetida a uma decomposição mediante aquecimento: C 2 NaHCO3(s) ∆ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) Este processo, além de utilizar substâncias baratas, permite o reaproveitamento de seus produtos. Observe: matérias-primas utilizadas • CaCO3: calcário, mármore etc. • NaCl: sal comum • NH3: amônia • H2O: água etapas do processo ∆ 1 CaCO3 CaO + CO2 2 CaO + H2O Ca(OH)2 268 3 Ca(OH)2 + 2 NH4Cl CaCl2 + 2 H2O + 2 NH3 4 CO2 + H2O + NH3 + NaCl NaHCO3 + NH4Cl* 5 2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O** + CO2** PARTE 1 — QUÍMICA GERAL Observe que o único subproduto descartável no processo é o CaCl2, que geralmente era lançado em rios e lagos, causando danos ao meio ambiente. Hoje, a legislação ambiental proíbe que o CaCl2 seja descartado dessa maneira. Este texto nos oferece um bom exemplo de como o aspecto econômico influencia o desenvolvimento da indústria química, constantemente desafiada a buscar novos processos químicos. Além do aspecto econômico, o texto revela a preocupação com a defesa do meio ambiente. * O NH4Cl será reutilizado na etapa 3. ** O CO2 e o H2O serão reutilizados na etapa 4. 1. Observe as reações I, II e III e indique o número de substâncias simples e compostas presentes em cada uma delas. 2. Qual das substâncias presentes na equação II apresenta o seguinte diagrama de mudança de estado? temperatura (ºC) –190 13. Como você classificaria as reações 1, 2 e 3? 14. A reação C pode ser denominada: a) fotólise. c) pirólise. b) eletrólise. d) hidrólise. 15. Identifique, na reação 1, a substância também encontrada nas bebidas gaseificadas. Equacione a reação dessa substância com a água. 16. Qual substância mencionada no texto é conhecida como barrilha ou, simplesmente, soda? 17. Dê o nome dos sais presentes nas reações apresentadas no texto. 18. Indique a fórmula de um óxido ácido e de um óxido básico presente nas reações. 19. Determine o número de mol existente em 1,42 g do produto não-volátil encontrado na reação I. 20. Determine o número de moléculas e o número de átomos existentes em 56 g da única substância volátil da reação II. 21. Dos gases presentes na equação B, indique o mais denso e o menos denso que o ar. 22. Com base na reação A, a reação de 7,4 g de Ca(OH)2 com excesso de Na2CO3 produzirá quantos gramas de NaOH? 23. Determine o volume de CO obtido na reação II, nas condições ambientes, quando os 24 g de C reagirem completamente. (volume molar nas condições ambientes: 25 L mol–1) 24. Se, na reação III, misturarmos 200 g de Na2S com 200 g de CaCO3, qual será a massa de CaS produzida? 25. Uma amostra de 500 g de NaHCO3, com pureza de 84%, produzirá que massa de CO2? Faça seus cálculos considerando a reação 5. 26. Se, na reação 4, forem utilizados 340 g de NH3 com excesso dos demais reagentes, qual será a massa de NaHCO3 produzida se o rendimento da reação for de 90%? –207 3. Considere um sistema contendo todos os componentes da reação III. Qual o número de fases presentes nesse sistema? 4. Na reação I, identifique os compostos iônicos e os moleculares. 5. Na reação II, em quais substâncias observase a ligação covalente dativa? (Dados: números atômicos: Na = 11; S = 16; O = 8; C = 6) 6. Qual o nome das substâncias presentes nas equações I, II e III que são consideradas ácidos, segundo o conceito de Arrhenius? 7. Equacione uma reação envolvendo um ácido e uma base que permita obter o sal resultante da reação III. 8. Dê o nome oficial e usual da base mais forte presente na reação A. 9. Quais substâncias presentes na reação A são componentes da casca do ovo? 10. Quantas substâncias moleculares aparecem na reação B? Indique a geometria molecular e a polaridade delas. 11. Existem duas substâncias moleculares presentes na equação B que, ao serem adicionadas à água, originam soluções ácidas e básicas. Identifique essas substâncias. 12. Dê três aplicações para o reagente da reação C. Stock Photos INTRODUÇÃO Na natureza, raramente encontramos substâncias puras. O mundo que nos rodeia é constituído por sistemas formados por mais de uma substância: as misturas. As misturas homogêneas são denominadas soluções. Soluções são misturas de duas ou mais substâncias que apresentam aspecto uniforme. Vejamos algumas soluções presentes em nosso dia-a-dia: Ricardo Azoury/Pulsar European Space Agency/SPL O ar que envolve a Terra é uma solução gasosa formada, principalmente, pelos gases N2 e O2. Matthew Oldfield,Scubazoo/SPL As ligas metálicas são soluções sólidas. O latão (Cu+ + Zn), por exemplo, é utilizado na fabricação de instrumentos musicais. Pelos exemplos, podemos perceber que as soluções são sistemas homogêneos formados por uma ou mais substâncias dissolvidas (solutos) em outra substância presente em maior proporção na mistura (solvente). A água dos oceanos é uma solução líquida na qual encontramos vários sais dissolvidos, como o NaCl, MgCl2 e MgSO4, além de vários gases, como, por exemplo, o oxigênio (O2). Unidade 10 — Soluções 271 Nos laboratórios, nas indústrias e no nosso dia-a-dia, as soluções de sólidos em líquidos são as mais comuns. Um exemplo muito conhecido é o soro fisiológico (água + NaCl). Nesses tipos de soluções, a água é o solvente mais utilizado, sendo conhecida por solvente universal. Essas soluções são denominadas soluções aquosas. SOLUBILIDADE E CURVAS DE SOLUBILIDADE Ao preparar uma solução, isto é, ao dissolver um soluto em um dado solvente, as moléculas ou os íons do soluto separam-se, permanecendo dispersos no solvente. Podemos estabelecer uma relação entre diferentes solutos e as características de suas soluções aquosas por meio de experimentos bem simples, feitos à mesma temperatura. Observe as situações a seguir. A B + 50 g de açúcar (C12H22O11) = 50 g de sal (NaCl) + = 100 mL H2O (20 ºC) 100 g H2O 100 mL H2O (20 ºC) 14 g de corpo de chão 100 g H2O (NaCl(s)) Lavagem a seco, mas nem tanto… A diferença entre lavagem convencional e a seco é que, em vez de água, será usado um solvente apolar para remover a mancha de óleo ou gordura. Portanto, lavar a seco não significa lavagem sem utilização de substâncias líquidas, como o nome sugere. Ao compararmos as soluções A e B, notamos que o sal é menos solúvel que o açúcar e, a partir desse fato, podemos generalizar: Substâncias diferentes se dissolvem em quantidades diferentes, numa mesma quantidade de solvente, na mesma temperatura. A quantidade máxima de sal (NaCl) que se dissolve em 100 g de H2O a 20 ºC é 36 g. Essa solução é denominada solução saturada. Solução saturada é a que contém a máxima quantidade de soluto numa dada quantidade de solvente, a uma determinada temperatura; essa quantidade máxima é denominada coeficiente de solubilidade. CEDOC 272 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Logo, o coeficiente de solubilidade do NaCl obtido na situação B é: 36 g de NaCl/100 g de água a 20 ºC Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade é denominada solução não-saturada ou insaturada. Se submetermos a aquecimento, sob agitação, o sistema formado por 100 mL de água a que se adicionam 50 g de sal, conseguiremos dissolver o sal totalmente. Deixando o novo sistema esfriar, em repouso absoluto, até a temperatura inicial (20 ºC), teremos uma solução que contém maior quantidade de soluto (50 g) do que a respectiva solução saturada (36 g). Essa solução é denominada supersaturada e é muito instável. Agitandoa ou adicionando a ela um pequeno cristal de soluto, ocorrerá a precipitação de 14 g do sal, que é exatamente a quantidade dissolvida acima da possível para saturação (36 g). Conhecendo o coeficiente de solubilidade de uma substância, a diferentes temperaturas, poderemos construir um gráfico relacionando a solubilidade e a temperatura. Veja o exemplo do cloreto de amônio (NH4Cl): t (ºC) 20 40 60 80 Coeficiente de solubilidade em 100 g de H2O 37,2 45,8 55,2 65,6 65,6 55,2 45,8 37,2 70 60 50 40 30 20 g de NH4Cl/100 g de água 10 Note que a solubilidade do NH4Cl aumenta com a elevação da temperatura 0 20 40 60 80 (curva ascendente), que é o que se verifica temperatura (ºC) com a maioria das substâncias não-voláteis. Porém, existem substâncias sólidas que, ao serem dissolvidas em água, têm a sua solubilidade diminuída com a elevação da temperatura. Nesses casos, a curva de solubilidade será descendente. Gases dissolvidos em líquidos No nosso cotidiano, encontramos outras soluções contendo gases dissolvidos em líquidos, como, por exemplo, água mineral com gás, refrigerantes, cervejas etc. Na produção dessas soluções, o gás carbônico (CO2) é introduzido na mistura líquida a uma pressão maior que a atmosférica e numa temperatura normalmente menor que a ambiente. Ao abrirmos a garrafa ocorre, momentaneamente, uma diminuição de pressão, o que acarreta a liberação do CO2 dissolvido no líquido. CEDOC No lago do Ibirapuera (SP), a agitação da água possibilita maior aeração. ➤ Unidade 10 — Soluções 273 ➤ Isso é fácil de perceber devido à formação de bolhas, o que ocorrerá de maneira mais intensa se o refrigerante ou a água com gás não estiver gelado ou for aquecido. A elevação da temperatura favorece a liberação do gás. Os peixes conseguem absorver o gás oxigênio (O2) dissolvido na água. Na natureza, a quantidade adequada de O2 é providenciada pelo próprio ambiente. No entanto, o descaso e o não-tratamento das águas utilizadas, tanto nas indústrias como nas nossas casas, é responsável pela introdução de grandes quantidades de resíduos em rios e lagos. Esses resíduos podem reagir com o gás oxigênio ou favorecer o desenvolvimento de bactérias aeróbias que provocam a diminuição da quantidade de oxigênio na água, o que acaba causando uma grande mortandade de peixes. Uma das maneiras de abrandar a ação desses poluentes consiste em manter a água desses rios em constante agitação. Tal procedimento propicia maior aeração dessa água, o que favorece a respiração de peixes e outros seres vivos. Esse método de aeração da água também pode ser utilizado para amenizar os estragos causados pelo despejo de líquidos aquecidos em rios e lagos, pois o aumento de temperatura da água também provoca a diminuição do oxigênio nela dissolvido. O gráfico representa as curvas de solubilidade das substâncias A, B e C: Com base no diagrama, responda: a) Qual das substâncias tem sua solubilidade diminuída com a elevação da temperatura? b) Qual a máxima quantidade de A que conseguimos dissolubilidade (g de soluto/100 g de água) solver em 100 g de H2O a 20 ºC? c) Considerando apenas as substâncias B e C, qual delas 120 C B é a mais solúvel em água? 100 d) Considerando apenas as substâncias A e B, qual delas 80 A é a mais solúvel em água? 60 e) Qual é a massa de C que satura 500 g de água a 100 ºC? Indique a massa da solução obtida (massa 40 do soluto + massa do solvente). 20 f) Uma solução saturada de B com 100 g de água, preparada a 60 ºC, é resfriada até 20 ºC. Determine a massa 20 40 60 80 100 120 0 de B que irá precipitar, formando o corpo de fundo a temperatura (ºC) 20 ºC. ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO SOLUÇÃO a) A única curva descendente é a da substância A, o que indica que sua solubilidade diminui com a elevação da temperatura. b) Observando o gráfico, percebemos que a 20 ºC conseguimos dissolver 60 g de A em 100 g de água, sendo esse seu coeficiente de solubilidade. c) Em qualquer temperatura, a substância B é a mais solúvel (a curva de B está sempre acima da curva de C). d) As curvas de A e B se cruzam aproximadamente a 40 ºC, indicando que, a essa temperatura, essas substâncias apresentam a mesma solubilidade. Para temperaturas inferiores a 40 ºC, a solubilidade de A é maior que a de B; enquanto a temperaturas superiores a 40 ºC, a solubilidade de B é maior que a de A. 274 e) A 100 ºC temos: 80 g de C saturam PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA 100 g de H2O x 500 g de H2O x = 400 g de C Essa solução contém 500 g de H2O e 400 g de C; portanto, sua massa é 900 g. f) A 60 ºC conseguimos dissolver 80 g de B em 100 g de H2O, enquanto a 20 ºC a quantidade máxima de B dissolvida em 100 g de H2O é 20 g. Portanto, se resfriarmos uma solução saturada de B a 60 ºC até 20 ºC em 100 g de água, ocorrerá uma precipitação de 60 g de B. Exercícios de classe O brometo de potássio apresenta a seguinte tabela de solubilidade: Temperatura (ºC) g de brometo de potássio/100 g de água 30 70 50 80 70 90 6. O coeficiente de solubilidade de um sal é de 60 g por 100 g de água a 80 ºC. Determine a massa em gramas desse sal, nessa temperatura, necessária para saturar 80 g de H2O. 7. (UnB-DF) Examine a tabela abaixo, em que constam dados sobre a solubilidade da sacarose (C12H22O11), do sulfato de sódio (Na2SO4) e do clorato de potássio (KClO3) em água, a duas temperaturas diferentes e julgue os itens seguintes: Substância C12H22O11 Na2SO4 KClO3 Solubilidade em água (g/L) 40 ºC 60 ºC 2 381 2 873 488 453 12 22 Considere essas informações e responda às questões 1 e 2. 1. Qual a massa de brometo de potássio necessária para saturar: a) 100 g de água a 50 ºC; b) 200 g de água a 70 ºC. 2. Uma solução foi preparada, a 30 ºC, dissolvendo-se 40 g de brometo de potássio em 100 g de água. Essa solução é saturada? Analise o preparo de três soluções de brometo de potássio, a 50 ºC: A 40 g B 80 g C 100 g 100 g de água 100 g de água 100 g de água (0) A solubilidade de uma substância em determinado solvente independe da temperatura. (1) Uma solução aquosa de sulfato de sódio, de concentração 488 g/L, deixa de ser saturada, quando aquecida a 60 ºC. (2) A uma dada temperatura, a quantidade limite de um soluto que se dissolve em determinado volume de solvente é conhecida por solubilidade. (3) Nem todas as substâncias são mais solúveis a quente. Quais desses itens são corretos? 8. A partir dos valores (aproximados) da tabela a seguir, esboce um diagrama que represente a curva de solubilidade do KNO3. Temperatura (ºC) (abscissa) 0 30 50 60 g/100 g de H2O (ordenada) 13 45 85 110 Agora, responda às questões 3 a 5. 3. Classifique em saturada ou não-saturada cada solução analisada (A, B e C). 4. Apenas uma das soluções está saturada e apresenta corpo de fundo. Identifique-a e calcule a massa desse corpo de fundo. 5. Qual das três soluções encontra-se mais diluída (menos concentrada)? Unidade 10 — Soluções 275 de oxigênio aumenta.” Ao ouvir esta informação de um técnico do meio ambiente, um estudante que passava pela margem do rio ficou confuso e fez a seguinte reflexão: “Estou vendo a água no rio e sei que a água contém, em suas moléculas, oxigênio; então como pode ter acabado o oxigênio do rio?”. a) Escreva a fórmula das substâncias mencionadas pelo técnico. b) Qual a confusão cometida pelo estudante em sua reflexão? 15. O processo de dissolução do oxigênio do ar na água é fundamental para a existência de seres vivos que habitam os oceanos, os rios e as lagoas. Este processo pode ser representado pela equação: O2 + aq O2(aq) O gráfico a seguir representa as curvas de solubilidade de várias substâncias: solubilidade (g/100 g de H2O) 180 160 140 120 100 88 80 60 40 20 0 20 40 KCl MgCl2 NaCl 60 68 80 100 temperatura (oC) Pb(NO3)2 AgNO3 KNO3 NaNO3 Com base nesse gráfico, responda às questões 9 a 13. 9. Considerando apenas as substâncias NaNO3 e Pb(NO3)2, qual delas é a mais solúvel em água, a qualquer temperatura? 10. Aproximadamente a qual temperatura a solubilidade do KCl e do NaCl são iguais? 11. Qual das substâncias apresenta maior aumento de solubilidade com o aumento da temperatura? 12. Compare as solubilidades das substâncias KNO3 e NaNO3 a 68 ºC, abaixo e acima dessa temperatura. 13. Qual a massa de uma solução saturada de NaNO3 a 20 ºC obtida a partir de 500 g de H2O? 14. (Unicamp-SP) “Os peixes estão morrendo porque a água do rio está sem oxigênio, mas nos trechos de maior corredeira a quantidade (aq) = quantidade muito grande de água Algumas espécies de peixes necessitam, para a sua sobrevivência, de taxas relativamente altas de oxigênio dissolvido. Peixes com essas exigências teriam maiores chances de sobrevivência: I — num lago de águas a 10 ºC do que num lago a 25 ºC, ambos à mesma altitude. II — num lago no alto da cordilheia dos Andes do que num lago na base da cordilheira, desde que a temperatura da água fosse a mesma. III — em lagos cujas águas tivessem qualquer temperatura, desde que a altitude fosse elevada. Qual(ais) afirmação(ões) é (são) correta(s)? Exercícios propostos Considere duas soluções aquosas de NaNO3 a 20 ºC, cada qual contendo 100 g de H2O, cujo coeficiente de solubilidade seja 88 g de NaNO3/100 g de H2O. 2. Para que a solução I seja considerada saturada a 20 ºC, a quantidade de NaNO3 dissolvida deve ser igual a 88 g ou maior ou menor que 88 g? 3. Para que a solução I seja considerada supersaturada a 20 ºC, a quantidade de NaNO3 dissolvida deve ser igual a 88 g ou maior ou menor que 88 g? 4. A solução II, a 20 ºC, encontra-se não-saturada, saturada ou supersaturada? 5. Se a massa do frasco for igual a 200 g e a massa do corpo de fundo for de 12 g, qual será a massa total do sistema a 20 ºC? solução I solução II NaNO3(s) 1. Para que a solução I seja considerada nãosaturada a 20 ºC, a quantidade de NaNO3 dissolvida deve ser igual a 88 g ou maior ou menor que 88 g? 276 6. (UFGO) O gráfico a seguir representa a solubilidade de vários sais em função da temperatura, expressa em gramas do soluto por 100 gramas de água. gramas de sal/100 g H2O 180 160 140 120 100 80 60 40 20 0 CsCl RbCl LiCl 20 KCl NaCl Li2SO4 20 40 60 80 100 temperatura (oC) PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA gramas de soluto/100 g H2O 50 40 30 20 10 A B C 30 40 50 ºC a) a característica desta solução, quanto à concentração, nos pontos A, B e C do gráfico; b) a quantidade de sal que será possível cristalizar, resfriando-se a solução até 30 ºC; c) a quantidade de sal que será cristalizada, quando se evapora 20 g de água a 40 ºC. 11. (Fuvest-SP) Descargas industriais de água pura aquecida podem provocar a morte de peixes em rios e lagos porque causam: a) o aumento do nitrogênio dissolvido. b) o aumento do gás carbônico dissolvido. c) a diminuição do hidrogênio dissolvido. d) a diminuição do oxigênio dissolvido. e) a alteração do pH do meio aquático. Obs.: o pH nos indica a acidez ou a basicidade de um meio aquoso. 12. (Fuvest-SP) Um rio nasce numa região não poluída, atravessa uma cidade com atividades industriais, das quais recebe esgoto e outros efluentes, e desemboca no mar após percorrer regiões não poluidoras. Qual dos gráficos a seguir mostra o que acontece com a concentração de oxigênio (O2) dissolvido na água, em função da distância percorrida desde a nascente? Considere que o teor de oxigênio no ar e a temperatura sejam praticamente constantes em todo o percurso. a) conc. O2 Indique os itens corretos: I — A solubilidade dos sais aumenta com a elevação da temperatura na ordem: NaCl, KCl, RbCl, CsCl. II — Com exceção do Li2SO4, a solubilidade de todos os sais aumenta com a elevação da temperatura. III — A solubilização do KCl aumenta com o aumento da temperatura. IV — A 0 ºC o NaCl é menos solúvel que o KCl. O brometo de potássio (KBr) apresenta a seguinte tabela de solubilidade: Temperatura (ºC) 30 50 70 g de KBr/100 g de água 70 80 90 Uma solução saturada desse sal foi preparada utilizando-se 200 g de H2O a 70 °C e a seguir foi resfriada a 30 ºC. Com base nessas informações, responda às questões 7 a 9. 7. Qual é a massa de KBr que se precipita? 8. Calcule a massa total da solução final. 9. Determine a menor massa de água necessária para dissolver 40 g de KBr a 50 ºC. d) conc. O2 mar nascente cidade nascente cidade mar distância conc. O2 conc. O2 distância b) e) nascente cidade mar nascente cidade mar distância conc. O2 distância c) 10. (UFCE) O gráfico mostra a curva de solubilidade de um sal em água. Considerando que em uma determinada temperatura 40 g deste sal foram dissolvidos em 100 g de água, indique: nascente cidade mar distância Unidade 10 — Soluções 277 ASPECTOS QUANTITATIVOS DAS SOLUÇÕES Em laboratório, as soluções normalmente são preparadas dissolvendo-se uma massa determinada de soluto em uma certa quantidade de solvente. Observações: 1. Quando se prepara uma solução utilizando uma pequena quantidade de soluto sólido, verificase que o volume da solução é praticamente igual ao volume de água adicionado. 2. Para facilitar nosso trabalho, adotaremos o índice 1 para indicarmos o soluto, o índice 2 para indicarmos o solvente, e os dados relacionados à solução não conterão índices. Assim: Massa Representação soluto m1 solvente m2 solução m O conhecimento das quantidades de soluto, solvente e solução nos permite estabelecer algumas relações matemáticas, denominadas concentração das soluções. CONCENTRAÇÕES DAS SOLUÇÕES Concentração comum (C) É a relação entre a massa do soluto e o volume da solução: massa do soluto m C = 1 g/L; g/mL; … V volume da solução C= O rótulo do frasco ao lado nos indica que existem 50 g de NiSO4 em 1,0 L de solução: C= Assim, temos: 50 g de NiSO4 25 g de NiSO4 m1 50 g = = C = 50 g/L V 1,0 L 1,0 L de solução 0,50 L de solução Densidade da solução (d) É a relação entre a massa da solução e o seu volume: massa da solução volume da solução m g/L; g/mL; … V d= d= 278 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA O rótulo do frasco da página anterior nos indica que 1,05 g da solução apresentam um volume de 1,0 mL, ou seja: m 1,05 g d = ? m = 1,05 g d= = = 1,05 g/mL V 1,0 mL V = 1,0 mL Assim, temos: 1,05 g de solução 1,0 mL de solução 1 050 g de solução 1 000 mL de solução (1,0 L) d = 1,05 g/mL ou d = 1 050 g/L Título (T) (τ), porcentagem em massa e ppm Esse tipo de concentração, que relaciona as massas de soluto e solução, é um dos mais utilizados nas indústrias químicas e farmacêuticas: massa do soluto m1 m τ= = τ= 1 m1 + m2 m massa do soluto + massa do solvente Thales Trigo O rótulo do soro fisiológico nos indica que a porcentagem em massa é 0,9%, ou seja, que existem 0,9 g de soluto (NaCl) em cada 100 g de solução: m1 = 0,9 g 100 m = 100 g na solução τ = 0,9 = 0,009 = 0,9% em massa de NaCl Atualmente, para indicar concentrações extremamente pequenas, principalmente de poluentes do ar, da terra e da água, usamos a unidade partes por milhão, representada por ppm. Esse termo é freqüentemente utilizado para soluções muito diluídas e indica quantas partes do soluto existem em um milhão de partes da solução. Detritos domésticos e industriais são lançados nas águas e, mesmo em pequenas quantidades (ppm), provocam poluição. Stock Photos O soro fisiológico pode ser usado no tratamento da desidratação. Assim, uma solução 20 ppm contém 20 gramas do soluto em 1 milhão de gramas da solução. Como a solução é muito diluída, a massa de solvente é praticamente igual à massa da solução. Então, quando trabalhamos com ppm, consideramos que a massa do solvente corresponde à massa da solução. A relação matemática para a determinação do ppm pode ser dada por: x g soluto x ppm = 106 g solvente (solução) ou: x ppm = x mg soluto kg solvente (solução) x g soluto . –6 ou ainda: x ppm = x g solvente (solução) 10 Unidade 10 — Soluções 279 Vejamos um exemplo prático da utilização do ppm: De acordo com a padronização internacional, a água potável não pode conter mais do que 5,0 · 10–4 mg de mercúrio (Hg) por grama de água. Essa quantidade máxima permitida de Hg pode ser expressa em ppm da seguinte maneira: ppm = Então: ppm = 5,0 . 10–4 mg = 5,0 . 10–1 mg/kg = 5,0 . 10–1 ppm = 0,5 ppm 10–3 kg massa do soluto em mg massa do solvente em kg Título em volume e porcentagem em volume (τV) Como é fácil medir o volume dos líquidos, a concentração de suas soluções é freqüentemente expressa em porcentagem em volume. No álcool comum e nas bebidas alcoólicas, esta relação é indicada em ºGL (Gay-Lussac): τV = volume do soluto volume da solução O álcool comum apresenta uma porcentagem em volume de 96%, o que quer dizer que existem 96 mL de álcool (etanol) em 100 mL de solução: 96 mL de álcool (etanol) 100 mL de álcool comum 4 mL de água Thales Trigo τV = 96 = 0,96 = 96% 100 O álcool comum ou álcool etílico hidratado pode ser usado como combustível e desinfetante. Concentração em mol/L ou concentração molar ou molaridade (!) É a relação entre o número de mol do soluto e o volume da solução em litros: != n1 m1 nº de mol do soluto != ou != M1 V(L) volume da solução (L) V(L) Cl– H+ Cl– H+ H+ Cl– – Cl– H+ Cl– Cl + – H Cl H+ Cl– Em cada 100 mL (0,10 L) de suco gástrico produzido pelo estômago durante o processo de digestão, existem 0,0010 mol de ácido clorídrico (HCl). A molaridade dessa solução é dada por: != ou n1 = 0,0010 mol ! = 0,01 mol/L ou 0,01 M ou [HCl] = 0,01 mol/L V(L) 0,10 L 100 mL de solução 0,0010 mol HCl x 1 000 mL de solução (1,0 L) x = 0,01 mol de HCl ⇒ 0,01 mol de HCl em 1 L ⇒ 0,01 M 280 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Molaridade de íons Nas soluções iônicas é possível determinar a molaridade do soluto assim como a molaridade dos íons provenientes de sua dissociação ou ionização. A molaridade dos íons é proporcional aos seus coeficientes estequiométricos nas equações de ionização ou dissociação. Exemplo: Al2(SO4)3(aq) 2 Al 3+ + (aq) proporção 1 mol 2 mol solução 0,2 mol/L 0,4 mol/L [Al3+] = 0,4 mol/L 0,2 M: [Al2(SO4)3] = 0,2 mol/L 123 0,2 M 123 0,4 M 2– 3 SO4(aq) 3 mol 0,6 mol/L 2– [SO 4 ] = 0,6 mol/L 123 0,6 M = RELAÇÕES ENTRE C, τ, d, ! densidade da solução concentração em mol/L As várias maneiras, já vistas, de expressar as concentrações podem ser determinadas pelas seguintes fórmulas: m m m n1 C= 1 d= τ= 1 != V V m V concentração comum título as quais apresentam algumas grandezas em comum, o que permite relacioná-las entre si. C = d . τ = ! . M1 unidades: g/L = g/L = mol . g L mol Água oxigenada a 10 volumes Você já deve ter notado que a água oxigenada é vendida em frascos escuros ou em plásticos opacos. Isso se deve ao fato de a luz ser um dos fatores responsáveis pela sua decomposição (fotólise), na qual ocorre a liberação de gás oxigênio. Assim, as concentrações das soluções de água oxigenada são definidas em função do volume de O2(g) liberado (medido nas CNTP) por unidade de volume da solução. Dessa maneira, uma água oxigenada de concentração 10 volumes A enzima catalase, pre- libera 10 litros de O2(g) por litro de solução. Para obtermos 1 litro de sente no sangue, acele- uma solução de água oxigenada a 10 volumes, devemos dissolver ra a decomposição da uma massa (m1) de H2O2 em água, que irá liberar, na sua decomágua oxigenada. posição, 10 litros de O2, medidos nas CNTP. A determinação da massa (m1) é feita da seguinte maneira: (massa molar do H2O2 = 34 g mol–1) H2O + 1/2 O2 34 g 11,2 L (CNTP) H2O2 1 mol 0,5 mol m1 10 L 34 g · 10 L ⇒ m1 = 30,3 g de H2O2 m1 = 11,2 L Assim, a massa m1 = 30,3 g de H2O2 é a necessária para produzir 1,0 litro de solução de água oxigenada a 10 volumes. CEDOC Unidade 10 — Soluções 281 ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO (ENCE-UERJ-Cefet-UFRJ) Para a prevenção de cáries, em substituição à aplicação local de flúor nos dentes, recomenda-se o consumo de “água fluoretada”. Sabendo que a porcentagem, em massa, de fluoreto de sódio na água é de 2 · 10–4%, um indivíduo que bebe 1 litro dessa água, diariamente, terá ingerido uma massa desse sal igual a: (densidade da água fluoretada: 1,0 g/mL) a) 2 · 10–3 g. b) 3 · 10–3 g. c) 4 · 10–3 g. d) 5 · 10–3 g. e) 6 · 10–3 g. SOLUÇÃO O valor da porcentagem em massa indica que existem: 2 · 10–4 g de NaF 100 g de solução Como a densidade da solução é 1,0 g/mL, ou seja, 1 000 g/L, se um indivíduo ingerir 1 L dessa solução, ele estará ingerindo 1 000 gramas da solução. Então: 100 g de solução 1 000 g de solução 1 000 g de solução · 2 · 10–4 g de NaF x= 100 g de solução 2 · 10–4 g de NaF x ⇒ x = 2 · 10–3 g de NaF Outra maneira de resolvermos essa questão é pela aplicação da fórmula de título (τ): τ · 100% = % em massa m1 · 100% = % em massa m 123 em que: m1 = ? m = 1 000 g % em massa = 2 · 10–4 % m1 100% = 2 · 10–4% 1 000 g m1 = 2 · 10–4% · 1 000 g ⇒ m1 = 2 · 10–3 g de NaF 100% Exercícios de classe • Concentração comum 1. Uma solução foi preparada adicionando-se 40 g de NaOH em água suficiente para produzir 400 mL de solução. Calcule a concentração da solução em g/mL e g/L. 2. Considere o texto: “Uma solução que apresenta concentração 60 g/L apresenta …. gramas de soluto, por litro de solução. Portanto, em 10 litros dessa solução devem existir …. gramas de soluto.” Identifique as palavras que preenchem as lacunas corretamente. 3. Ao chorar convulsivamente, uma pessoa eliminou 5 mL de lágrima. Considerando que essa A B 0,5 L solução apresenta concentração de sais igual a 6 g/L, determine a massa de sais eliminados na crise de choro. 4. Considere o esquema a seguir, do qual foram retiradas três alíquotas A, B, C, a partir de uma mesma solução aquosa. 5L C = 10 g/L 2L C 1L 282 Responda às seguintes questões: a) Qual a massa de soluto existente no recipiente A? b) Calcule a concentração em g/mL da solução contida no recipiente B. c) Forneça a concentração em mg/cm3 da solução contida no recipiente C. d) Se toda a água presente na solução original, após a retirada das três amostras, fosse evaporada, qual seria a massa de soluto obtida? PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA 10. Calcule a massa, em gramas, do solvente contido em uma bisnaga de xilocaína a 2% e massa total 250 g. 11. (Puccamp-SP) Tem-se um frasco de soro glicosado a 5% (solução aquosa de 5% em massa de glicose). Para preparar 1 kg desse soro, quantos gramas de glicose devem ser dissolvidos em água? d) 50 a) 5,0 · 10–2 b) 0,50 e) 5,0 · 102 c) 5,0 12. (Puccamp-SP) No rótulo de uma garrafa de “água mineral” lê-se, entre outras coisas: Conteúdo: 1,5 L Bicarbonato de cálcio: 20 ppm A massa do bicarbonato de cálcio, no conteúdo da garrafa, é: mg de soluto ) (Dados: ppm = litro de solução aquosa a) 0,03 g. c) 0,01 g. e) 150 mg. b) 0,02 g. d) 0,06 g. 13. Segundo o US Public Helth Service (Serviço de Saúde Pública dos Estados Unidos), a água potável deve ter, no máximo, 0,05% de sais dissolvidos. Transforme essa porcentagem em massa em ppm. 14. (UECE) A fluoretação das águas de abastecimento público é a medida mais abrangente, segura, econômica e democrática de se diminuir a incidência de cáries dentárias. Sabendo-se que a dose de flúor que ocasiona prejuízos à saúde é de 5 mg por kg de “peso corporal”, então o número de litros de água fluoretado com 0,7 ppm em flúor, que pode ocasionar problemas ao organismo de um indivíduo com 70 kg é: a) 250. c) 350. b) 500. d) 245. • Densidade da solução 5. Considere o texto: “Uma solução aquosa apresenta densidade igual a 1,2 g/mL. Logo, a massa de cada mililitro dessa solução é igual a …. . Assim, um litro dessa solução apresenta uma massa de …. .” Identifique as palavras que preenchem corretamente as lacunas. 6. Uma solução foi preparada misturando-se 20 g de um sal em 200 g de água. Considerandose que o volume da solução é igual a 200 mL, determine sua densidade em g/mL e g/L. 7. Uma solução cuja densidade é 1 150 g/L foi preparada dissolvendo-se 160 g de NaOH em 760 cm3 de água. Determine a massa da solução obtida e seu volume. (Dado: densidade da água = 1,0 g/cm3) • Título, porcentagem em massa e ppm 8. Uma solução foi preparada pela dissolução de 40 gramas de açúcar em 960 gramas de água. Determine seu título e sua porcentagem em massa. 9. Um frasco, existente no laboratório, apresenta o seguinte rótulo: 63% em massa de ácido nítrico (HNO3) 63% em massa de ácido nítrico (HNO3) • Concentração em mol/L 15. Considere o texto: “Uma solução 2,0 mol/L, ou 2,0 M, de NaOH apresenta …. mol de soluto para cada litro de solução. Assim, em 10 L dessa solução encontramos …. mol de soluto.” Identifique as quantidades que preenchem corretamente as lacunas. 16. Calcule a concentração em mol/L ou molaridade de uma solução que foi preparada dissolvendo-se 18 gramas de glicose em água suficiente para produzir 1 litro da solução. (Dado: massa molar da glicose = 180 g mol–1) Com base nesse rótulo, resolva: a) Qual a massa de ácido nítrico (HNO3) existente em 100 gramas da solução? b) Calcule a massa de água existente em 100 gramas da solução. c) Determine as massas de água e ácido nítrico presentes em 500 gramas dessa solução. d) Qual é o título dessa solução? Unidade 10 — Soluções 283 Dentre esses íons, os que estão em menor e maior concentração molar são respectivamente: Íon Mg2+ 2– SO 4 Na+ 17. Observe o frasco abaixo que contém uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4), utilizada em laboratório, e responda às questões a seguir, sabendo que o volume da solução contida no frasco é 2,0 L. I — Qual o número de mol do soluto presente nessa solução? 0,1 M II — Determine a massa H2SO4 de soluto presente nessa solução. III — Qual é o volume dessa solução que contém 0,01 mol de H2SO4? IV — Calcule a massa de soluto presente em 500 mL dessa solução. (Dado: massa molar do H2SO4 = 98 g mol–1) 18. (Cesgranrio-RJ) O metal mercúrio (Hg) é tóxico, pode ser absorvido, via gastrintestinal, pelos animais e sua excreção é lenta. A análise da água de um rio contaminado revelou uma concentração molar igual a 5,0 · 10–5 M de mercúrio. Qual é a massa aproximada, em mg, de mercúrio ingerida por um garimpeiro, ao beber um copo contendo 250 mL dessa água? (Dado: massa molar do Hg = 200 g mol–1) 19. (UFV-MG) Em 100 mL de um soro sanguíneo humano, há 0,585 g de cloreto de sódio (NaCl). A concentração em quantidade de matéria deste sal no sangue é, em mol/L: (Dado: NaCl = 58,5 g/mol) a) 0,5. c) 0,3. e) 0,1. b) 0,4. d) 0,2. 20. (Fuvest-SP) A seguir, é apresentada a concentração, em mg/kg, de alguns íons na água do mar. Concentração 1 350 2 700 10 500 19 000 Cl– a) Cl– e Mg2+. 2– b) SO 4 e Na+. c) Mg2+ e Na+. d) Mg2+ e Cl–. 2– e) SO 4 e Cl–. (Massas atômicas: O = 16; Na = 23; Mg = 24; S = 32; Cl = 35,5) 21. Calcule as concentrações molares dos íons presentes nas soluções 0,002 mol/L das seguintes substâncias: HClO4, Ba(OH)2, Al(NO3)3. • Relações entre C, d, τ e ! 22. (UFCE) Qual é a molaridade de uma solução aquosa de etanol (C2H6O) de concentração igual a 4,6 g/L? (massa molar do etanol = 46 g mol–1) a) 4,6. d) 0,20. b) 1,0. e) 0,10. c) 0,50. 23. (UFRS) O formol é uma solução aquosa de metanal (HCHO) a 40%, em massa, e possui densidade de 0,92 g/mL. Essa solução apresenta: a) 920 g de metanal em 1 L de água. b) 40 g de metanal em 100 mL de água. c) 4 g de metanal em 920 g de solução. d) 4 g de metanal em 10 g de solução. e) 9,2 g de metanal em 100 mL de água. Exercícios propostos • Concentração comum 1. (Puccamp-SP) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2 de concentração 8,0 g/L. Quantos gramas de soluto são obtidos? a) 8,0. b) 6,0. c) 4,0. d) 2,0. e) 1,0. 220 µg de SO2. A concentração de SO2, expressa em µg/m3, é: a) 0,0111. b) 0,88. c) 55. d) 88. e) 550. 2. (Fuvest-SP) Foi determinada a quantidade de dióxido de enxofre em certo local de São Paulo. Em 2,5 m3 de ar foram encontrados 3. (UMC-SP) O vinagre contém em média 60 g/L de um ácido. a) Qual é o ácido? b) Usando uma colher com vinagre (0,015 L) como tempero, quantos gramas do referido ácido estão contidos nesse volume? 284 4. (UFPI) Um analgésico em gotas deve ser ministrado em quantidades de 3 mg por quilograma de massa corporal, não podendo, entretanto, exceder 200 mg por dose. Sabendo que cada gota contém 5 mg de analgésico, quantas gotas deverão ser ministradas a um paciente de 70 kg? 5. (UnB-DF — mod.) Em um rótulo de leite em pó integral, lê-se: modo de preparar Coloque o leite integral instantâneo sobre água quente ou fria, previamente fervida. Mexa ligeiramente e complete com água até a medida desejada. Para 1 copo (200 mL) — 2 colheres de sopa bem cheias* (30 g). composição média do produto gordura 26% sais minerais proteínas 30% água lactose 35% lecitina em pó: 6% 3% 0,2% no pó PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA • Título, porcentagem em massa e ppm 9. A solução aquosa de cloreto de sódio, vendida no comércio e usada como colírio ou para limpeza de lentes de contato, apresenta título igual a 0,9%. Determine a massa de NaCl contida em 1 L da solução. 10. (FEI-SP) As massas, respectivamente, de H2C2O4 e H2O, que devem ser misturadas para preparar 1 000 g de solução a 5% de H2C2O4 são: a) 60 g e 940 g. b) 90 g e 910 g. c) 50 g e 950 g. d) 108 g e 892 g. e) 70 g e 930 g. * Considera-se que 1 colher de sopa bem cheia tenha massa igual a 15 g. A porcentagem em massa nos indica a quantidade em gramas de cada componente em 100 g de leite em pó. Calcule a concentração em massa (em g/L) de proteínas em um copo de 200 mL de leite preparado. 11. (Fuvest-SP) Um litro de “água de lavadeira” custa R$ 0,30. Sua densidade é 1,0 kg por litro e seu poder alvejante equivale a uma solução aquosa com cerca de 3% em massa de cloro (Cl2). Calcule quanto se deverá pagar para adquirir uma quantidade de tal produto que corresponderia a um mol de cloro. (Cl = 35,5) a) R$ 0,71. d) R$ 2,84. b) R$ 0,355. e) R$ 1,00. c) R$ 1,42. 12. (Fuvest-SP) Certo tipo de anemia pode ser diagnosticado pela determinação de hemoglobina no sangue. Atribui-se o índice de 100% à dosagem de 16 g de hemoglobina por 100 mL de sangue. Para mulheres sadias, são considerados normais índices acima de 70%. Supondo-se que o método utilizado apresente incertezas de ± 0,5 g de hemoglobina por 100 mL de sangue, designe as pacientes anêmicas dentre as examinadas, conforme os dados da tabela a seguir: Número da Dosagem de hemoglobina paciente (g/100 mL de sangue) 1 9,7 2 12,3 11,0 3 4 11,5 5 10,2 • Densidade da solução 6. 420 mL de uma solução aquosa foram preparados pela adição de uma certa massa de NaOH a 400 mL de água. Determine a massa de soluto presente nessa solução. (Dados: densidade da solução = 1,19 g/mL; densidade da água = 1,0 g/mL) 7. (UFRN) A massa, em g, de 100 mL de uma solução com densidade 1,19 g/mL é: a) 1,19. b) 11,9. c) 84. d) 100. e) 119. 8. (FESP) O volume de álcool etílico que devemos misturar com 80 cm3 de água destilada para obtermos uma solução alcoólica de densidade 0,93 g/cm3 é (despreze a contração de volume que acompanha a mistura de álcool com água): (Dados: dH2O = 1 g/cm3; dC2H5OH = = 0,79 g/cm3) a) 4 cm3. b) 40 cm3. c) 60 cm3. d) 70 cm3. e) 65 cm3. 13. Leia o texto. ”Quando a notação ppm torna-se inadequada para indicar quantidades muito reduzidas de soluto, os técnicos podem usar a notação ppb (partes por bilhão). Por exemplo, 1,0 ppb de cádmio nas águas de um rio significa 1,0 g de cádmio para um bilhão de gramas (109 g) de solução.” Com relação a esse texto, transforme 1,0 ppb de cádmio em: a) ppm; b) % em massa de soluto. Unidade 10 — Soluções 285 intensidade da cor 1,0 14. (Puccamp-SP) A dispersão dos gases SO2, NO2, O3, CO e outros poluentes do ar fica prejudicada quando ocorre a inversão térmica. Considere que numa dessas ocasiões a concentração do CO seja de 10 volumes em 1 · 106 volumes de ar (10 ppm = 10 partes por milhão). Quantos m3 de CO há em 1 · 103 m3 do ar? a) 100. b) 10,0. c) 1,00. d) 0,10 e) 0,010. 0,5 glicose (g/100 mL) 0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 • Concentração em mol/L 15. (Fuvest-SP) A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de 5,0 · · 10–5 mol/litro. Se uma pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um dia, a massa de fluoreto, em miligramas, que essa pessoa ingeriu é igual a: (massa molar do fluoreto: 19,0 g/mol) a) 0,9. c) 2,8. e) 15. b) 1,3. d) 5,7. 16. (Vunesp-SP) O limite máximo de concentração de íon Hg2+ admitido para seres humanos é de 6 miligramas por litro de sangue. O limite máximo, expresso em mol de Hg2+ por litro de sangue, é igual a: (massa molar de Hg = 200 g/mol) a) 3 · 10–5. b) 6 · 10–3. c) 3 · 10–2. d) 6. e) 200. a) Calcule a concentração, em gramas por litro, de uma solução de glicose que, após a reação, apresenta intensidade de cor igual a 0,8. b) Calcule o número de mol de glicose contido em 150 mL dessa solução. (massa molar da glicose = 180 g/mol) (UnB-DF) Leia o texto seguinte para responder às questões 20 e 21. O rótulo de uma garrafa de água mineral indica a seguinte composição química provável, em mg/L: bicarbonato de bário bicarbonato de estrôncio bicarbonato de cálcio bicarbonato de magnésio bicarbonato de potássio óxido de alumínio óxido de silício 0,04 0,01 4,04 2,16 13,88 0,13 30,00 17. (Fuvest-SP) Tem-se uma solução aquosa 1,0 · · 10–2 molar de uréia (composto não-dissociado). Calcule, para 2,0 · 102 mL de solução: (Dados: massa molar da uréia = 60 g/mol; número de Avogadro = 6,0 · 1023 mol–1) a) a massa de uréia dissolvida; b) o número de moléculas de uréia dissolvida. 18. (Vunesp-SP) No ar poluído de uma cidade detectou-se uma concentração de NO2 correspondente a 1,0 · 10–8 mol/L. Supondo que uma pessoa inale 3 litros de ar, o número de moléculas de NO2 inaladas por essa pessoa será igual a: a) 1,0 · 108 b) 6,0 · 1015 c) 1,8 · 1016 d) 2,7 · 1022 e) 6,0 · 1023 20. Com base no texto e considerando que, em uma análise laboratorial, foi encontrado um resíduo após a evaporação de uma amostra da água mineral, julgue os itens a seguir. a) A garrafa contém uma solução cujo solvente é o óxido de hidrogênio. b) O resíduo mencionado poderia ter sido obtido também pelo processo de decantação. c) Pela composição química fornecida, conclui-se que essa água mineral é formada por 7 elementos químicos. d) A massa provável de resíduo obtida na evaporação de 100 mL de água será de 5,026 mg. 21. Considerando a massa molar do óxido de silício igual a 60 g/mol, julgue os itens a seguir: a) A concentração do óxido de silício na água mineral é igual a 0,5 mol/L. b) Em cada litro da água mineral, existem 30 mg de silício. c) Cinco das substâncias indicadas no rótulo podem ser obtidas por neutralização parcial do ácido carbônico. 19. (Fuvest-SP) A concentração de glicose (C6H12O6) na urina é determinada pela medida da intensidade da cor resultante da reação deste açúcar com o ácido 3,5 dinitrosalicílico. O gráfico mostra a relação entre a concentração da glicose em solução e a intensidade da cor resultante. 286 22. (FMTM-MG) Os metais pesados apresentam o fenômeno de bioacumulação, isto é, suas concentrações aumentam, progressivamente, ao longo da cadeia alimentar. A agência ambiental americana EPA (Environmental Protection Agency), em 1993, publicou uma lista de reservatórios de água potável que excediam os níveis de 15 ppb (partes por bilhão) de chumbo. Centenas de cidades e vilarejos tinham níveis mais altos que 484 ppb. Baseados nestas descobertas, o EPA estimou níveis de chumbo no sangue superiores a 10 µg/dL, a cada 6 crianças americanas, com idade abaixo de 6 anos. (Dados: densidade da água = 1 g/mL; massa molar Pb = 207 g/mol) a) Se a concentração de chumbo em uma água potável é de 100 ppb, quantos gramas de chumbo se consomem ao beber 1 L dessa água? b) Qual a concentração de chumbo nessa água em mol/L? 23. (UFMS) O sulfato de amônio dissolve-se na água formando uma solução condutora de 2– corrente elétrica que contém íons NH+ e SO4. 4 Em face das informações anteriores, é correto afirmar: a) A fórmula do sulfato de amônio é (NH4)2SO4. b) A equação que representa a dissolução na 2– NH+ + SO4 . água é NH4SO4 4 + c) A molaridade do NH 4 na solução será igual 2– à molaridade do SO4 . d) A molaridade do NH+ na solução será a 4 2– metade da molaridade do SO4 . PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA e) Se for dissolvido 0,100 mol de sulfato de amônio em água para formar 500 mL de solução, as concentrações dos íons amônio e sulfato serão respectivamente 0,400 mol/L e 0,200 mol/L. f) O sulfato de amônio é um composto de natureza iônica, mas contém na sua estrutura ligações covalentes. • Relações entre C, d, τ e ! 24. (PUC-MG) Num refrigerante do tipo “cola”, a análise química determinou uma concentração de ácido fosfórico igual a 0,245 g/L. A concentração de ácido fosfórico em mol/L, nesse refrigerante, é igual a: a) 2,5 · 10–3. b) 5,0 · 10–3. c) 2,5 · 10–2. d) 5,0 · 10–2. e) 2,5 · 10–1. 25. (UFES) Temos as seguintes soluções concentradas: Solução Densidade (g/mL) Porcentagem em massa Massa molar (g/mol) hidróxido de sódio 1,43 40,0 40 ácido sulfúrico 1,70 78,0 98 As concentrações molares das soluções hidróxido de sódio e ácido sulfúrico são, respectivamente: a) 13,53 e 14,30. b) 14,30 e 27,06. c) 27,06 e 1,35. d) 14,30 e 13,53. e) 1,43 e 1,35. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES Uma solução pode ser preparada adicionando-se solvente a uma solução inicialmente mais concentrada. Este processo é denominado diluição. A adição de mais solvente provoca aumento no volume da solução; a quantidade de soluto, porém, permanece constante. aumento da massa da solução solvente soluto Como: quantidade inicial de soluto = quantidade final de soluto, Unidade 10 — Soluções 287 inicial final C’ = m1 V’ n1 V’ m1 m’ relação C V = C’ V’ podemos ter as seguintes relações entre a solução inicial e a final: Concentração comum Concentração em mol/L concentração molar (molaridade) Título C= m1 V n1 V m1 m != != ’ !V = ! V’ ’ τ= τ’ = τ m = τ’ m’ MISTURA DE SOLUÇÕES Uma solução também pode ser preparada a partir da mistura de outras soluções, procedimento muito comum em indústrias e laboratórios. Vamos agora estudar alguns casos de mistura de soluções. Mistura de soluções sem reação química Mesmos soluto e solvente Imaginemos a seguinte situação: Como podemos notar pelo exemplo, na solução final a quantidade de soluto, a massa da solução e o volume da solução correspondem às somas de seus valores nas soluções iniciais. Logo, para a solução final, temos: m1 = 70 g NaOH M1 = 40 g mol–1 V = 2,0 L 14243 C= 70 g = 35 g/L 2,0 L A partir desses fatos, vamos estabelecer algumas relações: solução solução + A B m1 V != n1 V n’ = ! V’ ’ 1 n1 = !”V” n1 + n1″ = !V ⇒ !V = !’V’ + !”V” ” ’ solução final 288 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Para exemplificar o uso dessas fórmulas, vamos determinar a concentração da solução final no exemplo dado: CV = C’V’ + C’’V’’ C · 2,0 L = 20 g/L · 1,0 L + 50 g/L · 1,0 L C = 35 g/L Mesmo solvente com solutos diferentes Nesse caso, o que ocorre é uma simples diluição dos dois solutos, pois suas quantidades permanecem constantes, porém dispersas num volume maior. As concentrações finais dos dois solutos serão menores que as iniciais. Vamos estudar a seguinte mistura: 0,1 mol de NaCl 0,1 mol de NaCl 1L + 0,2 mol de C12H22O11 1L 0,2 mol de C12H22O11 2L Na solução final: n1 0,1 mol = = 0,05 mol/L V 2L n 0,2 mol para o C12H22O11: ! = 1 = = 0,1 mol/L V 2L Da mesma forma como fizemos com a molaridade, podemos efetuar cálculos para as outras maneiras de expressar a concentração das soluções. para o NaCl: ! = Mistura de soluções com reação química Na mistura de soluções formadas por um mesmo solvente, porém com solutos diferentes, pode ocorrer uma reação química. Essa possível reação ocorre de acordo com uma proporção estequiométrica. Isso nos permite determinar a concentração desconhecida de uma solução por a b meio de uma técnica conhecida por titulação. Fotos: Thales Trigo Thales Trigo A titulação é muito usada no estudo das reações ácido-base, com a ajuda de indicadores. Solução aquosa de HCl de concentração desconhecida. Titulação da solução de concentração desconhecida. Para exemplificar, vejamos como se determina a concentração desconhecida de uma solução aquosa de HCl, com o auxílio de uma solução aquosa de NaOH de concentração conhecida e do indicador fenolftaleína. Unidade 10 — Soluções 289 a) A solução de NaOH, de concentração conhecida, contida na bureta, é adicionada a um volume conhecido de solução de ácido clorídrico, de concentração desconhecida, misturada previamente com a fenolftaleína contida no erlenmeyer. b) A formação de uma coloração rósea no erlenmeyer indica que todo o ácido foi consumido pela base adicionada. Nesse instante dizemos que foi atingido o ponto de equivalência: nº de mol de H+ = nº de mol de OH– e lemos na bureta o volume de NaOH gasto. Para entender quantitativamente esse procedimento, vamos estudar um exemplo: 50 mL NaOH 0,1 mol/L 40 mL HCl x mol/L + fenolftaleína 25 mL 123 para o NaOH Vgasto na titulação = 10 mL = 10–2 L ! = 0,1 mol/L nNaOH = ! · V = 0,1 · 10–2 = 10–3 mol de NaOH A reação que ocorre pode ser representada por: NaOH + HCl proporção: 1 mol 10–3 mol 1 mol 10–3 mol NaCl + H2O 1 mol 10–3 mol Para neutralizar 10–3 mol de NaOH, devemos ter 10–3 mol de HCl na solução de ácido. 123 para o HCl n = 10–3 mol V = 25 mL = 25 · 10–3 L !HCl = n1 10–3 mol = = 0,04 mol/L V(L) 25 · 10–3 L Assim, a concentração mol/L da solução de HCl é 0,04 M. Thales Trigo Pela titulação, foi possível determinar a concentração da solução. 290 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA ✔ EXERCÍCIOS RESOLVIDOS Aqueceu-se um frasco contendo uma solução aquosa de CuSO4 5 · 10–2 molar. O aquecimento foi interrompido quando restavam 100 mL de uma solução aquosa de CuSO4 1,2 M. Determine o volume da solução inicial e o volume da água perdida pelo aquecimento. 1. SOLUÇÃO O número de mol do soluto não irá variar. mi · Vi = mf · Vf 5 · 10–2 · Vi = 1,2 · 100 ⇒ Vi = 2 400 mL Assim, o volume de água perdida = Vf – Vi = 2 300 mL 2. Considere que as soluções a seguir foram misturadas. I — 1,0 L NaCl 1,0 M Determine a molaridade dos íons Na , Ca + 2+ – II — 4,0 L CaCl2 0,2 M e Cl na solução resultante. SOLUÇÃO A partir do conhecimento das molaridades das soluções I e II, determinaremos as molaridades dos íons na mistura: solução I: 1 NaCl proporção 1 mol na solução 1 mol solução II: 1 CaCl2 proporção 1 mol na solução 0,8 mol 1 Ca2+ + 2 Cl– 1 mol 2 mol 0,8 mol 1,6 mol 1 Na+ 1 mol 1 mol + 1 Cl– 1 mol 1 mol mistura: Na+: 1 mol em 5 L ⇒ !Na+ = 1 mol = 0,20 M 5L Cl–: 2,6 mol em 5 L ⇒ !Cl- = 2,6 mol = 0,52 M 5L Ca2+: 0,8 mol em 5 L ⇒ !Ca2+ = 0,8 mol = 0,16 M 5L Uma amostra impura de NaOH, de massa igual a 8,0 g, foi dissolvida até obter-se 200 mL de solução aquosa. Uma alíquota (amostra líquida) de 25 mL dessa solução foi neutralizada totalmente quando titulada com 40 mL de H2SO4 0,25 mol/L. Admitindo que as impurezas não reagem com o ácido, determine o teor de pureza do NaOH. (massa molar do NaOH = 40 g mol–1) 3. SOLUÇÃO Inicialmente, vamos determinar o número de mol de H2SO4 e o número de mol de H+ consumidos: !H2SO4 = n1 V(L) n1 = ! · V(L) n1 = 0,25 mol/L · 0,04 L n1 = 0,01 mol de H2SO4 H2SO4 1 mol 0,01 mol 2 H+ + SO2– 4 2 mol 0,02 mol Unidade 10 — Soluções 291 + – Assim, 0,02 mol de H neutraliza 0,02 mol de OH , pois: 1 H+ + 1 OH– H2O Na amostra de 25 mL da solução de NaOH deve existir, então, 0,02 mol de OH–: 25 mL 200 mL 0,02 mol de OH– x 123 x= 0,02 mol · 200 mL 25 mL x = 0,16 mol de OH– Como: NaOH 1 mol 40 g x x= Na+ + OH– 1 mol 1 mol 0,16 mol então: 0,16 mol · 40 g ⇒ x = 6,4 g de NaOH 1 mol Portanto, 6,4 g de NaOH é a parte pura da amostra de 8,0 g. Assim, temos: 8,0 g 6,4 g 100% x 123 x = 80% de pureza Exercícios de classe • Diluição de solução 1. (UFPI) A uma amostra de 100 mL de NaOH de concentração 20 g/L foi adicionada água suficiente para completar 500 mL. A concentração, em g/L, dessa nova solução é igual a: a) 2. b) 3. c) 4. d) 5. e) 8. distribuição eqüitativa do soro, quantos gramas de NaCl teriam sido ingeridos por cada pessoa? c) Uma maneira que os navegadores usavam para obter água potável adicional era recolher água de chuva. Considerando-se que a água da chuva é originária, em grande parte, da água do mar, como se explica que ela possa ser usada como água potável? 3. (Fuvest-SP) Se adicionarmos 80 mL de água a 20 mL de uma solução 0,1 molar de hidróxido de potássio, obteremos uma solução de concentração molar igual a: a) 0,010. c) 0,025. e) 0,050. b) 0,020. d) 0,040. 4. (UERJ) Diluição é uma operação muito empregada no nosso dia-a-dia, quando, por exemplo, preparamos um refresco a partir de um suco concentrado. Considere 100 mL de determinado suco em que a concentração do soluto seja de 0,4 mol L–1. O volume de água, em mL, que deverá ser acrescentado para que a concentração do soluto caia para 0,04 mol L–1, será de: a) 1 000. c) 500. b) 900. d) 400. 2. (Unicamp-SP) Um dos grandes problemas das navegações do século XVI referia-se à limitação de água potável que era possível transportar numa embarcação. Imagine uma situação de emergência em que restaram apenas 300 litros (L) de água potável (considere-a completamente isenta de eletrólitos). A água do mar não é apropriada para o consumo devido à grande concentração de NaCl (25 g/L), porém o soro fisiológico (10 g NaCl/L) é. Se os navegantes tivessem conhecimento da composição do soro fisiológico, poderiam usar a água potável para diluir água do mar de modo a obter soro e assim teriam um volume maior de líquido para beber. a) Que volume total de soro seria obtido com a diluição se todos os 300 litros de água potável fossem usados para este fim? b) Considerando-se a presença de 50 pessoas na embarcação e admitindo-se uma 292 • Mistura de soluções sem reação química 5. Um volume de 200 mL de uma solução aquosa de glicose (C6H12O6) de concentração igual a 60 g/L foi misturada a 300 mL de uma solução de glicose de concentração igual a 120 g/L. Determine a concentração, em g/L, da solução final. 6. Uma solução aquosa 2 mol/L de NaCl de volume 50 mL foi misturada a 100 mL de uma solução aquosa de NaCl 0,5 mol/L. Calcule a concentração em mol/L da solução resultante. 7. (UFPE) A salinidade da água de um aquário para peixes marinhos, expressa em concentração de NaCl, é 0,08 M. Para corrigir essa salinidade, foram adicionados 2 litros de uma solução 0,52 M de NaCl a 20 litros da água deste aquário. Qual a concentração final de NaCl multiplicada por 100? PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA 10. (UFMG) O hidróxido de sódio (NaOH) neutraliza completamente o ácido sulfúrico (H2SO4), de acordo com a equação: 2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O O volume, em litros, de uma solução de H2SO4, 1,0 mol/L que reage com 0,5 mol de NaOH é: a) 4,00. c) 1,00. e) 0,25. b) 2,00. d) 0,50. 11. (UFPR) Necessita-se preparar uma solução de NaOH 0,1 mol/L. Dadas as massas atômicas: Na = 23, O = 16 e H = 1, pergunta-se: a) Qual é a massa de NaOH necessária para se preparar 500 mL desta solução? b) A partir da solução 0,1 mol/L de NaOH, como é possível obter 1 L de solução NaOH, porém, na concentração 0,01 mol/L? c) Qual o volume de HCl 0,05 mol/L necessário para neutralizar 10 mL de solução 0,1 mol/L de NaOH? Justifique suas respostas mostrando os cálculos envolvidos. 12. (UFPeI-RS — mod.) A determinação do nitrogênio, em plantas, tornou-se uma análise de rotina, podendo-se determiná-lo em uma média de cem amostras por hora, mediante método desenvolvido pela Embrapa. No referido método, utilizam-se, entre outros, os reagentes H2SO4 — 1,2 molar, NaOH — 0,75 molar. (Química Nova. n. 1, 1996) a) Titulando-se 100 mL da solução da base com o referido ácido, que volume desse ácido seria utilizado? b) Como é classificado o ácido sulfúrico quanto ao número de hidrogênios ionizáveis e à presença de oxigênio na estrutura? c) Qual equação representa a reação de neutralização total de NaOH com o ácido? • Mistura de soluções com reação química 8. (EEM-SP) Um sistema é formado pela mistura de 0,15 L de uma solução aquosa 1,0 M de HCl e 250 mL de uma solução aquosa 2,0 M de NaOH. Responda às questões a respeito desse sistema: a) A solução final (sistema) tem caráter ácido, básico ou neutro? Justifique. b) Qual a molaridade do reagente em excesso, caso exista, na solução final? c) Qual é a molaridade do sal produzido na solução final? 9. (UnB-DF) Calcule o volume, em litros, de uma solução aquosa de ácido clorídrico de concentração 1,00 mol/L necessário para neutralizar 20,0 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio de concentração 3,00 mol/L. Exercícios propostos 1. (EEM-SP) Como proceder para preparar um litro de uma solução de um sal de concentração 0,5 g/L dispondo de outra solução, do mesmo sal, de concentração 2,5 g/L? 2. (UFPA) A 50 g de uma solução de H2SO4 de 63% em massa são adicionados 400 g de água. A porcentagem em massa de H2SO4 na solução obtida é: a) 7%. c) 10%. e) 16%. b) 9%. d) 12%. 3. (UFV-MG) O conteúdo de etanol (C2H5OH) em uma cachaça é de 460 gramas por litro. Misturou-se 1,0 litro desta cachaça com 1,0 litro de água. (Dado: M C2H5OH = 46 g mol–1) a) Calcule a quantidade de matéria (número de mol) de etanol (C2H5OH) na solução resultante. b) Calcule a concentração de etanol na solução resultante, em mol/L. Unidade 10 — Soluções 293 8. (FESP) O volume de uma solução de hidróxido de sódio 1,5 M que deve ser misturado a 300 mL de uma solução 2 M da mesma base, a fim de torná-la solução 1,8 M, é: a) 200 mL. c) 2 000 mL. e) 350 mL. b) 20 mL. d) 400 mL. 9. (Cesgranrio-RJ) Um químico precisa preparar 80 mL de uma solução ácida 3,0 M, misturando duas soluções de ácido forte HX: uma com concentração 5,0 M e outra, 2,5 M. O volume necessário da solução 5,0 M é: a) 8 mL. c) 16 mL. e) 32 mL. b) 10 mL. d) 20 mL. 10. (UFOP-MG) Em um balão volumétrico de 1 000 mL, juntaram-se 250 mL de uma solução 2,0 M de ácido sulfúrico com 300 mL de uma solução 1,0 M do mesmo ácido e completou-se o volume até 1 000 mL com água destilada. Determine a molaridade da solução resultante. 11. A, B e C são recipientes que contêm, respectivamente, 10 g de NaCl em 50 mL de solução aquosa, 0,20 mol de NaCl em 100 mL de solução aquosa e 500 mL de solução aquosa de MgCl2 cuja concentração é 1 mol/L. (Dados: M (Na) = 23 g/mol; M (Mg) = 24,3 g/mol; M (Cl) = 35,5 g/mol) Determine as concentrações, em mol/L: a) da solução contida no recipiente A; b) dos íons cloreto após misturar as soluções contidas nos recipientes B e C; c) da solução resultante da mistura das soluções A e B. 4. (UFRJ) A sacarina, que tem massa molecular 183 e fórmula estrutural H O C H H C C NH C C C C SO2 H é utilizada em adoçantes artificiais. Cada gota de um certo adoçante contém 4,575 mg de sacarina. Foram adicionadas, a um recipiente contendo café com leite, 40 gotas desse adoçante, totalizando um volume de 200 mL. a) Determine a molaridade da sacarina nesse recipiente. b) Quantos mililitros de café com leite devem ser adicionados ao recipiente para que a concentração da sacarina se reduza a 1/3 da concentração inicial? 