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Ricardo Feltre
Engenheiro Químico pela Escola Politécnica da Universidade de São Paulo.
Doutor em Engenharia Química pela Escola Politécnica da Universidade de São Paulo.
Professor de Química em cursos pré-vestibulares e em cursos superiores.
OUÍMICA
Livro não-consumível
Componente curricular: QuÍITIÍCcI
Ilustrações: Adilson Secco, Nelson Matsuda
6 - edição
São Paulo, 2004
=111 Moderna
Composite
JOHN WILLIAM BANAGAN / THE IMAGE BANK - GETTY IMAGES
-f
Título original: QUÍMICA
© Ricardo Feltre, 2004
=111 Moderna
Coordenação editorial: José Luiz Carvalho da Cruz
Edição de texto: Alexandre da Silva Sanchez, Flávia Schiavo, Márcio Costa
Colaboradora: Soraya Saadeh (Manual do Professor)
Revisão técnica: Francisco Benedito Teixeira Pessini, Soraya Saadeh
Revisão editorial: Maria Aiko Nishijima
Preparação de texto: Morissawa Casa de Edição ME
Assistência editorial: Joel de Jesus Paulo, Rosane Cristina Thahira, Regiane de
Cássia Thahira
Coordenação de design e projetos visuais: Sandra Botelho de Carvalho Homma
Projeto gráfico: Marta Cerqueira Leite, Sandra Botelho de Carvalho Homma
Capa: Luiz Fernando Rubio
Foto: Mulher trabalhando nas salinas, Vietnã
©John William Banagan/The Image Bank-Getty Images
Coordenação de produção gráfica: André Monteiro, Maria de Lourdes Rodrigues
Coordenação de revisão: Estevam Vieira Lédo Jr.
Revisão: Daniela Bessa Puccini, José Alessandre S. Neto
Coordenação de arte: Wilson Gazzoni Agostinho
Edição de arte: Wilson Gazzoni Agostinho
Editoração eletrônica: Setup Bureau Editoração Eletrônica
Coordenação de pesquisa iconográfica: Ana Lucia Soares
Pesquisa iconográfica: Vera Lucia da Silva Barrionuevo
As imagens identificadas com a sigla CID foram fornecidas pelo Centro de
Informação e Documentação da Editora Moderna.
Coordenação de tratamento de imagens: Américo Jesus
Tratamento de imagens: Américo Jesus, Fabio N. Precendo e Rubens M. Rodrigues
Saída de filmes: Helio P de Souza Filho, Mareio H. Kamoto
Coordenação de produção industrial: Wilson Aparecido Troque
Impressão e acabamento:
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP)
(Câmara Brasileira do Livro, SP, Brasil)
Feltre, Ricardo, 1928- .
Química / Ricardo Feltre. — 6. ed. —
São Paulo : Moderna, 2004.
Obra em 3 v.
Conteúdo: V. 1 . Química geral — v. 2.
Físico-química — v. 3. Química orgânica
Bibliografia.
1 . Química (Ensino médio) 2. Físico-química
(Ensino médio) — Problemas, exercícios etc.
I. Título.
04-2879 CDD-540.7
índices para catálogo sistemático:
1. Química : Ensino médio 540.7
Reprodução proibida. Art. 184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Todos os direitos reservados
EDITORA MODERNA LTDA.
Rua Padre Adelino, 758 - Belenzinho
São Paulo - SP - Brasil - CEP 03303-904
Vendas e Atendimento: Tel. (0 11) 6090-1500
Fax (0_ _11) 6090-1501
www.moderna.com.br
2005
Impresso no Brasil
1 3579 10 8642
IIMICA 1-PNLEM
2
06/07/2005, 15:23
APRESENTAÇAO
Em seus três volumes, esta obra procura contribuir para
o ensino da Química entre os alunos do Ensino Médio. Nela
são apresentados os conhecimentos básicos da Química e
suas aplicações mais importantes. Continuamos nos guian-
do para a simplificação da teoria, na articulação desta com
os fatos do cotidiano e na diversificação dos exercícios.
Para atingir essa finalidade, cada capítulo da obra foi
dividido em tópicos que visam tornar a exposição teórica
gradual e didática. No final de cada tópico, propusemos
algumas perguntas cuja finalidade é a revisão das idéias
principais aí desenvolvidas, seguindo-se também uma série
de exercícios sobre o que foi discutido.
Em todos os capítulos foram colocados, em muitas opor-
tunidades, boxes com curiosidades e aplicações da Química,
pequenas biografias de cientistas, sugestões de atividades
práticas e leituras. A intenção dessas seções foi proporcio-
nar maior articulação dessa ciência com outras, como a Ma-
temática, a Física e a Biologia, e também com os avanços
tecnológicos.
Agradecemos aos professores e aos alunos que presti-
giam nossa obra e reiteramos que críticas e sugestões serão
sempre bem recebidas.
O autor
6/7/05, 14:05
SUMARIO
Capítulo Q primeIRA VISÃO DA QUÍMICA
1. Observando a natureza, 2
2. As transformações da matéria, 3
3. A energia que acompanha as transformações da matéria, 5
Box: Veja o que a falta de energia pode provocar, 7
4. Conceito de Química, 7
5. A Química em nosso cotidiano, 7
Atividades práticas — pesquisa 8
Revisão, 9
Exercícios, 9
Leitura, 1 0 Questões sobre a leitura, 1 0
Capítulo
CONHECENDO A MATÉRIA E SUAS TRANSFORMAÇÕES
1. Como a matéria se apresenta: Homogênea? Heterogênea?, 12
2. Fases de um sistema, 12
3. Como a matéria se apresenta: Pura? Misturada?, 1 3
Atividades práticas, 14
Revisão, 14
Exercícios, 1 5 Exercícios complementares, 1 5
4. Transformações da água, 1 5
Revisão, 18
Exercícios, 1 8 Exercícios complementares, 1 9
5. As observações e as experiências na ciência, 20
5.1. Medições: o cotidiano e o científico, 20
5.2. Uma medição importante: a densidade, 23
5.3. A importância dos gráficos no dia-a-dia, 24
Atividades práticas, 26
Revisão, 26
Exercícios, 26 Exercícios complementares, 28
6. Substância pura (ou espécie química), 29
Revisão, 30
Exercícios, 30
7. Processos de separação de misturas, 31
7.1. Filtração, 32
7.2. Decantação, 33
7.3. Destilação, 35
Box : Destilação do ar líquido, 36
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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7.4. Cristalização, 36
7.5. Outros processos de desdobramento de misturas, 36
8. Aprendendo mais sobre o laboratório de Química, 37
9. A segurança nos laboratórios de Química, 39
Atividades práticas, 40
Revisão, 40
Exercícios, 41 Exercícios complementares, 42
Leitura, 43 Questões sobre a leitura, 44
I Desafio, 45
EXPLICANDO A MATÉRIA E SUAS TRANSFORMAÇÕES
1. Vale a pena explicar (entender) os fatos do cotidiano (e da ciência)?, 49
Box : Conhecimento e poder, 49
2. As tentativas de explicar a matéria e suas transformações, 49
3. O nascimento da Química, 50
3.1. A lei de Lavoisier, 50
3.2. A lei de Proust, 51
Atividades práticas, 52
Revisão, 52
Exercícios, 52
4. A hipótese de Dalton, 53
5. Os elementos químicos e seus símbolos, 54
Revisão, 55
Exercícios, 55
6. Explicando a matéria — As substâncias químicas, 55
6.1. Substâncias simples, 57
6.2. Substâncias compostas ou compostos químicos, 58
7. Explicando a matéria — As misturas, 58
Atividades práticas — pesquisa 59
Revisão, 59
Exercícios, 60 Exercícios complementares, 60
8. Explicando as transformações dos materiais, 61
8.1 As transformações físicas, 61
8.2 As transformações químicas, 61
• E fácil reconhecer uma transformação química?, 62
• Misturar ou reagir?, 63
9. As propriedades das substâncias, 64
Atividades práticas, 64
Revisão, 65
Exercícios, 65 Exercícios complementares, 65
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A
10 . Explicando as variações de energia que acompanham
as transformações materiais, 66
11 . Segunda visão da Química, 66
12. Como a ciência progride, 67
Atividades práticas, 69
Revisão, 69
Exercícios, 69
Leitura, 70 Questões sobre a leitura, 71
H Desafio, 72
Capítulo Q A EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS
a i. O modelo atômico de Thomson, 75
2 . A descoberta da radioatividade, 77
3. O modelo atômico de Rutherford, 78
Atividades práticas, 80
Revisão, 80
Exercícios, 81 Exercícios complementares, 81
4 . A identificação dos átomos, 81
4.1. Número atômico, 82
4.2. Número de massa, 82
4.3. Elemento químico, 82
4.4. íons, 82
4.5. Isótopos, isóbaros e isótonos, 83
Revisão, 84
Exercícios, 85 Exercícios complementares, 86
5. O modelo atômico de Rutherford-Bohr, 86
5.1 Introdução, 86
5.2 Um breve estudo das ondas, 87
5.3 As ondas eletromagnéticas, 88
5.4 O modelo de Rutherford-Bohr, 90
Atividades práticas, 92
Revisão, 92
Exercícios, 93 Exercícios complementares, 93
6. O modelo dos orbitais atômicos, 94
Box: Pode-se ver o átomo?, 95
7. Os estados energéticos dos elétrons, 96
7.1 Níveis energéticos, 96
7.2 Subníveis energéticos, 96
7.3 Orbitais, 96
7.4 Spin, 97
7.5 A identificação dos elétrons, 98
Revisão, 99
Exercícios, 1 00 Exercícios complementares, 1 01
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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8. A distribuição eletrônica, 101
8.1 Distribuição eletrônica em átomos neutros, 101
8.2 Distribuição eletrônica nos íons, 102
Exercícios, 1 03 Exercícios complementares, 1 04
Leitura, 1 05 Questões sobre a leitura, 1 07
H Desafio, 1 08
A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
1. Histórico, 1 1 1
2. A classificação periódica moderna, 1 1 3
Classificação periódica dos elementos, 1 14
2.1. Períodos, 1 1 5
2.2. Colunas, grupos ou famílias, 1 1 5
2.3. Os nomes dos elementos químicos, 1 1 7
Revisão, 1 1 8
Exercícios, 1 1 8 Exercícios complementares, 1 1 9
3. Configurações eletrônicas dos elementos
ao longo da classificação periódica, 1 1 9
Revisão, 1 21
Exercícios, 121 Exercícios complementares, 123
4. Propriedades periódicas e aperiódicas dos elementos químicos, 123
4.1 Introdução, 1 23
4.2 Raio atômico, 1 24
4.3 Volume atômico, 1 26
4.4 Densidade absoluta, 1 27
4.5 Ponto de fusão e de ebulição, 1 27
4.6 Potencial de ionização, 127
4.7 Eletroafinidade ou afinidade eletrônica, 127
Atividades práticas, 1 28
Revisão, 1 28
Exercícios, 1 28 Exercícios complementares, 1 30
Leitura, 1 31 Questões sobre a leitura, 1 32
H Desafio, 1 33
Capítulo
AS LIGAÇÕES QUÍMICAS
1. Introdução, 1 36
2. Ligação iônica, eletrovalente ou heteropolar, 137
2.1. Conceitos gerais, 1 37
2.2. A ligação iônica e a Tabela Periódica, 1 39
2.3. O tamanho do íon, 1 40
Revisão, 141
Exercícios, 141 Exercícios complementares, 142
Sumario-QFI -PNLEM
7
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LI
I*
A
3. Ligação covalente, molecular ou homopolar, 143
3.1. Ligação covalente, 143
3.2. Caso particular da ligação covalente, 145
3.3. Fórmulas de compostos covalentes, 146
3.4. Compostos moleculares e compostos iônicos, 147
3.5. Exceções à regra do octeto, 148
Revisão, 149
Exercícios, 149 Exercícios complementares, 150
4. Ligação metálica, 1 51
4.1. Estrutura dos metais, 151
4.2. A ligação metálica, 152
4.3. Propriedades dos metais, 1 52
Revisão, 1 53
Exercícios, 153
Leitura, 1 54 Questões sobre a leitura, 1 54
I Desafio, 1 55
A GEOMETRIA MOLECULAR
1. A estrutura espacial das moléculas, 157
1.1. Conceitos gerais, 1 57
1.2. Moléculas com pares eletrônicos ligantes e não-ligantes, 158
1.3. Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência, 158
1.4. Macromoléculas covalentes, 159
1.5. Alotropia, 1 59
• A alotropia do carbono, 1 59
• A alotropia do fósforo, 1 60
• A alotropia do enxofre, 1 61
Revisão, 1 61
Exercícios, 162 Exercícios complementares, 163
2. Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas, 1 64
2.1. Conceitos gerais, 1 64
2.2. Ligações polares e ligações apoiares, 1 65
2.3. Momento dipolar, 1 66
2.4. Moléculas polares e moléculas apoiares, 167
Revisão, 1 68
Exercícios, 169 Exercícios complementares, 170
3. Oxidação e redução, 1 71
3.1. Conceitos de oxidação e redução, 1 71
3.2. Conceito de número de oxidação, 1 72
3.3. Números de oxidação usuais, 1 73
3.4. Cálculo dos números de oxidação, 1 73
Box: A explosão do foguete brasileiro VLS-1
(Veículo Lançador de Satélites-1 ), 1 74
Revisão, 1 74
Exercícios, 1 75 Exercícios complementares, 1 76
4. Forças (ou ligações) intermoleculares, 1 76
4.1. Forças (ou ligações) dipolo-dipolo, 1 76
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
4.2. Ligações por pontes de hidrogênio, 1 76
4.3. Forças (ou ligações) de Van der Waals (ou de London), 1 78
4.4. Relação entre as ligações e as propriedades das substâncias, 1 79
Atividades práticas, 1 79
Revisão, 1 80
Exercícios, 1 80 Exercícios complementares, 1 82
Leitura, 1 83 Questões sobre a leitura, 1 84
I Desafio, 1 84
ÁCIDOS, BASES E SAIS INORGÂNICOS
1. Introdução, 1 88
1.1. Dissociação e ionização, 189
1.2. Grau de ionização, 189
Revisão, 1 90
Exercícios, 1 90
2. Ácidos, 191
2.1 . A definição de ácido de Arrhenius, 1 91
2.2. Classificação dos ácidos, 1 91
a) De acordo com o número de hidrogénios ionizáveis, 191
b) De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula, 1 92
c) De acordo com o grau de ionização, 192
2.3. Fórmulas dos ácidos, 1 92
2.4. Nomenclatura dos ácidos, 193
a) Hidrácidos, 1 93
b) Oxiácidos, 1 93
2.5. Ácidos importantes, 194
a) Ácido sulfúrico — H 2 S0 4 , 1 94
b) Ácido clorídrico — HCl, 1 95
c) Ácido nítrico — HN0 3 , 1 95
d) Ácido fluorídrico — HF, 1 95
Revisão, 1 96
Exercícios, 196 Exercícios complementares, 197
3. Bases ou hidróxidos, 198
3.1 . Definição de base de Arrhenius, 1 98
3.2. Classificações das bases, 1 99
a) De acordo com o número de hidroxilas (OH), 199
b) De acordo com o grau de dissociação, 199
c) De acordo com a solubilidade em água, 1 99
3.3. Fórmulas das bases, 1 99
3.4. Nomenclatura das bases, 199
a) Quando o elemento forma apenas uma base, 1 99
b) Quando o elemento forma duas bases, 1 99
3.5. Bases importantes, 200
a) Hidróxido de sódio — NaOH, 200
b) Hidróxido de cálcio — Ca(OH) 2 , 200
c) Hidróxido de amónio — NH 4 OH, 201
Revisão, 201
Exercícios, 201
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A
4. Comparação entre ácidos e bases, 202
4.1. Propriedades funcionais, 202
4.2. A medida do caráter ácido e do básico, 203
Box: Acidez do solo, 204
Atividades práticas, 204
Revisão, 205
Exercícios, 205 Exercícios complementares, 205
5. Sais, 206
Box: Império do sal, 206
5.1. Conceituação dos sais, 207
5.2. Reação de neutralização total/Sais normais ou neutros, 207
a) Fórmula geral dos sais normais, 208
b) Nomenclatura dos sais normais, 208
c) Solubilidade dos sais normais, 209
5.3. Outros tipos de sais, 209
a) Sais ácidos ou hidrogeno-sais, 209
b) Sais básicos ou hidroxi-sais, 209
c) Sais duplos ou mistos, 210
d) Sais hidratados ou hidratos, 21 0
e) Sais complexos, 21 0
Box: O galo do tempo, 21 0
5.4. Sais importantes, 210
a) Cloreto de sódio — NaCl, 21 0
b) Carbonato de sódio — Na 2 C0 3 , 21 1
c) Hipoclorito de sódio — NaOCt, 21 1
d) Carbonato de cálcio — CaC0 3 , 21 1
Atividades práticas, 21 1
Revisão, 21 2
Exercícios, 21 2 Exercícios complementares, 21 3
Leitura, 21 4 Questões sobre a leitura, 21 5
I Desafio, 21 6
ÓXIDOS INORGÂNICOS
1. Definição de óxido, 21 9
2. Fórmula geral dos óxidos, 21 9
3. Óxidos básicos, 220
3.1. Nomenclatura dos óxidos básicos, 220
4. Óxidos ácidos ou anidridos, 221
4.1. Nomenclatura dos óxidos ácidos, 222
5. Óxidos anfóteros, 222
6. Óxidos indiferentes ou neutros, 223
7. Óxidos duplos, mistos ou salinos, 224
8. Peróxidos, 224
Box: Agua oxigenada, 225
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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L]
9. Óxidos importantes, 225
9.1 . Óxido de cálcio — CaO, 225
9.2. Dióxido de carbono — C0 2; 226
Revisão, 226
Exercícios, 227 Exercícios complementares, 228
10. As funções inorgânicas e a classificação periódica, 228
Revisão, 231
Exercícios, 231 Exercícios complementares, 232
Leitura, 233 Questões sobre a leitura, 235
I Desafio, 235
AS REAÇÕES QUÍMICAS
1. Introdução, 238
1 . 1 . Equações iônicas, 239
2 . Balanceamento das equações químicas, 240
Revisão, 241
Exercícios, 241
3. Classificações das reações químicas, 242
3.1. Reações de síntese ou de adição, 242
3 . 2 . Reações de análise ou de decomposição, 243
3.3. Reações de deslocamento ou de substituição ou de simples troca, 243
3 . 4 . Reações de dupla troca ou de dupla substituição, 244
Revisão, 244
Exercícios, 244 Exercícios complementares, 245
4 . Quando ocorre uma reação química?, 246
4 . 1 . Reações de oxirredução, 246
a) Comportamento dos metais, 246
b) Comportamento dos não-metais, 247
4 . 2 . Reações que não são de oxirredução, 248
a) Quando um dos produtos for menos solúvel que os reagentes, 248
b) Quando um dos produtos for mais volátil que os reagentes, 248
c) Quando um dos produtos for menos ionizado que os reagentes, 249
Revisão, 249
Exercícios, 250 Exercícios complementares, 251
5 . Resumo das principais reações envolvendo as funções inorgânicas, 252
5 . 1 . Reações entre os opostos, 252
5 . 2 . Outros tipos de reação, 253
a) Reações com o oxigênio, 253
b) Reações com o hidrogênio, 253
c) Reações com a água, 253
d) Comportamento diante do calor, 254
Atividades práticas, 255
Revisão, 255
Exercícios, 255 Exercícios complementares, 256
Leitura, 258 Questões sobre a leitura, 258
H Desafio, 259
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A
Capítulo
MASSA ATÔMICA E MASSA MOLECULAR
1. Unidade de massa atômica (u), 263
2 . Massa atômica, 263
2.1. Massa atômica dos elementos químicos, 264
2.2. Determinação moderna das massas atômicas, 264
2.3. Regra de Dulong-Petit, 265
Revisão, 265
Exercícios, 265
3. Massa molecular, 266
Revisão, 267
Exercícios, 267
4. Conceito de mol, 268
5. Massa molar (M), 269
Revisão, 270
Exercícios, 270 Exercícios complementares, 273
Leitura, 274 Questões sobre a leitura, 276
H Desafio, 276
Capítulo
12
ESTUDO DOS GASES
1. Introdução, 278
2 . O estado gasoso, 278
3. O volume dos gases, 278
4 . A pressão dos gases, 279
5. A temperatura dos gases, 280
Box: Zero absoluto, 281
Revisão, 281
Exercícios, 281
6. As leis físicas dos gases, 282
6.1. Lei de Boyle-Mariotte, 282
Box: As leis da ciência só valem dentro de certos limites, 283
6.2. Lei de Gay-Lussac, 283
6.3. Lei de Charles, 284
7. Equação geral dos gases, 286
8. Condições normais de pressão e temperatura (CNPT), 286
9. Teoria cinética dos gases, 286
10. Gás perfeito e gás real, 287
Atividades práticas, 287
Revisão, 288
Exercícios, 288 Exercícios complementares, 290
11. Leis volumétricas das reações químicas (leis químicas dos gases), 291
11.1. Leis volumétricas de Gay-Lussac, 291
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
11.2. Hipótese ou lei de Avogadro, 291
Revisão, 293
Exercícios, 293 Exercícios complementares, 294
12. Volume molar, 294
13. Equação de Clapeyron, 295
Revisão, 297
Exercícios, 297 Exercícios complementares, 300
14. Misturas gasosas, 301
14.1. Conceitos gerais, 301
a) Relação entre os gases iniciais e a mistura final, 302
b) Situação dentro da mistura final, 302
Box: As pressões parciais em nosso organismo, 302
c) Relacionando valores parciais com o valor total, 303
Box: Medidas da poluição, 304
14.2. Massa molar aparente de uma mistura gasosa, 304
Revisão, 304
Exercícios, 305 Exercícios complementares, 310
1 5. Densidade dos gases, 31 1
15.1. Densidade absoluta, 31 1
15.2. Densidade relativa, 312
Atividades práticas, 31 3
Revisão, 31 3
Exercícios, 314 Exercícios complementares, 315
16. Difusão e efusão dos gases, 316
Atividades práticas, 31 7
Revisão, 31 7
Exercícios, 31 7
Leitura, 318 Questões sobre a leitura, 320
I Desafio, 320
CÁLCULO DE FÓRMULAS
1. As fórmulas na Química, 323
2. Cálculo da fórmula centesimal, 323
Revisão, 325
Exercícios, 325 Exercícios complementares, 326
3. Cálculo da fórmula mínima, 326
Revisão, 328
Exercícios, 328 Exercícios complementares, 328
4. Cálculo da fórmula molecular, 328
4.1. Cálculo da fórmula molecular a partir da fórmula mínima, 329
4.2. Cálculo direto da fórmula molecular, 330
Revisão, 330
Exercícios, 330 Exercícios complementares, 331
Leitura, 331 Questões sobre a leitura, 334
I Desafio, 335
A
Sumario-QFI -PNLEM
30/5/05, 10:54
A
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
1. Introdução, 337
2 . Casos gerais de cálculo estequiométrico, 339
2.1. Quando o dado e a pergunta são expressos em massa, 339
Exercícios, 339 Exercícios complementares, 340
2.2. Quando o dado é expresso em massa
e a pergunta em volume (ou vice-versa), 341
Exercícios, 341 Exercícios complementares, 343
2.3. Quando o dado e a pergunta são expressos em volume, 343
Exercícios, 344
2.4. Quando o dado é expresso em massa
e a pergunta em mols (ou vice-versa), 344
Exercícios, 344 Exercícios complementares, 345
2.5. Quando o dado é expresso em massa e a pergunta
em números de partículas (ou vice-versa), 345
Exercícios, 346
2 . 6 . Havendo duas ou mais perguntas, 346
Exercícios, 347
3 . Casos particulares de cálculo estequiométrico, 347
3 . 1 . Quando aparecem reações consecutivas, 347
Exercícios, 348 Exercícios complementares, 349
3 . 2 . Quando são dadas as quantidades de dois (ou mais) reagentes, 350
Exercícios, 351 Exercícios complementares, 352
3 . 3 . Quando os reagentes são substâncias impuras, 353
Exercícios, 355 Exercícios complementares, 356
3 . 4 . Quando o rendimento da reação não é total, 356
Exercícios, 358 Exercícios complementares, 358
3 . 5 . Quando há participação do ar nas reações químicas, 359
a) Cálculo do volume do ar necessário à combustão, 359
b) Cálculo do volume total dos gases no final da reação, 359
Exercícios, 360
3 . 6 . Quando os reagentes são misturas, 360
Exercícios, 362
Leitura, 362 Questões sobre a leitura, 365
I Desafio, 365
Respostas, 369
Lista de siglas, 376
Tabelas auxiliares, 378
Sugestões de leitura para os alunos, 381
Museus brasileiros ligados à Ciência, 382
Referências bibliográficas, 384
QF1-PNLEM
14
30/5/05, 10:54
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
ÍNDICE DAS LEITURAS
O planeta Terra (capítulo 1), 10
O ciclo da água na Terra (capítulo 2), 43
O meio ambiente em perigo (capítulo 3), 70
Usos das radiações eletromagnéticas (capítulo 4), 105
Três famílias importantes (capítulo 5), 1 31
■ Ligas metálicas (capítulo 6), 154
Semicondutores (capítulo 7), 1 83
O tratamento da água (capítulo 8), 214
A chuva ácida (capítulo 9), 233
O vidro e o cimento (capítulo 1 0), 258
■ História das medições (capítulo 1 1), 274
A camada de ozônio (capítulo 12), 318
O efeito estufa (capítulo 1 3), 331
Produção do ferro e do aço (capítulo 14), 362
ÍNDICE DAS BIOGRAFIAS
Antoine Laurent de Lavoisier (capítulo 3), 50
Joseph Louis Proust (capítulo 3), 51
John Dalton (capítulo 3), 53
Joseph John Thomson (capítulo 4), 77
Ernest Rutherford (capítulo 4), 78
Niels Henrik David Bohr (capítulo 4), 91
■ Linus Cari Pauling (capítulo 4), 1 01
Dimitri Ivanovitch Mendeleyev (capítulo 5), 112
Gilbert Newton Lewis (capítulo 6), 144
Svante August Arrhenius (capítulo 8), 1 88
Evangelista Torricelli (capítulo 12), 279
William Thomson - Lord Kelvin of Largs (capítulo 1 2), 280
Robert Boyle e Edme Mariotte (capítulo 1 2), 282
Joseph Louis Gay-Lussac (capítulo 12), 283
Jacques Alexandre César Charles (capítulo 12), 284
Amedeo Avogadro (capítulo 1 2), 291
Benoit Pierre Émile Clapeyron (capítulo 12), 295
Thomas Graham (capítulo 12), 316
Sumario-QFI -PNLEM
15
30/5/05, 10:54
rrrr
m
ELEMENTOS QUÍMICOS
(As massas atômicas entre parênteses são dos isótopos mais estáveis dos elementos radioativos.)
(De acordo com as últimas recomendações da IUPAC.)
Elemento
Símbolo
Número
Atômico
Massa
Atômica
Actínio
Ac
89
(227)
Alumínio
Al
13
26,9815
Amerício
Am
95
(243)
Antimônio
Sb
51
121,75
Argônio
Ar
18
39,948
Arsênio
As
33
74,9216
Astato
At
85
(210)
Bário
Ba
56
137,34
Berquélio
Bk
97
(247)
Berílio
Be
4
9,0122
Bismuto
Bi
83
209
Bóhrio
Bh
107
(262,1)
Boro
B
5
10,811
Bromo
Br
35
79,909
Cádmio
Cd
48
112,40
Cálcio
Ca
20
40,08
Califórnio
Cf
98
(251)
Carbono
C
6
12,01115
Cério
Ce
58
140,12
Césio
Cs
55
132,905
Chumbo
Pb
82
207,19
Cloro
Cl
17
35,453
Cobalto
Co
27
58,93
Cobre
Cu
29
63,55
Criptônio
Kr
36
83,80
Cromo
Cr
24
51,996
Cúrio
Cm
96
(247)
Darmstácio
Ds
110
(269)
Disprósio
Dy
66
162,50
Dúbnio
Db
105
(262)
Einstêinio
Es
99
(252)
Enxofre
S
16
32,064
Erbio
Er
68
167,26
Escândio
Sc
21
44,956
Estanho
Sn
50
118,69
Estrôncio
Sr
38
87,62
Európio
Eu
63
151,96
Férmio
Fm
100
(257)
Ferro
Fe
26
55,847
Flúor
F
9
18,9984
Fósforo
P
15
30,9738
Frâncio
Fr
87
(223)
Cadolínio
Cd
64
157,25
Gálio
Ca
31
69,72
Cermânio
Ce
32
72,59
Ffáfnio
Hf
72
1 78,49
Hássio
Hs
108
(265)
FHélio
He
2
4,0026
Hidrogênio
H
1
1,00797
Hólmio
Ho
67
164,930
Indio
In
49
114,82
lodo
1
53
126,9044
Irídio
Ir
77
192,2
Itérbio
Yb
70
1 73,04
ítrio
Y
39
88,905
Lantânio
La
57
138,91
Elemento
Símbolo
Número
atômico
Massa
atômica
Laurêncio
Lr
103
(260)
Lítio
Li
3
6,941
Lutécio
Lu
71
1 74,97
Magnésio
Mg
12
24,312
Meitnério
Mt
109
(269)
Manganês
Mn
25
54,9380
Mendelévio
Md
101
(258)
Mercúrio
Hg
80
200,59
Molibdênio
Mo
42
95,94
Neodímio
Nd
60
144,24
Neônio
Ne
10
20,183
Netúnio
Np
93
(237)
Nióbio
Nb
41
92,906
Níquel
Ni
28
58,69
Nitrogênio
N
7
14,0067
Nobélio
No
102
(259)
Osmio
Os
76
190,2
Ouro
Au
79
196,967
Oxigênio
O
8
15,9994
Paládio
Pd
46
106,4
Platina
Pt
78
195,09
Plutônio
Pu
94
(244)
Polônio
Po
84
(209)
Potássio
K
19
39,098
Praseodímio
Pr
59
140,907
Prata
Ag
47
107,870
Promécio
Pm
61
(145)
Protactínio
Pa
91
(231)
Rádio
Ra
88
(226)
Radônio
Rn
86
(222)
Rênio
Re
75
186,2
Ródio
Rh
45
102,905
Roentgênio
Rg
111
(272)
Rubídio
Rb
37
85,47
Rutênio
Ru
44
101,07
Rutherfórdio
Rf
104
(261)
Samário
Sm
62
150,35
Seabórgio
Sg
106
(263,1)
Selênio
Se
34
78,96
Silício
Si
14
28,086
Sódio
Na
11
22,9898
Tálio
Tl
81
204,37
Tantálio
Ta
73
180,948
Tecnécio
Tc
43
(98)
Telúrio
Te
52
127,60
Térbio
Tb
65
158,924
Titânio
Ti
22
47,90
Tório
Th
90
232,0
Túlio
Tm
69
168,934
Tungsténio
w
74
183,85
Urânio
u
92
238
Vanádio
V
23
50,942
Xenônio
Xe
54
131,38
Zinco
Zn
30
65,38
Zircônio
Zr
40
91,22
QF1-PNLEM
16
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
ULZL
LI
Tópicos do capítulo
1 Observando a natureza
2 As transformações da matéria
3 A energia que acompanha
as transformações da matéria
4 Conceito de Química
5 A Química em nosso cotidiano
PRIMEIRA VISÃO DA QUÍMICA
Leitura: 0 planeta Terra Un alquimista, obra de Adriaen van Ostade, 1661
Apresentação do capítulo
Imaginemos um filme sobre a evolução da humanidade, desde o ser humano mais primitivo
até os dias atuais. Notaríamos que o desenvolvimento material da humanidade ocorreu
graças ao melhor aproveitamento e ao desenvolvimento das técnicas de transformação dos
recursos disponíveis na natureza.
Com o advento da Revolução Industrial, o trabalho artesanal foi, em grande parte,
substituído por técnicas cada vez mais sofisticadas de produção em série. Do mesmo modo,
as observações sobre os acontecimentos do cotidiano foram dando origem a teorias
científicas crescentemente avançadas.
Nesse contexto, como todo ramo do conhecimento humano, a Química também tem
acompanhado a evolução histórica da humanidade. Com relação ao título deste capítulo —
" Primeira visão da Química " —, devemos esclarecer que a "visão" aqui apresentada é, por
enquanto, bastante simplificada e incompleta.
0 objetivo deste capítulo é exatamente o de dar algumas idéias de matéria, suas
transformações, e da energia que estas envolvem.
Capitulo 01-QF1
-PNLEM 1 I 29/5/05,18:08
T
OBSERVANDO A NATUREZA
Desde o início da civilização até hoje, a humanidade pôde observar que a natureza é formada por
materiais muito diferentes entre si. O solo em que pisamos pode ser de: terra vermelha, terra preta,
areia, pedras etc. Os vegetais também apresentam enorme variedade: existem desde os minúsculos
musgos até árvores gigantescas; a madeira pode ser mais mole ou mais dura; as flores têm cores muito
diversificadas; há grandes diferenças entre os frutos, e assim por diante. O mesmo ocorre com os ani-
mais: existem aves, mamíferos, peixes etc. de formas, tamanhos e constituições muito diferentes entre si.
Todos esses materiais que nos rodeiam (a terra, as pedras, a água e os seres vivos) constituem o que
chamamos matéria. Daí dizemos que:
Matéria é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço (isto é, tem volume).
Massa e volume são então propriedades gerais da matéria. É bom lembrar também que a maté-
ria pode se apresentar sólida (por exemplo, as pedras), líquida (por exemplo, a água) ou gasosa (por
exemplo, o ar que respiramos).
As pedras se apresentam na forma sólida. A água se apresenta na O ar se apresenta na forma gasosa.
forma líquida.
O trabalho de separação dos diferentes materiais encontrados na natureza foi uma atividade mui-
to importante para a humanidade. Um primeiro cuidado do homem primitivo deve ter sido o de reco-
nhecer os alimentos comestíveis e os venenosos, bem como o de encontrar as plantas que podiam curar
suas enfermidades.
Com o passar dos séculos, os seres humanos foram aperfeiçoando as técnicas de extração e sepa-
ração de materiais úteis ao seu dia-a-dia. Assim, por exemplo: dos vegetais extraíram as tintas para
pintar seus corpos e seus utensílios; da terra separaram metais, como a prata e o ouro; do leite, a
gordura para fabricar a manteiga, e assim por diante.
Podemos então dizer que:
Separações são os processos que visam isolar os diferentes materiais encontrados
numa mistura.
A cozinheira “cata” o feijão, separando os grãos
de má qualidade.
O garimpeiro, com sua peneira, separa diamantes
do cascalho existente no fundo do rio.
2
Capitulo 01-QF1-PNLEM
2
6/7/05, 14:10
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
2
AS TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA
Ao longo do tempo, a humanidade tem observado que, sob certas condições, a matéria se trans-
forma. A própria natureza se encarrega de muitas transformações. Assim, por exemplo: o frio intenso
transforma a água em gelo; o fogo transforma uma árvore em cinzas; com o tempo, os frutos apodre-
cem; o ferro se enferruja; e até nosso corpo envelhece. Dizemos então que:
Transformação material é toda e qualquer alteração sofrida pela matéria.
As transformações da matéria são também chamadas de fenômenos materiais (ou simplesmente
fenômenos), sendo que, nessa expressão, a palavra "fenômeno" significa apenas transformação, não
significando nada de extraordinário, fantástico ou sobrenatural.
Exemplos de transformações ou fenômenos materiais
A explosão de fogos de artifício.
A água se transformando em vapor ao A ferrugem formada em tambores,
ser aquecida em um béquer.
É muito importante lembrar também que os seres humanos têm provocado transformações na
matéria, em seu próprio interesse. Assim, por exemplo, com o fogo conseguiu:
• assar a carne dos animais para melhorar sua alimentação;
• cozer vasos de barro para guardar água ou alimentos;
• cozer blocos de barro, transformando-os em tijolos, para construir suas casas; etc.
A.C. johnny hart
Capítulo 1 • Primeira Visão da Química 3
A
Capitulo 01-QF1-PNLEM
3
29/5/05, 18:08
2003 TRIBUNE MEDIA/
INTERCONTINENTAL PRESS
A
Usando técnicas cada vez mais avançadas, os seres humanos conseguiram, com o passar dos sécu-
los, transformar, por exemplo:
• fibras vegetais ou pêlos de animais em tecidos para se abrigarem;
• produtos vegetais em corantes para colorir seus tecidos;
• minérios em metais, como o cobre, o ferro, o chumbo etc.
Atualmente a Química está presente em todas as situações de nosso cotidiano. De fato, grande
parte dos avanços tecnológicos obtidos pela civilização ocorreu graças à curiosidade e ao esforço em
desenvolver novas técnicas para separar e transformar os materiais encontrados na natureza. Do mesmo
modo que, ao longo do tempo, os cozinheiros procuraram transformar os alimentos em pratos cada vez
mais saborosos, os técnicos e os cientistas experimentaram novos caminhos para transformar os mate-
riais da natureza em produtos que permitem melhorar a qualidade de vida das pessoas. Podemos então
dizer que um dos conceitos de experiência em Química refere-se às tentativas de separar e reconhecer
alguns materiais e, em seguida, tentar transformá-los em novos produtos.
Cozinha industrial Laboratório químico moderno
Por meio dessas técnicas podemos fabricar:
• adubos, inseticidas e diversos insumos que aumentam a produção agrícola;
• produtos que permitem conservar os alimentos por mais tempo;
• fibras e tecidos para produzir desde roupas delicadas até coletes à prova de balas;
• cosméticos e perfumes para embelezar as pessoas;
• medicamentos específicos para o tratamento de inúmeras doenças;
• matérias variados para a construção de casas e edifícios;
• veículos (carros, ônibus, aviões, navios etc.) para o transporte de pessoas e cargas;
• chips de computadores que revolucionaram a vida moderna, pois armazenam milhares de
informações.
4
Capitulo 01-QF1-PNLEM
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29/5/05, 18:08
CID MICHAEL ROSENFELD/ STONE-GETTY IMAGES
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
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DE CORRIDA S Ko NOVOS.
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Q
A ENERGIA QUE ACOMPANHA AS TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA
A descoberta do fogo foi um dos passos mais importantes na evolução da humanidade. O fogo
controlado surgiu quando o ser humano aprendeu a acender uma fogueira, na hora desejada. Nesse
caso, a energia se apresenta nas formas de luz e calor. Com a luz, o homem primitivo iluminou suas
noites e afugentou os animais perigosos e, com o calor, aprendeu a assar seus alimentos, a cozer o barro
e, muitos séculos depois, a extrair os metais dos minérios.
Atualmente sabemos que algumas transformações são passageiras ou reversíveis, isto é, podem ser
desfeitas. Transformações desse tipo recaem, em geral, no que chamamos de transformações físicas
(ou fenômenos físicos). Exemplificando:
• em montanhas muito altas, a água se congela; mas, com um pouco de calor, a neve ou o gelo se
derretem facilmente, voltando à forma líquida;
• num termômetro, o mercúrio se dilata com o calor e se contrai com o frio, mas continua sendo
sempre o mesmo mercúrio;
• o sal que dissolvemos na água pode ser recuperado, bastando que ocorra a evaporação da água.
Outras transformações são mais profundas e freqüentemente irreversíveis, isto é, torna-se difícil (e,
às vezes, impossível) retornar à situação inicial. São, em geral, transformações, fenômenos ou reações
químicas. Exemplos:
• depois de se queimar um pedaço de madeira, é impossível juntar as cinzas e a fumaça finais e
refazer a madeira inicial;
• depois de se preparar um ovo frito, é impossível fazer o ovo voltar à forma original;
• se um objeto de ferro se enferruja, é muito difícil reverter o processo (raspar o objeto antes de
pintá-lo significa apenas "jogar a ferrugem fora", e não recuperar a porção de ferro oxidado).
O progresso da civilização foi também devido à procura de novas formas de obtenção de ener-
gia. Como exemplo podemos citar que os primeiros seres humanos dependiam de seus músculos para
obter energia. Mais tarde, animais foram domesticados e atrelados a moendas, a carroças, passando a
ser utilizados como fonte de energia.
Capítulo 1 • Primeira Visão da Química
5
Capitulo 01-QF1-PNLEM
5
29/5/05, 18:08
A energia proveniente de quedas d'água foi aproveitada para movimentar as rodas d'água e as
turbinas das modernas hidroelétricas, e a energia proveniente dos ventos, para acionar os moinhos e
as modernas turbinas eólicas.
Evolução no aproveitamento dos ventos
0 mesmo vento que move moinhos
em alguns países da Europa move
as turbinas eólicas (modernos
geradores de eletricidade).
Atualmente o consumo de energia é cada vez maior e sua produção, crescentemente diversificada:
• a queima do carvão e dos derivados de petróleo movimenta caldeiras, automóveis, aviões etc.;
• a energia elétrica ilumina nossas ruas e edifícios e aciona um grande número de aparelhos domés-
ticos e industriais;
• a energia química de pilhas e baterias é fundamental para o funcionamento de aparelhos portá-
teis (rádios, telefones celulares etc.);
• a energia nuclear, defendida por alguns e combatida por outros, talvez se torne importante no
futuro.
A foto mostra prédios comerciais iluminados no horário em que Usina nuclear Angra I, Angra dos Reis, RJ
poucos funcionários estão trabalhando. Assim, concluímos que
ocorre desperdício de energia.
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0.
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C7)
TD
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O
O
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E, afinal, o que é energia? É difícil defini-la, por se tratar de algo que não é material, mas nem por
isso duvidamos de sua existência. De fato, até hoje ninguém viu a energia elétrica passando por um fio,
mas, mesmo assim, evitamos o contato direto com fios desencapados.
Costuma-se dizer, de modo geral, que:
Energia é a propriedade de um sistema que lhe permite realizar um trabalho.
6
Capitulo 01-QF1-PNLEM
6
29/5/05, 18:08
DELFIM MARTINS / PULSAR
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Enfim, reconhecemos a existência da energia pelo efeito (trabalho) que ela produz. Por exemplo:
• a energia térmica (calor) pode realizar o trabalho de dilatar um corpo;
• a energia elétrica (eletricidade) pode realizar o trabalho de movimentar um motor elétrico;
• a energia química de uma explosão pode realizar o trabalho de demolir um prédio.
VEJA O QUE A FALTA DE ENERGIA PODE PROVOCAR
_
Em geral, só percebemos a importância de alguma coisa, quando ela nos falta. Na tarde de 14 de
agosto de 2003, faltou energia elétrica em Nova York e em grande parte da região leste dos Estados
Unidos e do Canadá, durante aproximadamente 24 horas.
O blecaute deixou 50 milhões de norte-americanos às escuras, sem elevadores, sem metrô e trens
elétricos, e sem comunicação telefônica. Milhares de pessoas dormiram nas ruas.
Sob forte onda de calor, os aparelhos de ar-condicionado não funcionaram, os alimentos se deterioraram
nas geladeiras e muitos incêndios foram provocados pelo uso de velas. O prejuízo foi de milhões de dólares.
L
Considerando os conceitos vistos nas páginas anteriores, podemos agora dizer que:
O
5
A Química (ou, melhor, a matéria e suas transformações) está sempre presente em nosso dia-a-dia:
nos alimentos, no vestuário, nos edifícios, nos medicamentos, e assim por diante. Não têm sentido
certas propagandas que anunciam "alimento natural sem Química", pois o próprio alimento em si já é
uma mistura química.
Talvez o exemplo mais ligado a nosso cotidiano seja o funcionamento de nosso próprio organismo.
O corpo humano é um "laboratório" em que ocorrem, durante todo o tempo, fenômenos químicos
muito sofisticados, a saber:
• ingerimos vários materiais: alimentos, água, ar (pela respiração) etc.;
• há muitas transformações desses materiais, no estômago, nos intestinos etc. auxiliadas por
"produtos químicos" específicos existentes no suco gástrico, na bile (do fígado) etc.;
• há produção de energia, utilizada nas movimentações de nosso corpo e também para manter a
temperatura do organismo em torno de 36-37 °C etc.;
• há recombinação dos alimentos para a manutenção de nossos ossos, tecidos, órgãos etc.;
• após inúmeras transformações, o organismo elimina os produtos residuais, por meio das fezes,
urina, suor etc.
Enfim, nesse "processo da vida", notamos ainda um perfeito entrosamento dos fenômenos que
são estudados pela Química, Física, Biologia e por novos ramos da ciência.
Uma das críticas mais constantes, na atualidade, é a de que a Química é perigosa, responsável por
toda a poluição existente no mundo. Isso não é verdade. Seus produtos são projetados para serem úteis
à humanidade. O problema reside no mau uso desses produtos. Assim, por exemplo, o petróleo é útil na
produção da gasolina, do diesel etc., mas torna-se nocivo quando derramado nos mares, devido aos
acidentes marítimos.
Capítulo 1 • Primeira Visão da Química 7
Química é o ramo da ciência que estuda:
• a matéria;
• as transformações da matéria;
• e a energia envolvida nessas transformações.
estudo que iniciamos agora visa detalhar e aprofundar cada um desses tópicos.
A QUÍMICA EM NOSSO COTIDIANO
D CONCEITO DE QUÍMICA
Capitulo 01-QF1-PNLEM
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29/5/05, 18:08
O problema não está no uso, mas no abuso da utilização dos produtos químicos. É o que aconte-
ce, por exemplo, com o uso excessivo de carros para satisfazer o conforto da vida moderna, mas que
acarreta a poluição do ar das grandes cidades. Enfim, a culpa não é da Química, mas da ignorância, da
incompetência ou da ganância das pessoas que a usam.
Em um lixão podem ser encontrados desde restos
de comida até materiais tóxicos e infectados.
Praia de Atafona, em São João da Barra, RJ, atingida pelos
produtos químicos da fábrica de celulose Cataguazes,
de Minas Gerais, em 04/04/2003.
Note como é importan-
te conhecer a Química (e evi-
dentemente outros ramos da
ciência) para compreender
melhor o mundo em que vi-
vemos. O conhecimento evi-
tará que você seja enganado
por produtos e propagandas,
tornando-se um cidadão mais
consciente, e o levará, sem
dúvida, a evitar o consumo
excessivo de materiais e de
energia. Por fim, o conheci-
mento irá conscientizá-lo da
necessidade de reciclagem de
materiais como o papel, o vi-
dro, os metais etc.
Usina de reciclagem de lixo de Campinas, Estado de São Paulo.
r
ATIVIDADES PRÁTICAS — PESQUISA
1- Identifique cinco produtos utilizados em sua casa que
contenham componentes químicos.
2 a Procure saber por que há, nos postos, dois ou mais
tipos de gasolina com preços diferentes.
3 a Faça uma relação de equipamentos existentes em sua
casa que possuam chips eletrônicos.
4 a Compare os rótulos de vários cremes dentais. Procu-
re verificar se há componentes químicos em comum.
5 a Imagine uma experiência para provar que o ar tem
massa.
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MARCOS PERON / KINO FÁBIO MOTTA / AE
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Mn
Responda em
seu caderno
a) O que é matéria?
b) Como pode se apresentar a matéria?
c) O que são separações e para que servem?
d) O que são transformações materiais?
e) O que se costumam realizar, especialmente, os cientistas, na tentativa de separarar
e reconhecer alguns materiais e tentar transformá-los em novos produtos?
f) O que é fenômeno físico?
g) O que é fenômeno químico?
h) O que é energia?
i) O que a Química estuda?
J) O que o abuso no uso de matéria e energia pode causar ao planeta?
EXERCÍCIOS
1 Cite três materiais comuns retirados do solo.
2 Costuma-se dizer que a água é um líquido. Isso é sempre
verdade?
3 Cite três materiais gasosos que você conhece.
4 Como se costuma retardar o processo de enferrujamento,
por exemplo, de um portão de ferro?
5 Antigamente, tubos de ferro eram utilizados em instala-
ções de água nas residências. Hoje preferem-se tubos de
plástico. Por quê?
6 Por que são empregados aditivos nos alimentos?
7 De que modo o fogo ajudou os seres humanos primitivos?
8 Cite uma forma de produção de energia e uma de suas
aplicações.
9 Cite três produtos normalmente encontrados no lixo
domiciliar.
10 Você considera que a Química é responsável por toda a
poluição existente no planeta?
1 1 (Mackenzie-SP) A alternativa que contém um fenômeno
físico observado no dia-a-dia é:
a) a queima de um fósforo.
b) o derretimento do gelo.
c) a transformação do leite em coalhada.
d) o desprendimento de gás, quando se coloca sal de
frutas em água.
e) o escurecimento de um objeto de cobre.
12 (UFPE) Considere as seguintes tarefas realizadas no dia-a-
dia de uma cozinha e indique aquelas que envolvem trans-
formações químicas.
1) Aquecer uma panela de alumínio.
2) Acender um fósforo.
3) Ferver água.
4) Queimar açúcar para fazer caramelo.
5) Fazer gelo.
a) 1 , 3 e 4
b) 2 e 4
c) 1 , 3 e 5
d) 3 e 5
e) 2 e 3
1 3 (UFPE) Em quais das passagens grifadas abaixo está ocor-
rendo transformação química?
1) " O reflexo da luz nas águas onduladas pelos ventos
lembrava-lhe os cabelos de seu amado."
2) " A chama da vela confundia-se com o brilho nos seus
olhos."
3) "Desolado, observava o gelo derretendo em seu copo
e ironicamente comparava-o ao seu coração."
4) "Com o passar dos tempos começou a sentir-se como
a velha tesoura enferrujando no fundo da gaveta."
Estão corretas apenas:
a) 1 e 2
b) 2 e 3
c) 3 e 4
d) 2 e 4
e) 1 e 3
Capítulo 1 • Primeira Visão da Química 9
Capitulo 01 -QF1-PNLEM
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LEITURA
O PLANETA TERRA
A "espaçonave" chamada PLANETA TERRA é
uma esfera com cerca de 12.600 km de diâme-
tro, que pesa cerca de 6 ■ 1 0 21 toneladas e se des-
loca no espaço com uma velocidade de aproxi-
madamente 106.000 km/h. No entanto, na vas-
tidão do universo, nosso planeta é apenas uma
"partícula de poeira". Essa espaçonave carrega
mais de 6 bilhões de seres humanos e um núme-
ro enorme de vegetais e animais. Na verdade,
todos os seres vivos habitam apenas uma "pelí-
cula" da Terra, que se assemelha, em proporções,
à casca de uma maçã. Essa película é uma região
denominada biosfera (do grego: bios, vida;
sphaira, esfera). E importante também notar que
todos os seres vivos só existem à custa do que é
retirado do ar (atmosfera), da água (hidrosfera)
e do envoltório sólido (litosfera). Do espaço ex-
terior, porém, nos chega a energia solar, sem a
qual não existiria na Terra a vida tal qual a co-
nhecemos.
A atmosfera é formada principalmente por ni-
trogênio e oxigênio. A hidrosfera é a "capa" de
água que envolve a Terra. Encontra-se na forma
sólida (gelo, nas altas montanhas, nas geleiras, nos
icebergs etc.), na forma líquida (oceanos, rios, la-
gos, água subterrânea etc.) ou na forma gasosa
(como na umidade do ar, por exemplo). A litosfera
ou crosta terrestre é conhecida, com relativa preci-
são, somente até poucos quilômetros de profundi-
dade. E formada por rochas, minerais, minérios etc.,
onde aparecem, em maior quantidade, o oxigênio,
o silício, o alumínio e o ferro.
Isso é tudo de que a humanidade dispõe para
sobreviver. Portanto, não "gaste" a Terra com con-
sumos excessivos nem a torne uma "lata de lixo"
com demasiado desperdício.
■
Questões sobre a leitura ^ca^ernlT
14 O que é biosfera?
15 De onde são retirados todos os materiais necessários à
vida humana?
16 Qual é a fonte de energia mais importante para a huma-
nidade?
17 (Enem-MEC) Se compararmos a idade do planeta Terra,
avaliada em quatro e meio bilhões de anos (4,5 • 1 0 9 anos),
com a de uma pessoa de 45 anos, então, quando come-
çaram a florescer os primeiros vegetais, a Terra já teria 42
anos. Ela só conviveu com o homem moderno nas últi-
mas quatro horas e, há cerca de uma hora, viu-o come-
çar a plantar e a colher. Há menos de um minuto perce-
beu o ruído de máquinas e de indústrias e, como denun-
cia uma ONC de defesa do meio ambiente, foi nesses
últimos sessenta segundos que se produziu todo o lixo
do planeta!
I. O texto acima, ao estabelecer uma paralelo entre a
idade da Terra e a de uma pessoa, pretende mostrar
que:
a) a agricultura surgiu logo em seguida aos vegetais,
perturbando desde então seu desenvolvimento.
b) o ser humano só se tornou moderno ao dominar a
agricultura e a indústria, em suma, ao poluir.
c) desde o surgimento da Terra, são devidas ao ser hu-
mano todas as transformações e perturbações.
d) o surgimento do ser humano e da poluição é cerca de
dez vezes mais recente que o do nosso planeta.
e) a industrialização tem sido um processo vertiginoso,
sem precedentes em termos de dano ambiental.
II. O texto permite concluir que a agricultura começou
a ser praticada há cerca de:
a) 365 anos c) 900 anos e) 460.000 anos
b) 460 anos d) 10.000 anos
III. Na teoria do Big Bang, o Universo surgiu há cerca de
1 5 bilhões de anos, a partir da explosão e expansão
de uma densíssima gota. De acordo com a escala pro-
posta no texto, essa teoria situaria o início do Univer-
so há cerca de:
a) 100 anos c) 1 .000 anos e) 2.000 anos
b) 1 50 anos d) 1 .500 anos
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Tópicos do capítulo
1 Como a matéria se apresenta:
homogênea? heterogênea?
2 Fases de um sistema
3 Como a matéria se apresenta:
pura? misturada?
4 Transformações da água
5 As observações e as experiências
na ciência
6 Substância pura (ou espécie
química)
7 Processos de separação de
misturas
8 Aprendendo mais sobre o
laboratório de Química
9 A segurança nos laboratórios
de Química
Leitura: O ciclo da água na Terra
CONHECENDO A MATÉRIA E SUAS
TRANSFORMAÇÕES
Erupção do vulcão Etna. Sicília, Itália, 2001.
Apresentação do capítulo
No capítulo 1 , falamos da matéria e de suas transformações, de um modo muito superficial.
Neste vamos aprofundar nossos conhecimentos desse assunto. Faiaremos sobre como a
matéria se apresenta aos nossos oihos — homogênea e heterogênea. É o que chamamos
de uma visão macroscópica da matéria.
Estudaremos as chamadas mudanças de estado físico da matéria. Veremos também os
processos que permitem separar os diferentes tipos de matéria existentes numa mistura até
se chegar a várias substâncias isoladas umas das outras. Falaremos, ainda, da medida de
propriedades características das substâncias, como ponto de fusão, ponto de ebulição,
densidade etc., que permitem distinguir uma substância de outra.
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-QF1-PNLEM
A
COMO A MATÉRIA SE APRESENTA: HOMOGÊNEA? HETEROGÊNEA?
Quando observamos e estudamos uma "porção limitada da matéria, passamos a chamá-la de
sistema em estudo". Veremos então que alguns sistemas se apresentam uniformes, como a água límpida,
o leite, um fragmento de ouro etc., e outros não-uniformes, como uma pedra que possui pontos claros
e pontos escuros, um pedaço de madeira com veios de diferentes cores etc. Em decorrência dessas
observações, surgiu a seguinte classificação:
Q
o
1
<
A água límpida é um exemplo
de sistema homogêneo.
Tronco de árvore seccionado, no qual se vêem veios de
diferentes cores. Exemplo de sistema heterogêneo.
• sistemas homogêneos: os que se apresentam uniformes e com características iguais em todos os
seus pontos;
• sistemas heterogêneos: os que não se apresentam uniformes nem têm características iguais em
todos os seus pontos.
É importante notar que o critério de diferenciação entre homogêneo e heterogêneo é relativo,
pois depende da aparelhagem de que dispomos para nossas observações. Assim, à medida que vão
sendo construídos microscópios mais potentes, vamos notando que muitos sistemas que nos pareciam
homogêneos são, na realidade, heterogêneos. Agora, você já começa a compreender por que a ciência
exige, muitas vezes, o uso de aparelhos sofisticados.
FASES DE UM SISTEMA
Considere os exemplos abaixo:
Óleo de cozinha flutuando sobre
água (há duas porções líquidas e
homogêneas).
Se você observar cuidadosamente um pedaço
de granito, verá três porções sólidas e
homogêneas.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Em um sistema heterogêneo, as porções homogêneas são denominadas fases. No exemplo do
sistema água/óleo, temos duas fases líquidas; no caso do granito, temos três fases sólidas (o conjunto
dos pontos brilhantes, o conjunto dos pontos escuros e a massa acinzentada).
Assim, quanto ao número de fases, os sistemas são classificados como:
• sistemas monofásicos — têm uma única fase (logo, são homogêneos);
• sistemas polifásicos — possuem mais de uma fase (portanto, sempre heterogêneos).
Os sistemas polifásicos podem ser bifásicos (formados por duas fases, como o sistema água/óleo),
trifásicos (como o granito), e assim por diante.
• É muito importante não confundir as fases com os componentes existentes em um sistema. Assim, no
exemplo ao lado, temos:
a) três fases — uma sólida, que é o gelo; outra fase sólida, que é
o sal não-dissolvido; e uma fase líquida, formada pelo sal dissol-
vido e pela própria água;
b) apenas dois componentes — a água (líquida ou na forma de
gelo) e o sal (dissolvido ou depositado no fundo do recipiente).
• É também importante notar que uma fase pode estar subdividi-
da em muitas porções. Se tivermos, por exemplo, um sistema
formado por água líquida e cinco pedaços de gelo, teremos, mes-
mo assim, apenas duas fases: uma líquida (a água) e outra sólida
(que é o gelo).
COMO A MATÉRIA SE APRESENTA: PURA? MISTURADA?
Comparando um copo com água pura (isto é, que não contenha mistura) com um copo com água
e açúcar, totalmente dissolvido, nossa visão não irá notar nenhuma diferença, mas, pelo paladar, perce-
bemos a diferença entre uma e outra. Note que:
• pela visão, distinguimos os materiais homogêneos dos heterogêneos;
• pelo paladar, distinguimos salgado, doce, azedo ou amargo;
• pelo olfato, percebemos desde um perfume até um odor extremamente desagradável.
Há diferença?
Água pura Água com açúcar
(incolor e (incolor e
transparente) transparente)
As propriedades que impressionam nossos sentidos são chamadas propriedades organolépticas.
Considerando que nunca se deve provar ou cheirar substâncias desconhecidas, pois isto pode até
representar risco de morte, a Ciência desenvolveu aparelhos e medidas com essa finalidade, como
veremos ainda neste capítulo.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 1 3
A
Capitulo 02A-QF1-PNLEM
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Resumindo o que foi dito até agora, chegamos ao seguinte esquema:
ATIVIDADES PRÁTICAS
ATENÇÃO: Não cheire nem experimente substância
alguma utilizada nesta atividade.
Materiais
• 1 copo de vidro ou de plástico transparente
• 1 colher (de café) de sal de cozinha
• 1 colher (de café) de areia
• 1 colher (de café) de açúcar
• 1 colher (de café) de raspas de giz
• 1 colher (de café) de limalha de ferro
• 1 colher (de café) de tinta guache
• 1 cubo de gelo
• água
• 1 colher de sopa
Procedimento
• Coloque água até a metade do copo e adicione o sal.
• Agite bem.
• Observe o que acontece e anote, em seu caderno, todos
os dados observados experimentalmente (número de
componentes utilizados, número de fases observadas).
• Repita o procedimento com a areia, o açúcar, as raspas
de giz, a limalha de ferro, a tinta guache e o cubo de gelo.
• Analise os dados coletados e classifique os sistemas e
as misturas em homogêneos e heterogêneos, apon-
tando o número de fases e de componentes de cada
um dos sistemas.
Perguntas
1) Quais sistemas você classificou como homogêneo e
quais como heterogêneo?
2) Quais misturas você classificou como homogênea e
quais como heterogênea?
3) Se um sistema apresenta duas fases, você pode afir-
mar que esse sistema é uma mistura heterogênea?
Por quê?
aXH
Responda em
seu caderno
a) O que é sistema?
b) O que é sistema homogêneo?
c) O que é sistema heterogêneo?
d) O que são fases?
e) Como é denominado um sistema com duas fases? E com três fases?
f) O que são propriedades organolépticas?
g) Quantos componentes uma substância pura apresenta?
h) Quantos componentes formam uma mistura?
i) O que é solução?
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
1 (Ufac) A mistura de água e álcool é:
a) homogênea gasosa.
b) heterogênea líquida.
c) homogênea líquida.
d) heterogênea sólida-líquida.
e) simples.
2 (UFSM-RS) Considere as misturas:
I. areia e água
II. sangue
III. água e acetona
IV. iodo dissolvido em álcool etílico
Classificam-se como homogêneas:
a) apenas I e II.
b) apenas I e III.
c) apenas II e IV.
d) apenas III e IV.
e) apenas I, II e III.