5. (ENCE-UERJ-Cefet-UFRJ) Um laboratorista dispõe de solução 2 M de H2SO4 e precisa de uma solução 0,5 M desse ácido. a) Determine que volume da solução inicial ele deve diluir para obter 200 mL da solução desejada. b) Calcule a massa em gramas de H2SO4 presente nos 200 mL da solução desejada. c) Determine a concentração da solução inicial em gramas/litro. (Dados: H = 1, O = 16, S = 32) 6. (FEI-SP) “Vamos dar um pau no cólera” (campanha publicitária anticólera). Isto é possível com o uso de uma solução aquosa de hipoclorito de sódio (NaClO) a uma concentração mínima de 1,5 · 10–5 M. Partindose de uma solução 0,1 M de NaClO e considerando o volume de uma gota igual a 0,05 mL, indique a alternativa que apresenta o número de gotas desta solução, por litro de água, necessário para atingir-se aquela concentração mínima. a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5. • Mistura de soluções com reação 12. (Vunesp-SP) O eletrólito empregado em baterias de automóvel é uma solução aquosa de ácido sulfúrico. Uma amostra de 7,50 mililitros da solução de uma bateria requer 40,0 mililitros de hidróxido de sódio 0,75 M para sua neutralização completa. a) Calcule a concentração molar do ácido na solução da bateria. b) Escreva a equação balanceada da reação de neutralização total do ácido, fornecendo os nomes dos produtos formados. 13. (UFV-MG) a) Calcule a massa em gramas de hidróxido de sódio (NaOH) necessária para preparar 50,0 mL de solução 0,1 M. (massa molar do NaOH = 40 g/mol) b) Misturando a solução do item a com 50,0 mL de solução HCl 0,3 M, qual será a molaridade do sal formado e do reagente em excesso? • Mistura de soluções sem reação 7. Para originar uma solução de concentração igual a 120 g/L, qual é o volume, em litros, de uma solução aquosa de CaCl2 de concentração 200 g/L que deve ser misturado a 200 mL de uma outra solução aquosa de CaCl2 de concentração igual a 100 g/L? 294 14. (Fuvest-SP) O rótulo de um produto de limpeza diz que a concentração de amônia (NH3) é de 9,5 g/L. Com o intuito de verificar se a concentração de amônia corresponde à indicada no rótulo, 5,00 mL desse produto foram titulados com ácido clorídrico de concentração 0,100 mol/L. Para consumir toda a amônia dessa amostra, foram gastos 25,00 mL do ácido. Com base nas informações fornecidas: Qual a concentração A concentração da solução, calculada indicada no rótulo com os dados é correta? da titulação? 0,12 mol/L sim 0,25 mol/L não 0,25 mol/L sim 0,50 mol/L não 0,50 mol/L sim PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA mente a concentração de ácido no estômago), que corresponde à neutralização total do ácido pela base, é: (massa molar de Mg(OH)2 = 58 g/mol) a) 300 mL. d) 0,35 L. b) 78 mL. e) 0,1 L. c) 155 mL. 17. (UFCE) Um lote originado da produção de vinagre é submetido ao controle de qualidade, quanto ao teor de ácido acético (CH3COOH). Uma amostra de 50 mL do vinagre é titulada com hidróxido de sódio (NaOH) aquoso. São consumidos 10 mL de NaOH 0,01 mol/L para encontrar o ponto final de titulação com fenolftaleína. Calcule a concentração em mol/L de ácido acético no vinagre. H3CCOOH + NaOH H3CCOONa + H2O a) b) c) d) e) 15. (FMMT) Calcule a massa de NaOH necessária para neutralizar totalmente uma solução de 2 L de HBr 0,4 M. (massa molar do NaOH = 40 g mol–1) 16. (UNA-MG) Um tablete de antiácido contém 0,450 g de hidróxido de magnésio. O volume de solução de HCl 0,100 M (aproximada- 18. (UnB-DF) Uma remessa de soda cáustica está sob suspeita de estar adulterada. Dispondo de uma amostra de 0,5 grama foi preparada uma solução aquosa de 50 mL. Esta solução foi titulada, sendo consumidos 20 mL de uma solução 0,25 M de ácido sulfúrico. Determine a porcentagem de impureza existente na soda cáustica, admitindo que não ocorra reação entre o ácido e as impurezas. (massa molar do NaOH = 40 g mol–1) A adição de solutos a solventes pode originar três tipos de sistemas — soluções, suspensões e colóides. A diferença fundamental entre uma solução e uma suspensão é o tamanho das partículas dispersas. Existem também misturas cujas partículas dispersas são muito menores do que aquelas que podem ser vistas a olho nu, mas muito maiores que moléculas individuais. Tais partículas são denominadas partículas coloidais e, em água, formam os colóides ou suspensões coloidais. O tamanho das partículas de um colóide permite-lhes atravessar um filtro, mas não uma membrana semipermeável. Essas partículas são suficientemente grandes para refletir e dispersar a luz. Essa dispersão da luz é conhecida pelo nome de efeito Tyndall. Unidade 10 — Soluções Efeito Tyndall: os colóides se apresentam translúcidos. 295 Thales Trigo Colóide: movimentos rápidos e em ziguezague. Quando um colóide é examinado num ultramicroscópio, iluminado lateralmente, observamos vários pontos luminosos movimentando-se rapidamente, em ziguezague. Esse movimento é denominado movimento browniano. A tabela a seguir apresenta algumas das propriedades das dispersões: Tipo de mistura Características das partículas Efeito da luz Efeito da gravidade (sedimentação) Separação não são separáveis por filtro ou membrana semipermeável separáveis só por membrana semipermeável separáveis por filtro Soluções átomos, íons ou pequenas moléculas transparentes (partículas menores que 10 nm*) moléculas grandes ou grupos de moléculas ou íons partículas muito grandes e visíveis a olho nu (partículas maiores que 1 000 nm) refletem a luz (efeito Tyndall) não sedimentam Colóides não sedimentam Suspensões opacas sedimentam rapidamente * 1 nm = 1 nanômetro = 10–9 m. A ilustração a seguir nos mostra algumas características dos três tipos de misturas. solução suspensão colóide membrana semipermeável filtro (a) sedimentação rápida (b) (c) 296 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA CLASSIFICAÇÃO DOS COLÓIDES Dependendo do tipo da partícula coloidal e do meio dispergente, os colóides podem ser classificados de várias maneiras, ou seja, recebem nomes particulares: Opção Fotoarquivo • Aerossol — consiste em um sólido ou um líquido disperso em um gás. • Emulsão — são colóides formados por líquido disperso em outro líquido ou sólido. Os exemplos mais conhecidos desse tipo de colóide são a maionese, o queijo e a manteiga. • Espuma — consiste em um gás disperso em sólido ou líquido. Sérgio Luiz Pereira O creme de leite batido, conhecido por chantilly, é um colóide no qual o ar está disperso no creme de leite. A fumaça é constituída de partículas sólidas dispersas no ar. • Sol — são colóides formados pela dispersão de um sólido em líquido. O plasma sangüíneo é formado por grandes moléculas orgânicas dispersas em água. A gomaarábica é um sol composto de uma resina extraída de uma planta da família das leguminosas (Acacia vera), dispersa em água. Christof Gunkel • Gel — é um colóide formado pela dispersão de um líquido em um sólido. Pode ser considerado um tipo de sol, no qual as partículas do dispersante sólido compõem um retículo contínuo, de estrutura aberta e semi-rígida. Nesse tipo de colóide, tanto o disperso (líquido) como o dispersante (sólido) são contínuos. Água dispersa na gelatina. Água em sílica. Observação: Muitas vezes é necessária a presença de uma substância capaz de impedir que os componentes (disperso e dispersante) de uma emulsão se separem. Essas substâncias são denominadas agentes emulsificantes. No caso do leite, o agente emulsificante é uma proteína, a caseína, que mantém unidas a gordura e a água. Sérgio Luiz Pereira Unidade 10 — Soluções 297 Exercícios 1. (Cesgranrio-RJ) Considere o quadro a seguir: Propriedade natureza da molécula efeito da gravidade uniformidade separabilidade Dispersão A átomos, íons ou pequenas moléculas não sedimenta homogênea não pode ser separada por filtração Dispersão B macromoléculas ou grupo de moléculas não sedimenta não tão homogênea pode ser separada somente por membranas especiais Dispersão C partículas visíveis a olho nu sedimenta rapidamente heterogênea pode ser separada por papel de filtro Logo, podemos afirmar que: a) A b) A c) A d) A e) A = = = = = solução verdadeira; B = suspensão; C = solução coloidal. suspensão; B = solução coloidal; C = solução verdadeira. solução coloidal; B = solução verdadeira; C = suspensão. solução coloidal; B = suspensão; C = solução verdadeira. solução verdadeira; B = solução coloidal; C = suspensão. a) I e II. b) I e III. c) II e III. d) II e IV. e) III e IV. 2. Cite duas maneiras que permitam diferenciar uma suspensão de uma solução. 3. O que é efeito Tyndall? 4. Coloque em ordem crescente de tamanho as partículas que constituem as suspensões, as soluções e os colóides. 5. (Unifor-CE) Dentre os seguintes materiais: I — maionese II — iogurte III — azeite de oliva IV — refrigerante podem ser classificados como dispersões coloidais: 6. (Unifor-CE) Maionese e mistura de sal e óleo constituem, respectivamente, exemplos de sistemas: a) coloidal e coloidal. b) homogêneo e heterogêneo. c) coloidal e homogêneo. d) homogêneo e homogêneo. e) coloidal e heterogêneo. 7. O que é um agente emulsificante? Dê um exemplo. Faça você mesmo Preparando colóides Como sabemos, água e óleo não se misturam, mesmo quando submetidos a intensa agitação, pois a água apresenta moléculas polares e os óleos são substâncias apolares. Ao cessarmos a agitação, em pouco tempo as pequenas partículas de óleo obtidas durante esse processo se unem e formam uma lâmina que flutua sobre a água. Se pudéssemos impedir que as gotículas de óleo se unissem novamente, poderíamos mantêlas dispersas na água, ou seja, obteríamos uma mistura de dois líquidos imiscíveis. Os agentes emulsificantes são substâncias que têm a propriedade de provocar uma interação entre líquidos imiscíveis, pois apresentam moléculas com uma porção polar e outra apolar. Dois desses agentes são comuns em nosso dia-a-dia: gema de ovo e sabão. 298 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Um colóide comestível Material 1 gema de ovo 1 colher (sopa) de suco de limão ou vinagre 1 xícara de óleo comestível Procedimento Misture a gema de ovo com o suco de limão num liquidificador, em velocidade baixa. A seguir, vá adicionando o óleo lentamente. Depois que acabar de adicionar o óleo, deixe o liquidificador em movimento durante dois minutos. A seguir, coloque uma pequena quantidade do colóide obtido em uma bolacha salgada ou em uma fatia de torrada e experimente. Com base no experimento, resolva as seguintes questões: a) Identifique o nome comercial desse colóide. b) Qual é a substância dispersante e qual constitui o disperso? c) Explique a finalidade de utilizarmos a gema de ovo. d) Representando a gema de ovo assim: 144444424444443123 apolar polar faça um esquema indicando o papel dessas estruturas na união do dispersante com o disperso. e) Como esse colóide pode ser classificado? f) Qual é a diferença entre esse colóide e um aerossol, uma espuma e um gel? Em países quentes, é costume adicionar à água do radiador dos automóveis o etilenoglicol, que eleva a temperatura de ebulição da água. Evita-se assim que a água do radiador entre em ebulição. Nos países que apresentam inverno muito rigoroso, a mesma substância é usada para diminuir a temperatura de congelamento da água. A elevação da temperatura de ebulição e a diminuição da temperatura de congelamento são duas das propriedades das soluções que dependem do número de partículas de um soluto não-volátil na solução, e não da natureza dessas partículas. Essas propriedades, denominadas propriedades coligativas, são a tonoscopia, a ebulioscopia, a crioscopia e a osmose e estão relacionadas com a pressão máxima de vapor das soluções. PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR Uma das propriedades físicas com a qual mais comumente convivemos e muito fácil de perceber é a volatilidade de diferentes substâncias. É senso comum que o éter é mais volátil que a água. Vamos imaginar um experimento em que essas duas substâncias estejam no estado líquido, cada uma num frasco fechado a vácuo, provido de manômetro: As pressões indicadas pelos manômetros correspondem àquelas exercidas pelos vapores estado inicial numa situação de equiágua éter líbrio entre as duas fases (líquido e vapor), à temperatura de 20 ºC. Nessa situação, a pressão é denominada pressão após certo máxima de vapor (PV). 17,5 mm Hg 442 mm Hg tempo, a 20 ºC água(l) água(v) éter(v) éter(l) Pressão máxima de vapor (P) a 20 ºC 17,5 mm Hg 442 mm Hg 300 Líquidos diferentes, numa mesma temperatura, apresentam diferentes pressões máximas de vapor, as quais dependem da intensidade das forças intermoleculares da substância no estado líquido. Já para a maioria dos sólidos a pressão máxima de vapor é desprezível. No entanto, a naftalina, mesmo sendo um sólido, apresenta uma considerável pressão máxima de vapor. Quando um líquido é aquecido, a energia cinética média das suas moléculas aumenta, o que facilita a passagem para o estado de vapor. Como conseqüência disso, há um aumento do número de moléculas no estado de vapor, isto é, ocorre um aumento da pressão máxima de vapor da substância. PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Devido à sua volatilidade, a naftalina é muito usada em banheiros para dissimular odores desagradáveis. Essa aplicação, no entanto, é desaconselhável, pois a inalação dos vapores de naftalina está associada a certos tipos de câncer. É comum colocarse gelo em mictórios de banheiros masculinos localizados em restaurantes. O gelo diminui a temperatura da urina e, dessa forma, reduz a volatilidade das substâncias que exalam cheiro desagradável. Sérgio Luís Pereira Sérgio Luiz Pereira PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR E A TEMPERATURA DE EBULIÇÃO Quando um líquido é aquecido em recipiente aberto, no seu interior formam-se bolhas constituídas do vapor do líquido. Para que essas bolhas escapem do líquido, é necessário que sua pressão seja, no mínimo, igual à pressão atmosférica. Assim, concluímos que: pressão atmosférica 760 mm Hg 100 ºC 760 mm Hg Um líquido ferve (entra em ebulição) à temperatura na qual a pressão máxima de vapor se iguala à pressão exercida sobre sua superfície, ou seja, à pressão atmosférica. No caso do éter e da água, temos: 800 760 600 400 200 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 t (oC) pressão máxima de vapor (Pv) em mm Hg éter 34,6º água 100º H2O A pressão de vapor na bolha é igual à atmosférica Ao nível do mar, onde a pressão atmosférica é igual a 760 mm Hg, temos: TE a 760 mm Hg Éter Água 34,6 ºC 100 ºC Unidade 11 — Propriedades coligativas 301 Variação da pressão atmosférica e temperatura de ebulição Quanto maior a altitude, menor é a pressão atmosférica. Desse modo, nas montanhas, onde a pressão atmosférica é menor do que no nível do mar, a temperatura de ebulição da água em recipiente aberto é menor que 100 ºC. O gráfico ao lado mostra a variação das temperaturas de ebulição da água a diferentes altitudes. P (mm Hg) 760 700 nível do mar São Paulo 244 monte Everest 71 98,3 100 t (oC) DIAGRAMA DE FASES Em toda mudança de estado existe um equilíbrio entre as fases envolvidas. A diferentes pressões, essas mudanças de fase ocorrem em diferentes temperaturas. Os três estados físicos podem coexistir em sólido equilíbrio, em certas condições de pressão e temperatura, chamado ponto triplo. vapor líquido O ponto triplo é característico de cada substância ou solução. pressão (atm) O gráfico demonstrativo das condições sob as quais uma fase pode ser transformada líquido em outra é conhecido como diagrama de fases sólido e apresenta o aspecto ao lado. ponto triplo Cada uma dessas curvas indica as condivapor (gás) ções de pressão e temperatura nas quais duas t (oC) fases estão em equilíbrio. As áreas delimitadas por essas linhas representam as condições de pressão e temperatura nas quais uma substância existe em um único estado físico. O ponto determinado pela intersecção das três linhas é o ponto triplo e indica uma condição única de pressão e temperatura na qual encontramos as três fases em equilíbrio. Para melhor compreensão do significado de um diagrama de fases e das mudanças de estado, vamos estudar, como exemplo, o diagrama da água ao longo de uma linha com pressão constante de 760 mm Hg e cuja temperatura varia. pressão máxima de vapor (mm Hg) B C D A líquido sólido 4,58 vapor 0 0,01 100 t ( C) o 760 E Ponto A B C D E Estado físico sólido sólido líquido líquido vapor vapor líquido 302 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Agora, façamos uma análise semelhante, no mesmo diagrama, de uma amostra de água cuja temperatura é mantida constante a 0 ºC e cuja pressão varia. pressão máxima de vapor (mm Hg) I 760 sólido H G F 0 vapor t (oC) B líquido Ponto F G H B I Estado físico vapor sólido sólido sólido líquido líquido vapor ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO (Unicamp-SP) Observe o diagrama de fases do dióxido de carbono, ao lado. Considere uma amostra de dióxido de carbono a 1 atm de pressão e temperatura de –50 ºC e descreva o que se observa quando, mantendo a temperatura constante, a pressão é aumentada lentamente até 10 atm. pressão (atm) 11 9 sólido 7 5 3 1 gasoso líquido SOLUÇÃO Observando o gráfico, temos: pressão (atm) 11 10 9 sólido 7 5 3 1 –80 –60 –50 –40 t (oC) gasoso –80 –60 –40 t (oC) líquido A –50 ºC e 1 atm, o dióxido de carbono encontra-se no estado gasoso. Mantendo-se a temperatura constante e elevando-se a pressão, temos que: • ao redor de 5 atm, ele passa para o estado líquido; • ao redor de 7 atm, ele passa para o estado sólido. Portanto, a –50 ºC e 10 atm ele está no estado sólido. Exercícios de classe 1. (UFPI) O ponto de ebulição é a temperatura na qual: a) a substância começa a passar do estado líquido para o gasoso. b) a pressão parcial do vapor do líquido é igual à do solvente. c) a pressão total de vapor do líquido é igual à do solvente. d) a pressão de vapor atinge o valor máximo. e) a pressão atmosférica é igual à pressão de vapor do líquido. 2. (Fuvest-SP) As curvas de pressão de vapor de éter dietílico (A) e etanol (B) são dadas a seguir: pressão de vapor (mm Hg) 800 700 600 500 400 300 200 100 –10 0 A B o 10 20 30 40 50 60 70 80 t ( C) Unidade 11 — Propriedades coligativas 303 Identifique dadeira(s): a(s) proposição(ões) ver- a) Quais os pontos de ebulição destas substâncias na cidade de São Paulo (Pressão atmosférica = 700 mm Hg)? b) A 500 mm Hg e 50 ºC, qual é o estado físico de cada uma dessas substâncias? Justifique. 3. (ENEM) pressão de vapor da água em mm Hg 800 700 600 500 400 300 200 100 t (oC) 0 20 40 60 80 100 120 a) O n-hexano é mais volátil que o ácido acético. b) Na pressão de 760 mm Hg, o benzeno tem ponto de ebulição de 80 ºC. c) A 76 ºC a pressão de vapor da água é aproximadamente de 760 mm Hg. d) Uma mistura de água e ácido acético, em qualquer proporção, terá, ao nível do mar, ponto de ebulição entre 60 e 80 ºC. e) A água tem, a 0 ºC, pressão de vapor igual a 760 mm Hg. f) A ordem crescente de volatilidade, a 80 ºC, é: ácido acético < água < benzeno > < P2 > P3. P2 > P3 > P1. P1 > P3 > P2. P3 > P1 > P2. P2 > P1 > P3. (massas molares: glicose C6H12O6 = 180 g mol–1; cloreto de sódio NaCl– = 58,5 g mol–1; sacarose C12H22O11 = 342 g mol–1) a) Ordene as pressões de vapor medidas para as soluções A, B e C. Justifique a ordem proposta. b) Se as soluções A, B e C forem congeladas, qual delas apresentará o ponto de congelamento mais baixo? Justifique. 17. (ITA-SP — mod.) Motores de automóveis refrigerados a água normalmente apresentam problemas de funcionamento em regiões muito frias. Um desses problemas está relacionado ao congelamento da água de refrigeração do motor. Admitindo que não ocorra corrosão, qual das ações a seguir garantiria o maior abaixamento de temperatura do início do congelamento da água utilizada num sistema de refrigeração com capacidade de 4 (quatro) litros de água? Justifique. a) Adição de 1 mol de glicerina na água, que não irá se ionizar. b) Adição de 1 mol de sulfato de sódio na água. c) Adição de 1 mol de nitrato de sódio na água. • Ebulioscopia e crioscopia 13. (Fuvest-SP) Três panelas, A, B e C, contêm água pura. Em A é adicionada uma colher de areia. Em B é adicionada uma colher de açúcar. Em C nada é adicionado. As três panelas e seus conteúdos são aquecidos até a fervura do líquido. Em quais panelas a ebulição ocorrerá na mesma temperatura? Justifique. 14. (PUC-RS) Em regiões de baixa temperatura, a adição de um soluto não-volátil aos radiadores dos automóveis deve-se ao fato de ele provocar …. na …. do solvente existente nos mesmos. a) diminuição; temperatura de solidificação. b) aumento; temperatura de congelamento. c) diminuição; temperatura de ebulição. d) aumento; pressão de vapor. e) diminuição; tensão superficial. 15. (FCM-MG) Observe o gráfico que apresenta a variação de pressão de vapor em função da temperatura para um solvente puro e outras soluções do mesmo soluto, mas de molaridades diferentes. • Osmose — pressão osmótica 18. (FEI-SP) Uma salada de alface foi temperada com solução de vinagre e sal. Após um certo tempo, as folhas de alface murcharam. A esse fenômeno chamamos de: a) dispersão. d) crioscopia. b) tonometria. e) osmose. c) ebuliometria. 314 19. (Puccamp-SP) A concentração de sais dissolvidos no lago conhecido como “Mar Morto” é muito superior às encontradas nos oceanos. Devido à alta concentração de sais, nesse lago, I — a flutuabilidade dos corpos é maior do que nos oceanos. II — o fenômeno da osmose provocaria a morte, por desidratação, de seres vivos que nele tentassem sobreviver. III — a água congela-se facilmente nos dias de inverno. Dessas afirmações, somente: a) b) c) d) e) I é correta. II é correta. III é correta. I e II são corretas. I e III são corretas. PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA a) Qual das curvas representa a solução de NaCl que pode ser usada para o processo de hemólise? Justifique sua resposta, utilizando a propriedade coligativa adequada. b) Com o objetivo de concentrar 2 litros da solução isotônica, evapora-se cuidadosamente 10% de seu volume. Determine a concentração, em g/L, da solução resultante. 22. (Unicamp-SP) As informações a seguir foram extraídas de rótulos de bebidas chamadas “energéticas”, muito comuns atualmente, e devem ser consideradas para a resolução da questão. “Cada 500 mL contém”: valor energético = 140 cal carboidratos (sacarose) = 35 g sais minerais = 0,015 mol* proteínas = 0 g lipídios = 0 g * Valor calculado a partir do rótulo. 20. (UFRS) Através da pressão osmótica não se pode explicar: a) o tingimento de roupas com corantes orgânicos. b) a injeção de soro fisiológico isotônico na corrente sangüínea. c) a conservação de carne com sal (charque, por exemplo). d) o transporte de seiva das raízes até as folhas das plantas. e) a dificuldade de adaptação de peixes marinhos em água doce. 21. (UFRJ) As hemácias apresentam mesmo volume quando estão no sangue ou em solução aquosa de NaCl 9 g/L (solução isotônica). No entanto, quando as hemácias são colocadas em solução aquosa de NaCl mais diluída (solução hipotônica) elas incham, podendo até arrebentar. Esse processo chama-se hemólise. O gráfico a seguir apresenta curvas da pressão de vapor (Pv), em função da temperatura (t) para soluções aquosas de diferentes concentrações de NaCl. Pv A solução isotônica B A pressão osmótica (π) de uma solução aquosa de íons e/ou de moléculas pode ser calculada por π = M.R.T. Esta equação é semelhante àquela dos gases ideais. M é a concentração, em mol/L, de partículas (íons e moléculas) presentes na solução. O processo de osmose que ocorre nas células dos seres vivos, inclusive nas do ser humano, deve-se, principalmente, à existência da pressão osmótica. Uma solução aquosa 0,15 mol/L de NaCl é chamada de isotônica em relação às soluções contidas nas células do homem, isto é, apresenta o mesmo valor de pressão osmótica que as células do corpo humano. Com base nestas informações e admitindo R = 8,3 kPa · litro/mol · K: a) Calcule a pressão osmótica em uma célula do corpo humano em que a temperatura é 37 ºC. b) A bebida do rótulo é isotônica em relação às células do corpo humano? Justifique. Considere que os sais adicionados são constituídos apenas por cátions e ânions monovalentes. t Unidade 11 — Propriedades coligativas 315 TONOSCOPIA No século XIX vários cientistas verificaram solvente Pv solução que a adição de um soluto não-volátil a um dado P2 ∆P solvente provocava diminuição da pressão máxiP ma de vapor. Essa variação (∆P) é denominada abaixamento absoluto da pressão máxima de temperatura (oC) vapor ∆P = P2 – P. Por volta de 1887, o químico francês François Marie Raoult estabeleceu uma relação entre o número de partículas do soluto não-volátil e o abaixamento da pressão máxima de vapor (∆P). Essa relação, conhecida como lei de Raoult, diz que: O abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor (∆P) é igual ao produto da pressão máxima de vapor do solvente (P2) e da fração molar do soluto (x1). Matematicamente, temos: ∆P = x1P2 ou ∆P n1 = x1 , em que x1= n + n , P2 1 2 sendo essa relação denominada abaixamento relativo da pressão máxima de vapor. Outra maneira de calcular o efeito tonoscópico é relacionando-o à molalidade da solução: ∆P P2 = Kt . W , em que Kt = constante tonoscópica Kt = massa molecular do solvente 1 000 n mol W(molalidade) = 1 = kg m2 Observações: 1. A lei de Raoult é válida para soluções moleculares de soluto não-volátil de concentrações inferiores a 1 mol de soluto por litro de solução, ou seja, 1 molar. 2. Em soluções aquosas diluídas, a molalidade (W) pode ser considerada igual à molaridade (!) (concentração em mol/L). Assim, a lei de Raoult também pode ser expressa por: ∆P P2 = Kt . ! 3. Essas relações matemáticas são válidas para soluções moleculares em que o número de partículas presentes na solução (moléculas) é igual ao número de partículas dissolvidas (moléculas). Nas soluções iônicas, porém, devido ao fenômeno da dissociação ou ionização, o número de partículas presentes na solução (moléculas e íons) é maior do que o número de partículas dissolvidas, o que provoca um aumento no efeito coligativo. Por esse motivo, nas soluções iônicas devemos introduzir um fator de correção. ➤ 316 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA ➤ Esse fator é representado pela letra i e foi proposto pela primeira vez por Van’t Hoff, que deduziu uma expressão matemática que relaciona o grau de dissociação (α) e o número de íons produzidos por fórmula de soluto (q) para a determinação do i: i = 1 + α (q – 1) Logo, para soluções iônicas, temos: ∆P P2 ∆P P2 = x1 . i = Kt . ! . i EBULIOSCOPIA E CRIOSCOPIA A elevação da temperatura de ebulição (∆tE) e o abaixamento da temperatura de congelamento (∆tC) são diretamente proporcionais à quantidade de partículas do soluto por unidade de massa do solvente (molalidade) e não dependem de sua natureza. Além disso, dependem também das características do solvente. Cada solvente apresenta uma constante ebulioscópica (KE) e uma constante crioscópica (KC). A tabela a seguir nos mostra os valores de KE e KC de alguns solventes: Solvente KE (ºC molal–1) KC (ºC molal–1) água 0,52 1,86 benzeno 2,53 5,12 ácido acético 2,93 3,90 Assim, se relacionarmos o número de partículas do soluto presente em uma solução com as constantes ebulioscópica e crioscópica do solvente, podemos determinar o ∆tE e o ∆tC da solução: ∆tC = KC · W · i ∆tE = KE · W · i Exercícios 1. (UFPA) Considere uma solução contendo 17,1 g de sacarose (PM = 342) em 180 g de água (PM = 18). A pressão de vapor dessa solução a 20 ºC, em atm, é: a) 0,001. b) 0,023. c) 0,500. d) 17,400. e) 19,500. (Dado: Pv (H2O) a 20 ºC = 17,5 mm Hg) 2. Calcule a pressão de vapor a 20 ºC de uma solução de 3,84 g de naftaleno (C10H8) dissolvido em 28,86 g de benzeno (C6H6), sabendo que a pressão de vapor do benzeno é igual a 74,7 mm Hg a 20 ºC. Deve-se considerar que o naftaleno não sofre mudança de estado. (Dados: massa molar do C6H6 = 78 g mol–1; massa molar do C10H8 = 128 g mol–1) 3. (UFES) Uma massa de 171 gramas de um composto molecular desconhecido é adicionada a 250 gramas de água. A solução resultante apresenta uma temperatura de ebulição de 101 ºC (P = 1 atm). Sabendo-se que a constante ebulioscópica da água é 0,512 ºC kg/mol–1, pode-se concluir que o composto desconhecido possui massa molar de aproximadamente: a) 171 g/mol. d) 684 g/mol. b) 342 g/mol. e) 855 g/mol. c) 513 g/mol. 4. (MACK-SP) 12,0 g de uma substância X, dissolvida em 500 g de água, sob pressão normal, entra em ebulição a 100,12 ºC. A massa molecular de X é: (Dado: constante ebulioscópica da água = 0,52 ºC mol–1 kg) a) 52. b) 104. c) 41,6. d) 12,47. e) 24. Unidade 11 — Propriedades coligativas 317 (Dados: constante crioscópica molal da água = = 1,86 ºC; C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u; sacarose (C12H22O11); etanol (C2H5OH)) a) 1,38 g. b) 13,8 g. c) 12,8 g. d) 138,0 g. e) 1 380,0 g. 5. (UFPA) Uma solução é preparada pela dissolução de 1 g de etilenoglicol (C2H6O2) em 200 g de água. Sabendo-se que a constante criométrica da água é 1,86 ºC e a temperatura de congelamento da água é 0 ºC, então a temperatura de congelamento da solução é: (massa molar do C2H6O2 = 62 g mol–1) a) –0,15 ºC. b) –0,6 ºC. c) 0,15 ºC. d) 0,4 ºC. e) –0,4 ºC. 6. (FESP) Dissolvem-se 171,0 g de sacarose em 930,0 g de água, obtendo-se um abaixamento da temperatura de congelação de 1 ºC. A massa de etanol que se deve adicionar na mesma quantidade de água para se obter um abaixamento de 6 ºC é: 7. (PUC-SP) A dissolução de 3 g de uma substância desconhecida em 100 g de CCl4 eleva o ponto de ebulição do CCl4 de 0,60 ºC. A constante ebuliométrica, KE, do CCl4 vale 5,03 ºC/molal, enquanto a constante criométrica, KC, vale 31,8 ºC/molal para o mesmo solvente. Para uma solução com a composição acima indicada, pede-se calcular: a) o abaixamento do ponto de congelamento de CCl4; b) o peso molecular do soluto desconhecido. Faça você mesmo Estudando a temperatura de ebulição Material 1 frasco de vidro pequeno 1 pedaço de arame 1 panela com água Sal de cozinha Procedimento Amarre o arame na boca do frasco, o qual deve ser preso à panela, conforme indicado na figura. Em seguida, coloque água no frasco até atingir o nível da água na panela. Leve o sistema ao fogo e observe-o. Quando iniciar a ebulição da água da panela, interrompa o aquecimento e a seguir adicione uma colher (chá) de sal à água contida no frasco. Aqueça novamente o sistema até o início da ebulição da água da panela. Observe durante dois minutos e cesse o aquecimento. Baseado em suas observações, resolva as seguintes questões: a) Na primeira etapa do experimento, a água do frasco também entrou em ebulição? A temperatura de ebulição das duas amostras de água — do frasco e da panela — é igual? Por quê? b) Na segunda etapa do experimento, a água do frasco também entrou em ebulição? Explique por quê. c) Se tivéssemos colocado somente meia colher (chá) de sal, a água do frasco entraria em ebulição? Por quê? d) O que provocaria maior efeito ebulioscópico: a adição de um mesmo número de mol de sal (NaCl) ou de sacarose (C12H22O11) em uma mesma massa de água? INTRODUÇÃO agitador eletrodos de ignição termômetro água frasco de aço bomba de aço prato para amostra Esquema de calorímetro. Os elementos que ingerimos são decompostos em nosso organismo por moléculas complexas, denominadas enzimas. Esse processo, chamado metabolismo, ocorre em várias etapas e libera a energia de que necessitamos para crescer e nos mantermos vivos. A quantidade de energia obtida dessa maneira é a mesma que obteríamos se realizássemos a combustão desses alimentos em laboratório. A determinação dessa quantidade é feita usando-se um calorímetro. Uma amostra de alimento de massa conhecida é colocada num prato, como mostra a figura ao lado. Ao sofrer queima, essa amostra libera calor, o qual provoca aumento na temperatura da água. Esse aumento de temperatura é relacionado à unidade de medida denominada caloria (cal). 1 caloria (cal) = quantidade de calor necessária para elevar em 1 ºC a temperatura de 1,0 grama de água. O Sistema Internacional de unidades recomenda que se utilize a unidade joule (J) nos processos que envolvem troca de calor. 1 cal 4,18 J ou 1 kcal 4,18 kJ PODER CALÓRICO DOS ALIMENTOS Uma alimentação saudável deve conter proteínas, carboidratos, lípides, vitaminas, sais minerais, fibras vegetais etc. Numa dieta balanceada, a quantidade de energia contida nos alimentos ingeridos deve ser igual à necessária para a manutenção do nosso organismo. Portanto, os alimentos são a fonte de energia necessária para manter os processos vitais, a manutenção da temperatura corpórea, os movimentos musculares, a produção de novas células etc. Unidade 12 — Termoquímica 319 Christof Gunkel Se ingerimos uma quantidade de alimento superior à necessária, o excesso será transformado em tecido gorduroso (adiposo), provocando aumento de “peso”. Os valores energéticos dos alimentos são estimados em função das suas porcentagens em carboidratos, proteínas e gorduras. Observação: É muito comum encontrarmos nos rótulos de alimentos a notação Cal, que corresponde a 1 000 cal ou 1 kcal. Uma dieta balanceada deve ser constituída por alimentos ricos em carboidratos, proteínas e gorduras, os quais devem ser consumidos em diferentes proporções. Esse tipo de alimento satisfaz a fome; no entanto, não fornece todos os nutrientes necessários ao organismo. Carboidratos = 17 kJ/g ou 4,0 kcal/g. Proteínas = 17 kJ/g ou 4,0 kcal/g. Gorduras = 38 kJ/g ou 9,0 kcal/g. Para uma pessoa de 70 kg as necessidades diárias desses alimentos são de aproximadamente 56 g de proteínas, 72 g de gordura e 660 g de carboidratos. ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO Hambúrguer (100 g) 24 g de proteína 20 g de gordura 56 g de água Pão (25 g) 12,50 g de carboidrato 2,50 g de proteína 1,25 g de gordura 8,75 g de água Conhecendo as composições do hambúrguer e do pão, dadas na tabela: e utilizando os valores energéticos mencionados no texto: a) calcule o valor energético obtido pela ingestão de um pão de 25 gramas e um hambúrguer de 100 gramas; b) determine quanto tempo (minutos) uma pessoa deveria caminhar para consumir a energia obtida na ingestão do lanche mencionado no item a, sabendo que uma hora de caminhada consome 1 100 kJ. SOLUÇÃO a) Quantidade de energia obtida pela ingestão do lanche: Hambúrguer 24 g de proteína 20 g de gordura 56 g de água Valor energético por grama 17 kJ (4,0 kcal) 38 kJ (9,0 kcal) — Valor energético total 408 kJ (96 kcal) 760 kJ (180 kcal) — 1 168 kJ (276 kcal) 320 Pão 12,50 g de carboidrato 2,50 g de proteína 1,25 g de gordura 8,75 g de água PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Valor energético Valor energético por grama total 17 kJ (4,0 kcal) 17 kJ (4,0 kcal) 38 kJ (9,0 kcal) — 212 kJ (50 kcal) 42,5 kJ (10 kcal) 47,5 kJ (11,25 kcal) — 302 kJ (71,25 kcal) Valor energético total = 1 470 kJ (351,7 kcal) b) A energia consumida durante a caminhada deve ser igual a 1 470 kJ, que é o valor energético total. Assim: 1 hora = 60 minutos x x= 1 100 kJ 1 470 kJ 1 470 kJ . 60 minutos ⇒ x = 80 minutos 1 100 kJ Exercícios de classe As tabelas a seguir devem ser utilizadas para a resolução dos exercícios de 1 a 4. Tabela 1 — Valor energético aproximado de alguns alimentos comuns. Alimento vegetais verdes cerveja frutas cítricas leite integral iogurte frango grelhado bife grelhado sorvete pão arroz batata frita manteiga açúcar comum kJ/g 1,0 1,3 1,5 2,2 3,0 6,0 14,0 11,0 10,0 15,0 24,0 30,0 17,0 1. Considere que durante um almoço você ingeriu: 100 g de verduras verdes 100 g de arroz 50 g de batatas fritas 50 g de frango grelhado 2 fatias de abacaxi (cada fatia com 20 g) Calcule o valor energético (calórico), em kJ e em kcal, fornecido por esse almoço. 2. Em relação ao exercício 1, determine quantos minutos você teria que caminhar para consumir a mesma quantidade de energia fornecida pelo almoço. 3. Uma pessoa, logo ao acordar, foi correr durante meia hora, consumindo uma certa quantidade de energia. No café da manhã, ela resolve repor a mesma quantidade de energia consumida na corrida, comendo pão com manteiga (1 pão de 50 gramas + 5,0 gramas de manteiga). Calcule a quantidade de pão com manteiga que ela deverá ingerir. 4. Uma dieta alimentar de 6 000 kJ estava sendo seguida por uma pessoa. Durante uma refeição, ela ingeriu alimentos cujo valor energético era de 9 000 kJ. Para consumir o excesso, ela resolveu jogar futebol. Determine quantos minutos ela deverá jogar. Tabela 2 — Energia consumida aproximada Tipo de exercício caminhada voleibol tênis corrida futebol kJ/h 1 100 1 400 1 900 2 600 2 200 321 Exercícios de contexto Podemos comparar o corpo humano a um motor, o qual, de acordo com as leis da Física, usa energia para realizar trabalho e manter-se em funcionamento. Da mesma maneira que os hidrocarbonetos* fornecem energia para motores, os alimentos fornecem energia para o nosso corpo, o que é feito mediante uma série de reações químicas, denominadas metabolismo. Numa dieta balanceada, a quantidade de energia contida nos alimentos ingeridos deve ser igual à necessária para a manutenção de todas as atividades do nosso organismo. energia introduzida = energia gasta + energia armazenada ( reservas energéticas ) 38 Os valores energéticos dos alimentos são estimados de acordo com as quantidades de carboidratos, proteínas e gorduras que contêm. Observe a figura ao lado: Rótulos de alimentos industrializados costumam fornecer informações nutricionais do produto oferecido ao consumidor. Vejamos, por exemplo, as informações impressas no rótulo de determinado creme de amendoim. Cada 100 g do produto contém energia lipídios proteínas carboidratos Sais minerais ferro fósforo cálcio 9 mg 200 mg 200 mg 2 570 kJ 49 g 20 g 23 g % R.D.* 60 20 25 Vitaminas A D E niacina (B3) B12 B1 3.000 U.I. 240 U.I. 8 mg 21 mg 1,8 µg 0,1 mg % R.D.* 60 60 80 100 60 5 valor energético em kJ/g 17 carboidratos 17 proteínas * Indica os percentuais da recomendação diária (R.D.) contidos em 100 g do produto (Resolução CNNPA 12/46 de 1978 — MS). Por exemplo, os 9 mg de ferro presentes em 100 g do produto equivalem a 60% do total de ferro recomendado diariamente. * Hidrocarboneto: classe de substância que constitui os principais combustíveis (gasolina, óleo diesel etc.) e cujas moléculas são formadas somente por carbono e hidrogênio. Com base nesse texto, responda às questões: 1. Veja no gráfico a seguir a porcentagem aproximada de gordura existente em vários tipos de alimentos comuns no nosso dia-a-dia: porcentagem de gordura 100 80 60 40 20 0 100% 81% 80% 64% 53% chocolate sem açúcar 50% manteiga de amendoim 45% salsicha de porco cozida 32% queijo prato 10-16% 10-25% sorvete simples e coberto bolos,doces, rosquinhas, pastéis óleos para manteiga e maionese, salada e margarina tempero cozinha para salada nozes inglesas Fonte: Calloway and Carpenter. Nutrition and health. gorduras 322 a) Calcule a quantidade, em gramas, de gordura armazenada em um frasco contendo 500 g de maionese, bem como a quantidade de energia produzida na “queima” dessa gordura. b) Qual massa de queijo prato contém a mesma quantidade de gordura encontrada em 100 g de nozes inglesas? 2. Qual a quantidade de energia, em kJ, fornecida pela ingestão de: a) 10 g de amido — um tipo de carboidrato; b) 10 g de carne de peixe, admitindo-se que esta carne contenha apenas proteínas. 3. Um lanche constituído de um hambúrguer e um pão fornece um total de 1 970 kJ, assim divididos: • 425 kJ provenientes de carboidratos • 595 kJ provenientes de proteínas • 950 kJ provenientes de gorduras PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Sabendo-se que o lanche apresenta 75 g de água, a qual não tem valor energético, e que 1 hora de caminhada consome 1 100 kJ, calcule a massa total em gramas do lanche e o tempo de caminhada necessário para consumir a quantidade de energia fornecida por esse lanche. 4. Para suprir sua necessidade diária de ferro, qual massa de creme de amendoim você deve ingerir diariamente? 5. Qual anomalia é provocada pela deficiência de ferro? 6. Calcule a quantidade de energia fornecida pelos lipídios, pelas proteínas e pelos carboidratos presentes em 100 g de creme de amendoim. 7. Durante o sono, o organismo humano consome aproximadamente 4,2 kJ/min. Quantas horas você deveria dormir para consumir a energia proveniente da ingestão de 200 g de creme de amendoim? PROCESSOS EXOTÉRMICOS E ENDOTÉRMICOS Vamos estudar as trocas de energia, na forma de calor, envolvidas nas reações químicas e nas mudanças de estado físico das substâncias. Esse estudo é denominado termoquímica. São dois os processos em que há troca de energia na forma de calor: o processo exotérmico e o endotérmico. Processo exotérmico é aquele que ocorre com liberação de calor. Genericamente, podemos representar os processos exotérmicos por: A B + calor Processo endotérmico é aquele que ocorre com absorção de calor. Genericamente, podemos representar os processos endotérmicos por: A + calor B Unidade 12 — Termoquímica 323 ENTALPIA A foto mostra uma reação de combustão que pode ser representada, simplificadamente, por: madeira + oxigênio gás carbônico + água + calor Uma pergunta interessante sobre essa reação é: “De onde vem essa energia ou esse calor?”. A resposta mais simples é: A energia liberada estava contida nos reagentes e foi liberada quando eles se transformaram nos produtos. Isso permite concluir que cada substância deve apresentar um certo conteúdo de energia, denominado entalpia e representado pela letra H. Não se conhece nenhuma maneira de determinar o conteúdo de energia (entalpia = H) de uma substância. Na prática, o que conseguimos medir é a variação da entalpia (∆H) de um processo, utilizando calorímetros. Essa variação corresponde à quantidade de energia liberada ou absorvida durante o processo, realizado a pressão constante. O cálculo da variação da entalpia é dado pela expressão genérica: ∆H = Hfinal – Hinicial ou ∆H = Hprodutos – Hreagentes CEDOC ∆H EM REAÇÕES EXOTÉRMICAS Sérgio Luís Pereira Nas reações exotérmicas, como ocorre liberação de calor, a entalpia dos produtos (HP) é menor do que a entalpia dos reagentes (HR). Genericamente, temos: reagente produto A HR B + calor > HP A B ∆H = HP – HR ∆H < 0 ∆H < 0 Logo, a reação pode ser representada por: HR entalpia (H) A ∆H < 0 HP B caminho da reação Na queima da palha de aço, os produtos apresentam entalpia menor que os reagentes. Se considerarmos a síntese da amônia (NH3), teremos: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 kJ 2 NH3(g) ∆H = –92,2 kJ ou N2(g) + 3 H2(g) Pelas equações ou pelo gráfico, devemos entender que na síntese de 2 mol de NH3 ocorre a liberação de 92,2 kJ. HR entalpia H (kJ) N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ∆H = –92,2 HP ∆H EM REAÇÕES ENDOTÉRMICAS Nas reações endotérmicas, como ocorre absorção de calor, a entalpia dos produtos (HP) é maior do que a entalpia dos reagentes (HR). 324 Genericamente, temos: reagente produto PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA CEDOC A + calor HR 0 B ∆H > 0 B ∆H > 0 Logo, a reação pode ser representada por: HR caminho da reação Bolsa de gelo instantâneo: a reação entre os seus componentes produz uma sensação de frio, isto é, o sistema absorve calor. Assim, a entalpia final do sistema é maior do que a entalpia inicial. Se considerarmos a decomposição da amônia (NH3), teremos: entalpia H (kJ) N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) + 92,2 kJ HP 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) ∆H = +92,2 kJ Pelas equações ou pelo gráfico, devemos entender que na decomposição de 2 mol de NH3 ocorre a absorção de 92,2 kJ. HR N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ∆H = +92,2 ∆H NAS MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO gelo fusão H2O(s) H2O(l) vaporização H2O(v) Fusão: absorção de calor H2O(s) H2O(l) ∆H = +7,3 kJ Vaporização: absorção de calor H2O(l) H2O(v) ∆H = +44 kJ A quantidade de calor necessária para provocar a fusão de 1 mol de H2O(s) é denominada calor ou entalpia de fusão e equivale a 7,3 kJ/mol. A quantidade de calor necessária para provocar a vaporização de 1 mol de H2O(l) é denominada calor ou entalpia de vaporização e equivale a 44 kJ/mol. Se considerarmos os processos inversos, teremos, respectivamente: H2O(l) H2O(s) ∆H = –7,3 kJ A entalpia de solidificação da água líquida é –7,3 kJ/mol. H2O(v) H2O(l) ∆H = –44 kJ A entalpia de liquefação (condensação) da água no estado de vapor é –44 kJ/mol. Unidade 12 — Termoquímica 325 Essas mudanças de estado podem ser representadas graficamente: entalpia (H) H2O(v) H2O(l) H2O(s) +44 kJ +7,3 kJ +51,3 kJ –44 kJ –7,3 kJ –51,3 kJ Pela análise do gráfico podemos notar que: 1 mol H2O(s) absorve 7,3 kJ 1 mol H2O(l) absorve 51,3 kJ absorve 44 kJ 1 mol H2O(v) O mesmo raciocínio pode ser utilizado no processo inverso. Exercícios de classe 1. Considere o esquema a seguir, no qual estão demonstradas mudanças de estado físico de uma substância: I II 3. (UA-AM) Reação exotérmica é aquela na qual: 1 — há liberação de calor. 2 — há diminuição de energia. 3 — a entalpia dos reagentes é maior que a dos produtos. 4 — a variação de entalpia é negativa. Estão corretos os seguintes complementos: a) Somente 1. d) Somente 1 e 4. b) Somente 2 e 4. e) 1, 2, 3 e 4. c) Somente 1 e 3. 4. (UFJF-MG) Considere os processos a seguir: I — queima do carvão II — fusão do gelo à temperatura de 25 ºC III — combustão da madeira a) Apenas o primeiro é exotérmico. b) Apenas o segundo é exotérmico. c) Apenas o terceiro é exotérmico. d) Apenas o primeiro é endotérmico. e) Apenas o segundo é endotérmico. 5. (PUC-MG) Sejam dadas equações termoquímicas: I— II — III — IV — V— Cu(s) + 1/2 O2(g) C(s) + 1/2 O2(g) 2 Al(s) + 3/2 O2(g) 2 Au(s) + 3/2 O2(g) F2(g) + 1/2 O2(g) as seguintes ∆H em kcal/mol (25 ºC e 1 atm) S L G IV V III Dê o nome de cada mudança de estado e identifique os processos endotérmicos. 2. Nos gráficos a seguir estão representadas cinco transformações: entalpia (H) H2O(s) H2O(g) I entalpia (H) H2O(s) H2O(l) II entalpia (H) H2O(v) H2O(l) III entalpia (H) H2O(v) H2O(s) IV entalpia (H) H2O(l) H2O(v) V estado final estado inicial CuO(s) –37,6 CO(g) –26,0 Al2O3(s) –400,0 Au2O3(s) +20,0 F2O(g) +5,0 Quais dessas transformações estão representadas corretamente? Justifique sua resposta. Nas condições citadas, a equação que representa a reação mais exotérmica é: a) I. b) II. c) III. d) IV. e) V. 326 6. (UFSM-RS) Considere o seguinte gráfico: H A2(g) + B2(g) PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA ∆H 2 AB(g) caminho da reação De acordo com o gráfico ao lado, indique a opção que completa, respectivamente, as lacunas da frase a seguir: “A variação da entalpia, ∆H, é ….; a reação é …. porque se processa …. calor.” a) positiva, exotérmica, liberando. b) positiva, endotérmica, absorvendo. c) negativa, endotérmica, absorvendo. d) negativa, exotérmica, liberando. e) negativa, exotérmica, absorvendo. EQUAÇÕES TERMOQUÍMICAS ENTALPIA PADRÃO Como já vimos, devido à impossibilidade de determinarmos diretamente a entalpia das substâncias, trabalhamos com a variação de entalpia (∆H). Porém, a variação de entalpia de uma reação depende da temperatura, da pressão, do estado físico, do número de mol e da variedade alotrópica das substâncias envolvidas. Por esse motivo foi criado um referencial para fazermos comparações: a entalpia padrão. Dessa maneira, as entalpias serão sempre avaliadas em relação a uma mesma condição (condição padrão ou estado padrão). O estado padrão de uma substância corresponde à sua forma mais estável, a 1 atm, a 25 °C. A entalpia padrão de uma substância é indicada por H0. Por convenção foi estabelecido que: Toda substância simples, no estado padrão e na sua forma alotrópica mais estável (mais comum), tem entalpia (H) igual a zero. As substâncias simples H2(g), O2(g), Fe(s), Hg(l), Cl2(g), no estado padrão (25 ºC a 1 atm), apresentam entalpia H0 = 0. Os gráficos a seguir nos mostram as diferenças de entalpia encontradas em algumas variedades alotrópicas. H>0 Cdiam H>0 O3(g) H>0 Smono H=0 Cgraf H=0 O2(g) H=0 Srômb carbono oxigênio enxofre EQUAÇÃO TERMOQUÍMICA A entalpia de um elemento ou de uma substância varia de acordo com o estado físico, a pressão, a temperatura e a variedade alotrópica do elemento. Logo, numa equação termoquímica, devemos indicar: Unidade 12 — Termoquímica 327 • a variação de entalpia (∆H); • os estados físicos de todos os participantes e, também, as variedades alotrópicas, caso existam; • a temperatura e a pressão nas quais a reação ocorreu; • o número de mol dos elementos participantes. Veja dois exemplos e suas respectivas interpretações: 1º exemplo 1 Cgraf + 1 O2(g) 1 CO2(g) ∆H = –394 kJ a 25 oC e 1 atm A interpretação dessa equação termoquímica é dada por: a 25 ºC e 1 atm, 1 mol de carbono grafita (Cgraf) reage com 1 mol de gás oxigênio (O2), produzindo 1 mol de gás carbônico (CO2) e liberando 394 kJ. Normalmente, não são indicadas a pressão e a temperatura em que a reação se realizou, pois se admite que ela ocorreu no estado padrão, ou seja, à pressão constante de 1 atm e a 25 ºC. 2º exemplo 1 NH3(g) 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) ∆H = +46,1 kJ A interpretação dessa equação é: a 25 ºC e 1 atm, 1 mol de gás amônia (NH3) se decompõe, originando 1/2 mol de gás nitrogênio (N2) e 3/2 mol de gás hidrogênio (H2) e absorvendo 46,1 kJ. Observação: A quantidade de energia liberada ou consumida é proporcional à quantidade das substâncias envolvidas. Na queima de 1 mol de C3H8, por exemplo, são liberados 2 046 kJ: 1 C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(g) ∆H = –2 046 kJ Portanto, se efetuarmos a combustão de 10 mol de C3H8, ocorrerá a liberação de 20 460 kJ (10 · 2 046 kJ). Exercícios de classe Para as questões 1 a 3 considere as informações: • Combustão completa do álcool comum (etanol): 1 C2H5OH(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(g) ∆H = –1 373 kJ • Massa molar — C2H5OH = 46 g mol –1 Considere as equações a seguir e responda às questões 4 e 5. CH4(g) + 2 O2(g) 7 3Li 2 CO2(g) + 2 H2O(v) ∆H = –8,8 · 102 kJ/mol CH4 2 4 He 2 + 1H 1 ∆H = –16,8 · 108 kJ/mol Li (Dados: massa molar: CH4 = 16 g mol–1) 4. Determine a quantidade de CH4, em mol, necessária para produzir 2,2 · 102 kJ. 5. Qual massa de CH4, em gramas, deve ser “queimada” para se obter a mesma quantidade de energia liberada quando reagimos 2 mol de 7 Li? 3 1. Qual é a quantidade de calor liberado ou absorvido na queima de 5 mol de C2H5OH? 2. Se ocorresse a formação de 1 mol de CO2 na reação, qual seria a quantidade de calor liberado ou absorvido? 3. Calcule a quantidade de calor liberado ou absorvido na queima de 460 g de C2H5OH. 328 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA CALOR OU ENTALPIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS Utilizando como referência o conceito de entalpia no estado padrão, podemos determinar o valor da entalpia de um grande número de substâncias, além de calcular o valor da variação de entalpia numa infinidade de reações químicas. Genericamente, essa variação de entalpia é denominada entalpia ou calor de reação. Porém, é costume atribuir nomes específicos a alguns tipos de reação, tais como: de formação, de combustão, de neutralização etc. A seguir vamos estudar alguns tipos de entalpia de reações. Entalpia de formação São denominadas reações de formação aquelas em que ocorre a formação (síntese) de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão. A variação de entalpia (∆H) nessas reações pode receber os seguintes nomes: entalpia de formação, calor de formação, ∆H de formação ou entalpia padrão de formação. Entalpia de formação é o calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância a partir de substâncias simples, no estado padrão, com H = 0. Para estudarmos a entalpia dessas reações, convém lembrar que a 25 ºC e 1 atm: Elemento Substância simples com H = 0 H H2(g) O O2(g) C Cgraf S Srômb N N2(g) F F2(g) Cl Br I I2(s) Cl2(g) Br2(l) Agora, vamos representar as equações termoquímicas que caracterizam a formação de algumas substâncias bastante comuns, indicando os valores dos ∆H determinados experimentalmente: • Água líquida — H2O(l) H2(g) + 1/2 O2(g) • Ácido sulfúrico líquido — H2SO4(l) H2(g) + Srômb + 2 O2(g) 1 H2SO4(l) ∆H = –813,8 kJ/mol 1 H2O(l) ∆H = –286 kJ/mol Conhecendo a equação de formação de uma substância e o valor do ∆H dessa reação, podemos estabelecer um novo conceito. Para isso vamos analisar a formação do gás carbônico [CO2(g)]: Cgraf + O2(g) CO2(g) ∆H = –394 kJ H (kJ) 0 Cgraf + O2(g) ∆H = –394 kJ –394 1 CO2(g) Como já sabemos que tanto o Cgraf como o O2(g) apresentam no estado padrão H0 = 0, podemos representar a reação de acordo com o gráfico ao lado. Como a entalpia de formação do CO2(g) é –394 kJ/mol, a análise do gráfico permite concluir que esse valor corresponde à entalpia do CO2: Unidade 12 — Termoquímica 329 ∆Hformação CO2 = HCO2 ⇒ entalpia de formação do CO2 = –394 kJ/mol Generalizando, temos: entalpia de formação = entalpia da substância Observações: 1. O resultado negativo não significa que o CO2(g) tem “energia negativa”, mas sim que seu conteúdo energético (entalpia) é menor do que as entalpias do Cgraf e do O2(g), as quais, por convenção, são iguais a zero. 2. Qualquer outra reação em que ocorra a formação de CO2(g), de modo diferente do que foi apresentado, não indica a entalpia de formação do CO2(g). Veja, por exemplo: Cdiam + O2(g) CO2(g) ∆H = –395,9 kJ/mol Note que o ∆H (395,9 kJ/mol) desta reação é diferente do ∆H de formação (394 kJ/mol). Os valores das entalpias de formação normalmente são apresentados em tabelas: Entalpia padrão de formação de algumas substâncias a 25 ºC e 1 atm Substância Al2O3(s) CO(g) CO2(g) CH4(g) C2H6(g) C2H2(g) CH3OH(l) ∆H0 f (kJ/mol) –1 676 –110 –394 –74,9 –84,5 +227 –238 Substância C2H5OH(l) CH3COOH(l) CaO(s) Ca(OH)2(s) Fe2O3(s) H2O(l) HCl(g) ∆H0 f (kJ/mol) –278 –487,0 –635,5 –986,6 –822,2 –286 –92,5 Substância Mg(OH)2(s) NH3(g) NO(g) NaCl(s) SO2(g) SO3(g) H2SO4(l) ∆H0 f (kJ/mol) –924,7 –46,0 +90,4 –413 –297 –396 –813,8 Esse tipo de tabela é muito útil, pois permite calcular a entalpia de muitas outras substâncias, assim como o ∆H de um grande número de reações. Para efetuarmos corretamente esses cálculos, devemos lembrar que: a) ∆H de formação = H da substância b) ∆H = HP – HR Vamos ver um exemplo de cálculo da entalpia de uma substância, ou seja, da sua entalpia de formação, a partir de uma equação termoquímica. A equação de decomposição do mármore pode ser representada por: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ∆H = +177,5 kJ/mol Na tabela, encontramos as entalpias: • HCaO(s) = –635,5 kJ/mol • HCO2(g) = –394 kJ/mol 330 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA No entanto, não encontramos a entalpia de HCaCO3(s), que pode ser determinada da seguinte maneira: CaO(s) + CO2(g) ∆H = +177,5 kJ/mol CaCO3(s) (–635,5) (–394) HCaCO3(s) = ? 