3 (Ufes) Em um sistema, bem misturado, constituído de
areia, sal, açúcar, água e gasolina, o número de fases é:
a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6
4 (Ufes) Observe a representação dos sistemas I, II e III e
seus componentes. O número de fases em cada um é,
respectivamente:
Óleo, água e
gelo
Água gaseificada
e gelo
Óleo, gelo, água
salgada e granito
a) 3, 2 e 4 c) 2, 2 e 4 e) 3, 3 e 6
b) 3, 3 e 4 d) 3, 2 e 5
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
5 (UCDB-MS) Em um laboratório de Química foram prepa-
radas as seguintes misturas:
I. água /gasolina
II. água/sal
III. água/areia
IV. gasolina/sal
V. gasolina/areia
Quais dessas misturas são homogêneas?
a) Nenhuma. c) II e III. e) II e IV.
b) Somente II. d) I e II.
6 (Mackenzie-SP) Constitui um sistema heterogêneo a mis-
tura formada de:
a) cubos de qelo e solução aquosa de açúcar (qlicose)
b) gases N 2 e C0 2
c) água e acetona
d) água e xarope de groselha
e) querosene e óleo diesel
Observação: Os gases sempre formam misturas homo-
gêneas.
7 Misturando, agitando bem e deixando um certo tempo
em repouso, diga quantas fases surgirão em cada um
dos sistemas:
a) água e álcool
b) água e éter
c) água, álcool e acetona
d) água, álcool e mercúrio
e) água, gasolina e areia
8 (UGF-GO) No sistema representado pela figura a seguir, os
números de fases e componentes são, respectivamente:
a) 2 e 2
b) 2 e 3
c) 3e2
d) 3 e 3
e) 3 e 4
TRANSFORMAÇÕES DA ÁGUA
Observamos, em nosso cotidiano, que o gelo derrete sob a ação do calor, transformando-se em
água, e que a água ferve, sob a ação de calor mais intenso, transformando-se em vapor d'água.
Água (vapor)
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 1 5
A
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Esses três estados — sólido, líquido e gasoso — são chamadas de estados físicos ou estados de
agregação da matéria, e as transformações de um estado para outro são denominadas mudanças
de estado físico da matéria. Essas mudanças recebem os nomes gerais mostrados no esquema abaixo.
Vaporizaçao
(evaporação)
O esquema resume as seguintes definições:
• Fusão é a passagem do estado sólido para o líquido. Solidificação é o inverso.
• Vaporização é a passagem do estado líquido para o gasoso (gás ou vapor).
• Evaporação é a vaporização lenta, que ocorre na superfície do líquido, sem agitação nem
surgimento de bolhas.
• Ebulição é a vaporização rápida, com agitação do líquido e aparecimento de bolhas.
• Calefação é uma vaporização muito rápida, com gotas do líquido "pulando" em contato com
uma superfície ultra-aquecida.
• Liquefação ou Condensação é a passagem do gás ou vapor para o estado líquido.
• Sublimação é a passagem do estado sólido diretamente para o gasoso (e menos freqüentemente
usada para a transformação inversa).
Se acompanharmos as mudanças dos estados físicos da água, com um termômetro que permita
registrar as temperaturas durante o processo de aquecimento, ao nível do mar, iremos notar que: o gelo
puro derrete a 0 °C (temperatura ou ponto de fusão do gelo) e a água pura ferve a 1 00 °C (temperatura
ou ponto de ebulição da água).
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MAURÍCIO DE SOUSA PRODUÇÕES LTDA.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Se estas observações forem transportadas para um gráfico, teremos o chamado diagrama de
mudança de estados físicos.
Temperatura (°C)
P.E. = 100 °C
(temperatura -
de ebulição)
P.F. = 0 °C
(temperatura -
de fusão)
-\o
,o
A''
O
Gelo + água
Trecho de ;
fusão: I
coexistem 1
Neste trecho
gelo e água ;
só existe
em temperatura ;
gelo (sólido),
constante (0 °C). 1
cuja temperatura
está subindo.
iV 2 *-
Neste trecho
só existe
água (líquido),
cuja temperatura
está subindo.
Trecho de
ebulição:
coexistem
água e vapor
em temperatura
constante
(100 °C).
Neste trecho
só existe
vapor d'água,
cuja temperatura
está subindo.
Tempo
Neste gráfico notamos dois trechos horizontais (dois patamares). O primeiro patamar do gráfico
exprime o fato de que a fusão do gelo ocorre à temperatura constante de 0 °C, que é a temperatura de
fusão ou ponto de fusão (P.F.) do gelo. Do mesmo modo, o segundo patamar indica que a ebulição da
água ocorre à temperatura constante de 1 00 °C, que é a temperatura de ebulição ou ponto de
ebulição (P.E.) da água.
No resfriamento da água, o gráfico será "invertido":
Aquecimento da água
Resfriamento da água
Se tivermos uma mistura (ou substância impura), os patamares mostrados acima não serão mais
encontrados. Assim, por exemplo, uma mistura de água e sal terá um intervalo (ou faixa) de fusão
abaixo de 0 °C e um intervalo (ou faixa) de ebulição acima de 100 °C, ao nível do mar, como se
vê abaixo.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 1 7
A
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OBSERVAÇÃO
Existem misturas especiais que acabam se comportando como se fossem susbtâncias puras, diante
dos fenômenos de fusão/solidificação ou de ebulição/condensação. No primeiro caso, temos uma
mistura eutética (ou, simplesmente, um eutético), que se funde/solidifica em temperatura cons-
tante (como no caso da liga metálica que contém, em massa, 62% de estanho e 38% de chumbo,
que se funde à temperatura constante de 1 83 °C); no segundo caso, temos uma mistura azeotrópica
(ou, simplesmente, um azeótropo), que ferve/se condensa em temperatura constante (como ocor-
re com a mistura contendo, em volume, 96% de álcool comum e 4% de água, que ferve à tempera-
tura constante de 78,1 °C).
Para finalizar, devemos fazer uma generalização importante: tudo o que acabamos de explicar
para a água pura ocorre também com outros materiais puros. De fato, ao nível do mar, cada líquido
(álcool, acetona etc.) e também cada sólido (como os metais chumbo, ferro etc.), desde que puros, irão
se fundir e ferver em temperaturas bem definidas. Ao nível do mar, por exemplo, temos:
Substância
Ponto de fusão (°C)
Ponto de ebulição (°C)
Álcool
-114,1
+ 78,5
Acetona
-94,0
+56,5
Chumbo
+ 327,0
+ 1.740,0
Ferro
+ 1.535,0
+2.750,0
Responda em
seu caderno
a) O que é estado físico (ou de agregação) da matéria? Quais são esses estados?
b) O que é mudança de estado físico (ou de agregação)?
c) O que é fusão?
d) O que é vaporização?
e) O que é liquefação?
f) O que é solidificação?
g) O que é sublimação?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
9 (Univali-SC) Resfriando-se progressivamente água desti-
lada, quando começar a passagem do estado líquido para
o sólido, a temperatura:
a) permanecerá constante, enquanto houver líquido pre-
sente.
b) permanecerá constante, sendo igual ao ponto de
condensação da substância.
c) diminuirá gradativamente.
d) permanecerá constante, mesmo depois de todo líqui-
do desaparecer.
e) aumentará gradativamente.
18
10 (Vunesp) O naftaleno, comercialmente conhecido como
naftalina, empregado para evitar baratas em roupas, funde
em temperaturas superiores a 80 °C. Sabe-se que boli-
nhas de naftalina, à temperatura ambiente, têm suas
massas constantemente diminuídas, terminando por de-
saparecer sem deixar resíduo. Essa observação pode ser
explicada pelo fenômeno da:
a) fusão.
b) sublimação.
c) solidificação.
d) liquefação.
e) ebulição.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
1 1 (UCDB-MS) Uma substância sólida é aquecida continua-
mente. O gráfico a seguir mostra a variação da tempera-
tura (ordenada) com o tempo (abscissa):
O ponto de fusão, o ponto de ebulição e o tempo duran-
te o qual a substância permanece no estado líquido são,
respectivamente:
a) 150, 65 e 5 d) 65, 150 e 5
b) 65, 150 e 25 e) 65, 150 e 10
c) 150, 65 e 25
1 2 (UFPA) Dado o diagrama de aquecimento de um material:
Pela análise dos dados da tabela, medidos a 1 atm,
podemos afirmar que, à temperatura de 40 °C e 1 atm:
a) o éter e o etanol encontram-se na fase gasosa.
b) o éter encontra-se na fase gasosa e o etanol na
fase líquida.
c) ambos encontram-se na fase líquida.
d) o éter encontra-se na fase líquida e o etanol na
fase gasosa.
e) ambos encontram-se na fase sólida.
Resolução
Vamos transportar os dados do problema para um
esquema representando a temperatura dada (40 °C)
e os pontos de fusão e de ebulição do etanol e do
éter etílico.
Temperatura Etanol
Éter
etílico
40 °C
(temperatura
dada)
P.E. = 78 °C
P.E. = 34 °C
o
t:
'=!
CT
P.F. = -117 °C
P.F. = -116 °C
o
33
'Õ
u~i
O
'Õ
u-i
A alternativa correta é:
a) o diagrama representa o aquecimento de uma subs-
tância pura.
b) a temperatura no tempo zero representa o aqueci-
mento de um líquido.
c) 21 0 °C é a temperatura de fusão do material.
d) a transformação de X para Y é um fenômeno químico.
e) 80 °C é a temperatura de fusão do material.
Exercício resolvido
13 (Mackenzie-SP)
Substância
Ponto de fusão
(°C)
Ponto de
ebulição (°C)
Etanol
-117
78
Éter etílico
-116
34
Veja que a linha tracejada horizontal corresponden-
te a 40 °C corta a linha do etanol na região do líqui-
do e a linha do éter etílico na região do gasoso.
Alternativa b
14 (Fuvest-SP) Considere a tabela a seguir:
Ponto de
fusão (°C)
Ponto de
ebulição (°C)
Oxigênio
-218,4
-183
Fenol
43
182
Pentano
-130
36,1
Qual o estado físico dessas substâncias à temperatura
ambiente?
Observação: Considere 20 °C como a temperatura am-
biente.
—
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
15 (PUC-MC) Numa praia, em pleno verão, um estudante de Química observou que o carrinho de picolé usava "gelo-seco"
para retardar o degelo dos picolés. Pediu à vendedora um pedaço do gelo e colocou-o num copo com água, ocorrendo
formação de "fumaças brancas". Observou-se então o fenômeno de:
a) evaporação. c) fusão. e) liquefação.
b) sublimação. d) gaseificação.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 1 9
A
Capitulo 02A-QF1-PNLEM
19
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16 (UCF-RJ) O aquecimento global já apresenta sinais visí-
veis em alguns pontos do planeta. Numa ilha do Alasca,
na Aldeia de Shishmaret, por exemplo, as geleiras já de-
moram mais a congelar, no inverno; descongelam mais
rápido, na primavera, e há mais icebergs. Desde 1971, a
temperatura aumentou, em média, 2 °C.
As mudanças de estados descritas no texto, são, respecti-
vamente:
a) solidificação e fusão.
b) solidificação e condensação.
c) sublimação e solidificação.
d) solidificação e ebulição.
e) fusão e condensação.
1 7 (Cesgranrio-Rj) Um cientista recebeu uma substância des-
conhecida, no estado sólido, para ser analisada. O gráfi-
co abaixo representa o processo de aquecimento de uma
amostra dessa substância.
Analisando o gráfico, podemos concluir que a amostra
apresenta:
a) duração da ebulição de 10 min.
b) duração da fusão de 40 min.
c) ponto de fusão de 40 °C.
d) ponto de fusão de 70 °C.
e) ponto de ebulição de 50 °C.
1 8 (Mackenzie-SP) As fases de agregação para as substâncias
abaixo, quando expostas a uma temperatura de 30 °C,
são, respectivamente:
Materiais
Ponto de fusão
(°C) (1 atm)
Ponto de ebulição
(°C) (1 atm)
mercúrio
-38,87
356,9
amónia
-77,7
-33,4
benzeno
5,5
80,1
naftaleno
80,0
217,0
a) sólido, líquido, gasoso e líquido.
b) líquido, sólido, líquido e gasoso.
c) líquido, gasoso, líquido e sólido.
d) gasoso, líquido, gasoso e sólido.
e) sólido, gasoso, líquido e gasoso.
Exercício resolvido
19 (Unifor-CE) Na fusão, uma substância pura passa:
a) de dissolvida para precipitada, absorvendo energia.
b) do estado líquido para o sólido, liberando energia.
c) do estado gasoso para o sólido, liberando energia.
d) do estado sólido para o líquido, liberando energia.
e) do estado sólido para o líquido, absorvendo
energia.
Resolução
Lembre-se de que, para derreter ou vaporizar um
material, precisamos fornecer calor (energia), que é,
então, absorvido pelo material (dizemos que a
transformação é endotérmica). Na seqüência inver-
sa, isto é, na condensação e solidificação, o material
nos "devolve" a energia que lhe fora fornecida (e a
transformação é dita exotérmica).
Esquematicamente, temos:
Sólido
A transformaçao absorve
energia (endotérmica).
A transformaçao libera
energia (exotérmica).
Alternativa e
20 (UFSM-RS) Com relação aos processos de mudança de
estado físico de uma substância, pode-se afirmar que são
endotérmicos, isto é, absorvem energia:
a) vaporização, solidificação, liquefação.
b) liquefação, fusão, vaporização.
c) solidificação, fusão, sublimação.
d) solidificação, liquefação, sublimação.
e) sublimação, fusão, vaporização.
Líquido
Gás ou
vapor
AS OBSERVAÇÕES E AS EXPERIÊNCIAS NA CIÊNCIA
5.1. Medições: o cotidiano e o científico
Como conseqüência do que foi explicado no item anterior, podemos agora dizer que:
• verificar que o gelo derrete e a água ferve, sob a ação do calor, é uma observação do cotidiano;
• verificar que, ao nível do mar, o gelo puro derrete a 0 °C e a água pura ferve a 1 00 °C é uma
observação científica (feita por meio de uma experiência controlada).
Note que, na ciência, tenta-se levar em consideração todos os fatores que podem influir nos resul-
tados da experiência ("ao nível do mar", "gelo puro", "água pura" etc.). Assim, qualquer pessoa pode
repetir a experiência e chegar aos mesmos resultados (e acreditar no que foi dito).
20
Capitulo 02A-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Na vida diária usamos várias medições para controlar, por exemplo, as relações comerciais de
compra e venda, nosso estado de saúde, e assim por diante. Exemplificando: tecidos são vendidos a
metro (m); refeições são cobradas a quilogramas (kg); velocidades são controladas em quilômetros
por hora (km/h); a massa de nosso corpo é um dos índices de saúde; até o ritmo de nossa vida é
controlado em dias, horas, minutos etc.
Os velocímetros indicam a velocidade escalar instantânea. Para medir a massa dos corpos, utilizam-se balanças.
No campo da ciência as medições são ainda mais importantes. Medimos massa, volume, tempera-
turas e inúmeras outras grandezas. Aqui definimos:
Grandeza é tudo aquilo que pode ser medido.
Lembre-se também de que, na experiência de fusão do gelo e vaporização da água, as temperatu-
ras foram medidas com o auxílio da unidade graus Celsius (°C). Generalizando, dizemos que:
Unidade é uma grandeza escolhida arbitrariamente como padrão.
Em ciência são usadas, de preferência, as unidades do chamado Sistema Internacional de Unida-
des (SI).
Veja alguns exemplos do SI:
• a unidade de tempo é o segundo (s): seus múltiplos são o minuto (1 minuto = 60 segundos), a
hora (1 hora = 60 minutos) etc.;
• a unidade de massa é o quilograma (kg): um múltiplo usual é a tonelada (1 tonelada = 1 .000 kg);
um submúltiplo usual é o grama (1 grama = 0,001 ou 10~ 3 kg);
• a unidade de comprimento é o metro (m): um múltiplo usual é o quilômetro (1 km = 1 .000 ou
10 3 metros); um submúltiplo usual é o centímetro (1 cm = 0,01 ou 10~ 2 metros).
São derivadas do comprimento as unidades de:
— área, por exemplo: 1 centímetro quadrado (1 cm 2 ): 1 cm
1 cm
— volume, por exemplo: 1 centímetro cúbico (1 cm 3 ):
1 cm
1 cm
1 cm
No caso das medidas de volume também usamos o litro (1 litro = 1 .000 cm 3 ) e o mililitro
(1 mililitro = 1 cm 3 = 0,001 ou 1 0~ 3 litros).
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 21
A
Capitulo 02A-QF1-PNLEM
21
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CID
PARKER & HART
rrr r
O MAGO DE ID
Por fim, devemos lembrar que as medições só são possíveis com o auxílio de aparelhos (instrumen-
tos) convenientes. Tanto no dia-a-dia como na ciência esses instrumentos vêm evoluindo através dos
tempos. Assim, usamos:
• relógios cada vez mais precisos para medir o tempo;
Ampulheta.
Relógio gótico do século XV. Relógio digital de pulso.
• balanças cada vez mais precisas para medir as massas.
Balança romana.
Balança de dois pratos.
Balança eletrônica.
22
Capitulo 02A-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
As medições são tão importantes na ciência que o cientista William Thomson (Lord Kelvin,
1 824-1 907) disse: "Afirmo muitas vezes que, se você medir aquilo de que está falando e expressar
em números, você conhece alguma coisa sobre o assunto; mas, quando você não o pode exprimir em
números, seu conhecimento é pobre e insatisfatório."
CROCK, O LEGIONÁRIO BILL RECHIN & DON WILDER
5.2. Uma medição importante: a densidade
Para satisfazer as exigências da vida diária (e também da ciência), novas medições foram criadas,
ao longo do tempo. No cotidiano é comum dizermos, por exemplo, que o chumbo "pesa" mais do que
a madeira. No entanto, 1 kg de chumbo afunda, enquanto 1 kg de madeira flutua na água. É fácil
perceber, porém, que tal comparação só se torna justa e racional quando feita entre volumes iguais:
1 cm 3 de madeira 1 cm 3 de água 1 cm 3 de ferro 1 cm 3 de chumbo
“pesa” entre 0,60 g “pesa” 1 g. “pesa” 7,86 g. “pesa” 1 1 ,40 g.
e 0,80 g.
Surge dessa comparação o conceito de densidade dos materiais, entendida como a massa dos
"pedaços" iguais (volumes iguais) dos vários materiais (no exemplo acima, pequenos cubos de volume
igual a 1 cm 3 ). Matematicamente, essa idéia corresponde à seguinte definição:
Densidade é o quociente da massa pelo volume do material (a uma dada temperatura).
Essa definição é expressa pela seguinte fórmula:
d =
m
1 /
sendo •
m = massa da substância (em g)
1/ = volume da substância (em cm 3 ou mL)
d = densidade (em g/cm 3 ou em g/mL)
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 23
A
Capitulo 02A-QF1-PNLEM
23
29/5/05, 18:13
Um caso particular importante é o da medição das densidades dos líquidos, que é feita diretamente
pelos densímetros. Esse instrumento é um tubo de vidro, como mostrado a seguir, cuja parte inferior é
mais larga e "pesada" do que a superior, que consiste em uma haste graduada em densidades. Coloca-
do num líquido o densímetro afunda mais ou menos, e a graduação da haste, que coincide com o nível
líquido, dá diretamente a densidade do líquido.
Os densímetros são usados, por exemplo, em postos
de gasolina, para medir a densidade do álcool vendido; em
cooperativas de leite, para comprovar a qualidade do leite
negociado, e assim por diante.
0 densímetro indicado na figura A flutua na água de modo que sua escala
marca 1 ,0 g/ml_ (densidade da água pura) na superfície do líquido.
O densímetro da figura B flutua numa solução de bateria de automóvel
carregada de modo que sua escala marca 1 ,3 g/mL (densidade da
solução de bateria carregada). O líquido da bateria é uma solução
de ácido sulfúrico em água, apresentando densidade maior que a água.
O densímetro (localizado na parte central da foto) confere a densidade do Lactodensímetro utilizado para medir
álcool, em um posto de abastecimento. a densidade do leite.
É importante ainda observar que a densidade varia com a temperatura, pois o volume de um
corpo muda de acordo com a temperatura, embora a massa permaneça a mesma. Por isso, é impor-
tante que, em informações científicas, se expresse, por exemplo, que a densidade do chumbo é de
11,34 g/cm 3 , a 20 °C.
5.3. A importância dos gráficos no dia-a-dia
É muito comum e importante expressar o resultado de nos-
sas medições por meio de gráficos. Ao lado, por exemplo, temos
o gráfico que mostra a variação da densidade da água com a
temperatura.
1 ,0000
0,9999
0,9998
0,9997
0,9996
- d (g/cm 3 )
0
2 4 6 8 10 7 (°C)
24
Capitulo 02A-QF1-PNLEM
24
12/7/05, 19:38
EDUARDO SANTALIESTRA
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Diariamente encontramos, nos jornais e nas revistas, uma série de gráficos mostrando relações
entre fatos do nosso cotidiano.
Gráfico de linhas
BRASIL: EVOLUÇÃO DO SETOR DE PETRÓLEO — 1973-1999
Consumo
Importação
Produção
Fontes: Ministério das Minas e
Energia; Almanaque Abril 2001.
São Paulo: Abril, 2001 . p. 83.
Gráfico de setores (ou de pizza)
COMPOSIÇÃO QUÍMICA DA CROSTA TERRESTRE
% do peso total
□
m
□
□
□
m
Oxigênio (O)
Silício (Si)
Alumínio (At)
Ferro (Fe)
Cálcio (Ca)
Magnésio (Mg)
Sódio (Na)
Potássio (K)
Titânio (Ti)
Outros
Fonte: THE OPEN UNIVERSITY.
Os recursos físicos da Terra.
Bloco 1 — Recursos, economia e
geologia: uma introdução.
Campinas: Unicamp, 1994. p. 33.
(Série Manuais)
Gráfico de barras (ou de colunas)
EMISSÕES ANUAIS, NA ATMOSFERA, DE CARBONO E CFC
Carbono
Milhões de toneladas
CFC
Mil toneladas
Regiões
I I África
— ] América do Norte e Central
_J América do Sul
í | Antiga URSS
I I Ásia
Europa
I Oceania
Fonte: NAGLE, Garrete SPENCER. Kris. Advanced geography. Oxford: Oxford University Press, 1997. p. 137.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 25
A
Capitulo 02A-QF1-PNLEM
25
29/5/05, 18:13
( ATIVIDADES PRÁTICAS
ATENÇÃO: Não cheire nem experimente substância
alguma utilizada nesta atividade.
V
Materiais
• 1 copo grande (ou um frasco de vidro), de boca larga
ou de plástico transparente, com capacidade para
300 mL ou mais • 1 jarra medidora • 1 colher de sopa
de sal de cozinha • 1 ovo • água
Procedimento
• Coloque cerca de 200 mL de água no copo e adicione,
cuidadosamente, o ovo. • Observe e faça um desenho,
em seu caderno, do que acontece. • Retire o ovo do copo
com água com cuidado. • Adicione o sal ao copo com
água. • Agite bem e recoloque o ovo no copo. • Observe
e faça, em seu caderno, um desenho do que acontece.
• Analise as observações e os desenhos feitos.
Perguntas
1) No início, utilizando apenas a água e o ovo, quem
apresentou maior densidade?
2) O ovo permaneceu na mesma posição inicial quando
foi adicionado sal à água? O que mudou? Por quê?
3) O que poderia ser alterado para que o ovo ficasse no
meio da solução?
2 a
Materiais
• 1 canudinho de refrigerante • massa de modelar • 1 copo
contendo 100 mL de água • 1 copo contendo 100 mL
de óleo • 1 copo contendo 1 00 mL de vinagre • 1 caneta
de retroprojetor ou pedaços de fita adesiva
Procedimento
• Tampe bem a extremidade do canudinho com uma
bolinha de massa de modelar (este será o seu
densímetro). • Mergulhe seu densímetro no copo con-
tendo água. • Faça uma marca no copo, com a caneta
ou a fita adesiva, da posição em que a bolinha se en-
contra. • Observe e faça um desenho em seu caderno
do que acontece. • Repita o mesmo processo para os
copos contendo óleo e vinagre. • Analise as observa-
ções e os desenhos feitos.
Perguntas
1 ) As marcações feitas nos copos foram iguais? Por quê?
2) Compare, por meio da leitura de seu densímetro, as
densidades da água, do óleo e do vinagre.
3) Poderíamos dizer que o ovo, no experimento ante-
rior, funcionou como um densímetro? Por quê?
Responda em
seu caderno
a) O que é grandeza?
b) O que é unidade?
c) Quais são as unidades de tempo, massa e comprimento no Sistema Internacional de
Unidades (SI)?
d) Quais são as unidades usuais de volume?
e) O que é densidade?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
21 Uma lata contém 450 gramas (g) de leite em pó.
Qual é a massa do produto em quilogramas (kg)?
Exercício resolvido
25 A quantos mL (ou cm 3 ) corresponde o volume de
3,5 litros de água?
Resolução
Resolução
Sabendo que 1 kg equivale a 1 .000 g, temos:
1.000 g
450 g
1 kg
x
x = 0,450 kg
22 Uma cadeira pesa 8,5 kg. Qual é sua massa em gramas?
23 Faça as seguintes transformações:
a) 20 g em quilogramas (kg)
b) 15 g em miligramas (mg)
c) 2,5 toneladas (t) em gramas (g)
24 Quantos gramas de medicamento existem numa caixa
contendo 50 comprimidos de 200 mg cada um?
Sabendo que 1 litro (L) corresponde a 1 .000 mL
(ou cm 3 ), temos:
1 L
3,5 L
1.000 mL
x
x = 3.500 mL
26 Quantos litros de gasolina transporta um caminhao com
4,5 m 3 do combustível? (Dado: 1 m 3 = 1 .000 litros.)
27 Faça as seguintes transformações:
a) 1,82 litros em mililitros
b) 250 cm 3 em litros
c) 15 Lem m 3
26
Capitulo 02A-QF1 -PNLEM
26
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
28 (Osec-SP) Densidade é uma propriedade definida pela
relação:
a) massa/pressão d) pressão/temperatura
b) massa/volume e) pressão/volume
c) massa/temperatura
Exercício resolvido
29 (FMU/Fiam-Faam/Fisp-SP) Um vidro contém 200 cm 3
de mercúrio de densidade 1 3,6 g/cm 3 . A massa de
mercúrio contido no vidro é:
a) 0,80 kg c) 2,72 kg e) 6,8 kg
b) 0,68 kg d) 27,2 kg
Resolução
Dizer que a densidade do mercúrio é 13,6 g/cm 3
significa dizer que 1 cm 3 de mercúrio pesa 1 3,6 g.
Daí surge a relação:
1 cm 3 mercúrio —
13,6 g 1
x = 2.720 g
200 cm 3 mercúrio —
*
ou 2,72 kg
Alternativa c
32 (Mackenzie-SP) No preparo de uma limonada em duas
etapas, foram feitas as seguintes observações:
1 â etapa — > mistura 1
1 â observação
Ao se espremer o limão
sobre a água, uma semen-
te escapou e caiu no copo.
A semente imediatamen-
te afundou na mistura.
2 â etapa — > mistura II
2r observação
Na mistura obtida, dissol-
veram-se três colheres de
açúcar.
A semente subiu para a
superfície do líquido.
Das observações 1 e 2, pode-se concluir que a densidade
da semente é:
a) menor que a densidade do suco de iimão mais água.
b) menor que a densidade do suco de limão mais água e
açúcar.
c) igual à densidade do suco de limão.
d) maior que a densidade do suco de limão mais água e
açúcar.
e) igual à densidade da água mais açúcar.
30 (UFU-MG) Em condições ambientes, a densidade do
mercúrio é de aproximadamente 1 3 g/cm 3 . A massa des-
se metal, da qual um garimpeiro de Poconé (MT) neces-
sita para encher completamente um frasco de meio litro
de capacidade, é de:
a) 2.600 g c) 4.800 g e) 7.400 g
b) 3.200 g d) 6.500 g
Exercício resolvido
31 (UFPE) Para identificar três líquidos — de densida-
des 0,8, 1,0 e 1,2 — o analista dispõe de uma pe-
quena bola de densidade 1,0. Conforme a posição
das bolas apresentadas no desenho a seguir, pode-
mos afirmar que:
a) os líquidos contidos nas provetas 1, 2 e 3 apre-
sentam densidades 0,8, 1,0 e 1,2.
b) os líquidos contidos nas provetas 1, 2 e 3 apre-
sentam densidades 1,2, 0,8 e 1,0.
c) os líquidos contidos nas provetas 1, 2 e 3 apre-
sentam densidades 1,0, 0,8 e 1,2.
d) os líquidos contidos nas provetas 1, 2 e 3 apre-
sentam densidades 1,2, 1,0 e 0,8.
e) os líquidos contidos nas provetas 1 , 2 e 3 apre-
sentam densidades 1,0, 1,2 e 0,8.
Resolução
Na proveta 1, a bola é mais densa que o líquido,
pois afundou. Conseqüentemente, o líquido é me-
nos denso que a bola (densidade = 1). Na proveta
2, a bola não afunda nem flutua, provando que o
líquido e a bola têm a mesma densidade (d = 1 ). Na
proveta 3, a bola flutua, provando que o líquido é
mais denso que a bola (d = 1).
Alternativa a
33 (UFMG) Em um frasco de vidro transparente, um estudan-
te colocou 500 mL de água e, sobre ela, escorreu vagaro-
samente, pelas paredes in-
ternas do recipiente, 500 mL
de etanol. Em seguida, ele
gotejou óleo vegetal sobre
esse sistema. As gotículas
formadas posicionaram-se
na região interfacial, confor-
me mostrado nesta figura:
Considerando-se esse ex-
perimento, é correto afirmar que:
a) a densidade do óleo é menor que a da água.
b) a massa de água, no sistema, é 1 0 vezes maior que a
de etanol.
c) a densidade do etanol é maior que a do óleo.
d) a densidade da água é menor que a do etanol.
34 (Enem-MEC) Um estudo sobre o problema do desem-
prego na Grande São Paulo, no período 1 985-1 996, rea-
lizado pelo Seade-Dieese, apresentou o seguinte gráfico
sobre taxa de desemprego:
Médias anuais da taxa de desemprego total
Grande São Paulo — 1 985-1 996
1 6 , 0 %
14,0%
12 , 0 %
1 0 , 0 %
8 , 0 %
6,0% i i i i i i i i 1 1 1 t
85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96
Fonte: SEP, Convênio Seade-Dieese.