14243 1442443 HP HR ∆H = HP – HR ∆H = [(HCaO(s)) – (HCO2(g))] – [(HCaCO3(s))] +177,5 = [(–635,5) + (–394)] – [(HCaCO3(s))] +177,5 = [–635,5 – 394] – HCaCO3(s) HCaCO3(s) = –1 029,5 – 177,5 HCaCO3(s) = –1 207 kJ/mol Entalpia de combustão São classificadas como reações de combustão aquelas em que uma substância, denominada combustível, reage com o gás oxigênio (O2), denominado comburente. Por serem sempre exotérmicas, as reações de combustão apresentam ∆H < 0. Veja alguns exemplos: • Combustão completa do gás hidrogênio (H2) Gás butano. Thales Trigo H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(l) • Combustão completa do gás butano (C4H10) C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4 CO2(g) + 5 H2O(l) Quando os combustíveis são formados por carbono, hidrogênio e oxigênio, os produtos das reações (combustões completas) serão sempre CO2(g) e H2O(l). A variação de entalpia na combustão completa pode ser denominada entalpia de combustão, ∆H de combustão, calor de combustão ou entalpia padrão de combustão. Entalpia de combustão é a energia liberada na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão. Vejamos um exemplo: Combustão completa do álcool etílico (C2H6O): C2H6O(l) + 3 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ∆H = –1 368 kJ/mol Pela equação, podemos concluir que na combustão completa de 1 mol de C2H6O(l) ocorre a liberação de 1368 kJ: entalpia de combustão do C2H6O(l) = –1 368 kJ/mol Unidade 12 — Termoquímica 331 Variação de entalpia (∆H) de neutralização A neutralização é a reação que ocorre entre o íon H+, proveniente de um ácido, e o íon OH–, proveniente de uma base, formando H2O. Genericamente, temos: – 1 H + + 1 OH (aq) (aq) 1 H2O(l) ∆Hneutralização Na reação entre um ácido e uma base fortes — que estão totalmente dissociados —, verificamos experimentalmente que ocorre a liberação de 13,8 kcal (= 57,7 kJ) a cada 1 mol de H2O(l) formado. Entalpia de neutralização é o calor liberado na formação de 1 mol de H2O(l), a partir da reação entre 1 mol de H + e 1 mol de OH – nas condições padrão. (aq) (aq) Considere, por exemplo, a reação a seguir: 1 mol de HCl(aq) + 1 mol de NaOH(aq) – – 1 H + + 1 Cl(aq) + 1 Na + + 1 OH (aq) (aq) (aq) – 1 H + + 1 OH (aq) (aq) – 1 Na + + 1 Cl(aq) + 1 H2O(l) (aq) 1 H2O(l) ∆H = –57,7 kJ Nas reações de neutralização, sempre ocorrerá liberação de calor (∆Hneut Ered Zn2+ Nessa pilha, como os íons Cu2+ sofreram redução, o zinco sofrerá oxidação, o que nos permite concluir que ele apresenta maior potencial de oxidação (Eoxi). Zn(s) Zn 2+ + 2 e– (aq) Eoxi Zn > Eoxi Cu Em uma pilha, a espécie que apresenta maior Ered sofre redução e, portanto, a outra espécie, de maior Eoxi, sofre oxidação. Medidas dos potenciais Para determinar os Ered e os Eoxi das diversas espécies, foi escolhido como padrão o eletrodo de hidrogênio, que consiste em um fio de platina (Pt) no interior de um tubo de vidro preenchido com gás hidrogênio (H2)*. O fio de platina está ligado a uma placa de platina em que o H2(g) fica adsorvido, e a platina não participa da reação. O conjunto está imerso em uma solução ácida, em que a concentração dos íons H+ é 1 mol/L, à pressão de 1 atm. Por convenção, foi atribuído a este eletrodo o valor zero, tanto para seu E0 como oxi para o E0 . red E0 H 2(g) , H+ (aq) =0 E0 + H (aq) , H2(g) =0 Vamos agora construir o esquema da pilha de zinco e hidrogênio, em que um dos eletrodos será o de hidrogênio, e assim poderemos determinar os E0 das outras espécies. Pilha de zinco e hidrogênio Zn ânodo voltímetro Pt cátodo K+ NO – 3 H2(g) 1 atm Zn ânodo e– voltímetro e– Pt cátodo K+ NO – 3 H2(g) ponte salina ponte salina Zn2+ 1 mol/L H+ 1 mol/L Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn2+ H+ * À pressão de 1 atm. 360 Eletrodo de Zn ocorreu oxidação ânodo Eletrodo de H2 ocorreu redução cátodo Zn(s) Zn 2+ + 2 e– (aq) PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA 2 H + + 2 e– (aq) Zn(s) + 2 H + (aq) H2(g) Zn 2+ + H2(g) (aq) Reação global Como o hidrogênio (H+) se reduziu, seu potencial de redução, que por convenção tem valor zero, é maior que o potencial de redução do zinco (Zn2+); portanto: E 0 2+ Zn (aq) , Zn(s) = –0,76 V Tomando como modelo o processo descrito, podemos também utilizar um eletrodo de hidrogênio para determinar os E0 de muitas espécies químicas. Esses potenciais red estão relacionados numa tabela, juntamente com as semi-reações correspondentes: Tabela de potenciais de redução (E 0 ) com solução aquosa a 25 ºC red (em V) Li + + e– (aq) K+ (aq) +e – Li(s) K(s) Ca(s) Mg(s) Al(s) Zn(s) Fe(s) Ni(s) Sn(s) Pb(s) – – –3,04 –2,94 –2,87 –2,36 –1,68 –0,76 Ca 2+ + 2 e– (aq) Mg 2+ + 2 e– (aq) Al3+ + 3 e– (aq) aumento da força oxidante Zn 2+ + 2 e– (aq) Fe 2+ (aq) +2e – Ni 2+ + 2 e– (aq) Sn 2+ + 2 e– (aq) Pb2+ + 2 e– (aq) 2 + H+ (aq) (aq) –0,24 –0,14 –0,13 0,00 +0,15 +0,16 +0,34 +0,77 +0,80 +1,10 +1,23 +1,36 +1,50 +2,89 +2e – H2(g) H2(g) Sn 2+ (aq) Cu + (aq) Cu(s) Fe 2+ (aq) Ag(s) Sn 4+ (aq) +2e Cu 2+ + e– (aq) Cu 2+ + 2 e– (aq) Fe 3+ + e– (aq) Ag + (aq) +e – – Br2(l) + 2 e 2 – Br (aq) O2(g) + 4 H + + 4 e– (aq) Cl2(g) + 2 e– Au 3+ + 3 e– (aq) F2(g) + 2 e – 2 H2O – 2 Cl (aq) Au(s) 2 – F (aq) aumento da força redutora –0,41 Unidade 14 — Eletroquímica 361 Força de oxidantes e redutores Pela análise da tabela, podemos perceber que o Li+ apresenta o menor potencial de (aq) redução (E0 = –3,04 V) e que o F2(g) apresenta o maior potencial de redução (E0 = +2,89 V). Li + (aq) F2(g) + e– + 2 e– redução redução Li(s) – 2 F (aq) E 0 = –3,04 V red E 0 = +2,89 V red agentes oxidantes Como o F2(g) apresenta o maior potencial de redução, ele é o melhor oxidante. Por ser a redução um processo inverso à oxidação, quanto maior o E0 de uma espéred cie, menor será sua facilidade em sofrer oxidação, ou seja, quanto maior o Ered, menor será o Eoxi. O Eoxi é numericamente igual ao Ered; porém, com sinal contrário. Li (aq) F2(g) + + e– + 2 e– oxidação oxidação Li(s) – 2 F (aq) E 0 = –3,04 V red E 0 = +2,89 V red E 0 = +3,04 V oxi E 0 = –2,89 V oxi agentes redutores Como o Li(s) apresenta o maior potencial de oxidação ou, ainda, o menor de redução, ele é o melhor redutor. Eoxi maior Cálculo da voltagem (∆E) das pilhas Nas pilhas, os elétrons fluem do eletrodo em que ocorre oxidação (ânodo) para o eletrodo em que ocorre redução (cátodo), através do fio externo. Se colocarmos, nesse fio, um aparelho denominado voltímetro, conseguiremos medir a força eletromotriz (fem ou E) da pilha. O valor indicado pelo voltímetro, em volts (V), corresponde à força eletromotriz da pilha. Nas pilhas comuns, este valor aparece indicado na embalagem externa da pilha. ânodo – fluxo de elétrons + cátodo Eoxi menor Em Física, como característica de um gerador (pilha, bateria etc.), usamos a equação U = E – r i, em que: U = diferença de potencial elétrico (ddp); r = resistência interna do gerador; E = força eletromotriz do gerador; i = intensidade da corrente elétrica. Em Química, consideramos que as pilhas são geradores ideais, com r = zero, U=E ou seja, a fem da pilha é igual à sua diferença de potencial ou ddp (∆E). A diferença de potencial ou ddp (∆E) de uma pilha depende das espécies envolvidas, das suas concentrações e da temperatura. Por esse motivo, o ∆E é medido na chamada condição-padrão, que corresponde a espécies com concentração 1 mol/L e possíveis gases envolvidos com pressão de 1 atmosfera a 25 ºC. Nessas condições, a diferença de potencial da pilha será representada por ∆E0. 362 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA O ∆E0 de uma pilha corresponde à diferença entre os potenciais de redução ou de oxidação das espécies envolvidas, e seu cálculo pode ser feito pelas equações a seguir: ∆E0 = (E 0 maior) – (E 0 menor) ou red red ∆E0 = (E 0 maior) – (E 0 menor) oxi oxi 0 Vamos considerar uma pilha formada por eletrodos de alumínio e cobre, cujos E red são: E 0 3+ , Al = –1,68 V E 0 2+ , Cu(s) = +0,34 V Al Cu (aq) (s) (aq) Para efetuarmos o cálculo do ∆E0 dessa pilha, podemos utilizar a equação: ∆E0 = (E 0 maior) – (E 0 menor) red red 0 = (+0,34 V) – (–1,68 V) ∆E ⇒ ∆E0 = +2,02 V Observando os potenciais, podemos perceber que o cobre, por apresentar o maior potencial de redução, se reduz, ao passo que o alumínio se oxida: Cu 2+ + 2 e– Cu(s) E 0 = +0,34 V (aq) red 3+ – Al (aq) + 3 e E 0 = +1,68 V Al(s) oxi A equação global da pilha pode ser obtida pelo uso de coeficientes que igualem o número de elétrons cedidos e recebidos nas semi-reações: 3 Cu 2+ + 6 e– 3 Cu(s) E 0 = +0,34 V (aq) red 3+ – 2 Al (aq) + 6 e E 0 = +1,68 V 2 Al(s) oxi 2 Al(s) + 3 Cu 2+ (aq) 2 Al3+ + 3 Cu(s) (aq) ∆E 0 = +2,02 V Note que os valores dos E0 não dependem do número de mol das espécies envolvidas e são sempre constantes nas condições-padrão para cada espécie. Outro fato interessante é que podemos calcular o ∆E0 da pilha utilizando a equação: ∆E0 = E 0 + E 0 oxi red ∆E0 = E 0 Al(s) + E 0 Cu 2+ oxi red (aq) ∆E0 = (+1,68 V) + (+0,34 V) ⇒ ∆E0 = +2,02 V A representação desta pilha pode ser feita por: Al(s) / Al3+ // Cu 2+ / Cu(s) (aq) (aq) Espontaneidade de uma reação Todas as pilhas são reações espontâneas, e seu ∆E0 sempre apresenta valor positivo. Para determinarmos se uma reação é espontânea e, portanto, se pode constituir uma pilha, devemos separar a reação global nas duas semi-reações. Vamos estudar a espontaneidade desta reação: Mg2+ + Ni(s) Mg(s) + Ni2+ (aq) (aq) 2+ – Mg(aq) + 2 e Mg(s) Ni(s) Ni2+ + 2 e– (aq) A primeira semi-reação corresponde à redução do magnésio e, pela tabela, seu E0 = red = –2,36 V. A segunda semi-reação corresponde à oxidação do níquel, e seu potencial de oxidação é igual ao inverso do potencial de redução presente na tabela, ou seja, +0,24 V. Considerando que o ∆Epilha é igual à soma dos potenciais de oxidação e redução, temos: ∆Epilha = E0oxi Ni + E0 Mg2+ red ∆Epilha = (+0,24) + (–2,36) ⇒ ∆Epilha = –2,12 V Como o ∆Epilha é negativo, concluímos que a reação entre Mg2+ e Ni0 não é espontânea e, portanto, não caracteriza uma pilha. Unidade 14 — Eletroquímica 363 ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO Numa prova prática foi solicitado a um aluno que escolhesse, dentre três frascos metálicos de Al, Fe e Cu, qual(is) dele(s) poderia(m) ser usado(s) para guardar uma solução aquosa de ácido clorídrico. Diga qual seria a escolha mais acertada. Justifique sua resposta. Dados: Al 3+ + 3 e– (aq) Fe 2+ + 2 e– (aq) 2 H + + 2 e– (aq) Cu 2+ + 2 e– (aq) Al(s) Fe(s) H2(g) Cu(s) E0 E0 E0 E0 = = = = –1,68 V –0,41 V 0,00 V +0,34 V SOLUÇÃO O(s) frasco(s) escolhido(s) deve(m) ser aquele(s) no(s) qual(is) os íons H+ provenientes do ácido (aq) não reajam produzindo H2, ou seja, em que os íons H+ não sofram redução. Para que essa (aq) redução não ocorra, o metal deve apresentar potencial de redução maior que o do hidrogênio. Pelos dados percebemos que o único frasco conveniente para guardar o ácido clorídrico é o de cobre. Nos outros frascos ocorrerão reações. Exercícios de classe 1. (PUC-MG) O valor do DE0 para a célula representada pela equação: 2 Ag+ + Mg(s) 2 Ag(s) + Mg2+ (aq) (aq) conhecendo-se os potenciais-padrão de redução: Ag+ + e– Ag(s) E0 = +0,80 volt +2 – Mg + 2 e Mg(s) E0 = –2,37 volts é igual a: a) +3,17 volts. d) –3,17 volts. b) +1,57 volt. e) –0,77 volt. c) +0,77 volt. 2. (PUC-PR) Uma célula galvânica é constituída de 2 eletrodos: 1º eletrodo: 1 lâmina de ferro metálico submersa numa solução de FeSO4 1 M. 2º eletrodo: 1 lâmina de prata metálica submersa numa solução de AgNO3 1 M. Sabendo que os potenciais normais de redução desses dois elementos são: Fe E0 = –0,44 V Fe+2 + 2 e– + – Ag + 1 e Ag E0 = +0,80 V o potencial dessa célula, quando os dois eletrodos são ligados entre si internamente por uma ponte salina e externamente por um fio de platina, será: a) +0,36 V. c) –1,24 V. e) +1,24 V. b) –0,36 V. d) –1,36 V. 3. (IME-RJ) Dadas as reações de meia célula: Cu2+ + e– Cu+ E0 = 0,153 V – – I2 + 2 e 2I E0 = 0,536 V pede-se: a) escrever a equação que representa a reação global da célula; b) calcular o potencial de eletrodo global (E0). 4. (FEI-SP) A pilha alcalina é constituída de uma barra de manganês metálico eletroliticamente puro, imerso numa pasta de hidróxido de zinco. Dela são conhecidos os respectivos potenciais-padrão de redução: Mn2+ + 2 e– Mn0 E0 = –1,18 V 2+ – Zn + 2 e Zn0 E0 = –0,76 V a) Qual a ddp da pilha? b) Qual a equação global que nela ocorre? 5. (UFPR) Na pilha de Daniell, barras de cobre e zinco se encontram mergulhadas em soluções aquosas de sulfato de cobre (II) e sulfato de zinco, respectivamente. As duas soluções estão separadas por uma parede porosa. Sabendo que os potenciais-padrão de redução são: Cu2+ + 2 e– Cu(s) E0 = +0,34 (aq) 2+ – Zn (aq) + 2 e Zn(s) E0 = –0,76 a) escreva a reação espontânea que ocorre na pilha de Daniell; b) calcule a diferença de potencial da pilha; c) desenhe a pilha de Daniell indicando, através de setas, como os elétrons fluem através de um circuito externo que conecta os eletrodos. 6. (UFPE) Considere uma cela galvânica formada por semicelas-padrão de cobre e de zinco, cujos potenciais de redução são os seguintes: 364 Cu + 2 e Cu E0 = 0,34 V 2+ – Zn + 2 e Zn E0 = –0,76 V É correto afirmar que: a) os elétrons no circuito externo fluirão do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco. b) o potencial-padrão da cela é –0,42 V. c) quando o equilíbrio for atingido não haverá diferença de potencial entre os eletrodos. d) os íons zinco são reduzidos a zinco metálico. e) o eletrodo de cobre é o cátodo. 7. (Fuvest-SP) Na montagem ao lado, dependendo do metal (junto com seus íons) tem-se as seguintes pilhas, cujo cátodo (onde ocorre redução) é o cobre: pilha cobre — alumínio cobre — chumbo cobre — magnésio cobre — níquel ∆E* (volts) 2,00 0,47 2,71 0,59 2+ – PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Cu metal solução aquosa com Cu2+ solução aquosa com íons do metal Nas condições-padrão e montagem análoga, a associação que representa uma pilha em que os eletrodos estão indicados corretamente é: cátodo a) b) c) d) e) níquel magnésio magnésio alumínio chumbo — — — — — ânodo chumbo. chumbo. alumínio. níquel. alumínio. * Diferença de potencial elétrico nas condições-padrão. Uso e descarte de pilhas comerciais e baterias Pilhas comerciais Pilha seca comum Esse tipo de pilha foi inventado em 1866 por George Leclanché e é atualmente utilizado em rádios portáteis, brinquedos, relógios, lanternas etc. As reações que ocorrem quando o circuito está fechado são realmente complexas; porém, as mais prováveis são: barra de grafite (cátodo) pasta contendo MnO2 + carvão pasta contendo NH4Cl + ZnCl2 (meio eletrolítico) Zn (ânodo) Esquema da pilha de Leclanché. ânodo: cátodo: Zn + 2 NH 4 + 2 e– Zn2+ + 2 e– 2 NH3 + H2 Mn2O3 + H2O 2 NH3 + Mn2O3 + H2O Pilha alcalina É semelhante à pilha de Laclanché. A diferença é que sua mistura eletrolítica contém hidróxido de potássio, uma base fortemente alcalina que substitui o NH4Cl das pilhas comuns. Pilha de mercúrio É muito utilizada em relógios, câmeras fotográficas, aparelhos para melhorar a audição, calculadoras etc. A reação que ocorre nessas pilhas pode ser representada por: Zn + HgO ZnO + Hg 123 H2 + 2 MnO2 + 2 NH 4 + 2 MnO2 + 2 e– ➤ Unidade 14 — Eletroquímica 365 ➤ Pilhas de combustíveis Este tipo de pilha utiliza combustíveis gasosos, como o gás hidrogênio (H2) e o gás oxigênio (O2), os quais irão reagir em um ambiente apropriado, H2 podendo-se obter energia elétrica. Essas pilhas O2 são muito utilizadas em veículos espaciais. eletrodos de carAs pilhas de combustíveis apresentam três bono (grafite) concompartimentos separados uns dos outros por tendo catalisadores eletrodos porosos e inertes. O H2 é injetado num metalíticos H2O compartimento e o O2, em outro. Esses gases se H2O difundem pelos eletrodos e reagem com uma solução aquosa solução eletrolítica de caráter básico contida no quente de KOH compartimento central. Os eletrodos são inertes, formados de grafita e impregnados de platina. As semi-reações que ocorrem são: cátodo: O2 + 2 H2O + 4 e– 4 OH– ânodo cátodo ânodo: reação global: 2 H2 + 4 OH– 2 H2 + O2 4 H2O + 4 e– 2 H2O Todas as pilhas estudadas até agora não são recarregáveis. As pilhas recarregáveis são denominadas baterias. Baterias Baterias ou acumuladores de chumbo A bateria comum de automóvel geralmente gera 6 ou 12 volts, dependendo do número de celas usadas em sua construção. Internamente, a bateria contém um certo número de celas, ligadas em série, cada uma gerando 2 volts. Nessa bateria o ânodo é feito de chumbo e o cátodo, de óxido de chumbo IV (PbO2), ambos mergulhados em uma solução aquosa de ácido sulfúrico [H2SO4(aq)], de concentração igual a 30% em massa, o que corresponde a uma densidade de 1,28 g/cm3. Quando o circuito externo está completo e a bateria está em operação (descarregando), ocorrem as seguintes reações: ânodo: cátodo: reação global na descarga: 2– Pb + SO 4 2– 2 e– + PbO2 + 4 H+ + SO 4 2– Pb + PbO2 + 4 H+ + 2 SO 4 PbSO4(s) + 2 e– PbSO4(s) + 2 H2O 2 PbSO4(s) + 2 H2O e– descarga e– carga e– descarga e– carga O ácido sulfúrico é consumido durante a descarga e, com isso, a concentração da solução diminui gradativamente. Além disso, o PbSO4 deposita-se, aos poucos, sobre os eletrodos. A recarga da bateria é feita pela aplicação de uma diferença de potencial de uma outra fonte, invertendo-se os pólos. Desse modo, grande parte do H2SO4 consumido na descarga será regenerada, o que é feito pelo dínamo ou alternador do automóvel. A reação global que apresenta a descarga e a carga da bateria pode se representada pela equação: 2– Pb + PbO2 + 4 H+ + 2 SO4 ânodo Pb cátodo PbO2 H2SO4(aq) bateria de automóvel descarga carga 2 PbSO4 + 2 H2O ➤ 366 Thales Trigo PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA ➤ Para se poder estimar o grau de descarga de uma bateria, medese a densidade da solução ácida. Caso a bateria esteja descarregada, essa solução apresentará uma densidade inferior a 1,20 g/cm3. A medida da densidade pode ser feita com a utilização de um densímetro. Bateria de níquel-cádmio É utilizada em filmadoras, aparelhos eletrônicos portáteis, telefones celulares etc. A reação global durante a sua descarga pode ser representada por: Cd + 2 Ni(OH)3 Cd(OH)2 + 2 Ni(OH)2 Esse tipo de bateria é recarregável. Densímetro. O descarte O Conselho Nacional do Meio Ambiente — Conama, em sua Resolução de número 257, datada de 30 de junho de 1999, prevê a devolução, aos fabricantes, de pilhas e baterias que contenham metais pesados. Os fabricantes devem reciclá-las ou dar destino final e adequado a esses materiais, evitando assim o risco de contaminação ambiental. Essa medida, que se dirige principalmente ao setor industrial, vale também para os cidadãos consumidores de pilhas e baterias, usualmente utilizadas em automóveis, filmadoras, telefones celulares e outros aparelhos. Ficou estabelecido, no artigo 11, o prazo de 12 meses, a partir da publicação da resolução, para que os fabricantes, os importadores, a rede autorizada de assistência técnica e os comerciantes de pilhas e baterias implantem os mecanismos operacionais para a sua coleta, o seu transporte e armazenamento. Devem ser devolvidas ao fabricante ou importador: • Baterias de chumbo ácido, aplicadas em indústrias, automóveis e filmadoras. • Pilhas e baterias de níquel-cádmio, aplicadas em telefone celular, telefone sem fio e outros aparelhos que utilizem baterias recarregáveis. • Pilhas e baterias de óxido de mercúrio, aplicadas em instrumentos de navegação e aparelhos de instrumentação e controle. Os fabricantes estão obrigados a informar, nas embalagens, a necessidade ou não da devolução. Podem ser descartadas em lixo comum: • Baterias e pilhas comuns e alcalinas com zinco/manganês e alcalina/manganês utilizadas em brinquedos, lanternas, rádio, controle remoto, rádio-relógio, equipamento fotográfico, pager, walkman, glicosímetros etc. Na Alemanha, só é possível comprar bateria para máquinas fotográficas devolvendo-se a usada. Em países-membros do Mercado Comum Europeu, pode-se descartar pilhas e baterias em recipientes específicos, colocados nas ruas. Na foto: recipiente para descarte colocado em rua de Madri, na Espanha. Edgard Salvador Unidade 14 — Eletroquímica 367 CORROSÃO E PROTEÇÃO DE METAIS Corrosão é a deterioração de metais pelo processo eletroquímico que ocorre nas reações de óxido-redução. Estima-se que aproximadamente 20% de todo o ferro produzido anualmente seja utilizado para reposição de equipamentos que sofreram corrosão, e isso ao custo de bilhões de dólares. CORROSÃO DO FERRO O ferro oxida-se facilmente quando exposto ao ar úmido. As reações envolvidas na formação da ferrugem são: oxidação do ferro (ânodo) redução do oxigênio (cátodo) Fe(s) metal Fe2+ + 2 e– água Fe2+ Fe O2 + 2 H2O + 4 e– ferrugem O2 OH– 4 OH– Na+ Cl– cátodo ânodo A soma das duas semi-reações permite obter a reação global: 2 Fe + O2 + 2 H2O 2 Fe(OH)2 O Fe(OH)2 é normalmente oxidado a Fe(OH)3: 4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O 4 Fe(OH)3 (ferrugem) Muitas vezes, a ferrugem é representada por Fe2O3 . 3 H2O. Observação: A presença de íons dissolvidos na água facilita o fluxo de elétrons, favorecendo a formação da ferrugem. Isto explica por que em regiões litorâneas a ferrugem se forma mais rapidamente. PROTEÇÃO COM ELETRODO OU METAL DE SACRIFÍCIO Para proteger o metal — ferro ou aço — da corrosão, podemos utilizar um metal que apresente maior tendência a perder elétrons (maior potencial de oxidação). Esse metal se oxida e evita a corrosão do ferro, sendo, por isso, chamado de metal de sacrifício. Um metal normalmente utilizado com essa finalidade é o magnésio. E 0 Mg = +2,36 V > E 0 Fe = +0,44 V oxi oxi tubo de ferro (cátodo) 30 cm e – magnésio Tanques de aço contendo combustível apresentam placas de magnésio que os protegem. O mesmo acontece em navios e oleodutos, por exemplo. magnésio (ânodo) 368 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA De acordo com a equação: Mg2+ + 2 e– Mg(s) podemos perceber que o magnésio, quando se oxida, perde elétrons para o ferro, que permanece protegido. As placas de magnésio devem, portanto, ser substituídas por outras, esporadicamente. REVESTIMENTO DO FERRO Uma maneira muito comum de proteger um metal da corrosão é a aplicação de uma fina camada de outro metal para revestimento. Um dos metais mais utilizados para revestir o ferro é o zinco, que forma o ferro galvanizado. Outro metal utilizado é o estanho. Este tipo de revestimento é usado para a fabricação da folha de flandres ou lata. Exercícios de classe 1. (Fuvest-SP) ar atmosférico óleo água destilada material secante A B C Para estudar o aparecimento de ferrugem em pregos, foram preparados três tubos, como no esquema acima, usando sempre o mesmo tipo de prego de ferro. a) O que se observará em cada caso, após certo tempo? b) Escreva uma equação química que possa representar a formação de ferrugem no prego. 2. (Cefet-MG) Nos processos de transporte subterrâneo, as tubulações de ferro têm barras de magnésio ligadas, conforme o desenho abaixo. tubo de ferro 3. (UNI-RIO) A “ferrugem” apresentada pelos automóveis, na nossa cidade, é um processo denominado corrosão. Na presença de ar seco (ausência de umidade), o automóvel praticamente não enferruja. Numa cidade praiana, como o Rio de Janeiro, torna-se necessária a adoção de medidas que minimizem a corrosão. Uma delas é a galvanização, que significa revestir o ferro presente no automóvel com um metal redutor mais forte do que ele. Indique a opção que apresenta o metal redutor que permite a galvanização do ferro. (Dado: Fe2+/Fe = –0,44 V) a) Cd2+ + 2 e– = Cd(s) (aq) E0 (V) = –0,40 b) Co2+ + 2 e– = Co(s) (aq) E0 (V) = –0,28 c) Cu2+ + 2 e– = Cu(s) (aq) E0 (V) = 0,34 d) Ni2+ + 2 e– = Ni(s) (aq) E0 (V) = –0,25 e) Zn2+ + 2 e– = Zn(s) (aq) E0 (V) = –0,76 4. (FMTM-MG) Considerando a ampla utilização dos metais no mundo moderno, a corrosão do metal ferro é um problema de grande importância nos países industrializados. Estudos realizados sobre o assunto mostram que o contato com certos metais pode retardar, impedir ou acelerar a formação de ferrugem. Considere a ilustração a seguir e os potenciais-padrão de redução fornecidos na tabela. Mg Os potenciais normais de oxidação são: Mg ⇔ Mg 2+ +2e – E = 2,37 V E0 = 0,44 V 0 Fe ⇔ Fe2+ + 2 e– a) Com base em seus conhecimentos sobre pilhas eletroquímicas, explique para que são utilizadas as barras de magnésio. b) Escreva a reação global e calcule a diferença de potencial da pilha formada. Unidade 14 — Eletroquímica 1 fita de Zn 369 3 Potenciais-padrão de redução fita de Mg 2 fita de Cu Mg 2+ (aq) Zn 2+ (aq) Fe 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + 2 e– + 2 e– + 2 e– +2e – Mg(s) Zn(s) Fe(s) Cu(s) – 2 OH (aq) E0 (T = 298,18 K) –2,37 V –0,76 V –0,44 V +0,34 V +0,41 V 1/2 O2(g) + H2O(l) + 2 e– ferro + Zn + água + O2 ferro + Cu + água + O2 ferro + Mg + água + O2 Ocorrerá corrosão do prego: a) somente nos tubos 1 e 2. b) somente no tubo 2. c) somente nos tubos 1 e 3. d) nos tubos 1, 2 e 3. e) somente no tubo 1. Exercícios propostos • Pilhas 1. (UFV-MG) Considere a pilha, em funcionamento, esquematizada a seguir: e– e– e– c) o eletrodo de zinco é o cátodo. d) o eletrodo de zinco sofre corrosão. e) a concentração de Mg2+ diminui. 3. (FURRN) Na pilha eletroquímica Zn0 / Zn2+ // Cu2+ / Cu0, Zn Ag ocorrem reações de óxido-redução. Nesse sistema pode-se afirmar que: a) no pólo negativo há oxidação de Cu0 a Cu2+. b) no pólo negativo há oxidação de Zn0 a Zn2+. c) no pólo positivo há oxidação de Cu0 a Cu2+. d) no pólo positivo há oxidação de Zn0 a Zn2+. e) no pólo positivo há redução de Zn2+ a Zn0. 4. (FURRN) A figura dada representa uma pilha simples. voltímetro Zn2+ Ag+ A equação da reação total desta pilha é: a) Zn0 + 2 Ag0 b) Zn0 + 2 Ag+ c) Zn2+ + 2 Ag0 d) Zn2+ + 2 Ag+ e) Zn0 + Zn2+ Zn2+ Zn2+ Zn0 Zn0 2 Ag0 + + + + + 2 2 2 2 2 Ag+ Ag0 Ag+ Ag0 Ag+ ponte salina 2. (UFPI) Dado um sistema relativo a uma pilha de Mg e Zn: e– Zn 25 ºC Cu Mg0 Zn2+ Mg2+ Zn0 2– solução Zn 2+ SO4 2– solução Cu2+ SO4 Com base nos conhecimentos sobre eletroquímica, é correto afirmar: a) Os elétrons do cobre se depositam na lâmina de zinco. b) O eletrodo Cu2+/Cu0 tem tendência à redução. c) O eletrodo positivo é o ânodo. d) O Cu2+ é o agente oxidante. e) A temperatura e a pressão não influenciam no potencial do eletrodo. Sabendo-se que os elétrons fluem do eletrodo de magnésio para o eletrodo de zinco, podemos afirmar que: a) a reação não é espontânea. b) o eletrodo de magnésio é o pólo positivo. 370 5. (PUC-RJ) Um alquimista maluco descobriu que o chumbo metálico pode ceder elétrons espontaneamente em soluções de AuCl3, e construiu a seguinte pilha: | Pb0 | Pb2+ || Au3+ | Au0 | Para esta pilha, é correto afirmar: a) O Au0 se reduz e o Au3+ se oxida. b) O alquimista transformou chumbo em ouro. c) O cátodo é o Au0 e o ânodo é o Pb0. d) A solução de Pb2+ ficará mais diluída. e) A solução de Au3+ ficará mais concentrada. 6. (Fuvest-SP) Objetos de prata escurecidos (devido principalmente à formação de Ag2S) podem ser limpos eletroquimicamente, sem perda da prata, mergulhando-os em um recipiente de alumínio contendo solução quente de bicarbonato de sódio. Neste processo, a prata em contato com o Ag2S atua como cátodo e o alumínio como ânodo de uma pilha. A semi-reação que ocorre no cátodo pode ser representada por: 2 Ag+ + S2– a) Ag2S – b) Ag2S + 2 e 2 Ag + S2– c) Ag2S 2 Ag + S2– + 2 e– – d) Ag2S + 2 e 2 Ag + S 2 Ag + S e) Ag2S Dados: Ni2+ + 2 e– (aq) Ag+ + e– (aq) PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Ni(s) Ag(s) E0 = –0,25 V E0 = 0,80 V O ânodo, o cátodo e o potencial-padrão da pilha são, respectivamente: a) Ag; Ni; –1,05 V. d) Ag; Ni; 1,30 V. b) Ni; Ag; 1,05 V. e) Ni; Ag; –0,55 V. c) Ag; Ni; 1,35 V. 9. (UNI-RIO) Fe2+ + 2 e– (aq) Cd2+ + 2 e– (aq) Ni2+ + 2 e– (aq) Cu2+ + 2 e– (aq) E0 = –0,44 V E0 = –0,40 V E0 = –0,25 V E0 = +0,34 V Fe(s) Cd(s) Ni(s) Cu(s) Indique a opção que contém a pilha com a maior diferença de potencial, de acordo com a tabela dada de potenciais-padrão em solução aquosa, a 25 ºC: ânodo cátodo a) Fe Cu. b) Cu Ni. c) Cd Fe. d) Ni Cd. e) Cd Cu. 10. (UFPA) O potencial de uma pilha padrão formada por Cu/Cu(NO3)2 e Fe/FeSO4 é 0,78 V. Dada a semi-reação e o potencial-padrão de redução: Cu0 (E0 = 0,34 volts) Cu2+ + 2 e– e sabendo-se que o eletrodo de Fe0 se dissolve, pode-se afirmar que o potencial-padrão de redução de Fe0 Fe2+ + 2 e– é: a) –0,44. c) +0,44. e) +1,56. b) –1,12. d) +1,12. 11. (UFSC) Com base no diagrama da pilha Zn / Zn2+ (1 M) // Ag+1 (1 M) / Ag e nos potenciaispadrão de oxidação, a 25 oC, das semi-reações: Zn Ag Zn+2 + 2 e– Ag+1 + 1 e E0 = +0,76 volts E0 = –0,80 volts • Cálculo da voltagem 7. (PUC-MG) Dada a célula eletroquímica ilustrada, considere os seguintes potenciais-padrão de redução: E0 2+ 0 = –0,76 V; E0 3+ 0 = +1,50 V Zn /Zn Au /Au Zn0 Au0 ponte salina ZnSO4 1M Au2(SO4)3 1M A partir dessas informações, responda: a) Qual é a reação catódica? b) Qual é a reação anódica? c) Qual é a reação global da célula? d) Qual é a ddp da pilha? e) A célula é espontânea? 8. (Cesgranrio-RJ) Constrói-se uma pilha galvânica padrão usando-se como eletrodos: I — fio de prata metálica mergulhado em solução de íons Ag+, II — fio de níquel metálico mergulhado em solução de íons Ni2+. indique os itens corretos. I — os átomos de zinco sofrerão oxidação; II — os átomos de prata perderão elétrons; III — o cátodo da pilha será o eletrodo de prata; IV — entre os eletrodos de Zn e Ag existe uma diferença de potencial-padrão de 2,36 volts; V — a massa do eletrodo de zinco diminui com o tempo; VI — o sentido espontâneo do processo será: Zn+2 + 2 Ag Zn + 2 Ag+ Unidade 14 — Eletroquímica 371 • Corrosão e proteção de metais 15. (Fuvest-SP) Mergulhando-se um prego de ferro, limpo, em água, observa-se com o passar do tempo um processo de corrosão superficial. Formule alguma das equações químicas representativas das transformações ocorridas na superfície do prego. 16. (Cesgranrio-RJ) A proteção catódica ilustrada na figura é um dos métodos utilizados para proteger canalizações metálicas subterrâneas contra a corrosão. Próxima à canalização e ligada a ela por um condutor, é colocada uma barra de metal para que sofra preferencialmente a ação do agente oxidante. barra de metal protetor 12. (Fuvest-SP) Dada a tabela de reatividade: Cu0 CuSO4 MgCl2 Pb(NO3)2 — não reage não reage Mg0 reage — reage Pb0 reage não reage — a) Disponha os metais citados em ordem crescente dos potenciais de redução. Explique. b) Associe dois destes metais de modo que se forme uma pilha. Indique os pólos positivo e negativo. 13. (Fuvest-SP) Uma liga metálica, ao ser mergulhada em ácido clorídrico, pode permanecer inalterada, sofrer dissolução parcial ou dissolução total. Qual das situações dadas será observada com a liga de cobre e zinco (latão)? Justifique utilizando as informações da tabela a seguir: Semi-reação Cl2 + 2 e– Cu2+ + canalização E0 (volts) +1,36 +0,34 0,00 –0,76 2 Cl– Cu H2 Zn +2 e– e– e– 2H +2 Zn2+ +2 Considerando-se que a tubulação é de ferro, a melhor opção de elemento que pode ser utilizado como protetor é: a) Cu. d) Ni. b) Ag. e) Pb. c) Mg. Dados: Fe2+ + 2 e– Cu2+ + 2 e– Ag+ + e– Pb2+ + 2 e– Ni2+ + 2 e– Mg2+ + 2 e– Fe Cu Ag Pb Ni Mg E0 E0 E0 E0 E0 E0 = = = = = = –0,44 V +0,34 V +0,80 V –0,13 V –0,25 V –2,37 V 14. (UFRJ) Os quatro frascos apresentados a seguir contêm soluções salinas de mesma concentração molar, a 25 oC. Em cada frasco, encontra-se uma placa metálica mergulhada na solução. Cu Fe Sn Fe ZnSO4(aq) CuSO4(aq) FeSO4(aq) ZnSO4(aq) I II III E 0 (V) red IV Zn2+ + 2 e– Fe2+ + 2 e– Sn2+ + 2 e– Cu2+ + 2 e– Zn Fe Sn Cu –0,76 –0,44 –0,14 +0,34 17. (Vunesp-SP) Encanamentos de ferro mergulhados em água sofrem corrosão, devido principalmente à reação: Fe2+ + H2(g) Fe(s) + 2 H+ (aq) (aq) Para proteger encanamentos nessas condições, costuma-se ligá-los a barras de outros metais, que são corroídos ao invés dos canos de ferro. Conhecendo os potenciaispadrões de redução: Cu(s) E0 = +0,34 V Cu2+ + 2 e– Fe(s) E0 = –0,44 V Fe2+ + 2 e– 2+ – Mg(s) E0 = –2,37 V Mg + 2 e + – H2(g) E0 = 0,0 V 2H +2e e dispondo-se de barras de magnésio e cobre, propõe-se: a) Qual metal deve ser utilizado para proteger o encanamento? Justifique. b) Escreva as reações que ocorrem na associação do cano de ferro com a barra metálica escolhida, indicando o agente oxidante e o agente redutor. a) Identifique o frasco em que ocorre reação química espontânea e escreva a respectiva equação. b) Sabendo que o frasco III contém 304 gramas de FeSO4 em 2 litros de solução, determine a concentração, em g/L, da solução de ZnSO4 no frasco I. 372 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Faça você mesmo Uma pilha incomum Este experimento demonstra que podemos utilizar fluxos de elétrons, obtidos a partir de reações químicas, para fazer um relógio funcionar. Material Relógio que funcione com uma pilha comum de 1,5 V 2 placas de cobre de aproximadamente 2 cm x 5 cm 2 eletrodos de magnésio, que podem ser encontrados em lojas de materiais para piscinas e costuma ser conhecido por eletrodo de sacrifício. 1,5 m de fio comum de cobre, cortado em três partes iguais 1 laranja 1 palha de aço 1 prego grosso Martelo Procedimento Observação: Antes do primeiro experimento e entre os seguintes, limpe bem os eletrodos com palha de aço comum (bombril). Use prego e martelo para fazer um furo em cada eletrodo de cobre. Depois, ligue os fios aos eletrodos, conforme indicado ao lado: Em seguida, pegue a laranja e, antes de cortá-la em duas partes iguais, aperte-a um pouco para liberar o sumo. Feito isso, monte o sistema conforme indicado na figura seguinte. fio local do furo cortar fio Cu figura A Mg Cu figura B Mg Para o relógio funcionar, coloque os eletrodos próximos um do outro em cada metade da laranja. Observação: Às vezes é necessário testar vários pontos de colocação dos eletrodos até encontrar o local adequado para fazer o relógio funcionar. e – + local da pilha comum e– Mg Cu Mg Cu Resolva as questões: a) Observe a indicação do fluxo de elétrons e equacione a semi-reação que ocorre com o magnésio. b) A laranja é um meio eletrolítico ou não-eletrolítico? Justifique. c) Indique pelo menos duas substâncias presentes na laranja. d) Qual metal apresenta maior potencial de oxidação: o magnésio ou o cobre? Justifique. e) Após certo tempo, o que deverá ocorrer com a lâmina de magnésio? f) Repita o experimento utilizando pepino, batata e melancia. Unidade 14 — Eletroquímica 373 ELETRÓLISE É um processo não-espontâneo, em que a passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido, no qual existam íons, produz reações químicas. As eletrólises são realizadas em cubas eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é produzida por um gerador (pilha). Nesse sistema, os eletrodos são geralmente inertes, formados por platina ou grafita (carvão). As substâncias que serão submetidas à eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa. A seguir, vamos estudar essas duas possibilidades. gerador fluxo + de elétrons – fluxo de elétrons cátodo ânodo + cátodo – ânodo – + ânodo grafita ou platina + cátodo – oxidação oxidação cátions oxidação redução redução ânions grafita ou platina pilha ânions célula eletrolítica No processo de eletrólise, os elétrons emergem da pilha (gerador) pelo ânodo – e entram na célula eletrolítica pelo cátodo – , no qual produzem redução. Na célula eletrolítica, os elétrons emergem pelo ânodo + , no qual ocorre oxidação, e chegam à pilha pelo seu cátodo + . ELETRÓLISE ÍGNEA Na eletrólise ígnea, a substância pura está no estado líquido (fundida), e não existe água no sistema. Vejamos, como exemplo desse tipo de eletrólise, a que ocorre com o cloreto de sódio (NaCl), utilizando eletrodos de platina. NaCl ∆ Na+ + Cl– As semi-reações que ocorrem nos eletrodos são: – cátodo (redução) 123 Na+ + e– Na + ânodo (oxidação) 123 2 Cl– Cl2 + 2 e– Estabelecendo a igualdade entre o número de elétrons perdidos e recebidos e somando as semi-reações, obtemos a reação global da eletrólise: cátodo: ânodo: reação global: 2 Na+ + 2 e– 2 Cl– 2 Na+ + 2 Cl– 2 Na Cl2 + 2 e– 2 Na + Cl2 Pela análise da reação global, podemos concluir que a eletrólise ígnea do cloreto de sódio produz sódio metálico (Na) e gás cloro (Cl2). redução cátions 374 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA ELETRÓLISE EM MEIO AQUOSO Nesse tipo de eletrólise devemos considerar não só os íons provenientes do soluto, mas também os da água, provenientes de sua ionização. Genericamente, temos: CA C+ + A– H2O H+ + OH– Experimentalmente, verificou-se que somente um dos cátions e somente um dos ânions sofrem descarga nos eletrodos e que essa descarga segue a seguinte ordem de prioridade: • Metais alcalinos (Li+, Na+, K+ …) • Metais alcalino-terrosos (Be2+, Mg2+, Ca2+ …) • Alumínio (Al3+) H + • Demais metais (Mn2+, Zn2+, Fe2+, Ni2+, Cu2+, Ag2+, Hg2+, Au3+ …) facilidade de descarga crescente – 2– – • Ânions oxigenados (NO 3, SO 4 , ClO 3 …) • Ânions não-oxigenados – –) • Fluoreto (F (Cl–, Br–, I–) OH – • Hidrogeno-sulfato (HSO4) Vamos estudar, agora, duas eletrólises em meio aquoso. 1. Eletrólise aquosa do cloreto de sódio NaCl(aq) Na solução, temos: NaCl Na+ + Cl– (aq) (aq) + H2O cátodo + + H+ + OH– (aq) (aq) ânodo Cl e OH – – – – migração de íons facilidade de descarga semi-reação íons presentes na solução + H e Na + + H > Na Cl > OH oxidação redução 2H +2e – + H2 2 Cl – Cl2 + 2 e– OH – Na Somando as quatro equações, temos a reação global do processo: 2 NaCl 2 H2O 2 H+ + 2 e– 2 Cl– 2 NaCl(aq) + 2 H2O(l) 2 Na+ + 2 Cl– 2 H+ + 2 OH– H2 Cl2 + 2 e– – 2 Na + + 2 OH (aq) + H2(g) + Cl2(g) (aq) 144424443 123 123 cátodo: ânodo: reação global: solução cátodo ânodo A eletrólise do NaCl(aq) é um processo que permite obter soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2). – Note que a presença de OH na solução final da eletrólise caracteriza soluções básicas. Unidade 14 — Eletroquímica 375 “Cloro líquido” Thales Trigo Nas condições ambientes, o cloro (Cl2) é um gás. Por isso, ao lermos a propaganda “temos cloro líquido” — muito comum em lojas de materiais para piscina —, devemos entender que o produto anunciado é o cloro gasoso dissolvido em água. Note que o cloro gasoso, ao se dissolver em água, reage com ela: Cl2 + H2O HCl + HClO Essa solução é utilizada na produção de desinfetantes e alvejantes domésticos. Observação: Em vez de escrevermos a descarga do H+ proveniente da água, podemos escrever a descarga da própria água, cuja reação é dada por: 2 H2O 2 H+ + 2 OH– – 14243 cátodo (redução) 2 H + + 2 e– 2 H2O + 2 e– H2 H2 + 2 OH– 2. Eletrólise aquosa do sulfato de cobre CuSO4(aq) Na solução, temos: 2– CuSO4(aq) Cu2+ + SO4(aq) H2O(l) (aq) Cátodo migração de íons facilidade de descarga semi-reação íons presentes na solução Cu 2+ (aq) Cu 2+ H+ + OH– (aq) (aq) Ânodo 2– OH e SO 4 2– OH > SO 4 OH – – – eH + Cu2+ > H+ Cu2+ redução oxidação +2e H – Cu(s) 2 – OH (aq) H2O(l) + 1/2 O2 + 2 e– 2– SO 4 + Somando as quatro equações, temos a reação global do processo: 2– CuSO4 Cu2+ + SO 4 2 H2O 2 H+ + 2 OH– cátodo: Cu2+ + 2 e– Cu ânodo: 2 OH– H2O + 1/2 O2 + 2 e– reação global: CuSO4(aq) + H2O(l) 2– 2 H+ + SO 4(aq) + Cu(s) + 1/2 O2(g) (aq) 144424443 123 123 solução cátodo ânodo Note que, pela eletrólise do CuSO4, obtivemos cobre metálico (Cu) e gás oxigênio (O2), + e que a solução final apresenta caráter ácido devido aos íons H (aq). Observação: Em vez de escrevermos a descarga do OH– proveniente da água, podemos escrever a descarga da própria água, cuja reação é dada por: 14243 + ânodo (oxidação) 2 H2O 2 OH– H2O 2 H+ + 2 OH– H2O + 1/2 O2 + 2 e– 2 H+ + 1/2 O2 + 2 e– 376 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA (Unicamp-SP) Observe o esquema ao lado, representativo da eletrólise da água. As semi-reações que ocorrem nos eletrodos são: – 2 H2O(l) + 2 e– 2 OH (aq) + H2(g) 2 H2O(l) 4 H + + O2(g) + 4 e– (aq) ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO A B eletrodos água A partir dessas informações: bateria a) Identifique os gases A e B. b) Indique se, após um certo tempo de eletrólise, o meio estará ácido, básico ou neutro. Por quê? SOLUÇÃO a) Uma maneira de resolver seria pela análise das semi-reações, após estarem devidamente balanceadas, e da reação global, lembrando que: nº de e– cedidos = nº de e– recebidos redução: oxidação: reação global: 4 H2O(l) + 4 e– 2 H2O(l) 6 H2O(l) – 4 OH (aq) + 2 H2(g) 4 H+ + O2 + 4 e– – 4 H + + 4 OH (aq) + 2 H2(g) + O2(g) (aq) Note que são produzidos 2 H2(g) para 1 O2(g); logo, o volume de H2 produzido será maior que o de O2. Então: gás A H2 e gás B O2. b) Observando a equação da reação global, notamos que a quantidade (concentração) de H+ é igual à de OH–. Assim, pela equação: 4 H+ 4 OH–, ou seja, a solução final é neutra. Exercícios de classe 1. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise ígnea das substâncias: a) KI; b) NiCl2. 2. (Fuvest-SP) Escreva a equação global das reações que ocorrem na eletrólise de cloreto de sódio fundido, em cadinho de platina e com eletrodos de platina. 3. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise aquosa das substâncias a seguir, indicando os produtos formados nos eletrodos e na solução: a) CuBr2. b) AgNO3. c) CaCl2. d) Na2SO4. 4. (EEM-SP) Um importante ramo da Química é aquele em que se faz a eletrólise de soluções aquosas de NaCl. Cite quatro importantes substâncias produzidas por este processo e escreva as equações químicas correspondentes. 5. (UFRS) Na eletrólise de nitrato de ferro II, em solução aquosa, ocorre: a) redução no pólo negativo com formação de ferro metálico. b) oxidação no pólo negativo com liberação de gás oxigênio. c) redução no pólo positivo com liberação de gás oxigênio. d) oxidação no pólo positivo com formação de gás NO2. e) redução no pólo negativo com formação de gás hidrogênio. 6. (UFF-RJ) Quando uma solução aquosa de Li2SO4 é eletrolisada, os produtos formados no ânodo e no cátodo são, respectivamente: a) S e Li. b) O2 e Li. c) SO2 e H2. d) O2 e H2. e) SO2 e Li. Unidade 14 — Eletroquímica 377 ASPECTOS QUANTITATIVOS DA ELETRÓLISE Faraday descobriu que íons de um metal são depositados no estado sólido quando uma corrente elétrica circula através de uma solução iônica de um sal do metal. O metal prata (Ag), por exemplo, deposita-se quando usamos uma solução salina de nitrato de prata (AgNO3), e o metal cobre (Cu) se deposita quando usamos uma solução salina de nitrato de cobre [Cu(NO3)2]. As semi-reações que representam as deposições desses metais são: 1 Ag+ + 1 e– (aq) 1 mol 1 mol 1 Ag(s) 1 mol 1 Cu 2+ + 2 e– (aq) 1 mol 2 mol 1 Cu(s) 1 mol Note que 1 mol de elétrons provoca a deposição de 1 mol de Ag+ , mas são (aq) necessários 2 mol de elétrons para depositar 1 mol de Cu 2+ . O número de elétrons que (aq) circula depende da corrente elétrica. A unidade mais comumente usada para expressar a velocidade de fluxo de uma corrente elétrica é o ampère (A), que se refere ao número de coulombs (carga) que passa por um ponto por unidade de tempo. (Q) coulomb (C) carga corrente (i) = ⇒ A= (t) segundo (s) tempo i(A) . t(s) = Q (C) Em 1909, Millikan determinou que a carga elétrica de um elétron é igual a 1,6 · 10–19 C e, como sabemos que 1 mol de elétrons corresponde a 6,02 · 1023 e–, a quantidade de carga transportada pela passagem de 1 mol de elétrons é dada pelo produto entre esses dois valores, ou seja: 1,6 · 10–19 C · 6,02 · 1023 = 9,65 · 104 C Assim, 9,65 · 104 C ou 96 500 C é a quantidade de carga transportada por 1 mol de elétrons e essa quantidade é denominada constante de Faraday (1 F): 1 mol de elétrons (= 6,02 . 1023 e ) – transporta 9,65 . 104 C = 1 faraday = 1 F Vejamos alguns exemplos em que relacionamos os aspectos quantitativos da eletrólise. 1º exemplo Uma peça de bijuteria recebeu um “banho de prata” (prateação) por um processo eletrolítico. Sabendo que nessa deposição o Ag+ se reduz a Ag e a quantidade de carga envolvida no processo foi de 0,01 faraday, qual é a massa de prata depositada? (massa molar: Ag = 108 g mol–1) Ag+ + e– Ag 1 mol e– 1 faraday 0,01 faraday x= 0,01 F . 108 g 1F 1 mol 108 g x ⇒ x = 1,08 g de prata 378 2º exemplo PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Se considerarmos que uma quantidade de carga igual a 9 650 C é responsável pela deposição de cobre quando é feita uma eletrólise de CuSO4(aq), qual será a massa de cobre depositada? (massa molar: Cu = 64 g mol–1) CuSO4 Cu2+ + 2 e– 2 mol e– 2 (96 500 C) 9 650 C 9 650 C . 64 g x= 2 . 96 500 C Cu2+ + SO2 – 4 Cu 1 mol 64 g x ⇒ x = 3,2 g de Cu 3º exemplo Numa pilha antiga de flash, o eletrólito está contido numa lata de zinco que funciona como um dos eletrodos. Que massa de Zn é oxidada a Zn2+ durante a descarga desse tipo de pilha, por um período de 30 minutos, envolvendo uma corrente de 5,36 · 10–1 A? (massa molar: Zn = 65 g mol–1) Q=i·t i = 5,36 · 10–1 A t = 30 minutos = 30 · 60 s = 1 800 s Q = 5,36 · 10–1 A · 1 800 s Q = 965 C 2+ + 2 e– Zn Zn 1 mol 65 g x x= 965 C . 65 g 2 . 96 500 C 2 mol e– 2 (96 500 C) 965 C ⇒ x = 3,25 . 10–1 g de Zn Exercícios de classe 1. (UFSE) Na eletrólise de uma solução aquosa de sulfato cúprico, tem-se a seguinte redução catódica: Cu2+ + 2 e– (aq) Cu(s) Quantos mol de íons de Cu2+ são reduzidos (aq) por uma quantidade de eletricidade igual a 1,0 faraday? a) 0,50. b) 1,0. c) 1,5. d) 2,0. e) 2,5. 2. (Fatec-SP) No intervalo de um jogo de futebol da seleção brasileira, para aliviar a tensão, Vinícius resolveu aplicar seus conhecimentos de Química e descobriu qual o desgaste da cápsula de zinco da pilha de seu rádio, durante os 90 minutos da partida. (Dados: 1 F = 96 500 C; massa molar de Zn = 65,0 g/mol) Zn Zn2+ + 2 e– Considerando que a quantidade de carga envolvida é igual a 1 930 C, a cápsula de zinco da pilha sofreu um desgaste de: Unidade 14 — Eletroquímica 379 4. (Unaerp-SP) Numa eletrólise, usando corrente de 10 ampères, qual é a massa de cobre que será liberada de uma solução de CuSO4, após o tempo de 193 000 segundos? (Dados: peso atômico do cobre = 63,5 u.m.a.; 1 faraday = 96 500 coulombs) 5. (FUC-MT) Tem-se três cubas eletrolíticas ligadas em série, contendo respectivamente AgNO3, CuSO4 e ZnCl2. Sabendo-se que na primeira cuba foram depositados 108 g de prata metálica, pode-se concluir que foram depositados também: (massas atômicas: Ag = 108; Cu = 63,5; Zn = 65,4) a) 31,75 g de cobre metálico. b) 65,4 g de zinco metálico. c) 63,5 g de cobre metálico. d) 108 g de cobre metálico. e) 108 g de zinco metálico. a) 0,1625 g. b) 0,1300 g. c) 0,3275 g. d) 0,6500 g. e) 0,7630 g. 3. (Puccamp-SP) O cobre com elevado grau de pureza é obtido pelo método eletrolítico que consiste na eletrólise de solução de sulfato cúprico e ácido sulfúrico. Utiliza-se cobre impuro como ânodo e cobre puro como cátodo e regula-se convenientemente a voltagem de forma que no cátodo ocorra apenas a redução: Cu2+ + 2 e– (aq) Cu(s) A quantidade de elétrons, em mol, necessária para a obtenção de 254 g de cobre puro é: a) 8,5. b) 8,0. c) 5,5. d) 4,0. e) 2,0. Exercícios propostos • Eletrólise 1. (FEI-SP) O alumínio é obtido industrialmente pela eletrólise ígnea da alumina (Al2O3). Indique a alternativa falsa: a) O íon alumínio sofre redução. b) O gás oxigênio é liberado no ânodo. c) O alumínio é produzido no cátodo. d) O metal alumínio é agente oxidante. e) O íon O–2 sofre oxidação. 2. (Fuvest-SP) Na eletrólise da água, obtém-se no eletrodo negativo um gás que apresenta a propriedade característica de: a) turvar a água de cal. b) ser esverdeado e irritante. c) ser combustível. d) ser imiscível com o ar. e) ter densidade maior que a do ar. 3. (Cefet-PR) Sobre o processo de eletrólise de uma solução aquosa de nitrato de prata com eletrodos inertes, é incorreto afirmar: a) Nitrato de prata dissocia-se em água liberando íons Ag1+ e NO1–. 3 b) No cátodo, há deposição de prata. c) No ânodo, há formação de oxigênio. d) A solução torna-se ácida devido à formação de HNO3. e) O fluxo de elétrons faz-se do cátodo para o ânodo. 4. (Fuvest-SP) É comum encontrar nas lojas de materiais para piscinas o anúncio: “Temos cloro líquido” a) Há erro no tal anúncio? Explique. b) Quando se obtém cloro por eletrólise de solução aquosa de cloreto de sódio também se forma hidrogênio. Mostre como se formam o cloro e o hidrogênio nessa eletrólise. 5. (Fuvest-SP) Magnésio e seus compostos podem ser produzidos a partir da água do mar, como mostra o esquema a seguir: água do mar cal 1. HCl(aq) 2. cristalização Mg(s) MgCl2(s) eletrólise ígnea Mg(OH)2(s) aquecimento X CO2(g) Y Z a) Identifique X, Y e Z, dando suas respectivas fórmulas. b) Escreva a equação que representa a formação do composto X a partir do Mg(OH)2(s). Esta equação é de uma reação de oxirredução? Justifique. 380 • Aspectos quantitativos da eletrólise 6. (Unifor-CE) Na obtenção industrial do alumínio ocorre a seguinte reação catódica: Al3+ + 3 e– Al Sabendo-se que 1 F (faraday) é a carga de 1 mol de elétrons, quantos faradays provocam a deposição de 9 quilogramas de alumínio? (Dado: MA = 27 u) a) 3. b) 30. c) 100. d) 300. e) 1000. 7. (Unicamp-SP) O cobre metálico, para ser utilizado como condutor elétrico, precisa ser muito puro, o que se consegue por via eletrolítica. Neste processo, os íons cobre II são reduzidos, no cátodo, a cobre metálico, ou seja, Cu2+ + 2 e– (aq) Cu(s) Qual a massa de cobre que se obtém por mol de elétrons que atravessa a cuba eletrolítica? (massa atômica relativa do cobre = 64) 8. (UFPB) A massa de metal depositada quando uma corrente de 10 A atravessa uma solução de AgNO3, durante 16 minutos e 5 segundos, é: (MA do Ag = 108) a) 9,8 g b) 14,16 g c) 18,5 g d) 4,9 g e) 10,8 g 9. (UFRN) Em uma eletrólise, a corrente elétrica (suposta constante) necessária para que em 965 segundos ocorra a redução: 1 mol Ag+ + 1 mol de elétrons é igual a: a) 1,0 ampère. b) 1,0 · 101 ampères. c) 1,0 · 102 ampères. d) 1,0 · 103 ampères. e) 1,0 · 104 ampères. 10. (UFRS) Qual é a massa de ferro depositada no cátodo de uma célula eletrolítica, contendo solução aquosa de FeCl3, quando através dela passa a carga de 0,1 faraday? (MA do Fe = 55,8) a) 1,86 g b) 5,41 g c) 5,58 g d) 16,23 g e) 54,10 g 1 mol de Ag PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA 11. (PUC-PR) Uma corrente elétrica de 5 A atravessa uma solução de cloreto de ouro (AuCl3), durante 30 min. Sabendo-se que o peso atômico do ouro é 197 e a constante de Faraday é igual a 96 500 C, o ouro depositado no cátodo é: a) 18,36 g b) 12,24 g c) 0,106 g d) 0,20 g e) 6,12 g 12. (UFPE) Pela eletrólise do nitrato de prata (AgNO3) obtém-se 107,9 g de prata metálica por hora, utilizando uma corrente elétrica de 27 A. Calcule a corrente, em ampères, para se obter 26,98 g/hora de alumínio metálico, a partir de uma solução de cloreto de alumínio (AlCl3). 13. (ITA-SP) Uma cuba eletrolítica com eletrodos de cobre e contendo solução aquosa de Cu(NO3)2 é ligada em série com outra provida de eletrodos de prata e contendo solução aquosa de AgNO3. Este conjunto de cubas em série é ligado a uma fonte durante certo intervalo de tempo. Neste intervalo de tempo, um dos eletrodos de cobre teve um incremento de massa de 0,64 g. O incremento de massa em um dos eletrodos da outra célula deve ter sido: (massas molares: Cu = 64 g mol–1; Ag = 108 g mol–1) a) 0,32 g b) 0,54 g c) 0,64 g d) 1,08 g e) 2,16 g 14. (UERJ) As novas moedas de centavos, que começaram a circular no mercado, apresentam uma tonalidade avermelhada obtida por eletrodeposição de cobre a partir de uma solução de sulfato de cobre II. Para recobrir um certo número de moedas foi efetuada a eletrólise, com uma corrente elétrica de 5 ampères, em 1 L de solução 0,10 mol · L–1 em CuSO4, totalmente dissociado. a) Escreva a equação química que representa a dissociação do sulfato de cobre II e calcule a concentração dos íons sulfato, em mol · L–1, na solução inicial. b) Determine o tempo necessário para a deposição de todo o cobre existente na solução, considerando 1 F = 96 500 C. Unidade 14 — Eletroquímica 381 Faça você mesmo Cobreação Material Bateria conectada a dois fios Sulfato de cobre (CuSO4) Chave Frasco transparente AT E N Ç Ã O Oriente-se com o seu professor sobre os equipamentos e procedimentos de segurança necessários à realização do experimento. Procedimento No frasco, prepare uma solução de CuSO4 o mais concentrada possível. A seguir, prenda a chave ao fio ligado ao pólo negativo da bateria, introduzindo-a na solução. Finalmente, introduza a ponta do outro fio (pólo positivo) na solução. + – CuSO4(aq) Observe a cor da solução no início e no fim do processo e o que ocorre na chave. Resolva as questões: a) Equacione as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo. b) Descreva o que ocorreu com o fio imerso na solução. c) Descreva o que ocorreu com a chave. d) Equacione a reação global do processo. e) A concentração de Cu2+ sofreu alguma alteração? Baseie sua resposta pelas semi-reações e (aq) pela cor da solução. f) Suponha que na cobreação da chave tenha ocorrido a deposição de 0,64 g de cobre, após um tempo de 30 minutos. Determine a quantidade da corrente, em ampères, que circulou nesse processo. (massa molar: Cu = 64 g mol–1) INTRODUÇÃO O conhecimento e o estudo da velocidade das reações, além de ser muito importante em termos industriais, também está relacionado ao nosso dia-a-dia, por exemplo, quando guardamos alimentos na geladeira para retardar sua decomposição ou usamos panela de pressão para aumentar a velocidade de cozimento dos alimentos. As reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas. CEDOC Corbis A fermentação do suco de uva, usado na produção de vinho, pode demorar meses para ser completada. Os gases hidrogênio e oxigênio são usados na propulsão de foguetes. A interação entre esses gases é instantânea, em condições apropriadas. O exemplo mais simples de uma reação é quando um único reagente se transforma em um único produto. 20 40 60 Genericamente, temos: 0 A reagente B produto Pelas figuras podemos perceber que no instante inicial a concentração ou a quantidade do reagente A é máxima e vai diminuindo com o decorrer do tempo. Já a concentração do produto B, no instante inicial, é igual a zero e vai aumentando com o decorrer do tempo. Normalmente, a concentração é indicada em mol · L–1 (molaridade), sendo representada por um colchete ([ ]), [] B que contém a fórmula da substância. Podemos representar, em um único gráfico, as variações ocorA ridas na concentração dos participantes das reações em função do t (tempo) tempo: Unidade 15 — Cinética-química 383 Velocidade média de uma reação Habitualmente trabalhamos com a velocidade média de uma reação em que relacionamos a variação da concentração e o intervalo de tempo (∆t). Vm = velocidade média de uma reação = variação da concentração variação de tempo (intervalo) A expressão da velocidade média será dada por: ∆[ ] ∆t ∆[ ] ∆t [final] – [inicial] tfinal – tinicial Vm = = = Ao calcularmos o ∆ [reagentes], notamos que ele apresenta um valor menor do que zero, ou seja, um valor negativo, pois a concentração final é menor do que a inicial. Para não trabalhar com valores negativos, usamos –∆ [reagentes] na expressão da velocidade média dos reagentes. Assim, a velocidade média é expressa por: –∆ [reagentes] ∆t ∆ [produtos] ∆t Vm = ou Vm = Vejamos um exemplo de aplicação dessa expressão. O gráfico a seguir mostra a variação da concentração em mol/L da água oxigenada em função do tempo. A decomposição da água oxigenada é dada pela equação: 2 H2O2(aq) 2 H2O(l) + O2(g) [H2O2 ] = mol L –1 –∆[ ] 0,8 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 0,1 0 ∆t (min) 10 10 10 V mol L–1 min–1 0,03 0,02 0,01 I II III 10 20 30 tempo (min) I II III 0,3 0,2 0,1 Ao analisarmos os valores das velocidades médias de consumo do H2O2, percebemos que eles não são constantes e que o valor máximo é encontrado no início da reação. Concluímos, então, que a velocidade média diminui de acordo com a diminuição da concentração. A partir do gráfico e conhecendo a estequiometria da reação, em que a decomposição de 2 mol de H2O2 produz 2 mol de H2O e 1 mol de O2, podemos construir um novo gráfico, que indique a concentração em mol/L dos produtos. 384 2 H2O2(aq) t = 0 min Trecho I PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA 2 H2O(l) + 1 O2(g) 0 formados [] 0,8 mol/L gastos 0 formados 0,8 0,7 0,6 0,5 0,4 0,3 0,2 0,1 0 10 20 30 tempo (min) O2 H2O 123 123 123 t = 10 min Trecho II 0,3 mol/L 0,5 mol/L gastos 0,3 mol/L 0,3 mol/L formados 0,15 mol/L 0,15 mol/L formados t = 20 min Trecho III 0,2 mol/L 0,3 mol/L gastos 0,2 mol/L 0,5 mol/L formados 0,1 mol/L 0,25 mol/L formados t = 30 min 0,1 mol/L 0,2 mol/L 0,1 mol/L 0,6 mol/L 0,05 mol/L 0,3 mol/L Analisando a velocidade média das três substâncias envolvidas na reação num mesmo intervalo de tempo, por exemplo, de 0 a 10 min (∆t = 10 min), temos: consumo de H2O2 formação de H2O formação de O2 –(0,5 – 0,8) 10 Vm = 0,03 mol L–1 min–1 Vm = (0,3 – 0) 10 Vm = 0,03 mol L–1 min–1 Vm = (0,15 – 0) 10 Vm = 0,015 mol L–1 min–1 Vm = Concluímos, então, que os valores das velocidades médias obedecem à proporção estequiométrica da reação: 2 : 2 : 1. Se dividirmos os valores das velocidades médias pelos respectivos coeficientes estequiométricos, encontraremos um mesmo valor, que será considerado o valor da velocidade média da reação. Vm reação = Vm H2O2 2 = Vm H2O Vm O2 = = 0,015 mol L–1 min–1 2 1 Genericamente, para a reação dada: aA+bB temos: Vm reação = Vm A a = Vm B b = Vm C c cC Essa definição foi convencionada pela IUPAC e permite calcular a velocidade média de uma reação sem especificar a substância participante. Exercícios de classe 1. (Cesgranrio-RJ) O gráfico ao lado representa a variação das concentrações das substâncias X, Y e Z durante a reação em que elas tomam parte. A equação que representa a reação é: a) X + Z Y d) Y X+Z b) X + Y Z e) Z X+Y c) X Y+Z concentração X Y Z tempo Unidade 15 — Cinética-química 385 a) Indique os valores numéricos correspondentes às letras a, b, c, d, e, f, g que completam corretamente a tabela. b) Construa um gráfico representando o número de mol dos participantes da reação na ordenada e o tempo, em minutos, na abscissa. c) Determine a velocidade média de consumo da amônia (NH3) e de formação do N2 e do H2. d) Determine a velocidade média da reação. 4. (UFV-MG) A formação do dióxido de carbono (CO2) pode ser representada pela equação: C(s) + O2(g) CO2(g) Se a velocidade de formação do CO2 for de 4 mol/minuto, o consumo de oxigênio, em mol/minuto, será: a) 8. b) 16. c) 2. d) 12. e) 4. 2. A relação a seguir mostra a variação da concentração de uma substância A, em função do tempo, em uma reação química: aA+bB cC+dD t 0,0 2,0 4,0 6,0 8,0 10,0 12,0 14,0 16,0 18,0 (min) [A] 11,0 7,0 4,3 3,0 2,0 1,0 0,5 0,3 0,2 0,2 mol/L Qual será o valor da velocidade média da reação de A correspondente ao intervalo entre 4 e 14 minutos? 3. Durante a realização de um experimento de decomposição da amônia (NH3), um estudante montou uma tabela que apresenta o número de mol dos participantes em função do tempo: 2 NH3 início t = 0 10 mol consumidos (c) 6 mol N2 a formados (d) f + 3 H2 b formados (e) g 5. (Puccamp-SP) A combustão do butano corresponde à equação: C4H10 + 6,5 O2 4 CO2 + 5 H2O Se a velocidade da reação for 0,05 mol butano/minuto, qual a massa de CO2 produzida em meia hora? (C = 12, H = 1, O = 16) t = 20 min Utilizando as informações, resolva: CONDIÇÕES PARA OCORRÊNCIA DE REAÇÕES Vários fatores são responsáveis pela ocorrência de uma reação química. Entre os reagentes deve existir uma tendência à reação (afinidade química) e, além disso, eles devem estar em contato, o que permitirá a colisão entre suas moléculas, acarretando quebra de ligações e formação de novas ligações. TEORIA DA COLISÃO Em todas as reações, os átomos que formam os reagentes se rearranjam, originando os produtos. No entanto, nem todos os choques entre as partículas que compõem os reagentes dão origem a produtos (choques não-eficazes). Os choques que resultam em quebra e formação de novas ligações são denominados eficazes ou efetivos. No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária entre os reagentes e os produtos denominada complexo ativado. Complexo ativado é o estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em cuja estrutura existem ligações enfraquecidas (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações (presentes nos produtos). 386 N N PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Vejamos um exemplo que ilustra a formação do complexo ativado: O O ON ON ON ON O O2 N2 14243 reagentes N 2 NO 14243 produtos ON 14243 complexo ativado Para que ocorra a formação do complexo ativado, as moléculas dos reagentes devem apresentar energia suficiente, além da colisão em geometria favorável. Essa energia denominamos energia de ativação (Ea). Energia de ativação (Ea) é a menor quantidade de energia necessária que deve ser fornecida aos reagentes para a formação do complexo ativado e, conseqüentemente, para a ocorrência da reação. Esse fato ocorre tanto para as reações exotérmicas quanto para as endotérmicas, e seus diagramas, indicando o caminho da reação e a entalpia, podem ser representados por: entalpia reagentes ∆H complexo ativado Ea produtos caminho da reação exotérmica: ∆H 0 entalpia reagentes complexo ativado produtos Ea ∆H Experimentalmente, temos que reações diferentes apresentam energias de ativação diferentes, sendo que as reações que exigem uma menor energia de ativação ocorrem mais rapidamente, ou seja, ocorrem com maior velocidade. A energia de ativação pode ser fornecida aos reagentes de várias maneiras. Os fósforos que usamos diariamente só entram em combustão quando atritados; nesse caso, a Ea é obtida a partir do atrito. A faísca é usada para fornecer a Ea a um dispositivo usado em carros para proteger os motoristas, o airbag. Thales Trigo CEDOC O airbag, por exemplo, é inflado pelo gás nitrogênio (N2) produzido numa reação praticamente instantânea que ocorre entre o nitreto de sódio e o óxido de ferro III: 6 NaN3 + Fe2O3 faísca 3 Na2O + 2 Fe + 9 N2 Unidade 15 — Cinética-química 387 FATORES QUE INFLUENCIAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO Superfície de contato Quando um reagente está no estado sólido, a reação ocorrerá na sua superfície. Assim, quanto mais fragmentado (disperso) for esse reagente, maior será o número de choques, e maior será a velocidade da reação. Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior a velocidade da reação. o. Para investigar o efeito da superfície de contato na velocidade, vamos considerar a reação a seguir: CaCO3(s) + 2 HCl(aq) figura a figura b CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g) A efervescência no CaCO3(s) na forma de pó é mais acentuada (maior superfície de contato). O aumento da superfície intensificou a velocidade da reação, mas não a quantidade do produto formado. Portanto, o volume de CO2 produzido será o mesmo ao final das duas reações. HCl(aq) pedaço de mármore pó de mármore 10 g de CaCO3(s) Graficamente, temos: volume de CO2 pó pedaço tempo Um alimento cozinha mais rapidamente numa panela de pressão (a água ferve a uma temperatura maior), o que favorece o cozimento. Para melhor conservação dos alimentos, devemos guardá-los em freezers; diminuindo a temperatura estaremos diminuindo a velocidade das reações responsáveis pela decomposição. Em um ambiente em que a perda de calor é pequena — como em uma floresta —, a temperatura do ambiente aumenta e provoca também um aumento na velocidade da reação de combustão. É isso o que torna os incêndios, especialmente os florestais, tão devastadores. Opção Fotoarquivo Temperatura 388 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA O primeiro cientista a relacionar a variação de temperatura e a velocidade das reações foi Jacobus Van’t Hoff, no final do século XIX. Ele estabeleceu a seguinte regra: Regra de Van’t Hoff: um aumento de 10 ºC faz com que a velocidade da reação dobre. Assim, temos, por exemplo: Temperatura Velocidade 5 ºC V 15 ºC 2V 25 ºC 4V Chriatof Gunkel Catalisador Nosso sistema digestório converte os nutrientes em substâncias que podem ser absorvidas e utilizadas pelas células. Essa transformação é feita por enzimas, que constituem catalisadores biológicos, e são altamente específicas. Alguns produtos de limpeza contêm enzimas que facilitam a quebra de moléculas de substâncias responsáveis por manchas nos tecidos. Catalisadores: substâncias capazes de acelerar uma reação sem sofrerem alteração permanente, isto é, não são consumidas durante a reação. Os catalisadores criam um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que a reação se processe de maneira mais rápida. energia reação sem catalisador Ea Ea ∆H caminho da reação reação com catalisador Observações: 1. Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta seu rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de produto, mas num período de tempo menor. 2. O catalisador não altera o ∆H da reação. 3. Um catalisador acelera tanto a reação direta quanto a inversa, pois diminui a energia de ativação de ambas. quantidade de produto reação com catalisador reação sem catalisador tempo Concentração dos reagentes A velocidade de uma reação depende também da concentração dos reagentes, pois ela está relacionada com o número de choques entre as moléculas. Vamos aplicar esse conceito a uma reação genérica: 1A+1B 1 AB Unidade 15 — Cinética-química 389 O número de choques e, conseqüentemente, a velocidade irão depender das concentrações de A e B. Vamos considerar quatro situações em que varia o número de moléculas de A e B, num mesmo volume e numa mesma temperatura: 1ª situação A B 2ª situação B A B 3ª situação A A B B 4ª situação A A A B B possibilidades de colisão entre A e B 1 2 Ao dobrar a concentração de B, o nº de colisões dobra. 4 Ao dobrar as concentrações de A e B, o nº de colisões aumenta 4 vezes. 6 Ao dobrar a concentração de B e triplicar a concentração de A, o nº de colisões aumenta 6 vezes. Essa relação demonstra que o número de colisões e, conseqüentemente, a velocidade da reação são proporcionais ao produto das concentrações. Observação: Em reações envolvendo reagentes gasosos, quando se aumenta a pressão, ocorre uma diminuição de volume e conseqüentemente há aumento nas concentrações dos reagentes. A expressão matemática que relaciona a velocidade de uma reação com a concentração dos reagentes é denominada lei da velocidade ou lei cinética. LEI DA VELOCIDADE Para uma reação genérica a A + b B c C, temos a seguinte expressão da lei da velocidade: v = velocidade da reação k = constante da velocidade (a uma dada temperatura) x y [ A ] e [ B ] = concentrações em mol/L dos reagentes v=k[A] ·[B] x e y = expoentes determinados experimentalmente, denominados ordem da reação Quando a reação ocorre numa única etapa, dizemos que se trata de uma reação elementar; nesse caso, os expoentes x e y correspondem aos coeficientes estequiométricos a e b. Assim: v = k [ A ]a [ B ]b • ordem da reação em relação a A = a • ordem da reação em relação a B = b • ordem total da reação = a + b No entanto, a grande maioria das reações não é elementar, ou seja, ocorre em mais de uma etapa. O conjunto de etapas por meio das quais ocorre uma reação é denominado mecanismo de reação. 14243 390 Genericamente, temos: 2A+B • mecanismo: etapa lenta ⇒ A + A etapa rápida ⇒ A2 + B A2 A2B A2B PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Nesse tipo de reação, a equação da velocidade é determinada pela etapa lenta do mecanismo de reação. Logo, a equação da velocidade será: v = k [ A ][ A ] ou v = k [ A ]2 Observação: Em Química utiliza-se o termo molecularidade para designar a soma do número de mol (coeficientes) dos reagentes: 1 H2 + 1 I2 2 HI reação bimolecular ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO (UNI-RIO — mod.) Num laboratório, foram efetuadas diversas experiências para a reação: 2 H2(g) + 2 NO(g) Experimento 1 2 3 [H2] 0,10 0,20 0,10 [NO] 0,10 0,10 0,20 N2(g) + 2 H2O(g) v (mol L–1 s 0,10 0,20 0,40 –1) Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, montou-se a seguinte tabela: Escreva a equação da Lei da velocidade. SOLUÇÃO Vamos comparar os experimentos 1 e 2: [H2] [NO] x2 123 velocidade x2 1. 0,10 2. 0,20 0,10 0,10 constante 0,10 0,20 Percebemos que a [NO] permaneceu constante e que a [H2] dobrou, provocando um aumento de duas vezes na velocidade. Logo, a reação é de 1ª ordem em relação ao H2. v = k [H2] … Vamos agora comparar os experimentos 1 e 3: [H2] [NO] velocidade 1. 0,10 constante 3. 0,20 123 0,10 x2 0,20 0,10 0,40 x4 Notamos que a [H2] permaneceu constante e que a [NO] dobrou, provocando um aumento de quatro vezes na velocidade. Logo, a reação é de 2ª ordem em relação ao NO. Assim, a equação da velocidade desta reação é: v = k [H2] [NO]2 Unidade 15 — Cinética-química 391 Exercícios de classe • Energia de ativação 1. (Fuvest-SP) Dada a seguinte equação: reagentes complexo ativado produto + calor, • Superfície de contato e temperatura 4. (Fuvest-SP) Em presença de ar e à mesma temperatura, o que queima mais rapidamente: 1 kg de carvão em pó ou 1 kg de carvão em pedaços? Justifique sua resposta. 5. (Unicamp-SP) O gráfico a seguir representa as variações das massas de um pequeno pedaço de ferro e de uma esponja de ferro (palha de aço usada em limpeza doméstica) expostos ao ar (mistura de nitrogênio — N2 —, oxigênio — O2 — e outros gases, além de vapor d’água). massa b a HBr + H representar em um gráfico (entalpia em ordenada e caminho de reação em abscissa) os níveis das entalpias de reagentes, complexo ativado e produtos. 2. (UFBA) Considere o diagrama abaixo para a seguinte reação: Br + H2 [X,Y] 28 25 Br + H2 0 caminho da reação HBr + H energia potencial (kcal/mol) tempo A entalpia da reação e a energia de ativação representadas são, respectivamente: a) 3 kcal/mol e 28 kcal/mol. b) 28 kcal/mol e 25 kcal/mol. c) 28 kcal/mol e 3 kcal/mol. d) 25 kcal/mol e 28 kcal/mol. e) 25 kcal/mol e 3 kcal/mol. 3. (UFMG) O gráfico a seguir representa a variação de energia potencial quando o monóxido de carbono (CO) é oxidado a CO2 pela ação do NO2, de acordo com a equação: CO(g) + NO2(g) 200 150 100 50 0 –50 –100 –150 –200 –250 H/kJ mol–1 a) Por que as massas da esponja e do pedaço de ferro aumentam com o tempo? b) Qual das curvas diz respeito à esponja de ferro? Justifique. 6. (Fuvest-SP) O zinco reage com ácidos, ocorrendo liberação do gás hidrogênio. Adicionam-se quantidades iguais de ácido em duas amostras de mesma massa de zinco, uma delas em raspas (A) e a outra em pó (B). Para esta experiência, o gráfico que deve representar a produção de hidrogênio em função do tempo de reação é: a) v B A d) v A B CO2(g) + NO(g) t CO + NO2 t b) v B A e) v B A CO2 + NO t t v: volume de hidrogênio produzido t: tempo decorrido c) extensão da reação v A B t Com relação a esse gráfico e à reação dada, a afirmativa falsa é: a) A energia de ativação para a reação direta é cerca de 135 kJ · mol–1. b) A reação inversa é endotérmica. c) Em valor absoluto, o ∆H da reação direta é cerca de 225 kJ · mol–1. d) Em valor absoluto, o ∆H da reação inversa é cerca de 360 kJ · mol–1. e) O ∆H da reação direta é negativo. 7. (Vunesp-SP) Explique os seguintes fatos experimentais: a) A limalha de ferro dissolve-se mais rapidamente em ácido clorídrico se a mistura for submetida à agitação. b) A hidrólise alcalina de acetato de etila é mais rápida a 90 ºC do que à temperatura ambiente. 392 • Catalisador 8. (Unicamp-SP) Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação química. concentração dos produtos B A energia D C PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA tempo diagrama 1 coordenada da reação diagrama 2 Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais curvas representam a reação na presença de um catalisador? Explique. 9. (UNI-RIO) O gráfico a seguir refere-se ao diagrama energético de uma reação química (reagentes produtos), onde se vêem destacados dois caminhos de reação. entalpia (H) 1 11. (UFRJ) A hidrazina (N2H4) é utilizada, junto com alguns dos seus derivados, como combustível sólido nos ônibus espaciais. Sua formação ocorre em várias etapas: – – NH2Cl(aq) + OH(aq) a) NH3(aq) + OCl(aq) (rápida) – N2H+ b) NH2Cl(aq) + NH3(aq) 5(aq) + Cl(aq) (lenta) – c) N2H+ N2H4(aq) + H2O(l) 5(aq) + OH(aq) (rápida) Indique a opção que contém a expressão de velocidade para a reação de formação da hidrazina. a) v = k [NH2Cl] [NH3] b) v = k [NH3] [OCl – ] c) v = k [NH3]2 [OCl – ] d) v = k [N2H4] [Cl – ] [H2O] e) v = k [N2H+ ] [OH – ] 5 12. (ITA-SP) Uma certa reação química é representada pela equação: C(g) 2 A(g) + 2 B(g) em que A, B e C significam as espécies químicas que são colocadas para reagir. Verificou-se experimentalmente numa certa temperatura que a velocidade desta reação quadruplica com a duplicação da concentração da espécie A, mas não depende das concentrações das espécies B e C. Indique a opção que contém, respectivamente, a expressão correta da velocidade e o valor correto da ordem da reação: a) v = k [A]2 [B]2 e 4. d) v = k [A]2 e 4. 2 2 e) v = k [A]2 e 2. b) v = k [A] [B] e 3. 2 2 c) v = k [A] [B] e 2. 13. (UECE) Os dados da tabela a seguir referemse à decomposição do aldeído acético: Produtos X CH3CHO(g) em que X é o coeficiente do aldeído acético. [CH3CHO] Velocidade da reação (v) mol/litro mol/litro . segundo–1 0,2 0,1 0,2 0,8 0,3 1,8 0,6 7,2 H – entalpia HR – entalpia dos reagentes HP – entalpia dos produtos c a 2 HR HP b d caminho da reação Após uma análise das entalpias dos reagentes, dos produtos e dos valores a, b, c e d, podemos afirmar que a: a) reação é endotérmica e a presença do catalisador diminuiu o ∆H de a para b. b) reação é endotérmica e a representa o ∆H com a presença do catalisador. c) reação é exotérmica e a energia de ativação, sem a presença do catalisador, é representada por c. d) presença do catalisador diminuiu o ∆H da reação representada por c. e) presença do catalisador diminuiu a energia de ativação de a para b e mantém constante o ∆H da reação representada por d. • Lei da velocidade 10. Considere as reações elementares: H2(g) + Cl2(g) a) 2 HCl(g) b) H2(g) + I2(g) 2 HI(g) c) 2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) d) 2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g) e) N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Escreva as equações de velocidade dessas reações. A equação da velocidade desta reação é: a) v = k [CH3CHO] c) v = k [CH3CHO]2 3 b) v = k [CH3CHO] d) v = k [CH3CHO]4 14. (Cesgranrio-RJ) Foram obtidos os seguintes dados experimentais para a reação X + Y Z: [X] [Y] Velocidade de formação de (mol/L) (mol/L) Z (mol/L . s) 0,15 9,00 . 10–3 0,30 0,60 0,30 3,60 . 10–2 0,30 0,30 1,80 . 10–2 Qual o valor da constante de velocidade dessa reação? Unidade 15 — Cinética-química 393 Exercícios propostos • Velocidade média de uma reação 1. (Fuvest-SP) O gráfico mostrado a seguir foi construído com dados obtidos no estudo da decomposição de iodeto de hidrogênio, à temperatura constante. Em qual dos quatro trechos assinalados na curva a reação ocorre com maior velocidade média? [HI] I II III IV tempo (min) coordenada da reação ∆H ∆H coordenada da reação ∆H coordenada da reação 2. (UECE) Seja a reação: X Y + Z. A variação na concentração de X em função do tempo é: X (mol/L) tempo (s) 1,0 0 0,7 120 0,4 300 0,3 540 Determine a velocidade média da reação no intervalo de 2 a 5 minutos. 3. (Unicamp-SP) Amostras de magnésio foram colocadas em soluções de ácido clorídrico a diversas concentrações e temperaturas, havendo total dissolução do metal e desprendimento de hidrogênio gasoso. Observaram-se os seguintes resultados: Número da Massa de Tempo para amostra magnésio dissolvida dissolver 2,00 g 10,0 min I 2,0 min II 0,40 g 1,0 min III 0,40 g 1,0 min IV 0,50 g 5. (Fuvest-SP) Considere a reação A B que pode ocorrer nos dois sentidos. Sabendo que as energias de ativação para a reação de formação e de decomposição de B, representadas nos sentidos ( )e( ) nessa equação, são respectivamente 25,0 e 30,0 kJ/mol, qual será a variação de energia (∆H) da reação direta? Justifique sua resposta com o auxílio de um gráfico. 6. (MACK-SP) Uma mistura de vapor de gasolina e ar, à temperatura ambiente, não reage. Entretanto, no motor de carros, em presença de faísca elétrica, ocorre a combustão da gasolina. Dessa constatação, são feitas as seguintes afirmações: I — A faísca fornece à mistura a energia necessária para iniciar a reação. II — A faísca é a única responsável pela combustão da gasolina, uma vez que ela ocorre mesmo em total ausência de ar. III — A reação que ocorre é exotérmica. IV — A faísca faz com que as moléculas de oxigênio se separem do ar e reajam com a gasolina. Das afirmações feitas, somente são corretas: a) I e IV. c) III e IV. e) I, III e IV. b) II e III. d) I e III. a) Em qual dos casos a velocidade média da reação foi maior? b) Em qual dos casos desprendeu-se maior quantidade de hidrogênio? Mostre como você chegou a essas conclusões. • Energia de ativação 4. (UFMG) Considere a reação química representada pela equação: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) ∆H = +32,8 kcal Entre os diagramas dados, escolha aquele que pode representar a variação de entalpia desta reação. No diagrama escolhido, represente a posição dos reagentes (R), a posição dos produtos (P), a variação de entalpia (∆H) e a energia de ativação (E). • Superfície de contato e temperatura 7. (Puccamp-SP) Considere as duas fogueiras representadas a seguir, feitas, lado a lado, com o mesmo tipo e quantidade de lenha. 1 2 394 A rapidez da combustão da lenha será: a) maior na fogueira 1, pois a superfície de contato com o ar é maior. b) maior na fogueira 1, pois a lenha está mais compactada, o que evita a vaporização de componentes voláteis. c) igual nas duas fogueiras, uma vez que a quantidade de lenha é a mesma e estão no mesmo ambiente. d) maior na fogueira 2, pois a lenha está menos compactada, o que permite maior retenção de calor pela madeira. e) maior na fogueira 2, pois a superfície de contato com o ar é maior. 8. (UFMG) Três experimentos foram realizados para investigar a velocidade da reação entre HCl aquoso diluído e ferro metálico. Para isso, foram contadas, durante 30 segundos, as bolhas de gás formadas imediatamente após os reagentes serem misturados. Em cada experimento, usou-se o mesmo volume de uma mesma solução de HCl e a mesma massa de ferro, variando-se a forma de apresentação da amostra de ferro e a temperatura. O quadro indica as condições em que cada experimento foi realizado: Experimento Ferro (2 g) prego I II prego III palhinha de aço Temperatura 40 ºC 20 ºC 40 ºC PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA c) Não será afetado. d) Diminuirá para as batatas e não será afetado para a carne. e) Diminuirá para a carne e permanecerá o mesmo para as batatas. • Catalisador 11. (UFPE — mod.) Considere os seguintes diagramas de energia de reação nas mesmas condições de temperatura e pressão e em função deles indique a alternativa correta: energia reagentes A+B ∆H0 C+D produtos coordenada de reação diagrama 1 energia reagentes A+B ∆H0 C+D produtos coordenada de reação diagrama 2 energia de ativação energia de ativação a) As concentrações de C e D serão maiores no caso do diagrama 1. C + D é endotérmica. b) A reação A + B c) A variação de entalpia padrão da reação é maior no caso do diagrama 1. d) No caso do diagrama 2, tem-se a presença de um catalisador. e) No caso do diagrama 1, a reação é mais rápida. 12. (UFMG) As curvas I e II representam caminhos possíveis para a reação de hidrogenação do propeno. H curva II H2C = CHCH3 + H2 curva I H3CCH2CH3 coordenada da reação Identifique a alternativa que apresenta os experimentos na ordem crescente do número de bolhas observado a) II, I, III. c) I, II, III. b) III, II, I. d) II, III, I. 9. (Fuvest-SP) Para remover uma mancha de um prato de porcelana, fez-se o seguinte: cobriuse a mancha com meio copo de água fria, adicionaram-se algumas gotas de vinagre e deixou-se por uma noite. No dia seguinte, a mancha havia clareado levemente. Usando apenas água e vinagre, sugira duas alterações no procedimento, de tal modo que a remoção da mancha possa ocorrer em menor tempo. Justifique cada uma das alterações propostas. 10. (UFPE) Você está cozinhando batatas e fazendo carne grelhada, tudo em fogo baixo, num fogão a gás. Se você passar as duas bocas do fogão para fogo alto, o que acontecerá com o tempo de preparo? a) Diminuirá para os dois alimentos. b) Diminuirá para a carne e aumentará para as batatas. a) Indique a curva que corresponde ao caminho da reação mais rápida. b) Escreva o fator responsável por essa diferença de velocidade. c) Compare as energias dos complexos ativados formados nos dois caminhos da reação. 13. (Unicamp-SP) Soluções aquosas de água oxigenada (H2O2) decompõem-se, dando água e gás oxigênio. A figura que segue representa a decomposição de três soluções de água oxigenada em função do tempo, sendo que uma delas foi catalisada por óxido de ferro (III) (Fe2O3). Unidade 15 — Cinética-química 395 a) 3,0. b) 1,5. c) 1,0. d) 0,75. e) 0,5. a) Qual das curvas representa a reação mais lenta? Justifique em função do gráfico. b) Qual das curvas representa a reação catalisada? Justifique em função do gráfico. concentração 1 2 3 17. (PUC-MG) A seguir, estão representadas as etapas da reação: H2 + Br2 2 HBr tempo Br• + Br• (etapa rápida) I — Br2 HBr + H• (etapa lenta) II — H2 + Br• III — H• + Br2 HBr + Br• (etapa rápida) IV — Br• + Br• Br2 (etapa rápida) V — H• + H• H2 (etapa rápida) A velocidade da reação é determinada pela etapa: a) I. b) II. c) III. d) IV. e) V. 18. (Cefet-PR) A reação: NO2(g) + CO(g) CO2(g) + NO(g) 14. (Fuvest-SP) O3 + Cl ClO + O O3 + O O2 + ClO (I) ∆H = –120 kJ/mol de O2 Cl + O2 (II) ∆H = –270 kJ/mol de O2 2 O2 (III) A seqüência das reações I e II é proposta para explicar a destruição do ozônio da estratosfera. Os átomos de Cl se formam pela ação de radiação de alta energia sobre os clorofluorcarbonos (CFC). a) Pode-se dizer que os átomos de cloro atuam como catalisadores na destruição do ozônio. Explique o porquê. b) A destruição do ozônio representada pela equação III é favorecida por baixas ou altas temperaturas? Justifique com base no ∆H da reação. • Lei da velocidade 15. (UFPA) Experimentalmente, observou-se que a velocidade de formação da substância C, através da reação: 2 A(g) + B(g) C(g) é de segunda ordem em relação ao NO2(g) e de ordem zero em relação ao CO(g). Em determinadas condições de pressão e temperatura, essa reação ocorre com velocidade v. Se triplicarmos a concentração de NO2(g) e duplicarmos a concentração de CO(g), a nova velocidade de reação v1 será igual a: a) 3 v b) 6 v c) 9 v d) 12 v e) 18 v 19. (UFPB) A tabela que segue indica valores das velocidades de reação e as correspondentes molaridades dos reagentes em idênticas condições, para o processo químico representado pela equação: 3X+2Y v (mol/L–1 . min–1) 10 40 40 é independente da concentração de B e quadruplica quando a concentração de A é dobrada. A expressão de velocidade (v) da reação, admitindo-se que k é a velocidade específica, é: a) v = [A]4 b) v = [A] [B] c) v = k [C] / [A]2 [B] d) v = k [A]2 e) v = k [2A]2 [B] Z+5W [X] 5 10 10 [Y] 10 10 20 16. (Cesgranrio-RJ) A equação X + 2 Y XY2 representa uma reação, cuja equação da velocidade é: v = k [X] [Y] Indique o valor da constante de velocidade, para a reação dada, sabendo que, quando a concentração de X é 1 M e a de Y é 2 M, a velocidade da reação é de 3 mol/L · m: A equação de velocidade desse processo é: a) v = k [X]3 [Y]2 b) v = k [X]2 [Y]2 c) v = k [X]0 [Y]2 d) v = k [X]2 [Y]0 e) v = k [X]2 [Y]3 396 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Faça você mesmo Imaginando explicações (hipóteses) Material 1 comprimido de antiácido inteiro 1 comprimido de antiácido triturado (em pó) 2 copos com água Procedimento Em um dos copos, adicione o comprimido inteiro e no outro, o comprimido triturado. Adicione o mesmo volume de água em ambos os copos a uma mesma temperatura. Faça os procedimentos na seqüência, descreva detalhadamente o que você observou em cada um e resolva: a) Por que usamos as mesmas quantidades, tanto de antiácido quanto de água, nos dois procedimentos? b) Por que devemos realizar os dois procedimentos na mesma temperatura? c) Seria válido fazer uma comparação dos procedimentos usando diferentes quantidades de antiácido, triturado ou inteiro? Por quê? d) A efervescência indica que o sistema está fervendo? Justifique sua resposta. e) Crie uma explicação que justifique a diferença de comportamento dos comprimidos. f) Qual gás é liberado nesse experimento? g) Uma reação que provavelmente ocorre nesse experimento pode ser representada pela equação: + HCO– 3(aq) + H (aq) H2O(l) + x(g) Escreva a fórmula da substância x. h) Considere o diagrama a seguir: massa do sistema I II tempo Associe as curvas representadas com cada um dos experimentos realizados. INTRODUÇÃO Muitas reações ocorrem completamente, ou seja, até que pelo menos um dos reagentes seja totalmente consumido. Um exemplo desse tipo de reação é a que acontece quando queimamos um palito de fósforo. Existem sistemas, no entanto, em que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente. Esses sistemas são denominados reversíveis e representados por . Essa situação acontece tanto em processos químicos como em processos físicos. Um exemplo de processo reversível é o que ocorre com a água líquida contida num frasco fechado. Nesse sistema, temos moléculas de água passando continuamente do estado líquido para o de vapor e do de vapor para o líquido. H2O(l) vd H2O(v) H2O(l) vi vd vi H2O(v) vd = velocidade de vaporização vi = velocidade de condensação Quando a velocidade de vaporização (vd) se iguala à de condensação (vi), dizemos que o sistema atingiu o equilíbrio. Graficamente, podemos representar esse e outros equilíbrios por: velocidade vdireta vinversa 144424443 equilíbrio t tempo vd = vi Uma conseqüência importante do fato de as duas velocidades serem iguais na situação de equilíbrio é que as quantidades dos participantes são constantes, porém não obrigatoriamente iguais. Nas reações químicas reversíveis, a velocidade inicial (t = 0) da reação direta é máxima, pois a concentração em mol/L do reagente também é máxima. Com o decorrer do tempo, a velocidade da reação direta diminui ao passo que a velocidade da inversa aumenta. Ao atingir o equilíbrio, essas velocidades se igualam. 398 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA O esquema a seguir ilustra uma reação reversível do seu início até o estabelecimento do equilíbrio. Velocidade da reação direta Tempo Velocidade da reação inversa Reagentes Produtos Concentração “Reagentes” “Produtos” 20 0 0 10 12 8 20 8 12 40 6 14 50 6 14 CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO Acabamos de analisar o aspecto qualitativo que envolve uma situação de equilíbrio. Vamos, agora, abordar os aspectos quantitativos, tomando como exemplo a seguinte reação: Num frasco de 1 L, mantido a 100 oC, são introduzidos 10 mol de N2O4. Estabelecido o equilíbrio, nota-se a existência de 4 mol de NO2 e parte do N2O4. início 10 mol de N2O4 1 L a 100 ºC após atingir o equilíbrio equilíbrio N2O4 e 4 mol de NO2 1 L a 100 ºC Com base nestes dados, vamos construir uma tabela: N2O4 início proporção equilíbrio 10 mol z mol 2 NO2 0 4 mol gasta x mol forma y mol Como a quantidade de NO2 no início era igual a zero e no equilíbrio há 4 mol, podemos concluir que ocorreu um consumo de 2 mol de N2O4, pois a proporção estequiométrica é de: 1 N2O4 proporção 2 NO2 : 2 1 1442443 30 6 14 e q u i l í b r i o Unidade 16 — Equilíbrios químicos 399 N2O4 2 NO2 0 4 mol Assim, temos: início proporção equilíbrio 10 mol 8 mol gasta 2 mol forma 4 mol Logo, as concentrações em mol/L no equilíbrio são: [N2O4] = 8 mol = 8 mol L–1 1L 4 mol 1L = 4 mol L–1 [] 10 8 6 4 2 [N2O4] [NO2] tempo [NO2] = Na situação de equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à da reação inversa: vd = kd [N2O4] vi = ki [NO2]2 123 vd = vi ⇒ kd [N2O4] = ki [NO2]2 kd [NO2]2 k (4 mol L–1)2 = ∴d= = 2 mol L–1 –1 ki [N2O4] ki (8 mol L ) A razão kd/ki origina uma nova constante, denominada constante de equilíbrio, que é representada por Ke ou por Kc (constante de equilíbrio em termos de concentração). Kc = Observação: No Ensino Superior, a dedução do Kc envolve conceitos termodinâmicos mais profundos, que evidenciam que Kc é adimensional (não tem unidade). Devido a isso, você notará que o Kc aparecerá em vários exercícios como um número puro. kd [NO2]2 = Kc = = 2 mol L–1 ou simplesmente 2 ki [N2O4] O cálculo da constante de equilíbrio foi formulado pela primeira vez pelos noruegueses Guldberg e Waage em 1863 e enunciado como a lei de ação das massas. Para um equilíbrio homogêneo genérico representado por: aA+bB cC+dD a expressão da constante de equilíbrio (Kc) é dada por: Kc = [C]c [D]d [A]a [B]b Veja dois exemplos de representação do Kc em equilíbrios homogêneos: • 2 SO3(g) Kc = 2 SO2(g) + O2(g) • H2(g) + I2(g) Kc = [HI]2 [H2] · [I2] 2 HI(g) [SO2]2 · [O2] [SO3]2 400 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Em equilíbrios heterogêneos em que existam participantes sólidos, eles não devem ser representados na expressão da constante de equilíbrio (Kc), pois suas concentrações são sempre constantes. Logo, nos equilíbrios a seguir, temos: • C(s) + O2(g) Kc = [CO2] [O2] CO2(g) • CaO(s) + CO2(g) Kc = 1 [CO2] CaCO3(s) Em equilíbrios que ocorrem em meio aquoso, no qual um dos participantes é a água líquida, a concentração da água, em mol/L, não varia; portanto, ela não fará parte da constante de equilíbrio. No equilíbrio: C12H22O11(aq) + H2O(l) sacarose líquido puro C6H12O6(aq) + C6H12O6(aq) glicose frutose a expressão do Kc é: Kc = Observação: O volume de uma solução aquosa diluída é praticamente igual ao volume da água. 1 L de água tem massa aproximada 1 000 g. Assim, podemos calcular a concentração em mol/L da água (H2O: massa molar = 18 g mol–1): != Esse valor é uma constante. 1 000 g 18 g mol –1 [C6H12O6] · [C6H12O6] [C12H22O11] = 55,5 mol L 1L –1 INTERPRETAÇÃO DO VALOR DE Kc E EXTENSÃO DA REAÇÃO Considere as seguintes situações de equilíbrio e as respectivas constantes: 2 NO(g) + O2(g) Kc= 2 NO2(g) Kc > 1 a concentração dos “produtos” (indicados no numerador) é maior que a dos “reagentes” (indicados no denominador), informação que nos permite observar que a reação direta prevalece sobre a inversa. [NO2]2 ⇒ K = 6,45 · 105 c [NO]2 · [O2] N2(g) + 3 H2(g) Kc= 2 NH3(g) [NH3]2 ⇒ K = 2,37 · 10–3 c [N2] · [H2]3 Kc < 1 a concentração dos “reagentes” (denominador) é maior que a dos “produtos” (numerador), o que nos indica que a reação inversa prevalece sobre a direta. Genericamente: Quanto maior for o valor de Kc, maior será a extensão da ocorrência da reação direta. Quanto menor for o valor de Kc, maior será a extensão da ocorrência da reação inversa. Unidade 16 — Equilíbrios químicos 401 QUOCIENTE DE EQUILÍBRIO (Qc) O quociente de equilíbrio (Qc) é a relação entre as concentrações em mol/L dos participantes em qualquer situação, mesmo que o equilíbrio ainda não esteja estabelecido. É expresso da mesma maneira que a constante de equilíbrio (Kc). Se estabelecermos uma relação entre Qc e Kc, podemos ter: Qc =1 Kc O sistema está em equilíbrio. Qc =1 Kc O sistema não está em equilíbrio. Vamos considerar o equilíbrio a seguir, a 100 ºC e o valor da sua constante igual a 0,2: N2O4(g) 2 NO2(g) Considerando três experimentos realizados à temperatura de 100 ºC, temos: [NO2] experimento I experimento II experimento III 2 mol/L 0,2 mol/L 0,1 mol/L [N2O4] 2 mol/L 0,2 mol/L 0,1 mol/L [NO2]2 Analisando os experimentos, vamos calcular o quociente de equilíbrio Qc= [N2O4] e relacionar seus valores com Kc. Experimento I Experimento II Experimento III Qc = (2)2 =2 2 Qc = (0,2)2 = 0,2 0,2 Qc = (0,1)2 = 0,1 0,1 Podemos então concluir que: • no experimento II, o sistema está em equilíbrio (Kc = Qc); • no experimento I, o sistema não está em equilíbrio; para atingi-lo, o valor de Qc = 2 deve igualar-se ao do Kc ; isso ocorrerá com a diminuição da [NO2] e o aumento da [N2O4]; Kc = 0,2 Qc 2 = = 10 Kc 0,2 Kc = 0,2 Qc 0,2 = =1 Kc 0,2 Kc = 0,2 Qc 0,1 = = 0,5 Kc 0,2 • no experimento III, o sistema também não está em equilíbrio; para este ser atingido, o valor de Qc = 0,1 deve igualar-se ao do Kc = 0,2; isso ocorrerá com o aumento da [NO2] e a diminuição da [N2O4]. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE PRESSÃO Até agora, a expressão do equilíbrio foi dada em termos de concentração em mol/L (Kc). No entanto, em equilíbrios nos quais pelo menos um dos participantes é um gás, a constante de equilíbrio pode ser expressa em termos de pressões parciais dos gases envolvidos e, nesse caso, será representada por Kp. 402 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Assim, as expressões de Kc e Kp para os equilíbrios a seguir são dadas por: • 2 CO(g) + O2(g) [CO2]2 [CO]2 · [O2] em que PCO, PO2 e PCO2 são as pressões parciais dos gases. 2 CO2(g) Kc = CO2(g) Kc = [CO2] [O2] Kp = (PCO2)2 (PCO)2 · (PO2) (PCO2) (PO2) • C(s) + O2(g) Observações: Kp = 1. Na expressão de Kc, não devem ser representados os componentes sólidos e H2O(l) para reações em meio aquoso . 3. A relação entre Kc e Kp é dada pela expressão Kp = Kc (RT)∆n, em que ∆n é a variação do número de mol. 4. Tanto Kc quanto Kp (constantes de equilíbrio) só variam com a temperatura. 2. Na expressão de Kp, só devem ser representados os componentes gasosos. ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO (Fuvest-SP) A produção industrial de metanol envolve o equilíbrio representado por: CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g) Numa experiência de laboratório colocaram-se 2 mol de CO e 2 mol de CH3OH num recipiente vazio de 1 L. Em condições semelhantes às do processo industrial foi alcançado o equilíbrio. Quando a concentração de equilíbrio de H2 for x mol/L, quais serão as concentrações de equilíbrio do CO e do CH3OH? SOLUÇÃO São conhecidos: • nº de mol no início Para determinarmos as concentrações em mol/L no equilíbrio, devemos construir uma tabela, conforme modelo ao lado: Note que, no início, não ocorrerá a reação direta, pois não existe H2 (zero mol). Logo, devemos considerar que o CH3OH(g) é que deve ser consumido para formar o CO(g) e o H2(g). Assim, a tabela será (ver modelo ao lado): E as concentrações em mol/L serão: x 2+ mol x 2 [CO] = = 2+ mol L–1 2 1L 123 CO = 2 mol; CH3OH = 2 mol; H2 = zero; início proporção equilíbrio • nº de mol no equilíbrio ⇒ H2 = x mol. [H2] = x mol/L CO(g) 2 mol + 2 H2(g) 0 x mol CO(g) início 2 mol x mol 2 x ) mol 2 + 2 H2(g) 0 forma x mol x mol CH3OH(g) 2 mol gasta (2 – x mol 2 x ) mol 2 CH3OH(g) 2 mol proporção forma equilíbrio (2 + 2– [CH3OH] = x mol 2 1L = 2– x mol L–1 2 Unidade 16 — Equilíbrios químicos 403 Exercícios de classe 1. (UFRS) Uma reação química atinge o equilíbrio químico quando: a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e inverso. b) as velocidades das reações direta e inversa são iguais. c) os reagentes são totalmente consumidos. d) a temperatura do sistema é igual à do ambiente. e) a razão entre as concentrações de reatantes e produtos é unitária. 2. (Fuvest-SP) Em condições industrialmente apropriadas para se obter amônia, juntaram-se quantidades estequiométricas dos gases N2 e H2: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 5. (PUC-SP) Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol/L de N2O4 em equilíbrio com 2 mol/L de NO2, segundo 2 NO2(g). Qual o vaa equação N2O4(g) lor da constante (Kc) desse equilíbrio, nas condições da experiência? 6. (UECE) São colocados 8,0 mol de amônia num recipiente fechado de 5,0 litros de capacidade. Acima de 450 ºC, estabelece-se, após algum tempo, o equilíbrio: 2 NH3(g) 3 H2(g) + N2(g) Sabendo que a variação do número de mol dos participantes está registrada no gráfico, podemos afirmar que, nestas condições, a constante de equilíbrio, Kc, é igual a: número de mol 10 8 6 4 2 H2 NH3 N2 tempo Depois de alcançado o equilíbrio químico, uma amostra da fase gasosa poderia ser representada corretamente por: a) c) e) b) d) legenda: N … H … a) 27,00. b) 5,40. c) 1,08. d) 2,16. 7. (UFV-MG) Considere a seguinte equação de oxi-redução: Ce4+ + Fe2+ Ce3+ + Fe3+ 3. Escreva a expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc) dos seguintes equilíbrios: a) 2 NO(g) + O2(g) b) PCl5(g) d) C(s) + H2O(g) e) f) Mg(s) + 2 H+ (aq) CrO2– + 2 H+ 4(aq) (aq) c) 4 HCl(g) + O2(g) 2 NO2(g); 2 H2O(g) + 2 Cl2(g); CO(g) + H2(g); Mg2+ + H2(g); (aq) Cr2O2– + H2O(l). 7(aq) A constante de equilíbrio desta reação é igual a 2,0 · 1011. a) Escreva a expressão que representa a constante de equilíbrio. b) Calcule a concentração de íons Ce4+ que existe em equilíbrio em uma solução cuja concentração de Ce3+ é 0,1 mol L–1, de Fe3+ é 0,1 mol L–1 e de Fe2+ é 0,1 mol L–1. 8. (Cefet-PR) Dois mol de CO(g) reagem com dois mol de NO2(g), conforme a equação: 1 PCl3(g) + Cl2(g); CO(g) + NO2(g) 4. Escreva as expressões das constantes de equilíbrio em termos de concentração (Kc) e pressão (Kp): a) 2 NH3(g) c) 2 BaO2(s) N2(g) + 3 H2(g); Fe3O4(s) + 4 H2(g); 2 BaO(s) + O2(g). b) 3 Fe(s) + 4 H2O(g) 2 CO2(g) + NO(g) (200 ºC) Quando se estabelece o equilíbrio, verifica-se que 3/4 de cada um dos reagentes foram transformados em CO2(g) e NO(g). A constante de equilíbrio para a reação é: a) 0,11. b) 0,56. c) 1,77. d) 9,00. e) 10,50. 404 9. (ITA-SP) Num recipiente de volume constante igual a 1,00 litro, inicialmente evacuado, foi introduzido 1,00 mol de pentacloreto de fósforo gasoso e puro. O recipiente foi mantido a 250 ºC e no equilíbrio final foi verificada a existência de 0,47 mol de gás cloro. Qual das opções a seguir contém o valor aproximado da constante (Kc) do equilíbrio estabelecido dentro do cilindro e representado pela seguinte equação química: PCl5(g) a) 0,179. b) 0,22. c) 0,42. d) 2,38. e) 4,52. PCl3(g) + Cl2(g)? PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA 10. (Vunesp-SP) O equilíbrio gasoso N2O4 2 NO2 apresenta, a uma dada temperatura, constante de equilíbrio Kc = 2. Nesta temperatura foram feitas duas misturas diferentes, A e B, cada uma acondicionada em recipiente fechado, isolado e distinto. As condições iniciais estão mostradas na tabela a seguir: Mistura [NO2] mol/L [N2O4] mol/L A B 2 . 10–2 2. 10–1 2 . 10–4 1 . 10–3 a) Efetue os cálculos necessários e conclua se a mistura A se encontra ou não em situação de equilíbrio. b) Efetue os cálculos necessários e conclua se a mistura B se encontra ou não em situação de equilíbrio. Exercícios propostos 1. (UFCE) Um estudante introduziu 0,4 mol de NH3 gasoso em um recipiente fechado de 1,0 L a 25 ºC e observou as variações de concentração das espécies que participam do equi3 H2(g) + N2(g), líbrio químico 2 NH3(g) ilustradas no gráfico a seguir: concentração (M) 0,4 [H2] [N2] 0,1 10 13 16 27 [NH3] 38 tempo (s) 3. (Fuvest-SP) A temperatura e pressão ambientes, considere n1 mol de oxigênio em equilíbrio com n2 mol de ozônio, em um volume V: a) Escreva a equação química representativa da transformação do ozônio em oxigênio. b) Escreva a constante desse equilíbrio em função da concentração de oxigênio e de ozônio. 4. (Puccamp-SP) Para o sistema em equilíbrio: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Com base nestas observações, é correto afirmar que o equilíbrio é inicialmente estabelecido no tempo: a) t = 10 s. b) t = 0 s. c) t = 13 s. d) t = 16 s. e) t = 27 s. o valor da constante de equilíbrio (Kp) é calculado pela expressão: p a) Kp = p CaO CaCO3 b) Kp = pCO2 c) Kp = pCaO · pCO2 d) Kp = pCaCO3 e) Kp = pCaO 5. (UEPI) Os ésteres são compostos orgânicos derivados de ácidos e com larga aplicação como flavorizantes para doces e balas. O flavorizante de maçã (acetato de etila) pode ser produzido conforme a equação no equilíbrio: CH3COOH(l) + C2H5OH(l) ácido acético 0,3 mol/L álcool etílico 0,3 mol/L 2. (UFRS) O equilíbrio químico representado por: SO2(g) + 1/2 O2(g) SO3(g) corresponde a uma das etapas possíveis na formação de chuva ácida. Indique a expressão da constante do equilíbrio Kc para a equação dada. [SO2] · [O2] [SO2] [SO3] b) [SO2] a) c) [SO2] · [O2]1/2 [SO3] d) [SO3] [SO2] · [O2]1/2 [SO3] e) [SO2] · 1/2 [O2] CH3COOC2H5(l) + H2O(l) acetato de etila água 0,6 mol/L 0,6 mol/L Conhecendo-se as quantidades do número de mol/L no equilíbrio, especificado na equação, calcule o valor da constante de equilíbrio (Kc). Unidade 16 — Equilíbrios químicos 405 Qual o valor da constante Kc, em termos de concentração, desse equilíbrio? 9. (UFRJ) Em um recipiente de um litro foi adicionado um mol de uma substância gasosa A, que imediatamente passou a sofrer uma reação de decomposição. As concentrações molares de A foram medidas em diversos momentos e verificou-se que, a partir do décimo minuto, a sua concentração se tornava constante, conforme os dados registrados no gráfico a seguir: [A] mol/L 1,2 1,0 0,8 0,6 0,4 0,2 0,0 0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 tempo (min) 6. (Unicamp-SP) A reação de íons de ferro (III) com íons tiocianato pode ser representada pela equação: – Fe 3+ + SCN (aq) FeSCN 2+ (aq) (aq) Nesta reação, a concentração dos íons varia segundo o gráfico a seguir, sendo a curva I correspondente ao íon Fe3+ . (aq) concentração (mol/L) 15 . 10 –3 10 . 10–3 5 . 10 –3 I II III 200 400 600 800 1 000 tempo (milissegundos) 0 a) A partir de que instante podemos afirmar que o sistema entrou em equilíbrio? Explique. b) Calcule a constante de equilíbrio para a reação de formação do FeSCN2+ . (aq) 7. (Vunesp-SP) Na precipitação de chuva ácida, um dos ácidos responsáveis pela acidez é o sulfúrico. Um equilíbrio envolvido na formação desse ácido na água da chuva está representado pela equação: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) a) Calcule o valor da constante de equilíbrio nas condições em que, reagindo-se 6 mol · litro–1 de SO2 com 5 mol · litro–1 de O2, obtêm-se 4 mol · litro–1 de SO3 quando o sistema atinge o equilíbrio. b) Construa um gráfico para este equilíbrio representando as concentrações molares na ordenada e o tempo na abscissa, e indique o ponto em que foi estabelecido o equilíbrio. 8. (Fuvest-SP) N2O4 e NO2, gases poluentes do ar, encontram-se em equilíbrio, como indicado: N2O4 2 NO2 Em uma experiência, nas condições ambientes, introduziu-se 1,50 mol de N2O4 em um reator de 2,0 litros. Estabelecido o equilíbrio, a concentração de NO2 foi de 0,060 mol/L. A decomposição de A ocorre segundo a equação: B(g) + C(g) 2 A(g) a) Determine a velocidade média de decomposição de A durante os primeiros quatro minutos. b) Calcule a constante de equilíbrio Kc. 10. (Fuvest-SP) A 250 ºC, a constante do equilíbrio de dimerização do ciclopentadieno é 2,7 (mol/L)–1. 2 C5H6 C10H12 Nessa temperatura, foram feitas duas misturas do monômero com o seu dímero: Concentrações iniciais das misturas (mol/L) Monômero Dímero Mistura (C5H6) (C10H12) 1 0,800 1,728 2 1,000 3,456 O que acontecerá com as concentrações do monômero e do dímero, ao longo do tempo, a) na mistura 1? Justifique. b) na mistura 2? Justifique. DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO PRINCÍPIOS DE LE CHATELIER Quando um sistema está em equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da inversa, e as concentrações em mol/L de todos os participantes permanecem constantes. Se, sobre esse equilíbrio, não ocorrer a ação de nenhum agente externo, ele tende a permanecer nessa situação indefinidamente. Porém, se for exercida uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação. 406 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Esse é o tema do Princípio de Le Chatelier, publicado em 1884: Princípio de Le Chatelier: “Quando se aplica uma força em um sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa força”. Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão, temperatura. O Princípio de Le Chatelier é fácil de ser entendido quando se considera que a constante de equilíbrio depende somente da temperatura. A seguir vamos analisar a influência de cada um dos fatores que podem afetar o equilíbrio. Concentração Considere o seguinte equilíbrio: C(s) + CO2(g) 2 CO(g) Ele servirá de exemplo para nosso estudo. Iremos analisar seu comportamento em três situações. 1ª situação — adição de CO2(g) Quando adicionamos CO2(g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na concentração do composto, que irá acarretar aumento do número de choques entre o C(s) e o CO2(g). Isso favorece a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca para o lado direito. concentração molar [ ] equilíbrio inicial CO2 novo equilíbrio CO2 CO CO adição de CO2 tempo x 2x Observação: Outra maneira de entender o deslocamento desse equilíbrio seria por meio de uma análise da expressão do Kc. [CO]2 Kc = [CO2] Ao introduzirmos CO2(g) no equilíbrio, estamos aumentando sua concentração ([CO2] ); como a constante Kc não varia, a concentração do CO também deverá aumentar ([CO] ) para manter a igualdade matemática. Se tivéssemos adicionado C(s) ao equilíbrio, não haveria alteração, pois a concentração de um sólido é constante. 2ª situação — adição de CO(g) Quando adicionamos CO(g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na concentração do composto, transformando-o parcialmente em CO2(g) e em C(s). Nesse caso, o equilíbrio se desloca para a esquerda. Unidade 16 — Equilíbrios químicos 407 3ª situação — remoção de CO(g) Quando retiramos parte do CO(g) presente no equilíbrio, imediatamente ocorre uma diminuição na concentração do composto e, como conseqüência, a velocidade da reação inversa diminui. Logo, a velocidade da reação direta será maior, favorecendo a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca para a direita. Se considerarmos, agora, o equilíbrio a seguir em meio aquoso: 2– 2– Cr2O7(aq) + H2O(l) 2 123 CrO4(aq) + 2 H+ (aq) 123 amarelo alaranjado • quando: 2– 2– [CrO4 ] [Cr2O7 ] , 123 123 amarelo alaranjado prevalece a cor amarela na solução. Nesse caso, o deslocamento do equilíbrio é perceptível visualmente pela mudança de cor. Quando adicionamos algumas gotas de limão ou outra solução ácida ao equilíbrio 2– 2– em que a concentração de CrO4(aq) é maior que a de Cr2O7 , aumentamos também a concentração de H+, o que favorece o deslocamento do equilíbrio para a direita (formação 2– do Cr2O7(aq), que é alaranjado). Fotos: Thales Trigo [CrO4 ] [Cr2O7 ] esse fato damos o nome de efeito do íon comum. Quando uma solução aquosa de NaOH é adicionada ao equilíbrio em que a concen2– 2– tração de Cr2O7 é maior que CrO4 , teremos um novo deslocamento. Os íons OH– originados pela base consomem os íons H+ presentes no equilíbrio (OH – + H + H2O), 2– deslocando o equilíbrio para a esquerda (formação de CrO4(aq), que é amarelo). Fotos: Thales Trigo 2– 2– [Cr2O7 ] [CrO4 ] 408 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Pressão Quando aumentamos a pressão sobre um equilíbrio gasoso, à temperatura constante, ele se desloca no sentido da reação capaz de diminuir esse aumento da pressão e viceversa. A fim de verificarmos os efeitos da variação de pressão em um equilíbrio, vamos considerar o equilíbrio seguinte, a uma temperatura constante: 2 SO2(g) + O2(g) 2 mol 1 mol 1442443 3 mol 2 SO3(g) 2 mol 123 2 mol Se aumentamos a pressão, o equilíbrio se desloca para a direita, favorecendo a formação do SO3(g), porque nesse sentido há uma diminuição do número de mol de gás e, conseqüentemente, uma diminuição da pressão. Outra maneira, mais simples, de analisarmos o efeito produzido pela variação de pressão em um equilíbrio é associar o número de mol ao volume. Assim, nas mesmas condições, temos: • 1 mol = 1 volume (1 V) • 2 mol = 2 volumes (2 V) Logo: o equilíbrio se desloca para aumento provoca o lado de menor volume de contração (menor nº de mol) pressão de volume diminuição de pressão provoca expansão de volume o equilíbrio se desloca para o lado de maior volume (maior nº de mol) No exemplo dado, temos: 2 SO2(g) + O2(g) 2 mol 2V 2 SO3(g) 123 2V 2 mol 2V 14243 3V 1 mol 1V Pressão: desloca o equilíbrio para a direita (menor volume). Pressão: desloca o equilíbrio para a esquerda (maior volume). Observações: 1. Para ser possível analisar a influência da variação da pressão sobre um equilíbrio, pelo menos um dos seus constituintes deve ser um gás. 2. Em equilíbrios do tipo: 1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g) temos volumes iguais (2 V = 2 V), os quais não são afetados por variações de pressão. 3. Se adicionarmos a um sistema em equilíbrio um gás inerte, ou seja, um gás que não reage, ocorre um aumento da pressão total do sistema. No entanto, como não há variação da concentração nem das pressões parciais de cada gás componente do equilíbrio, a adição do gás inerte não desloca o equilíbrio. Unidade 16 — Equilíbrios químicos 409 Temperatura A temperatura, além de provocar deslocamento do equilíbrio, é o único fator responsável por alterações na constante de equilíbrio (Kc). Num sistema em equilíbrio, sempre temos duas reações: a endotérmica, que absorve calor, e a exotérmica, que libera calor. Quando aumentamos a temperatura, favorecemos a reação que absorve calor. Por outro lado, quando há diminuição da temperatura, favorecemos a reação que libera calor. Observe o que ocorre com os dois equilíbrios dados como exemplos: 1º exemplo N2(g) + 3 H2(g) exotérmica endotérmica 2 NH3(g) ∆H < 0 123 a reação direta é exotérmica • aumento da temperatura — desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (para a esquerda); • diminuição da temperatura — desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica (para a direita). Se também desejamos relacionar a variação da temperatura com a constante de equilíbrio (Kc), devemos considerar que uma elevação da temperatura favorece a reação endotérmica. Então, [N2] e [H2] aumentam e [NH3] diminui: Kc [NH3]2 Kc = [N2] [H2] ⇒ Kc diminui reação exotérmica (direta) ∆H 0 123 a reação direta é endotérmica • aumento da temperatura — desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (para a direita); • diminuição da temperatura — desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica (para a esquerda). Em relação à constante de equilíbrio (Kc), temos um aumento da temperatura, favorecendo a reação endotérmica. Então, [NO] aumenta e [N2] e [O2] diminuem: Kc [NO]2 Kc = [N2] [O2] ⇒ Kc aumenta reação endotérmica (direta) ∆H > 0 temperatura Efeito dos catalisadores sobre o equilíbrio Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade das reações químicas pela diminuição da energia de ativação. Numa situação de equilíbrio, a diminuição da energia de ativação, produzida pelo catalisador, tem o mesmo valor para a reação direta e para a inversa. 410 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Como o aumento de velocidade da reação produzido pelo catalisador é o mesmo, tanto para a reação direta como para a inversa, ele não altera o equilíbrio. Catalisadores não deslocam equilíbrio. Se o catalisador aumenta a velocidade das reações direta e inversa, o único efeito que ele provoca num equilíbrio é a diminuição do tempo necessário para que esse equilíbrio seja atingido. (ENCE-UERJ-Cefet-UFRJ) O gráfico ao lado representa alterações na concentração das espécies N2, H2 e NH3 que estão em equilíbrio no instante t0, sob pressão e temperatura constantes. Analise o gráfico e responda: a) Que substância foi adicionada ao sistema em t1? b) Que variação sofre a constante de equilíbrio (Kc) quando variam as concentrações em t2? c) Como variam as concentrações de N2 e H2 em t3? d) Como variam as concentrações de NH3 e de H2 em t4, quando N2 é retirado? ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO concentração (mol/L) (NH3) (H2) (N2) t0 t1 t2 t3 t4 t5 SOLUÇÃO Considerando que, quando ocorre a adição de qualquer participante do equilíbrio, há um aumento brusco em sua concentração ( ) nesse instante e que sua concentração diminui gradativamente até atingir uma nova situação de equilíbrio, demonstrada graficamente por uma reta paralela à abscissa: a) No instante t1 ocorreu um aumento brusco na concentração do N2. b) A variação de concentração não altera a constante de equilíbrio (Kc). c) No instante t3 ocorreu um aumento brusco na concentração de NH3, o que provocou um deslocamento do equilíbrio para a esquerda: N2 + 3 H2 2 NH3 fazendo com que as concentrações de N2 e H2 aumentassem. d) Se o N2 for retirado no instante t4, o equilíbrio se desloca para a esquerda e, com isso, a concentração de NH3 diminui e a de H2 aumenta. Exercícios de classe 1. (Cesgranrio-RJ) O gráfico seguinte refere-se ao sistema químico H2(g) + I2(g) 2 HI(g) Analise o gráfico e indique a opção correta: a) A adição de I2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g). b) A adição de H2(g) em t2 aumentou a concentração de I2(g). c) A adição de H2(g) em t2 levou o sistema ao equilíbrio. d) A adição de H2(g) em t1 aumentou a concentração de HI(g). t1 t2 tempo ao qual se aplica o Princípio de Le Chatelier. concentração H2 I2 HI e) A adição de HI(g) em t2 alterou o equilíbrio do sistema. Unidade 16 — Equilíbrios químicos 411 diminui com o aumento da temperatura. Com base nesse dado, pode-se afirmar que: a) a formação de NH3 é uma reação exotérmica. b) o equilíbrio da reação desloca-se para a direita, com o aumento da temperatura. c) há diminuição da velocidade da reação endotérmica pelo aumento da temperatura. d) a formação de NH3 ocorre com absorção de calor. e) o aumento da temperatura favorece o(s) produto(s) formado(s) pela reação exotérmica. 7. (UnB-DF) A seguir são apresentadas a equação química da síntese da amônia na indústria, a relação da constante de equilíbrio (Kc) e os seus valores determinados experimentalmente. Analise esses dados. N2(g) + 3 H2(g) Temperatura (ºC) 25 500 1 000 2. (Unicamp-SP) Do repolho roxo pode-se extrair, por fervura com água, uma substância que é responsável pela sua coloração característica. Esta substância é um ânion de um ácido fraco cuja dissociação pode ser escrita como: HR (amarelo) H+ + R– (roxo) Utilizando este equilíbrio, explique por que a adição de vinagre ou limão (ácidos) a este extrato faz com que ele mude de cor. 3. (Fuvest-SP) A equação representativa da reação de decomposição térmica do bicarbonato de sódio é: 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(s) + H2O(g) Considere as seguintes condições: I — Sistema fechado II — Sistema aberto III — Presença adicional de CO2 IV — Remoção de água Quais das condições citadas favorecem a reação? 4. (UFSC) As reações representadas a seguir estão na fase gasosa e em equilíbrio. Indique a única proposição correta em que o equilíbrio não fica alterado quando se varia a pressão total da mistura. a) O3(g) b) 2 CO2(g) c) H2(g) + I2(g) d) N2(g) + 3 H2(g) 3 O(g) 2 CO(g) + O2(g) 2 HI(g) 2 NH3(g) 2 NH3(g) Kc (L/mol)2 5,0 . 108 6,0 . 10–2 2,4 . 10–3 ∆H = –46 kJ/mol NH3 Kc = [NH3]2 [N2] · [H2] 3 5. (UFPel-RS) Em um equilíbrio químico, podem estar sendo representados diferentes tipos de reações químicas, as quais podem ser influenciadas por diversos fatores. Observe as equações que representam a formação de dois compostos gasosos e responda: I — 3 H2(g) + N2(g) II — H2(g) + Cl2(g) 2 NH3(g) 2 HCl(g) a) Em qual das reações representadas haverá influência da pressão no respectivo equilíbrio? Explique. b) Expresse a constante de equilíbrio referente à reação de formação da amônia. c) Que tipo de reação química está representado pelas duas equações? d) Qual a nomenclatura dos gases formados nas reações I e II, respectivamente? 6. (UFSM-RS) A constante de equilíbrio para a reação: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Julgue os itens a seguir. a) Na reação em questão, os reagentes não são totalmente transformados em amônia. b) No estado de equilíbrio, em um sistema fechado, estão presentes a amônia (NH3) ou os gases hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2). c) Analisando os valores de Kc da tabela, conclui-se que o rendimento da reação na indústria será maior na temperatura de 25 ºC do que na temperatura de 1 000 ºC. d) A uma mesma temperatura, o aumento na concentração dos gases hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2) alterará a concentração da amônia (NH3) no novo estado de equilíbrio, sem alterar o valor de Kc. 8. (UFPR) A dimerização do NO2 a N2O4 depende da temperatura. O equilíbrio das duas espécies pode ser representado por: 2 NO2(g) N2O4(g) Sabendo-se que a espécie NO2 é de cor castanha e o dímero N2O4 incolor, e que um aumento de temperatura em uma ampola de vidro fechada contendo os dois gases em equilíbrio faz com que a cor castanha se torne mais intensa, diga se a reação de dimerização é endotérmica ou exotérmica. Justifique. 412 9. (Fuvest-SP – mod.) No equilíbrio A B, a transformação de A em B é endotérmica. Esse equilíbrio foi estudado, realizando-se três experimentos. O gráfico I mostra corretamente as concentrações de A e de B, em função do tempo, para o experimento x. Examine os gráficos II, III e IV. Experimento x y z conc. 10 8 6 4 2 0 10 8 6 4 2 0 B 2 4 6 A tempo 8 10 B tempo 24 conc. A 6 8 10 A 10 8 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Condições a 20 ºC, sem catalisador a 100 ºC, sem catalisador a 20 ºC, com catalisador conc. Aqueles que mostram corretamente as concentrações de A e de B, em função do tempo, nos experimentos y e z são, respectivamente: a) I e II. b) I e III. c) II e I. d) II e III. e) III e I. 10. (UFRJ) Na fabricação de cerveja, adiciona-se gás carbônico durante o processo de engarrafamento (parte do CO2 já é produzida durante a fermentação). Isto faz com que o produto final apresente uma acidez maior. Por outro lado, o CO2 em solução fica em equilíbrio com o CO2 não-solubilizado, como representado a seguir: CO2(g) CO2(aq) I 6 4 2 0 10 A B II tempo 24 conc. A 6 8 10 ∆H = –14,8 kJ/mol de CO2 a) Suponha que a geração de espuma esteja relacionada à quantidade de gás liberada durante a abertura da garrafa de cerveja. Se duas cervejas são abertas no mesmo bar, uma a 6 ºC e outra a 25 ºC, qual apresentará a maior quantidade de espuma? Justifique sua resposta. b) Explique por que o CO2, em solução aquosa, pode ser considerado um ácido. III B 8 6 4 2 0 IV B tempo 2 4 6 8 10 Exercícios propostos 1. (Fuvest-SP) Na reação de esterificação: 1 etanol(l) + 1 ácido acético(l) 1 acetato de etila(l) + 1 água(l) quando se parte de 1 mol de cada um dos reagentes, puros, o equilíbrio se estabelece formando 2/3 mol do éster. a) Calcule o valor da constante de equilíbrio da reação. b) Nesse sistema em equilíbrio, adiciona-se mais ácido acético. A quantidade de éster na nova posição de equilíbrio será a mesma? Justifique. 2. (UFF-RJ) Em um recipiente de um litro, adicionam-se 4 mol de H2 e 3 mol de I2. A temperatura é de 27 ºC. O equilíbrio é atingido, como mostra o gráfico a seguir: 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 mol/L [HI] [H2] [I2] tempo (min) a) Calcule a constante de equilíbrio (Kc) para essa reação. b) Qual o sentido de deslocamento dessa reação quando um ligeiro excesso de H2 é introduzido no sistema, após o equilíbrio? Unidade 16 — Equilíbrios químicos 413 6. (UERJ) A seguir, está representada a equação química balanceada que mostra a combustão da amônia, etapa fundamental na fabricação do ácido nítrico: 4 NO2(g) + 6 H2O(g) 4 NH3(g) + 5 O2(g) ∆H < 0 Essa reação produzirá a quantidade máxima de NO2 — óxido de nitrogênio IV —, nas seguintes condições de pressão e temperatura, respectivamente: a) alta/alta. b) alta/baixa. c) baixa/alta. d) baixa/baixa. 7. (Unicamp-SP) O processo de dissolução do oxigênio do ar na água é fundamental para a existência de vida no planeta. Ele pode ser representado pela seguinte equação química: O2(g) + ∞ H2O(l) = O2(aq); ∆H = –11,7 kJ mol–1 Observação: o símbolo ∞ significa grande quantidade de substância. a) Considerando que a altitude seja a mesma, em que lago há mais oxigênio dissolvido: em um de águas a 10 ºC ou em outro de águas a 25 ºC? Justifique. b) Considerando uma mesma temperatura, onde há mais oxigênio dissolvido: em um lago no alto da cordilheira dos Andes ou em outro em sua base? Justifique. 8. (UFSC) Sendo dado o seguinte equilíbrio químico: PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g), ∆H = –165,11 kJ 3. (UNI-RIO) A reação entre o clorofórmio e o cloro ocorre em sistema fechado e está apresentada a seguir: CHCl3(g) + Cl2(g) CCl4(g) + HCl(g) Para minimizar a formação de HCl, deve-se aumentar o(a): a) volume total do sistema. b) pressão do sistema. c) concentração de CCl4. d) concentração de CHCl3. e) concentração de Cl2. 