Pela análise do gráfico, é correto afirmar que, no período
considerado:
a) a maior taxa de desemprego foi de 14%.
b) a taxa de desemprego no ano de 1 995 foi a menor do
período.
c) a partir de 1 992, a taxa de desemprego foi decrescente.
d) no período 1 985-1 996, a taxa de desemprego esteve
entre 8% e 1 6%.
e) a taxa de desemprego foi crescente no período com-
preendido entre 1 988 e 1 991 .
Gotículas de óleo
Região
interfacial
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações
27
Capitulo 02A-QF1-PNLEM
27
29/5/05, 18:13
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
35 (FMU/Fiam-Faam/Fisp-SP) O esquema representa três
tubos de ensaio de mesmo diâmetro, contendo cada
um a mesma massa dos seguintes líquidos incolores:
água, acetona e clorofórmio.
Dadas as densidades: d água = 1,00 g/cm 3 ;
<4ce tona = 0,80 g/cm 3 ; d clorofórmlo = 1,4 g/cm 3 , pode-
mos afirmar que os tubos I, II e III contêm, respecti-
vamente:
a) acetona, água e clorofórmio.
b) acetona, clorofórmio e água.
c) água, clorofórmio e acetona.
d) clorofórmio, água e acetona.
e) clorofórmio, acetona e água.
Resolução
De acordo com a definição de densidade
conclui-se matematicamente que, para massas iguais,
a densidade será tanto menor quanto maior for o
volume do líquido. Considerando que os volumes
vão crescendo na ordem das figuras I, II e III, con-
cluiremos que as densidades irão decrescer nessa
mesma ordem.
Alternativa d
36 (UFPE) Em um béquer com 1 00 mL de água, são coloca-
dos 20 mL de óleo vegetal, um cubo de gelo e uma barra
retangular de alumínio.
Qual das figuras melhor representa a aparência dessa
mistura?
a) b) c) d) e)
37 (UFPI) Em uma cena de
um filme, um indivíduo
corre carregando uma
maleta tipo 007 (volu-
me de 20 dm 3 ) cheia de
barras de um certo me-
tal. Considerando que
um adulto de massa
média (70 kg) pode des-
locar, com uma certa ve-
locidade, no máximo o equivalente à sua própria massa,
indique qual o metal contido na maleta, observando os
dados da tabela.
(Dado: 1 dm 3 = 1 L = 1 .000 cm 3 )
a) Alumínio c) Prata e) Ouro
b) Zinco d) Chumbo
Densidade em g/cm 3
Alumínio
2,7
Zinco
7,1
Prata
10,5
Chumbo
11,4
Ouro
19,3
38 (Fatec-SP) O volume ocupado por qualquer amostra de
água depende da temperatura da amostra. O gráfico a
seguir representa a variação do volume de certa amostra
de água em função da sua temperatura.
Analisando-se o gráfico, pode-se concluir que a densida-
de da água:
a) cresce com o aumento do volume.
b) varia linearmente com a temperatura.
c) não varia com a temperatura.
d) é mínima a 0 °C.
e) é máxima a 4 °C.
39 (Enem-MEC) Para convencer a população local da inefi-
ciência da Companhia Telefônica Vilatel na expansão da
oferta de linhas, um político publicou no jornal local o
gráfico I, abaixo representado. A companhia Vilatel res-
pondeu publicando dias depois o gráfico II, em que pre-
tende justificar um grande aumento na oferta de linhas.
O fato é que, no período considerado, foram instaladas,
efetivamente, 200 novas linhas telefônicas.
Gráfico II
Analisando os gráficos, pode-se concluir que:
a) o gráfico II representa um crescimento real maior do
que o do gráfico I.
b) o gráfico I apresenta o crescimento real, sendo o II
incorreto.
c) o gráfico II apresenta o crescimento real, sendo o grá-
fico I incorreto.
d) a aparente diferença de crescimento nos dois gráficos
decorre da escolha das diferentes escalas.
e) os dois gráficos são incomparáveis, pois usam escalas
diferentes.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
40 (Enem-MEC) O número de indivíduos de certa popula-
ção é representado pelo gráfico ao lado.
Em 1975, a população tinha um tamanho aproximada-
mente igual ao de:
a) 1960
b) 1963
c) 1967
d) 1970
e) 1980
SUBSTÂNCIA PURA (OU ESPECIE QUÍMICA)
/Dariaiu Gonçatvt» Uma
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Manual Souza Umo
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Uma pessoa é reconhecida por suas características físicas:
fisionomia, massa, altura, cor da pele, cor dos olhos etc. Consideran-
do que a população de um país é muito grande, o governo criou a
cédula de identidade para facilitar a identificação das pessoas.
Lembre-se também de que, para melhorar a identificação das pes-
soas, foram criados vários outros sistemas de identificação. Por exemplo:
• CPF (Cadastro de Pessoas Físicas) — foi criado pela Secretaria da
Fazenda para identificar os contribuintes do Imposto de Renda;
• CRM (Conselho Regional de Medicina) — dá a cada médico
seu número de identificação;
• OAB (Ordem dos Advogados do Brasil) — dá a cada advogado
seu número de identificação.
Pois bem, a quantidade de materiais diferentes existente no mun-
do é também enorme. É obrigação da Química reconhecer e identifi-
car cada um desses materiais. As propriedades gerais da matéria
(massa e volume), sendo comuns a todo e qualquer material, não se
prestam a essa identificação. As propriedades organolépticas (cor, sabor, odor etc.) também não, pois
são de aplicação perigosa. Deve-se, então, recorrer às chamadas propriedades específicas, que são par-
ticulares e exclusivas de cada material. Já falamos, em páginas anteriores, no ponto de fusão (P.F.), no
ponto de ebulição (P.E.) e na densidade dos materiais. Todas essas medidas, como têm valores fixos e
constantes para cada material, são denominadas constantes físicas dos materiais. Muitas outras constan-
tes físicas nos ajudam a identificar, com maior precisão, cada material, como, por exemplo:
• calor específico — a quantidade de calor necessária para aumentar em 1 °C a temperatura de
1 g do material (1 g de água, por exemplo, necessita de 1 caloria para ter sua temperatura
aumentada de 1 °C; dizemos, então, que o calor específico da água é 1 cal/g • °C);
• solubilidade — a maior massa (por exemplo, em gramas) do material que podemos dissolver em
dada quantidade de um líquido (geralmente expressa em litros), a dada temperatura (por exem-
plo, podemos dissolver, no máximo, 365 g de sal comum em 1 L de água a 20 °C).
Quando um material apresenta constantes físicas bem definidas e invariáveis, concluímos que
se trata de matéria isenta de outros materiais e a denominamos substância pura. Assim, temos a
seguinte definição:
Substância pura (ou simplesmente substância, ou, ainda, espécie química) é um
material único, isento de outros materiais e que apresenta constantes físicas bem definidas.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações
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A
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CID CID
Por exemplo:
Identificação da água
Líquido incolor
Ponto de fusão = 0 °C
Ponto de ebulição = 1 00 °C ao nível do mar
Densidade = 1 g/cm 3 a 4 °C ao nível do mar
Calor específico = 1 cal/g • °C
Identificação do sal comum (cloreto de sódio)
Sólido branco
Ponto de fusão = 801 °C
Ponto de ebulição = 1 .460 °C
Densidade = 2,1 8 g/cm 3
Solubilidade = 365 g do sal por litro de água a 20 °C
As constantes físicas são catalogadas em livros e tabelas especiais. Os químicos se baseiam nelas
tanto para identificar as substâncias como também para constatar sua pureza. Por esse motivo, dizemos
que as constantes físicas são utilizadas como critérios de pureza das substâncias químicas.
Sempre que uma substância é extraída da natureza ou é produzida num laboratório, determinam-
se suas constantes físicas. Desse modo, ficamos sabendo se ela é uma substância nova ou já conhecida.
Sendo conhecida, temos também uma idéia de sua pureza.
Ao contrário das substâncias puras, as misturas não apresentam constantes físicas definidas.
HnTVTfKfíHÍ Responda em '
d-S:- seu caderno
a) O que é propriedade específica?
b) O que é constante física?
c) O que é calor específico?
d) O que é solubilidade?
e) O que é substância pura?
f) Como são denominadas as constantes físicas quando testamos a pureza de uma
substância?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
41 (UFMG) Uma amostra de uma substância pura X teve
algumas de suas propriedades determinadas. Todas as
alternativas apresentam propriedades que são úteis para
identificar essa substância, exceto:
a) densidade.
b) massa da amostra.
c) solubilidade em água.
d) temperatura de ebulição.
e) temperatura de fusão.
42 (Fuvest-SP) Quais das propriedades a seguir são as mais
indicadas para verificar se é pura uma certa amostra sóli-
da de uma substância conhecida?
a) cor e densidade
b) cor e dureza
c) ponto de fusão e densidade
d) cor e ponto de fusão
e) densidade e dureza
43 (Mackenzie-SP) O valor do ponto de ebulição determi-
nado experimentalmente numa amostra de uma certa
substância mostrou-se maior do que o valor encontrado
em tabelas. Essa diferença pode ser atribuída ao fato de
que, no experimento, usou-se:
a) um combustível de alto poder calorífico.
b) uma quantidade de substância muito grande.
c) uma quantidade de substância muito pequena.
d) uma substância composta.
e) uma substância contendo impurezas.
44 (Vunesp) O rótulo de uma garrafa de água mineral está
reproduzido a seguir.
Composição química provável:
Sulfato de cálcio 0,0038 mg/L
Bicarbonato de cálcio 0,0167 mg/L
Com base nessas informações, podemos classificar a água
mineral como:
a) substância pura.
b) substância simples.
c) mistura heterogênea.
d) mistura homogênea.
e) suspensão coloidal.
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(Mackenzie-SP) A dureza de um mineral reflete a resistência deste ao risco. Uma das escalas utilizadas para verificar a dureza
de um mineral é a escala de Mohs.
Escala de Mohs
(minerais em ordem crescente de dureza)
1 - talco
3 - calcita
5 - apatita
7 - quartzo
9 - coríndon
2 - gesso
4 - fluorita
6 - ortoclásio
8 - topázio
1 0 - diamante
De acordo com essa escala, é incorreto afirmar que:
a) o diamante é o mineral mais duro. d) o topázio e a fluorita riscam a calcita.
b) apenas o coríndon risca o diamante. e) o mineral menos duro é o talco.
c) a apatita é riscada pelo quartzo.
PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS
Os materiais encontrados na natureza são, em geral, misturas de várias substâncias. Mesmo em
laboratório, quando tentamos preparar uma só substância, acabamos, normalmente, chegando a uma
mistura de substâncias. Torna-se então importante, nos laboratórios e também nas indústrias quími-
cas, separar os componentes das misturas até que cada substância pura fique totalmente isolada das
demais. Essa separação chama-se desdobramento (ou fracionamento, ou resolução, ou, ainda, aná-
lise imediata da mistura). Por exemplo:
Sal puro
(somente NaCl)
No final do desdobramento, devemos verificar se as substâncias foram realmente bem separadas.
Para essa verificação, usamos as constantes físicas, como já foi explicado na página 30. No exemplo
acima, se a água ficou realmente pura, ela deverá, ao nível do mar, congelar a 0 °C, ferver a 1 00 °C etc.
É interessante lembrar que, no cotidiano, são usados vários métodos de separação, como já expli-
camos na página 2 e como ainda exemplificamos abaixo:
Quando preparamos café (ou Quando lança para cima a mistura de arroz e palha
chá), a água quente faz a de arroz, a lavradora deixa que a corrente de ar
extração de componentes do pó arraste a palha. Ela está fazendo uma ventilação.
de café (ou das folhas do chá),
dando origem à bebida, e em
seguida fazemos uma filtração
para separar o pó do líquido.
Ao passar a areia pela peneira,
separando-a de pedregulhos e
outros materiais grosseiros, o
pedreiro está fazendo uma
peneiração ou tamisação.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 31
A
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EDUARDO SANTALIESTRA
Nas páginas seguintes, resumiremos os principais processos de separação de misturas usados no
dia-a-dia, nos laboratórios e nas indústrias químicas.
7.1. Filtração
É um processo
mecânico que serve
para desdobrar mistu-
ras heterogêneas de
um sólido disperso
em um líquido ou em
um gás, como nos
exemplos práticos
mostrados ao lado.
O aspirador de pó filtra o ar, retendo a poeira. O coador retém as partículas
sólidas do café.
Em laboratório, a filtração mais simples é feita com um funil do tipo comum, em geral de vidro, no
qual é colocada uma folha de papel de filtro convenientemente dobrada.
Dobragem do papel de filtro
O
Folha inicial de
papel de filtro
O
Dobrada
Dobrada
em quatro
▼
|á formado
o cone
Já adaptado ao
funil de filtração
Montagem final
Na indústria, filtrações também são muito utilizadas. Um exemplo é o dos filtros adaptados às
chaminés das fábricas, para evitar que a poeira que acompanha os gases industriais seja lançada à
atmosfera. Outro exemplo importante é a filtração da água, antes de ser distribuída pelas canalizações
de uma cidade; essa filtração é feita, em geral, obrigando-se a água a atravessar os chamados "filtros de
areia", nos quais camadas de areia conseguem reter as partículas sólidas presentes na água.
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Há casos em que a filtração é muito demorada. Para apressá-la, usa-se a filtração a "vácuo" ou,
melhor dizendo, a filtração à pressão reduzida:
Funil de Buchner (porcelana)
Frasco de Kitasato
(vidro)
Aparelho montado
Sólido separado
Sucção de ar
Vácuo
Líquido separado
/
Em processos industriais, é comum ace-
lerar a filtração comprimindo-se a mistura lí-
quida que passa pelo filtro. Assim, em fábricas
de cerâmicas e porcelanas, por exemplo, mói-
se a argila (barro) em suspensão na água e, a
seguir, filtra-se a "pasta" por compressão para
eliminar o excesso de água. Nessas operações
são usados os chamados filtros-prensa.
Filtro-prensa.
7.2. Decantação
É também um processo mecânico que serve para desdobrar misturas heterogêneas de um sólido
num líquido ou de dois líquidos imiscíveis entre si.
Por exemplo, a areia que está em suspensão na água vai, lentamente, se depositando no fundo do
recipiente (processo chamado sedimentação); no final, a água pode ser separada ou por inclinação
cuidadosa do recipiente (processo de decantação) ou, então, por aspiração com auxílio de um sifão
(processo de sifonação).
Evidentemente, se colocarmos uma mistura de areia e serragem em água, a areia irá ao fundo e a
serragem flutuará na água. Temos então uma sedimentação fracionada, que nos permitirá separar a
serragem da areia.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 33
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CORTESIA DA NETZSCH DO BRASIL IND. COM. LTDA.
Pode-se também acelerar o processo da sedimentação com o uso da centrifugação; uma centrífu-
ga imprime rotação rápida ao recipiente em que está o sistema de um sólido em suspensão em um
líquido; com a aceleração provocada pela rotação, as partículas sólidas sedimentam mais depressa.
Esquema de funcionamento de centrífuga
Fase
Sólido
líquida
I
J
?
Fase
sólida
líquido
Tubos em repouso
Tubos em rotação
Centrífuga de laboratório.
Em certas indústrias químicas, existem "câmaras de poeira"; em um circuito em ziguezague, as
partículas sólidas perdem velocidade e se depositam.
Gás I impo
PTTZ7 Gás + poeira
Partículas sólidas
Nos laboratórios, empregam-se os funis de separação (ou de decantação, ou de bromo) para
separar líquidos imiscíveis de densidades diferentes; após a separação espontânea, abre-se a torneira e
escoa-se apenas o líquido mais denso.
Funil de decantação
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7.3. Destilação
É um processo físico que serve para desdobrar as misturas homogêneas, como as soluções de
sólidos em líquidos (destilação simples) ou as soluções de dois ou mais líquidos (destilação fracionada).
Em laboratório, a aparelhagem normalmente utilizada é a seguinte:
Termômetro -
Balão de
destilação
Saída de água
de resfriamento
Garras de ferro
Líquido mais
volátil que já
se destilou
Quando destilamos dois líquidos miscíveis entre si, a separação tende a ser melhor quanto maior
for a diferença entre as temperaturas de ebulição dos dois líquidos; nesse caso o líquido mais volátil
destila em primeiro lugar. Evidentemente, a separação não será possível no caso das misturas
azeotrópicas. E o que acontece com uma mistura de aproximadamente 96% de álcool comum e 4% de
água, em volume, que destila inalterada a 78,1 °C.
Os processos de destilação são muito usados nas indústrias. Um dos mais simples é o do alambi-
que para fabricação de aguardente:
Tacho de
aquecimento
Garapa fermentada
em destilação
i S Saída de água
de resfriamento
Serpentina
de resfriamento
Fogo
Aguardente
Muito mais complicadas são as torres de destilação do
petróleo, que possibilitam separar vários de seus derivados,
como a gasolina, o querosene, o óleo diesel etc.
Torres de destilação em uma
refinaria de petróleo.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 35
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SERIDEC PHOTOIMAGENE / CID
DESTILAÇÃO DO AR LÍQUIDO
O ar é formado predominantemente por nitrogênio e oxigênio, além de pequenas quantidades de
gases nobres. Esses gases são retirados do ar por destilação fracionada (processo Linde). Isso é
conseguido submetendo-se o ar a sucessivas compressões e resfriamentos até que ele chegue ao esta-
do líquido, o que ocorre a cerca de 200 °C abaixo de zero. A seguir, destila-se o ar líquido. Inicialmente
ferve o nitrogênio (-1 95,8 °C) e a seguir o oxigênio (-183 °C). Esquematicamente:
Ar
Eliminação
de poeira
eCO,
Ar puro
Pressão e
resfriamento
Ar líquido
Destilação
c
fracionada
N,
O,
Atualmente, o nitrogênio é muito usado:
• sob a forma gasosa (vendido em cilindros de aço), para ser usado como atmosfera inerte na fabri-
cação de produtos eletrônicos, no "enchimento" de lâmpadas incandescentes, no empacotamento
de alimentos, para encher pneus etc.;
• sob a forma líquida (que garante temperaturas de cerca de 1 90 °C abaixo de zero), para ser usado
como meio de resfriamento no transporte de órgãos para transplante, na conservação de alimentos,
na conservação de sêmen para a inseminação artificial do gado etc.
• na produção de substâncias contendo nitrogênio, principalmente amoníaco e ácido nítrico.
E o oxigênio é muito usado:
• na produção do aço e de outros metais;
• no branqueamento da celulose para a fabricação do papel;
• em maçaricos especiais para corte e solda de metais, como, por exemplo, o maçarico oxídrico e o
maçarico oxiacetilênico;
• como comburente em foguetes;
• nos hospitais, quando o paciente precisa respirar um "ar mais rico", em função de uma cirurgia ou
recuperação;
• nos cilindros de mergulhadores e de alpinistas.
7.4. Cristalização
É um processo físico que serve para separar e
purificar sólidos. A água do mar contém vários sais.
Em uma salina, entretanto, com a evaporação len-
ta da água, o sal comum (cloreto de sódio) crista-
liza-se antes dos outros sais e, assim, é separado.
O que acontece numa salina você mesmo
pode verificar. Basta dissolver o máximo possível
de sal de cozinha em água, colocar num pires e
aguardar um ou dois dias.
Salina na Ilha Cristina,
Huelva, Espanha.
7.5. Outros processos de desdobramento de misturas
Dependendo das propriedades específicas das substâncias que estão misturadas, podemos lançar
mão de outros processos de separação, tais como a sublimação, a dissolução fracionada, a extração, a
separação magnética etc.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A sublimação é aplicável quando apenas um dos componentes da mistura é sublimável. É como se
purifica o iodo:
Cápsula com
A dissolução fracionada é aplicável quando apenas um dos componentes da mistura é solúvel
num dado líquido. Por exemplo, colocando-se uma mistura de sal comum e areia em água, o sal irá se
dissolver, enquanto a areia não; por decantação, separamos a solução de sal e água da areia; e, por
evaporação, recuperamos o sal.
A extração é, em geral, o processo em que se utiliza um líquido que conse-
gue "retirar" um componente de uma mistura. Por exemplo, a "água de bromo",
— água que contém pequenas quantidades de bromo em solução. Agitando-se a
"água de bromo" com clorofórmio e deixando-se o conjunto em repouso, for-
mam-se duas camadas líquidas: a inferior contém bromo dissolvido em clorofór-
mio e a superior contém água praticamente sem bromo. Dizemos então que o
clorofórmio "extraiu" o bromo da água.
A separação magnética é aplicável quando um dos componentes da mistura é magnético,
como é o caso das partículas de ferro. Pode-se então retirar essas partículas com o auxílio de um
ímã ou eletroímã.
APRENDENDO MAIS SOBRE O LABORATÓRIO DE QUÍMICA
Além do que já foi descrito no item 7, os laboratórios comuns de Química dispõem de muitos
outros equipamentos, aparelhos e dispositivos para facilitar o trabalho. Há equipamentos de ferro (e de
outros metais), de vidro, de porcelana etc.
Vejamos alguns importantes equipamentos de ferro.
Tubo
Abertura para
entrada de ar
Entrada
de gás
Base
Bico de Bunsen. Funciona a gás e serve para o aqueci-
mento de materiais não-inflamáveis. Possui, em sua par-
te inferior, uma janela, cuja abertura é regulada giran-
do-se um anel. Quando a janela está “fechada”, a en-
trada de ar é mínima e a chama do gás torna-se ama-
relada; quando a janela está “aberta”, a chama torna-
se azulada, pois a combustão do gás é mais completa
e atinge a temperatura máxima (cerca de 1 . 1 00 °C).
ITT
Tela de aquecimento. É um trançado
de fios de ferro, tendo no centro um
material adequado ao aquecimento.
Recebendo, por baixo, o calor do bico
de Bunsen, ela distribui esse calor uni-
formemente para os recipientes que
são colocados sobre ela, evitando a
quebra dos equipamentos de vidro.
Tripé de ferro. Serve como apoio para
a tela de amianto e para os equipa-
mentos que são colocados sobre ela.
Suportes, garras e argolas de fer-
ro. Servem para a montagem e
sustentação dos aparelhos de la-
boratório.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 37
A
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Além dos que já foram mencionados nos processos de separação das substâncias, outros importan-
tes utensílios de vidro são:
W
Tubo de ensaio. Usado para testar rea-
ções com pequenas quantidades de
reagentes.
Vidro de relógio. Usado para pesar
pequenas quantidades de substân-
cias, para evaporar pequenas quanti-
dades de soluções e para cobrir
béqueres e outros recipientes.
Balão de fundo chato. Usado para aque-
cer e preparar soluções e realizar rea-
ções com desprendimento de gases.
Balão de fundo redondo. De uso se-
melhante ao anterior, porém mais apro-
priado aos processos de destilação.
Proveta ou cilindro graduado. Para
medir e transferir volumes de líquidos
e soluções (não é de muita precisão).
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Alguns utensílios de porcelana são:
Cápsula de porcelana. Usada para concentrar e secar so-
luções.
Almofariz e pistilo. Usados para trituração de sólidos.
A SEGURANÇA NOS LABORATÓRIOS DE QUÍMICA
Os laboratórios de Química são construídos de acordo com as experiências que se pretende realizar
e contam com instalações adequadas de água, gás, eletricidade, ar comprimido, sistemas de exaustão
de gases venenosos etc. Devido ao perigo de certas substâncias e de suas reações, deve-se sempre ter:
• placas de sinalização
Altamente inflamável Material radioativo
• regras de segurança
— Use sempre aparelhagem limpa e que não esteja quebrada nem trincada.
— Conheça as propriedades das substâncias que vai usar.
— Não pegue com as mãos, não cheire, não prove o sabor de produtos químicos.
— Use sempre óculos de proteção e luvas.
— Não deixe frascos abertos ou em locais de onde possam cair.
— Use sistema de exaustão para gases venenosos.
— Tenha sempre extintor de incêndio apropriado à mão.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações
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Capitulo 02B-QF1 -PNLEM
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— Cuidado ao descartar produtos. Procure sempre saber qual é o descarte mais adequado a cada
um deles
— Lave as mãos logo após cada experiência.
• tabelas ou livros com as propriedades e antídotos das principais substâncias que são usadas.
Exemplos:
Substância*
Características
Antídoto
Acido súlfurico
pouco volátil; altamente corrosivo
muito leite de magnésia
Acido clorídrico
volátil/sufocante; altamente corrosivo
muito leite de magnésia
Soda cáustica
cáustico/muito tóxico
muito vinagre ou suco de limão
Hidróxido de amónia
volátil/sufocante; cáustico/tóxico
muito vinagre ou suco de limão
* Em acidentes ocorridos com essas substâncias, é importante procurar atendimento médico com urgência.
ATIVIDADES PRÁTICAS
ATENÇAO: Não cheire nem experimente substância
alguma utilizada nesta atividade.
1 â
Materiais
• 1 copo • sal de cozinha • água • 1 colher • 1 prato raso
Procedimento
• Dissolva a maior quantidade possível de sal em meio copo
com água, mexendo bem para auxiliar a dissolução. «Trans-
fira a solução para o prato, tomando o cuidado de não
transferir o sal não-dissolvido, que estará no fundo do
copo. • Coloque o prato com a solução em um local
bem ventilado. • Após alguns dias, observe o que acon-
teceu (se possível, examine com uma lente de aumento).
Perguntas
1 ) Qual o conteúdo do prato no início e no final do expe-
rimento?
2) A mistura inicial colocada no prato era homogênea
ou heterogênea? Qual o número de fases e quais os
componentes que ela apresentava?
3) O que ocorreu com os componentes iniciais da mistura?
4) O resultado final teria sido o mesmo se o prato tivesse
sido tampado com um filme plástico? Por quê?
ATENÇAO: Não cheire nem experimente substância
alguma utilizada nesta atividade.
Este experimento deve ser realizado com supervi-
são de um adulto, pois haverá a necessidade de
manipular objetos quentes, podendo haver risco
de queimaduras.
2 a
Materiais
• chá preto • 1 panela com tampa • água • 1 copo
Procedimento
• Com a supervisão de um adulto, prepare, em uma
panela com tampa, um pouco de chá preto bem con-
centrado. • Durante o preparo do chá, retire a tampa
várias vezes e transfira o conteúdo líquido da tampa para
um copo. • Anote no caderno as observações.
Perguntas
1) Qual o aspecto da mistura que está na panela? Essa
mistura é homogênea ou heterogênea? Quais são os
componentes presentes nela?
2) Onde está ocorrendo a ebulição e por que ela ocorre?
3) Qual o aspecto do líquido recolhido e transferido para
o copo?
4) Onde está ocorrendo a condensação e por que ela
ocorre?
5) Qual é o nome do processo que você utilizou para
separar os componentes da mistura inicial?
6) Por que temos de tampar a panela para executar esse
processo?
7) Qual a diferença entre esse processo de separação e o
utilizado no I a experimento?
Responda em
seu caderno
a) Como é chamada a separação dos componentes de uma mistura?
b) Para que serve a filtração?
c) O que ocorre no processo de decantação?
d) Para que servem a destilação simples e a destilação fracionada?
e) O que ocorre na cristalização?
f) O que ocorre na extração?
g) O que se deve conhecer para trabalhar, com segurança, em um laboratório de Química?
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Capitulo 02B-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
46 (Mackenzie-SP) Necessitou-se retirar o conteúdo do tan-
que de combustível de um carro. Para isso, fez-se sucção
com um pedaço de mangueira introduzido no tanque,
deixando-se escorrer o líquido para um recipiente colo-
cado no chão. Esse processo é chamado de:
a) decantação c) sifonação e) destilação
b) filtração d) centrifugação
47 (Osec-SP) Um dos estados brasileiros produtores de
cloreto de sódio é o Rio Grande do Norte. Nas salinas, o
processo físico que separa a água do sal é:
a) filtração c) destilação e) ebulição
b) sublimação d) evaporação
48 (UFRGS-RS) Qual dos métodos de separação seguintes se
baseia na diferença de densidades?
a) decantação d) cristalização
b) destilação fracionada e) sublimação
c) peneiração
49 (Ceeteps-SP) O esquema abaixo representa a técnica,
usada comumente em navios, para dessalinizar a água
do mar.
Trata-se da:
a) evaporação c) destilação e) filtração
b) condensação d) sifonação
50 (UFMG) Certas misturas podem ser separadas, usando-
se uma destilação simples, realizável numa montagem,
como a apresentada nesta figura:
Suponha que a mistura é constituída de água e cloreto
de sódio dissolvido nela. Ao final da destilação simples
dessa mistura, obtém-se, no erlenmeyer:
a) água
b) água + ácido clorídrico
c) água + cloreto de sódio
d) água + cloro
51 (Mackenzie-SP) Uma técnica usada para limpar aves co-
bertas por petróleo consiste em pulverizá-las com limalha
de ferro. A limalha, que fica impregnada de óleo é, então,
retirada das penas das aves por um processo chamado de:
a) decantação d) centrifugação
b) peneiração e) separação magnética
c) sublimação
52 (Esef Jundiaí-SP) O papel de filtro pode ser utilizado para
separar os componentes do sistema:
a) homogêneo, gás/gás
b) heterogêneo, líquido/líquido
c) homogêneo, sólido/líquido
d) heterogêneo, sólido/líquido
e) homogêneo, sólido/sólido
53 (PUC-MG) O conjunto ao
lado é adequado para:
a) lavagem de material em
mistura.
b) separação de mistura só-
lido-líquido.
c) obstruir a passagem de
gases ou líquidos.
d) separação de líquidos de
densidades diferentes.
e) liquefazer vapores.
54 (PUC-MG) No laboratório, o equipamento conveniente
para medir e transferir volumes de líquidos é:
a) balão de fundo chato d) funil de decantação
b) tubo de ensaio e) condensador
c) proveta
55 (Mackenzie-SP) Numa destilação simples, o material de
laboratório usado para transformar vapor em líquido é
chamado de:
a) erlenmeyer d) balão de destilação
b) béquer e) funil de decantação
c) condensador
56 (FEI-SP) Em relação aos equipamentos básicos de labora-
tório, estabeleça a associação adequada da coluna I (equi-
pamentos) com a coluna II, em que são listadas as situa-
ções mais frequentes em que eles são usados:
Coluna 1
Coluna II
1 . almofariz e pistilo
1. Medidas precisas de volumes
fixos de líquidos.
2. bureta
II. Medidas aproximadas de vo-
lumes de líquidos.
3. funil de Buchner
III. Filtração a pressão reduzida.
4. pipeta
volumétrica
IV. Medidas volumétricas preci-
sas de líquidos.