4. (UEPI) É muito comum as donas-de-casa, após a limpeza do peixe, usarem limão para remover o cheiro deixado em suas mãos. A maioria delas não tem uma explicação científica para o fato. Entretanto, sabe-se que o cheiro é causado pelo composto metilamina, de fórmula CH3 – NH2, cuja equação de equilíbrio é representada a seguir: CH3 – NH2(aq) + H2O(l) – CH3 – NH+ 3(aq) + OH(aq) Segundo o Princípio de Le Chatelier, o cheiro de peixe desaparece porque: a) a adição do limão (H+) neutraliza o íon OH–, deslocando o equilíbrio para a direita, consumindo a metilamina. b) a adição do limão (H+) neutraliza o íon OH–, deslocando o equilíbrio para a direita, consumindo o CH3 – NH+ . 3 c) a adição do limão (H+) neutraliza o íon, deslocando o equilíbrio para a esquerda, formando solução aquosa. d) a adição do limão (H+) neutraliza o íon OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda, retirando a metilamina. e) a adição do limão (H+) neutraliza o íon OH–, deslocando o equilíbrio para a esquerda, diminuindo a concentração de H2O. 5. (Fuvest-SP) Algumas argilas do solo têm a capacidade de trocar cátions da sua estrutura por cátions de soluções aquosas do solo. A troca iônica pode ser representada pelo equilíbrio: R–Na+ + NH+ R–NH+ + Na+ , (s) 4(aq) 4(s) (aq) Indique a(s) proposição(ões) correta(s) e dê o valor da soma. (01) A expressão para calcular a constante de equilíbrio em termos de concentrações molares é: Kc = [PCl5]/[PCl3] [Cl2]. (02) A reação direta é endotérmica. (04) Aumentando-se a pressão sobre o sistema em equilíbrio, ele será deslocado no sentido de produzir mais PCl5(g). (08) Aumentando-se a temperatura, o equilíbrio será deslocado para a direita. (16) Adicionando-se um catalisador, o equilíbrio será deslocado para a direita. (32) Aumentando-se a concentração de Cl2(g), haverá aumento na concentração do PCl5(g). em que R representa parte de uma argila. Se o solo for regado com uma solução aquosa de um adubo contendo NH4NO3, o que ocorre com o equilíbrio anterior? a) Desloca-se para o lado do Na+ . (aq) b) Desloca-se para o lado do NH+ . 4(aq) c) O valor de sua constante aumenta. d) O valor de sua constante diminui. e) Permanece inalterado. CONSTANTE DE IONIZAÇÃO Soluções aquosas de ácidos e bases também são encontradas na situação de equilíbrio, que pode ser representado simplificadamente da seguinte maneira: ácidos bases + – H (aq) + A(aq) BOH(aq) B+ + OH– HA(aq) (aq) (aq) Vamos considerar os equilíbrios em soluções aquosas do H3CCOOH e HF: H3CCOOH + H2O HF + H2O H3CCOOH H+ + H3CCOO– H3O+ + H3CCOO– H3O+ + F– HF H+ + F– Esses equilíbrios podem ser representados simplificadamente por: As expressões da constante de equilíbrio correspondem às suas constantes de ionização, que, nos ácidos, são representadas por Ka. Ka = [H+] [H3CCOO –] [H3CCOOH] Ka = [H+] [F –] [HF] Observando as expressões, podemos perceber que quanto maior a concentração em mol/L de íons, maior será o valor de Ka, e mais forte será o ácido. Experimentalmente, temos: HF H3CCOOH Ka = 6,6 · 10–4 Ka = 1,8 · 10–5 Comparando os valores das constantes de ionização de ambos os ácidos, podemos concluir que o ácido acético, que é o mais fraco, apresenta a menor constante de ionização. Assim: Quanto maior o valor da constante de ionização, Observação: Em equilíbrios aquosos, a água (H2O(l)) apresenta concentração em mol/L constante e, por esse motivo, ela não faz parte da constante de ionização. ⇒ mais ionizado está o ácido e ⇒ maior será a sua força. Unidade 17 — Equilíbrio em meio aquoso 415 Ácidos fracos e fortes no equilíbrio Observe, no esquema a seguir, o equilíbrio de um ácido fraco e o de um ácido forte (ambos têm mesma concentração em mol/L e estão à mesma temperatura): ácido fraco no equilíbrio: + + água ([H2O] = constante) HA + HA H+ A– HA H+ ácido forte no equilíbrio: A– O ácido fraco está muito pouco ionizado, originando, no equilíbrio, uma pequena concentração de íons e uma grande quantidade de moléculas do ácido não-ionizado. Por isso, ele é um eletrólito fraco e sua constante de ionização é pequena. Já o ácido forte está muito ionizado e a quase-totalidade de suas moléculas se transforma em íons. Por isso, ele é um eletrólito forte e sua constante de ionização é elevada. Os valores das constantes de ionização de muitos ácidos já foram determinados experimentalmente e encontram-se tabelados à mesma concentração e temperatura. Por meio dos valores tabelados podemos comparar a força desses ácidos: Constante de ionização dos ácidos em solução aquosa a 25 °C Nome ácido clorídrico ácido sulfúrico HCl H2SO4 – HSO 4 H3PO4 – H2PO 4 2– HPO 4 H2CO3 – HCO 3 H2S HS– HCN 10–7 muito fraco fraco H + Cl H+ + H+ + + + – – HSO 4 2– SO 4 K* a muito grande muito grande 1,2 · 10–2 * 7,5 · 10–3 6,2 · 10–8 * 4,4 · 10–13 * 4,3 · 10–7 5,6 · 10–11* 1,1 · 10–7 1,0 · 10–14 * 6,2 · 10–10 103 forte muito forte ácido fosfórico – H + H2PO 4 + 2– H + HPO 4 + 3– H + PO 4 – H + HCO 3 + 2– H + CO 3 + ácido carbônico ácido sulfídrico ácido cianídrico valores de Ka classificação H + HS– + H + S2– H + CN– 10–2 + + * Os valores destacados são obtidos na 2ª ou 3ª etapa de ionização dos poliácidos. No caso de um ácido com mais de um hidrogênio ionizável, como, por exemplo, o ácido sulfídrico (H2S), a ionização ocorrerá em duas etapas: [H+] [HS–] 1ª etapa de ionização: H2S H+ + HS– K1 = K1 = 1,1 · 10–7 [H2S] 2ª etapa de ionização: HS– H+ + S2– K2 = [H+] [S2–] [H2S] K2 = 1,0 · 10–14 416 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Note que o valor de K1 é bem maior que o de K2, o que permite concluir que a primeira ionização ocorre com muito maior facilidade. Por esse motivo, seu valor será utilizado para os cálculos, desprezando-se as demais constantes. Assim como definimos a constante de ionização para ácidos (Ka), também podemos definir a constante de dissociação, ou ionização, para as bases: Kb. Veja o exemplo: [NH +] [OH–] – + 4 NH4(aq) + OH (aq) NH3(g) + H2O(l) Kb = [NH3] Note que a concentração da água, por ser uma constante, não aparece na expressão de Kb. LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD No final do século XIX, Friedrich Wilhelm Ostwald, químico de origem russo-germânica, deduziu pela primeira vez uma expressão matemática relacionando a constante de ionização, a concentração em mol/L e o grau de ionização para monoácidos e monobases. Para compreendermos a expressão proposta por Ostwald, vamos elaborar o seguinte raciocínio: Ao adicionarmos um ácido à água, podemos relacionar o número de mol adicionado com o número de mol ionizado: n mol de HA nº de mol ionizado α= nº de mol iniciais (n ) H+ HA A– V (L) de solução HA Início Proporção Equilíbrio n mol gasta α n n–αn 0 H+ forma α n αn + A– 0 forma α n αn Assim, o número de mol de cada espécie na condição de equilíbrio é: • HA = n – α n ou n (1 – α) • H+ = α n • A– = α n Usando esses valores, vamos determinar o valor do Ki: αn αn · [H+] [A–] V V Ki = ⇒ Ki = [HA] n (1 – α) V ⇒ Ki = α2 1–α α2 n ⇒ Ki = ! V 1–α · No caso dos ácidos fracos (α < 5%), o valor de (1 – α) na expressão será considerado aproximadamente 1. Assim, a expressão do Ki será representada por: Ki = α2 · ! Como Ki é uma constante, quanto menor for a concentração molar (!), ou seja, quanto mais diluída a solução, maior será o grau de ionização (α). Unidade 17 — Equilíbrio em meio aquoso 417 Resumindo: • Solução aquosa de ácido com apenas um hidrogênio ionizável: + – HA H +A • Concentração em mol/L de cada espécie no equilíbrio: [H ] n =α· =α·! – [A ] Num mesmo átomo não podem existir dois V elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos.n (1 – α) [HA] = = ! · (1 – α) Se HA for ácido fraco, a [HA] ≅ !. V α2 · ! • Constante de ionização: Ki = 1–α • Para ácidos e bases fracos: 1 – α ≅ 1 K i = α2 · ! 123 + O ácido acetilsalicílico, mais conhecido como aspirina, é um ácido orgânico fraco, cuja fórmula será representada por HAsp. Uma solução aquosa é preparada dissolvendo-se 0,1 mol de HAsp por litro. A concentração de H+ nessa solução é 0,004 M. Calcule o Ka da aspirina. ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO [H+] = 0,004 M e ! = 0,1 M do HAsp [H+] = α · ! ⇒ α = SOLUÇÃO Sabemos que: [H+] 0,004 ⇒ α= = 4,0 · 10–2 ! 0,1 Ka = α2 · ! ⇒ Ka = (4,0 · 10–2)2 · 0,1 ⇒ Ka = 1,6 · 10–4 Exercícios de classe 1. A respeito dos ácidos a seguir: constante de ionização HNO2 . . . . . . . . . . . . . . . 4,0 · 10–4 H3CCOOH . . . . . . . . . . . . 1,8 · 10–5 HCN . . . . . . . . . . . . . . . 7,0 · 10–10 HF . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7,2 · 10–4 pede-se: a) Equacione as suas ionizações. b) Escreva as expressões de suas constantes de ionização. c) Coloque-os em ordem crescente de força. 2. (Cefet-PR) A constante de ionização do ácido acético, a 25 ºC, numa solução 2 · 10–2 molar, sabendo que nessas condições o seu grau de ionização é 30%, é: a) 2,5 · 10–3. b) 3,7 · 10–2. c) 1,4 · 10–3. d) 3,2 · 10–4. e) 3,1 · 10–1. 3. Um ácido fraco HX apresenta uma constante de ionização igual a 10–6, a 25 ºC. Calcule o grau de ionização desse ácido numa solução 0,01 mol/L a 25 ºC. 4. Considere as duas soluções aquosas do ácido HA, cuja constante de ionização é 1,6 · 10–7, a 20 ºC: a) solução 0,01 M a 20 ºC; b) solução 0,0001 M a 20 ºC. Determine o grau de ionização do ácido em ambas as soluções. 418 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Exercícios propostos 1. (PUC-MG — mod.) A seguir estão tabeladas as constantes de ionização (Ka) em solução aquosa a 25 ºC. Ácido HBrO HCN HCOOH HClO HClO2 Ka (25 ºC) 2 . 10–9 4,8 . 10–10 1,8 . 10–4 3,5 . 10–8 4,9 . 10–3 5. (Fuvest-SP) Valor numérico da constante de dissociação do ácido acético = 1,8 · 10–5 Dada amostra de vinagre foi diluída com água até se obter uma solução com [H+] = 10–3 M. Nessa solução, as concentrações, em mol/L, de CH3COO– e de CH3COOH são, respectivamente, da ordem de: a) 3 b) 3 c) 1 d) 1 e) 1 · · · · · 10–1 10–1 10–3 10–3 10–3 e e e e e 5 5 2 5 5 · · · · · 10–10. 10–2. 10–5. 10–12. 10–2. Indique sua ordem crescente de acidez. 2. (ITA) Numa solução aquosa 0,100 mol/L de um ácido monocarboxílico, a 25 ºC, o ácido está 3,7% dissociado após o equilíbrio ter sido atingido. Indique a opção que contém o valor correto da constante de dissociação desse ácido nesta temperatura. a) 1,4 b) 1,4 · 10–3 c) 1,4 · 10–4 d) 3,7 · 10–2 e) 3,7 · 10–4 3. (UFPI) Qual o grau de dissociação de uma solução 1 mol/L de ácido acético? Dado: a constante de ionização do ácido acético é 1,8 · 10–5. a) α < 0,5% b) 0,5% < α < 1% c) 1% < α < 5% d) 5% < α 20% 4. (UFGO) 200 mL de solução de ácido acético contêm 3,0 gramas do ácido puro. Essa solução foi transferida totalmente para um balão volumétrico aferido de 500 mL de capacidade. Em seguida, completou-se o volume com água destilada até o traço de aferição. Sabendo que na solução preparada (500 mL) o ácido acético está a 1,3% ionizado, calcule a constante de ionização do ácido acético. (Dado: peso atômico do O = 16; do C = 12; do H = 1) 6. (Unicamp-SP) O alumínio é um dos metais que reagem facilmente com íons H+, em solução aquosa, liberando o gás hidrogênio. Soluções em separado, dos três ácidos a seguir, de concentração 0,1 mol L–1, foram colocadas para reagir com amostras de alumínio, de mesma massa e formato, conforme o esquema: frasco graduado inicialmente cheio de água solução ácida alumínio água Ácidos: ácido acético, Ka = 2 · 10–5 ácido clorídrico, Ka = muito grande ácido monocloro acético, Ka = 1,4 · 10–3 a) Em qual das soluções a reação é mais rápida? Justifique. b) Segundo o esquema, como se pode perceber que uma reação é mais rápida do que outra? PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA E pH EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA Medidas experimentais de condutibilidade elétrica e outras evidências mostram que a água, quando pura ou quando usada como solvente, se ioniza numa extensão muito pequena, originando a condição de equilíbrio: Unidade 17 — Equilíbrio em meio aquoso 419 H3O+ + OH – (aq) (aq) + H2O(l) + H2O(l) ou, simplificadamente: H2O(l) H+ (aq) – OH (aq) As concentrações de íons H+ e OH– presentes no equilíbrio variam com a temperatura, mas serão sempre iguais entre si: água pura ⇒ [H+] = [OH–] A 25 ºC, as concentrações em mol/L de H+ e OH– na água pura são iguais entre si e apresentam o valor 10–7 mol L–1. água pura a 25 ºC ⇒ [H+] = [OH ] = 10–7 mol L–1 – PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw) Considerando o equilíbrio da água: H+ + OH– H2O(l) (aq) (aq) sua constante de ionização corresponde ao Kw e é expressa por: Kw = (10–7) · (10–7) ⇒ Kw = 10–14 Kw = [H+] · [OH–] a 25 ºC Na água, as concentrações de H+ e OH– são sempre iguais, independentemente da temperatura; por esse motivo, a água é neutra. Quaisquer soluções aquosas em que [H+] = [OH–] também serão neutras. Em soluções ácidas ou básicas notamos que: quanto maior a [H+] ⇒ mais ácida é a solução. quanto maior a [OH–] ⇒ mais básica (alcalina) é a solução. ESCALA DE pH O termo pH (potencial hidrogeniônico) foi introduzido, em 1909, pelo bioquímico dinamarquês Soren Peter Lauritz Sorensen (1868-1939), com o objetivo de facilitar seus trabalhos no controle de qualidade de cervejas. O cálculo do pH pode ser feito por meio das expressões: pH = colog [H+] ou pH = – log [H+] ou pH = log 1+ [H ] De maneira semelhante, podemos determinar o pOH (potencial hidroxiliônico) de uma solução: 1 pOH = colog [OH–] ou pOH = – log [OH–] ou pOH = log [OH–] Veja os exemplos: 1 [H+] = 10–6 mol L–1 2 [OH–] = 10–5 mol L–1 pH = – log [H+] pOH = – log [OH –] pH = – log 10 –6 pOH = – log 10 –5 pH = –(–6) 123 log 10 pOH = –(–5) 123 log 10 pH = 6 Assim: [H+] = 10 –6 mol L–1 pH = 6 1 pOH = 5 Assim: [OH–] = 10 –5 mol L–1 pOH = 5 1 420 Na água e nas soluções neutras, a 25 ºC, temos: [H+] = [OH–] = 10–7 mol L–1 pH = pOH = 7 e pH + pOH = 14 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA A escala de pH normalmente apresenta valores que variam de zero a 14. O esquema a seguir mostra uma relação ente os valores de pH e as concentrações de H+ e OH–em água, a 25 ºC. ácido [OH–] [OH+] 10–14 100 10–13 10–1 10–12 10–2 suco de limão (pH 2,2 – 2,4) neutro 10–9 10–5 10–8 10–6 leite (pH 6,4) básico 10–6 10–8 10–5 10–9 10–4 10–3 10–2 10–1 100 10–10 10–11 10–12 10–13 10–14 Ajax, Fúria (pH 11,9) 10–11 10–3 10–10 10–4 10–7 10–7 HCl (1,0 M) (pH 0,0) água gaseificada (pH 3,9) bicarbonato sangue de sódio (pH 7,4) (0,1 M) (pH 8,4) suco gástrico (pH 1,0 – 3,0) vinagre cerveja (pH 2,4 – 3,4) (pH 4,0 – 4,5) água do mar (pH 7,0 – 8,3) leite de magnésia (pH 10,5) NaOH (1,0 M) (pH 14,0) pH pOH 0 14 1 13 2 12 3 11 4 10 5 9 6 8 7 7 8 6 9 5 10 4 11 3 12 2 13 1 14 0 O pH no corpo humano Nas células do nosso corpo, o CO2 é continuamente produzido como um produto terminal do metabolismo. Parte desse CO2 se dissolve no sangue, estabelecendo o equilíbrio: H2CO3 H+ + HCO – CO2 + H2O 3 Esse é um exemplo dos diversos equilíbrios que mantêm o pH do nosso sangue entre 7,3 e 7,5. Quando a respiração é deficiente, essa hipoventilação acarreta o aumento da concentração de CO2 no sangue, o que provoca o deslocamento do equilíbrio para a direita, aumentando a concentração de H+ e diminuindo o pH sangüíneo. Essa situação é denominada acidose. Acidose: Sintomas: falta de ar, diminuição ou supressão da respiração, desorientação com possibilidade de coma. Causas: ingestão de drogas, enfisema, pneumonia, bronquite, asma, alterações no sistema nervoso central. Um ataque de histeria ou de ansiedade pode levar uma pessoa a respirar muito rapidamente. Essa hiperventilação acarreta a perda de uma quantidade maior de CO2 pelos pulmões, o que provoca o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, diminuindo a concentração de H+ e aumentando o pH do sangue. Essa situação é denominada alcalose. Alcalose: Sintomas: respiração ofegante, entorpecimento, rigidez muscular, convulsões. Causas: ingestão de drogas, cirroses, exercícios físicos excessivos, overdose de aspirina, doenças pulmonares. Unidade 17 — Equilíbrio em meio aquoso 421 INDICADORES E PH Uma maneira muito comum, mas menos precisa, de determinar o pH de uma solução é mediante o uso de indicadores, que são substâncias que 7 mudam de cor em função da [H+] e da 10 4 [OH–], ou seja, de acordo com o pH. Existem vários indicadores ácido13 1 base; muitos deles são naturais, por exemplo, o suco de repolho roxo que, em uma solução neutra, apresenta coloração roxa. No entanto, quando o pH muda, a sua coloração pode variar do As soluções presentes na foto (da esquerda vermelho ao amarelo-claro. para a direita) apresentam pH respectivamente Os indicadores mais comumente iguais 1, 4, 7, 10 e 13. empregados em laboratório são sintéticos, por exemplo, a fenolftaleína que, como todos eles, quando dissolvida em água se ioniza e origina íons, estabelecendo um equilíbrio. O indicador e a sua forma ionizada apresentam cores diferentes. Genericamente, o comportamento de um indicador pode ser representado por: HInd incolor CEDOC H+ + Ind– vermelho A cor da solução dependerá de qual espécie [HInd] e [Ind– ] estiver presente em maior concentração. Se a esse equilíbrio adicionarmos: 1. um ácido: o aumento da concentração de [H+] deslocará o equilíbrio para a esquerda e, como conseqüência, [HInd] será maior que [Ind–]; a solução torna-se incolor. 2. uma base: os íons OH– retiram H+ do equilíbrio, o que o deslocará para a direita e, como conseqüência, [HInd] será menor que [Ind–]; a solução torna-se vermelha. A mudança de cor ocorre em determinados intervalos de pH, denominados faixa ou intervalo de viragem. Quando o valor do pH é inferior ao intervalo de viragem, temos uma cor; quando o valor é superior ao intervalo, temos outra cor; na faixa de viragem temos uma cor intermediária às duas. O quadro a seguir mostra alguns indicadores com os valores numéricos das suas faixas de viragem: Indicadores tornassol azul-de-bromotimol fenolftaleína 0 2 4 vermelho amarelo 6 8 10 azul 12 14 azul incolor róseo 422 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA DETERMINAÇÃO DA [H+] E DA [OH–] NAS SOLUÇÕES Soluções de ácidos e bases fortes Soluções ácidas Nesse tipo de solução, o íon predominante característico é o H+. Assim, devemos conhecer sua concentração em mol/L para em seguida determinar o pH da solução. Ácidos fortes (considerar α = 100%) Solução de HCl 0,1 mol/L HCl H+ + Cl– 0,1 mol/L 0,1 mol/L + [H ] = 0,1 mol/L = 10–1 mol/L pH = 1 Outros ácidos (α < 100%) Solução de H3CCOOH 0,1 mol/L α = 1% H+ + H3CCOO– H3CCOOH se 0,1 mol/L 0,1 mol/L α = 100% x α = 1% x = 0,001 mol/L + [H ] = 0,001 mol/L = 10–3 mol/L pH = 3 Por que o HCl não destrói o estômago? O estômago é um meio muito ácido, sendo sua acidez explicada pela presença do ácido clorídrico (HCl). Este ácido é formado pelos íons cloreto (Cl–), encontrados nos alimentos ingeridos e no sal de cozinha, e pelos íons H+ formados no sangue a partir do dióxido de carbono (CO2): CO2 + H2O H2CO3 H+ + HCO – 3 Os íons H+ e Cl– são transportados pelo sangue para o estômago através das paredes desse órgão, que não são atacadas pelo HCl por serem revestidas por uma camada de células, a qual produz o muco. Estas células também impedem que os íons H+ e Cl– retornem para o sangue. Soluções básicas Nesse tipo de solução, o íon predominante característico é o OH–. Assim, devemos determinar sua concentração em mol/L e, em seguida, o pOH da solução. Bases fortes (considerar α = 100%) Solução de NaOH 0,1 M NaOH Na+ + OH– 0,1 M 0,1 M – [OH ] = 0,1 M ou [OH–] = 10–1 mol/L pOH = 1 e pH = 13 Outras bases (α [OH– ] III — [H+] < [OH– ] a) refrigerante b) água destilada c) limpa-forno à base de soda cáustica d) suco gástrico e) amoníaco f) suco de laranja g) solução de bateria de automóvel h) chuva ácida 2. (Fuvest-SP) Entre os líquidos da tabela: [H+] leite água do mar Coca-Cola café preparado lágrima água de lavadeira 1,0 · 10–7 1,0 · 10–8 1,0 · 10–3 1,0 · 10–5 1,0 · 10–7 1,0 · 10–12 [OH–] 1,0 · 10–7 1,0 · 10–6 1,0 · 10–11 1,0 · 10–9 1,0 · 10–7 1,0 · 10–2 4. Calcule o pH, [H+] e [OH– ] de uma solução aquosa de pOH = 6. 5. (Unesp-SP) Observe o pH, a 25 ºC, de alguns materiais presentes em nosso cotidiano: pH vinagre vinho água com gás cerveja café 3,0 3,5 4,0 4,5 5,0 Indique os materiais de menor e maior concentração hidroxiliônica. 6. (UFPE) Relacione os itens seguintes com os conceitos: ácido, básico e neutro. 1) Uma Coca-Cola tem um pH igual a 3. 2) Um tablete de um antiácido dissolvido num copo d’água tem [OH– ] = 10–5 M. 3) Uma xícara de café tem [H+] = 10–5 M. 4) Uma solução em que [H+] = [OH– ]. a) 1) b) 1) c) 1) d) 1) e) 1) básico, 2) básico, 3) ácido, 4) neutro. ácido, 2) básico, 3) neutro, 4) neutro. neutro, 2) ácido, 3) básico, 4) ácido. ácido, 2) neutro, 3) básico, 4) básico. ácido, 2) básico, 3) ácido, 4) neutro. quais têm caráter ácido? 3. Calcule o pH, pOH e [OH– ] de uma solução aquosa cuja concentração hidrogeniônica [H+] é 10–2 mol/L. 424 7. (UFPI) Dada a afirmação: “A urina é uma solução aquosa que apresenta pH = 5.” podemos concluir que: a) a solução tem caráter básico. b) a concentração hidrogeniônica é 10–5 mol/L. c) a concentração hidroxiliônica é de 10–7 mol/L. d) a constante de ionização da água é 10–5. e) a urina é uma solução não-eletrolítica. 8. (PUC-RJ) Dada uma solução 1,0 · 10 M de um ácido forte HX, é correto afirmar que esta solução tem: a) pH = 1,0 e [X– ] = 10–4 M. b) pH = 4,0 e [X– ] = 1,0 M. c) pH = 4,0 e [X– ] = 10–1 M. d) pH = 4,0 e [X– ] = 10–4 M. e) pH = 1,0 e [X– ] = 1,0 M. 9. (UFRS) O acidente ocorrido recentemente com o navio Bahamas provocou o vazamento de milhares de toneladas de ácido sulfúrico na lagoa dos Patos. Em determinados locais, foram registrados valores de pH entre 3 e 4. Podemos afirmar que, nesses locais, a concentração aproximada de íons hidroxila, em mol/L, foi: a) maior que 10–11. d) maior que 10–5. b) maior que 10–9. e) maior que 10–4. –7 c) maior que 10 . 10. (Fuvest-SP) Adicionou-se hidróxido de sódio a uma solução diluída de ácido clorídrico, suficiente para diminuir a acidez dessa solução de pH = 4 para pH = 6. Qual o valor da relação [H+] inicial / [H+]final? 11. (PUC-MG) Ao tomar água, um indivíduo diluiu seu suco gástrico (solução contendo ácido clorídrico), de pH = 2, de 50 mL para 500 mL. O pH da solução resultante, logo após a ingestão de água, é igual a: a) 0. b) 2. c) 3. d) 4. e) 6. 12. (ITA-SP) Determine a massa de hidróxido de potássio que deve ser dissolvida em 0,500 mL de água para que a solução resultante tenha um pH ≈ 13 a 25 ºC. (massa molar do KOH = 56 g mol–1) 13. (UFRJ) A seguir são representados 4 frascos, dois deles contendo água e dois deles contendo soluções aquosas distintas. –4 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Aos frascos I e II adiciona-se óxido de sódio e aos frascos III e IV adiciona-se anidrido sulfúrico. a) Apresente as reações que ocorrem nos frascos I e III. b) Analise a variação do pH após a adição dos óxidos nos frascos II e IV. Justifique sua resposta. 14. (UFSM-RS) Um indicador ácido-base apresenta, em solução aquosa, o equilíbrio: cor A HIn 123 + H2O H3O+ + In– cor B 123 Com relação ao comportamento do indicador frente à substância 1, pode-se afirmar que sua coloração será 2, porque o equilíbrio desloca-se no sentido da espécie 3. Com base nessa afirmação, indique a alternativa que apresenta, corretamente, a substituição de 1, 2 e 3. 1 2 cor A cor B cor A cor B cor B 3 ionizada ionizada ionizada não-ionizada não-ionizada a) amoníaco b) c) acetato de sódio soda d) e) suco de limão vinagre 15. (UFMG) Indicadores são substâncias cujas cores variam com o pH do meio. Essas variações de cor resultam do deslocamento de equilíbrios ácido-base, uma vez que as espécies ácida e básica têm cores diferentes. Esses equilíbrios podem ser representados pela equação que segue, na qual In simboliza um grupo orgânico. HIn(aq) (I) H+ + In– (aq) (aq) (II) O indicador azul-de-bromotimol apresenta cor amarela em soluções aquosas com pH 7,6. A cor da solução varia entre diversas tonalidades de verde quando o pH está entre 6 e 7,6. a) Indique qual das espécies, I ou II, predomina em meio fortemente ácido. Justifique sua resposta. b) Indique a cor das espécies I e II no caso do azul-de-bromotimol. c) A uma solução aquosa de azul-de-bromotimol de pH = 8 adicionou-se HCl suficiente para aumentar mil vezes a concentração de íons hidrogênio. Calcule o pH da solução resultante e indique a sua cor. H2O HCl H2O NaOH I II III IV Unidade 17 — Equilíbrio em meio aquoso 425 Exercícios propostos 1. (UEPI) Analise as proposições: I — Quanto menor for a [H+], maior será o pH. II — Quanto maior for a [OH– ], menor será a [H+] e maior será o pH. III — Quanto menor for a [OH– ], maior será a [H+] e maior será o pH. IV — Quanto mais básica for a solução, maior será o pH. Indique a alternativa que apresenta somente proposições corretas: a) II e IV. c) I, II e III. e) II, III e IV. b) I e III. d) III e IV. 2. (UFPI) No estômago humano o pH é muito baixo, chegando a um (1) pela produção de ácido clorídrico. Vomitar resulta em uma redução da concentração de H+. Para a reposição deste nível de acidez com simultânea reidratação, é recomendável ingerir: a) água. b) refrigerantes carbonatados. c) suspensão aquosa de hidróxido de magnésio. d) solução aquosa de bicarbonato de sódio. e) suspensão aquosa de hidróxido de alumínio. 3. (Vunesp-SP) As leis de proteção ao meio ambiente proíbem que as indústrias lancem nos rios efluentes com pH menor que 5 ou superior a 8. Os efluentes das indústrias I, II e III apresentam as seguintes concentrações (em mol/L) de H+ ou OH–: Indústria I II III Concentração no efluente (mol/L) [H+] = 10–3 [OH– ] = 10–5 [OH– ] = 10–8 e) a concentração de íons OH– presentes no suco é 10–4 mol/L. 5. (UFRJ) O gráfico a seguir relaciona o pH e o pOH de soluções aquosas a 25 ºC: pOH 14 a 7 b c 7 14 pH No gráfico, os segmentos a, b e c representam diferentes intervalos de pH e de pOH. As três soluções representadas a seguir têm a mesma concentração e estão a 25 ºC: NH4OH KOH HCl I II III a) Identifique o intervalo no gráfico a que pertence cada uma das soluções. Justifique sua resposta. b) Qual o tipo de ligação química presente no sal obtido quando misturamos as soluções contidas nos frascos II e III? Justifique sua resposta. 6. (Puccamp-SP) O pH do suco de laranja varia, em média, de 3,0 a 4,0. O pH do suco de tomate varia de 4,0 a 4,4. Considerando os extremos dessas faixas de valores de pH que significam maior acidez, pode-se afirmar que a [H+] do suco de laranja, em relação à do suco de tomate é: a) cento e quarenta vezes maior. b) cento e quarenta vezes menor. c) igual. d) dez vezes menor. e) dez vezes maior. 7. (PUC-MG) A concentração hidrogeniônica do suco de laranja puro é 10–4 mol/L. O pH de um refresco, preparado com 25 mL de suco de laranja e água suficiente para completar 250 mL, é igual a: a) 3. b) 4. c) 5. d) 6. e) 8. 8. (UFCE) Adicionando-se água destilada a 5 mL de uma solução de hidróxido de sódio 1 mol/L, obtêm-se 500 mL de solução diluída. Admitindose completa dissociação do hidróxido de sódio (NaOH), calcule o pH da solução preparada. Considerando apenas a restrição referente ao pH, podem ser lançados em rios, sem tratamento prévio, os efluentes: a) da indústria I, somente. b) da indústria II, somente. c) da indústria III, somente. d) das indústrias I e II, somente. e) das indústrias I, II e III. 4. (Vunesp-SP) Um suco de tomate tem pH = 4. Isto significa que: a) o suco apresenta propriedades alcalinas. b) a concentração de íons H3O+ presentes no suco é 104 mol/L. c) a concentração de íons H3O+ presentes no suco é 10–4 mol/L. d) a concentração de íons OH– presentes no suco é 104 mol/L. 426 9. (UFRJ) Três frascos contendo soluções a 25 ºC com diferentes pHs são apresentados a seguir: I pH = 3 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA II pH = 2 III pH = ? I— II — III — IV — Os frascos I e II contêm soluções de ácido nítrico, que é um ácido forte e pode ser considerado totalmente ionizado. a) Foram misturados 10 mL da solução I com 10 mL da solução II. Para neutralizar completamente a solução obtida, foram necessários 110 mL da solução III, cujo soluto também está totalmente dissociado. Qual o pH da solução III? b) Qual a fórmula estrutural do ácido nítrico? 10. (Fuvest-SP) 100 mL de uma solução 0,1 M de NaOH foram misturados com 100 mL de uma solução 0,3 M de HCl. À solução resultante adicionaram-se algumas gotas do indicador vermelho-de-metila, que apresenta cor vermelha em pH menor que 4 e amarela em pH maior que 6. Qual a cor que a mistura deve apresentar? Justifique com o cálculo do valor do pH. 11. (Unesp-SP) Para evitar o desenvolvimento de bactérias em alimentos, utiliza-se ácido benzóico como conservante. Sabe-se que: I — Em solução aquosa, ocorre o equilíbrio: COOH COO– + H+ o valor da constante de equilíbrio; a concentração do íon acetato; o pH da solução; a concentração de todas as espécies em solução. (Dado: log 2 = 0,3) 13. (UNI-RIO) Quando enchemos rapidamente várias bolas de aniversário (bexigas) usando o sopro, ou quando expiramos profundamente em um exame médico, ficamos tontos em virtude de expelirmos grande quantidade de CO2. Considere a reação genérica seguinte como sendo aquela que ocorre no organismo. CO2(g) + H2O(l) – H+ + HCO3(aq) (aq) Responda, então, às questões a seguir: a) O que ocorre com o equilíbrio da reação quando enchemos os balões ou expiramos rapidamente? b) Considerando a perda de CO2 na reação apresentada, o que ocorrerá com o pH no organismo? 14. (UFGO) O quadro a seguir relaciona diversos materiais com seus respectivos pH, aproximados: Material leite de vaca sangue humano suco de laranja leite de magnésia vinagre pH 6,5 7,3 4,0 10,5 3,0 Intervalo de viragem da fenolftaleína: 0 8 incolor 9,8 vermelho 14 (pH) (BzH) (Bz–) II — A ação bactericida é devida exclusivamente à forma não-dissociada do ácido (BzH). III — Quando [BzH] = [Bz– ], o pH da solução é 4,2. Com base nestas informações e considerando-se a tabela seguinte: Alimento refrigerante picles leite pH 3,0 3,2 6,5 Considerando-se as informações, responda: a) Qual a concentração molar de hidroxilas no vinagre? b) Qual a concentração molar hidrogeniônica no suco de laranja? c) Qual o material mais básico? Justifique. d) Utilizando-se apenas a fenolftaleína como indicador, pode-se afirmar que o suco de laranja é ácido? Justifique. 15. (Fuvest-SP) A tabela a seguir relaciona a cor de indicadores com pH de soluções aquosas: Indicador alaranjado-demetila azul-debromotimol Cor em função do pH vermelho em amarelo em pH 3,5 amarelo em azul em pH 8,5 pode-se afirmar que é possível utilizar ácido benzóico como conservante do: a) refrigerante, apenas. b) leite, apenas. c) refrigerante e picles, apenas. d) refrigerante e leite, apenas. e) picles e leite, apenas. 12. (UFF-RJ) Uma solução de ácido acético 0,050 M apresenta um grau de dissociação (α) 0,4% à temperatura de 25 ºC. Para esta solução, à temperatura mencionada, calcule: Indique a cor adquirida pelas soluções na presença de cada um dos indicadores. a) Solução 0,01 M de ácido clorídrico, 100% ionizado. b) Solução 0,01 M de ácido acético, 1% ionizado. Unidade 17 — Equilíbrio em meio aquoso 427 Em uma experiência foram preparadas duas soluções aquosas de mesma molaridade, uma contendo ácido fórmico e outra ácido acético. Indique qual das soluções apresenta menor pH. Justifique sua escolha. 16. (UFRJ) Os ácidos carboxílicos são considerados ácidos fracos. A tabela a seguir apresenta as constantes de ionização, em valores aproximados, do ácido fórmico e do ácido acético. Ácido fórmico acético Fórmula molecular HCOOH CH3COOH Ka 10–4 10–5 HIDRÓLISE SALINA Soluções ácidas ou básicas podem ser obtidas pela dissolução de sais em água. Nesses sistemas, os sais estão dissociados em cátions e ânions, que podem interagir com a água por meio de um processo denominado hidrólise salina, produzindo soluções com diferentes valores de pH. Hidrólise salina é o processo em que o(s) íon(s) proveniente(s) de um sal reage(m) com a água. A reação de hidrólise de um cátion genérico (C+) com a água pode ser representada pela equação a seguir: COH + H+ C+ + HOH cátion água Note que ocorreu a formação de íons H+, o que caracteriza as soluções ácidas. Hidrólise de cátions: produz íons H+. A reação de hidrólise de um ânion genérico (A–) com a água pode ser representada pela equação a seguir: HA + OH– A– + HOH ânion água Note que ocorreu a formação de OH–, o que caracteriza as soluções básicas. Hidrólise de ânions: produz íons OH–. ACIDEZ E BASICIDADE DAS SOLUÇÕES AQUOSAS DOS SAIS Hidrólise salina de ácido forte e base fraca Ao prepararmos uma solução aquosa de NH4NO3, verificamos que seu pH é menor que 7. Esse fato pode ser explicado pela análise da hidrólise do sal. NH4OH(aq) + HNO3(aq) NH4NO3(aq) + HOH(l) base fraca (não-ionizada) ácido forte (ionizado) Assim, uma maneira mais correta de representar a reação é: – – NH4OH(aq) + H + + NO 3(aq) NH + 4(aq) + NO 3(aq) + H2O(l) (aq) NH + 4(aq) + H2O(l) NH4OH(aq) + H + (aq) A presença do íon H+ justifica a acidez da solução (pH 7). Note que a hidrólise foi do ânion, ou seja, do íon proveniente do ácido fraco. Hidrólise salina de ácido fraco e base fraca Ao prepararmos uma solução aquosa de NH4CN, verificamos que esta é ligeiramente básica. Esse fato também pode ser explicado pela análise da hidrólise do sal. NH4OH(aq) + HCN(aq) NH4CN(aq) + HOH(l) base fraca 144424443 praticamente não-ionizados ácido fraco Assim, a reação pode ser representada por: + – NH4OH(aq) + HCN(aq) NH4(aq) + CN(aq) + H2O(l) No entanto, ao compararmos as constantes de ionização do ácido (Ka) e da base (Kb), temos: NH4OH: Kb = 1,8 · 10–5 HCN: Ka = 4,9 · 10–10 Como o Kb é maior que o Ka, a base está mais ionizada que o ácido; por isso, a solução é ligeiramente básica. Assim, soluções aquosas desse tipo de sal originam soluções ligeiramente ácidas ou básicas, dependendo do Ka e do Kb: Ka > Kb ⇒ solução ligeiramente ácida (pH < 7) Ka 7) Hidrólise salina de ácido forte e base forte Ao prepararmos uma solução aquosa de NaCl, verificamos que seu pH é igual a 7. Vejamos, pela análise da hidrólise do sal, o que ocorreu na preparação: NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + HOH(l) base forte ácido forte 144424443 dissociados Assim, a maneira mais correta de representar a reação é: – – – Na + + OH (aq) + H + + Cl (aq) Na + + Cl (aq) + H2O(l) (aq) (aq) (aq) H2O(l) – OH (aq) + H + (aq) Note que, nesse caso, não ocorreu hidrólise, pois tanto o cátion como o ânion são provenientes de base e ácido fortes. A solução final é neutra (pH = 7). Unidade 17 — Equilíbrio em meio aquoso 429 Exercícios de classe 1. Considere as soluções aquosas dos seguintes sais: • acetato de sódio: Na+(H3CCOO)– • sulfato de cobre: Cu2+SO2– 4 • nitrato de bário: Ba2+(NO3)– 2 • cloreto de amônio: NH+Cl– 4 • sulfeto de amônio: (NH4)+ S2– (Kb > Ka) 2 a) Identifique quais são ácidas, básicas ou neutras. b) Teoricamente, quais delas poderiam ser utilizadas para combater a azia? 2. Equacione a hidrólise dos íons: a) Ag+; c) H3CCOO–; 2+ d) HCO– . b) Cu ; 3 3. (UFPI) Uma das principais causas de morte na faixa etária de 15 a 35 anos é a ingestão de drogas em doses elevadas. Em situações de emergência, a informação correta sobre o tipo de droga ingerida é fundamental para salvar vidas. No caso de compostos ácidos como fenobarbital (Gardenal) e salicilato (Aspirina), a eliminação é facilitada pela alcalinização da urina (caso I). Para anfetaminas (arrebite), recomenda-se a acidificação da urina (caso II). Das alternativas a seguir, escolha a que corresponde à melhor indicação para o tratamento em cada caso: caso I caso II a) NaF NaHCO3 b) KNO3 Na2CO3 c) NaHCO3 NH4Cl KCl d) NH4NO3 e) Na2CO3 NaC2H3O2 4. (Unesp-SP) O uso do bicarbonato de sódio (NaHCO3) no combate aos sapinhos, à afta, à azia ou a cheiro de suor, deve-se ao seu caráter: a) básico, que o torna capaz de neutralizar a acidez envolvida em todos esses exemplos. b) ácido, que o torna capaz de neutralizar a alcalinidade envolvida em todos esses exemplos. c) neutro, que o torna capaz de neutralizar a acidez envolvida em todos esses exemplos. d) anfótero, que o torna capaz de neutralizar a acidez e alcalinidade envolvidas em todos esses exemplos. e) anfótero, que o torna capaz de neutralizar a alcalinidade envolvida. 5. (Fuvest-SP) A criação de camarão em cativeiro exige, entre outros cuidados, que a água a ser utilizada apresente pH próximo de 6. Para tornar a água, com pH igual a 8,0, adequada à criação de camarão, um criador poderia: a) adicionar água de cal. b) adicionar carbonato de sódio sólido. c) adicionar solução aquosa de amônia. d) borbulhar, por certo tempo, gás carbônico. e) borbulhar, por certo tempo, oxigênio. 6. (Cesgranrio-RJ) Em três frascos A, B e C, dissolvemos, em água pura, respectivamente: cloreto de sódio (NaCl), cloreto de amônio (NH4Cl) e acetato de sódio (NaC2H3O2). Sabendo-se que somente os íons Na+ e Cl– não sofrem hidrólise, podemos afirmar que: a) o pH da solução do frasco A se situa entre 8,0 e 10,0. b) o pH da solução do frasco B se situa entre 11,0 e 13,0. c) o pH da solução do frasco C se situa entre 2,0 e 4,0. d) a solução do frasco A é mais ácida do que a do frasco B. e) a solução do frasco B é mais ácida do que a do frasco C. Exercícios propostos 1. (PUC-RS) Para o cultivo de azaléias, o pH ideal é entre 4,0 e 5,0. A análise do solo de um jardim mostrou que o mesmo apresenta um pH igual a 6,0. O composto ideal para adequar o solo ao plantio das azaléias é: a) Al2(SO4)3. d) NH3. e) NaOH. b) CaCO3. c) CaO. 2. (UFPE) O azul-de-bromotimol é um indicador ácido-base, com faixa de viragem [6,0 — 7,6], que apresenta cor amarela em meio ácido e cor azul em meio básico. Considere os seguintes sistemas: I — água pura II — CH3COOH 1 M III — NH4Cl 1 M 430 Indique, na tabela que segue, a coluna contendo as cores desses sistemas depois da adição de azul-de-bromotimol. Sistema Água pura CH3COOH 1 M NH4Cl 1 M l verde amarelo azul verde azul verde verde amarelo verde verde amarelo amarelo verde amarelo azul PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA A B C D E e 7,6; azul em pH > 7,6. Adicionando: ao primeiro copo, sulfato férrico; ao segundo, acetato de sódio; ao terceiro, sulfato de sódio e; ao quarto, cloreto de amônio (aproximadamente uma colher de chá do respectivo sólido), indique a cor de cada solução. 6. (Unicamp-SP) Alcalose e acidose são dois distúrbios fisiológicos caracterizados por alterações do pH no sangue: a alcalose corresponde a um aumento enquanto a acidose corresponde a uma diminuição do pH. Estas alterações de pH afetam a eficiência do transporte de oxigênio pelo organismo humano. O gráfico esquemático a seguir mostra a porcentagem de oxigênio transportado pela hemoglobina, em dois pHs diferentes em função da pressão do O2. % de O2 transportado 100 pH = 7,6 3. (UFES) Complete as equações a seguir e classifique as soluções resultantes como ácida, básica ou neutra. Justifique sua resposta. a) NaCl(s) + H2O b) H3CCOONa(s) + H2O c) NH4Cl(s) + H2O d) Na(s) + H2O 4. (Unesp-SP) Quando se adiciona o indicador fenolftaleína a uma solução aquosa incolor de uma base de Arrhenius, a solução fica vermelha. Se a fenolftaleína for adicionada a uma solução aquosa de um ácido de Arrhenius, a solução continua incolor. Quando se dissolve cianeto de sódio em água, a solução fica vermelha após adição de fenolftaleína. Se a fenolftaleína for adicionada a uma solução aquosa de cloreto de amônio, a solução continua incolor. a) Explique o que acontece no caso do cianeto de sódio, utilizando equações químicas. b) Explique o que acontece no caso do cloreto de amônio, utilizando equações químicas. 5. (ITA-SP) Em quatro copos são colocados 100 cm3 de água e quatro gotas de azul-debromotimol, um indicador que adquire cor amarela em pH 1 · 10–7 mol L–1 4 434 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA Exercícios de classe 1. Escreva a equação que representa o equilíbrio de solubilidade e a expressão de Ks para as substâncias a seguir: a) AgBr d) PbI2 g) Mn(OH)2 b) CaCO3 e) Ag2S c) Ag2SO4 f ) Al(OH)3 2. (Puccamp-SP) O produto de solubilidade do hidróxido férrico, Fe(OH)3, é expresso pela relação: [Fe3+] a) [Fe3+] · 3 [OH– ]. d) . [OH– ]3 3+ –3 b) [Fe ] + [OH ] . [OH– ]3 c) [Fe3+] [OH– ]3. e) . [Fe3+] 3. (UFRN) Em um béquer que contém água a 25 ºC, adiciona-se, sob agitação, BaSO4 até que se obtém uma solução saturada. a) Escreva a expressão do produto de solubilidade para o BaSO4 em água. b) Calcule o valor do produto de solubilidade do BaSO4 a 25 ºC, sabendo que sua solubilidade em água é 1,0 · 10–5 mol/L. 4. (UERJ) O hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é uma base fraca pouco solúvel em água, apresentando constante de produto de solubilidade (Kps) igual a 4 · 10–12. Uma suspensão desta base em água é conhecida comercialmente como “leite de magnésia”, sendo comumente usada no tratamento de acidez no estômago. a) Calcule, em mol L–1, a solubilidade do Mg(OH)2, numa solução desta base. b) Escreva a equação balanceada da reação de neutralização total do hidróxido de magnésio com ácido clorídrico (HCl). 5. (Unifor-CE) A 25 ºC, numa solução saturada de cromato de estrôncio, a concentração de íons Sr2+, em mol/L, vale: (Dado: produto de solubilidade do SrCrO4, a 25 ºC = 3,5 · 10–5) a) 6 · 10–3. c) 2 · 10–4. e) 3 · 10–6. d) 6 · 10–5. b) 3 · 10–3. 6. (Unicamp-SP) A presença do íon de mercúrio II (Hg2+) em águas de rios, lagos e oceanos, é bastante prejudicial aos seres vivos. Uma das maneiras de se diminuir a quantidade de Hg2+ dissolvido é provocar a sua reação com o íon sulfeto, já que a constante do produto de solubilidade do HgS é 9 · 10–52 a 25 ºC. Trata-se, portanto, de um sal pouquíssimo solúvel. Baseando-se somente neste dado, responda: a) Que volume de água, em dm3, seria necessário para que se pudesse encontrar um único íon Hg2+ em uma solução saturada de HgS? b) O volume de água existente na Terra é de, aproximadamente, 1,4 · 1021 dm3. Esse volume é suficiente para solubilizar um mol de HgS? Justifique. 7. (UFMS) Para uma Sal Kps (mol/L)2 (1) BaCO3 5,3 · 10–9 única solução aquo(2) CaCO3 4,7 · 10–9 sa, na qual está dis(4) FeCO3 2,0 · 10–11 solvido igual número (8) PbCO3 1,0 · 10–13 de mol dos seguintes –5 sais, cujos produtos (16) MgCO3 4,0 · 10 –12 de solubilidade são (32) CdCO3 5,2 · 10 (64) CoCO3 8,0 · 10–13 (ver tabela ao lado): Adicionando-se Na2CO3(aq), gota a gota, à solução, qual dos sais precipitará em primeiro lugar? E qual em segundo lugar? (Dar a resposta pela soma das afirmações corretas) Exercícios propostos 1. (Unesp-SP) Pb3(SbO4)2 é um pigmento alaranjado empregado em pinturas a óleo. a) Indique a classe de compostos a que pertence. b) Escreva a equação química balanceada da ionização desse pigmento pouco solúvel em água e a expressão da constante do seu produto de solubilidade (Kps). 2. (FEEQ-CE) Uma expressão do tipo: Kps = [cátion] [ânion] é correta para indicar o produto de solubilidade do sulfato de: a) alumínio. b) bário. c) sódio. d) potássio. e) amônio. 3. (UC-PE) Considere uma solução do eletrólito: BxAy x By+ + y Ax– a) Quanto menor o Kps do eletrólito, menos solúvel será esse eletrólito. b) Se [By+]x [Ax– ]y > Kps, haverá precipitação. c) Se [By+]x [Ax– ]y < Kps, haverá dissolução do precipitado. d) Se [By+]x [Ax– ]y = Kps, a solução é saturada. e) Um aumento do eletrólito sólido na solução saturada não altera o Kps. Unidade 17 — Equilíbrio em meio aquoso 435 de PbSO4, numa solução que contém 1 · 10–3 mol/L de íons Pb2+, deve ser: (Dado: Kps PbSO4 = 1,3 · 10–8, a 25 ºC) a) superior a 1,3 · 10–5 mol/L. b) inferior a 13 · 10–8 mol/L. c) igual a 1,3 · 10–5 mol/L. d) igual a 1,3 · 10–8 mol/L. e) igual a 1,3 · 10–7 mol/L. 8. (UFGO) Um estudante, caminhando com um béquer que continha 1 L de uma solução saturada de carbonato de magnésio, com 10 g de corpo de chão, levou um esbarrão, deixando cair 120 mL do sobrenadante. Explique o que ele poderia fazer para se obter o mesmo volume de solução saturada, sem acrescentar mais carbonato de magnésio à solução. (Dados: Kps do MgCO3 = 4 · 10–6) 9. (USC-BA) Substância Constante de solubilidade (Ks) a 25 ºC 1,56 · 10–10 AgCl 2,56 · 10–4 PbCl2 MgCO3 4,00 · 10–5 ZnS 1,20 · 10–23 4. (UFGO) Experimentalmente, comprova-se que uma solução saturada de fluoreto de bário, em água pura, a 25 ºC, tem concentração do íon fluoreto igual a 1,52 · 10–2 mol/L. Qual é o produto de solubilidade do fluoreto de bário? 5. (UFV-MG) O sulfato de bário (BaSO4) é uma substância pouco solúvel em água. I — Escreva a equação que representa o equilíbrio de solubilidade do BaSO4 em solução aquosa. II — Escreva a expressão que representa a constante de equilíbrio para a dissolução do BaSO4. III — Sabendo que, a certa temperatura, a solubilidade do BaSO4 é 1,0 · 10–5 mol · L–1, calcule o valor da constante de equilíbrio (produto de solubilidade). 6. (UFPE) O gráfico a seguir representa as concentrações em equilíbrio de uma solução saturada de BaSO4. Calcule o número que, multiplicado por 10–10, corresponde ao valor do Kps do BaSO4. [Ba2+] · 105 (mol/L) 3,0 2,0 1,0 0 1,0 2,0 3,0 –2 [SO4 ] · 105 (mol/L) 7. (MACK-SP) A concentração mínima de íons SO2– necessária para ocorrer a precipitação 4 Com base nas informações da tabela, nos conhecimentos sobre solubilidade e equilíbrio de solubilidade, pode-se afirmar: a) O sulfeto de zinco é a substância mais solúvel em água. b) Para o PbCl2, Ks = [Pb2+] [2 Cl–]. c) A solubilidade do MgCO3 é 2,00 · 10–5 mol/L. d) A solubilidade independe da temperatura. e) Ao se fazer passar uma corrente de gás clorídrico em uma solução saturada de AgCl, haverá precipitação de AgCl. EXERCÍCIOS GLOBALIZANTES Leia o texto a seguir e, depois, resolva as questões: O pH, a solubilidade e a deterioração dos dentes Os dentes são constituídos principalmente por um mineral conhecido por hidroxiapatita, cuja fórmula é Ca5(PO4)3OH. A hidroxiapatita é insolúvel em água e parcialmente solúvel em soluções ácidas, as quais podem favorecer a deterioração dos dentes. A carboidrato-proteína, mais conhecida por mucina, forma uma película sobre o dente denominada placa. Se essa proteína não for removida pela escovação, o crescimento da placa 436 PARTE 2 — FÍSICO-QUÍMICA retém as partículas dos alimentos. Bactérias fermentam carboidratos, os quais produzem ácido lático. Como a saliva não consegue dissolver a placa, a produção de ácido lático continua. Com isso, o pH fica abaixo de 4,5 (meio ácido). Os íons H+ do meio reagem com a hidroxi3– apatita, neutralizando seus íons OH– e transformando os íons PO4 em HPO2– : 4 Ca5(PO4)3OH(s) + 4 H+ (aq) 5 Ca2+ + 3 HPO2– + H2O(l) (aq) 4(aq) O sal formado é solúvel em água e, por esse motivo, parte da hidroxiapatita se dissolve. Se esse processo não for controlado, surgirão pequenas cavidades nos dentes. A corrosão dos dentes é mais rápida em pessoas com bulimia — distúrbio caracterizado pela ingestão de grandes quantidades de alimentos seguida de vômito provocado. O ácido clorídrico do estômago, eliminado junto com o vômito, faz com que o pH da boca chegue ao redor de 1,5. Além da escovação adequada e de consultas periódicas ao dentista, a adição de íons fluoreto (F–) à água potável e a cremes dentais é um reforço importante no combate à deterioração dos dentes. O fluoreto transforma a hidroxiapatita em fluorapatita: – Ca5(PO4)3OH(aq) + F (aq) Ca5(PO4)3F(aq) + OH– (aq) fluorapatita A fluorapatita é menos solúvel em ácidos do que a hidroxiapatita. Com isso, a deterioração dos dentes é menor. Dados: massas molares: Ca5(PO4)3OH = 502 g mol–1; NaF = 42 g mol–1; F = 19 g mol–1. 1. Considere que 5,02 mg de hidroxiapatita estejam dissolvidos em 2 litros de água. Determine a concentração dessa solução em g/L e mol/L. 2. Uma amostra de água apresenta concentração de fluoreto (F–) de 5 ppm. Determine a massa de fluoreto existente em 1 litro da amostra. 3. Uma solução aquosa 1 molar de glicose ferve a 101 ºC e congela a –1 ºC. Nas mesmas condições, determine a que temperatura irá ferver e congelar uma solução aquosa 1 molar de NaF. 4. As duas equações apresentadas no texto são de óxido-redução? Justifique. 5. Os íons fluoreto utilizados nos tratamentos de água são provenientes, principalmente, do fluoreto de sódio (NaF). Equacione a eletrólise ígnea desse sal. 6. A fadiga muscular é causada por acúmulo de ácido. Esse ácido foi mencionado no texto. Identifique-o. 7. Considere o seguinte equilíbrio: Ca5(PO4)3OH(5) + 4 H+ (aq) 2– 5 Ca2+ + 3 HPO4(aq) + H2O(l) ∆H 2 1 OH monoálcool H3C CH2 OH OH 2 OH diálcool OH OH H2C CH2 n* OH poliálcool OH OH H2C CH OH CH2 Os monoálcoois ainda podem ser classificados em função do tipo de carbono que contém a hidroxila. Localização da hidroxila Classificação do álcool C primário primário C secundário secundário C terciário terciário CH3 Exemplo H3C CH2 2 OH H3C CH CH OH CH3 H3C C OH CH3 Observação: Os álcoois apresentam no máximo um grupo OH por carbono. 506 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA NOMENCLATURA OFICIAL DOS ÁLCOOIS A nomenclatura oficial dos álcoois segue as mesmas regras estabelecidas para os hidrocarbonetos; a única diferença está na terminação. Prefixo número de carbonos Intermediário tipo de ligação Sufixo ol Álcoois saturados Monoálcool Quando um álcool alifático apresentar mais do que dois átomos de carbono, indicamos a posição do OH numerando a cadeia a partir da extremidade mais próxima do carbono que contém a hidroxila. OH • H3C 4 3 2 1 CH2 CH CH3 Intermediário ligação entre C — an Sufixo função — ol Posição do OH carbono 2 Prefixo número de C — but nome oficial: 2-butanol OH 1 2 3 4 CH3 5 6 7 • H3C CH CH3 CH CH CH2 CH3 CH CH2 CH3 cadeia principal: 3-heptanol radicais: metil, metil, etil posição: 2, 5, 4 nome: 4-etil-2, 5-dimetil-3-heptanol OH • HC 12 43 OH CH2 C CH3 CH3 H2C cadeia principal: 1-ciclobutanol radical: metil posição: 3 nome: 3-metil-1-ciclobutanol ou, simplesmente, 3-metil-ciclobutanol Poliálcoois Nesses álcoois as posições dos grupos OH são fornecidas pelos menores números possíveis. Essas quantidades são indicadas pelos sufixos diol, triol, … OH H2C 1 2 OH CH2 CH 3 4 nome: 1, 3-butanodiol CH3 Álcoois insaturados Esses álcoois contêm pelo menos uma dupla ou tripla ligação entre carbonos que não apresentam grupo OH. Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 507 Em seus nomes devem constar as posições do grupo funcional, das insaturações e das ramificações, sendo esta a ordem de prioridade. Observação: A numeração da cadeia deve ser feita a partir da extremidade mais próxima do grupo funcional. OH 4 3 2 1 cadeia principal: 3-buten-1-ol radical: metil posição: 3 H2C C CH3 CH2 CH2 nome: 3-metil-3-buten-1-ol NOMENCLATURA USUAL PARA MONOÁLCOOIS Nessa nomenclatura usa-se o nome do radical ao qual está ligado o grupo OH, de acordo com o seguinte esquema: radical álcool ………… ico OH H3C CH CH3 álcool isopropílico H3C OH álcool metílico H3C CH2 OH álcool etílico PRINCIPAIS ÁLCOOIS Metanol ou álcool metílico Fórmulas CH3 OH ou H3C OH TF –97 ºC Características físicas TE Solubilidade em água 64,7 ºC infinita Durante muito tempo, a única maneira de se obter metanol era destilando madeira a seco e na ausência de ar, o que tornou o metanol conhecido como álcool da madeira. Atualmente, ele é produzido em escala industrial a partir de carvão e água. C(s) + H2O(v) 1 000 °C CO(g) + H2(g) gás d’água; (gás de síntese) CO(g) + H2(g) + H2(g) Cr2O3, ZnO 300 °C, 300 atm H3C OH(g) CEDOC O metanol, além de ser usado como solvente em muitas reações industriais, também é matéria-prima para a produção de polímeros, como, por exemplo, a fórmica. Há alguns anos, o metanol foi utilizado no Brasil como combustível de carros a álcool e como aditivo da gasolina em substituição ao etanol. Sua utilização como combustível apresenta alguns inconvenientes: grande capacidade de corrosão de aços e grande toxicidade. A dose letal é de 0,07 g por quilograma de massa corpórea. Isso significa que meia colher de sopa de metanol pode causar a morte de uma pessoa de 60 kg. Na Fórmula Mundial, o combustível é o metanol. 508 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Cachaça contaminada já matou 33 Polícia reuniu provas para indiciar mais dois proprietários de alambiques na Bahia SALVADOR — Subiu para 33 o número de pessoas que morreram depois de beber aguardente de fabricação clandestina, no sudoeste baiano. Os sintomas apresentados pelas vítimas — dor de cabeça, hipertensão e vertigem — levam a crer que a cachaça esteja contaminada com metanol. O Laboratório Central do Estado está analisando amostras para confirmar a suspeita. (O Estado de S. Paulo, 11 nov. 1999.) Etanol ou álcool etílico Fórmulas H3C CH3 CH2 OH ou CH2 OH ou C2H5OH TF –115 ºC Características físicas TE Solubilidade em água 78,5 ºC infinita C12H22O11 sacarose H2O invertase C6H12O6 + C6H12O6 glicose frutose b) fermentação: C6H12O6 glicose frutose zimase 2 C2H5OH + 2 CO2 etanol gás carbônico A invertase e a zimase são enzimas (catalisadores biológicos). • destilação fracionada, processo que permite obter uma Moenda de cana. solução contendo no máximo 96% em volume de etanol (96º GL). A obtenção do álcool anidro (100%) pode ser feita eliminando-se os 4% em volume de água, por meio da adição de cal viva (CaO). No Brasil, a maior parte do etanol produzido é utilizada como combustível de veículos. Uma de suas vantagens em relação à gasolina é que sua queima não produz dióxido de enxofre (SO2), um dos principais poluentes atmosféricos. CEDOC O etanol é provavelmente uma das primeiras substâncias produzidas pelo ser humano. O álcool etílico é obtido a partir da fermentação de polissacarídeos (amido, celulose) ou de dissacarídeos (sacarose, maltose). As fontes naturais mais importantes são a cana-de-açúcar, a beterraba, a batata, a cevada e o arroz. O processamento da cana-de-açúcar para a produção do etanol pode ser resumido em quatro etapas: • moagem da cana, para obtenção do caldo de cana (garapa), que tem alto teor de sacarose; • produção do melaço, obtido por meio do aquecimento do caldo da cana; • fermentação do melaço, através da adição de fermentos biológicos, que ocasiona a ocorrência de duas reações: a) hidrólise da sacarose: Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 509 Bebidas alcoólicas Todas as bebidas alcoólicas contêm certo teor de etanol. Podem ser classificadas em dois grupos: bebidas destiladas e não-destiladas. Bebidas não-destiladas cerveja vinho champagne sidra Teor alcoólico (em ºGL) 3a5 até 12 11 4a8 Matéria-prima cevada, lúpulo, arroz, cereais maltados (germinados), água e fermento uvas uvas (fermentação na garrafa) maçã (semelhante ao champagne) Teor alcoólico Matéria-prima (em ºGL) cana-de-açúcar pinga (aguardente de cana) 38 a 54 cereais envelhecidos (tipo escocês) e uísque 43 a 55 milho (tipo bourbon) vodca 40 a 50 batata, cereais (trigo) conhaque (brandy) 40 a 45 destilado do vinho (uva) rum 45 melaço de cana gim 40 a 50 zimbro tequila 40 a 50 agave Bebidas destiladas A quantidade de álcool encontrada em uma garrafa de pinga é igual à existente em 10 garrafas de cerveja. O consumo de bebidas alcoólicas tem se tornado um problema muito sério em todos os países. A ingestão habitual de grandes quantidades de álcool causa danos irreversíveis ao cérebro, ao coração e ao fígado, além de provocar alterações de comportamento. Os efeitos no comportamento humano provocados por diferentes concentrações alcoólicas no sangue estão indicados a seguir: 0,05%: sensação de bem-estar, visão reduzida e euforia 0,10%: deficiência de coordenação e confusão mental 0,15%: grande dificuldade na coordenação e na resposta a fatos externos 0,20%: depressão física e mental 0,30%: fala indistinta 0,35%: estupor 0,45%: coma alcoólico Se beber acima de 0,45%: morte não dirija. No Brasil, uma pessoa que apresentar níveis de etanol superiores a 0,06% é considerada incapaz para dirigir um veículo. De acorSe for dirigir do com a lei, nesses casos o motorista será não beba. multado, terá sua habilitação para dirigir suspensa e pode sofrer pena de detenção de 6 meses a 3 anos. Thales Trigo 510 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Exercícios de classe 1. Dê o nome oficial dos seguintes álcoois: OH a) H3C OH b) H2C CH2 OH c) H3C d) C CH3 OH CH2 CH3 CH2 CH2 CH3 CH2 CH CH3 veículos automotores. Seu principal método de produção é a partir do carvão e da água. Utilizando equações químicas, descreva seu método de produção e escreva a equação que mostra sua combustão completa. 5. (UFV-MG) Uma das vantagens de se usar o etanol como combustível é a diminuição da quantidade de monóxido de carbono que, em comparação com a gasolina, é eliminada. a) Escreva a equação balanceada da combustão do etanol. b) Escreva a fórmula eletrônica de cada componente envolvido na reação (etanol, oxigênio, dióxido de carbono e água). 6. (Fuvest-SP) O álcool (C2H5OH) é produzido nas usinas pela fermentação do melaço de canade-açúcar, que é uma solução aquosa de sacarose (C12H22O11). Nos tanques de fermentação, observa-se uma intensa fervura aparente do caldo. a) Explique por que ocorre essa “fervura fria”. b) Escreva a equação da reação envolvida. 7. (ITE-SP) Bebidas alcoólicas são aquelas que contêm álcool etílico numa quantidade tolerada para consumo humano e muitas delas são fermentadas. As bebidas fermentadas podem ser destiladas ou não. Indique a alternativa que contém uma bebida destilada e uma não destilada. a) Cachaça e vodka. d) Uísque e cerveja. b) Cerveja e vinho. e) Vodka e conhaque. c) Cachaça e conhaque. 8. Um indivíduo ingere um copo de 300 mL de aguardente de cana (pinga) cujo teor alcoólico é 40 ºGL. Sabendo-se que o teor alcoólico da cerveja é 4 ºGL e considerando que uma garrafa de cerveja tenha um volume de 600 mL, quantas garrafas de cerveja ele deveria beber para ingerir a mesma quantidade de álcool? CH3 e) H3C C CH3 OH OH f) H2C g) CH CH3 OH CH2 CH2 OH CH2 2. Escreva a fórmula estrutural e dê o nome oficial dos seguintes álcoois: a) álcool metílico; b) álcool etílico; c) álcool propílico; d) álcool isopropílico; e) álcool s-butílico; f) álcool t-butílico. 3. Considerando que a fórmula molecular C3H8O identifica dois álcoois alifáticos saturados, escreva suas fórmulas estruturais e dê seus nomes oficiais. 4. O metanol é uma das alternativas para a substituição da gasolina como combustível de FENÓIS Os fenóis são compostos que apresentam o grupo hidroxila (— OH) ligado diretamente a um átomo de carbono do anel aromático: OH grupo funcional C aromático Na nomenclatura oficial, o grupo (— OH) é denominado hidróxi e vem seguido do nome do hidrocarboneto. Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 511 OH OH hidroxibenzeno O hidroxibenzeno, fenol ou fenol comum, também é conhecido por ácido fênico devido à sua capacidade de reagir com bases (neutralizar). Essa propriedade é característica de todos os fenóis. Caso ocorram ramificações, é necessário indicar suas posições, de modo que se obtenham os menores números possíveis. OH 6 5 1 4 2 3 OH CH3 6 5 1 4 2 3 6 OH 1 4 2 3 CH3 5 1-hidroxi-2-metilbenzeno 2-metilfenol o-metilfenol 1-hidroxi-3-metilbenzeno 3-metilfenol m-metilfenol CH3 1-hidroxi-4-metilbenzeno 4-metilfenol p-metilfenol Comercialmente, os compostos do tipo metilfenol são conhecidos como cresóis. PRINCIPAL FENOL A característica mais importante da maioria dos fenóis é que eles apresentam propriedades antibacterianas e fungicidas. O fenol ou ácido fênico em solução aquosa foi o primeiro anti-séptico comercializado (por volta de 1870), e seu uso provocou uma queda muito grande no número de mortes causadas por infecção pós-operatória. O fenol comum deixou de ser utilizado com essa finalidade quando se descobriu que ele é corrosivo, podendo causar queimaduras quando em contato com a pele, e venenoso quando ingerido por via oral. corrosivo tóxico THC A substância tetra-hidro-canabinol (THC) apresenta em sua estrutura o grupo fenol. CH3 OH H3C H3C fenol tetra-hidro-canabinol (THC) O CH2 CH2 CH2 CH2 CH3 O THC é o principal componente ativo da maconha, conhecida também como marijuana, cujo uso freqüente e continuado tem sido responsável por graves problemas sociais. O uso da maconha provoca secura acentuada na boca, distorções auditivas e visuais e um estado caracterizado pela diminuição no nível de eficiência, no desejo de trabalhar, competir e enfrentar desafios. Assim, o principal interesse das pessoas que usam maconha passa a ser a maneira ➤ 512 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA ➤ de obter a droga, podendo vir a abandonar a escola, o trabalho, o lar e a ignorar hábitos de higiene e cuidados pessoais. Experiências controladas com a maconha, realizadas nos Estados Unidos, verificaram que seu uso provoca o abandono de atividades sociais e diminui, quase extinguindo, o desejo sexual. Diferentemente do álcool, o THC permanece no sangue por aproximadamente oito dias, podendo ser detectado por meio de exames de sangue. Por esse motivo, o consumo de maconha em intervalos menores de oito dias leva a um aumento na concentração de THC no sangue. Isso explica por que uma mesma quantidade de maconha provoca efeitos mais intensos em um usuário freqüente do que numa pessoa que nunca a tenha consumido, ou que o tenha feito num intervalo de tempo maior. O uso freqüente pode causar episódios psicóticos de curta duração e ansiedade intensa, mas a maconha apresenta algumas aplicações legítimas na Medicina: — diminuição da pressão no globo ocular de pessoas com glaucoma, evitando eventual cegueira; — diminuição de ânsia de vômito em pacientes de câncer submetidos a tratamento por radiação. Exercícios de classe 1. (UFMG) Considere as estruturas moleculares do naftaleno e da decalina, representadas pelas fórmulas abaixo: c) OH CH2 CH3 naftaleno decalina Substituindo, em ambas as moléculas, um átomo de hidrogênio por um grupo hidroxila (OH), obtêm-se dois compostos que pertencem, respectivamente, às funções: a) álcool e fenol. c) fenol e álcool. b) fenol e fenol. d) álcool e álcool. 2. Dê o nome dos seguintes fenóis: a) OH b) HO CH2 CH3 CH2 CH3 3. Dê a fórmula estrutural dos seguintes fenóis: a) orto-isopropilfenol; b) para-isopropilfenol. 4. Por que o ácido carbólico (solução aquosa de ácido fênico ou fenol) deixou de ser usado nos hospitais? Indique dois produtos caseiros que poderiam ser utilizados para neutralizar o ácido carbólico. 5. (UFRS) O ortocresol, presente na creolina, resulta da substituição de um átomo de hidrogênio do hidroxibenzeno por um radical metila. A fórmula molecular do ortocresol é: a) C7H8O. b) C7H9O. c) C6H7O. d) C6H8O. e) C6H9O. ALDEÍDOS O Os aldeídos apresentam o grupo carbonila ( C ) na extremidade da cadeia. De acordo com as regras da IUPAC, sua nomenclatura recebe o sufixo al . O grupo funcional: al C H Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 513 Os quatro aldeídos mais simples apresentam nomes usuais formados pelos prefixos: form, acet, propion, butir, seguidos da palavra aldeído. O O O O HC H3C C H3C CH2 CH2 C H3C CH2 C H H H H metanal (formaldeído) etanal (acetaldeído) propanal (propionaldeído) butanal (butiraldeído) Os aldeídos ramificados e/ou insaturados seguem as regras já vistas. Como o grupo funcional está sempre na extremidade, esse carbono sempre será o número 1; portanto, sua posição não precisa ser indicada. 5 4 3 2 1 O H H3C C H C CH3 CH2 C cadeia principal: 3-pentenal radical: metil posição: 3 nome: 3-metil-3-pentenal Caso existam dois grupos aldeídos, o sufixo usado é dial. O C H CH2 C H O propanodial UM ALDEÍDO IMPORTANTE O metanal é o principal aldeído, sendo conhecido também por aldeído fórmico ou formaldeído. Nas condições ambientes, ele é um gás incolor extremamente irritante para as mucosas. Quando dissolvido em água, forma-se uma solução cuja concentração pode ser no máximo de 40% em massa, conhecida por formol ou formalina. O formol tem a propriedade de desnaturar proteínas tornando-as resistentes à decomposição por bactérias. Por essa razão, ele é usado como fluido de embalsamamento, na conservação de espécies biológicas e também como anti-séptico. Thales Trigo O metanal Cobra conservada em formol. Exercícios de classe 1. Dê o nome oficial dos seguintes aldeídos: O a) H3C CH2 CH2 C H d) O C O b) H3C (CH2)5 C H H CH2 CH3 CH3 CH CH3 C CH2 CH3 c) O C H CH2 C H O 514 2. Escreva as fórmulas estruturais e molecular dos seguintes aldeídos: a) pentanal; b) butanodial; c) propenal. 3. Existe no mercado um produto denominado casco de cavalo, utilizado para tornar as unhas mais duras e “resistentes”; um dos seus componentes é o aldeído de menor massa molar. Qual o nome e qual a fórmula estrutural desse aldeído? 4. Qual é a diferença entre o metanal e o formol? Cite duas aplicações do formol. 5. Observe a reação genérica que indica a oxidação parcial de um álcool primário: OH R C H H PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA [O] O R C H + H2O Com base na reação acima, indique a fórmula estrutural e o nome dos produtos orgânicos formados: X e Y. OH a) H3C C H OH b) H3C CC H2 H H [O] [O] H X + H2O Y + H2O CETONAS As cetonas apresentam o grupo carbonila ( C O ), sendo este carbono secundário. De acordo com as regras da IUPAC, o sufixo utilizado para indicar a função é ona . O grupo funcional: C carbono secundário ona A numeração da cadeia deve ser iniciada a partir da extremidade mais próxima do grupo C O, quando necessário. O H3C C CH2 CH3 H3C butanona O C CH2 CH2 CH3 H3C CH2 2-pentanona O C CH2 CH3 3-pentanona A nomenclatura das cetonas ramificadas e/ou insaturadas segue as regras já vistas. O 5 4 3 2 1 cadeia principal: 4-penten-2-ona CH3 indica a dupla ligação indica o grupo funcional H2C C CH2 CH3 CH2 C radical: etil posição: 4 nome: 4-etil-4-penten-2-ona Existe uma nomenclatura usual em que o grupo seus ligantes são considerados radicais. O H3C C CH2 CH3 C O é denominado cetona, e etil-metil-cetona Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 515 PRINCIPAL CETONA Acetona H3C C CH3 Thales Trigo O A acetona (propanona ou dimetil-cetona) à temperatura ambiente é um líquido que apresenta odor irritante e se dissolve tanto em água como em solventes orgânicos; por isso, é muito utilizada como solvente de tintas, vernizes e esmaltes. Na indústria de alimentos, sua aplicação mais importante relaciona-se à extração de óleos e gorduras de sementes, como soja, amendoim e girassol. Sua comercialização é controlada pelo Atualmente, a acetona comercializada nas farDepartamento de Entorpecentes da Polícia mácias é uma mistura de acetona, álcool etíliFederal, por ser utilizada na extração da cocaí- co e água. na, a partir das folhas da coca. Em nosso organismo, cetonas são encontradas em pequenas quantidades no sangue, fazendo parte dos chamados corpos cetônicos. Nesse caso, ela é formada pela degradação incompleta de gorduras. Exercícios de classe 1. Escreva as fórmulas estruturais e molecular das seguintes cetonas: a) 2-heptanona; b) ciclobutanona; c) 2, 3-pentanodiona; d) 2-metil-4-etil-3-hexanona; e) difenilcetona. 2. Escreva todas as fórmulas estruturais das cetonas alifáticas normais que apresentam fórmula molecular C6H12O. 3. A biacetila é o principal aromatizante da margarina. Sabendo que ela é uma dicetona formada por quatro átomos de carbono de cadeia normal e saturada, escreva sua fórmula estrutural e seu nome oficial. 4. Escreva a fórmula e dê o nome da cetona que completa corretamente a equação: O a) H3C C O– Ca2+ A + CaCO3 O– H3C C O b) Copie e complete a equação e indique o nome do produto orgânico obtido. O H2C C O– Ca2+ CaCO3 + x H2C O– H2C C O 5. (UFOP-MG — mod.) A carbonila é um grupo substituinte que está presente em várias funções orgânicas. a) Cite duas funções em que está presente o grupo carbonila. b) Mostre as fórmulas gerais dessas duas funções orgânicas, para cadeias alifáticas saturadas. c) Escreva as fórmulas estruturais dos compostos que contêm o grupamento carbonila e que apresentam massa molar 58 g · mol–1. (Considere as massas atômicas: H = 1, C = 12 e O = 16.) 516 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Os ácidos carboxílicos são compostos caracterizados pela presença do grupo carboxila. Esse grupo é o resultado da união dos grupos carbonila e hidroxila: O C + OH carbonila hidroxila grupo funcional: O H3C C OH = H3C COOH H3C CH2 C ácido etanóico C 123 O O OH C carbo xila OH O OH = H3C CH2 COOH ácido propanóico O HO 1 2 3 CH3 4 5 C CH CH2 CH3 CH CH2 CH3 cadeia principal: pentanóico radicais: etil e metil posições: 2 e 3 nome oficial: ácido-2-etil-3-metilpentanóico O HO C (CH2)3 C O OH ácido pentanodióico PRINCIPAIS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Ácido metanóico H C OH = HCOOH KeyStone O É também conhecido como ácido fórmico, por ter sido obtido historicamente a partir da maceração de formigas. É um líquido incolor, de cheiro irritante, que, quando injetado nos tecidos, provoca dor e irritação característica. Uma das principais aplicações do ácido fórmico é como fixador de pigmentos e corantes em tecidos, como algodão, lã e linho. O H3C C OH = H3C COOH Ácido etanóico Também conhecido por ácido acético, é um líquido incolor à temperatura ambiente, com cheiro irritante e sabor azedo, tendo sido isolado, pela primeira vez, a partir do vinho azedo (vinagre) — acetum = vinagre. Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 517 A oxidação do etanol é o método industrial mais comumente utilizado para a produção desse ácido. O vinagre, usado como tempero na alimentação, é uma solução aquosa que contém de 6 a 10% em massa de ácido acético. As legiões romanas que conquistaram grande parte do mundo conhecido na época (século III a.C.) eram obrigadas a cobrir longas distâncias, marchando no menor tempo possível. Um dos componentes do equipamento básico dos soldados era um frasco contendo vinho azedo diluído, que era ingerido em pequenos goles durante a marcha. Essa mistura contém um ácido carboxílico (acético), que, como todo ácido, estimula a salivação, diminuindo a sensação de sede. Everett Collection / Keystock Ácido benzóico O C OH = C6H5 COOH É um sólido branco, cristalino, solúvel em água, usado em Medicina como fungicida. Tanto ele quanto seus sais de sódio são utilizados como conservantes. CEDOC Odor dos ácidos carboxílicos Os ácidos monocarboxílicos de até 12 carbonos apresentam um odor muito desagradável. Pessoas diferentes, por apresentarem pequenas variações em seu metabolismo, secretam diferentes ácidos carboxílicos, de baixa massa molar, o que acarreta cheiros diferentes. Os cães, de modo geral, apresentam o sentido do olfato muito desenvolvido e são capazes de reconhecer as pessoas pelo cheiro. DERIVADOS DIRETOS DE ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Sais Os ácidos carboxílicos, como qualquer ácido, ao reagirem com uma base, originam sal e água. Vejamos um exemplo: O H3C C OH + NaOH H3C C ácido etanóico ácido acético O O –Na + + H2O etanoato de sódio acetato de sódio 518 Um dos produtos mais utilizados para devolver gradualmente a cor aos cabelos grisalhos é o Grecin, que consiste numa solução incolor de acetato de chumbo (Pb(H3CCOO)2). Quando essa solução é aplicada aos cabelos, o íon chumbo (Pb2+) reage com o enxofre presente nas proteínas do cabelo, formando PbS, de cor preta. Repetidas aplicações originam mais sulfeto de chumbo (PbS), escurecendo os cabelos. O acúmulo de chumbo no organismo pode ser prejudicial, podendo provocar uma doença chamada saturnismo. PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Anidridos Os anidridos são substâncias obtidas pela desidratação (eliminação de água) de ácidos carboxílicos. O Seu grupo funcional é: O COC Vejamos um exemplo: H3C H3C C C O OH OH O – H2O O H3C H3C C C O O ácido acético anidrido acético Exercícios de classe 1. Escreva as fórmulas estruturais de cada um dos ácidos carboxílicos a seguir: a) ácido propanodióico; b) ácido heptanóico; c) ácido propenóico; d) ácido 2, 2-dimetilbutanóico. 2. Dê o nome oficial dos ácidos a seguir: O a) O b) H3C (CH2)6 CH3 c) H3C O d) HO C C CH3 CH2 CH2 C OH CH2 C OH O H C OH O OH 4. A expressão “Você está cheirando a bode” refere-se a um odor desagradável. Algumas das substâncias responsáveis pelo cheiro de bodes e cabras (caprinos) são os ácidos capróico e caprílico (do latim caper = cabra). Sabendo que esses ácidos apresentam cadeia alifática normal e saturada, respectivamente, com seis e oito átomos de carbono por molécula, escreva suas fórmulas estruturais e dê seus nomes oficiais. 5. Considere a reação de neutralização total do ácido fórmico representada a seguir: ácido O OH + base sal O + água C + NaOH H C + H2O O–Na+ ácido metanóico ou ácido fórmico metanoato de sódio ou formiato de sódio 3. O ácido butírico (do latim butyrum = manteiga) contribui para o cheiro característico da manteiga rançosa. Esse ácido é formado por quatro átomos de carbono unidos numa cadeia reta e saturada. Dê a fórmula estrutural e o nome oficial do ácido butírico. Com base nessa informação, equacione a neutralização total dos ácidos propanóico e benzóico, e do hidróxido de amônio. 6. Escreva a fórmula estrutural dos seguintes anidridos: a) butanóico; b) benzóico. Stock Photos Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 519 O ÉSTERES ORGÂNICOS . O Simplificadamente podemos considerar que os ésteres se originam a partir da substituição do hidrogênio do grupo OH de um ácido carboxílico por um radical orgânico (R). O O –H RC RC + R’ OH O R’ C ácido carboxílico éster orgânico Os ésteres orgânicos são caracterizados pelo grupo funcional: Sua nomenclatura oficial pode ser obtida substituindo-se a terminação ico do nome do ácido de origem por ato e acrescentando-se o nome do radical que substitui o hidrogênio. Veja os exemplos: ácido carboxílico éster orgânico –H + CH3 O H3C C OH O H3C C O CH3 ácido acético ou ácido etanóico acetato de metila ou etanoato de metila O H3C CH2 C OH ácido propanóico –H + CH2 CH3 O H3C CH2 C O CH2 CH3 propanoato de etila Exercícios de classe 1. A maioria dos ésteres de pequena massa molar é constituída por líquidos de cheiro agradável. As essências das frutas e das flores são geralmente conEssência Éster presente seqüência da presença de ésteres voláteis, embora ourum formiato de etila tros compostos orgânicos também possam participar. laranja acetato de octila Alguns ésteres comuns, de odores característicos, são maçã-verde acetato de etila fornecidos ao lado: abacaxi butanoato de etila Escreva as fórmulas estruturais desses ésteres orgânicos. 2. Os ésteres podem ser obtidos por meio da reação entre ácidos e álcoois. Genericamente, temos: O R C OH ácido carboxílico O + HO R’ R C O éster álcool R’ + H2O água Com base nessa informação, equacione ou complete as reações a seguir e indique o nome dos ésteres formados. a) ácido acético e metanol; d) ácido benzóico e 2-propanol. O H3C CH2 C + H2O b) ácido fórmico e etanol; e) x + y O CH2 CH3 c) ácido butanóico e 1-propanol; 3. O urucum é uma planta da América tropical. Seu nome vem do tupi uru-ku, que significa vermelho. Da polpa do seu fruto obtém-se um corante vermelho: bixina. Esse corante, lipossolúvel, é muito usado na indústria de alimentos e na de cosméticos. Sua fórmula estrutural pode ser representada por: 520 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Carlos Terrana / Kino Fotoarquivo COOCH3 HOOC A respeito da estrutura apresentada: a) Quais funções estão presentes? b) Qual a sua fórmula molecular? c) Indique o número de carbonos terciários. d) Indique os radicais presentes. e) Indique, na indústria de cosméticos e na de alimentos, um produto que contenha urucum. ÉTERES Da polpa do urucum obtém-se um corante vermelho Os éteres são compostos caracterizados pela presença de um átomo de oxigênio (O), ligado a dois radicais orgânicos. Seu grupo funcional, então, pode ser representado da seguinte maneira: grupo funcional: R O R’ em que R e R’ são radicais não necessariamente iguais. Segundo a IUPAC, há duas maneiras de dar nome aos éteres: 1ª maneira prefixo que indica o número de carbonos do menor radical 2ª maneira radical radical éter (os radicais em ordem alfabética) Vejamos alguns exemplos: Nomenclaturas H3C O CH2 CH3 H3C CH2 met oxi etano et O CH2 CH3 oxi etano + OXI + nome do hidrocarboneto correspondente ao maior radical 1ª maneira 144424443 metoxietano 2ª etil-metil-éter maneira 14444244443 etoxietano dietil-éter A nomenclatura usual é aquela em que as regras para o estabelecimento do nome dos éteres são dadas de acordo com o esquema a seguir: ÉTER + Nome do menor radical + Nome do maior radical + ICO Veja os exemplos: H3C metil O CH2 CH3 etil H3C CH2 O CH2 CH3 etil éter dietílico ou éter etílico etil éter metil-etílico Observação: Quando os dois radicais forem iguais, o prefixo di pode ser dispensado. Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 521 O PRINCIPAL ÉTER O etoxietano é o principal éter e o mais comum. Trata-se do éter que compramos em farmácia, conhecido por vários nomes: éter dietílico, éter etílico, éter sulfúrico ou simplesmente éter. Ele foi obtido, pela primeira vez, por Valerius Cordus, no século XVI, ao submeter o álcool etílico (spiritus vini oethereus) à ação do ácido sulfúrico (oleum dulce vitrioli). O éter etílico é um líquido incolor bastante inflamável e extremamente volátil: seu ponto de ebulição é 34,6 °C. Seus vapores são mais densos do que o ar e se acumulam na superfície do solo, formando, com o oxigênio, uma mistura explosiva. É uma substância bastante utilizada como anestésico, pois relaxa os músculos, afetando ligeiramente a pressão arterial, a pulsação e a respiração. As maiores desvantagens são causar irritação no trato respiratório e a possibilidade de provocar incêndios nas salas de cirurgia. Da mesma forma que a acetona, grandes quantidades de éter também têm sua comercialização controlada pela Polícia Federal, pois ele é um dos componentes usados na produção da cocaína. Observação: As nomenclaturas recomendadas pela IUPAC, em 1993, para alguns oxigenados, são: Estrutura OH 2-propanol H3C CH OH H2C CH2 OH OH 1, 2-dihidroxibenzeno benzeno-1, 2-diol CH3 OH CH2 1, 3-propanodiol propano-1, 3-diol propano-2-ol Usual Recomendada O 2-pentanona H3C C CH2 CH2 CH3 pentano-2-ona Exercícios de classe 1. Escreva as fórmulas estruturais dos seguintes éteres: a) metoxipropano; d) etoxibenzeno; b) metoximetano; e) etil-propil-éter; c) propoxibutano; f) butil-etil-éter. 2. Construa duas fórmulas estruturais de éteres com cadeia reta e saturada que apresentem fórmula molecular C4H10O. Dê seus nomes oficiais. 3. Considere a reação genérica a seguir, denominada síntese de Williamson: R ONa + X R’ R O R’ + NaX Com base nessa reação modelo, indique o nome do produto orgânico da equação a seguir: H3C CH2 ONa + Cl + CH2 CH3 produto orgânico produto inorgânico 4. Com base na reação genérica mencionada no exercício anterior, equacione a reação que permite obter o propoxipropano. 5. Considere a reação genérica a seguir: R R agente OH OH desidratante R O R + H2O Equacione a reação para obter o éter etílico a partir do etanol. 522 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Exercícios propostos • Álcool 1. (PUC-MG) Considere o seguinte álcool: OH 6. (Unijuí-RS) No Brasil, os álcoois são obtidos essencialmente pelo processo de fermentação de substâncias açucaradas e amiláceas, sendo consumidos em grande quantidade como combustível pela frota nacional de automotores. O tipo de álcool misturado à gasolina e usado nos carros a álcool é, respectivamente: a) etanol hidratado e metanol. b) metanol e etanol anidro. c) etanol anidro e metanol. d) metanol e etanol hidratado. e) etanol anidro e etanol hidratado. 7. (Unesp-SP) A combustão completa do etanol (C2H6O) nos motores de veículos produz gás carbônico e água. O número de mol de oxigênio consumido na combustão completa de 2 mol de etanol é igual a: a) 3 . b) 4. c) 6. d) 7. e) 9. 2 8. (Fuvest-SP) Combustíveis de automóvel combustível 1 combustível 2 álcool hidratado 78% de gasolina + 22% de álcool (em volume) Dê seu nome oficial e indique sua fórmula molecular. 2. (FMPA-MG) O nome sistemático, de acordo com a IUPAC, para a estrutura H3C CH2 CH CH CH2 OH CH3 CH3 é: a) 2, 3-dimetil 1-pentanol. b) 2, 3-dimetil pentanol. c) 2-metil 3-etil 1-butanol. d) 2-metil 3-etil butanona. e) 2, 3-dimetil 3-etil 1-propanol. 3. (EFOA-MG) De acordo com a IUPAC, o nome do composto de fórmula H3C CH CH2 CH2 CH CH3 CH2 CH3 é: a) 5-etil 2-hexanol. b) 3-metil 6-heptanol. c) 2-etil 2-hexanol. d) 2-metil 5-heptanol. e) 5-metil 2-heptanol. 4. (UFPel-RS) As essências artificiais são destinadas ao uso em perfumaria e saboaria, para a composição de perfumes de flores. Assim, a essência artificial de rosas é constituída de geraniol, citronelol, formiato de citronelila, butirato de citronelila etc. CH3 C CH CH2 CH2 CH CH2 CH2OH CH3 citronelol OH Um automóvel com o tanque furado foi deixado em uma concessionária para troca do tanque e abastecimento. O proprietário, ao retirar o veículo, ficou em dúvida quanto ao combustível (1 ou 2) colocado no tanque. Ao cheirar o combustível, continuou na mesma! a) Com uma amostra do combustível do tanque, proponha uma maneira de resolver a dúvida. b) Indique por meio de fórmulas químicas dois componentes de um combustível de automóvel. 9. (Cesgranrio-RJ) O álcool etílico, C2H5OH, usado como combustível, pode ser obtido industrialmente pela fermentação da sacarose, representada simplificadamente pelas equações: C12H22O11 + H2O C6H12O6 2 C6H12O6 CH3 Qual o nome oficial desse composto? 5. Leia o texto a seguir: “Várias pessoas, após ingerirem uma bebida conhecida por ‘bombeirinho’, sofreram intoxicação, sendo que algumas delas ficaram cegas.” (O Estado de S. Paulo) 2 C2H5OH + 2 CO2 Com base nesse texto, indique o nome do álcool que provavelmente contaminou essa bebida e represente sua fórmula estrutural. Partindo-se de uma quantidade de caldo-decana, que contenha 500 kg de sacarose, e admitindo-se um rendimento de 68,4%, calcule a massa de álcool obtida em kg. (Dados: massas molares: C12H22O11 = 342 g/mol) Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 523 14. (UFPA) O caproaldeído é uma substância com odor desagradável e irritante, que é eliminada pelas cabras durante o seu processo de transpiração. Sabendo que esse aldeído é um hexanal, podemos afirmar que, em uma molécula desse composto, o número de hidrogênios é igual a: a) 4. b) 5. c) 6. d) 10. e) 12. • Fenol 10. (Unifor-CE) A fórmula estrutural do p-monoclorofenol, potente bactericida, é: a) OH Cl O Cl d) OHCl H Cl c) OH e) b) OH • Cetonas (Unifor-CE) Instruções: As questões de números 15 e 16 relacionam-se com a vitamina K3: O Cl 11. Pessoas que trabalham com hidrocarbonetos aromáticos, como o benzeno, podem sofrer intoxicação devido à inalação de seus vapores. Isso pode ser verificado pela presença de traços de fenol na urina dessas pessoas. Esse processo ocorre no organismo através de uma reação de substituição. Indique qual elemento químico presente no benzeno foi substituído e qual o grupo substituinte. CH3 O 15. A substância mencionada é classificada como: a) cetona cíclica. d) ácido carboxílico. b) álcool cíclico. e) difenol. c) aldeído cíclico. 16. A vitamina K3 tem fórmula molecular: d) C11H13O2. a) C11H3O2. e) C11H15O2. b) C11H10O2. c) C11H12O2. 17. (FAFI-BH) O nome do composto a seguir e a sua função são, respectivamente: radical funcional carbonila • Aldeído 12. (FMTM-MG) “O bom uísque se conhece no dia seguinte.” “Essa tequila você pode beber sem medo do dia seguinte.” Essas frases, comuns em propagandas de bebidas alcoólicas, referem-se à dor de cabeça que algumas bebidas causam. A principal responsável por ela é uma substância chamada etanal. Indique a alternativa que apresenta a função química e a fórmula estrutural dessa substância: COH a) álcool, H3C CH2OH b) aldeído, H3C COH c) aldeído, H3C OH d) álcool, H3C OH e) aldeído, H3C 13. (UERJ) Para que a “cola de sapateiro” não seja utilizada como droga e também devido à presença de uma substância cancerígena, o tolueno (ou metilbenzeno), uma das propostas sugeridas foi a adição de pequena quantidade de formol (ou solução aquosa a 40% de metanal), que, em virtude de seu cheiro forte e irritante, desestimularia a inalação do produto. As substâncias orgânicas citadas, o tolueno e o metanal, apresentam, respectivamente, as seguintes fórmulas moleculares: a) C7H10 e CH3O. b) C7H10 e CH2O. c) C7H8 e CH3O. d) C7H8 e CH2O. O CH CH3 C CH3 radical radical a) b) c) d) e) benzoato de propila-éster. benzopropilato de metanal-aldeído. 2-metilpropanonafenil-cetona. propilbenzilcetona-cetona. isopropilfenilcetona-cetona. • Ácidos carboxílicos e derivados 18. (ESPM-SP) Os picles nada mais são do que comestíveis conservados em vinagre. A acidez da mistura, por ser elevada, impede os microrganismos, presentes no ar, de fermentarem os comestíveis. Qual o nome do ácido encontrado no vinagre? 19. (UFPE) Relacione os compostos orgânicos listados na primeira coluna com as substâncias da segunda coluna: 524 (1)CH3COOH (2)CH3COCH3 (3)HCOH (4)CH3CH2CH2CH3 (5)CH3CH2OH • formol • cachaça • removedor de esmalte • vinagre • gás de cozinha PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA c) ácido carboxílico, aldeído, éster. d) ácido carboxílico, aldeído, éter. e) ácido carboxílico, álcool, éster. 23. (UFRS) Na reação de esterificação: O H3C I Lendo-se os números da segunda coluna, de cima para baixo, obtém-se: a) 1, 5, 2, 4, 3 d) 3, 5, 2, 1, 4 b) 4, 2, 3, 1, 5 e) 5, 2, 1, 3, 4 c) 3, 4, 1, 5, 2 20. O conservante benzoato de sódio O C O Na – + C OH + CH3 O CH2 CH2 II OH H3C C O CH2 III CH2 + H2O CH3 é utilizado em certos sucos de frutas engarrafados. A seu respeito, pedem-se: I — a equação da reação que permite a sua obtenção; II — a reação que ocorre entre o ácido presente no estômago e esse conservante. os nomes dos compostos I, II e III são, respectivamente: a) ácido etanóico, propanal e metanoato de isopropila. b) etanal, propanol-1 e propanoato de etila. c) ácido etanóico, propanol-1 e etanoato de n-propila. d) etanal, ácido propanóico e metanoato de n-propila. e) ácido metanóico, propanal e etanoato de n-propila. • Éter 24. (Ulbra-RS) Leia a seguinte estrofe do poeta paraibano Augusto dos Anjos: “O oxigênio eficaz do ar atmosférico, O calor e o carbono e o amplo éter são Valem três vezes menos que este Américo Augusto dos Anzóis Sousa Falcão…” O nome de uma importante função química orgânica é citado na estrofe. Indique a alternativa que contém um composto pertencente a essa função: a) CH3CH2CH3 — propano b) CH3COCH3 — propanona c) CH3COOCH3 — etanoato de metila d) CH3CH2OCH3 — metóxi-etano e) CH3CH2CHO — propanal 25. (FEI-SP) Substituindo-se os hidrogênios da molécula da água por 1 radical fenil e 1 radical metil, obtém-se: a) cetona. c) éster. e) ácido carboxílico. b) aldeído. d) éter. 26. Considere a reação genérica: 2R Cl + Ag2O seco • Éster orgânico 21. Considere o ácido fórmico e dois derivados: O ⇒ HC O CH3 O HC O OH HC ⇒ ácido fórmico O–Na+ de seus formiato de metila Sabendo que o ácido acético origina compostos semelhantes, determine a fórmula estrutural do acetato de metila e do acetato de sódio. 22. (UNI-RIO) A seguir é apresentada uma reação química onde compostos de diferentes funções orgânicas tomam parte: O H3C H2C C + CH3 CH2 OH OH I II O H3C H2C C O III Os compostos orgânicos I, II e III pertencem, respectivamente, às seguintes funções orgânicas: a) aldeído, álcool, éter. b) aldeído, ácido carboxílico, éster. 14243 formiato de sódio CH2 + H2O CH3 R O R + 2 AgCl e complete as equações abaixo indicando o nome do produto orgânico formado: a) 2 H3C Cl + Ag2O seco A + 2 AgCl seco b) 2 H3C CH2 Cl + Ag2O B + 2 AgCl Unidade 21 — Funções orgânicas contendo oxigênio 525 Exercícios de contexto Thales Trigo Fitoterapia (chás) A carqueja é uma planta originária da América do Sul que cresce em terras secas e pedregosas na beira das estradas. Entre os habitantes do campo e das cidades, não há quem a dispense para debelar um desarranjo do estômago. Entre seus constituintes, temos: OH carquejol 2-isopropenil-3-metilfenol Carqueja. Indicações Gastrite, má digestão, azia, cálculos biliares e prisão de ventre. Modo de usar Preparar uma infusão com 5 g de toda a planta (principalmente as folhas) em 100 mL de água fervente. Deixar as folhas dentro da água fervente por 10 minutos e depois filtrar. Tomar de 50 a 200 mL por dia. Contra-indicações Não há referência na literatura pesquisada. Thales Trigo O chá de quebra-pedra é muito utilizado por sua capacidade de dissolver cálculos renais, promovendo a desobstrução do ureter. Sua ação diurética facilita a excreção de ácido úrico. Seu principal componente é a hipofilantina. O O H3C O CH2 CH2 O O CH3 CH3 O O CH3 Quebra-pedra. CH3 526 Indicações Dissolução de cálculos renais. PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Modo de usar Colocar de 20 a 30 g da planta em 1 L de água fria. Em seguida, levar ao fogo até ferver, deixando a mistura em ebulição por alguns minutos. Tomar de 1 a 2 xícaras ao dia. Contra-indicações Seu uso não é recomendado durante a gravidez e a lactação. (Fonte: Magrid Teske e Anny Margaly M. Trentini. Herbarium — compêndio de fitoterapia. p. 238.) Com base no texto, responda: 1. Por que costumamos picar as folhas que serão usadas na preparação de chás? 2. Qual o papel da água nesse processo? 3. Diga o nome do processo em que os princípios ativos da planta passam para a água. 4. Qual a vantagem de se utilizar água quente na preparação de chás? 5. É comum o uso de peneiras para separar do chá as folhas utilizadas em sua preparação. Faça um esquema dos materiais de laboratório que poderiam ser usados com a mesma finalidade. 6. Qual a massa de carqueja necessária para preparar 1 litro de chá? 7. Quantos dias uma pessoa levaria para tomar 1 litro desse chá se consumisse, diariamente, a quantidade máxima prescrita? 8. Segundo o texto, em quais órgãos se formam os “cálculos”? 9. O que significa “ação diurética”? 10. Indique a fórmula molecular do carquejol, bem como sua função orgânica. 11. Indique também a fórmula molecular da hipofilantina, bem como sua função orgânica. 12. Das estruturas mencionadas no texto, qual delas reage com uma base? AMINAS As aminas são consideradas bases orgânicas, obtidas a partir da substituição de um ou mais hidrogênios da amônia (NH3) por radicais. R –1H N H H R NH2 = amina primária H N H amônia H –2H –3H R N H R’ R NH R’ = amina secundária R N R” R’ R N R” R’ = amina terciária A nomenclatura oficial das aminas obedece ao seguinte esquema: nome do radical + amina Veja os exemplos: Amina primária H3C metil NH2 metilamina CH3 H3C C CH3 terc-butil NH2 terc-butilamina NH2 fenilamina ou anilina fenil Amina secundária H3C metil fenil NH H3C CH2 etil NH CH CH3 CH3 isopropil fenilmetilamina etilisopropilamina 528 Amina terciária H3C metil PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA N CH3 metil CH3 metil H3C metil N CH2 CH3 etil CH3 metil trimetilamina etildimetilamina Existe uma nomenclatura não-oficial, em que os grupos característicos da função amina denominam-se amino e são considerados substitutos do elemento hidrogênio numa cadeia carbônica. Veja um exemplo: 1 2 3 H3C CH NH2 CH3 2-aminopropano Para a nomenclatura desse composto, considera-se que o grupo —NH2, chamado amino, está substituindo um átomo de hidrogênio no carbono 2 do propano. Aminas: Medicina e sociedade O grupo amino aparece em muitos alimentos e também em nosso organismo formando as substâncias mais importantes para a vida: os aminoácidos, que dão origem às proteínas. As primeiras vitaminas (vital + amina) descobertas receberam esse nome devido à presença de amina. Mas nem todas as vitaminas conhecidas atualmente são aminas. No século XIX verificou-se que o gosto amargo das folhas e flores de algumas plantas era devido à presença de aminas. Essas substâncias, que naquela época eram denominadas álcalis vegetais (alcalis = bases), são hoje conhecidas com o nome de alcalóides. Esses alcalóides, normalmente de estruturas complexas, apresentam propriedades biológicas que permitem seu uso como medicamentos. Porém, como muitos deles podem causar dependência física e psíquica, seu uso só é permitido com prescrição e acompanhamento médico. Vários dos alcalóides usados atualmente são derivados de aminas encontradas em vegetais: Alcalóide morfina ephedrina atropina Fonte natural papoula Ephedra sinica Atropa belladonna Uso analgésico potente broncodilatador, descongestionante antiespasmódico Existem aminas denominadas genericamente anfetaminas, que podem ser usadas como estimulantes. Duas delas estão representadas a seguir: CH2 CH NH2 benzedrina CH3 H CH2 C CH3 meta-anfetamina NH CH3 Cápsula da papoula com cortes pelos quais escorre a seiva, da qual se extraem alcalóides. CEDOC ➤ Unidade 22 — Funções orgânicas contendo nitrogênio e haletos 529 ➤ A ingestão dessas substâncias, conhecidas vulgarmente como bolinhas, eleva o ânimo, diminui a sensação de fadiga e reduz o apetite. Porém, como causam dependência, têm sua comercialização controlada. O uso de anfetaminas provoca um estado denominado “psicose da anfetamina”, que se assemelha a uma crise de esquizofrenia, caracterizada por alucinações visuais e auditivas e comportamento agressivo. Outra substância de grande poder estimulante que apresenta o grupo amina em sua estrutura é a cocaína: O C O O N CH3 O Cocaína… Ela pode transformar você numa pessoa diferente. CH3 C Essa droga é obtida a partir das folhas de um arbusto encontrado quase exclusivamente nas encostas dos Andes. O estímulo provocado pelo uso da cocaína, caracterizado por euforia, loquacidade, aumento da atividade motora e sensação de prazer, tem duração aproximada de 30 minutos. Seguese uma intensa depressão. Assim, o padrão de dependência evolui de uso ocasional para uso compulsivo, em doses crescentes, o que pode levar à morte por overdose. Durante vários anos o suprimento para consumo ilegal dessa droga consistia em um sal denominado cloridrato, que era consumido por inalação nasal ou por via endovenosa, com o uso de seringas — o que provoca marcas e envolve muitos riscos, como a transmissão da Aids, quando o consumo é feito em grupo. A inalação produz uma sensação de euforia menos intensa, causa rinite e necrose da mucosa e do septo nasal. O uso da cocaína aumentou dramaticamente nos últimos anos, pela introdução no mercado de uma nova forma, muito mais barata: o crack — uma mistura do cloridrato com bicarbonato de sódio. As conseqüências do uso de crack são muito mais intensas. Alguns estudos indicam que a recuperação de um consumidor de crack é praticamente nula. Reprodução de cartazes produzidos por presos da Casa de Detenção, no bairro do Carandiru, em São Paulo — SP. (Extraídos de Estação Carandiru, de Drauzio Varella, Companhia das Letras, 1999.) 530 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Exercícios de classe 1. Dê o nome oficial das seguintes aminas: a) H3C CH2 NH2 b) H3C NH CH2 CH3 c) H3C NH CH CH2 d) CH3 H3C CH2 N CH CH3 3. Construa a estrutura de uma amina primária, de uma secundária e de uma terciária, todas elas com 4 átomos de carbono e somente com ligações simples entre eles. Dê seus nomes oficiais. 4. A reação a seguir indica um método de preparação de amina secundária: R’ X+H N R R’ N R + HX 2. O “cheiro de peixe” é causado por aminas de baixa massa molar. Uma dessas aminas responsáveis pelo odor desagradável de peixe é a trimetilamina. Escreva suas fórmulas estrutural e molecular. H H Com base nessa informação, complete a reação a seguir e dê o nome da amina secundária obtida: H3C Cl + H N CH3 amina secundária H + produto inorgânico AMIDAS As amidas caracterizam-se pela presença do grupo funcional A nomenclatura oficial das amidas do tipo R O C NH2 + CH3 5 4 O C N . é feita da seguinte maneira: amida nome do hidrocarboneto correspondente Veja os exemplos: O H3C CH2 butano metil 3 2 1 O NH2 CH2 C NH2 H3C C CH2 metil CH2 C CH3 nome oficial: 4, 4-dimetilpentanoamida Existe uma nomenclatura usual que considera as amidas como derivadas de ácidos carboxílicos. Nessa nomenclatura, o nome é obtido pela união do prefixo do nome do ácido, acrescido da terminação amida: O H C OH ácido fórmico nome oficial: butanoamida O H C NH 2 formamida O H3C C OH H3C C O NH 2 ácido acético acetamida A PRINCIPAL AMIDA: URÉIA À temperatura ambiente, a uréia, primeiro composto orgânico obtido em laboratório, é um sólido cristalino, que apresenta a seguinte fórmula estrutural: O C NH2 NH2 Unidade 22 — Funções orgânicas contendo nitrogênio e haletos 531 O C N H Na maioria dos vertebrados, a uréia é o produto final da degradação das proteínas, que são macromoléculas formadas pela união de aminoácidos por meio de uma ligação denominada peptídica ou amídica, representada por: A uréia é normalmente excretada na urina e pode se decompor em meio ácido, originando gás carbônico e amônia: NH2 meio ácido OC + H2O 2 NH3 + CO2 NH2 A reação inversa é utilizada para produzi-la. A uréia pode ser usada na fabricação de fertilizantes, polímeros, medicamentos e ainda como suplemento alimentar do gado. Amidas e a Medicina • Barbitúricos H N O C N H C O Em doses elevadas, os barbitúricos podem causar a morte, razão pela qual sua comercialização é controlada. CEDOC A base desses compostos é o ácido barbitúrico: O C CH2 Os barbitúricos são usados como sedativos, indutores do sono, para diminuir a ansiedade e alguns distúrbios de origem psíquica. Seu uso habitual leva a uma tolerância do organismo, exigindo doses cada vez maiores, o que cria dependência. • Acetoaminofen É uma amida sintética usada como analgésico e antitérmico. O HO N H C CH3 Exercícios de classe 1. Escreva a fórmula estrutural das seguintes amidas: a) butanoamida; b) propenoamida; c) 3-metilpentanoamida. 2. Dê o nome oficial das seguintes amidas: O a) H3C CH2 CH2 C NH2 b) H3C c) O (CH2)7 C NH2 O NH2 d) H3C CH3 C CH2 CH C O NH2 CH3 CH3 3. Considere a seguinte reação genérica para produção de amida: O O ∆ RC + NH3 RC + H2O OH NH2 ácido carboxílico amida De acordo com esse esquema, equacione a reação entre o ácido acético e a amônia e dê o nome da amida obtida. 4. Com base na reação genérica apresentada no exercício 3, equacione a reação que permite obter a pentanoamida. 532 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA HALETOS HALETOS ORGÂNICOS Os haletos orgânicos são compostos que apresentam pelo menos um átomo de halogênio (F, Cl, Br, I) ligado a um radical derivado de hidrocarboneto. Esses compostos são representados genericamente por: R X , em que X = F, Cl, Br ou I Nomenclatura oficial Sua nomenclatura segue as regras já estudadas, conforme o esquema abaixo: nome do halogênio + nome do hidrocarboneto correspondente Br H3C 4 Cl 1 2 3 4 5 6 CH2 3 CH 2 CH3 1 H C Cl H3C CH CH CH2 CH2 CH3 2-bromo-butano Cl triclorometano I CH3 2-iodo-3-metilexano Nomenclatura usual Os nomes dos derivados halogenados formam-se segundo o esquema: nome do radical. brometo, cloreto, fluoreto ou iodeto de ……………………………… Vejamos alguns exemplos: Br brometo de fenila H3C CH2 Cl cloreto de etila HALETOS DE ÁCIDO OU HALETOS DE ACILA Os haletos de ácido provêm da substituição da hidroxila (OH) presente num ácido carboxílico por um átomo de halogênio. Observe: O O grupo funcional – OH RC RC +X OH X X = F, Cl, Br ou I Sua nomenclatura oficial é dada em função do nome do ácido carboxílico de origem, de acordo com o seguinte esquema: brometo, cloreto, fluoreto ou iodeto de O OH oficial: ácido etanóico usual: ácido acético H3C C – OH + Cl nome do ácido – ico + ila O Cl cloreto de etanoíla cloreto de acetila H3C C Unidade 22 — Funções orgânicas contendo nitrogênio e haletos 533 O Br CH3 brometo de 3-metilbutanoíla brometo de 3-metilbutirila H3C CH CH2 C O H3C CH CH2 C OH CH3 oficial: ácido 3-metilbutanóico usual: ácido 3-metilbutírico – OH + Br ALGUNS HALETOS Clorofórmio HCCl3 (triclorometano) O clorofórmio começou a ser utilizado como anestésico, para fins cirúrgicos, em 1847. Atualmente, não se emprega mais o clorofórmio com esta finalidade porque está provado que ele pode causar parada respiratória e danos irreparáveis ao fígado. CFC (clorofluorcarbono) — freons Os dois compostos mais comuns desse grupo de substâncias são: F Cl F C Cl triclorofluormetano válvula de pressão válvula de pressão Cl F C Cl Cl diclorodifluormetano propelente* produto Genericamente, esses compostos são conhecidos como CFC (cloro-flúor-carbono) e são utilizados como propelentes em aerossóis e como líquidos refrigerantes em refrigeradores e aparelhos de ar condicionado. O uso dos aerossóis e eventuais vazamentos nos aparelhos de refrigeração liberam os freons para a atmosfera, ocasionando um sério problema ambiental, pois estes podem destruir a camada de ozônio que protege a Terra dos raios ultravioleta. Os CFCs reagem com o ozônio da seguinte maneira: CF2Cl2 + UV Cl• + ClO• + O3 O radiação ultravioleta CF2Cl + Cl• ClO• Cl• + O2 + O2 Quando a válvula é comprimida, a pressão interna do recipiente diminui, o que provoca a vaporização do propelente, o qual escapa para o ambiente misturado a uma parte do produto. * Atualmente, o CFC está sendo substituído por outras substâncias, como o butano, que não ataca a camada de ozônio. DDT — dicloro-difenil-tricloroetano Cl Cl CH C Cl Cl Cl O DDT é um dos mais conhecidos inseticidas de baixo custo. Foi utilizado inicialmente na época da Segunda Guerra Mundial para controlar doenças transmitidas por insetos, como malária, tifo e febre amarela. Em muitas partes do mundo, seu uso foi 534 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA proibido por apresentar efeito acumulativo no organismo e por ser capaz de interromper o equilíbrio natural do meio ambiente, envenenando alimentos, como verduras, carnes e peixes, e, ainda, enfraquecendo as cascas de ovos das aves. Dioxina Dioxina é o nome de um grupo de centenas de compostos altamente persistentes no meio ambiente. A mais conhecida e mais tóxica é a 2, 3, 7, 8-tetraclorodibenzeno-pdioxina (2, 3, 7, 8-TCDD). Cl Cl O O Cl Cl A dioxina pode ser originada como um subproduto na produção de inseticidas clorados e também na queima de hidrocarbonetos clorados, da poluição de indústrias de papel que utilizam cloro como alvejante e ainda da produção de PVC (policloreto de vinila). A dioxina, devido ao seu efeito acumulativo, pode aparecer em ovos, carnes de boi, porco, galinha, peixes, produtos que utilizam leite na sua fabricação etc. A intoxicação por dioxina pode levar a doenças como câncer de mama, de testículo ou de próstata e endometrioses, entre outras. Gás lacrimogênio C O CH2 Cl Newsmakers/Getty Images Começou a ser utilizado na Primeira Guerra Mundial e ainda hoje é usado para dispersar aglomerações em manifestações de rua. Essa substância apresenta baixa toxicidade, mas é um poderoso agente lacrimogênio. Além do gás lacrimogênio, há um grande número de outras substâncias, não apenas da função haletos, que podem ser utilizadas em guerras químicas. Exercícios de classe 1. Dê o nome oficial dos seguintes haletos orgânicos: a) H3C CH2 Cl b) H3C CH CH3 c) H3C I CH2 CH2 CH CH3 3. Considere a reação genérica a seguir, que consiste num método de obtenção de alcanos conhecido por método de Wurtz. R R Cl + 2 Na Cl 2 NaCl + R R F 2. Escreva as fórmulas estruturais dos haletos a seguir e dê os seus nomes oficiais: a) cloreto de propila; b) iodeto de s-butila. Baseado no esquema, resolva: a) Qual é o nome do alcano obtido a partir do cloreto de metila? Esquematize a reação. b) Qual é o nome do cloreto orgânico que pode ser utilizado para obter o hexano, partindo de um mesmo haleto orgânico? Unidade 22 — Funções orgânicas contendo nitrogênio e haletos 535 O C OH O C Cl cloreto de acetila 4. Dê o nome dos seguintes haletos de acila: O a) H3C CH2 CH2 C Br O b) H3C CH2 C I H3C + H Cl ácido acético H3C + H2O 5. Escreva as fórmulas estruturais dos seguintes haletos de ácido: a) brometo de formila; b) iodeto de acetila. 6. O cloreto de acetila pode ser obtido por meio da seguinte reação: A partir dessa informação, escreva as equações que permitam obter: a) iodeto de butanoíla; b) brometo de propanoíla; c) cloreto de acetila; d) brometo de benzoíla. Exercícios propostos • Aminas 1. Uma amina muito utilizada na produção de corantes orgânicos é extraída do alcatrão da hulha, sendo comercializada com o nome de anilina. Essa substância é um líquido incolor à temperatura ambiente e de aspecto oleoso. Seu nome oficial é fenilamina. Escreva suas fórmulas estrutural e molecular e classifique sua cadeia. 2. Um dos componentes da gasolina aditivada é a tri-isobutilamina. Escreva sua fórmula estrutural. 3. (Vunesp-SP) Escreva a fórmula estrutural e o nome de: a) um éster, com pelo menos quatro átomos de carbono na molécula; b) uma amina secundária, com pelo menos quatro átomos de carbono na molécula. 4. (Fuvest-SP) CH3 N morfina (A) A heroína (B) pode ser obtida a partir da morfina (A) por reação de esterificação: O H3C C A+ O B + H2O H3C C O Com relação a essa reação, considere as seguintes afirmações: I — É preservado o anel aromático. II — É preservada a função amina. III — Reagem tanto o grupo —OH alcoólico quanto o —OH fenólico. Indique a(s) afirmação(ões) correta(s). • Amidas 5. (Unicamp-SP) A uréia (CH4N2O) é o produto mais importante de excreção do nitrogênio pelo organismo humano. Na molécula da uréia, formada por oito átomos, o carbono apresenta duas ligações simples e uma dupla, o oxigênio uma ligação dupla, cada átomo de nitrogênio três ligações simples e cada átomo de hidrogênio uma ligação simples. Átomos iguais não se ligam entre si. Baseando-se nessas informações, escreva a fórmula estrutural da uréia, representando ligações simples por um traço ( ) e ligações duplas por dois traços ( ). 6. As amidas podem ser hidrolisadas em meio ácido ou básico. Genericamente, temos: O R C NH2 amida HO O OH CH3 heroína (B) (diacetilmorfina) N H3C C O O O O C O CH3 + HOH ∆ O R C OH + NH3 ácido carboxílico 536 a) Equacione a reação de hidrólise da butanoamida e dê o nome do produto orgânico obtido. b) Deseja-se obter ácido acético a partir da hidrólise de uma amida. Equacione essa reação. PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA • Haletos 7. (Fuvest-SP) Hidrocarbonetos e éteres já estão sendo usados como gases propelentes no lugar do triclorofluorocarbono (fréon) em desodorantes e outros produtos em spray. Identifique a alternativa que contém, respectivamente, um hidrocarboneto, um éter e um fréon. Cl a) CH4, H3C OH, F C F Cl b) H3C O CH3, CH4, F C Cl c) H3C CH3, H3C CH2 O CH2 CH3, Cl H rente à existência de lixo químico no litoral sul do estado de São Paulo: “[...] a Cetesb descobriu a existência de um depósito de resíduos químicos industriais dos produtos pentaclorofenol e hexaclorobenzeno, no sítio do Coca, no início de setembro, [...]”. Sabendo que o fenol é um derivado do benzeno onde um dos hidrogênios da molécula foi substituído por um grupo OH, escreva a fórmula estrutural do: a) pentaclorofenol; b) hexaclorobenzeno. H C H H C C C H 11. O tetracloreto de carbono é um dos poucos líquidos orgânicos que podem ser usados como extintores de incêndio. Escreva suas fórmulas estrutural e molecular e dê seu nome oficial. 12. O teflon é um polímero muito utilizado no revestimento de panelas, sendo que a matéria-prima utilizada para sua fabricação é o tetrafluoreteno. Escreva a fórmula estrutural dessa matéria-prima e indique a que função pertence. 13. Os haletos de acila reagem com água segundo a equação: O R C X + HOH R C OH O + HX C C H benzeno H H2CCl2 d) CCl4, H3C Cl F C Cl 8. (Unicentro) A fórmula do clorofórmio é: a) CH3Cl. b) CH2Cl. c) CHCl3. d) CCl4. e) CH2Cl2. 9. (Fuvest-SP) Hidrocarbonetos halogenados, usados em aerossóis, são também responsáveis pela destruição da camada de ozônio da estratosfera. São exemplos de hidrocarbonetos halogenados: a) CH2Cl2 e CH3CH3. b) CH3COCl e CH3OCH2Cl. c) CFCl3 e CHCl3. d) CH3NH2 e CFCl3. e) CH3CHFCl e CH3COCl. 10. (Unicamp-SP) No jornal Correio Popular, de Campinas, foi publicada uma notícia refeCl OH, H3C CH2 CH3 e) H3C CH2 CH3, H3C CH2 O CH2 CH3, Devido à liberação de haletos de hidrogênio (HX), que provocam irritação das mucosas, os haletos de acila podem ser usados na produção de substâncias lacrimogênias utilizadas, por sua vez, tanto em ação policial como em defesa pessoal. Com base nas informações: a) equacione a reação do iodeto de acetila com a água; b) escreva a fórmula estrutural e dê o nome do haleto de acila que reage com a água, produzindo ácido benzóico e cloreto de hidrogênio. Unidade 22 — Funções orgânicas contendo nitrogênio e haletos 537 NITRILAS As nitrilas são obtidas a partir da substituição do hidrogênio do gás cianídrico (HCN) por radical orgânico: – H C N +H R C N ou R CN R grupo funcional As nitrilas admitem duas nomenclaturas: oficial: nome do hidrocarboneto Veja alguns exemplos: H3C C N etanonitrila H3C CH2 CH2 butanonitrila C N + nitrila usual: cianeto + nome do radical H3C CN cianeto de metila H3C CH2 CH2 CN cianeto de propila NITROCOMPOSTOS Os nitrocompostos são caracterizados pela presença do grupo funcional: O RN ou R NO2 O Na sua nomenclatura, considera-se que o grupo nitro —NO2 substitui um hidrogênio da cadeia carbônica. O nome desses compostos é obtido da seguinte maneira: nitro + nome do hidrocarboneto correspondente A numeração da cadeia carbônica deve ser iniciada a partir da extremidade mais próxima do grupo funcional. CH3 1 2 3 4 5 6 7 H3C 4 CH2 3 CH 2 CH2 1 NO2 H3C CH NO2 CH CH CH2 CH3 CH CH CH3 CH3 2-metil-1-nitrobutano 4-etil-3-metil-2-nitro-5-hepteno Os nitrocompostos podem reagir com o gás hidrogênio, numa reação de redução, produzindo aminas primárias: NO2 + 3 H2 nitrobenzeno Fe/HCl NH2 + 2 H2O anilina 538 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA ÁCIDOS SULFÔNICOS Os ácidos sulfônicos são compostos que apresentam o seguinte grupo funcional: O R SO3H ou R S OH O O nome desses compostos é obtido da seguinte maneira: nome do hidrocarboneto correspondente ácido + …………………………………………………. + sulfônico A numeração da cadeia carbônica deve ser iniciada a partir da extremidade mais próxima do grupo funcional. 6 5 4 3 2 1 H3C CH2 CH CH CH2 CH3 CH3 SO3H ácido 4-metil-3-hexanossulfônico ORGANOMETÁLICOS São assim denominados os compostos que apresentam pelo menos um átomo de um metal ligado diretamente ao átomo de carbono. Entre os metais mais comuns que podem formar esse tipo de substância estão: Mg, Zn, Pb e Hg. Entre os organometálicos mais importantes estão os compostos de Grignard: R — MgX Sua nomenclatura segue o seguinte esquema: radical brometo, cloreto, fluoreto ou iodeto + …………… + magnésio H3C MgCl cloreto de metil-magnésio H2C CH MgBr brometo de vinil-magnésio TIOCOMPOSTOS Os principais tiocompostos são: tioálcoois ou tióis, tioéteres, tiocetonas e tiofenóis. Genericamente, suas estruturas são obtidas da seguinte maneira: composto oxigenado Veja alguns exemplos: H3C CH2 OH etanol O H3C C CH3 propanona H3C CH2 SH etanotiol S H3C C CH3 propanotiona –O +S tiocomposto Unidade 22 — Funções orgânicas contendo nitrogênio e haletos 539 FUNÇÕES MISTAS Existem compostos nos quais há mais de uma função. Nesse tipo de composto, somente uma das funções presentes será considerada principal e somente o sufixo que a caracteriza fará parte do nome da cadeia principal. Todas as demais funções serão indicadas por prefixos. A escolha da função principal deve ser feita seguindo a ordem de prioridade: haleto orgânico —X álcool Csat — OH amina — NH2 cetona C O aldeído O C H oxo ou formil ácido carboxílico O C OH ——— Função Prefixo (para função não-principal) nome do halogênio hidróxi amino oxo prioridade crescente Vejamos alguns exemplos: OH • O H3C CH C OH Nesse composto, a função principal é o ácido, logo seu sufixo será -óico ; a função secundária é o álcool, que será indicado pelo prefixo hidróxi-. Então, temos: oficial: ácido 2-hidróxi-propanóico usual: ácido láctico (presente no leite e no músculo) • função principal: ácido = pentanóico funções secundárias: aldeído = 5-oxo; C CH C CH C H OH cetona = 3-oxo; OH amina = 4-amino; oficial: 4-amino-2-hidróxi-3, 5-dioxopentanóico álcool = 2-hidróxi. O 5 4 3 2 1 NH2 O O Exercícios • Nitrilas 1. Escreva os nomes das seguintes nitrilas: a) H3C CH2 C N; b) H3C (CH2)3 C N. 2. Considere a reação representada a seguir: H H R C N + 2 H2 RCN H H nitrila + hidrogênio amina 3. Um dos métodos para a preparação de nitrila pode ser representado genericamente pela equação a seguir: R X + NaCN R CN + NaX haleto cianeto orgânico de sódio nitrila sal de sódio a) Equacione a reação entre a butanonitrila e o hidrogênio e dê o nome do produto obtido. b) Determine a fórmula estrutural e o nome da nitrila utilizada para se obter a propilamina por esse processo. Com base nessas informações, responda: a) Se reagirmos cloreto de etila com cianeto de sódio, qual será a fórmula estrutural e o nome da nitrila obtida? b) Para obtermos o cianeto de propila (butanoamida) por esse processo, que substâncias devemos utilizar? • Nitrocompostos 4. Escreva as fórmulas estruturais dos seguintes nitrocompostos: 540 a) nitrobenzeno; b) 2-nitropentano; c) 3-nitropentano; d) 2, 4-dinitrohexano; e) para-dinitrobenzeno. 5. Considere a reação genérica a seguir: R NH2 + 3 O2 R NO2 + H2O 2 Essa reação indica que os nitrocompostos podem ser obtidos pela oxidação de aminas. Com base nessa informação, responda: a) Qual é o nome do nitrocomposto obtido pela oxidação da etilamina? b) Qual é o nome da amina utilizada para se obter o 1-nitrobutano? 6. A reação a seguir é denominada redução do nitrocomposto: 6 [H] R NO2 + ou R NH2 + 2 H2O 3 H2 Na redução do nitrocomposto, obtém-se amina como produto orgânico. Com base nessas informações, resolva: a) Qual é a fórmula estrutural do produto da redução do nitrobenzeno? b) Equacione a reação e dê o nome da amina formada. PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA b) equacione a reação que permite obter o 2propanossulfonato de sódio. • Organometálicos 9. A reação a seguir indica genericamente como se pode obter um composto de Grignard: R X + Mg meio etéreo R MgX Com base na reação, resolva: a) Qual é o nome do composto de Grignard obtido a partir da reação do cloreto de isopropila com magnésio na presença de éter? b) Equacione a reação entre o iodeto de etila com magnésio em meio etéreo e indique o nome do produto obtido. 10. Os alcanos podem ser obtidos a partir da reação dos compostos de Grignard e água. Genericamente, temos: R MgX + HOH R H + MgOHX Com base nessa informação: a) equacione a reação entre o cloreto de propil-magnésio e a água; indique o nome do produto orgânico obtido; b) equacione uma reação entre um composto de Grignard e água que permita obter o butano. • Tiocompostos 11. O cheiro defensivo da jaritataca é devido a uma mistura de substâncias, entre as quais estão incluídas as seguintes: 3-metil-1butanotiol e 2-buteno-1-tiol. Escreva a fórmula estrutural dessas substâncias e classifique suas cadeias. 12. Considere a reação a seguir: CH2 SH + H3C CH2 S I meio básico • Ácido sulfônico 7. Escreva a fórmula estrutural ou dê o nome dos compostos a seguir: SO3H a) H3C b) H3C CH2 CH SO3H c) ácido 2-metil-2-hexanossulfônico d) ácido 2, 3-dimetilbenzenossulfônico 8. Os ácidos sulfônicos podem reagir com bases, originando sais denominados sulfonatos. Veja um exemplo: SO3H + NaOH ácido benzenossulfônico CH2 (CH2)4 CH CH3 CH2 CH3 CH3 + HI Identifique as funções orgânicas às quais pertence cada um dos participantes da reação. • Funções mistas 13. Dê a fórmula estrutural dos compostos: a) ácido 2-aminopropanóico; b) ácido 3-oxopentanóico; c) ácido 2-hidroxibutanóico; d) 2-aminobutanal; e) 5-hidroxipentanal; f) 1-hidróxi-2-pentanona. SO – Na+ + H2O 3 benzenossulfonato de sódio Com base nessa informação: a) equacione a reação entre o ácido etanossulfônico e o hidróxido de potássio; RECONHECIMENTO DE FUNÇÕES A figura a seguir apresenta um resumo dos principais grupos funcionais que formam os compostos orgânicos. SH H3C C H CH3 H3C C C OH H2 H2 álcool O H3C CC H2 aldeído H H3C C cetona tioálcool O CH3 H3C C C MgBr H2 H2 organometálico H3C O CC H2 OH ácido carboxílico H3C C C SO3H H2 H2 ácido sulfônico H3C C CH3 H2 H3C H3C O CC H2 O éster CH3 NO2 H3C C H CH3 hidrocarboneto CCO H2 H2 éter C C CH3 H2 H2 nitrocomposto H3C C CN H2 nitrila H3C O CC H2 Cl Cl H3C C H CH3 H3C C C NH2 H2 H2 amina H3C haleto de ácido O CC H2 NH 2 amida haleto orgânico Observação: C OH: fenol AROM 542 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Exercícios de classe 1. O AAS é o analgésico e antipirético mais utilizado em todo o mundo, tendo também propriedades antiinflamatórias. Atualmente o AAS tem-se mostrado eficaz na prevenção de problemas circulatórios, agindo como vasodilatador. fórmula estrutural H3C CH3 OH CH3 O dianabol O C OH O O C CH3 Indique as funções orgânicas presentes na aspirina. Essas substâncias provocam aumento da massa muscular e diminuição da gordura. Seu uso indiscriminado, porém, pode provocar efeitos colaterais sérios, como hipertensão, edemas, distúrbios do sono e acne. Seu uso prolongado leva a danos irreversíveis do fígado e à diminuição na produção do esperma. Indique as funções comuns nos três compostos. 