5. proveta
V. Trituração de sólidos e ho-
mogeneização de materiais
sólidos por trituração.
a) 1 - V; 2 - IV; 3 - III; 4 - I; 5 - II
b) 1 - V; 2 - I; 3 - III; 4 - II; 5 - IV
c) 1 - V; 2 - II; 3 - III; 4 - IV; 5 - I
d) 1 - III; 2 - I; 3 - V; 4 - IV; 5 - II
e) 1 - III; 2 - II; 3 - V; 4 - I; 5 - IV
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações
41
Capitulo 02B-QF1-PNLEM
41
29/5/05, 18:18
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
57 (Mackenzie-SP) Ao se preparar o tradicional cafezinho, exe-
cutam-se dois processos físicos que são, respectivamente:
a) extração e filtração
b) decantação e destilação
c) evaporação e filtração
d) filtração e liquefação
e) dissolução e liqüefação
58 (UFPE) Leia as atividades do cotidiano, abaixo, e as técni-
cas de laboratório apresentadas a seguir:
A. Preparação de cafezinho de café solúvel
B. Preparação de chá de saquinho
C. Coar um suco de laranja
1 . Filtração
2. Solubilização
3. Extração
4. Destilação
A associação correta entre ambas é:
a) A2, B3 e Cl
b) A4, B2 e C3
c) A3, B4 e Cl
d) Al, B3 e C2
e) A2, B2 e C4
59 (UFR-Rj) 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 sequência 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
60 (UFMC) Este quadro apresenta misturas heterogêneas que
foram submetidas aos processos de separação especifi-
cados.
Misturas
Componentes
Processo de separação
1
água e areia
decantação
II
sucatas de ferro
e alumínio
separação magnética
III
grafita e iodo
sublimação
IV
água e óleo
filtração
A alternativa que corresponde a uma mistura cujo pro-
cesso de separação especificado é inadequado é:
a) I c) III
b) II d) IV
61 (UFjF-MG) Atualmente, é comum encontrar, nas prate-
leiras de supermercados, alimentos desidratados, isto é,
isentos de água em sua composição. O processo utiliza-
do na desidratação dos alimentos é a liofilização. A
liofilização consiste em congelar o alimento a uma tem-
peratura de — 1 97 °C e depois submeter o alimento con-
gelado a pressões muito baixas. Na temperatura de
-197 °C, a água contida no alimento encontra-se no
estado sólido e, com o abaixamento de pressão, passa
diretamente para o estado de vapor, sendo então elimi-
nada. A afirmação correta é:
a) No processo de liofilização, a água passa por uma
transformação química, produzindo H 2 e 0 2 , que são
gases.
b) No processo de liofilização, a água passa por um pro-
cesso físico conhecido como evaporação.
c) No processo de liofilização, o alimento sofre decom-
posição, perdendo água.
d) No processo de liofilização, a água sofre decompo-
sição.
e) No processo de liofilização, a água passa por uma trans-
formação física denominada sublimação.
62 (Uece) Considerando os aparelhos aqui representados,
utilizados em laboratório para separação de componen-
tes de misturas, escolha a alternativa correta.
a) O aparelho I (erlenmeyer) é usado em filtragens a
vácuo.
b) O aparelho II (funil de decantação) é utilizado na se-
paração de misturas de líquidos não-miscíveis.
c) O aparelho III (condensador) serve para resfriar e
condensar vapores, num processo de centrifugação.
d) O aparelho IV (kitasato) é usado em análise volumétrica
de misturas, que exigem alta precisão.
63 (Unicamp-SP) Os gases nitrogênio, oxigênio e argônio,
principais componentes do ar, são obtidos industrialmente
através da destilação fracionada do ar liquefeito. Indique
a sequência de obtenção dessas substâncias nesse pro-
cesso de destilação fracionada, justifique sua resposta.
Temperaturas de ebulição a 1 atm
Substância
Temperatura (°C)
Argônio
-186
Nitrogênio
-196
Oxigênio
-183
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Capitulo 02B-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
—
LEITURA
O CICLO DA ÁGUA NA TERRA
A água é a substância mais abundante na superfície da Terra. Encontra-se na forma sólida (gelo nas
altas montanhas, nas geleiras, nos icebergs etc.), na forma líquida (oceanos, rios, lagos, água subterrânea
etc.) ou na forma gasosa (como na umidade do ar, por exemplo).
Distribuição de água na Terra
Localização
% em massa
Oceanos
94
Ceio e neve
4,2
Subsolo
1,2
Solo
0,4
Atmosfera
0,001
Seres vivos
0,00003
Além disso, todos os seres vivos são constituídos por grandes porcentagens de água, de modo que
sem ela a vida tal qual a conhecemos não existiria na Terra.
Uma das águas mais puras que existem na natureza é a água da chuva. No entanto, ela já contém
dissolvidos os componentes do ar, além de certa quantidade de poeira.
Quando a água da chuva penetra no solo, ela dissolve novos componentes, especialmente sais (mais
ou menos solúveis). Por esse motivo, quando a água brota da terra, pode surgir como a chamada água
mineral, do tipo magnesiano, ou ferruginoso, ou sulfuroso etc., conforme contenha compostos de magnésio,
ferro, enxofre etc. Pode também surgir como água salobra, contendo quantidade excessiva de sais, com
gosto ruim e imprópria para o consumo humano. Do subsolo, a água é retirada por meio de poços comuns
ou poços artesianos.
COMPOSIÇÃO QUÍMICA $£$ BÃR10 = 0,20 * ESTRÔNCIO * 0,02 • §
CÁLCIO = 16,40 - MAGNÉSIO = 8,34 - POTÁSSIO = 0,60 - SÓDIO = l
1,20 ♦ BICARBONATOS = 95,44 - CLORETOS = 0,21 - NITRATOS
= 0.60. CARACTERÍSTICAS FÍSICO-QUÍMICAS: pH a 25°C = 7,8.
CONDUTIVIDAOE ELÉTRICA a 25°C = 1,45 X 10' 4 mhos/cm
TEMPERATURA DA ÁGUA NA FONTE = 1&0 9 G RESÍDUO DE
EVAPORAÇÃO A 180*0. CALCULADO = 85,0 mg/l. RADIOATIVI-
DADE NA FONTE A 20 Í C e 760mm de Hg = 15,64 maches.
VALIDADE: 1 2 MESES apta a data de fabricação Indicada na garrafa ou na tampa.
Parte do rótulo de uma garrafa de água mineral, com informações sobre a
composição química e as características físico-químicas.
Obs.: No rótulo, mg/l significa mg/L.
Escoando pelo solo, a água corre para os rios, arrastando consigo terra e muitas outras substâncias,
para finalmente chegar aos mares e oceanos. Praticamente três quartos da superfície do nosso planeta são
cobertos pelos mares e oceanos. Cada quilograma de água do mar contém, em média, cerca de 35 g de
sais dissolvidos, principalmente o sal comum (cloreto de sódio).
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 43
A
Capitulo 02B-QF1-PNLEM
43
12/7/05, 19:39
Dos mares, lagos e rios, a água volta a evaporar, forma as nuvens, torna a cair como chuva — e o processo
todo recomeça, formando o chamado ciclo da água na natureza, como vemos no esquema abaixo.
Chuvas
Infiltração
Oceano
Ciclo da água
Vapor transportado
Chuvas
Evaporação
Transpiração
Evaporação
Fluxo de água subterrânea
A água evapora dos oceanos, rios e lagos, forma nuvens, volta a cair
na superfície terrestre em forma de chuvas e recomeça seu ciclo.
Note que a natureza já repete, há bilhões de anos, o processo de destilação que efetuamos em labora-
tório, isto é: o calor solar evapora a água da superfície terrestre; o vapor dessa água se condensa nas
camadas altas e frias da atmosfera, formando as nuvens; e a água volta a "destilar" para a superfície
terrestre, na forma de chuva.
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
64 O que é água mineral?
65 O que é água salobra?
66 O que é o ciclo da água?
67 (Enem-MEC) O sol participa do ciclo da água, pois, além
de aquecer a superfície da Terra dando origem aos ventos,
provoca a evaporação da água dos rios, lagos e mares. O
vapor da água, ao se resfriar, condensa em minúsculas
gotinhas, que se agrupam formando as nuvens, neblinas
ou névoas úmidas. As nuvens podem ser levadas pelos
ventos de uma região para outra. Com a condensação e,
em seguida, a chuva, a água volta à superfície da Terra,
caindo sobre o solo, rios, lagos e mares. Parte dessa água
evapora retornando à atmosfera, outra parte escoa super-
ficialmente ou infiltra-se no solo, indo alimentar rios e la-
gos. Esse processo é chamado de ciclo da água.
Considere, então, as seguintes afirmativas:
I. A evaporação é maior nos continentes, uma vez que
o aquecimento ali é maior do que nos oceanos.
II. A vegetação participa do ciclo hidrológico por meio
da transpiração.
III. O ciclo hidrológico condiciona processos que ocor-
rem na litosfera, na atmosfera e na biosfera.
IV. A energia gravitacional movimenta a água dentro do
seu ciclo.
V. O ciclo hidrológico é passível de sofrer interferência
humana, podendo apresentar desequilíbrios.
a) Somente a afirmativa III está correta.
b) Somente as afirmativas III e IV estão corretas.
c) Somente as afirmativas I, II e V estão corretas.
d) Somente as afirmativas II, III, IV e V estão corretas.
e) Todas as afirmativas estão corretas.
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r
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
68 (UFRCS-RS) Analise os sistemas materiais abaixo, estan-
do ambos na temperatura ambiente.
Sistema I - Mistura de 10 g de sal de cozinha, 30 g de
areia fina, 20 ml_ de óleo e 1 00 mL de água.
Sistema II - Mistura de 2,0 L de C0 2í 3,0 L de N 2 e 1,5 L
de 0 2 .
Sobre esses sistemas é correto afirmar que:
a) ambos são heterogêneos, pois apresentam mais de
uma fase.
b) em I, o sistema é bifásico, após forte agitação, e, em
II, o sistema é monofásico.
c) em I, o sistema é trifásico, após forte agitação, e, em
II, o sistema é monofásico.
d) ambos apresentam uma única fase, formando siste-
mas homogêneos.
e) em I, o sistema é trifásico, independentemente da or-
dem de adição dos componentes, e, em II, o sistema
é bifásico.
69 (Ufes) Dada a tabela (Temperatura = 25 °C):
Mistura
Substância A
Substância B
1
água
+
álcool etílico
II
água
+
sal de cozinha
III
água
+
gasolina
IV
o 2
+
co 2
V
carvão
+
enxofre
Resultam em soluçoes as misturas:
a) I, II e III
b) I, II e IV
c) I, II e V
d) II, IV e V
e) III, IV e V
70 (UFSM-RS) Analise o gráfico em relação às mudanças de
estado que ocorrem no álcool 96%, vendido em super-
mercado.
Pode-se afirmar que esse produto constitui um(a):
a) sistema heterogêneo
b) mistura azeotrópica
c) substância pura
d) mistura eutética
e) sistema bifásico
71 (Cesgranrio-R|) De acordo com os gráficos de mudanças
de estado, a seguir, podemos afirmar corretamente que
I, II e III correspondem, respectivamente, a:
I II
III
a) mistura, substância pura e mistura eutética.
b) mistura, substância pura e mistura azeotrópica.
c) mistura, mistura azeotrópica e substância pura.
d) substância pura, mistura eutética e mistura azeo-
trópica.
e) substância pura, mistura e mistura eutética.
72 (UFV-MG) A figura abaixo mostra as curvas de tempera-
tura versus tempo para a mesma massa de três amostras
materiais A, Be C, partindo do estado sólido no tempo
zero. Observe a figura e identifique a alternativa correta:
0 50 100 150 200
Tempo (s)
a) As amostras A, Be C são exemplos de substâncias puras.
b) A amostra C não constitui substância pura por não man-
ter as temperaturas de fusão e ebulição constantes.
c) À temperatura de 1 00 °C, a amostra A encontra-se no
estado líquido.
d) A amostra 6 aquece mais rápido do que a amostra A.
e) A amostra 6 apresenta temperatura de ebulição de
40 °C.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações 45
A
Capitulo 02B-QF1-PNLEM
45
29/5/05, 18:18
73 (Ufes) Dada a tabela a seguir, em relaçao ao estado físico
das substâncias (pressão = 1 atm), a alternativa correta é:
Substância
Temperatura
de fusão (°C)
Temperatura
de ebulição (°C)
1
-218
-183
II
-63
61
III
41
182
IV
801
1.473
V
1.535
2.885
a) I é sólido a 30 °C.
b) II é líquido a 1 00 °C.
c) III é sólido a 25 °C.
d) IV é líquido a 480 °C.
e) V é gasoso a 2.400 °C.
74 (Vunesp) I e II são dois líquidos incolores e transparentes.
Os dois foram aquecidos, separadamente, e mantidos em
ebulição. Os valores das temperaturas dos líquidos em
função do tempo (f) de aquecimento são mostrados na
figura a seguir.
a)
B + água
A
c)
A — *
B + água — »•
76 (Ceeteps-SP) Uma barra de certo metal, de massa igual a
37,8 g, foi introduzida num cilindro graduado contendo
água. O nível da água contida no cilindro, antes (1 ) e após
(2) a imersão da barra metálica, é mostrado na figura.
—
25
=
20
=
15
=
10
—
—
5
—
(D
Com base nessas informações, pode-se afirmar que:
a) I é um líquido puro e II é uma solução.
b) I é uma solução e II é um líquido puro.
c) I é um líquido puro e II é um azeótropo.
d) I e II são líquidos puros com diferentes composições
químicas.
e) I e II são soluções com mesmos solvente e soluto, mas
I é uma solução mais concentrada do que II.
75 (Fatec-SP) No gráfico que se segue, foram projetados
dados de massa e volume para três líquidos: A, Be água.
Sabe-se que o líquido A é insolúvel tanto em 6 quanto
em água, e que o líquido 6 é solúvel em água.
Considerando os dados do gráfico e os de solubilidade
fornecidos, identifique o aspecto que uma mistura dos
três líquidos num recipiente apresentará:
Analisando-se a figura, pode-se afirmar que o metal da
barra metálica é provavelmente o:
a) Ag, d = 1 0,50 g/cm 3
b) Aí, d = 2,70 g/cm 3
c) Fe, d = 7,87 g/cm 3
d) Mg, d = 1,74 g/cm 3
e) Pb, d = 1 1 ,30 g/cm 3
77 (Fuvest-SP) Em uma indústria, um operário misturou, inad-
vertidamente, polietileno (PE), policloreto de vinila (PVC)
e poliestireno (PS), limpos e moídos. Para recuperar cada
um destes polímeros, utilizou o seguinte método de se-
paração: jogou a mistura em um tanque contendo água
(densidade = 1 ,00 g/cm 3 ) separando, então, a fração que
flutuou (fração A) daquela que foi ao fundo (fração B).
A seguir, recolheu a fração B, secou-a e a jogou em outro
tanque contendo solução salina (densidade = 1,10 g/cm 3 ),
separando o material que flutuou (fração C) daquele que
afundou (fração D). As frações A, C e D eram, respecti-
vamente,
Polímeros
Densidade (g/cm 3 )
polietileno (PE)
0,91 a 0,98
poliestireno (PS)
1,04 a 1,06
policloreto de vinila (PVC)
1,35 a 1,42
a)
LU
Q_
PS e
PVC
b)
PS,
PEe
PVC
c)
PVC, PS
e PE
d)
PS,
PVC
e PE
e)
PE,
PVC
e PS
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Capitulo 02B-QF1-PNLEM
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6/7/05, 14:21
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78 (Unisinos-RS) A seguir, está esquematizado o fluxograma
relativo à separação dos componentes de uma mistura
constituída por azeite, água e açúcar totalmente dissolvi-
do. Examinando o fluxograma apresentado, você identi-
fica os processos 1 e 2 como sendo, respectivamente:
a) destilação e filtração
b) filtração e decantação
c) decantação e destilação
d) decantação e centrifugação
e) filtração e centrifugação
79 (Mackenzie-SP)
Os nomes dos processos I, II e III, representados pelo flu-
xograma acima e referentes à separação dos componen-
tes da mistura, são, respectivamente:
a) decantação, centrifugação e filtração
b) separação magnética, filtração e destilação
c) filtração, separação magnética e destilação
d) cristalização, decantação e centrifugação
e) separação magnética, decantação e filtração
80 (UFPB) Ao preparar um terreno para cultivo, seria ideal
que o agricultor solicitasse os serviços de um profissional
qualificado, a fim de fazer uma análise do solo para co-
nhecer o conteúdo dos nutrientes presentes. O resultado
da análise será válido se esse profissional retirar uma amos-
tra representativa do solo e realizar, com cuidado, opera-
ções, tais como, limpeza da amostra, secagem, imersão
da amostra em solução extratora adequada etc.
Considere as operações a serem realizadas com a amostra.
(1) Separar a amostra de restos de folhas, cascalhos e
outros materiais sólidos.
(2) Aquecer a amostra para retirada de água.
(3) Medir uma determinada quantidade da amostra seca.
(4) Separar a solução extratora da parte insolúvel da
amostra.
(5) Medir uma determinada quantidade da solução
extratora.
(6) Destilar a solução aquosa para separar os componen-
tes solúveis.
Qual dos objetos abaixo deve ser usado em cada uma
das operações acima?
A. estufa
B. pipeta
C. funil e papel de filtro
D. peneira
E. balança
A associação correta entre as operações e os objetos é:
a) Al, B2, C6, D5, E3 d) Al, B2, C5, D6, E3
b) A2, B5, C4, Dl, E3 e) A4, BI, C5, D3, E2
c) A3, BI , C4, D5, E2
81 (Vunesp)
Um sistema heterogêneo, 5, é constituído por uma solu-
ção colorida e um sólido branco. O sistema foi submeti-
do ao seguinte esquema de separação:
Ao se destilar o líquido I N, sob pressão constante de 1 at-
mosfera, verifica-se que sua temperatura de ebulição va-
riou entre 80 e 1 00 °C. Indique qual das seguintes afirma-
ções é correta.
a) A operação I é uma destilação simples.
b) A operação II é uma decantação.
c) O líquido colorido Y é uma substância pura.
d) O líquido incolor W é uma substância pura.
e) O sistema heterogêneo 5 tem, no mínimo, 4 com-
ponentes.
Capítulo 2 • Conhecendo a Matéria e suas Transformações
47
Capitulo 02B-QF1-PNLEM
47
29/5/05, 18:19
Tópicos do capítulo
1 Vale a pena explicar (entender)
os fatos do cotidiano (e da
ciência)?
2 As tentativas de explicar a
matéria e suas transformações
3 O nascimento da Química
4 A hipótese de Dalton
5 Os elementos químicos
e seus símbolos
6 Explicando a matéria
— as substâncias químicas
7 Explicando a matéria
— as misturas
8 Explicando as transformações
materiais
9 As propriedades das substâncias
10 Explicando as variações de
energia que acompanham
as transformações materiais
11 Segunda visão da Química
12 Como a ciência progride
Leitura: 0 meio ambiente em perigo
As alterações nas cores de algumas folhas, no inverno, indicam transformações
que ocorrem na natureza.
EXPLICANDO A MATÉRIA E SUAS
TRANSFORMAÇÕES
Apresentação do capítulo
No capítulo anterior, vimos como os vários materiais existentes na natureza se apresentam
e se transformam. Neste terceiro capítulo, vamos explicar o longo caminho percorrido pela
humanidade nas tentativas de explicar como é a matéria " por dentro " e o que acontece
durante as transformações materiais.
Mostraremos que há somente cerca de 200 anos os cientistas conseguiram realizar
experiências capazes de fundamentar a existência do átomo. Veremos, então, como o mundo
invisível do átomo (mundo microscópico) torna possível explicar todos os tipos de matéria e
de transformações que vemos diariamente (mundo macroscópico), bem como as trocas de
energia associadas a essas transformações. A idéia do átomo ajudou a consolidar a Química
como ciência, cujo desenvolvimento possibilitou a criação de milhares de novos materiais
(medicamentos, tecidos, corantes etc.) que transformaram a existência da humanidade, nos
dois últimos séculos.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
VALE A PENA EXPLICAR (ENTENDER) OS FATOS DO
COTIDIANO (E DA CIÊNCIA)?
Sim, vale. Imagine a seguinte situação. Você, sozinho, guiando um automóvel numa estrada deser-
ta. De repente, o carro enguiça e pára. Se você não conhece a mecânica nem a parte elétrica do
automóvel, provavelmente vai ficar parado muito tempo na estrada, até conseguir ajuda. Mas, se tiver
algum conhecimento disso, terá chances de descobrir o defeito e talvez até consiga corrigi-lo, mesmo
que seja para "quebrar o galho" até a próxima cidade. Esse exemplo nos mostra como é importante
conhecer as coisas "por dentro", saber como elas funcionam. Afinal, é com o conhecimento que conse-
guimos progredir em qualquer campo de nossas atividades.
Considere um segundo exemplo, agora no campo científico.
Embora ainda não seja possível controlar todas as doenças, até há
pouco tempo a situação era bem pior. Esse quadro começou a
mudar somente a partir do século XIX, quando Pasteur verificou
que seres microscópicos — os microorganismos — podiam infectar
pessoas e animais, dando origem a diversas doenças. A partir dessa
descoberta, passou-se a desinfetar as mãos e os utensílios que en-
tram em contato com os doentes, o que representou um passo
enorme em direção ao que hoje chamamos de medicina preven-
tiva. Além disso, sabendo qual é o microorganismo que provoca
determinada doença, torna-se muito mais fácil procurar um medi-
camento que o combata e restabeleça a saúde dos infectados.
Hoje sabemos que nem todas as doenças são causadas por microorganismos. Algumas têm origens
diferentes e não totalmente conhecidas, como é o caso do câncer. No entanto, sempre que surge uma
nova doença, a norma é procurar o agente causador (foi o caso da AIDS, causada pelo vírus HIV).
CONHECIMENTO E PODER
E importante pensar que, em geral, maior conhecimento leva pessoas e povos a terem mais poder.
O primeiro homem que dominou o fogo levou vantagem sobre os demais; o primeiro povo que
desenvolveu a agricultura e domesticou os animais levou vantagem sobre os demais. Muitas guerras
foram ganhas pelo maior conhecimento do terreno ou das fraquezas do inimigo. Daí a grande impor-
tância do estudo e da educação.
Louis Pasteur em seu laboratório.
AS TENTATIVAS DE EXPLICAR A MATÉRIA E SUAS TRANSFORMAÇÕES
Ao longo dos séculos, no trabalho de obter novos materiais e nas tentativas de explicar essas
obtenções, podemos destacar os seguintes fatos históricos:
• Entre aproximadamente os anos 500 e 1500 da era cristã, desenvolveu-se entre árabes e euro-
peus o trabalho dos alquimistas, muitos deles movidos pelo sonho de obter o elixir da longa
vida, que poderia tornar o ser humano imortal, e a pedra filosofal, que teria o poder de transfor-
mar metais baratos em ouro.
PIRATAS DO TIETÊ - Laerte
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações 49
A
Capitulo 03-QF1-PNLEM
49
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INSTITUTO PASTEUR, PARIS
A
• A partir do século XVI, com o desenvolvimento da alquimia, sur-
giu a chamada iatroquímica, uma doutrina médica que atribuía
a causas químicas tudo o que se passava no organismo são ou
enfermo. O principal objetivo dessa doutrina era a descoberta e
produção de medicamentos.
Todo esse trabalho era eminentemente prático. Os alquimistas con-
tribuíram bastante para o desenvolvimento das técnicas químicas, em-
bora não tivessem se preocupado em explicar os fenômenos.
Devemos salientar, porém, que a busca de uma explicação para a
matéria e suas transformações foi objeto de preocupação de alguns pen-
sadores desde antes de Cristo. O filósofo grego Demócrito (460-370 a.C.)
imaginou a matéria formada por pequenas partículas indivisíveis denomi-
nadas átomos (do grego, o, não; tómos, pedaços). No entanto, durante
séculos prevaleceram as idéias de Aristóteles (384-322 a.C.), para quem
tudo o que existia no Universo era formado a partir de quatro elementos
fundamentais: terra, água, fogo e ar. De acordo com essa idéia e com o
esquema ao lado, estavam associadas ao fogo, por exemplo, as qualida-
des seco e quente, e à água, as qualidades frio e úmido.
A Química somente adquiriu caráter científico a partir do século
XVIII, quando o trabalho feito em laboratório (chamado de trabalho
experimental) foi vinculado ao esforço de buscar a explicação da natu-
reza da matéria e de suas transformações (explicação teórica).
Aristóteles
FOGO
O NASCIMENTO DA QUÍMICA
Observando a queima de um pedaço de carvão, temos a impressão de que ele desaparece. Essa
impressão, porém, está errada — estamos nos esquecendo da matéria que escapa nas chamas, durante
a combustão.
Quando uma esponja de aço se enferruja, sua massa aumenta. Será que houve "criação" de maté-
ria? Não. Ocorre que o oxigênio do ar reage com o ferro da esponja, durante o enferrujamento, produ-
zindo aumento na massa total da esponja de aço.
3.1. A lei de Lavoisier
No final do século XVIII, o cientista Antoine Lavoisier realizou uma série de experiências em recipien-
tes fechados (para que não entrasse nem escapasse nada do sistema em estudo) e, efetuando pesagens
com balanças mais precisas do que as dos cientistas anteriores, concluiu:
No interior de um recipiente fechado, a massa total não varia, quaisquer que sejam
as transformações que venham a ocorrer.
Tal afirmativa é uma lei da Natureza, desco-
berta por Lavoisier e que, por esse motivo, ficou
conhecida como lei de Lavoisier (ou lei da con-
servação da massa, ou lei da conservação da
matéria).
Por exemplo: verifica-se que 3 gramas de car-
bono reagem com 8 gramas de oxigênio, produ-
zindo 1 1 gramas de gás carbônico.
Como 3 g + 8 g = 1 1 g, conclui-se que nada
se perdeu.
I
Antoine Laurent de Lavoisier
Nasceu em Paris, em 1 743. Filho de famí-
lia rica, recebeu educação esmerada e
exerceu vários cargos públicos. Foi
membro da Academia de Ciências da
França e é considerado um dos fun-
dadores da Química Moderna. Devi-
do às suas ligações com o regime po-
lítico anterior, Lavoisier foi condenado
pela Revolução Francesa e executado na
guilhotina em 1 794, aos 51 anos de idade.
50
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A lei de Lavoisier, portanto, pode ser enunciada também da seguinte maneira:
A soma das massas antes da reação é igual à soma das massas após a reação.
Ou ainda:
Na natureza, nada se perde, nada se cria; a matéria apenas se transforma.
3.2. A lei de Proust
Quase na mesma época de Lavoisier, Joseph Louis Proust, efetuando também uma grande série de
pesagens em inúmeras experiências, chegou à seguinte conclusão:
Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples, uni-
das sempre na mesma proporção em massa.
Por exemplo, observa-se que o gás carbônico é sempre formado por carbono e oxigênio, e verifica-
se também que:
1 â experiência: 3 g de carbono (C) se unem a 8 g de oxigênio (0 2 ), produzindo 1 1 g de gás carbônico (C0 2 )
2 â experiência: 6 g de carbono (C) se unem a 1 6 g de oxigênio (0 2 ), produzindo 22 g de gás carbônico (C0 2 )
Veja que, na 1 a experiência, a proporção entre as massas é de 3 : 8 : 1 1 . Na 2 â experiência, é de
6:16: 22. Nesta última, os números mudaram, mas obedecendo à relação: 6 é o dobro de 3; 16 é o
dobro de 8; e 22 é o dobro deli. Enfim, os números mudaram, mas a proporção é a mesma, como se
diz em Matemática.
Essa conclusão é chamada de lei de Proust ou lei das proporções constantes (ou fixas ou definidas).
As duas leis enunciadas — a de Lavoisier e a de Proust — são denominadas leis ponderais, porque
falam em massa das substâncias envolvidas. São leis importantíssimas, pois marcam o início (nascimento)
da Química como ciência.
GARFIELD Jim Davis
Joseph Louis Proust
Nasceu em Angers, França, em 1 754. Estudou Química e Farmácia e foi
chefe da farmácia do Hospital de Salpetrière, em Paris. Em 1 789, fu-
gindo da Revolução Francesa, mudou-se para a Espanha. Em 1 801
formulou a lei das proporções constantes, que foi combatida por
cientistas da época — só em 1 808 reconheceu-se que a razão estava
em Proust. Sua lei ajudou a fortalecer, na Química, a idéia do átomo.
Morreu em sua cidade natal, em 1826.
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações 51
A
Capitulo 03-QF1-PNLEM
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PAWS, INC. ALL RIGHTS RESERVED / DIST. BY
ATLANTIC SYNDICATION
ATIVIDADES PRÁTICAS
I
ATENÇAO: Não cheire nem experimente substância
alguma utilizada nesta atividade.
Este experimento deve ser realizado com a super-
visão de um adulto, pois haverá a necessidade de
manipular objetos quentes, podendo haver risco
de queimaduras.
V
Materiais
• 1 balança • 1 panela • 1 ovo • água
Procedimento
• Pese, com o auxílio de uma balança, um ovo cru. • Ano-
te a massa no caderno. • Cozinhe o ovo, com a super-
visão de um adulto, e pese-o novamente. • Anote a
massa no caderno.
Perguntas
1) Qual o tipo de fenômeno sofrido pelo ovo? Justifique
sua resposta.
2) Compare as massas do ovo cru e do ovo cozido. Hou-
ve alguma diferença nelas?
2 a
Materiais
• 1 balança • 2 béqueres • 1 vela • 1 rolha • fósforo • água
Procedimento
• Em um béquer com um pouco de água, coloque uma
vela pequena, presa sobre uma rolha, flutuando sobre a
água. • Inverta um segundo béquer sobre o conjunto. • Pese,
com o auxílio de uma balança, a massa do conjunto e ano-
te-a no caderno. • Acenda a vela, retirando e colocando
rapidamente o segundo béquer. • Observe o que ocorre e
anote em seu caderno. • Pese novamente o conjunto e anote
a massa no caderno.
Perguntas
1) Qual o tipo de fenômeno ocorrido? justifique sua res-
posta.
2) Houve diferença nas massas anotadas?
3) Se realizássemos uma outra experiência na qual o se-
gundo béquer não fosse colocado, o fenômeno seria
o mesmo? O que teria sido diferente? Por quê?
ÍM
Responda em
seu caderno
a) O que os alquimistas pretendiam obter com o elixir da longa vida?
b) O que os alquimistas pretendiam obter com a pedra filosofal?
c) Qual era o principal objetivo da latroquímica?
d) Quais eram os quatro elementos fundamentais de Aristóteles?
e) No pensamento de Demócrito, como a matéria era formada?
f) O que afirma a lei de Lavoisier?
g) O que afirma a lei de Proust?
f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
1 (Ceeteps-SP) A queima de uma amostra de palha de aço
produz um composto pulverulento de massa:
a) menor que a massa original da palha de aço.
b) igual à massa original da palha de aço.
c) maior que a massa original da palha de aço.
d) igual à massa de oxigênio do ar que participa da reação.
e) menor que a massa de oxigênio do ar que participa
da reação.