3. (Fatec-SP) “O amor é química.” Mãos suando, coração “palpitando”, respiração pesada, olhar perdido. Esses sintomas são causados por um fluxo de substâncias químicas fabricadas no corpo da pessoa apaixonada. Dentre essas substâncias estão: HO HO CC H2 H2 dopamina Observação: Comprimidos de aspirina guardados durante certo tempo podem sofrer uma decomposição (hidrólise), produzindo ácido salicílico e ácido acético. Se esse comprimido for ingerido, irá acarretar uma violenta irritação. Quando se abre um frasco de aspirina e se sente um cheiro de vinagre, significa que o produto não está apropriado para o consumo. NH2 Catherine Karnow/CORBIS 2. Alguns dos efeitos fisiológicos da testosterona podem ser aumentados pelo uso de alguns de seus derivados sintéticos: os anabolizantes. HO CC H2 H2 N H serotonina NH2 OH HO HO C H epinefrina CN H2 H CH3 OH CH3 CH3 N H C H2 CH3 O testosterona feniletilamina CH3 OH HO HO OH C H norepinefrina C H2 NH2 O nandiolone Qual a função química comum às substâncias anteriormente mencionadas? Unidade 23 — Sinopse das principais funções e algumas propriedades físicas 4. (UFPE) O aspartame é um composto orgânico multifuncional com propriedades adoçantes que o tornam um eficiente substituto para o açúcar comum. Sua estrutura química se encontra representada abaixo. O O H2N CH CH2 COOH O crack aspartame 543 C NH CH CH2 C OCH3 6. Na década de 80, começou o uso do crack, uma forma nova e mais barata de cocaína. O usuário passa a ter atitudes violentas e antisociais. O uso prolongado pode resultar em perda de peso, deterioração do sistema nervoso e problemas gastro-intestinais. H3C N O C O CH3 hidrólise C O Indique as funções orgânicas presentes no aspartame. 5. (PUC-MG) O THC ou tetrahidrocanabinol, de fórmula: CH3 OH H3C H3C H3C N O C OH OH O C OH + H3C OH C B A + hidrólise O (CH2)4CH3 é o principal componente ativo da maconha (marijuana), com efeito de causar abandono das atividades sociais e reduzir acentuadamente o desejo sexual. O THC apresenta, na sua fórmula, quais grupos funcionais? Com base nas informações, responda: a) Quais as funções orgânicas presentes no crack? b) Indique as funções orgânicas presentes em A, B e C. ALGUMAS PROPRIEDADES FÍSICAS DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS TEMPERATURA DE EBULIÇÃO São dois os fatores que influem nas temperaturas de ebulição: o tamanho das moléculas e os tipos de interação intermolecular. Observe o quadro a seguir: CH4 TE (ºC) H TE (ºC) –188 O C –19 H3C TE (ºC) OH H3C H H3C C 20,0 CH2 78,3 OH H3C H3C CH3 H3C CH2 –42,5 O H H3C CH2 48,8 CH2 CH2 OH C O H CH3 –88,4 64,5 97,2 544 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Se analisarmos cada uma das três linhas horizontais, cada qual apresentando substâncias formadas com o mesmo tipo de interação intermolecular, verificaremos que: Quanto maior for o tamanho da molécula, maior será a sua temperatura de ebulição. Cada linha horizontal constitui um exemplo de série homóloga: substâncias que pertencem a uma mesma função e diferem entre si pela quantidade de grupos CH2. Se analisarmos cada uma das três linhas verticais, cada qual formada por substâncias que apresentam moléculas de tamanho aproximadamente igual, porém com diferentes tipos de interação intermolecular, verificaremos que: Quanto maior for a intensidade das forças intermoleculares, maior será a sua temperatura de ebulição. Para que se possa estabelecer essa relação, deve-se considerar a ordem crescente da intensidade das interações, que é dada por: dipolo induzidodipolo induzido < dipolo-dipolo Csecundário > Cprimário facilidade de saída do hidrogênio (H) No equacionamento de reações semelhantes a essa, é costume representar somente o produto obtido em maior quantidade. Assim, a reação de monobromação do metilbutano é normalmente representada da seguinte maneira: H H3C C CH3 metilbutano Br CH2 CH3 + Br Br λ ∆ H3C C CH2 CH3 + HBr CH3 2-bromo-2-metilbutano 574 Vejamos mais alguns exemplos de monohalogenação: H H C C H C C H benzeno PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Cl H C C H H + Cl Cl AlCl3 H C C C C H H C C H + HCl clorobenzeno H H H H C C H C H C H H + Br Br λ (luz) Br C CH2 CH2 + HBr H CH H H2C H2C cliclopentano bromociclopentano NITRAÇÃO Essa reação ocorre com o ácido nítrico (HNO3 ou HO H H3C C H propano O N NO2 O ou HO NO2 ). CH3 + HO NO2 H2SO4 ∆ H3C CH CH3 + HOH 2-nitropropano H + HO benzeno NO2 NO2 H2SO4 + HOH nitrobenzeno SULFONAÇÃO Essa reação ocorre com o ácido sulfúrico (H2SO4 ou HO SO3H ). H + HO benzeno SO3H SO3 ∆ SO3H + HOH ácido benzenossulfônico Unidade 25 — Reações de hidrocarbonetos 575 REAÇÕES CARACTERÍSTICAS DE AROMÁTICOS Alquilação É a substituição de um ou mais hidrogênios do anel aromático por um ou mais radicais derivados de alcanos. CH3 H + Cl benzeno CH3 AlCl3 + HCl metilbenzeno ou tolueno cloreto de metila Acilação É a substituição de um ou mais hidrogênios de um anel aromático por um ou mais O . radicais derivados de ácidos carboxílicos R C O H O C CH3 AlCl3 + H3C C + HCl Cl ( ) benzeno cloreto de acetila metilfenilcetona ou acetofenona Essas duas reações são denominadas reações de Friedel-Crafts. Dirigência em aromáticos O primeiro substituinte (átomo ou grupo de átomos) de um hidrogênio do anel benzênico orientará a posição na qual irá ocorrer a segunda substituição. Esse primeiro substituinte será denominado grupo dirigente e poderá ser de dois tipos: orto-para-dirigentes G orto orto meta para meta meta-dirigentes G Neste caso teremos a formação de dois produtos: um em orto e outro em para. Os principais orto-para-dirigentes são: H N H O H O H C H OCH3 H Neste caso teremos a formação de um produto na posição meta. radicais alquila halogênios NH2 OH CH3, CH2 CH3 … F, Cl, Br, I 576 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Os orto-para-dirigentes geralmente apresentam um átomo ou grupo de átomos unidos somente por ligações simples. Monobromação do fenol OH 2 fenol OH Br + 2 Br Br orto-bromofenol OH + Br para-bromofenol + 2 HBr Os principais meta-dirigentes são: O N O O S OH C O OH C O H C N NO2 O SO3H COOH CHO CN Os meta-dirigentes são grupos de átomos em cuja estrutura existe pelo menos uma ligação dupla, tripla ou dativa. Monocloração do ácido benzóico COOH + Cl ácido benzóico COOH Cl AlCl3 + HCl Cl ácido meta-clorobenzóico Os grupos orto-para-dirigentes permitem no máximo três substituições no núcleo benzênico: duas em orto e uma em para. O trinitrotolueno (TNT) é uma substância que pode ser obtida pela nitração total do tolueno. O TNT é um dos mais importantes explosivos de uso militar, sendo ativado pela explosão de uma espoleta. CH3 H H orto-para-dirigente CH3 H2SO4 HO + HO HO NO2 NO2 NO2 O2N NO2 + 3 HOH H tolueno NO2 TNT Unidade 25 — Reações de hidrocarbonetos 577 Exercícios de classe 1. Determine o número de compostos diferentes formados pela substituição de 1 H por 1 Cl nos seguintes alcanos: HHH HH H C H I H H C H HCH H III H C H C H H H C H H H C H C H II H C H d) 1 + 1 Br Br 1 D + 1 HBr H a) 1 H3C b) 1 H3C c) 1 CH3 + 1 Cl Cl CH2 CH3 + 1 Br 1 B + 1 HBr + 1 HO NO2 1 A + 1 HCl Br 1 C + 1 H2O H H HCH CCC H HCH H IV H H 2. A reação entre A orgânico e B inorgânico produziu, além de HCl, uma mistura dos seguintes compostos: 1-clorobutano e 2-clorobutano. A respeito dessa reação: I — Escreva as fórmulas estruturais planas dos produtos orgânicos. II — Indique qual dos compostos orgânicos apresenta carbono quiral. III — Identifique o tipo de isomeria plana existente entre os produtos orgânicos. IV — Escreva as fórmulas dos reagentes. V — Sabendo que a facilidade de substituição do H é Cterciário > Csecundário > Cprimário, indique o produto orgânico formado em maior quantidade e equacione a reação de formação desse produto. 3. (Fuvest-SP) A reação do propano com cloro gasoso, em presença de luz, produz dois compostos monoclorados. 2 CH3CH2CH3 + 2 Cl2 Cl 5. Equacione as reações a seguir, indicando a fórmula estrutural do principal produto orgânico formado. a) (mono) bromação do metilpropano; b) (mono) nitração do propano; c) (mono) sulfonação do benzeno; d) (mono) cloração do cicloexano; e) benzeno + cloreto de etila; f) benzeno + brometo de propanoíla O ). (H3C CH2 C Br 6. Escreva a(s) fórmula(s) estrutural(is) e o(s) nome(s) do(s) produto(s) orgânico(s) que completa(m) as equações abaixo. OH a) 2 CH3 b) 2 + 2 HO NO2 H2SO4 + 2 Cl Cl 1 A + 1 B + 2 HCl. H2SO4 1 C + 1 D + 2 H2O. NO2 c) 1 + 1 Cl Cl 1 E + 1 HCl. CH3CH2CH2 Cl + CH3 C CH3 + 2 HCl 7. (UFF-RJ) O grupo amino ( NH2), ligado ao anel benzênico, nas reações de substituição aromática é orientador: a) apenas orto. d) orto e meta. b) meta e para. e) orto e para. c) apenas meta. 8. Equacione as reações a seguir: a) (mono) nitração do fenol; b) (mono) bromação do nitrobenzeno; c) (mono) cloração do ácido benzóico; d) (mono) sulfonação do tolueno. H Na reação do cloro gasoso com 2, 2-dimetilbutano, em presença de luz, o número de compostos monoclorados que podem ser formados e que não possuem, em sua molécula, carbono assimétrico é: a) 1. c) 3. d) 4. b) 2. e) 5. 4. Escreva a fórmula estrutural e o nome do composto orgânico que completa corretamente as equações a seguir: 578 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA REAÇÕES DE ADIÇÃO Essas reações são características de hidrocarbonetos insaturados: alquenos, alquinos e dienos, e ocorrem com a quebra da ligação pi (π). π B + AB C σ σ A C σ C C σ Observação: Os ciclanos de três ou quatro carbonos, como apresentam anéis instáveis, também sofrem esse tipo de reação devido à quebra de uma ligação sigma (σ) entre carbonos do anel, originando compostos de cadeia aberta. A B C C σ C + AB C C C HIDROGENAÇÃO CATALÍTICA Essas reações ocorrem com o gás hidrogênio (H2) e são catalisadas por metais, como: Ni, Pt, Pd. H2C CH2 + H2 Ni ∆ H3C CH3 etileno etano a) Hidrogenação parcial HC CH + 1 H2 Ni ∆ b) Hidrogenação total H2C CH2 HC CH + 2 H2 Ni ∆ H3C CH3 acetileno etileno etano H2C C CH2 + H2 Ni ∆ H2C CH CH3 (parcial) propadieno propeno CH2 H2C CH2 + H2 ciclopropano Ni ∆ H3C CH2 propano CH3 (total) Observação: As reações de hidrogenação são denominadas reações de redução, pois o Nox do carbono envolvido na reação diminui: H +1 H H +1 C –2 C H + H2 cat. ∆ H +1 C –3 C H H +1 H redução H +1 H Unidade 25 — Reações de hidrocarbonetos 579 HALOGENAÇÃO Essa reação envolve os halogênios, sendo o cloro (Cl2) e o bromo (Br2) os mais utilizados. Cl Cl H3C CH propeno CH2 + Cl2 H3C CH CH2 1, 2-dicloropropano Cl Cl H3C Observação: O teste mais comum para verificar se uma cadeia alifática é insaturada, à temperatura ambiente, consiste na reação com água de bromo [Br2(aq)] ou uma solução de bromo em tetracloreto de carbono (Br2/CCl4). Esses sistemas apresentam uma coloração castanha. Se a cadeia for insaturada, a coloração castanha desaparecerá. Br Br C C + Br2 CCl4 Fotos: Thales Trigo C C CH3 + Cl2 H3C C C CH3 2-butino 2, 3-dicloro-2-buteno C C 1442443 castanho 14243 incolor A água de bromo contida na pipeta, de cor castanha, ao reagir com um alceno origina um produto incolor. Essa reação, nessas condições, não irá ocorrer com cadeias saturadas. ADIÇÃO DE HX Nesse tipo de reação, os reagentes mais comuns são o cloreto e o brometo de hidrogênio (HCl e HBr). A adição do hidrogênio (H) e do halogênio (X) aos carbonos da insaturação obedece a uma regra experimental descoberta em 1868 pelo químico russo Markovnikov. Regra de Markovnikov: o hidrogênio do HX adiciona-se ao carbono da dupla ou tripla ligação mais hidrogenado . Cl H H3C C CH + 1 HCl carbono mais hidrogenado da insaturação H3C C CH propino 2-cloropropeno Br H H2C C CH2 + 1 HBr carbono mais hidrogenado da insaturação H2C C CH2 propadieno 2-bromopropeno 580 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA REAÇÕES DE HIDRATAÇÃO DE ALQUENOS E ALQUINOS Essas reações consistem na adição de água (H2O ou HOH), na presença de catalisadores e em meio ácido, aos hidrocarbonetos alquenos e alquinos, e também obedecem à regra de Markovnikov, ou seja, o H se liga ao carbono mais hidrogenado da insaturação. H OH H2C carbono mais hidrogenado da insaturação CH CH3 + HOH meio ácido catalisador H2C CH CH3 propeno 2-propanol OH H3C C propino O CH H H3C C H C H H CH + HOH H3C C isopropenol propanona (acetona) Se o grupo OH presente no enol estiver situado em carbono secundário, haverá a formação de uma cetona; entretanto, se o grupo OH estiver situado em carbono primário, irá formar-se um aldeído. Adição em aromáticos Os aromáticos, devido à ressonância, normalmente sofrem reações de substituição; porém, em condições enérgicas ou em condições especiais, podem sofrer reações de adição. Veja os exemplos: a) Hidrogenação total do benzeno H2 C CH2 H2C Ni + 3 H2 180 ºC CH2 H2C 140 atm C H2 benzeno (C6H6) cicloexano (C6H12) b) Cloração total do benzeno Cl + 3 Cl2 λ cat. ∆ H C Cl H C Cl HC Cl C CH C H H Cl Cl Gerard Loucel/Tony Stone benzeno (C6H6) 1, 2, 3, 4, 5, 6-hexaclorocicloexano (BHC) O BHC foi preparado pela primeira vez em 1825, mas somente em 1942 descobriu-se seu valor como inseticida. Atualmente, um dos estereoisômeros do BHC, comercializado com o nome de lindano, é utilizado em grande escala como substituto do DDT no combate a pragas e insetos, mas seu uso é controlado. Unidade 25 — Reações de hidrocarbonetos 581 Exercícios de classe 1. Considere a informação: 1 mol de dupla ligação adiciona 1 mol de H2 Calcule a quantidade em mol de H2 consumida na hidrogenação total do seguinte composto: 4. Escreva a fórmula estrutural e dê o nome do produto obtido pela adição de 1 mol de brometo de hidrogênio (HBr) aos compostos: a) 1 mol de 1-buteno; b) 1 mol de metilpropeno; c) 1 mol de propino; d) 1 mol de ciclobutano; e) 1 mol de propadieno. 5. Complete as seguintes reações de hidratação: a) HC CH + HOH b) HC C CH3 + HOH 6. (Fuvest-SP) A adição de HBr a um alceno pode conduzir a produtos diferentes caso, nessa reação, seja empregado o alceno puro ou o alceno misturado a uma pequena quantidade de peróxido. CH3 Ni H2 ∆ ∆ 2. Complete as reações a seguir e indique o nome do produto formado: a) H3C b) H3C c) H3C d) H2C e) H2C f) H2C g) CH C C CH CH CH2 + 1 H2 CH + 1 H2 ∆ CH + 2 H2 CH2 CH2 CH CH Ni Ni ∆ Ni ∆ A B C D E CH3 CH3 + HBr H2C H C Br CH3 CH3 + HBr peróxido CH2 + 1 H2C C CH3 CH2 + 2 H2 Ni Ni ∆ CH3 H2C C H2C Br CH2 + 1 H2 CH2 F C H CH3 H C HC HC C H CH CH + 3 H2 catalisador ∆, Palta G 3. Equacione as reações a seguir indicando a fórmula estrutural de cada substância da reação: a) 1 mol de propeno + 1 mol de cloro b) 1 mol de propeno + 1 mol de bromo c) 1 mol de propino + 2 mol de cloro d) 1 mol de ciclobutano + 1 mol de bromo e) 1 mol de propadieno + 1 mol de bromo f) 1 mol de benzeno + 3 mol de cloro a) O 1-metilciclopenteno reage com HBr de forma análoga. Escreva, empregando fórmulas estruturais, as equações que representam a adição de HBr a esse composto na presença e na ausência de peróxido. b) Dê as fórmulas estruturais dos metilciclopentenos isoméricos (isômeros de posição). c) Indique o metilciclopenteno do item b que forma, ao reagir com HBr, quer na presença, quer na ausência de peróxido, uma mistura de metilciclopentanos monobromados, que são isômeros de posição. Justifique. REAÇÕES DE OXIDAÇÃO DE ALQUENOS OXIDAÇÃO BRANDA A oxidação branda ocorre com hidrocarbonetos insaturados; o elemento oxigênio geralmente é obtido a partir do permanganato de potássio (KMnO4) em meio neutro ou ligeiramente básico, diluído e a frio. Nessas condições, o KMnO4 é o agente oxidante, denominado reativo de Baeyer, o qual apresenta coloração violeta. 582 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA A principal aplicação dessa reação consiste na diferenciação de alquenos e cicloalcanos, que são isômeros de cadeia, pois apenas os alquenos sofrerão esse tipo de reação, por apresentarem ligação π em sua estrutura. H2C CH propeno reativo de Baeyer CH3 reativo de Baeyer 14243 CH descoloração (reage) C3H6 CH2 H2C CH2 ciclopropano sem descoloração (não reage) A reação entre o alqueno e o reativo de Baeyer pode ser representada por: O H3C CH2 + [O] H3C CH CH2 HOH OH H3C CH OH CH2 ou, simplesmente: OH H3C CH propeno –1 –2 OH CH2 –1 CH2 [O] / H2O branda H3C CH 0 OZONÓLISE A ozonólise utiliza ozônio (O3) na presença de água (H2O) e zinco (Zn). Os átomos de oxigênio do ozônio ligam-se aos carbonos da dupla ligação do alqueno, originando um composto intermediário instável, denominado ozoneto ou ozonida, o qual, por sua vez, se hidrolisa, originando aldeídos e/ou cetonas. Como exemplo, tome-se um alqueno genérico: OO R C H C R’’ R’ + O3 R C H O C R’ R’’ H2O Zn O H2O2 + R C H aldeído O + R’’ cetona C R’ alqueno ozoneto Essa equação poderia ser escrita de maneira simplificada, omitindo-se o ozoneto. Nox –1 0 +1 +2 H3C C H C CH3 + O3 H2O Zn O H3C C H etanal O + CH3 propanona C CH3 + H2O2 CH3 2-metil-2-buteno Observação: A finalidade da utilização do zinco é evitar que o oxigênio, que pode ser produzido pela decomposição da água oxigenada, oxide o aldeído a ácido carboxílico. Unidade 25 — Reações de hidrocarbonetos 583 OXIDAÇÃO ENÉRGICA Os dois agentes oxidantes mais utilizados na reação de oxidação enérgica de alquenos são o permanganato de potássio (KMnO4) e o dicromato de potássio (K2Cr2O7) concentrados, em meio ácido, a quente. Neste tipo de oxidação, ocorre a quebra da dupla ligação e a formação de ácidos carboxílicos e/ou cetonas. Os átomos de hidrogênio (H) ligados ao carbono da dupla ligação se transformam em hidroxila (OH). Genericamente, essa reação pode ser representada por: O O [O] + C R’ RC R C C R’ enérgica OH R’’ H R’’ 0 –1 +3 +2 ácido carboxílico cetona ( Se, no carbono da dupla ligação, existirem dois átomos de hidrogênio CH C OH ambos serão transformados em hidroxilas originando o H OH ), ( ), ácido carbônico (H2CO3), que se decompõe, produzindo CO2(g) e H2O(l). Veja um exemplo: O [O] + CO2 + H2O H3C C C H enérgica H3C C OH HH ácido etanóico propeno ácido acético Observação: As reações de combustão também são reações de óxido-redução. Em um laboratório, para determinar qual o alqueno presente numa amostra de fórmula molecular C4H8, um químico realizou a oxidação enérgica do composto, obtendo gás carbônico, água e um ácido carboxílico. Com base nessas informações, qual é o nome do alqueno presente na amostra? ✔ EXERCÍCIO RESOLVIDO SOLUÇÃO Como na oxidação enérgica ocorreu a produção de gás carbônico (CO2), o alqueno deverá apresentar uma dupla ligação na extremidade da cadeia. C H + [O] CO2 + H2O H Como o outro produto obtido é um ácido carboxílico, o alqueno deve apresentar cadeia normal e o ácido formado deve ter 3 carbonos. Então, temos: O H3C CH2 C + [O] H3C CH2 C OH H Dessa forma, o alqueno em questão é o: H3C CH2 CH CH2 ⇒ 1-buteno 584 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Exercícios de classe 1. O reativo de Baeyer é uma mistura oxidante utilizada para diferenciar: a) alquenos de alquinos. b) alquenos de alcanos. c) alquenos de cicloalcanos. d) alcanos de cicloalcanos. e) alcanos de aromáticos. 2. Complete as equações, quando possível: a) H3C b) H2C H2C C CH2 + [O] branda b) Identifique as funções orgânicas dos dois produtos finais da reação. 7. Indique o nome do(s) produto(s) formado(s) que completa(m) corretamente as reações de oxidação enérgica: [O] a) H3C C C CH2 CH3 enérgica A + B b) H3C c) H3C CH3 H CC H C H C CH2 CH3 CH3 [O] enérgica [O] enérgica [O] enérgica [O] enérgica C+D * CH3 branda CH2 + [O] CH2 2E 2F G + H + H2O * d) H3C e) H3C CH3 CH3 C C CH3 HH CH2 C CH2 3. Indique o nome do(s) produto(s) orgânico(s) que completa(m) corretamente as reações de ozonólise seguidas de hidrólise: a) H3C C C CH2 CH3 + O3 H2O Zn CH3 8. (Puccamp-SP) O composto RCCR R1 R1 R e R1 = radical alquila ao sofrer oxidação enérgica com reagente adequado e quebra da ligação dupla, forma: a) somente aldeídos. b) somente cetonas. c) somente álcoois secundários. d) aldeídos e cetonas. e) álcoois secundários e ácidos carboxílicos. 9. (UERJ) Um dos métodos de identificação de estruturas de hidrocarbonetos contendo ligações duplas ou triplas é feito a partir da análise dos produtos ou fragmentos, obtidos da reação de oxidação enérgica. Observe os produtos orgânicos da reação de oxidação enérgica de um hidrocarboneto insaturado: hidrocarboneto H2SO4 + K2Cr2O7 ∆ insaturado CH3COCH3 + CH3COOH (W) (T) a) Em relação ao hidrocarboneto insaturado, indique as fórmulas mínima e estrutural plana. b) Cite a nomenclatura oficial do composto W e determine a percentagem de carbono, em número de átomos, na substância T. ∆ H2SO4 CH3 H H2O Zn A + B + H2O2; C H C H CH2 CH3 + O3 H2O Zn b) H3C H2O Zn C + D + H2O2; C C CH3 + O3 H2O Zn c) H3C H2O Zn CH3 CH3 2 E + H2O2. 4. Um alqueno sofreu ozonólise e posterior hidrólise, originando como produtos orgânicos o butanal e a acetona (propanona). Equacione a reação e indique o nome e a fórmula estrutural desse alqueno. 5. Na ozonólise de um alqueno de fórmula molecular C4H8, foram obtidos o formol (metanal) e o propanal. Escreva a fórmula estrutural e dê o nome desse alqueno. 6. (Vunesp-SP) O ozônio (O3) reage com um alceno formando um composto X que, por sua vez, reage com água, resultando em dois produtos orgânicos, segundo o esquema: R’ R C H O X + H2O R C C R + O3 O X + R C R’ + H2O2 H a) Escreva as fórmulas estruturais dos dois produtos orgânicos finais quando o alceno é 2-metil-2-buteno. 10. Na oxidação enérgica de um alqueno de fórmula molecular C4H8 foram obtidos ácido propanóico, gás carbônico e água. Escreva o nome e a fórmula estrutural desse alqueno. Unidade 25 — Reações de hidrocarbonetos 585 Exercícios propostos • Substituição 1. (Cesgranrio-RJ) É dada a reação: + H2SO4 SO3H + H2O 7. A monocloração do 2-metilbutano pode originar vários produtos orgânicos. Dois desses produtos apresentam atividade óptica. Os nomes desses produtos são: a) 1-cloro-2-metilbutano e 2-cloro-2-metilbutano. b) 1-cloro-2-metilbutano e 3-cloro-2-metilbutano. c) 2-cloro-2-metilbutano e 4-cloro-2-metilbutano. d) 3-cloro-2-metilbutano e 4-cloro-2-metilbutano. e) 2-cloro-2-metilbutano e 3-cloro-2-metilbutano. 8. (Fuvest-SP) Escreva a equação da reação de sulfonação do benzeno, dando o nome do produto orgânico formado. 9. Br Br O + 10 Br2 Br Br Br A equação acima representa a preparação de um éter difenílico bromado que é utilizado no combate a incêndios. A partir dessas informações, responda: a) Qual é o nome da reação representada? b) Qual é a fórmula da substância A? 10. (MACK-SP) No sistema de equações a seguir, as substâncias A e B são, respectivamente: A + Br2 λ B+ + HBr CH2 a) b) c) d) e) CH3 AlCl3 que é classificada como uma reação de: a) adição. d) eliminação. b) ciclo-adição. e) substituição. c) condensação. 2. (Unisantos-SP) Considere a reação de substituição do butano: inorgânico H3C CH2 CH2 CH3 + Cl2 orgânico λ ∆ X+Y Br Br Br O Br Br + 10 A O nome do composto X é: a) cloreto de hidrogênio. b) 1-cloro-butano. c) 2-cloro-butano. d) 1, 1-dicloro-butano. e) 2, 2-dicloro-butano. 3. (Cesgranrio-RJ) No 3-metil-pentano, cuja estrutura está representada a seguir: 1 2 3 4 5 H3C CH2 CH CH3 6 CH2 CH3 o hidrogênio mais facilmente substituível por halogênio está situado no carbono de número: a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 6. 4. (UC-BA) Para obter tetracloreto de carbono a partir do metano, deve-se fazer reagir esse gás com: a) cloro. b) cloreto de hidrogênio. c) cloreto de sódio. d) dicloro-metano. e) 1, 2-dicloro-etano. 5. Equacione a reação devidamente balanceada que permita obter tetracloreto de carbono e calcule a massa de gás cloro utilizada para se obter 1 mol de tetracloreto de carbono. (Dado: massa molar de Cl2 = 71 g/mol) 6. (UFV-MG) A monocloração de um alcano, em presença de luz ultravioleta, produziu os compostos 2-cloro-2-metilpropano e 1-cloro-2metilpropano. O nome do alcano é: a) isopropano. d) butano. b) metilbutano. e) metilpropano. c) pentano. + HBr metano e bromo-metano. etano e bromo-etano. eteno e bromo-etano. propeno e 2-bromo-propeno. eteno e etino. 11. (UFBA) Das alternativas a seguir, a que contém somente grupos orientadores meta é: a) NO2, Cl, Br. b) CH3, NO2, COOH. c) CHO, NH2, CH3. d) SO3H, NO2, COOH. e) CH3, Cl, NH2. 586 12. (UFRJ) Os nitrotoluenos são compostos intermediários importantes na produção de explosivos. Os mononitrotoluenos podem ser obtidos simultaneamente, a partir do benzeno, através da seguinte seqüência de reações: CH3 +A AlCl3 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA e) CH3 O2N NO2 NO2 + produto inorgânico • Adição 15. (MACK-SP) A equação H2C CH2 + X2 H2C CH2 144444424444443 CH3 NO2 (62%) CH3 (5%) + NO2 CH3 (33%) NO2 produto inorgânico CH3 + B H2SO4 30 ºC XX é exemplo de reação de: a) substituição. d) polimerização. b) adição. e) oxidação enérgica. c) eliminação. 16. (UFMG) A reação entre 1 mol de propino, HC C CH3, e 2 mol de bromo, Br2, na ausência de luz ou calor, produz: a) CHBr2 CBr2 CH3 b) CH2Br CBr2 CH2Br c) CBr2 CH CHBr2 d) CHBr CBr CHBr2 17. (Fuvest-SP) Dois hidrocarbonetos insaturados, que são isômeros, foram submetidos, separadamente, à hidrogenação catalítica. Cada um deles reagiu com H2 na proporção, em mol, de 1:1, obtendo-se em cada caso, um hidrocarboneto de fórmula C4H10. Os hidrocarbonetos que foram hidrogenados poderiam ser: a) 1-butino e 1-buteno. b) 1, 3-butadieno e ciclobutano. c) 2-buteno e 2-metilpropeno. d) 2-butino e 1-buteno. e) 2-buteno e 2-metilpropano. 18. (UFRS) Uma reação típica dos alcenos é a adição de halogênios à ligação dupla, formando compostos di-halogenados vicinais, conforme exemplificado a seguir: H Br H3C CH C CH3 + Br2 CH3 I a) Escreva a fórmula estrutural do composto A e o nome do composto B. b) Identifique o tipo de isomeria plana presente nos três produtos orgânicos finais da seqüência de reações. 13. (Unitau-SP) Sabendo que alguns monoderivados de benzeno dirigem o substituinte para as posições orto e para e nitroderivados do benzeno dirigem-no para a posição meta, indique as reações completas entre: a) tolueno e cloro; b) nitrobenzeno e cloro. 14. (UFF-RJ) O tolueno é muito usado na indústria tanto como solvente quanto como intermediário químico na fabricação de explosivos. Identifique o composto formado, preferencialmente, pela trinitração do tolueno, considerando as regras usuais de substituição eletrofílica aromática. a) CH3 CH3 c) O2N NO2 NO2 O2N b) NO2 CH3 NO2 NO2 NO2 NO2 d) O2N CH3 NO2 NO2 H3C C C CH3 Br CH3 II Em relação a essa equação, podemos afirmar que: a) o composto II apresenta dois carbonos assimétricos; b) o nome do produto formado é 2, 3-dibromo-3-metil-butano; c) o nome do composto I é 2-metil-buteno-2; d) o alceno pode apresentar isomeria geométrica; e) o nome do produto formado é 2, 3-dibromo-2-metil-propano. Unidade 25 — Reações de hidrocarbonetos 587 23. (UFMG) Uma substância apresentou as seguintes características: I — Descora solução de Br2 em CCl4. II — Absorve apenas 1 mol de H2 quando submetida à reação de hidrogenação catalítica. III — Pode apresentar isomeria óptica. Uma fórmula estrutural possível para essa substância é: a) d) 19. (UERJ) Os hidrocarbonetos insaturados reagem com cloreto de hidrogênio, originando produtos de adição eletrofílica, tais como os cloretos de alquila. O produto previsto, em maior proporção, para a reação entre cloreto de hidrogênio e 2metil-2-penteno está nomeado em: a) 3-cloro 2-metilpentano. b) 2-cloro 3-metilpentano. c) 3-cloro 3-metilpentano. d) 2-cloro 2-metilpentano. 20. (UFSC) Encontre, na relação a seguir, os produtos da adição de 1 mol de HBr a 1 mol de cada um dos seguintes reagentes: A — propeno; B — propino. I — 1, 2-dibromopropano. II — 2-bromopropano. III — 1, 2-dibromopropeno. IV — 2-bromopropeno. V — 1-cloro-2-bromopropano. VI — 1, 2, 3-tribromopropano. VII — 1, 1, 1-tribromopropano. 21. (ENCE-UERJ-Cefet-UFRJ) A reação abaixo é de grande importância industrial, pois permite a conversão de óleos em gorduras plásticas para a produção de margarinas e de outras gorduras compostas. É, também, utilizada para melhorar a firmeza de gorduras ou para reduzir a suscetibilidade destas à rancidez. O CH3 (CH2)7 CH CH (CH2)7 C + OH ácido oléico O + H2 CH3 (CH2)16 ácido esteárico b) c) e) 24. (Unicamp-SP) A reação do (HC C CH3) propino com o (Br2) bromo pode produzir dois isômeros cis-trans que contêm uma dupla ligação e dois átomos de bromo nas respectivas moléculas. a) Escreva a equação dessa reação química entre propino e bromo. b) Escreva a fórmula estrutural de cada um dos isômeros cis-trans. 25. (Unicamp-SP) Um mol de hidrocarboneto cíclico insaturado, de fórmula C6H10, reage com um mol de bromo (Br2), dando um único produto. Represente, por meio de fórmulas estruturais, o hidrocarboneto e o produto obtido na reação citada. C OH Nesta reação, um dos compostos apresenta isomeria espacial. Identifique: a) o grupamento funcional presente nos compostos citados; b) o composto que apresenta a isomeria espacial; c) o tipo de isomeria espacial; d) o tipo de reação que ocorre. 22. (UFRJ) Os alcenos, devido à presença de insaturação, são muito mais reativos do que os alcanos. Eles reagem, por exemplo, com haletos de hidrogênio tornando-se assim compostos saturados. a) Classifique a reação entre um alceno e um haleto de hidrogênio. b) Apresente a fórmula estrutural do produto principal obtido pela reação do HCl com um alceno de fórmula molecular C6H12 que possui um carbono quaternário. • Oxidação branda 26. (UERJ) Hidrocarbonetos de fórmula geral CnH2n podem ser diferenciados pelo teste de Baeyer. Tal teste consiste na reação desses hidrocarbonetos com solução neutra diluída de permanganato de potássio (KMnO4), que possui coloração violeta. Só haverá descoramento da solução se o hidrocarboneto for insaturado. Considere hidrocarbonetos contendo 5 átomos de carbono, que se enquadrem na fórmula geral CnH2n. a) Indique a fórmula estrutural de um hidrocarboneto com cadeia normal, que reage positivamente ao teste de Baeyer. Justifique sua resposta. b) Dentre os hidrocarbonetos que não reagem ao teste, um apresenta isomeria geométrica e outro possui apenas carbonos secundários. Cite seus nomes oficiais. 588 • Ozonólise 27. (MACK-SP) Na equação a seguir, as funções orgânicas a que pertencem os compostos A e B são: H2O H3C CH2 C CH CH3 + O3 Zn CH3 H2O Zn PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA a) b) c) d) e) propanona. ácido propanóico. propanona e ácido acético. propanona e ácido propanóico. ácido propanóico. A + B + H2O + ZnO a) b) c) d) e) ácido carboxílico e aldeído. éter e aldeído. cetona e álcool. hidrocarboneto e ácido carboxílico. cetona e aldeído. 28. (UFMG) A ozonólise e posterior hidrólise em presença de zinco do 2-metil-3-etil-2-penteno produz: a) cetona e aldeído. b) cetona, aldeído e álcool. c) somente cetonas. d) aldeído e álcool. e) cetona, aldeído e ácido carboxílico. 29. (UFBA) Por ozonólise, seguida de hidrólise, o penteno dá dois aldeídos, sendo um deles o propanal. Considerando-se H = 1, C = 12 e O = 16, calcule, em gramas, a massa do penteno necessária para se obter 29 g de propanal. 33. (Cesgranrio-RJ) Um alceno X foi oxidado energicamente pela mistura sulfomangânica (KMnO4 + H2SO4). Os produtos da reação foram butanona e ácido metilpropanóico. Logo, o alceno X é: a) 2-metil, 3-hexeno. b) 3-metil, 3-hexeno. c) 2, 4-dimetil, 3-hexeno. d) 2, 5-dimetil, 3-hexeno. e) 3, 5-dimetil, 3-hexeno. 34. (Unicamp-SP) A equação a seguir representa, de maneira simplificada e incompleta, a formação de aldeídos na oxidação que ocorre em gorduras insaturadas, fenômeno responsável pelo aparecimento de gosto ruim (ranço), por exemplo na manteiga. R C C R + O2 R C H • Oxidação enérgica 30. (UFSE) Hidrocarbonetos HH R C C R ao serem submetidos a oxidação com ruptura de cadeia carbônica, produzem: a) álcoois. d) ésteres. b) cetonas. e) éteres. c) ácidos. 31. (UFMG) Determine o nome e as fórmulas estruturais das substâncias que completam corretamente as reações indicadas a seguir: oxidação branda a) b) c) d) H3C C CH3 CH CH3 ozonólise hidrólise oxidação enérgica combustão completa a) Escreva a equação química completa. Para evitar a deterioração dos alimentos, inclusive em função da reação anterior, muitas embalagens são hermeticamente fechadas sob nitrogênio ou sob uma quantidade de ar muito pequena. Além disso, nos rótulos de diversos produtos alimentícios embalados dessa forma encontram-se, freqüentemente, informações como: — Validade: 6 meses da data de fabricação se não for aberto. — Após aberto deve ser guardado, de preferência, em geladeira e consumido em até 5 dias. — Contém antioxidante. Pode-se dizer que o antioxidante é uma substância, colocada no produto alimentício, que reage “rapidamente” com oxigênio. Baseando-se nas informações anteriores responda em termos químicos: b) Por que esse prazo de validade diminui muito após a abertura da embalagem? c) Por que a recomendação de guardar o alimento em geladeira depois de aberto? 35. (UnB-DF) Um estudante, ao arrumar um laboratório de síntese orgânica, verificou a existência de três recipientes sem rótulos de identificação, contendo substâncias aparentemente diferentes. Orientado por um professor, decidiu realizar alguns testes que 32. (FMPA-MG) Os produtos de oxidação a fundo do 2-metil-2-penteno com permanganato de potássio são: Unidade 25 — Reações de hidrocarbonetos 589 III — as substâncias dos recipientes X e Z são insolúveis em água, mas solúveis em gasolina. Com base nessas informações, julgue os itens a seguir. (1) A substância contida no recipiente X pode ser um alceno. (2) A substância contida no recipiente Y pode ser um álcool. (3) A substância contida no recipiente Z é apolar. (4) As substâncias contidas nos recipientes X e Z são idênticas. pudessem levar à identificação das substâncias neles contidas. Para isso, denominou cada um dos recipientes como X, Y e Z e anotou os seguintes resultados: I — a substância contida no recipiente X é um hidrocarboneto que, ao sofrer combustão completa, produz unicamente 6 mol de dióxido de carbono e 7 mol de água; II — a reação de oxidação da substância contida no recipiente Y produz um ácido carboxílico; EXERCÍCIOS GLOBALIZANTES Leia o texto a seguir e, depois, resolva as questões. Explosivos Muitas das reações que liberam grandes quantidades de energia são reações de óxido-redução. Por exemplo: as reações de combustão de hidrocarbonetos e de álcoois. Veja um exemplo de combustão completa de hidrocarboneto: C8H18(g) + 25 O2(g) 2 oxidação –9 4 0 8 CO2(g) + 9 H2O(v) +4 redução Nox médio –2 Uma vez iniciada a reação, o oxigênio rapidamente oxida os átomos de carbono. Nos explosivos, freqüentemente encontramos, no mesmo composto, tanto agentes oxidantes como agentes redutores. Por exemplo, a nitroglicerina contém átomos de carbono que são oxidados formando CO2 e também átomos de nitrogênio que são reduzidos formando N2: 4 C3H5(NO3)3(l) ativação 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(v) + O2(g) Os explosivos de interesse na área militar e na área de construção civil são compostos orgânicos formados por C, H e geralmente apresentam os grupos NO2 e O NO2. Porém, qualquer explosivo deve apresentar as seguintes características: a) Devem sofrer uma decomposição muito exotérmica. Para que isso ocorra, é necessário que o explosivo apresente ligações fracas entre seus átomos e que forme produtos com ligações fortes, isto é, com elevada energia de ligação. Assim, a diferença entre a energia liberada na formação das novas ligações e a consumida para quebrar as ligações que existem no explosivo é muito grande. b) Sua decomposição deve ser muito rápida. c) Os produtos da decomposição devem ser gases. A formação e a expansão muito rápida dos gases criam uma onda de choque que acompanha a detonação do explosivo. d) O explosivo deve ser suficientemente estável para que possamos determinar o momento de sua explosão. 590 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA A combinação desses fatores leva à produção de uma enorme quantidade de calor e gases, possibilitando atingir os objetivos desejados. Entre eles, os mais comuns são: CH3 O2N NO2 N O2N NO2 TNT (trinitrotolueno) HMX (his majesty’s explosive) RDX (research department explosive) O2N N N N NO2 NO2 N NO2 N O2N N NO2 O RDX pode ser misturado a ceras ou a polímeros sintéticos para produzir os explosivos plásticos. Dados: Massas molares: C3H5(NO3)3 = 327g mol–1 Atômicas: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16 Volume molar a 25 °C e 1 atm: 24 L mol–1 1. Equacione a combustão completa de 1 mol de etanol. 2. Escreva a fórmula estrutural da nitroglicerina e do trinitrotolueno, indicando os grupos funcionais presentes em cada estrutura. 3. Na primeira equação apresentada no texto o hidrocarboneto apresentado deve fazer parte de qual fração do petróleo: GLP, gasolina, óleo diesel ou óleo lubrificante? 4. Indique as fórmulas moleculares dos explosivos HMX e RDX. 5. Provocando-se a decomposição de 3,27 kg de nitroglicerina, calcule: a) o volume de N2 obtido a 25 °C e 1 atm; b) o número de moléculas de CO2 obtidas; c) a massa de H2O; d) o número de mol de O2. 6. Equacione as reações devidamente balanceadas que permitam obter o TNT a partir do benzeno. 7. Considere que o gás carbônico seja um dos produtos formados na decomposição do explosivo RDX. Determine o volume ocupado pelo CO2 produzido na explosão de 22,2 kg desse explosivo nas CNTP. 8. Escreva a fórmula estrutural de 3 compostos de fórmula molecular C8H18 e compare suas temperaturas de ebulição. 9. Considere o composto CH3 H3C C CH2 C CH2 CH3 CH3 e equacione suas reações com: I — H2 (redução) II — Cl2 (cloração) III — HBr IV — O3, H2O/Zn V — KMnO4/H+ Indique o nome dos produtos orgânicos. ÁLCOOIS REAÇÕES COM ÁLCOOIS Combustão A mais completa das oxidações é a combustão. A equação que representa a combustão completa de um álcool alifático saturado pode ser dada por: CnH2n + 2 O + 3n O2 n CO2 + (n + 1) H2O 2 Os dois álcoois comumente utilizados como combustíveis são o metanol e o etanol. O metanol é considerado um bom substituto da gasolina, particularmente em áreas urbanas em que os níveis de poluição produzidos por veículos automotivos são muito altos. Isso se deve ao fato de sua queima ser mais completa do que a da gasolina, o que diminui a poluição atmosférica, além de não produzir óxidos de enxofre. É utilizado diretamente ou misturado à gasolina nos Estados Unidos desde 1980. No Brasil, o álcool utilizado como combustível é o etanol hidratado, nos carros movidos a álcool, ou o anidro, misturado à gasolina, nos carros movidos a gasolina. Sua combustão completa pode ser assim representada: H3C CH2 OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O Nox –3 –1 +4 Outras oxidações Em laboratório, os agentes oxidantes mais utilizados são o KMnO4 ou o K2Cr2O7 (concentrados, em meio ácido, a quente), que produzem oxigênio nascente [O]. Esses oxigênios atacam os hidrogênios (H) pertencentes ao carbono do grupo OH. • Oxidação de álcool primário OH H3C C H etanol álcool etílico [O] O H3C +1 etanal aldeído acético H –1 C H [O] O H3C +3 ácido etanóico ácido acético C OH H2O 592 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Oxidação do etanol: um bafômetro muito simples O teste do bafômetro, usado para identificar motoristas que dirigem depois de ingerir bebidas alcoólicas, é baseado na mudança de cor que ocorre na reação de oxidação do etanol com o dicromato de potássio em meio ácido. Se o ar expirado pela pessoa mudar a cor alaranjada inicial do dicromato de potássio para verde, isso indica que a quantidade de álcool no seu sangue está acima do limite legal. A reação que ocorre pode ser representada por: K2Cr2O7(aq) + 4 H2SO4 + 3 CH3CH2OH(g) alaranjado incolor Cr2(SO4)3(aq) + 7 H2O(l) + 3 CH3CHO(g) + K2SO4 verde incolor Equação iônica: H + 3 H3C redução Cr2O7 + 8 H +6 2– + C H OH 2 Cr3+ + 3 H3C +3 C O H + 7 H2O –1 oxidação +1 Em um laboratório podemos montar um sistema que permite observar como funciona o bafômetro: Fotos: Thales Trigo solução de K2Cr2O7 e H2SO4 A pisseta contém pequena quantidade de álcool comum ou bebida alcoólica. Pressione gentilmente o corpo da pisseta, fazendo com que o vapor contendo álcool entre em contato com a solução. • Oxidação de álcool secundário OH H3C C H 0 2-propanol O H3C C +2 propanona acetona CH3 [O] CH3 [O] não reage H2O • Oxidação de álcool terciário OH H3C C CH3 CH3 [O] não reage Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 593 Oxidação dos álcoois Vinho virando vinagre O ser humano descobriu, há milhares de anos, que podia produzir vinho por meio da fermentação do suco de uva e, aos poucos, percebeu que a qualidade de cada vinho dependia, em grande parte, do tipo de uva, do solo e das condições climáticas, que modificam seu sabor e seu bouquet (aroma). Durante o processo de fermentação das uvas prensadas e/ou moídas, seus açúcares (glicose e frutose) são transformados em etanol. Esse processo pode ser representado pela equação a seguir: C6H12O6 glicose, frutose Christof Gunkel suco de uva suco fermentando vinho vinagre O garrafão em que o suco está fermentando possui um dispositivo que permite a saída do gás carbônico. 2 C2H5OH + 2 CO2 etanol Com o passar do tempo, pela ação de microrganismos, o etanol presente no vinho sofre oxidação, originando etanal (aldeído acético) que, posteriormente, se transforma em ácido etanóico (ácido acético). Desidratação a) Desidratação intramolecular — nessa reação ocorre a eliminação de uma molécula de água do interior de cada molécula de álcool: H H C H OH C H H H2SO4 conc. 170 ºC H C H C H H + H2O etanol etileno b) Desidratação intermolecular — nessa reação ocorre a eliminação de uma molécula de água a partir de duas moléculas de álcool, pela interação dos grupos OH, através das pontes de hidrogênio: H3C H3C CH2 CH2 etanol OH OH H2SO4 conc. 140 ºC H3C CH2 O CH2 CH3 + H2O éter dietílico Observação: Como, nessas reações, o produto orgânico obtido é proveniente de uma simples retirada de átomos do reagente, elas podem ser classificadas como reações de eliminação. 594 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Esterificação Essa reação ocorre quando um ácido reage com um álcool, produzindo éster e água; a reação inversa é denominada reação de hidrólise. ácido + álcool esterificação hidrólise éster + água Experimentalmente, verifica-se que, quando essas reações ocorrem entre um ácido carboxílico e um álcool primário, a água é formada pelo grupo OH do ácido e pelo hidrogênio do grupo OH do álcool. O O H3C C + HO CH2 CH3 H3C C + HOH OH O CH2 CH3 ácido acético etanol acetato de etila Observação: Caso se utilizem ácidos inorgânicos ou álcoois secundários ou terciários, a água será formada pelo OH do álcool e pelo hidrogênio do grupo OH do ácido. Um exemplo desse fato pode ser verificado na reação a seguir: H2C OH HO NO2 H2C O NO2 HC H2C OH OH HO HO NO2 NO2 a frio HC H2C O O NO2 + 3 H2O NO2 glicerina glicerol propanotriol ácido nítrico trinitrato de glicerila nitroglicerina A nitroglicerina é um poderoso explosivo e muito sensível a choques. Em 1866, Alfred Nobel descobriu que ela poderia se tornar mais estável e de mais fácil manuseio quando absorvida por um material inerte e poroso, como a serragem ou a terra infusória (esqueletos calcários de diatomáceas). Esse produto é comercializado com o nome de dinamite. ALGUNS MÉTODOS DE OBTENÇÃO DE ÁLCOOIS Hidratação de alquenos H2C CH2 + HOH 70 atm 300 ºC OH H3C CH2 eteno Esse método é utilizado nos Estados Unidos para produzir etanol. Redução A redução é a reação inversa à oxidação e é realizada com o gás hidrogênio (H2). Dessa maneira, os produtos obtidos na oxidação dos álcoois podem ser usados, numa reação de redução, para regenerar o álcool. • Redução de ácidos carboxílicos e aldeídos O O + H2 H3C C H3C C OH H ácido acético gás hidrogênio H2O aldeído acético H + H2 H3C C H OH álcool etílico Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 595 H • Redução de uma cetona H3C C O + H2 H3C C H3C OH H3C acetona 2-propanol Genericamente, a partir de todas essas informações, temos: • álcool primário • álcool secundário • álcool terciário [O] ou O2 H2 ou [H] [O] ou O2 H2 ou [H] [O] ou O2 aldeído cetona não ocorre [O] ou O2 H2 ou [H] [O] ou O2 ácido carboxílico não ocorre Haletos orgânicos Outra maneira de obter álcoois em laboratório consiste em fazer a reação entre um haleto orgânico (R — X) e o hidróxido de potássio em solução aquosa [KOH(aq)]. H3C CH2 Cl + KOH(aq) H3C CH2 OH + KCl cloreto de etila álcool etílico Exercícios de classe 1. O metanol e o etanol são utilizados como combustíveis. Equacione a combustão completa desses álcoois. 2. Existem quatro álcoois alifáticos saturados cuja fórmula molecular é C4H10O: OH a) H3C CH2 OH b) H3C CH OH c) H3C C CH3 OH d) H3C CH CH3 Equacione as oxidações desses álcoois, caso ocorram. CH2 CH3 CH2 CH3 CH2 CH2 3. Indique o número de oxidação do carbono indicado nas fórmulas a seguir: –1 OH H3C C H +1 –2 [O] –2 H +1 [O] O H3C C H +1 [O] O H3C C OH –1 4. O vinho, quando armazenado em garrafa aberta, após certo tempo “azeda”. Equacione a reação que representa este fato. 5. (Vunesp-SP) Considere o seguinte arranjo experimental: CH3OH e O2 gasosos espiral de cobre bico de gás produtos gasosos 596 Após forte aquecimento inicial, a espiral de cobre permanece incandescente, mesmo após a interrupção do aquecimento. A mistura de gases formados na reação contém vapor de água e um composto de cheiro penetrante. a) Escreva a fórmula estrutural e o nome do produto de cheiro penetrante, formado na oxidação parcial do metanol pelo oxigênio do ar. b) Explique o papel do cobre metálico e a necessidade do seu aquecimento para iniciar a reação. 6. Complete as reações de desidratação e identifique os compostos A e B. • intermolecular: H3C CH2 OH ∆ A + H2O H3C CH2 OH • intramolecular: H OH H H C H C H C H H ∆ B + H2O VI. F IV. D + HO PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA CH CH3 CH3 O C O CH CH3 + H2O CH3 H3C CH CH3 CH2 3-metilbutanoato de isopropila OH V. H2C CH2 CH2 CH2 C 5-hidroxipentanóico O OH E + H2O éster cíclico O C H2C H2C O CH2 + H2O éster cíclico 8. Observe a reação genérica de redução: 7. De maneira geral, na esterificação ocorre a saída do grupo OH do ácido carboxílico O C OH o que origina um éster e uma molécula de H2O. Com base nessas informações, escreva a fórmula estrutural dos compostos A, B, C, D, E e F. O I. H3C + HO OH ácido propanóico A + H2O O II. C OH ácido benzóico O R C OH + H2 H2O O R C H + H2 e do átomo de H do álcool R OH , + H2 OH R C H Com base na reação dada, complete as equações: O I. H3C CH2 C OH + H2 H2O H CH2 C CH2 etanol CH3 X + H2 Y O + HO CH3 metanol II. H3C C O CH3 + H2 O CH2 C H R III. H3C C + 2 H2 W B + H2O 9. Considere a reação de substituição III. H3C CH2 CH2 CH2 C OH O H3C CH2 CH2 CH2 C O CH3 II. B + KOH(aq) KBr + H3C pentanoato de metila ácido pentanóico O +C R X + KOH(aq) KX + R OH e complete as equações: I. H3C CH2 Cl + KOH(aq) KCl + A OH CH CH3 Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 597 Exercícios de contexto Maria-louca Ezequiel curou-se da tuberculose e ficamos amigos. Era o mais respeitado destilador de maria-louca do pavilhão Oito. A fama de sua pinga atraía fregueses da cadeia inteira. A tal de maria-louca é a aguardente tradicional do presídio. Segundo os mais velhos, sua origem é tão antiga quanto o sistema penal brasileiro. Apesar da punição com castigo na Isolada, a produção em larga escala resistiu. O alto teor alcoólico da bebida torna os homens violentos. Eles brigam, esfaqueiam-se e faltam com o respeito aos funcionários que tentam reprimi-los. A opinião de Ezequiel sobre a própria arte não primava pela modéstia: — Só vendo da boa e da melhor. Se eu ponho a minha pinga numa colher, o senhor apaga a luz e risca um fósforo, sai um fogo azul puríssimo. Que muitos tiram, mas nem pega fogo; sai um vinagre. Eu tiro uísque. O milho de pipoca que a mãe lhe trazia, sem saber a que se destinava, era a matériaprima de Ezequiel: num tambor grande comprado na Cozinha Geral, juntava cinco quilos de milho, com açúcar e cascas de frutas como melão, mamão, laranja ou maçã. Depois, cobria a abertura do tambor com um paninho limpo e atarraxava a tampa, bem firme: — Esse é o segredo! Se vazar, o cheiro sai para a galeria e os polícias caem em cima, que eles é sujo com pinga. Diz que o cara bebe e fica folgado com a pessoa deles. Do jeito que eu fecho, doutor, pode passar um esquadrão no corredor com o nariz afilado, que pelo odor jamais percebe a contravenção praticada no barraco. Durante sete dias a mistura fermenta. — No sétimo, a fermentação é tanta que o tambor chega a andar sozinho, parece que está vivo. Devido à pressão interna, todo cuidado é pouco para abrir o recipiente. Aberto, seu conteúdo é filtrado num pano e os componentes sólidos desprezados. Nessa hora, a solução tem gosto de cerveja ou vinho seco. Um golinho dessa maria-louca amortece o esôfago e faz correr um arrepio por dentro. Cada cinco litros dela vai virar um litro de pinga, depois de destilada a mistura. Na destilação, o líquido é transferido para uma lata grande com um furo na parte superior, no qual é introduzida uma mangueirinha conectada a uma serpentina de cobre. A lata vai para o fogareiro até levantar fervura. O vapor sobe pela mangueira e passa pela serpentina, que Ezequiel esfria constantemente com uma caneca de água fria. O contato do vapor com a serpentina resfriada provoca condensação, fenômeno físico que impressionava o bigorneiro, nome dado ao destilador da bebida: — Olha a força do choque térmico! Aquilo que é vapor se transforma num líquido! Na saída da serpentina emborcada numa garrafa, gota a gota, pinga a maria-louca. Cinco quilos de milho ou arroz cru e dez de açúcar permitem a obtenção de nove litros da bebida. (Dráuzio Varella. Estação Carandiru. São Paulo, Companhia das Letras. 1999, p. 182-183.) 598 1. A maria-louca é uma aguardente tradicional da Casa de Detenção. Identifique a fórmula e o nome da substância orgânica presente nessa aguardente. 2. “Se eu ponho a minha pinga numa colher, o senhor apaga a luz e risca um fósforo, sai um fogo azul puríssimo”. Qual o nome da reação química a que Ezequiel se refere? Equacione a provável reação entre essa substância orgânica e o oxigênio, por meio da qual obtém-se a chama azulada. PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA 3. Durante sete dias a mistura “fermenta”. A equação que pode representar a fermentação é: 1 C6H12O6 2 A + 2 CO2 Dê a fórmula molecular da substância A. 4. “No sétimo dia, a fermentação é tanta que o tambor chega a andar sozinho”. Qual substância é responsável por esse fato? 5. Quantos litros da mistura devem ser destilados para se obter 10 litros de pinga? 6. Se forem utilizados 100 quilos de açúcar, quantos litros da bebida poderão ser produzidos? ALDEÍDOS E CETONAS Os aldeídos e as cetonas são os principais compostos carbonílicos (grupo carbonila C O), e as principais reações que ocorrem nesse grupo envolvem a quebra da ligação π. O O– O C C C + REAÇÕES DE ALDEÍDOS E CETONAS Reações com compostos de Grignard Os aldeídos e as cetonas reagem com os compostos de Grignard (R—MgX), originando um composto intermediário que se hidrolisa e dá origem a diferentes álcoois, segundo o esquema: – + O + – – + O MgX +R MgX C R hidrólise HOH OH C R + Mg(OH)X C Observe outro exemplo: – + – + O H O MgCl – + OH hidrólise HOH H C + H3C MgCl H C H CH3 H C H etanol CH3 + Mg(OH)Cl metanal cloreto de metil magnésio Genericamente, temos: hidrólise metanal + composto de Grignard álcool primário Num mesmo átomo composto de existir dois elétrons com o mesmo conjunto de números não podem Grignard hidrólise outros aldeídos + álcool secundário quâticos. hidrólise cetona + composto de Grignard álcool terciário Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 599 Reação de redução Nesse tipo de reação, utiliza-se gás hidrogênio (H2) ou hidrogênio nascente [H], que pode ser obtido a partir da reação entre zinco e ácido clorídrico. Genericamente, temos: O R 1 aldeído OH +H H R –1 O H R +2 cetona OH R+H H R 0 C H C H C C H R álcool primário álcool secundário Reação de oxidação As reações de oxidação podem ser feitas utilizando-se agentes oxidantes, tais como KMnO4, K2Cr2O7 etc. Genericamente, temos: O R C H aldeído [O] O R C OH ácido carboxílico O R C cetona R [O] não ocorre reação Em laboratório, para diferenciar aldeídos de cetonas através de reações de oxidação, são usadas algumas misturas oxidantes: • reativo de Tollens — solução aquosa amoniacal de nitrato de prata. • reativo de Fehling — solução aquosa de sulfato de cobre em meio básico e tartarato duplo de sódio e potássio. • reativo de Benedict — solução aquosa de sulfato de cobre em meio básico e citrato de sódio. MÉTODOS DE OBTENÇÃO DE ALDEÍDOS E CETONAS Os principais métodos de obtenção de aldeídos e cetonas, já vistos anteriormente, são os seguintes: • hidratação de alquinos • ozonólise de alquenos • oxidação de álcoois Além desses, podemos citar o método específico de obtenção de cetonas PiriaLimpricht, o qual consiste no aquecimento de um sal de cálcio de ácido carboxílico, que se decompõe, originando uma cetona e carbonato de cálcio. O R R C C O sal de cálcio de ácido carboxílico O ∆ O Ca2+ O– – R C cetona R + CaCO3 carbonato de cálcio 600 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Exercícios de classe 1. Considere as informações: ácido álcool álcool reduzido reduzida aldeído oxidado carboxílico cetona oxidada não reage primário secundário OH OH O O [O] O H2 H2 [O] RCH RC RCR RCR RC H OH H H a) Equacione a oxidação e a redução do etanal. b) Equacione a oxidação e a redução da propanona. c) Qual das reações poderia ser utilizada para diferenciar um aldeído de uma cetona? 2. Considere a adição de HCN a uma carbonila: O C + HCN OH C CN b) H3C CH2 * C H hidrólise O + H3C * CH2 MgBr + Mg(OH)Br Complete as equações a seguir e indique, na estrutura do produto obtido, qual é o carbono assimétrico: O + HCN A a) H3C CH2 C H b) H3C O C CH2 CH3 + HCN B c) H3C O C * CH3 + H3C hidrólise CH2 * MgBr + Mg(OH)Br 3. Complete as equações a seguir e indique o nome do produto orgânico final: a) O H C H * + H3C CH2 * MgBr hidrólise + Mg(OH)Br 4. (UFPI) O teste de Tollens consiste de uma reação em que um íon complexo prata-amônia é reduzido a prata metálica. Este teste pode ser utilizado para diferenciar: a) ácido carboxílico e éster. b) alcano e alceno. c) álcool e éter. d) aldeído e cetona. e) composto alifático e composto aromático. ÁCIDOS CARBOXÍLICOS H Apesar de os ácidos carboxílicos mais conhecidos serem o ácido fórmico O O e o ácido acético H3C C , , outros ácidos carboxílicos também fazem C OH OH parte do nosso cotidiano. Thaís Falcão • Ácido butanóico O H3C CH2 CH2 C OH Tablete de manteiga. Também conhecido por ácido butírico (do latim butyrum = manteiga), é o responsável pelo odor característico de manteiga rançosa. Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 601 Delfim Martins/Pulsar • Ácido hexanóico O OH Seu nome usual é ácido capróico (do latim caper = cabra), e é um dos responsáveis pelo cheiro desagradável exalado pelas cabras. CEDOC H3C CH2 CH2 CH2 CH2 C • Ácido etanodióico O C C O Cabra. Cálculo renal. HO OH Seu nome usual é ácido oxálico, sendo encontrado no tomate, nas folhas de ruibarbo e de espinafre. É um dos ácidos presentes em maior quantidade na natureza. Um sal desse ácido, o oxalato de cálcio, é um dos principais componentes dos cálculos renais. A Itália é um dos países com maior incidência de cálculo renal. Isso porque um dos principais componentes da alimentação nesse país é o tomate, que contém oxalato de cálcio. Existe, também, uma categoria especial de ácidos, denominados ácidos graxos, que são constituintes de óleos e gorduras. Ácidos graxos são ácidos carboxílicos com 12 ou mais átomos de carbono, geralmente em número par, e de cadeia alifática normal; podem ser saturados ou insaturados. Vejamos alguns exemplos de ácidos graxos: Saturados O C15H31 C OH C17H35 C OH ácido palmítico Insaturados O C17H33 C OH O C17H31 C OH ácido oléico O ácido linoléico ácido esteárico O CnH2n + 1 C OH Fórmulas gerais com 1 dupla com 2 duplas O O CnH2n – 1 C CnH2n – 3 C OH OH PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Caráter ácido Os ácidos carboxílicos, quando em solução aquosa, se ionizam, originando íons H+ ou H3O+; portanto, são considerados ácidos de acordo com a definição de Arrhenius. Genericamente e de maneira simplificada, temos: O R C OH água O R C O– + H+ 602 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Embora todos os ácidos carboxílicos sofram ionização, ela não ocorre na mesma intensidade em todos os compostos. Essa ionização está relacionada aos grupos ligados O C à carboxila . OH Esses grupos podem ser de dois tipos: a) aqueles que aumentam a acidez. Exemplos: halogênios (F, Cl, Br, I); NO2; OH etc. b) aqueles que diminuem a acidez. Exemplos: H3C ; C2H5 etc. Isso pode ser verificado a partir da análise de quatro ácidos e suas respectivas constantes de ionização, os quais são dados a seguir: ( ) O Ácido H3C C OH acético Cl H2C C O Cl OH Cl C Cl C O H3C OH CH2 C O OH propanóico monocloroacético tricloroacético Constante de ionização Ki 1,8 . 10–5 1,4 . 10–3 2,2 . 10–1 1,3 . 10–5 Como já sabemos, quanto maior a constante de ionização (Ki), mais ionizado estará o ácido. Assim, entre os ácidos apresentados, temos: acidez crescente ácido propanóico < ácido acético < ácido monocloroacético < ácido tricloroacético Acidez na química orgânica Além dos ácidos carboxílicos, na Química Orgânica existem outros compostos que se ionizam, liberando H+: Ácido Constante de ionização Ki O C2H5 OH H2O OH H3C 1,3 . 10–10 C OH 1,0 . 10–16 1,0 . 10–14 1,8 . 10–5 A análise das constantes de ionização permite estabelecer uma comparação entre o caráter ácido das funções e a água: acidez crescente < < < álcool água fenol ácido carboxílico Com base nos valores das constantes de ionização, consegue-se entender melhor por que somente os fenóis e os ácidos carboxílicos reagem com uma base inorgânica: O O + NaOH H3C C + H2O H3C C OH O–Na+ ácido acético hidróxido de sódio acetato de sódio OH + NaOH fenol comum ácido fênico hidróxido de sódio O– Na+ + H2O fenóxido de sódio Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 603 REAÇÕES DOS ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Esterificação Os ácidos carboxílicos reagem com os álcoois, produzindo éster e água. Veja: O O esterificação RC + HO R’ RC + H2O hidrólise OH O R’ ácido carboxílico álcool éster água Desidratação intermolecular Nesse tipo de reação ocorre a eliminação de uma molécula de água a partir de duas moléculas de ácido carboxílico, originando um anidrido: O O agente RC RC OH desidratante O + H2O OH RC RC O O 2 moléculas de ácido carboxílico anidrido MÉTODOS DE OBTENÇÃO DE ÁCIDOS CARBOXÍLICOS Durante o nosso estudo, já foram abordados alguns métodos de obtenção dos ácidos carboxílicos: • oxidação enérgica de alquenos • oxidação de aldeído • oxidação de álcool primário • hidrólise de éster Os ácidos carboxílicos também podem ser obtidos pela hidrólise de haleto ácido. Observe: O O RC + HOH RC + HX X OH haleto de ácido água ácido carboxílico haleto de hidrogênio Exercícios de classe 1. (UEPG-PR) A estrutura CH3 (CH2)7 CH CH (CH2)7 COOH Óleo ácido palmítico Algodão O 30 Amendoim 6 representa: a) um aminoácido. b) um hidrato de carbono. c) um ácido graxo. d) uma vitamina. e) um alceno. 2. Após uma consulta ao cardiologista, um paciente recebeu a recomendação de fazer uma dieta com baixo teor de ácidos graxos saturados. Observe a tabela a seguir, que apresenta a composição percentual aproximada de dois óleos: C15H31 C OH O C OH O C OH O C OH ácido esteárico C17H35 6 5 ácido oléico C17H33 24 65 ácido linoléico C17H31 40 26 Determine qual óleo deve ser consumido pelo paciente. Justifique. 604 3. (Fuvest-SP) Os ácidos graxos podem ser saturados ou insaturados. São representados por uma fórmula geral RCOOH, em que R representa uma cadeia longa de hidrocarboneto (saturado ou insaturado). Dados os ácidos graxos a seguir, com os seus respectivos pontos de fusão, Ácido graxo linoléico erúcico palmítico Fórmula C17H29COOH C21H41COOH C15H31COOH PF/ºC –11 34 63 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA a) H. b) I. c) F. d) CH3. 5. (PUC-MG) Considerando os ácidos CH2ClCOOH, CHCl2COOH, CCl3COOH, CH3COOH, CF3COOH, o mais fraco e o mais forte são, respectivamente: a) CH2ClCOOH e CH3COOH. b) CH3COOH e CCl3COOH. c) CCl3COOH e CHCl2COOH. d) CH3COOH e CF3COOH. e) CCl3COOH e CF3COOH. 6. (Fuvest-SP) Considerando os compostos: O I. H3C CH2 C OH temos, à temperatura ambiente de 20 °C, como ácido insaturado no estado sólido apenas o: a) linoléico. b) erúcico. c) palmítico. d) linoléico e o erúcico. e) erúcico e o palmítico. 4. (UERJ) Os ácidos orgânicos, comparados aos inorgânicos, são bem mais fracos. No entanto, a presença de um grupo substituinte, ligado ao átomo de carbono, provoca um efeito sobre a acidez da substância, devido a uma maior ou menor ionização. Considere uma substância representada pela estrutura abaixo: H X C H Essa substância estará mais ionizada em um solvente apropriado quando X representar o seguinte grupo substituinte: C OH O II. OH III. CH2 CH2 OH IV. H3C CH2 OH pode-se afirmar que: a) todos apresentam — OH alcoólico. b) apenas II, III e IV apresentam — OH alcoólico. c) somente o composto I é ácido. d) os compostos I e II têm caráter mais ácido que os demais. e) os compostos I, II e III não têm ação sobre indicadores. 7. Considere o esquema a seguir: + Na + NaOH O H3C CH2 C OH ácido propanóico A B C D E F + 1/2 H2 + H2O + H2O + CO2 + H2O + H2O + H2O + NaHCO3 + HO +H + H2 CH3 Cl Dê o nome e as fórmulas estruturais dos compostos A, B, C, D, E e F. Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 605 ÉSTERES Os ésteres podem ser obtidos pela reação entre um ácido e um álcool, segundo a equação genérica a seguir: O R C ácido OH + HO R’ esterificação hidrólise O R C O R’ + H2O água éster álcool CLASSIFICAÇÃO DOS ÉSTERES Os ésteres são substâncias muito abundantes na natureza e podem ser classificados em três grupos: essências de frutas, lípides e ceras. Essências de frutas Os ésteres de ácidos e álcoois com pequeno número de átomos de carbono compõem o grupo das essências de frutas. Veja alguns exemplos desses ésteres: Fotos: Thaís Falcão Um dos componentes da essência de abacaxi. Um dos componentes da essência de laranja. H3C CH2 CH2 C O O C2H5 H3C C O O (CH2)7 CH3 acetato de octila butanoato de etila Lípides Os lípides são também chamados de lipídeos ou lipídios. Os mais importantes são os óleos e as gorduras, que apresentam estruturas semelhantes e são elaborados por organismos vivos a partir de ácidos graxos e glicerol. Genericamente, um lipídeo é formado da seguinte maneira: O HO + HO HO CH2 CH CH2 R R R C O C O C O O O lipídeo CH2 CH + 3 H2O água O 3R C OH ácido graxo glicerol CH2 606 O PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Como na estrutura do lipídeo existem três grupos ( C O ), ele é classificado como um triéster e é também denominado triglicérido ou triglicerídeo. Um triglicérido pode ser obtido a partir de diferentes ácidos graxos e apresentar até três radicais diferentes (R, R’ e R”). Quando pelo menos dois desses radicais forem saturados, o triglicérido é classificado como gordura. As gorduras são geralmente de origem animal e, à temperatura ambiente, apresentam-se no estado sólido. Quando prevalecem radicais insaturados, esse triglicérido é um óleo. Os óleos geralmente são de origem vegetal e, à temperatura ambiente, apresentam-se no estado líquido. Vejamos alguns exemplos: O C15H31 C O CH2 O C15H31 C O CH O C17H33 C O CH2 144424443 O triglicérido 1, 2-dipalmitato-3-oleato de glicerila apresenta dois radicais saturados (C15H31 —) e um radical insaturado (C17H33 —); portanto, trata-se de uma gordura. Então, pode-se concluir, genericamente: Gorduras: predominam radicais de ácidos graxos saturados. Óleos: predominam radicais de ácidos graxos insaturados. Christof Gunkel Christof Gunkel O C17H33 C O CH2 O C17H33 C O CH O C17H33 C O CH2 144424443 O triglicérido trioleato de glicerila, ou trioleína, apresenta os três radicais insaturados; portanto, trata-se de um óleo. Gorduras são sólidas à temperatura ambiente. Óleos são líquidos à temperatura ambiente. ácido esteárico (saturado), 2% ácido palmítico (saturado), ácido esteárico 24% (saturado), 35% ácido oléico (insaturado com 1 dupla), 35% ácido palmítico (saturado), 7% ácido linoléico (insaturado com 2 duplas), 2% ácido linoléico (insaturado com 2 duplas), 5% ácido oléico (insaturado com 1 dupla), 85% Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 607 Ceras Embora as ceras sejam uma mistura complexa de vários compostos orgânicos, seus principais constituintes são ésteres de ácidos graxos e álcoois de cadeia longa, ambos não-ramificados. CEDOC A cera de abelha, extraída do favo das colméias, apresenta a fórmula: O H3C (CH2)14 C O (CH2)30 CH3 REAÇÕES DOS ÉSTERES Hidrogenação A hidrogenação de óleos de soja, milho ou caroço de algodão permite a obtenção de gorduras vegetais hidrogenadas sólidas, ou semi-sólidas, de acordo com o grau de hidrogenação. Genericamente, temos: margarina hidrogenação parcial óleos (insaturados) hidrogenação total gordura vegetal hidrogenada Hidrólise ácida Nesse tipo de hidrólise do éster, o meio ácido (H+) catalisa a reação, produzindo ácido e álcool. Simplificadamente, temos: O R C O R’ éster + H+OH_ água H+ O R C OH + HO R’ ácido álcool Hidrólise alcalina ou saponificação Um éster, quando em solução aquosa de base inorgânica ou de sal básico, originará um sal orgânico e um álcool. Simplificadamente, temos: O O RC + NaOH RC + R’ OH O R’ O–Na+ éster base sal álcool A hidrólise alcalina de um éster é denominada genericamente reação de saponificação porque, quando é utilizado um éster proveniente de um ácido graxo numa reação desse tipo, o sal formado recebe o nome de sabão. Como a principal fonte natural de ácidos graxos são os óleos e as gorduras (triglicerídeos), suas hidrólises alcalinas constituem o principal processo para a produção de sabões. 608 O R R R C O C O C O O O CH2 CH + 3 NaOH CH2 soda cáustica H2O ∆ PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA A equação genérica representa a hidrólise alcalina de um óleo ou de uma gordura: HO O 3R C O–Na+ sabão CH2 CH CH2 + HO HO óleo ou gordura glicerol Características dos sabões Os sabões facilitam os processos de limpeza devido à sua ação detergente (do latim detergere = limpar). A ação detergente é justificada pela estrutura do sabão, que apresenta uma parte apolar e uma parte polar. H2 H2 H2 H2 H2 H2 H2 H3C C C C C C C C C C C C C C C C O–Na+ H2 H2 H2 H2 H2 H2 H2 O 14444444444244444444443 14243 parte apolar (hidrófoba) parte polar (hidrófila) A parte apolar do sabão interage com a gordura, enquanto a parte polar interage com a água, formando partículas que se mantêm dispersas na água e são arrastadas com ela durante a lavagem. água Na+ gordura tecido Na+ Os detergentes são compostos orgânicos sintéticos, cuja estrutura se assemelha à dos sabões, e apresentam o mesmo tipo de ação sobre óleos e gorduras. Os detergentes mais comuns são sais de ácidos sulfônicos, com cadeias longas. – SO3 Na+ 1444444424444444314243 apolar polar Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 609 Tanto os sabões quanto os detergentes derivados de ácidos sulfônicos, por apresentarem respectivamente os grupos COO– e SO–, são denominados aniônicos. 3 Atualmente utilizamos um terceiro tipo, denominado catiônico, no qual a parte ativa da molécula é um cátion ( NH+): 3 N apolar + Cl – 14444444444244444444443 14243 polar Genericamente, esse tipo de composto é denominado sal de amônio quaternário, pois apresenta quatro grupos ligados ao nitrogênio, que tem carga positiva. Embora esses detergentes catiônicos não sejam tão eficientes na remoção de sujeiras, seu uso é muito difundido, já que eles possuem elevado poder germicida. Tanto os detergentes como os sabões diminuem a tensão superficial da água e são denominadas genericamente de surfactantes. Detergentes biodegradáveis Quando se utilizam sabões nos processos industriais ou domésticos de lavagem, eles vão para o sistema de esgotos e acabam nos lagos e rios. Porém, após certo tempo, os resíduos são degradados (decompostos) por microorganismos que existem na água. Diz-se, então, que os sabões são biodegradáveis e que não causam grandes alterações ao meio ambiente. Os detergentes não-biodegradáveis, pelo contrário, acumulam-se nos rios, formando uma camada de espuma que impede a entrada de gás oxigênio na água e pode remover a camada oleosa que reveste as penas de algumas aves, impedindo que elas flutuem. O esquema a seguir representa estruturas dessas substâncias: O sabão C O–Na+ SO– Na+ 3 detergente biodegradável SO– Na+ 3 detergente não-biodegradável Na água existem microorganismos que produzem enzimas capazes de quebrar as moléculas de cadeias lineares. Essas enzimas, porém, não reconhecem as moléculas de cadeias ramificadas de detergentes nãobiodegradáveis, os quais, por não sofrerem degradação, permanecem na água. Detergentes não-biodegradáveis são responsáveis por boa parte da poluição das águas de rios, córregos e lagos. CEDOC 610 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Exercícios de classe 1. Dadas as equações a seguir, escreva as fórmulas estruturais das essências e dê seus nomes. O a) H C + HO CH2 CH3 essência de rum + H2O OH etanol ácido metanóico ácido fórmico O + HO CH2 CH2 CH2 CH3 essência de framboesa + H2O OH 2. (UECE) Um éster de fórmula C5H10O2, em con7. A hidrólise alcalina de um éster permite obter tato com a água, sofre hidrólise, cujos comum sal e um álcool. Genericamente, temos: postos resultantes são: O a) ácido carboxílico e álcool. R C O R’ + NaOH(aq) b) aldeído e cetona. éster base c) éter e álcool. O d) cetona e éter. R C O–Na+ + R’ OH 3. (UFU-MG) Ésteres normalmente são subssal álcool tâncias de odor agradável e são bastante utiCom base nessa informação, complete a lizados em substituição aos aromas naturais equação: de frutas e flores, em perfumes, doces e chiO cletes. O éster responsável pelo aroma de C + NaOH maçã tem a fórmula estrutural abaixo: O CH2 CH3 H3C CH (CH2)2 O C (CH2)3 CH3 benzoato de etila CH3 O sal + álcool e indique os nomes dos produtos obtidos. 8. (Vunesp-SP) Um creme cosmético pode ser obtido pela reação: H2C OOC C17H35 HC H2C OOC OOC H2C HC H2C OH HO CH2 glicerol b) H3C C a) Dê a função e escreva as fórmulas estruturais dos compostos, a partir dos quais o éster pode ser formado. b) Dê os nomes dos compostos do item a, seguindo as normas da IUPAC. 4. Se reagirmos o glicerol com o ácido palmítico, iremos obter um lipídeo: O C15H31 C15H31 C15H31 C O C O C OH OH + HO HO CH2 CH C17H35 + 3 NH4OH C17H35 OH OH + 3 C17H35COONH4 OH ácido palmítico lipídeo + 3 H2O (tripalmitina) Escreva a fórmula estrutural do lipídeo obtido. O 5. O ácido esteárico (C17H35 — C ) reage OH com o glicerol originando um lipídeo (triestearina). Equacione essa reação. 6. Os lipídeos podem ser classificados como óleos ou gorduras: Óleos — predominam cadeias insaturadas. Gorduras — predominam cadeias saturadas. Com base nessa informação, classifique a tripalmitina e a triestearina, obtidas nos exercícios 4 e 5. As funções químicas às quais pertencem as substâncias envolvidas na reação são, respectivamente: a) lipídio; ácido; aldeído; sal. b) ácido; base; ácido; sal. c) éster; base; álcool; sal. d) éster; álcool; aldeído; éster. e) lipídio; base; base; éster. 9. (Unicamp-SP) A fórmula de um sabão é: O CH3(CH2)14 C O–Na+ No processo de limpeza, uma parte da molécula do sabão liga-se às gorduras e a outra à água. Qual parte se liga à gordura e qual se liga à água? Por quê? Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 611 AMINAS As aminas são compostos derivados da amônia (NH3) e formados pela substituição de seus hidrogênios por radicais orgânicos. Assim, de acordo com a quantidade de hidrogênio substituído, podem formar-se três tipos de aminas: primária R NH2 secundária R NH R terciária R N R R H3C NH2 H3C etilamina CH2 NH2 H3C NH CH3 metilamina dimetilamina Algumas aminas e seus derivados, assim como os carboidratos (C, H, O), são as principais classes de compostos dos sistemas vivos (animais e vegetais). São encontradas em várias substâncias: aminoácidos, proteínas, vitaminas hormonais, ácidos nucléicos (DNA e RNA), alcalóides etc. As aminas são as responsáveis pelo cheiro de peixe. PROPRIEDADES QUÍMICAS DE AMINAS E AMINOÁCIDOS Uma das principais características das aminas é o seu caráter básico. Qualquer tipo de amina (primária, secundária e terciária) e a amônia reagem com a água e com os ácidos de forma semelhante: H+ Observação: NH3 + H2O H+ H3C H+ NH4 Cl– H3C NH+Cl– 3 + NH4 + OH– H3C NH3 + OH– + + De acordo com o conceito de ácido-base dado por Brönsted-Lowry: • ácido — substância que liberta íon H ; • base — substância que recebe íon H . + + NH2 + H2O NH3 + HCl H+ H3C NH2 + HCl H+ NH3 + HCl base ácido – H+ + Cl + NH4 base ácido As aminas são consideradas as bases orgânicas; portanto, todas as substâncias que apresentarem grupo amina ( NH2, NH ou N ) têm certo caráter básico. Um tipo de substância essencial à vida e que apresenta o grupo amina em sua estrutura são os aminoácidos (aa). Os mais importantes são os α(alfa)-aminoácidos, por serem os responsáveis pela síntese de proteínas. O C Todos os α-aminoácidos apresentam o grupo carboxila OH , o grupo amino NH2 , um hidrogênio e um radical ligados a um mesmo átomo de carbono, chamado carbono α: amino H H2N C hidrogênio α O C OH radical carboxila R Thales Trigo Na decomposição das proteínas, formam-se aminas com odor intenso e desagradável, de baixa massa molar, tais como: 1442443 1442443 612 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Pode-se perceber que os aminoácidos têm duas funções em suas estruturas: • função amina — grupo amino — NH2 — caráter básico; • função ácido carboxílico — grupo carboxílico COOH — caráter ácido. Assim, por apresentarem simultaneamente caracteres ácido e básico, os α-aminoácidos são denominados compostos anfóteros e são capazes de reagir tanto com ácidos como com bases: – NH+Cl 3 O RCC + HCl NH2 OH O ácido H RCC OH NH2 H O + NaOH RCC + H2O α-aminoácido – + O Na base H 144424443 MÉTODOS DE OBTENÇÃO DE AMINAS Redução de nitrilas Nesse tipo de reação ocorre uma adição de hidrogênios, ou hidrogenação, à tripla ligação presente no grupo nitrila. H H R C nitrila H H R C H N H H N+ H hidrogênio amina Redução de nitrocompostos Nessa reação, ocorre a hidrogenação do nitrocomposto, com formação da amina e da água: Pt R NO2 + 3 H2 R NH2 + 2 H2O nitrocomposto amina Exercícios de classe 1. Jacques Louis David pintou A morte de Sócrates (1787), em que Sócrates está prestes a beber uma taça de cicuta para realizar a sentença de morte decretada pelas regras de Atenas. Sócrates foi acusado de corruptor de menores. Francis G. Mayer/CORBIS N H CH2 CH2 CH3 coninena ou cicutina Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 613 a) H3C b) H3C CH2 CH2 NH2 + H2O NH2 + HCl A+B C+D A cicutina é extraída de uma planta conhecida por Conuim maculatum. A respeito do texto: I — Indique o número de carbonos primários, secundários e terciários presentes na molécula de cicutina. II — Escreva a fórmula molecular da cicutina. III — Qual a função orgânica presente na cicutina? IV — Todos os compostos pertencentes à mesma função são venenosos? Justifique sua resposta com exemplos. 2. Observe as reações: H+ NH3 + H2O H+ NH3 + HCl NH + + Cl– 4 NH + + OH– 4 3. (UFCE) A fenilalanina C6H5 CH2 CH COOH NH2 é um exemplo característico de: a) um lipídio. b) um glicídio. c) um carboidrato. d) um aminoácido essencial. e) uma amina terciária. 4. (Unicamp-SP) Estafilococos necessitam da substância cuja fórmula estrutural é dada abaixo, para crescer e multiplicar-se. H N H C OH O Considerando que as aminas apresentam um comportamento semelhante ao da amônia, complete as reações a seguir: a) Qual é o nome dessa substância? b) Escreva sobre o seu caráter ácido-básico. Exercícios propostos • Álcoois 1. O álcool isopropílico (2-propanol) é muito utilizado como desinfetante. Equacione a sua combustão completa. 2. Complete as reações de oxidação, quando possível: OH a) H3C CH2 CH2 C H H [O] H2O 4. (UFSC) Álcoois primários, secundários e terciários, quando tratados com agentes oxidantes, comportam-se de maneiras diferentes. Veja os esquemas a seguir e identifique os produtos X, Y e Z em cada processo. I. OH H3C C H II. H3C OH C H CH3 [O] H2O H [O] parcial H2O X [O] Y C [O] D 1-butanol OH b) H3C CH2 2-butanol Z C H CH3 [O] H2O E OH c) H3C C CH3 2-metil-2-propanol CH3 [O] F a) X é o ácido acético. b) Y é o etanal. c) Z é a propanona. d) Y é um ácido carboxílico. e) X é um aldeído. f) X é igual a Z. g) Y é igual a Z. 5. (MACK-SP) Um vinho, quando guardado em garrafa aberta, “azeda” após certo tempo, transformando-se em vinagre. Esse fenômeno ocorre porque, no álcool contido no vinho, ocorre uma: a) oxidação. d) evaporação. b) redução. e) hidratação. c) desidratação intermolecular. 3. (Unicamp-SP) Considere os álcoois 1-butanol e 2-butanol, ambos de fórmula molecular C4H9OH. a) Qual deles produzirá, por oxidação, butanal (um aldeído) e butanona (uma cetona)? b) Escreva as fórmulas estruturais dos quatro compostos orgânicos mencionados, colocando os respectivos nomes. 614 6. (Fuvest-SP) No ar das grandes cidades, são encontrados hidrocarbonetos e aldeídos como poluentes. Estes provêm da utilização, pelos meios de transporte, respectivamente, de: a) metanol e etanol. b) metanol e gasolina. c) etanol e óleo diesel. d) gasolina e etanol. e) gasolina e óleo diesel. 7. (UFPE) Metanol pode ser usado como combustível para veículos, mas é tóxico para os seres humanos. Sua reação com K2Cr2O7 em solução aquosa ácida produz formaldeído (formol). Esse processo químico pode ser representado pela equação: –2 3 CH3OH + Cr2O 7(aq) + 8 H + (aq) PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA a) b) c) d) e) água e água. hidrogênio e hidrogênio. água e hidrogênio. oxigênio e hidrogênio. oxigênio e água. 10. (Vunesp-SP) O “éter sulfúrico” é obtido industrialmente pela desidratação do etanol, em presença de H2SO4. A mesma reação, ocorrendo em temperaturas mais elevadas, produz o alceno correspondente. O éter e o alceno têm, respectivamente, as fórmulas: a) H3C b) H3C c) H3C d) H3C CH2 O CH2 CH3 e C2H4. O CH3 e C2H6. O C C H O e) H3C C OH e C6H6. CH3 e CH4. O e C2H2. 3 CH2O + 2 Cr +3 + 7 H2O (aq) Na equação dada, o reagente orgânico e o inorgânico sofrem, respectivamente, reações de: a) substituição, substituição. b) adição, eliminação. c) eliminação, adição. d) oxidação, redução. e) redução, oxidação. 8. (UFRJ) Um determinado produto, utilizado em limpeza de peças, foi enviado para análise, a fim de determinarem-se os componentes de sua fórmula. Descobriu-se, após um cuidadoso fracionamento, que o produto era composto de três substâncias diferentes, codificadas como A, B e C. Cada uma dessas substâncias foi analisada e os resultados podem ser vistos na tabela a seguir: Substância A B C Fórmula Ponto de molecular ebulição C3H8O 7,9 ºC C3H8O C3H8O 82,3 ºC 97,8 ºC Oxidação branda não reage produz cetona produz aldeído 11. (UFRJ) A tabela a seguir apresenta algumas propriedades físicas de quatro substâncias orgânicas: Ponto Ponto de Fórmula Massa de fusão ebulição molecular molecular (ºC) (ºC) pentano C5H12 72 –130 36 butanal C4H8O 72 –99 76 1-butanol C4H10O 74 –90 118 ácido C3H6O2 74 –22 141 propanóico Nome a) Explique por que o butanal apresenta um ponto de ebulição mais elevado do que o pentano. b) Escreva a equação da reação do ácido propanóico com o 1-butanol e dê o nome do composto orgânico obtido. 12. (UEL-PR) O acetato de n-butila, importante solvente de tintas, pode ser obtido pela reação entre ácido acético e: a) 1-butanol. b) 2-butanol. c) butanal. d) butano. e) butanona. a) Com base nos resultados da tabela, dê o nome e escreva a fórmula estrutural do produto da oxidação branda de B. b) Escreva as fórmulas estruturais de A e de C e explique por que o ponto de ebulição de A é menor do que o ponto de ebulição de C. 9. (Fuvest-SP) É possível preparar etileno e éter etílico a partir do álcool etílico, de acordo com o esquema: álcool etílico álcool etílico etileno + substância X éter etílico + substância Y As substâncias X e Y representam, respectivamente: 13. (UFRJ) A própolis, material resinoso coletado pelas abelhas, possui propriedades antiinflamatórias e cicatrizantes. A própolis contém mais de 200 compostos identificados até o momento; entre esses compostos, alguns são de estrutura simples, como os apresentados a seguir: Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 615 Uma das substâncias responsáveis por esse mal-estar é o acetaldeído (aldeído acético ou etanal), que se formou a partir do álcool presente na bebida. Equacione a reação que transforma o álcool da bebida no aldeído mencionado. 17. (UFRJ) V. Grignard, prêmio Nobel de Química em 1912, desenvolveu importantes estudos utilizando reagentes de fórmula geral RMgX, mais tarde conhecidos como reagentes de Grignard. Um composto orgânico Y de massa molecular 58 sofre reação de adição com reagente de Grignard (1) e posterior hidrólise (2), como esquematizado a seguir: R Y (1) RMgCl (2) H2O I — C6H5CHO II — C6H5CH2OH III — C6H5COOCH2CH3 a) Identifique as funções orgânicas dos compostos I e II. b) O composto III é um éster que pode ser obtido pela reação de um ácido carboxílico com um álcool. Escreva as fórmulas estruturais do ácido carboxílico e do álcool que produzem esse composto. 14. (Fuvest-SP) Considere a reação representada a seguir: O CH3 C OH + CH3OH CH3 C OCH3 O + H2O CH3 CH2 C H OH + MgOHCl Se, em outra reação, semelhante à primeira, a mistura de ácido acético e metanol for substituída pelo ácido 4-hidroxibutanóico, os produtos da reação serão água e um: a) ácido carboxílico insaturado com 4 átomos de carbono por molécula. b) éster cíclico com 4 átomos de carbono por molécula. c) álcool com 4 átomos de carbono por molécula. d) éster cíclico com 5 átomos de carbono por molécula. e) álcool com 3 átomos de carbono por molécula. 15. O esquema a seguir mostra um conjunto de reações no qual as substâncias orgânicas são indicadas por letras: H3C H2 + a) Qual o nome do composto Y? b) Apresente a fórmula estrutural de um isômero de função do produto dessa reação, quando utilizamos como reagente de Grignard o composto CH3MgCl. 18. (UFPR) O propanal reage com o cloreto de metilmagnésio dando um produto de adição, o qual, por hidrólise, produz o composto orgânico A. Pedem-se: a) a reação citada; b) o nome do composto A, a função à qual pertence e, se for o caso, sua classificação quanto à posição do grupo funcional na cadeia carbônica. 19. (UFSC) Os aldeídos e as cetonas reagem com os compostos de Grignard (R — MgX), originando um composto intermediário que, por hidrólise, dá origem a diferentes álcoois. Indique o(s) álcool(is) que pode(m) ser obtido(s) pela reação, em separado, do metanal, do etanal e da propanona com o cloreto de metil magnésio. I II III IV V VI VII — — — — — — — Somente etanol. Etanol. 2-propanol. Metanol. Metil-2-propanol. 1-propanol. 2-butanol. CH2 Cl + KOH(aq) desidratação intermolecular G C o açã oxid ial parc desidratação A intramolecular B oxidação completa +A D E F Dê as fórmulas estruturais e os nomes dos compostos orgânicos A, B, C, D, E, F e G. • Aldeídos 16. A ingestão de bebidas alcoólicas pode provocar, no dia seguinte, mal-estar ou ressaca. 20. (UFOP-MG) A partir de um composto A, dê a fórmula estrutural dos produtos orgânicos obtidos nas diversas etapas: 616 H3C OH [O] H3C C H A E CH3 B hidrólise desidratação intramolecular PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA CH CH3 MgBr Quimicamente, os óleos e as gorduras são conhecidos como glicerídeos, que correspondem a ésteres da glicerina, com radicais graxos.” (Adaptado de: Jornal do Brasil, 23 ago. 1998.) C D 21. (Puccamp-SP) Certos alimentos dietéticos contêm frutose, em vez de glicose. A frutose é: I — isômero funcional da glicose. II — diferenciada da glicose por não reagir 2+ com íons Cu(aq), em condições apropriadas, formando Cu2O (reação de Benedict). III — carboidrato presente em frutas. Dessas afirmações: a) somente I é correta. b) somente II é correta. c) somente III é correta. d) somente I e III são corretas. e) I, II e III são corretas. A alternativa que representa a fórmula molecular de um ácido graxo de cadeia carbônica insaturada é: a) C12H24O2. b) C14H30O2. c) C16H32O2. d) C18H34O2. 24. (UFES) Dentre os ácidos a seguir, o que apresenta maior constante de ionização (Ka) é: O a) H3C CH2 CH2 C OH O b) H C OH O c) H3C C OH O d) H3C CH2 C OH O e) H3C CH2 CH2 CH2 C OH 25. (Fuvest-SP) A seguir estão tabeladas as constantes de dissociação (Ka) de uma série de ácidos carboxílicos: Ácido carboxílico H3CCOOH H2CClCOOH HCCl2COOH CCl3COOH 1,8 1,4 5,6 2,3 Ka . 10–5 . 10–3 . 10–2 . 10–1 • Ácidos carboxílicos 22. (UFPel-RS) “Os ácidos orgânicos de baixo peso molecular têm sido encontrados na atmosfera em regiões urbanas, suburbanas e rurais. Os poluentes encontrados nessas áreas incluem o ácido fórmico, o ácido acético, o ácido oxálico (ácido etanodióico), o ácido glicólico (ácido hidróxi-etanóico), o ácido benzóico (ácido fenil metanóico) e outros, contribuindo aproximadamente com 11% dos compostos orgânicos presentes no material particulado atmosférico.” (Química Nova. n. 3. v. 20.) a) Justifique a ordem relativa dos valores de Ka. b) Considerando soluções equimolares desses ácidos, qual tem maior pH? Justifique. 26. (UFPR) Como diferenciar, por meio de reações químicas, os isômeros a seguir? CH2OH CH3 a) Quais os compostos alifáticos, saturados e monocarboxílicos citados no texto? b) Dê a fórmula estrutural e a nomenclatura oficial de um isômero de função do ácido benzóico. c) O ácido fórmico pode ser obtido por hidrólise do formiato de butila. Equacione essa reação. 23. (UERJ) “Um modo de prevenir doenças cardiovasculares, câncer e obesidade é não ingerir gordura do tipo errado. A gordura pode se transformar em uma fábrica de radicais livres no corpo, alterando o bom funcionamento das células. As consideradas boas para a saúde são as insaturadas de origem vegetal, bem como a maioria dos óleos. álcool benzílico OH p-cresol 27. (UFSC) Um composto orgânico que reage com uma solução 0,5 molar de NaOH poderá ser: I — um álcool ou um aldeído. II — um hidrocarboneto. III — um fenol. IV — um álcool ou um ácido carboxílico. V — apenas um ácido carboxílico. VI — um ácido carboxílico. Unidade 26 — Reações orgânicas de outras funções 617 32. (Vunesp-SP) Sobre o aromatizante de fórmula estrutural CH3 O H3C C CH2 CH2 O C CH3 H são feitas as seguintes afirmações: I — A substância tem o grupo funcional éter. II — A substância é um éster do ácido etanóico. III — A substância pode ser obtida pela reação entre o ácido etanóico e o álcool de fórmula estrutural dada a seguir: CH3 OH H3C C CH2 CH2 28. (UFRJ) As reações a seguir são exemplos de reações de substituição em derivados de ácidos carboxílicos: O + NH3 I. CH3 CH2 C Cl (A) O CH3 CH2 C + HCl (B) NH2 O II. CH3 CH2 C Cl a) Identifique, na reação I, as funções orgânicas dos compostos (A) e (B). b) Escreva o nome do composto (C) da reação II. 29. (Unicamp-SP) Uma das substâncias responsáveis pelo odor característico do suor humano é o ácido capróico ou hexanóico, C5H11COOH. Seu sal de sódio é praticamente inodoro por ser menos volátil. Em conseqüência dessa propriedade, em algumas formulações de talco adiciona-se bicarbonato de sódio (hidrogeniocarbonato de sódio, NaHCO3), para combater os odores da transpiração. a) Escreva a equação química representativa da reação do ácido capróico com o NaHCO3. b) Qual é o gás que se desprende da reação? + H2O (C) + HCl H Estão corretas as afirmações: a) I, apenas. b) II, apenas. c) I e III, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III. 33. Equacione a reação entre 1 mol de glicerina O e 3 mol de ácido linolênico (C17H29 C ); OH classifique o produto orgânico como óleo ou gordura. 34. (UNI-RIO) O óleo de milho contém aproximadamente 59% de triglicerídios poliinsaturados, enquanto a margarina contém em torno de 18% desses triglicerídios. A preparação de margarina a partir do óleo de milho é uma reação de adição efetuada com: d) I2. a) H2. b) H2O. e) O2. c) HI. 35. (Fuvest-SP) Na reação de saponificação CH3COOCH2CH2CH3 + NaOH X+Y • Ésteres 30. (UFPE) Ao se aquecer ácido butanóico, que possui um cheiro desagradável, com etanol na presença de pequena quantidade de ácido sulfúrico, forma-se uma substância com odor de abacaxi. Essa substância é um: a) éter. b) éster. c) composto aromático. d) anidrido. e) aldeído. 31. (UERJ) Muitos produtos, como por exemplo balas e chicletes, contêm no rótulo a informação de que possuem flavorizantes, substâncias que imitam sabor e odor de frutas. O etanoato de isobutila, flavorizante de morango, é uma delas. a) Escreva a fórmula estrutural plana do etanoato de isobutila e indique a função química a que pertence. b) Sabendo-se que o etanoato de isobutila pode ser obtido pela reação entre o etanóico e um álcool, escreva a equação química correspondente à sua obtenção. os produtos X e Y são: a) álcool etílico e propionato de sódio. b) ácido acético e propóxido de sódio. c) acetato de sódio e álcool propílico. d) etóxido de sódio e ácido propanóico. e) ácido acético e álcool propílico. 36. (EFOA-MG) Uma gordura tem fórmula: H H H H C C C H OOC OOC OOC C15H31 C15H31 C15H31 618 a) Qual é a função orgânica presente no composto? b) Escreva a equação balanceada da reação da gordura em questão com solução concentrada de NaOH a quente, identificando as funções orgânicas a que pertencem os produtos da reação. 37. (Unicamp-SP) Substâncias com propriedades detergentes, como por exemplo os sabões, caracterizam-se por terem em suas moléculas um grupo hidrofílico, capaz de formar fortes ligações de hidrogênio com a água, e um grupo hidrofóbico, geralmente uma cadeia carbônica longa. Como exemplo de um sabão tem-se: grupo hidrofóbico PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA a) fenol. b) etanol. c) etanonitrila. d) etanoamida. e) dimetilamina. 39. (Fuvest-SP) A seguir são dadas as fórmulas de dois compostos que agem sobre o sistema nervoso simpático: (I) β-feniletilamina, encontrada no chocolate, e (II) adrenalina, um hormônio animal, estimulante cardíaco. I CH2 II HO CH CH2 NH CH3 CH2 NH2 C15H31 —— COO–Na+ grupo hidrofílico Das moléculas representadas a seguir, escreva as fórmulas das que poderiam apresentar propriedades detergentes e indique os grupos hidrofílicos e os hidrofóbicos. I. C12H25 Cl II. C15H31 C Cl III. C12H25 IV. C12H25 CH3 V. C16H33 VI. CH3 N+ CH3 CH3 Cl– Cl Cl – SO3Na+ OH HO a) Escreva a equação da reação de β-feniletilamina com ácido clorídrico. b) Quais são as funções orgânicas que devem ser responsáveis pela propriedade fisiológica particular da adrenalina? 40. Um dos aminoácidos mais conhecidos é a alanina, cuja fórmula estrutural pode ser construída substituindo-se três átomos de hidrogênio do metano pelos grupos carboxila e amino e pelo radical metil. Com base nessas informações, construa a fórmula estrutural da alanina e indique a sua fórmula molecular. 41. Analisando a estrutura da alanina, explique por que ela apresenta caráter ácido e básico simultaneamente. 42. (PUC-SP) Considera-se que as proteínas são constituídas de moléculas menores, devidamente interligadas. Relativamente a essas substâncias de menor massa molecular, pede-se indicar: a) seu nome; b) os grupos funcionais que estão presentes nas suas moléculas. 43. Considere a reação genérica: H H R C H H Equacione a reação entre cianeto de propila (H3C — CH2 — CH2 — CN) e hidrogênio e dê o nome do produto formado. 44. A redução de nitrocompostos pode ser representada por: R NH2 + 2 H2O R NO2 + 3 H2 Com base nessa reação, equacione a redução do para-nitrotolueno. N + 2 H2 R C N COO–Na+ • Aminas 38. (ENCE-UERJ-Cefet-UFRJ) Mau cheiro do corpo tem causa hereditária O cheiro desagradável que algumas pessoas exalam pode ter origem numa deficiência metabólica hereditária, segundo artigo publicado no British Medical Journal. (Jornal do Brasil, 11 set. 1993.) O distúrbio a que se refere o artigo acima é chamado de trimetilaminúria ou síndrome do cheiro de peixe, que ocorre quando o organismo não consegue metabolizar a trimetilamina presente no processo de digestão. Das substâncias a seguir, aquela que em água também possui caráter básico é: Alguns tipos de moléculas pequenas, chamadas monômeros, podem ligar-se entre si, dando origem a macromoléculas, denominadas polímeros (do grego poli = muitos + meros = partes), por meio de uma reação denominada polimerização. Na natureza existem alguns polímeros: celulose, proteínas, látex. Os químicos também criaram polímeros sintéticos, “copiando” os polímeros naturais. POLÍMEROS SINTÉTICOS Os polímeros sintéticos podem ser classificados basicamente em dois grupos: de adição e de condensação. POLÍMEROS DE ADIÇÃO As substâncias utilizadas na produção desses polímeros apresentam obrigatoriamente pelo menos uma dupla ligação entre carbonos. Durante a polimerização, ocorre a ruptura da ligação π e a formação de duas novas ligações simples, como mostra o esquema: C π C C C O quadro a seguir apresenta alguns monômeros e os respectivos polímeros e objetos obtidos a partir deles: Monômero P, T catalisador polímero Objetos Thales Trigo Thales Trigo CEDOC H n H etileno H C C H H C H H C H n polietileno Recipientes para líquidos e capas para fios elétricos. H n H propileno H C C CH3 H C H H C CH3 n polipropileno Tubos de canetas esferográficas. ➤ 620 Monômero P, T catalisador PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA polímero Objetos Thales Trigo H n H C C H H C H H C estireno n poliestireno Thales Trigo Recipientes de isopor. H n H C C H Cl H C H Cl C H n cloreto de vinila policloreto de vinila (PVC) Canos para água e discos. Fotos: Thales Trigo F F n F C C F F C F F C Fn Películas antiaderentes para panelas e fita vedante. Thales Trigo tetrafluoretileno politetrafluoretileno (PTFE) teflon H n H C C H CN H C H H C CN n cianeto de vinila acrilonitrila policianeto de vinila poliacrilonitrila Roupas e mantas para o inverno. Christof Gunkel H H n H CC O C CH3 O acetato de vinila H C O C CH3 n O H C H poliacetato de vinila (PVA) CEDOC Colas, tintas, esmaltes e chicletes. H H n H H eritreno H C C C H H n H H C C C C H H C H polieritreno borracha sintética Mangueiras de bombas de combustível. Unidade 27 — Polímeros 621 POLÍMEROS DE CONDENSAÇÃO Esses polímeros são formados, geralmente, pela reação entre dois monômeros diferentes, com a eliminação de moléculas pequenas — por exemplo, água. Nesse tipo de polimerização, os monômeros não precisam apresentar duplas ligações entre carbonos, mas é necessária a existência de dois tipos de grupos funcionais diferentes. Veja, a seguir, alguns polímeros de condensação e suas aplicações. Poliéster Um dos tipos de poliéster mais comuns é o dracon, obtido pela reação entre ácido tereftálico e o etileno-glicol (etanodiol): O C HO ácido tereftálico O C OH HO CH2 CH2 OH etileno-glicol etanodiol A reação pode ser representada pela equação: O C HO C O OH + HO CH2 CH2 OH + H2O O C C O O CH2 CH2 O O C C O C HO H2O O O CH2 CH2 O C O OH + HO CH2 CH2 OH H2O CEDOC Poliéster: usado na produção de fitas magnéticas, de recipientes de produtos de limpeza, de mangueiras e de tecidos. Poliamidas O C (CH2)4 C O +H N (CH2)6 N H H H 14444244443 hexametilenodiamina (1, 6-hexanodiamina) 6 carbonos OH HO 14444244443 ácido adípico (hexanodióico) 6 carbonos Christof Gunkel 622 O … C (CH2)4 C O N H ligação amídica náilon 66 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA O (CH2)6 N H C (CH2)4 O + (n – 1)H2O C … n Thales Trigo O quadro a seguir apresenta outros polímeros de condensação e alguns objetos obtidos a partir deles: • Silicones CH3 CH3 Si Si + OH H3C HO CH3 OH HO 144444424444443 CH3 CH3 Si O • Policarbonato difenol-propano fosgênio Náilon: usado na produção de roupas, tecidos e fibras em geral. CH3 CH3 Si On CH3 CH3 Si O Brinquedos e próteses estéticas. Ricardo Azoury / Pulsar CH3 HO C CH3 lexan: grupo característico: O OH + Cl C O (O C O )n Cl + HO Thales Trigo Escudos de proteção. • Polifenol OH H H+O+H OH H CEDOC C H H 14243 14243 fenol comum formol metanal OH CH2 fórmica (baquelite) OH Bolas de bilhar, suporte para câmeras, telefones e cabos de panelas. Unidade 27 — Polímeros 623 Exercícios de classe • Adição 1. Defina monômero e polímero. 2. O esquema abaixo mostra uma reação genérica de polimerização por adição: n C C P, T catalisador 4. (Unesp-SP) Acetileno pode sofrer reações de adição do tipo: O H2C CH HC CH + H3C C OH O CCH3 acetato de vinila C C n O O C n PVA Com base na representação, equacione as polimerizações das seguintes substâncias e indique o nome do polímero e uma aplicação (uso): a) H H etileno CC H H b) H C H c) H C H d) H H C CH3 H C C estireno CH3 A polimerização do acetato de vinila forma o PVA, de fórmula estrutural mostrada acima. a) Escreva a fórmula estrutural do produto de adição do HCl ao acetileno. b) Escreva a fórmula estrutural da unidade básica do polímero formado pelo cloreto de vinila (PVC). 5. (Fuvest-SP) O monômero utilizado na preparação do poliestireno é o estireno: estireno: Cl C H H propileno cloreto de vinila CH CH2 Substância e) F C F f) H C H C C F tetrafluoretileno Temperatura de ebulição (ºC), à pressão ambiente 36 77 138 F H O C O CH3 acetato de vinila I II CH3(CH2)3CH3 NC CH CH2 CH3 III H3C 3. (Fuvest-SP) Qual das moléculas representadas a seguir tem estrutura adequada à polimerização, formando macromoléculas? H a) d) H Cl CC H H Cl C H Cl b) H H C H c) H H C H H C H H Cl e) H H C H H C Cl H O poliestireno expandido, conhecido por isopor, é fabricado polimerizando-se o monômero misturado com pequena quantidade de um outro líquido. Formam-se pequenas esferas de poliestireno, que aprisionam esse outro líquido. O posterior aquecimento das esferas a 90 ºC, sob pressão ambiente, provoca o amolecimento do poliestireno e a vaporização total do líquido aprisionado, formando-se, então, uma espuma de poliestireno (isopor). Considerando que o líquido de expansão não deve ser polimerizável e deve ter temperatura de ebulição adequada, dentre as substâncias indicadas na tabela dada, é correto utilizar, como líquido de expansão, apenas: a) I. b) II. c) III. d) I ou II. e) I ou III. O CH2 CH 624 • Condensação PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA 6. (Vunesp-SP) O náilon é um polímero obtido pela reação entre ácido hexanodióico e 1, 6-diaminohexano. As fórmulas moleculares do ácido dicarboxílico e da diamina são, respectivamente: a) C4H8O2 e C4H6N4. b) C5H10O3 e C6H6N. c) C6H8O2 e C6H8N2. d) C6H10O4 e C6H16N2. e) C8H12O2 e C6H14N2. 7. (Puccamp-SP) O polímero dracon, usado na fabricação de tecidos, é obtido pela condensação do etilenoglicol com ácido tereftálico: nH O H2 H2 O C C OH + n C HO O C O H O H2 H2 O CCOC O C + 2n H2O n Na estrutura do monômero caracteriza-se a função: a) éter. b) aldeído. c) anidrido de ácido. d) cetona. e) éster. 8. Uma das fibras mais comuns na indústria têxtil é o poliéster. Um fragmento dessa fibra pode ser representado por: O O O O C C C C O CH2 CH2 O … … a) Indique o grupo funcional característico dessa fibra. b) A quais funções pertencem os monômeros que devem ser utilizados para produzi-la? 9. (Unesp-SP) Estão representados a seguir fragmentos dos polímeros náilon e dexon, ambos usados como fios de suturas cirúrgicas. O O O O C (CH2)4 C NH O CH2 C O CH2 (CH2)6 NH náilon C (CH2)4 O C NH (CH2)6 O C O CH2 C O dexon a) Identifique os grupos funcionais dos dois polímeros. b) O dexon sofre hidrólise no corpo humano, sendo integralmente absorvido no período de algumas semanas. Neste processo, a cadeia polimérica é rompida, gerando um único produto, que apresenta duas funções orgânicas. Escreva a fórmula estrutural do produto e identifique estas funções. Os polímeros naturais são: a borracha; os polissacarídeos, como celulose, amido e glicogênio; e as proteínas. A borracha natural é um polímero de adição, ao passo que os polissacarídeos e as proteínas são polímeros de condensação, obtidos, respectivamente, a partir de monossacarídeos e aminoácidos. A seringueira, árvore típica da região Amazônica, da qual se extrai o látex. Billy Hustage / Tony Stone POLÍMEROS NATURAIS Unidade 27 — Polímeros 625 BORRACHA A borracha natural é obtida da árvore Hevea brasiliensis (seringueira), por incisão feita em seu caule, obtendo-se um líquido branco de aspecto leitoso, conhecido atualmente por látex. O monômero da borracha natural é o 2-metil-1, 3-butadieno (isopreno): CH3 H CH3 H H2C C CH CH2 ou CC CC H H H A reação de polimerização ocorre ainda na seringueira com o auxílio de uma enzima. monômero polímero H n H C C H CH3 C C H H H cat. H C CH3 C H C H n C H isopreno polisopreno borracha natural Vulcanização O látex obtido da seringueira é precipitado, dando origem a uma massa viscosa que é a borracha natural. A utilização desse tipo de borracha é limitada, pois ela se torna quebradiça em dias frios e extremamente gosmenta em dias quentes. Essa massa viscosa, quando aquecida com enxofre, produz a borracha vulcanizada — um material bastante elástico, que não sofre alteração significativa com pequenas variações de temperatura e é bastante resistente ao atrito. A estrutura a seguir corresponde a um fragmento da cadeia da borracha vulcanizada, utilizada na fabricação de pneus: CH3 CH3 CH2 C CH CH S S CH2 C CH3 CH CH CH2 C CH3 CH CH2 CH2 C CH CH2 POLISSACARÍDEOS A celulose, o amido e o glicogênio são denominados polissacarídeos, uma vez que são obtidos pela polimerização dos monossacarídeos, cuja fórmula molecular é C6H12O6. Esquematicamente, sua formação é a seguinte: H2O monossacarídeo C6H12O6 glicose frutose galactose dissacarídeo C12H22O11 sacarose lactose maltose 626 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA O dissacarídeo mais importante é a sacarose, conhecida também por açúcar de cana ou açúcar comum. A união de várias moléculas de monossacarídeos dá origem aos polissacarídeos, como o amido, o glicogênio e a celulose: n C6H12O6 glicose (C6H10O5)n + (n – 1) H2O amido, glicogênio e celulose O amido é a mais importante fonte de carboidratos para o nosso organismo. Está presente na forma de grãos das sementes e de raízes de numerosas plantas, como: batata, trigo, arroz, milho, mandioca, centeio e cevada. O polissacarídeo mais abundante na natureza é a celulose, que o ser humano é incapaz de digerir, ao contrário dos bovinos e outros ruminantes, que possuem no trato digestivo bactérias produtoras de enzimas (celulase) capazes de metabolizá-la. Já os cupins apresentam, no sistema digestório, um protozoário (triconinpha) produtor de enzimas que também metaboliza a celulose. PROTEÍNAS OU POLIPEPTÍDEOS As proteínas são polímeros formados a partir da condensação de α-aminoácidos e estão presentes em todas as células vivas. Algumas proteínas fazem parte da estrutura dos organismos, como fibras musculares, cabelo e pele; outras funcionam como catalisadores nas reações que ocorrem nos organismos e, nesse caso, são denominadas enzimas. Há, ainda, as proteínas que atuam como reguladores do metabolismo — os hormônios — e as que fazem parte dos sistema imunológico. Os α-aminoácidos podem ser representados genericamente por: NH2 R C H C OH O em que R são agrupamentos que irão originar diferentes aminoácidos. A interação responsável pela formação de proteínas ocorre entre o grupo ácido O C NH2 , presente em uma molécula de aminoácido, e o grupo básico NH2, OH presente em outra molécula, com a eliminação de uma molécula de água, originando uma O ligação amídica ou peptídica: C .. NH Um exemplo pode ser o da interação entre a glicina e dipeptídeo: NH2 CH3 O O HCC HNCC H OH OH H HH HO 2 a alanina, a qual origina um NH2 C H C N 123 O H C CH3 C O OH glicina alanina H 14444244443 dipeptídeo ligação amídica ou peptídica Unidade 27 — Polímeros 627 A união de (n) α-aminoácidos origina uma proteína ou um polipeptídeo. Sua representação pode ser dada por: O O O N CH C NH n CH C NH n CH C HR R R Cada proteína apresenta uma seqüência característica de α-aminoácidos (α-aa), denominada estrutura primária, que indica quais são os α-aa presentes e qual é a seqüência em que estão unidos, originando uma cadeia principal, em que os grupos R constituem cadeias laterais. Exercícios de classe 1. (FCMSC-SP) O látex extraído do caule de seringueiras é uma mistura de muitas substâncias. A substância comercialmente importante é um polímero pertencente à função: a) cetona. d) hidrocarboneto. b) aldeído. e) aminoácidos. c) álcool. 2. (FCMSC-SP) A vulcanização da borracha baseia-se na reação do látex natural com quantidades controladas de: a) chumbo. d) magnésio. b) enxofre. e) parafina. c) ozônio. 3. (PUC-RS) Considere o esquema a seguir: (C6H10O5)n + n H2O n C6H12O6 O produto dessa reação caracteriza: a) proteína. b) poliéster. c) polissacarídeo. d) borracha natural. e) borracha sintética. 4. (FEI-SP) A celulose é um polímero formado por associações de moléculas de: a) aminoácidos. b) glicose. c) ácidos graxos. d) fenóis. e) ésteres. CH3CH2 6. (Cesgranrio-RJ) Indique, entre as substâncias a seguir, qual delas pode ser uma das unidades constituintes de uma proteína: a) HS CH2CH2CH2CH2COOH b) CH3CH2CH2CH2NH2 c) HO CH2 COOH d) (CH3)2CH e) CH3CH2CH CH(OH) CH(NH2) CH CH(OH) COOH COOH CH(OH) CH2 7. (UFSM-RS) Observe a reação: O • • CH3CH2C + N H CH3 Cl CH2CH3 O + HCl CH2CH3 Na reação para síntese de N-etil — N-metil — propanamida, é formada uma ligação entre um átomo de carbono carbonílico e um átomo de nitrogênio, conhecida como ligação amida. Essa ligação, chamada peptídica, é também comum em macromoléculas de origem natural encontradas em seres vivos, as quais são: a) o amido. d) o glicogênio. b) os triglicerídeos. e) as proteínas. c) o naylon 66. 8. (Cesgranrio-RJ) São dadas as fórmulas dos seguintes aminoácidos: O glicina (GLI) H2N CH2 C OH O alanina (ALA) H2N CH(CH3) C OH Escreva a fórmula estrutural de um fragmento de proteína GLI-ALA-GLI. C N CH3 5. A união de dois aminoácidos produz um dipeptídeo com eliminação de uma molécula de água. Considerando os aminoácidos a seguir: NH2 NH2 O O HCC H3C C C OH OH H H glicina alanina una-os e represente a formação de um dipeptídeo. 628 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Exercícios propostos • Adição 1. (Unicamp-SP) O estireno é polimerizado formando o poliestireno (um plástico muito utilizado em embalagens e objetos domésticos), de acordo com a equação: H H2 nHC CH2 CC n a) O que é um polímero e qual sua constituição? b) Desenhe a estrutura básica do polietileno, um dos mais simples e mais importantes polímeros sintetizados pelo homem. 4. (Fuvest-SP) H H2C C Cl H H2C a) Dos compostos orgânicos a seguir, qual deles poderia se polimerizar numa reação semelhante? HC CH3 propileno etilbenzeno H H2C C O C O CH3 C CN CH2 H2C CH3 Os compostos representados acima podem ser obtidos por reações de adição de substâncias adequadas ao: a) metano. b) eteno. c) etino. d) propeno. e) 2-butino. H2C CH3 CH3 CH3 5. (Fuvest-SP) Cianeto de vinila pode ser produzido como equacionado a seguir: HC CH + HCN catalisador ∆ H C H C H CN propano tolueno b) Faça a equação correspondente e dê o nome do polímero formado. 2. (UFPI) Alguns polímeros orgânicos, como o teflon e o poliestireno, são de extrema utilidade na fabricação de brinquedos, utensílios domésticos e outros artigos de plástico. Marque a opção que representa as estruturas dos precursores (unidades monoméricas) dos polímeros mencionados acima: F C F I Analogamente, o ácido acético pode-se adicionar ao acetileno, produzindo um composto insaturado. A polimerização deste último produz o polímero poli (acetato de vinila). a) Escreva a fórmula estrutural do produto de adição do ácido acético ao acetileno. b) Dê a fórmula estrutural da unidade que se repete na cadeia do poli (acetato de vinila). F C F H C III H C H3C H H C H H IV II H C H H C Cl • Condensação 6. (FSM) Sobre parcialmente to afirmar: O CCC H2 4 N H O C …N H C N H kevlar os polímeros náilon e kevlar, representados a seguir, é correO N H O O NC H O C N … H O CNC H2 6 H náilon C O CC H2 4 N… H a) I, II. b) I, III. c) I, IV. d) II, III. e) III, IV. 3. (UFU-MG) Se você olhar ao seu redor, provavelmente identificará algum objeto constituído de um polímero. A tinta da parede, a caneta e o material de seu tênis são alguns exemplos. Os polímeros estão em toda parte, tornando nossa vida um pouco mais confortável. Responda: a) Ambos são poliamidas. b) O kevlar é um poliéster. Unidade 27 — Polímeros 629 Escreva a unidade de repetição dos polímeros formados por reações de condensação (isto é, com eliminação de água) entre: a) ácido dicarboxílico e diol; b) ácido dicarboxílico e diamina. 8. (Fuvest-SP) O ácido 4-hidroxibutanóico (HO — CH2 — CH2 — CH2 — COOH), em determinadas condições, sofre reações de esterificação e, em outras condições, reações de oxidação. Escreva: a) a equação da reação de esterificação intramolecular; b) a equação da reação de esterificação intermolecular, mostrando o polímero que pode se originar; c) as fórmulas estruturais dos produtos de sua oxidação, nos casos em que não ocorre quebra da cadeia. c) Na formação do náilon participam dois monômeros: uma amina e um ácido carboxílico, cada qual com dois grupos funcionais. d) Na formação do kevlar temos a participação de um só tipo de monômero, uma amida. e) O náilon é um polietileno. 7. (Unesp-SP) Os monômeros de fórmulas estruturais mostradas são utilizados na obtenção de importantes polímeros sintéticos. HO C C OH H2 H2 H2N C NH2 H2 4 HO C O C O OH 9. (UnB-DF) A molécula do náilon 66 pode ser obtida por meio da reação de polimerização por condensação entre o ácido adípico e a hexametilenodiamina, cujas estruturas moleculares são apresentadas a seguir. O O HO C CH2CH2CH2CH2 ácido adípico C OH O H2NCH2CH2CH2CH2CH2CH2NH2 hexametilenodiamina O … C CH2CH2CH2CH2 O NHCH2CH2CH2CH2CH2CH2 náilon 66 C NH C … Com base nas estruturas apresentadas, julgue os itens que se seguem. a) O número de átomos de carbono que constituem as moléculas de ácido adípico e de hexametilenodiamina relaciona-se com o nome dado ao polímero obtido na condensação: náilon 66. b) A reação de polimerização para a formação do náilon 66 libera água. c) O náilon 66 é uma poliamida. d) O ácido adípico é um ácido dicarboxílico. e) Na reação mencionada, a hexametilenodiamina comporta-se como uma base. 10. (UFRJ) Os polímeros são moléculas de grande massa molecular e vêm sendo cada vez mais utilizados em substituição a materiais tradicionais, como por exemplo o vidro, a madeira, o algodão e o aço, na fabricação dos mais diferentes produtos. Os polímeros são obtidos pela combinação de um número muito grande de moléculas relativamente pequenas chamadas monômeros. Os monômeros de alguns importantes polímeros são apresentados a seguir: Monômero I. CH2 II. H2N III. H3C IV. H C H CH CH3 NH2 COO CH3 (CH2)6 COO O baquelita Polímero polipropileno náilon dracon Utilização plásticos moldáveis fibras têxteis fibras têxteis isolante térmico, fórmica a) Identifique a função química de cada um dos monômeros apresentados. b) Qual dos monômeros acima apresenta maior caráter básico? 630 11. (Unicamp-SP) Para se ter uma idéia do que significa a presença de polímeros sintéticos na nossa vida, não é preciso muito esforço. Imagine o interior de um automóvel sem polímeros, olhe para sua roupa, para seus sapatos, para o armário do banheiro. A demanda por polímeros é tão alta que, em países mais desenvolvidos, o seu consumo chega a 150 kg/ano por habitante. Em alguns polímeros sintéticos, uma propriedade bastante desejável é a sua resistência à tração. Essa resistência ocorre, principalmente, quando átomos de cadeias poliméricas distintas se atraem. O náilon, que é uma poliamida, e o polietileno, representados a seguir, são exemplos de polímeros. [ NH (CH2)6 NH CO (CH2)4 CO ]n náilon PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA O principal componente químico da farinha é o amido, que é um: a) lipídio. d) poliéter. b) peptídeo. e) poliéster. c) polissacarídio. 15. (Fuvest-SP) ConsideH OH re a estrutura cíclica (3) (2) da glicose, em que os OH H átomos de carbono HO OH estão numerados: (1) (4) O amido é um políH H H mero formado pela (5) O condensação de moH2COH léculas de glicose, (6) que se ligam, sucessivamente, através do carbono 1 de uma delas com o carbono 4 de outra (ligação “1 — 4″). a) Desenhe uma estrutura que possa representar uma parte do polímero, indicando a ligação “1 — 4″ formada. b) Cite uma outra macromolécula que seja polímero da glicose. 16. (UFPR) a) Qual a estrutura molecular básica característica de uma proteína? b) Mostre a formação de uma ligação peptídica a partir de um composto orgânico com três átomos de carbono. 17. (UFPE) A ligação peptídica é formada pela reação entre um ácido carboxílico e uma amina, liberando água. Qual das estruturas a seguir representa o produto orgânico da reação entre o ácido etanóico (ácido acético) e a metilamina? a) H3C d) O H C CH3 H3C N H C CH3 b) H3C C H c) H3C C H 18. (FCM-MG) A hidrólise do peptídeo abaixo forma aminoácidos diferentes. CH3 H CH2SH O O O + H H3N N N N N O– H CH2OH H Indique a opção que representa corretamente o número destes aminoácidos. a) 2. b) 3. c) 4. d) 5. O O N O N CH3 H e) H3C C CH3 O O N O H N CH3 [ CH2 CH2 ]n polietileno a) Admitindo-se que as cadeias destes polímeros são lineares, qual dos dois é mais resistente à tração? Justifique. b) Desenhe os fragmentos de duas cadeias poliméricas do polímero que você escolheu no item a, identificando o principal tipo de interação existente entre elas que implica na alta resistência à tração. • Polímeros naturais 12. A equação a seguir representa a polimerização do isopreno, monômero da borracha natural: CH3 H n CC catalisador H H CC H H isopreno H C H H3C C C H C H H n poliisopreno Sabendo que o eritreno e o cloropreno se polimerizam da mesma maneira, equacione as suas reações de polimerização. (Dados: H2C CH CH CH2 eritreno; H2C C CH CH2 cloropreno.) Cl 13. Cite três monossacarídeos e três dissacarídeos. Indique suas fórmulas moleculares. 14. (UNI-RIO/ENCE) “Quanto mais se investiga mais assustador fica o escândalo dos remédios falsificados. (…) A empresa é acusada de ter produzido quase 1 milhão de comprimidos de farinha como sendo o medicamento Androcur, usado no tratamento de câncer de próstata.” (Revista Veja, set. 1998.) Unidade 27 — Polímeros 631 EXERCÍCIOS GLOBALIZANTES Leia o texto a seguir e, depois, resolva as questões. Composites Um dos campos importantes de atuação da Química na indústria é a criação de novos materiais sólidos a partir da combinação de outros dois ou mais já conhecidos, de forma a melhorar suas propriedades. Os novos materiais são denominados composites ou compósitos. Os composites não são uma novidade para o ser humano. Alguns deles são naturais e outros têm acompanhado a nossa evolução histórica. Gianni Dagli/CORBIS CEDOC Os ossos são um composite natural. São constituídos de fibras elásticas de colágeno dentro de uma estrutura sólida de fosfato de cálcio. O sal atribui ao osso sua dureza; e a proteína, sua flexibilidade. Em pessoas idosas pode ocorrer uma diminuição na quantidade de colágeno e uma perda de íons Ca2+, o que altera a composição desse composite, tornando-o quebradiço. Os assírios e os babilônios, no século X a.C., produziam blocos (tijolos) de argila com palha no seu interior. Esse composite é mais duro, mais resistente à ação do tempo e menos quebradiço que tijolos comuns. A novidade que causou uma grande revolução na área dos composites é a recente utilização dos polímeros sintetizados. Os composites mais modernos são basicamente formados por fibras envolvidas, unidas por um material plástico ou metálico. Os principais constituintes desses composites são: — fibras: carbono grafítico, vidro, boro e kevlar; — material plástico: polímeros termofixos, resinas epóxi, poliésteres, poliamidas, polímeros termoplásticos, policarbonatos; — material metálico: alumínio, titânio. 632 PARTE 3 — QUÍMICA ORGÂNICA Os composites são utilizados na fabricação de raquetes de tênis, tacos de golfe, skates, asas e fuselagem de aviões etc. CH3 O C CH3 fórmula estrutural de um epóxido OH O CH2 CH CH2 n A cerâmica, tã