2 (Fuvest-SP) Os pratos A e 8 de uma balança foram equili-
brados com um pedaço de papel em cada prato e efe-
tuou-se a combustão apenas
do material contido no pra-
to A. Esse procedimento foi
repetido com palha de aço
em lugar de papel. Após cada
combustão observou-se:
Com papel
Com palha de aço
a)
A e 8 no mesmo nível
A e 8 no mesmo nível
b)
A abaixo de 8
A abaixo de 6
c)
A acima de 8
A acima de 8
d)
A acima de 8
A abaixo de 6
e)
A abaixo de 8
A e 8 no mesmo nível
3 (Uespi) Qualquer que seja a procedência ou processo de
preparação do NaCl, podemos afirmar que sua compo-
sição é sempre 39,32% de sódio e 60,68% de cloro, com
base na lei de:
a) Lavoisier c) Proust e) Avogadro
b) Dalton d) Richter
Exercício resolvido
4 Numa 1- experiência, 2 g de A combinam-se com
8 g de 8. Numa 2- experiência, 1,25 g de A combi-
na-se com 5 g de 8. Estão esses valores de acordo
com a lei de Proust?
Resolução
2 , .
Sim, pois o quociente — é igual a 0,25 e coincide
8
1 25
com o quociente — — , que também e igual a 0,25.
5 Numa 1 â experiência, 1,5 g de A combina-se com 0,5 g
de 8. Numa 2- experiência, juntamos 4,9 g de A com
1 ,4 g de 8. Os valores da 2- experiência estão de acordo
com a lei de Proust?
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
6 (Vunesp) Foram analisadas três amostras (I, II e III) de
óxidos de enxofre, procedentes de fontes distintas, ob-
tendo-se os seguintes resultados:
Amostra
Massa de
enxofre (g)
Massa de
oxigênio (g)
Massa da
amostra (g)
1
0,32
0,32
0,64
II
0,08
0,08
0,16
III
0,32
0,48
0,80
Estes resultados mostram que:
a) as amostras I, II e III são do mesmo óxido.
b) apenas as amostras I e II são do mesmo óxido.
c) apenas as amostras II e III são do mesmo óxido.
d) apenas as amostras I e III são do mesmo óxido.
e) as amostras I, II e III são de óxidos diferentes.
A HIPÓTESE DE DALTON
Para explicar os fatos experimentais observados nas duas leis ponderais vistas anteriormente, o
cientista inglês John Dalton imaginou a seguinte hipótese:
Todo e qualquer tipo de matéria é formado por partículas indivisíveis, chamadas
átomos.
Para entendermos a relação entre essa hipótese e as leis ponderais (com os mesmos dados utiliza-
dos nas páginas 50 e 51), imagine o átomo de carbono representado por Q (e considere sua massa
estabelecida arbitrariamente neste exemplo, em 3 g), e o átomo de oxigênio representado por 3)
(com massa também arbitrária de 4 g).
A lei de Lavoisier seria explicada do seguinte modo:
O + nDn
3 g
4g+4g=8g
Total = 3g + 8g = 11 g
f
4g + 3g + 4g = 11g
Total = 1 1 g
!
Considerando que as partículas (átomos) iniciais
e as finais são as mesmas, concluímos que a
massa deve permanecer inalterada.
A lei de Proust seria explicada da seguinte maneira:
1 â experiência:
2- experiência:
Q
+ 99 -
3g
8 g
11 g
9
+ 99 m
^ 999
9
99
qQq
6 g
1 6 g
22 g
Da 1 â experiência para a 2 â , a quantidade de
átomos dobrou; como conseqüência, todas as
massas duplicaram.
Atualmente, com técnicas avançadíssimas, já
é possível ter uma visão do átomo. Desde o século
XIX, muitas experiências confirmam a existência
do átomo.
John Dalton
Nasceu em Eaglesfield, Inglaterra, em 1 766.
Filho de família pobre, dedicou toda a sua
vida ao ensino e à pesquisa. Foi professor
de Matemática, Física e Química em Man-
chester. Estudou a deficiência de visão, de
que ele próprio sofria, chamada atualmen-
te de daltonismo. Seu principal trabalho deu
origem à primeira teoria atômica moderna.
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações
A
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53
Capitulo 03-QF1-PNLEM
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Podemos também dizer que Dalton criou um modelo para o átomo, hoje chamado de modelo
atômico de Dalton.
Para Dalton, cada átomo seria uma
partícula extremamente pequena, maciça,
indivisível e eletricamente neutra.
Grãozinho de ferro Representação esquemática
de átomos de ferro
1
1 â Os átomos são tão pequenos que, em 1 g de ferro, por exemplo, existem aproximadamente
1 0.800.000.000.000.000.000.000 átomos desse metal. Isso equivale a dizer que, se a cabeça de um
alfinete tivesse o tamanho do nosso planeta, o átomo teria o tamanho de uma bola de futebol.
Podemos então afirmar que nosso mundo visível (mundo macroscópico) pode ser explicado pela
existência de partículas invisíveis (mundo microscópico).
2- Hoje, sabemos que os átomos podem ser divididos. Mas esse fato só começou a ser observado,
experimentado, medido e explicado praticamente um século depois de enunciada a hipótese de
Dalton (detalhes sobre esse assunto aparecerão no próximo capítulo).
OS ELEMENTOS QUÍMICOS E SEUS SÍMBOLOS
Apesar de conhecermos uma infinidade de materiais diferentes, os cientistas só conhecem, até
hoje, pouco mais de uma centena de tipos de átomos quimicamente diferentes. Cada um desses tipos
representa um elemento químico. (Um conceito mais exato de elemento químico será visto no capítu-
lo 4 e a lista completa dos elementos químicos é encontrada no início do livro, após o sumário.)
Cada elemento químico recebe um nome e uma abreviação chamada símbolo. Por exemplo:
Átomo
(representação)
Elemento químico
Símbolo
O
Hidrogênio
H
J
Carbono
C
O
Cálcio
Ca (são usadas duas letras para não confundir com o carbono)
o
Cádmio
Cd (idem)
•
Potássio
K (do latim kalium)
Chumbo
Pb (do latim plumbum )
Os símbolos foram introduzidos na Química pelo cientista sueco Jõns Jacob Berzelius, em 181 3,
para facilitar a escrita e a comunicação entre os químicos. Não é necessário decorar todos esses nomes
e símbolos — os mais comuns e importantes você irá aprendendo no decorrer do nosso curso.
Fazendo uma comparação, podemos dizer que os símbolos são tão úteis para os químicos como as
notas musicais para os músicos.
IX
0 0
Pa - ra - béns a vo - cê. Nes - ta da - ta que - ri - da.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Responda em
seu caderno
a) O que afirma a hipótese de Dalton?
b) Como a hipótese de Dalton explica a lei de Lavoisier?
c) Como a hipótese de Dalton explica a lei de Proust?
d) Do ponto de vista químico, o que representam todos os átomos idênticos?
e) O que é símbolo químico?
f) Como são formados os símbolos químicos?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Você não é obrigado a saber, de cor, os nomes e os símbo-
los de todos os elementos químicos. Entretanto é útil co-
nhecer os nomes e os símbolos dos elementos mais comuns.
Sendo assim, responda — com o auxílio da lista de elemen-
tos químicos que se encontra no início do livro após o su-
mário — quais são os símbolos dos seguintes elementos:
a) hidrogênio
b) carbono
c) cálcio
d) cádmio
e) cromo
f) potássio
g) fósforo
h) chumbo
i) flúor
j) ferro
8 Como no exercício anterior, escreva os nomes dos se-
guintes elementos químicos:
a)
Na
f)
a
b)
S
g)
Br
c)
Si
h)
Aí
d)
Sn
i)
Ag
e)
Au
i)
Hg
9 (Vunesp) Os nomes latinos dos elementos chumbo, pra-
ta e antimônio dão origem aos símbolos químicos desses
elementos. Esses símbolos são, respectivamente:
a) P, Ar, Sr
b) Pm, At, Sn
c) Pb, Ag, Sb
d) Pu, Hg, Si
e) Po, S, Bi
10 (UFPI) Durante a formação de pepitas de ouro a elas se
incorporam vários elementos, como cádmio, chumbo,
telúrio e zinco. As quantidades e os tipos de impureza
desses elementos, na amostra de ouro, variam de acordo
com a localização de onde o ouro foi extraído. Essas in-
formações podem ser utilizadas para investigar roubo ou
falsificação de objetos de ouro apresentados como anti-
güidade. Indique a opção que apresenta corretamente o
símbolo dos elementos acima citados:
a) Ca, Cm, Te e Zn.
b) Cd, Pb, Te e Zn.
c) Cm, Sb, Tl e Sn.
d) Cm, Pb, T l e Zn.
e) Cd, Pb, Te e Sn.
11 (Unifor-CE) Os átomos:
I. diferem de elemento para elemento.
II. são as unidades envolvidas nas transformações quí-
micas.
III. são indivisíveis.
IV. consistem de unidades com um núcleo e uma eletros-
fera onde se localizam os elétrons.
Dessas afirmações, estão incluídas na teoria atômica de
Dalton (1808), somente:
a) I d) II, III e IV
b) I e II e) I, II e III
c) III e IV
EXPLICANDO A MATÉRIA — AS SUBSTÂNCIAS QUÍMICAS
A hipótese de Dalton e o reconhecimento de que existem cerca de 90 elementos químicos (áto-
mos) diferentes na natureza levam a uma pergunta muito importante: por que existe uma variedade tão
grande de materiais na natureza?
Porque esses átomos, além de permanecerem isolados, podem se reunir das mais variadas
maneiras, formando uma infinidade de agrupamentos diferentes, que podem ser moléculas ou
aglomerados de íons (como explicaremos mais adiante, íons são átomos ou grupos de átomos
com carga elétrica).
Cada molécula (e cada aglomerado iônico) passa, então, a representar uma substância pura (ou
espécie química) bem definida. Cada substância, por sua vez, é representada por uma abreviação
denominada fórmula.
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações
55
Capitulo 03-QF1-PNLEM
55
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Considere o exemplo da água. Hoje, sabemos que a água é formada por moléculas, onde estão
reunidos um átomo de oxigênio com dois átomos de hidrogênio. Pode-se, portanto, representar a
molécula da água da seguinte maneira:
Como decorrência, a fórmula da água será H 2 0, onde aparecem os símbolos do hidrogênio e do
oxigênio, além do índice 2, que indica a presença de dois átomos de hidrogênio na molécula de água.
A tabela seguinte nos dá mais alguns exemplos:
Substância
Representação da molécula ou
aglomerado iônico (cores-fantasia)
Fórmula
Hidrogênio
Gás incolor, combustível, menos denso que o
ar (e, por isso, usado em balões meteorológicos)
H H
Molécula de hidrogênio
h 2
Oxigênio
Gás incolor, existente no ar e indispensável à
respiração dos animais e vegetais
(sfâ
Molécula de oxigênio
o 2
Enxofre
Pó amarelo, muito usado para fabricar outras
substâncias úteis (corantes, vulcanizadores da
borracha etc.)
s s s S
Molécula de enxofre
S 8
Gás carbônico
Gás incolor, usado em extintores de incêndio,
em bebidas, refrigerantes etc.
( ©
Molécula de gás carbônico
n
p
Álcool comum
Líquido incolor, usado em bebidas alcoólicas,
como combustível etc.
Molécula de álcool
CH 3 — ch 2 oh
Sal comum
Sólido branco, também chamado "sal de cozi-
nha", muito importante na alimentação
Aglomerado iônico de Na + e CfT
que forma o sal de cozinha.
NaCl
Nos exemplos acima você notou que, em cada molécula, encontramos um certo número de áto-
mos ligados entre si. Nos aglomerados iônicos existem os chamados íons, que são átomos ou grupo de
átomos carregados eletricamente. Por exemplo, no sal de cozinha existem íons positivos (chamados
de cátions) de sódio, Na + , e íons negativos (chamados de ânions) de cloro, Cl . Nas substâncias
iônicas não existem moléculas, mas aglomerações de um grande número de íons positivos e negativos,
que se mantêm reunidos em virtude da atração elétrica.
56
Capitulo 03-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Agora é fácil entender por que, com poucos átomos (elementos) diferentes entre si, podemos
obter milhares de moléculas (substâncias) distintas. Isso explica o grande número de substâncias dife-
rentes existentes na natureza.
O Mago de ID
Brant Parker and Johnny Hart
ONDE GUARDA
SUAS FÓRMULAS?
6.1. Substâncias simples
Substâncias simples são formadas por átomos de um mesmo elemento químico.
É o que ocorre, por exemplo, nos casos do hidrogênio (H 2 ), do oxigênio (0 2 ) e do enxofre (S 8 ),
citados na tabela da página anterior. Sendo formada por átomos de um mesmo elemento químico, não
é possível dividir uma substância simples em outras substâncias ainda mais simples.
Hidrogênio (H,)
(a®
Oxigênio (0 2 )
W.YUiMUU*
1 Ê Há átomos que permanecem isolados. Um exemplo é o átomo de hélio, que
representa simultaneamente o elemento químico hélio e a substância sim-
ples hélio. Assim, um átomo de hélio representa uma molécula de hélio.
Hélio (He)
2- Há átomos que podem se agrupar de maneiras diferentes, formando, pois, subs-
tâncias distintas. Por exemplo, dois átomos do elemento químico oxigênio for-
mam uma molécula da substância simples oxigênio; no entanto, três átomos
formam uma molécula da substância simples ozônio. Esse fenômeno é denomi-
nado alotropia, dizendo-se, então, que 0 2 e 0 3 são formas alotrópicas do
elemento químico oxigênio (O).
(s®
Oxigênio (0 2 )
Ozônio (0 3 )
3- Chama-se atomicidade o número de átomos existentes em uma molécula de
substância simples. Dessa definição decorre a seguinte classificação:
• moléculas monoatômicas, quando têm um átomo (exemplo: He);
• moléculas diatômicas, quando têm dois átomos (exemplo: 0 2 );
• moléculas triatômicas, quando têm três átomos (exemplo: 0 3 );
e assim por diante.
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações 57
A
Capitulo 03-QF1-PNLEM
57
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6.2. Substâncias compostas ou compostos químicos
Substâncias compostas (ou compostos químicos) são formadas por átomos (ou íons)
de elementos químicos diferentes.
É o que ocorre, por exemplo, nos casos do gás carbônico (C0 2 ), álcool comum (CH 3 — CH 2 OH) e do
sal comum (NaCÍ), citados na tabela da página 56. Sendo formada por átomos (ou íons) de elementos
químicos diferentes, geralmente uma substância composta pode ser dividida em substâncias mais simples.
Água (H,0) Gás carbônico (C0 2 )
OBSERVAÇÃO
Substância pura é qualquer substância, simples ou composta, formada por átomos, moléculas ou aglo-
merados iônicos, todos iguais entre si. Uma substância pura, por comodidade, é chamada simplesmente
de substância, e sempre tem:
a) propriedades características e bem definidas (incluindo-se aqui as chamadas constantes físicas da
substância, que já mencionamos na página 29), como, por exemplo, em condições ambientes:
• a água é sempre um líquido incolor e inodoro, não-inflamável, de P.F. 0 °C e P.E. 1 00 °C ao nível do
mar etc.;
• o álcool comum é sempre um líquido incolor, inflamável, de P.F. — 11 7 °C e P.E. 78,5 °C ao nível do
mar etc.;
b) composição química constante:
• quando é simples, a substância é formada por um único elemento químico;
• quando é composta, a substância é sempre formada pelos mesmos elementos, ligados na mesma
proporção em massa, como decorre da lei de Proust (ver página 51). Assim, por exemplo, o gás
carbônico é sempre formado por carbono e oxigênio, na proporção constante de 3 para 8.
EXPLICANDO A MATÉRIA — AS MISTURAS
Agora que já conhecemos as idéias de áto- (Representação esquemática — cores-fantasia)
mos, íons e moléculas, é fácil entender o que re-
presentam as misturas do ponto de vista da es-
trutura da matéria.
Vimos, no item anterior, que a cada subs-
tância pura corresponde um tipo de molécula ou
de aglomerado iônico bem definido. Dissemos
também que já é conhecido um número muito
grande de substâncias puras diferentes.
Pois bem, essas substâncias podem se apre-
sentar misturadas de uma infinidade de manei-
ras diferentes, complicando, ainda mais, o estu-
do e a compreensão dos materiais que vemos
todos os dias. Veja os exemplos ao lado:
Também é muito importante notar que as
misturas, em geral, não têm composição cons-
tante e não têm constantes físicas definidas, ao contrário das substâncias puras. De fato, podemos
juntar mais ou menos açúcar (até certo limite) à mesma quantidade de água — teremos água mais ou
menos açucarada — , mas que será sempre definida como mistura de água e açúcar. Essa mistura, por
exemplo, não ferverá a 100 °C, ao nível do mar, como acontece com a água pura.
58
h ir
qià
hÍTh
/-“V
Qj.
m
H
h3h
H^H
Na água com álcool existem
moléculas de álcool (C 2 H e O)
disseminadas por entre as
moléculas de água (H 2 0).
Capitulo 03-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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Com a idéia da hipótese de Dalton e esses modelos moleculares você agora está apto a entender a
estrutura da matéria. É também interessante notar que o mundo material que vemos (visão macroscópica
da natureza) é explicado pelo mundo invisível dos átomos (visão microscópica da natureza).
Com o conhecimento do conceito de elemento químico, podemos agora completar um esquema,
mostrando a organização geral da matéria.
d)
t/i <-o
CU -§
I
Para finalizar, faremos uma comparação entre a organização dos átomos na natureza e a organiza-
ção das letras em nossa linguagem.
Com as letras
do alfabeto,
formamos as palavras.
O
juntando as palavras, formamos
um grande número de frases,
parágrafos e livros inteiros.
Com os átomos
dos elementos
químicos.
*
formamos as moléculas (ou os
aglomerados iônicos), que
representam as substâncias ou
compostos químicos.
°
Juntando as moléculas (ou
os aglomerados iônicos)
de substâncias diferentes,
formamos as misturas.
ATIVIDADES PRÁTICAS — PESQUISA
—
1- Faça uma lista dos elementos e substâncias químicas
que você já conhece. Procure conhecer alguns ou-
tros, anotando algumas de suas características, como
estado físico, cor etc.
2- Consultando jornais, revistas, informativos econômi-
cos etc., procure saber o preço de alguns elementos
químicos, como, por exemplo: alumínio, ferro, cobre,
zinco, prata, ouro, chumbo etc. Calcule e compare os
preços desses elementos por quilograma.
Responda em
seu caderno
a) De que é formada uma substância?
b) De que são formadas as substâncias iônicas?
c) Qual é o nome da representação escrita de cada substância?
d) O que é uma substância simples?
e) O que é uma substância composta?
f) O que é uma mistura?
fCJj
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações 59
A
Capitulo 03-QF1-PNLEM
59
6/7/05, 14:24
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
1 2 (Fasp-SP) Considere uma substância cuja fórmula é H 3 P0 4 .
Essa substância é composta por:
a) 2 elementos c) 8 elementos
b) 3 elementos d) 4 elementos
13 (FEI-SP) Qual das alternativas abaixo contém somente
substâncias simples:
a) H 2 0, HCl, CaO d) Au, Fe, 0 2
b) H 2 0, Au, K e) H 2 , Cl 2 , NaK
c) h 2 o, CL 2i K
14 (PUC-MG) Composição química fixa, densidade, tempera-
tura constante durante as mudanças de estado físico, pon-
tos de fusão e ebulição são constantes que caracterizam:
a) mistura azeotrópica d) substância pura
b) mistura heterogênea e) mistura eutética
c) mistura homogênea
Exercício resolvido
15 Considerando o sistema a seguir, responda.
a) Qual é o número de átomos presentes?
b) Qual é o número de elementos?
c) E o de substâncias?
d) E o de moléculas?
Resolução
a) Há 8 átomos (bolinhas) presentes.
b) Temos 2 elementos (as bolinhas claras e as escu-
ras).
c) Há 3 substâncias, representadas por , OO
eO®.
d) O número de moléculas é 4.
16 (UFRGS-RS) O granito consiste em quatro minerais:
feldspato, magnetita, mica e quartzo. Se um desses mi-
nerais pode ser separado dos demais, pode-se afirmar
que o granito é:
a) um elemento
b) uma substância simples
c) uma substância composta
d) um composto iônico
e) uma mistura
1 7 (UFV-MG) A água que abastece a população das cidades
passa antes por uma estação de tratamento, onde vários
produtos químicos são adicionados para torná-la própria
para o consumo (água potável). Essa água tratada é um
exemplo de:
a) substância pura simples.
b) substância pura composta.
c) mistura homogênea.
d) mistura heterogênea.
e) mistura alotrópica.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
1 8 (Osec-SP) Em qual das seqüências abaixo estão represen-
tados um elemento, uma substância simples e uma subs-
tância composta, respectivamente:
a) H 2 , Cl 2 , 0 2 c) H 2 , Hl, He e) Cl, N 2 , Hl
b) H 2 , Ne, H 2 0 d) H 2 0, 0 2 , H 2
19 (UFRGS-RS) Os símbolos Cl, Cl 2 e Cl~ representam, res-
pectivamente:
a) o átomo do elemento cloro, a molécula da substância
simples cloro e o ânion cloreto.
b) a molécula da substância simples cloro, o elemento
cloro e o átomo de cloro eletronegativo.
c) a molécula da substância simples cloro, a molécula da
substância cloro e o átomo do elemento cloro.
d) o átomo do elemento cloro, a molécula da substância
composta cloro e o cátion cloreto.
e) o elemento químico cloro, átomos do elemento cloro
e o átomo do elemento cloro eletronegativo.
20 (Mackenzie-SP) São exemplos respectivamente de
alótropos e de substâncias compostas:
a) H 2 0 e H 2 0 2 ; NaCl e CaC0 3
b) 0 2 e 0 3 ; Cl 2 e F 2
c) C (grafite) e C (diamante); CO e Co
d) 0 2 e 0 3 ; KMnO„ e Mg (OH) 2
e) Hg e Ag; (NH 4 ) e (H 3 0) +
60
21 (Mackenzie-SP) O número de substâncias simples com
atomicidade par entre as substâncias 0 3 , H 2 0 2 , P 4 , l 2 , C 2 H 4 ,
C0 2 e He é:
a) 5 c) 3 e) 1
b) 4 d) 2
22 (Ufac) Com relação às substâncias 0 2 , H 2 , H 2 0, Pb, C0 2 ,
0 3 , CaO e S 8 , podemos afirmar que:
a) todas são substâncias simples.
b) somente 0 2 , H 2 e 0 3 são substâncias simples.
c) todas são substâncias compostas.
d) somente C0 2/ CaO e S 8 são substâncias compostas.
e) as substâncias 0 2 , H 2 , Pb, 0 3 e S 8 são simples.
23 (Mackenzie-SP) O número de elementos, de átomos, de
substâncias e de moléculas representados no sistema
é, respectivamente:
a) 4, 1 2, 4 e 5
b) 9, 4, 5 e 4
c) 5, 5, 5 e 5
d) 4, 3, 3 e 2
e) 12, 5, 4 e 4
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8
EXPLICANDO AS TRANSFORMAÇÕES DOS MATERIAIS
Já falamos na transformação dos materiais na página 5 e dissemos que as transformações físicas são, em
geral, mais superficiais e passageiras, enquanto as transformações químicas são, em geral, mais profundas e
muitas vezes irreversíveis. Agora, com a teoria atômica de Dalton, podemos explicar essas diferenças.
8.1. As transformações físicas
As transformações físicas ou fenômenos físicos não modificam a natureza do material. Os átomos,
íons ou moléculas, não são alterados; eles são apenas agitados, desarrumados, reordenados etc. É o
caso, por exemplo, das mudanças de estado físico:
ESTADOS FÍSICOS
Sólido
Líquido
Gasoso
Na prática verificamos
que:
O sólido tem volume
constante e forma
constante.
á*
O líquido tem volume
constante e forma
variável.
br ^ + c
O gás (ou vapor) tem
volume variável e for-
ma variável.
S
alon J 1
Essas são observações
experimentais que po-
demos enxergar; são,
portanto, característi-
cas macroscópicas da
substância.
Esses estados físicos
podem ser explicados
admitindo-se que:
No estado sólido, as
moléculas permane-
cem em posições fixas,
formando um reticula-
do cristalino.
No estado líquido, as
moléculas se movi-
mentam com certa li-
berdade.
/n^Oo°oOo°°\
No estado gasoso, as
moléculas se movi-
mentam em todas as
direções, com alta ve-
locidade e grande li-
berdade.
Essas são interpreta-
ções teóricas, em que
admitimos certas ca-
racterísticas microscó-
picas que não pode-
mos enxergar.
Outros exemplos de fenômenos físicos são: a dilatação de um metal pelo calor, a dissolução de
uma substância em líquido, a expansão de um gás etc.
8.2. As transformações químicas
Observemos, agora, a queima do carvão. O fenômeno não é mais "passageiro", isto é, depois de
queimado, não é possível recuperar o carvão inicial (dizemos também que o fenômeno é irreversível).
Essa é uma transformação, fenômeno ou reação química.
As coisas se passam assim porque as moléculas iniciais (reagentes) são quebradas, e seus átomos
se reagrupam para formar as novas moléculas (produtos da reação). Na queima do carvão temos:
Moléculas de gás
carbônico (C0 2 ) são
produzidas.
939
Moléculas de oxigênio (0 2 )
do ar são consumidas.
33
Átomos de carbono (C)
são consumidos.
Esta é a observação macroscópica,
isto é, o fenômeno que enxergamos.
Esta é a interpretação microscópica, que
procura explicar o fenômeno observado.
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações 61
A
Capitulo 03-QF1-PNLEM
61
29/5/05, 18:22
Para representar uma transformação química, os químicos usam uma escrita especial denominada
equação química. Assim, para indicar a queima do carvão, escreve-se:
C + 0 2 — - C0 2 + Calor
ESTADO INICIAL ► ESTADO FINAL
(situação antes da reação) (situação após a reação)
Para representar a queima do álcool no motor de um automóvel, escreve-se:
C 2 H 6 0 + 3 0 2 — ► 2 C0 2 + 3 H 2 0 + ^Energia
ESTADO INICIAL
ESTADO FINAL
É importante observar que os símbolos (usados para representar os elementos químicos), as fórmu-
las (usadas para representar as substâncias químicas) e, agora, as equações químicas (usadas para repre-
sentar as reações ou fenômenos químicos) constituem a chamada notação química. Essa notação é
internacional e facilita enormemente a comunicação entre os químicos de todo o mundo.
E fácil reconhecer uma transformação química?
Em geral, sim, pois quase sempre percebemos alguma das seguintes manifestações:
• liberação de energia (calor, luz, explosão etc.) — como acontece na queima do carvão;
• liberação de gases — por exemplo, a efervescência de um comprimido antiácido na água (foto A),
o mau cheiro de um ovo podre etc.
• mudanças de cor — uma folha de árvore amarelecendo (foto B), um fruto apodrecendo, uma
grade de ferro enferrujando etc.
• formação de um precipitado (aparecimento de um sólido ou turvação de uma solução líquida)
— é o que se observa, por exemplo, quando se adiciona nitrato de chumbo em uma solução
contendo iodeto de potássio (foto C).
A efervescência de um
comprimido na água indica
uma transformação química.
No inverno, as folhas de muitas árvores mudam de cor.
O precipitado amarelo é o
iodeto de chumbo.
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Devemos ainda acrescentar que a própria vida dos animais e vegetais é resultado de uma série de
reações químicas:
• nos animais, a digestão dos alimentos é uma série de reações químicas;
• os vegetais crescem à custa das reações que envolvem os minerais e a água (retirados do solo
pelas suas raízes) e a energia solar e o gás carbônico absorvido pelas suas folhas.
Misturar ou reagir?
Procure gravar bem o seguinte: misturar (fenômeno físico) é uma coisa totalmente diferente de
reagir (fenômeno químico). Misturando ferro em pó com enxofre em pó, por exemplo, obtemos uma
mistura de cor intermediária entre as cores do ferro (cinza) e do enxofre (amarela). Aproximando um
ímã da mistura, ele irá atrair o ferro, o que prova que o ferro não perdeu seu magnetismo. Dizemos que,
de modo geral, os componentes de uma mistura não perdem suas propriedades.
Por outro lado, juntando ferro em pó (7 g) e enxofre em pó (4 g) e aquecendo a mistura, obtere-
mos uma nova substância, de cor preta: o sulfeto ferroso (FeS). Agora, um ímã não irá mais atrair o ferro.
Além disso, é importante relembrar que podemos misturar as substâncias em quaisquer pro-
porções, mas só podemos fazê-las reagir em proporções bem definidas, como decorre da lei de
Proust. No exemplo acima, podemos misturar quaisquer quantidades de ferro e enxofre, mas só pode-
mos fazer reagir essas substâncias na proporção de 7 g de ferro para 4 g de enxofre.
g
a
O oxigênio produzido é
liberado na atmosfera,
contribuindo para a vida de
vegetais e animais.
Mistura: Fe + S
Reação química:
Fe + S
FeS
Desaparecem as
substâncias iniciais.
Aparece uma nova substância,
com características próprias,
diferentes das substâncias iniciais.
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações
63
Capitulo 03-QF1-PNLEM
63
29/5/05, 18:23
9
AS PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS
Sendo submetida a agentes como calor, luz etc., ou entrando em contato com outras substâncias,
cada substância química apresentará um comportamento diferente, conhecido como propriedades da
substância. Fala-se, então, em propriedades físicas e em propriedades químicas, conforme venha a
resultar em um fenômeno físico ou químico. Assim, por exemplo:
• o éter comum tem a propriedade física de se evaporar facilmente, o que não acontece com um
óleo lubrificante para automóveis;
• o ferro tem a propriedade química de se enferrujar, mas o ouro, não;
• às vezes, falamos também em propriedades organolépticas das substâncias, que são as proprie-
dades percebidas pelos nossos sentidos, como o cheiro, o sabor etc.
A tabela dada a seguir resume as propriedades das substâncias que explicamos até agora.
Propriedades das substâncias
Propriedades gerais
São apresentadas por todas as
substâncias e, por isso, chama-
das também de propriedades
gerais da matéria.
Massa: é medida em uma balança;
Extensão: é o volume ocupado pela substância;
Impenetrabilidade: dois corpos não podem ocupar simultaneamente o mesmo lugar no
espaço; por exemplo, colocando-se um objeto qualquer em um copo cheio de água, é
extravasado um volume de água correspondente ao volume do objeto adicionado;
Compressibilidade: podemos comprimir os gases (como acontece com o ar no pneu de um
automóvel); um líquido é pouco compressível (no freio de um carro, a pressão exercida sobre
o pedal é transmitida, integral mente, pelo fluido de freio, para as rodas do carro); etc.
Propriedades funcionais
São apresentadas por grupos
de substâncias.
Nos capítulos 8 e 9, estudaremos as principais funções inorgânicas: ácidos, bases, sais e
óxidos, que são quatro grupos de substâncias, cada qual com propriedades próprias,
bem definidas e denominadas propriedades funcionais.
Propriedades específicas
São apresentadas por cada subs-
tância pura individualmente.
Propriedades físicas: dizem respeito aos fenômenos e medidas físicas, como, por exemplo,
a temperatura de fusão, a temperatura de ebulição, a densidade, o calor específico etc.;
Propriedades químicas: dizem respeito aos fenômenos químicos, como, por exemplo, a
combustão do carvão, o enferrujamento do ferro etc.;
Propriedades organolépticas: são as que impressionam nossos sentidos, como, por exem-
plo, a cor, o sabor, o odor, o brilho etc.
ATIVIDADES PRÁTICAS
ATENÇAO: Não cheire nem experimente substância
alguma utilizada nesta atividade.
Materiais
• 6 copos • 3 porções de palha de aço • 3 pedaços de
papel alumínio • 2 colheres (de café) de sal de cozinha
• 2 colheres (de sopa) de vinagre • água • 1 caneta de
retroprojetor ou 6 pedaços de fita adesiva ou 6 etiquetas
Procedimento
• Identifique cada um dos copos, utilizando para isso a
caneta de retroprojetor ou a fita adesiva ou a etiqueta, co-
locando na identificação a data entre parênteses e escre-
vendo, separadamente: água e palha de aço; água e alu-
mínio; água com sal e palha de aço; água com sal e alumí-
nio; água com vinagre e palha de aço; água com vinagre e
alumínio. • Pegue os seis copos e coloque em cada um
deles água até a metade. • Coloque, separada e respecti-
vamente, uma porção de palha de aço e um pedaço de
papel alumínio nos dois copos com as etiquetas "água e
palha de aço" e "água e papel alumínio". • Pegue os dois
copos etiquetados com "água com sal e palha de aço" e
"água com sal e alumínio" e adicione, separada e respecti-
vamente, uma colher (de café) de sal mais uma porção de
palha de aço e uma colher (de café) de sal mais um peda-
ço de papel alumínio. • Pegue os dois copos etiquetados
com "água com vinagre e palha de aço" e "água com
vinagre e alumínio" e adicione, separada e respectivamen-
te, uma colher (de sopa) de vinagre mais uma porção de
palha de aço e uma colher (de sopa) de vinagre mais um
pedaço de papel alumínio. • Observe o que ocorre com
cada uma das fases em cada copo por dois dias seguidos e
anote em seu caderno as observações feitas a cada dia.
Perguntas
1) Ocorreu algum fenômeno em algum dos copos? Se
ocorreu, identifique em qual copo ocorreu, o tipo e o
dia que foi observado o fenômeno.
2) Por que foi necessário colocar as datas nas etiquetas?
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Responda em
seu caderno
a) Ocorre alteração das moléculas em um fenômeno físico?
b) Ocorre alteração das moléculas em um fenômeno químico?
c) Como são denominadas as substâncias iniciais e as finais participantes de um fenô-
meno químico?
d) Como é denominada a escrita especial que indica uma reação química?
e) Quais são as manifestações mais freqüentes e perceptíveis que indicam a ocorrência
de uma reação química?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
24 (PUC-RS) Uma transformação química pode ser
exemplificada pela:
a) evaporação da água do mar.
b) fusão do gelo.
c) digestão dos alimentos.
d) sublimação do naftaleno.
e) liquefação do ar atmosférico.
25 (UFRCS-RS) Entre as transformações citadas a seguir, aque-
la que não representa um fenômeno químico é:
a) o cozimento de um ovo.
b) a queima do carvão.
c) o amadurecimento de uma fruta.
d) o azedamento do leite.
e) a formação de orvalho.
26 (PUC-MC) Dos processos abaixo, o que não envolve rea-
ção química é:
a) a planta clorofilada produzindo alimentos a partir de
gás carbônico e água em presença de luz solar.
b) obtenção de sal a partir de água do mar.
c) enferrujamento de um prego exposto ao ar.
d) a combustão da gasolina no motor de um automóvel.
e) azedamento do leite.
27 (PUC-MG) Observe atentamente os processos cotidianos
abaixo:
I. a secagem da roupa no varal;
II. a fabricação caseira de pães;
III. a filtração da água pela vela do filtro;
IV. o avermelhamento da palha de aço umedecida;
V. a formação da chama do fogão, a partir do gás de
cozinha.
Constituem fenômenos químicos:
a) II e V apenas d) I, II e III apenas
b) II, IV e V apenas e) I, II, III, IV e V
c) I, III e IV apenas
28 (UFSC) O(s) fenômeno(s) abaixo, 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.
1 6. queda da neve.
32. combustão do álcool de um automóvel.
64. sublimação da naftalina.
Dê como resposta a soma dos números das proposições
corretas.
—
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
29 (UFPE) Considere as seguintes tarefas realizadas no dia-a-
dia de uma cozinha e indique aquelas que envolvem trans-
formações químicas.
1 . Aquecer uma panela de alumínio.
2. Acender um fósforo.
3. Ferver água.
4. Queimar açúcar para fazer caramelo.
5. Fazer gelo.
a) 1, 3 e 4 c) 1, 3 e 5 e) 2 e 3
b) 2 e 4 d) 3 e 5
30 (Mackenzie-SP) Nos diferentes materiais (I a V), expostos
ao ar, verifica-se que:
I. sobre uma lâmina metálica, forma-se uma película es-
cura;
II. bolinhas de naftalina vão diminuindo de tamanho;
III. o leite azeda;
31
IV. um espelho fica embaçado se respirarmos encosta-
dos a ele;
V. uma banana apodrece.
Podemos dizer que são observados fenômenos:
a) físicos somente.
b) físicos em I, II e V; e químicos em III e IV.
c) físicos em II e IV; e químicos em I, III e V.
d) físicos em III e V; e químicos em I, II e IV.
e) químicos somente.
(UFPE) Em qual dos eventos mencionados abaixo não
ocorre transformação química?
a) Emissão de luz por um vaga-lume.
b) Fabricação de vinho a partir da uva.
c) Crescimento da massa de pão.
d) Explosão de uma panela de pressão.
e) Produção de iogurte a partir do leite.
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações
65
A
29/5/05, 18:23
Capitulo 03-QF1-PNLEM
65
33
rrr r
LI
32 (UFPI) Classifique as transformações a seguir como fenô-
menos físicos ou fenômenos químicos:
I. dissolução do açúcar na água.
II. envelhecimento de vinhos.
III. preparação de cal a partir do calcário.
a) físico, físico e químico, respectivamente
b) físico, químico e físico, respectivamente
c) físico, químico e químico, respectivamente
d) químico, físico e físico, respectivamente
e) químico, químico e físico, respectivamente
(FEI-SP) Quando uma substância composta sofre um fe-
nômeno físico, podemos afirmar que:
a) suas moléculas se alteram.
b) seus átomos se alteram.
c) a substância se transformará em outra mais simples.
d) a transformação poderá ser repetida com a mesma
substância.
e) a substância se transformará em outra substância
composta.
EXPLICANDO AS VARIAÇÕES DE ENERGIA
QUE ACOMPANHAM AS TRANSFORMAÇÕES MATERIAIS
Durante os fenômenos físicos e químicos, outro fato importante que podemos notar é a liberação
ou a absorção de energia. Por exemplo:
Energia térmica
(calor)
• Liberada na queima do carvao.
• Absorvida para evaporar a água.
Energia luminosa
(luz)
• Liberada na combustão de uma vela.
• Absorvida na fotossíntese dos vegetais.
Energia elétrica
(eletricidade)
• Liberada numa pilha elétrica comum.
• Absorvida na "carga" de uma bateria de automóvel.
Os fenômenos que liberam energia são chamados de exotérmicos (do grego: exo, para fora) e os
que absorvem energia são denominados endotérmicos (do grego: endon, para dentro).
De modo geral, os fenômenos químicos liberam ou absorvem mais energia do que os fenômenos
físicos. Assim, por exemplo, a queima do carvão libera mais calor do que o vapor de água ao se condensar
(um carvão em brasa queima mais a mão do que o vapor de água que sai pelo bico de uma chaleira com
água fervendo). Isso ocorre porque o fenômeno químico altera mais profundamente a essência da
matéria.
Resumidamente, o que acontece durante uma reação química é uma "contabilidade" de energia,
de acordo com a seguinte idéia:
• existe uma certa quantidade de energia armazenada (energia potencial) no interior das molécu-
las iniciais (reagentes);
• quando as moléculas iniciais são quebradas (durante a reação química), essa energia é liberada;
• no entanto, gasta-se energia para "montar" as moléculas finais (produtos);
• o saldo de energia que sobra (ou falta) é a energia que a reação química irá liberar (ou deverá
absorver para que de fato a reação venha a ocorrer).
SEGUNDA VISÃO DA QUÍMICA
No primeiro capítulo deste livro, denominado "Primeira visão da Química", demos uma primeira
idéia do que é a Química: "o estudo da matéria, das transformações da matéria e da energia que a
acompanha". No segundo capítulo, procuramos então conhecer a matéria e suas transformações um
pouco mais profundamente. Neste terceiro capítulo, iniciamos as explicações do que é, afinal, a maté-
ria, e o que ocorre em suas transformações. Com os conhecimentos assim adquiridos, podemos agora
detalhar melhor o campo da atividade da Química.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Na Química, podemos distinguir duas atividades: a prática e a teórica. A atividade prática ocorre
no manuseio e transformação de substâncias nos laboratórios e nas indústrias, quando, então, se traba-
lha em nível macroscópico, isto é, com coisas visíveis. A atividade teórica se verifica quando se procura
explicar a matéria, o seu comportamento e as suas transformações; nesse caso são utilizados conceitos
em nível microscópico, como, por exemplo, a idéia do átomo. Costuma-se também chamar a atividade
teórica de Química pura e a atividade prática de Química aplicada.
É muito importante notar também que, em
decorrência desse "casamento" da prática com a
teoria, houve um grande desenvolvimento das
técnicas de análise e de síntese químicas. A aná-
lise química procura determinar quais são,
quantos são e como os elementos (átomos) es-
tão reunidos nas substâncias (moléculas); a sín-
tese química procura explicar como podemos
transformar as substâncias de maneira a produzir
novas substâncias. Para atingir seus objetivos a
síntese química está sempre à procura de novos
caminhos (novas reações) para chegar a novas
substâncias (ou mesmo a substâncias já conheci-
das de maneira mais fácil e mais econômica).
Essa complementação da prática com a teoria e vice-versa continuou e continua se aprofundando
até hoje. Por isso tivemos, nos últimos cem anos, um progresso fabuloso da Química.
Com recursos modernos (computadores, raio laser etc.), a Química teórica tem conseguido deter-
minar as estruturas dos átomos e das moléculas, com precisão cada vez maior. Também a Química
experimental evoluiu extraordinariamente; consegue-se produzir atualmente cerca de 200.000 novos
compostos químicos por ano.
Tudo isso acabou sendo aplicado nas indústrias, resultando numa vasta tecnologia química, com
a fabricação de milhares e milhares de novos produtos: plásticos, tecidos, borrachas sintéticas, medica-
mentos, tintas, corantes etc.
Concluindo, diremos que:
Tecnologia química é a aplicação dos conhecimentos da Química nas indústrias
químicas, visando melhorar os materiais encontrados na natureza (produtos naturais) e
fabricar os novos produtos descobertos pela Química (produtos sintéticos).
O desenvolvimento tecnológico de uma descoberta científica pode levar muito tempo. Assim, por
exemplo, da descoberta até a aplicação da penicilina decorreram quase 30 anos; da energia nuclear,
26 anos; do nylon, 12 anos; da fotografia, 56 anos; do radar, 32 anos; da cópia xerox, 15 anos. No
entanto, o próprio desenvolvimeto tecnológico está fazendo com que o intervalo de tempo decorrido
entre a descoberta e a sua aplicação se torne cada vez menor.
Química trabalhando em laboratório de análises químicas.
COMO A CIÊNCIA PROGRIDE
Embora no passado muitas descobertas tenham sido obra do acaso, atualmente elas representam
o trabalho de grande número de cientistas e vultosos investimentos financeiros. De modo geral, porém,
alguns passos são quase sempre seguidos nas descobertas científicas. Vamos explicar essa idéia por meio
de um fenômeno físico bastante comum, que é a queda dos corpos:
• Observação: a humanidade sempre observou que os objetos caem, procurando atingir o solo.
Os frutos caem das árvores; as pedras rolam montanha abaixo etc.;
• Experiência: vários testes foram feitos, ao longo dos séculos, com objetos menores ou maiores,
menos ou mais densos etc., para verificar o tipo de queda desses objetos;
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações 67
A
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KAIBIDE Y DE CARLOS / CID
• Lei experimental: por fim, os físicos puderam ve-
rificar experimentalmente que, "no vácuo, todos
os corpos caem com a mesma aceleração". Esta é
uma lei da natureza, que foi chamada lei da Gra-
vidade;
• Hipótese, teoria e modelo: é a explicação e re-
presentação do fato que foi observado e da análise
dos dados coletados experimentalmente. Hoje sa-
bemos que os objetos caem devido à atração
gravitacional da Terra (que é um caso particular da
lei da gravitação universal, que rege o movimento
das estrelas e dos planetas).
É na lei e na teoria da gravidade que se fundamen-
tam os cálculos de lançamento e retorno das naves espa-
ciais, como acontece com os ônibus espaciais.
O esquema ao lado resume o desenvolvimento da ciência como
acabamos de comentar.
Enfim, é importante compreender que todo o processo descrito nesse
esquema se repete contínua e indefinidamente, como resultado do tra-
balho de sucessivas gerações de cientistas. A evolução da ciência é dinâ-
mica e está ocorrendo todos os dias, nos laboratórios e indústrias de
todo o mundo. Cada vez mais, as descobertas e invenções são fruto
de trabalho em equipe e não se devem a um único cientista. Com o
passar do tempo, algumas explicações científicas se mostram corretas e
são aceitas; outras se mostram incorretas e são abandonadas. Sendo as-
sim, a ciência nunca está terminada, isto é, nunca existe uma explica-
ção final e definitiva para as coisas que são observadas. Pelo contrário, a
ciência está diariamente se completando e se aperfeiçoando.
Lançamento de ônibus espacial.
Podemos ainda dizer que as atividades científicas só se desenvolvem com muita rapi-
dez, no mundo moderno, em virtude da rápida comunicação que existe entre os cientistas,
principalmente por meio de revistas especializadas e da internet.
É importante também entender que a ciência nunca é neutra (descobrir só por descobrir). Na
verdade, ela está sempre ligada aos interesses humanos — interesse econômico das empresas que
desenvolvem novos materiais e produtos, para aumentar seus lucros; interesse militar dos países
que defendem sua paz ou que se preparam para uma guerra, e assim por diante.
ATIVIDADES PRÁTICAS — PESQUISA
ATENÇAO: Este experimento deve ser realizado com a
supervisão de um adulto, pois haverá a necessidade
de manipular objetos quentes, podendo haver risco
de queimaduras.
Nenhum dos reagentes deve entrar em contato com
a pele, a boca e os olhos, nem deve ser aproximado
do nariz.
Óculos de segurança, luvas e aventais protetores
são altamente recomendados.
Materiais
• 3 copos
• 1 ponta de espátula de cloreto de sódio (sal de cozinha)
• 1 ponta de espátula de cloreto de amónio (NH 4 Cl)
• 1 ponta de espátula de cloreto de cálcio (CaCl 2 )
• água
• três pedaços de fita adesiva ou três etiquetas
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Procedimento
• Pegue os três copos e identifique (com as etiquetas)
cada um deles, anotando os nomes "cloreto de sódio",
"cloreto de amónio" e "cloreto de cálcio".
• Coloque em cada copo a respectiva substância.
• Observe cada um deles e anote em seu caderno.
• Adicione cerca de um dedo de água no primeiro
copo.
• Coloque levemente a mão do lado de fora do copo e
anote as observações em seu caderno.
• Repita o procedimento nos outros dois copos.
Perguntas
1 ) O processo de dissolução das substâncias sólidas utili-
zadas é físico ou químico?
2) O processo de dissolução observado ocorreu da mes-
ma maneira nos três copos? Por quê?
3) Qual(is) processo(s) observado(s) absorveu(ram) e
qual(is) liberou(aram) energia?
Pesquisa
Com o auxílio de livros, revistas, enciclopédias etc., pro-
cure fazer um levantamento das fontes de energia e do
consumo de energia no Brasil e no mundo. Calcule as
porcentagens de cada item em relação ao total.
■fnfTTKfSV Responda em
Kiul seu caderno
a) O que são reações exotérmicas?
d) O que é síntese química?
/#%
b) O que são reações endotérmicas?
e) Quais são as etapas usuais de uma
u( )?)
c) O que é análise química e para que é
utilizada?
pesquisa científica?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
34 Nos sistemas mencionados abaixo, ocorrem trans-
formações de um tipo de energia em outro. Mencio-
ne quais são as transformações principais no funcio-
namento de:
a) uma bateria de automóvel.
b) uma lâmpada elétrica.
c) um motor a explosão.
d) uma turbina elétrica.
Resolução
a) A energia química transforma-se em elétrica.
b) A energia elétrica transforma-se em luminosa.
c) A energia química transforma-se em mecânica.
d) A energia mecânica transforma-se em elétrica.
35 Dentre os fenômenos abaixo, quais são os que liberam e
quais os que consomem energia?
a) queima de gasolina
b) evaporação do álcool
c) derretimento do gelo
d) explosão da pólvora
e) subida de um foguete
36 A liberação ou consumo de energia:
a) só ocorre em transformações físicas.
b) só ocorre em transformações químicas.
c) em geral, é menor nos fenômenos físicos do que nos
químicos.
d) em geral, é maior nos fenômenos físicos do que nos
químicos.
e) nunca ocorre nas transformações materiais.
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações
37 O que é menos importante na realização de uma ex-
periência?
a) A possibilidade de repeti-la freqüentemente.
b) O uso de bons aparelhos de medição.
c) A existência de explicações para o fenômeno.
d) A coleta e a seleção dos dados obtidos.
e) A participação de observadores qualificados e bem
treinados.
38 (AEUDF) Analisando os resultados de vários experimen-
tos, um aluno chegou à seguinte conclusão: "quando se
coloca uma vela acesa em um recipiente fechado, ela
se apaga".
Essa conclusão é:
a) uma hipótese
b) uma experimentação
c) uma generalização
d) uma teoria
e) um modelo
39 (Osec-SP) Um estudante estava pesquisando um fenô-
meno e queria seguir corretamente as etapas do método
científico. Em qual das seqüências abaixo estão citadas,
em ordem correta porém não necessariamente consecu-
tiva, quatro etapas que ele teria seguido?
a) Observação, experimentação, formulação de leis e
criação de teoria.
b) Criação de teoria, formulação de leis, experimenta-
ção e observação.
c) Experimentação, levantamento de hipóteses, criação
de teoria e observação.
d) Levantamento de hipóteses, organização de dados,
observação e formulação de leis.
e) Observação, criação de teoria, formulação de leis e
organização de dados.
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LEITURA
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O MEIO AMBIENTE EM PERIGO
Atualmente fala-se muito em ecologia, citando-se como principais problemas a poluição e a degrada-
ção do meio ambiente. Como surgiram esses problemas? Vamos procurar explicar as idéias mais gerais.
Já falamos bastante de matéria e energia. No que diz respeito à matéria, a humanidade dispõe apenas
da matéria que é encontrada no planeta Terra. Como vimos, pela lei de Lavoisier, a matéria não pode ser
criada, apenas transformada; conseqüentemente, a humanidade, para garantir sua sobrevivência, só pode
transformar os materiais já existentes na Terra. E notem também que alguns recursos materiais, como por
exemplo os vegetais, podem ser renovados rapidamente e, por isso, são chamados de recursos renováveis;
outros, porém, como o petróleo, o carvão mineral etc., são recursos não-renováveis, pois a natureza levou
milhões de anos para produzi-los e, se nós os gastarmos, não haverá reposição porque as condições climá-
ticas que os produziram não mais se repetirão.
FRANK & ERNEST® by Bob Thaves
E a energia, de onde vem? Praticamente toda a energia que consumimos na Terra vem do Sol. De fato,
a energia consumida no mundo atual provém, por exemplo, de usinas hidrelétricas (mas é a luz solar que faz
a água evaporar, provoca as chuvas e forma os rios que foram represados), do petróleo e do carvão mineral
(mas foi a luz solar que, há milhões de anos, fez crescerem as plantas e animais que deram origem ao
petróleo e ao carvão atuais). Mais uma vez, a humanidade aqui também procura transformar um tipo de
energia em outro, para melhorar sua sobrevivência e conforto.
Acontece que, com o passar dos séculos, a população
humana foi crescendo, precisando cada vez mais de maiores
quantidades de alimentos e procurando sempre melhores
condições de saúde, conforto, segurança, lazer etc. e, ainda,
à custa de esforços físicos cada vez menores. Esse conforto da
vida moderna provoca o uso de quantidades cada vez maio-
res de automóveis, trens, aviões, rádios, televisores, telefones
etc. Ora, na prática, isso se traduz na necessidade de transfor-
marmos quantidades cada vez maiores de matéria e energia.
Lembre-se agora de quantas coisas nós mesmos joga-
mos fora diariamente: restos de comida, papel, plásticos,
recipientes de vidro, fraldas descartáveis etc. (aliás, material
"descartável" representa, para muitas pessoas, sinônimo de
rapidez, conforto, limpeza e modernidade). Na verdade, tudo
isso representa poluição e tende a aumentar à medida que
crescem a população, a vontade de desfrutar de maiores
confortos e também a concentração de pessoas em grandes
cidades. Afinal, é preciso criar alternativas ao esquema geral:
No lixo doméstico,
recicláveis.
há muitos materiais
Consumidor
POLUIÇÃO (preço
que pagamos
pelo conforto)
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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A poluição dos
rios é um grave
risco para a vida
humana, animal e
vegetal.
Para termos um mundo com desenvolvimento econômico sustentável, serão necessárias grandes
mudanças visando:
• conservar os solos agrícolas;
• aumentar os reflorestamentos;
• reciclar materiais, evitando desperdícios inúteis;
• desenvolver formas de energia renováveis;
• aumentar a eficência das conversões de energia;
• controlar o crescimento populacional; etc.
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
40 Qual é a origem primária de todo o material que usa-
mos? E da energia?
41 O que são recursos renováveis? E não-renováveis?
42 Quais são os principais fatores que geram a poluição?
43 (Enem-MEC) A caixinha utilizada em embalagens como
as de leite "longa vida" é chamada de tetra brick por ser
composta de quatro camadas de diferentes materiais,
incluindo alumínio e plástico, e ter a forma de um tijolo
(brick, em inglês). Esse material, quando descartado, pode
levar até cem anos para se decompor.
Considerando os impactos ambientais, seria mais ade-
quado:
a) utilizar soda cáustica para amolecer as embalagens e
só então descartá-las.
b) promover a coleta seletiva, de modo a reaproveitar as
embalagens para outros fins.
c) aumentar a capacidade de cada embalagem, amplian-
do a superfície de contato com o ar para sua decom-
posição.
d) constituir um aterro específico de embalagens tetra
brick, acondicionadas de forma a reduzir seu volume.
e) proibir a fabricação de leite "longa vida", consideran-
do que esse tipo de embalagem não é adequado para
conservar o produto.
44 (Enem-MEC) Dados divulgados pelo Instituto Nacional
de Pesquisas Espaciais mostraram o processo de devasta-
ção sofrido pela Região Amazônica entre agosto de 1 999
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações
e agosto de 2000. Analisando fotos de satélites, os espe-
cialistas concluíram que, nesse período, sumiu do mapa
um total de 20.000 quilômetros quadrados de floresta.
Um órgão de imprensa noticiou o fato com o seguinte
texto:
O assustador ritmo de destruição é de um campo de
futebol a cada oito segundos.
Considerando que um ano tem aproximadamente
32 X 10 6 s (trinta e dois milhões de segundos) e que a
medida da área oficial de um campo de futebol é apro-
ximadamente 10 2 km 2 (um centésimo de quilômetro
quadrado), as informações apresentadas nessa notícia
permitem concluir que tal ritmo de desmatamento, em
um ano, implica a destruição de uma área de:
a) 1 0.000 km 2 , e a comparação dá a idéia de que a de-
vastação não é tão grave quanto o dado numérico
nos indica.
b) 1 0.000 km 2 , e a comparação dá a idéia de que a de-
vastação é mais grave do que o dado numérico nos
indica.
c) 20.000 km 2 , e a comparação retrata exatamente o rit-
mo da destruição.
d) 40.000 km 2 , e o autor da notícia exagerou na compa-
ração, dando a falsa impressão de gravidade a um fe-
nômeno natural.
e) 40.000 km 2 e, ao chamar a atenção para um fato real-
mente grave, o autor da notícia exagerou na compa-
ração.
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DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
45 (Mackenzie-SP) Água mineral engarrafada, propanona
(C 3 H 6 0) e gás oxigênio são classificados, respectivamen-
te, como:
a) substância pura composta, substância pura simples e
mistura homogênea.
b) substância pura composta, mistura homogênea e subs-
tância pura simples.
c) mistura heterogênea, substância pura simples e subs-
tância pura simples.
d) mistura homogênea, substância pura composta e subs-
tância pura composta.
e) mistura homogênea, substância pura composta e subs-
tância pura simples.
46 (Ufes) Considere os seguintes sistemas:
I. nitrogênio e oxigênio;
II. etanol hidratado;
III. água e mercúrio;
Indique a alternativa correta.
a) Os três sistemas são homogêneos.
b) O sistema I é homogêneo e formado por substâncias
simples.
c) O sistema II é homogêneo e formado por substâncias
simples e compostas.
d) O sistema III é heterogêneo e formado por substân-
cias compostas.
e) O sistema III é uma solução formada por água e mer-
cúrio.
47 (Univali-SC) No esquema a seguir estão representados
cinco sistemas, formados por moléculas constituídas por
três tipos de átomos, representados por A O ■.
II III
Qual é a alternativa que identifica os sistemas I, II, III, IV e
V corretamente?
a) Substância pura simples, substância pura composta,
mistura de 2 componentes, mistura de 3 componen-
tes, mistura de 4 componentes.
b) Substância pura simples, substância pura composta,
mistura de 3 componentes, mistura de 3 componen-
tes, mistura de 4 componentes.
c) Mistura de 2 componentes, substância pura compos-
ta, mistura de 3 componentes, mistura de 3 compo-
nentes, mistura de 4 componentes.
d) Substância pura composta, substância pura simples,
mistura de 3 componentes, mistura de 3 componen-
tes, mistura de 4 componentes.
e) Mistura de 2 componentes, substância pura compos-
ta, mistura de 3 componentes, mistura de 4 compo-
nentes, mistura de 4 componentes.
48 (Cetef-PR) A maior parte das amostras de matéria na na-
tureza é constituída por duas ou mais substâncias, isto é,
as amostras são misturas. Diante disso, tornou-se neces-
sária uma classificação para a matéria, seja ela natural ou
sintética. Isso nos permite afirmar:
I. Uma substância pura pode ser definida como aquela
cujas propriedades não podem ser modificadas por
processos de purificação.
II. O ouro e o diamante são casos especiais de materiais
que ocorrem naturalmente na forma de substâncias
puras.
III. Uma mistura homogênea ou solução pode ser desdo-
brada através de métodos físicos adequados.
IV. Em uma amostra de material classificado como hete-
rogêneo (suspensão), as propriedades são iguais em
toda a sua extensão.
Das afirmações acima, somente são corretas:
a) I e II d) III e IV
b) I e III e) II e IV
c) I, II e III
49 (UFG-GO) São características das reações químicas (es-
colha as alternativas corretas):
a) formarem novo(s) material(is) ou substância(s);
b) serem reconhecidas pelas diferenças entre proprieda-
des físicas dos reagentes e produtos;
c) ocorrerem com conservação de massas e segundo
proporções fixas entre reagentes e produtos;
d) serem representadas por equações químicas;
e) ocorrerem com rearranjos de átomos;
f) ocorrerem absorvendo ou liberando energia.
50 (UFMG) As seguintes mudanças de cor são evidências de
reações químicas em todos os casos, exceto:
a) a palha de aço úmida passa, com o tempo, de acinzen-
tada para avermelhada.
b) o filamento de uma lâmpada acesa passa de cinza para
amarelo esbranquiçado.
c) uma fotografia colorida exposta ao sol se desbota.
d) água sanitária descora uma calça jeans.
e) uma banana cortada escurece com o passar do tempo.
51 (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 c) 2
b) 1 d) 3
52 (Mackenzie-SP) Certas propagandas recomendam deter-
minados produtos, destacando que são saudáveis por
serem naturais, isentos de "química".
Um aluno atento percebe que essa afirmação é:
a) verdadeira, pois o produto é dito natural porque não
é formado por substâncias químicas.
b) falsa, pois as substâncias químicas são sempre bené-
ficas.
c) verdadeira, pois a Química só estuda materiais artifi-
ciais.
d) enganosa, pois confunde o leitor, levando-o a crer que
"química" significa não-saudável, artificial.
e) verdadeira, somente se o produto oferecido não con-
tiver água.
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53 (UFCE-CE) A água (H 2 0) sofre decomposição pela ação
da corrente elétrica, produzindo hidrogênio (H 2 ) e oxi-
gênio (0 2 ), segundo a reação equacionada abaixo.
H 2 0 (L) * H 2 (g) + y0 2 (g)
Baseado nestas informações, qual é a alternativa correta?
a) A água é uma substância pura simples e se decompõe
em duas outras substâncias puras compostas: H 2 e 0 2 .
b) A água e o hidrogênio são substâncias puras compos-
tas, e o oxigênio uma substância pura simples.
c) A água é uma mistura composta das substâncias H 2 e
0 2/ e o hidrogênio e o oxigênio são substâncias sim-
ples.
d) A água, o hidrogênio e o oxigênio são classificados
como substâncias compostas.
e) O hidrogênio e o oxigênio são substâncias puras e não
podem originar, por processos químicos, outras subs-
tâncias simples.
54 (UnB-DF) A utilização das reações químicas pelo ho-
mem é coisa muito antiga e comum a quase todos os
povos: o fogo, a extração de pigmentos, a fermenta-
ção alcoólica, a cerâmica e a metalurgia são alguns
exemplos dessa utilização. Nos dias de hoje, essa utili-
zação chega a atingir proporções gigantescas, como se
pode perceber pela enorme quantidade de "produtos
químicos" que utilizamos. Por "produto químico" pode-
se entender qualquer material em cuja obtenção tenha
ocorrido uma transformação química controlada pelo
homem.
A. P. Chagas. Como se faz química: uma reflexão sobre a
química e a atividade do químico. Campinas: Unicamp,
1992, p. 13 (com adaptações).
A partir do texto, julgue os itens a seguir.
1. Apesar de o texto afirmar que a "utilização das rea-
ções químicas pelo homem é coisa muito antiga", a
Química como atividade científica não é milenar.
2. As reações químicas são definidas como processos ar-
tificiais.
3. Os produtos químicos de uso diário são constituídos
por átomos de elementos químicos naturais.
4. As reações químicas em um sistema podem ser
identificadas pela mudança de propriedades físicas
desse sistema.
5. Produtos químicos como detergentes e loções para a
pele contêm mais de uma substância.
55 (Unigranrio-Rj) Comparando reagentes e produtos da
reação: 2 H 2 + 0 2 — > 2 H 2 0, pode-se dizer que apresen-
tam igual:
I. o número de átomos
II. o número de moléculas
III. a massa
Dessas afirmações, apenas:
a) I é correta d) II é correta
b) I e III são corretas e) I e II são corretas
c) III é correta
56 (Fatec-SP) Durante uma investigação criminal, o perito
determinou o exame das roupas da vítima. Para isso, or-
denou o seguinte procedimento: queimar totalmente uma
amostra do tecido, recolher as cinzas em um frasco, tratá-
las com água destilada, agitar e filtrar. O resíduo obtido
no filtro, em estado de alta pureza, é o constituinte dese-
jado. Certamente o perito criminal estava procurando:
a) perfume francês. d) ouro em pó.
b) maconha. e) sangue.
c) cocaína.
Capítulo 3 • Explicando a matéria e suas transformações
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Tópicos do capítulo
1. 0 modelo atômico de Thomson
2 . A descoberta da radioatividade
3 . O modelo atômico de Rutherford
4 . A identificação dos átomos
5 . O modelo atômico de
Rutherford-Bohr
6 . O modelo dos orbitais atômicos
7 . Os estados energéticos dos
elétrons
8 . A distribuição eletrônica
Leitura: Usos das radiações
eletromagnéticas
A EVOLUÇÃO DOS MODELOS
ATÔMICOS
Feixe de laser.
Apresentação do capítulo
0 modelo de Dalton , imaginando o átomo como uma bolinha maciça e indivisível, fez a
Química progredir muito no sécuio XIX. Mas a ciência e suas aplicações em nosso cotidiano
não param de evoluir. Ainda no século XIX, vários cientistas descobriram uma série de
fenômenos, tais como a condução de corrente elétrica em certas soluções , o raio X etc.
Originou-se, então, a suspeita de uma possível ligação entre matéria e energia elétrica.
E surgiram perguntas: como explicar a corrente elétrica? E o raio X? Seria o átomo imaginado
por Dalton suficiente para explicar esses novos fenômenos? Seria possível imaginar que
o átomo tivesse alguma coisa " por dentro", ao contrário do que dizia Dalton?
Acontece que o átomo é extraordinariamente pequeno. Como então provar que eie tem
aigo a mais "por dentro"? A história dessa busca é uma verdadeira novela, que se iniciou
no final do século XIX e continua até hoje, da quai alguns episódios serão detalhados a seguir.
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O MODELO ATOMICO DE THOMSON
Já no século VI a.C., o filósofo grego Tales de Mileto havia perce-
bido que, atritando um bastão de resina chamada âmbar com um
tecido ou pele de animal, o âmbar passava a atrair objetos leves, como
folhas secas, fragmentos de palha etc. Daí surgiu o termo eletricida-
de, derivado de elektron, palavra grega que significa âmbar. Na figura
ao lado, um bastão de vidro, já atritado com um tecido de seda, está
atraindo a bolinha de papel.
Um bastão de
plástico atritado
também atrai
um filete de água.
Bastão de vidro atraindo uma bolinha
de papel.
Um pente de plástico atritado com lã atrai
pedacinhos de papel.
Uma explicação razoável para os fenômenos que ilustramos é de que toda matéria, no estado
normal, contém partículas elétricas que se neutralizam mutuamente; quando ocorre atrito, algumas
dessas partículas tendem a migrar de um corpo para outro, tornando-os eletrizados.
Outra série de observações e experiências que abriu novos
caminhos para o esclarecimento da estrutura atômica foi o estudo
das descargas elétricas em gases. O exemplo mais comum des-
ses fenômenos são os raios que "saltam" na atmosfera durante as
tempestades. Em 1854 Heinrich Geissler desenvolveu um tubo de
descarga constituído de um vidro largo, fechado e com eletrodos
circulares em suas extremidades. Geissler notou que, quando pro-
duzia uma descarga elétrica no interior do tubo de vidro, com gás
sob baixa pressão, a descarga deixava de ser barulhenta, e apare-
cia no tubo uma luz cuja cor dependia do gás, de sua pressão e da
voltagem aplicada. É isso que acontece nos tubos luminosos de
néon e nas lâmpadas fluorescentes atuais.
Q(J 11
Gás
|
rv \©
I
f J
Fonte de tensão
Tubo de Geissler
Os ‘‘tubos de néon” são preenchidos com
gases diferentes sob pressão muito baixa
e, quando submetidos a tensões elétricas
elevadas, produzem cores diferentes.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
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CID FRANCISCO ORTE GRANE / CID
A
Em 1875, William Crookes colocou gases muito rarefeitos (isto é, em pressões baixíssimas) em
ampolas de vidro. Submetendo esses gases a voltagens elevadíssimas, apareceram emissões que foram
denominadas raios catódicos. Quando submetidos a um campo elétrico uniforme e externo, gerado
por duas placas planas paralelas e carregadas, esses raios sempre se desviam na direção e no sentido da
placa que está carregada positivamente, o que prova que os raios catódicos são negativos.
Placa carregada
positivamente
Placa carregada
negativamente
Ampola de Crookes submetida a um campo elétrico externo e uniforme.
Outro dado muito importante é que esse desvio ocorre sempre do mesmo modo, qualquer que
seja o gás no interior da ampola. Esses fatos levaram os cientistas a imaginar que os raios catódicos
seriam formados por pequenas partículas negativas, e que essas partículas existem em toda e qualquer
matéria. Essas partículas foram denominadas elétrons. Surgia assim, pela primeira vez na história, a
idéia da existência de uma partícula subatômica (isto é, menor do que o átomo). Contrariando Dalton,
começava-se a provar que o átomo pode ser dividido. Da ampola de Crookes derivam os aparelhos de
raios X e os televisores modernos, como vemos na ilustração a seguir.
Raios catódicos
Ampola de Crookes
Ao atingir o revestimento interno da tela de um
televisor ou de um computador, um feixe de elétrons
provoca a formação de imagens coloridas.
g
o
Uma complementação às experiências de Crookes foi feita em
1886 por Eugen Goldstein, que modificou a ampola de Crookes e
descobriu os chamados raios anódicos ou canais. Esses raios são for-
mados pelos "restos" dos átomos do gás, que sobram após terem
seus elétrons arrancados pela descarga elétrica. Por terem perdido elé-
trons (cargas negativas), as partículas que formam os raios anódicos
são positivas, o que pode ser demonstrado pelo desvio dessas partícu-
las em presença de um campo elétrico ou de um campo magnético.
Raios anódicos Raios catódicos
< >
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Em particular, quando o gás presente na ampola de Goldstein é o hidrogênio (cujos átomos são os
mais leves que se conhecem), os raios canais apresentam o menor de todos os desvios verificados no
campo elétrico ou no magnético. Imaginou-se então a existência de uma segunda partícula subatômica
— o próton — , com carga positiva de valor igual à do elétron (capaz, portanto, de tornar o átomo de
hidrogênio eletricamente neutro).
Para explicar os fenômenos anteriores, Joseph John Thomson propôs, em 1 903, um novo modelo de
átomo, formado por uma "pasta" positiva "recheada" pelos elétrons de carga negativa, o que garantia a
neutralidade elétrica do modelo atômico (esse modelo ficou conhecido como "pudim de passas"). Começa-
va-se, então, a admitir oficialmente a divisibilidade do átomo e a reconhecer a natureza elétrica da matéria.
O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente os seguintes fenômenos:
• eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas
elétricas (parte das positivas em um corpo e igual parte das negativas
em outro, como no caso do bastão atritado com tecido);
• corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons;
• formação de íons negativos ou positivos, conforme tivessem, respec-
tivamente, excesso ou falta de elétrons;
• descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de
seus átomos (como na ampola de Crookes).
Representação do modelo
atômico de Thomson.
Intei-conHoentol Ri*«sí
ME AVISA QUANDO
EU TTVEft QUE *
SORRIR.
A DESCOBERTA DA RADIOATIVIDADE
Em 1896, o cientista francês Henri Becquerel descobriu que o elemento químico urânio emitia
radiações semelhantes, em certos aspectos, aos raios X. Esse fenômeno passou a ser conhecido como
radioatividade. Posteriormente, o casal Curie descobriu radioatividade ainda mais forte nos elementos
químicos polônio e rádio. Em 1898, Ernest Rutherford verificou que algumas emissões radioativas se
subdividiam, quando submetidas a um campo elétrico:
Emissão
radioativa
©
Campo
elétrico
Radiações
P (beta)
Radiações
y(gama)
Radiações
a (alfa)
Joseph John Thomson
Filho de um livreiro, nasceu em 1856, em
Manchester (Inglaterra). Pretendia ser em
genheiro, mas dificuldades financeiras
devidas à morte de seu pai o levaram a
estudar Matemática, Física e Química.
Tornou-se professor em Cambridge,
onde organizou o laboratório Caven-
dish, de grande importância nas pesqui-
sas sobre estrutura atômica. Em 1906, re-
cebeu o prêmio Nobel por seus trabalhos en-
volvendo as propriedades dos elétrons. Faleceu em 1940.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
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2004 UNITED MEDIA/ INTERCONTINENTAL PRESS
Desconfiou-se então de que as radiações a seriam
formadas por partículas positivas (pois são atraídas pelo
pólo negativo) e mais pesadas (pois desviam menos);
as partículas p seriam partículas negativas e mais le-
ves, e as radiações y não teriam massa (o que só foi
explicado mais tarde).
Refletindo sobre esse fenômeno, podemos con-
cluir o seguinte: se a matéria é eletricamente neutra,
seus átomos são, obrigatoriamente, neutros; conse-
qüentemente, a saída de partículas elétricas só será
possível se esses átomos estiverem sofrendo alguma
divisão. Note que reaparece aqui a idéia da divisi-
bilidade do átomo e a da natureza elétrica da matéria
(ou seja, a relação entre matéria e energia).
Atualmente a radioatividade é muito usada em vá-
rios ramos da atividade humana. Em medicina, por exem-
plo, materiais radioativos são usados na detecção de
doenças do coração, da tireóide, do cérebro etc, e tam-
bém em certos tratamentos, especialmente do câncer.
Radioterapia aplicada com o uso da bomba
de cobalto no tratamento do câncer.
O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD
Em 1 91 1 , Rutherford fez uma experiência muito importante, que veio alterar e melhorar profunda-
mente a compreensão do modelo atômico. Resumidamente, a experiência é descrita a seguir.
Bloco de
chumbo
Impressões
ou manchas
fotográficas
Placa de chumbo
com um orifício central
Polônio
Feixe de
partículas a
Papel
Lâmina
finíssima
de ouro
Acompanhando a figura acima, vemos
então que um pedaço do metal polônio emi-
te um feixe de partículas a, que atravessa uma
lâmina finíssima de ouro. Rutherford obser-
vou, então, que a maior parte das partículas
a atravessava a lâmina de ouro como se esta
fosse uma peneira; apenas algumas partícu-
las desviavam ou até mesmo retrocediam.
Como explicar esse fato?
Ernest Rutherford
Nasceu em Nelson (Nova Zelândia),
em 1871 . Foi professor no Canadá e
na Inglaterra — nas universidades de
Manchester e Cambridge. Trabalhou
com ondas eletromagnéticas, raios X,
radioatividade e teoria nuclear, e reali-
zou a primeira transmutação artificial.
Recebeu o Prêmio Nobel de Química
em 1 908. Faleceu em 1 937. Em sua ho-
menagem, o elemento químico 1 04 foi
chamado de rutherfórdio (Rf).
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MARTIN DOHRN/SPL-STOCK PHOTOS
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Rutherford viu-se obrigado a admitir que a lâmina de ouro não era constituída de átomos
maciços e justapostos, como pensaram Dalton e Thomson. Ao contrário, ela seria formada por
núcleos pequenos, densos e positivos, dispersos em grandes espaços vazios, como esquematizados
a seguir:
Os grandes espaços vazios explicam por que a grande maioria das partículas a não sofre desvios.
Entretanto, lembrando que as partículas a são positivas, é fácil entender que: no caso de uma partícula
a passar próximo de um núcleo (também positivo), ela será fortemente desviada; no caso extremo de
uma partícula a chocar diretamente com um núcleo, ela será repelida para trás.
Surge, porém, uma pergunta: se o ouro apresenta núcleos positivos, como
explicar o fato de a lâmina de ouro ser eletricamente neutra?
Para completar seu modelo, Rutherford imaginou que ao redor do núcleo
estavam girando os elétrons. Sendo negativos, os elétrons iriam contrabalançar
a carga positiva do núcleo e garantir a neutralidade elétrica do átomo. Sendo
muito pequenos e estando muito afastados entre si, os elétrons não iriam inter-
ferir na trajetória das partículas a.
Em resumo, o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo represen-
taria o Sol; e os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares e
formando a chamada eletrosfera. A figura ao lado representa o modelo atômi-
co de Rutherford (1 91 1 ).
Hoje, sabemos que o tamanho do átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que o de seu núcleo.
Para efeito de comparação, podemos imaginar o núcleo atômico como sendo uma formiga no centro
de um estádio como o Maracanã (observe que o modelo apresentado acima está totalmente fora de
proporção, pois o núcleo representado é enorme em relação ao tamanho do átomo).
No modelo atômico de Rutherford surgiu, porém, uma dúvida muito importante: se o núcleo
atômico é formado por partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não
desmorona? A resposta veio em 1932, quando o cientista James Chadwick verificou que o núcleo do
elemento berílio radioativo emite partículas sem carga elétrica e de massa praticamente igual à dos
prótons. Essa partícula foi denominada nêutron — confirmando-se assim a existência da terceira par-
tícula subatômica. De certa maneira, os nêutrons "isolam" os prótons, evitando suas repulsões e o
conseqüente "desmoronamento" do núcleo.
Prótons
Representação do núcleo do átomo
,Qf'
/ &
Representação
esquemática do modelo
atômico de Rutherford.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
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Podemos, agora, ilustrar esquematicamente a estrutura
atômica do seguinte modo:
Novos estudos foram feitos visando estabelecer as rela-
ções entre as massas e as intensidades das cargas elétricas
dos prótons, nêutrons e elétrons. Concluiu-se então que,
adotando-se como padrão, para o próton, massa = 1 e carga
elétrica = +1, resultam os seguintes valores aproximados:
Partícula
Massa
Carga elétrica
Próton
1
+ 1
Nêutron
1
0
Elétron
1
1.836
-1
Núcleo
Formado
por prótons
e nêutrons
,0
\
Eletrosfera
Formada por
elétrons
distribuídos em
várias camadas
Observe que a massa de um elétron é cerca de 1 .836 vezes menor que a de um próton ou de um
nêutron. Conseqüentemente, a perda ou ganho de elétrons, por parte de um átomo (que irá transformá-
lo num íon positivo ou negativo), não irá praticamente alterar sua massa.
ATIVIDADES PRÁTICAS
v
Materiais
• 1 régua de plástico • 1 bastão de vidro • 1 pedaço de
tecido de lã • 1 pedaço de flanela • pedaços pequenos
de papel
Procedimento
• Aproxime a régua de um pedacinho de papel. • Observe
se ocorre alguma coisa e anote em seu caderno. • Agora,
atrite a régua em um pedaço de tecido de lã e coloque-a
próxima a um pedacinho de papel. • Anote as observa-
ções feitas em seu caderno. • Repita o procedimento subs-
tituindo o tecido de lã pela flanela. • Aproxime o bastão
de vidro de um pedacinho de papel. • Observe se ocorre
alguma coisa e anote em seu caderno. • Agora, atrite o
bastão de vidro em um pedaço de tecido de lã e colo-
que-o próximo a um pedacinho de papel. • Anote as ob-
servações em seu caderno. • Repita o procedimento subs-
tituindo o tecido de lã pela flanela.
Perguntas
1) O que aconteceu quando a régua foi colocada próxi-
ma ao pedaço de papel antes e depois do atrito? Ten-
te explicar.
2) O que ocorreu quando o bastão de vidro foi colocado
próximo ao pedaço de papel antes e depois do atrito?
Tente explicar.
2 -
Materiais
• 1 régua de plástico • 1 bastão de vidro • 1 pedaço de
tecido de lã
Procedimento
• Abra uma torneira de modo que obtenha um filete fino
e uniforme de água. • Aproxime, sem encostar, a régua
de plástico do filete de água. • Anote as observações fei-
tas em seu caderno. • Atrite a régua com o tecido de lã e
aproxime-a novamente do filete de água. • Anote as ob-
servações em seu caderno. • Repita o procedimento subs-
tituindo a régua pelo bastão de vidro.
Perguntas
1 ) O que ocorreu quando a régua foi colocada próxima ao
filete de água antes e depois do atrito? Tente explicar.
2) O que ocorreu quando o bastão de vidro foi colocado
próximo ao filete de água antes e depois do atrito?
Tente explicar.
Responda em
seu caderno
a) Explique como foi a primeira observação de que se tem notícia, responsável pelo
surgimento do termo eletricidade.
b) Quais as aplicações práticas decorrentes da descarga elétrica em gases rarefeitos?
c) Quais as emissões descobertas em materiais radioativos?
d) Segundo o modelo de Rutherford, do que é formado o átomo?
e) O que Chadwick descobriu?
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f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
1 (Fuvest-SP) Thomson determinou, pela primeira vez, a re-
lação 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 (UCB-DF) Rutherford, ao fazer incidir partículas radioati-
vas em lâmina metálica de ouro, observou que a maioria
das partículas atravessava a lâmina, algumas desviavam
e poucas refletiam. Identifique, dentre as afirmações a
seguir, aquela que não reflete as conclusões de Rutherford
sobre o átomo.
a) Os átomos são esferas maciças e indestrutíveis.
b) No átomo há grandes espaços vazios.
c) No centro do átomo existe um núcleo pequeno e
denso.
d) O núcleo do átomo tem carga positiva.
e) Os elétrons giram ao redor do núcleo para equilibrar
a carga positiva.
3 (Osec-SP) Eletrosfera é a região do átomo que:
a) concentra praticamente toda a massa do átomo.
b) contém as partículas de carga elétrica positiva.
c) possui partículas sem carga elétrica.
d) permanece inalterada na formação dos íons.
e) tem volume praticamente igual ao volume do átomo.
4 Vamos supor que 1 nêutron "pesasse" 1 kg. Quanto
"pesaria" aproximadamente um átomo com 11 pró-
tons, 12 nêutrons e 11 elétrons? Qual seria a carga
desse átomo?
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
5 (Univali-SC) Leia o texto a seguir:
"Há 1 00 anos, a ciência dividiu o que era então conside-
rado indivisível. Ao anunciar, em 1897, a descoberta de
uma nova partícula que habita o interior do átomo, o
elétron, o físico inglês joseph |ohn Thomson mudou dois
mil anos da história que começou quando filósofos gre-
gos propuseram que a matéria seria formada por dimi-
nutas porções indivisíveis, uniformes, duras, sólidas e eter-
nas. Cada um desses corpúsculos foi denominado áto-
mo, o que, em grego, quer dizer "não-divisível". A desco-
berta do elétron inaugurou a era das partículas elementa-
res e foi o primeiro passo do que seria no século seguinte
uma viagem fantástica ao microuniverso da matéria".
Ciência Hoje, vol. 22, n. 131, 1997.
A respeito das idéias contidas no texto, está correta a
alternativa:
a) A partir da descoberta dos elétrons, foi possível deter-
minar as massas dos átomos.
b) Faz cem anos que se descobriu que os átomos não
são os menores constituintes da matéria.
c) Os elétrons são diminutas porções indivisíveis, unifor-
mes, duros, sólidos, eternos e são considerados as par-
tículas fundamentais da matéria.
d) Os átomos, apesar de serem indivisíveis, são constituí-
dos por elétrons, prótons e nêutrons.
e) Com a descoberta do elétron, com carga negativa,
pôde-se concluir que deveriam existir outras partí-
culas, os nêutrons, para justificar a neutralidade elé-
trica do átomo.
6 (UFMG) Na experiência de espalhamento de partículas
alfa, conhecida como "experiência de Rutherford", um
feixe de partículas alfa foi dirigido contra uma lâmina
finíssima de ouro, e os experimentadores (Ceiger e
Marsden) observaram que um grande número dessas
partículas atravessava a lâmina sem sofrer desvios, mas
que um pequeno número sofria desvios muito acentua-
dos. Esse resultado levou Rutherford a modificar o mode-
lo atômico de Thomson, propondo a existência de um
núcleo de carga positiva, de tamanho reduzido e com,
praticamente, toda a massa do átomo.
Qual é a alternativa que apresenta o resultado que era
previsto para o experimento de acordo com o modelo
de Thomson?
a) A maioria das partículas atravessaria a lâmina de ouro
sem sofrer desvios e um pequeno número sofreria des-
vios muito pequenos.
b) A maioria das partículas sofreria grandes desvios ao
atravessar a lâmina.
c) A totalidade das partículas atravessaria a lâmina de
ouro sem sofrer nenhum desvio.
d) A totalidade das partículas ricochetearia ao se chocar
contra a lâmina de ouro, sem conseguir atravessá-la.
7 Se 1 prótron "pesasse" 1 t, quanto "pesaria", aproxima-
damente, 1 nêutron e 1 elétron?
D A IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS
A identificação de coisas e pessoas por meio de números é muito comum em nosso cotidiano. Os
automóveis são identificados pelo número da placa (ou do motor, ou do chassi). As pessoas são
identificadas pelo RG (número da carteira de identidade), ou pelo número do CPF (da Receita Federal).
O número de prótons, de nêutrons e de elétrons constitui dado importante para identificar um
átomo. Por isso, vamos definir alguns conceitos que estão diretamente relacionados a esses números.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos 81
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4.1. Número atômico
Número atômico (Z) é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo.
Num átomo normal, cuja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons.
Quando se diz que o átomo de sódio (Na) tem número atômico 1 1 , isso quer dizer que, no núcleo desse
átomo, existem 1 1 prótons e, conseqüentemente, existem 1 1 elétrons na eletrosfera.
4.2. Número de massa
Número de massa ( A ) é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons ( N ) existen-
tes num átomo.
Portanto:
A = Z + N
É o número de massa que nos informa se um átomo tem massa maior do que outro átomo. Isso é
lógico, pois apenas os prótons e nêutrons tem massa significativa, uma vez que a massa dos elétrons
é desprezível, se comparada à dessas duas partículas.
Vejamos o exemplo: o átomo de sódio tem 1 1 prótons, 1 2 nêutrons e 1 1 elétrons.
Temos, então, para o elemento químico sódio:
• número atômico: Z = 11 (número de prótons = número de elétrons = 11);
• número de nêutrons: N = 12;
• número de massa: A = Z + N = 11 +12 = 23.
4.3. Elemento químico
Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número atômico (Z).
Veja que o número atômico é muito importante, pois identifica o elemento químico (o que foi
proposto em 1 91 4, por Moseley). Assim, quando falamos no elemento químico sódio, estamos falando
dos átomos com número atômico 1 1 . Outros exemplos:
• o número atômico 1 7 identifica os átomos de cloro;
• o número atômico 26 identifica os átomos de ferro; etc.
A notação geral de um átomo é:
Número de massa
Número atômico
Por exemplo: ] s 7 Cl ou 17 Cl 35 indica um átomo de cloro que possui 17 prótons e 18 nêutrons no
núcleo. Seu número de massa é, pois 1 7 + 1 8 = 35.
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4.4. lons
Um átomo, em seu estado normal, é eletricamente neutro, ou seja, o número de elétrons na
eletrosfera é igual ao número de prótons do núcleo, e em conseqüência suas cargas se anulam.
Um átomo pode, porém, ganhar ou perder elétrons da eletrosfera, sem sofrer alterações em seu
núcleo, resultando daí partículas denominadas íons.
Quando um átomo ganha elétrons, ele se torna
um íon negativo, também chamado ânion. Por exem-
plo: o átomo normal de cloro tem 1 7 prótons, 1 8 nêu-
trons e 17 elétrons. Ele pode ganhar 1 elétron e trans-
formar-se em ânion cloreto (Cl ), que terá 1 7 prótons,
1 8 nêutrons e 18 elétrons.
Quando um átomo perde elétrons, ele se torna um
íon positivo, também chamado cátion. Por exemplo: o
átomo de sódio (Na) tem 1 1 prótons, 1 2 nêutrons e 11
elétrons. Ele pode perder 1 elétron, tornando-se um cátion
sódio (Na + ) com 1 1 prótons, 1 2 nêutrons e 1 0 elétrons.
Observe que, quando um átomo ganha elétrons, seu
tamanho aumenta; quando ele perde elétrons, diminui
de tamanho; mas em ambos os casos sua massa pratica-
mente não se altera, pois a massa do elétron é desprezível.
Os íons estão sempre presentes em nosso dia-a-dia. Um perfeito equilíbrio entre os íons Na + e K + ,
por exemplo, é fundamental para o funcionamento das células de nosso organismo. Ao colocarmos sal
(cloreto de sódio) em nossos alimentos, estamos na verdade colocando íons Na + e Cl .
4.5. Isótopos, Isóbaros e isótonos
Examinando o número atômico (Z), o número de nêutrons ( N ) e o número de massa (A) de
diferentes átomos, podemos encontrar conjuntos de átomos com um ou outro número igual. A partir
daí surgiram alguns novos conceitos que agora passamos a definir:
Isótopos são átomos com mesmo número de prótons (Z) e diferente número de
massa (A).
Conclui-se, facilmente, que os isótopos são átomos do mesmo elemento químico que possuem
diferentes números de nêutrons, resultando daí números de massa diferentes. Exemplos:
]H iH i 3 H (Z= 1)
' v ‘
Isótopos de hidrogênio
IO ’£> ’SO (Z = 8)
Isótopos de oxigênio
Cada isótopo é também chamado de nuclídeo. Os três isótopos de hidrogênio, ^H, ^H, 3 H, têm
nomes especiais, a saber, hidrogênio, deutério e trítio, respectivamente; isso não acontece com os
demais, de modo que os três isótopos do oxigênio, mencionados acima, são conhecidos apenas como
oxigênio-1 6, oxigênio-1 7 e oxigênio-1 8.
A isotopia é um fenômeno muito comum na natureza. Podemos dizer que praticamente todos os
elementos químicos naturais são formados por mistura de isótopos. Por exemplo, o elemento químico
cloro é formado por, aproximadamente, 75% de cloro-35 ( 3 )C l) e 25% de cloro-37 (j w 7 Ci), em massa;
observe que, em qualquer composto de cloro existente na Terra, iremos sempre encontrar essa mesma
mistura isotópica — 75% de cloro-35 e 25% de cloro-37.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos 83
(Esquemas com uso de cores-fantasia; sem escala)
Capitulo 04-QF1-PNLEM
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Na natureza existem cerca de 90 elementos químicos diferentes. No entanto, já são conhecidos
milhares de isótopos diferentes — sejam os naturais, sejam os obtidos artificialmente. Dentre os isótopos
artificiais, destacam-se os radioativos, que têm extensa aplicação prática em nossos dias, como na me-
dicina (iodo -1 31, para mapeamento da tiróide), na agricultura (fósforo-32, usado no estudo do meta-
bolismo dos vegetais) etc.
É importante também notar que os isótopos têm propriedades químicas iguais (que dependem
da estrutura da eletrosfera) e propriedades físicas diferentes (que dependem da massa do átomo).
Assim, por exemplo, embora o hidrogênio (H) e o deutério (D) sejam ambos gasosos, a densidade
(propriedade física) do deutério gasoso é o dobro da do hidrogênio. Ambos reagem com o oxigênio,
formando água (propriedade química igual) — o hidrogênio forma a água comum (H 2 0), de densidade
igual a 1,0 g/mL; já o deutério forma a chamada água pesada (D 2 0), pois tem densidade igual a 1,1 g/mL
(veja que até seus compostos têm propriedades físicas diferentes).
Isóbaros são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas
que possuem o mesmo número de massa (A).
Conclui-se que os isóbaros são átomos de elementos químicos diferentes, mas que possuem a
mesma massa, porque um maior número de prótons é compensado por um menor número de nêu-
trons e vice-versa. Exemplos:
19 K 2 oÇa (A = 40)
Isóbaros
2 oCa 21 SC 22 Ü (A = 42)
' V 1
Isóbaros
Os isóbaros têm propriedades físicas e químicas diferentes.
Isótonos são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), dife-
rentes números de massa, porém com mesmo número de nêutrons ( N ).
Exemplo:
17 Cl
nCa
Isótonos
O átomo de cloro tem: N = A - Z = 37 -17 = 20 =>N = 20 nêutrons
O átomo de cálcio tem: N = A - Z = 40 - 20 = 20 => N = 20 nêutrons
Os isótonos têm propriedades físicas e químicas diferentes.
■nrrKfSV Responda em
■ilajUÍUfl seu caderno
a) O que é número atômico?
d) O que são isótopos?
b) O que é número de massa?
e) O que são isóbaros?
\?X
)?)
c) O que é elemento químico?
f) O que são isótonos?
\%
v -—'Co /
84
Capitulo 04-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
8 (UFPE) Isótopos radioativos são empregados no diagnós-
tico e tratamento de inúmeras doenças. Qual é a princi-
pal propriedade que caracteriza um elemento químico?
a) número de massa
b) número de prótons
c) número de nêutrons
d) energia de ionização
e) diferença entre o número de prótons e de nêutrons
Exercício resolvido
9 Quais são os números de prótons (Z), de massa (A),
de nêutrons ( N ) e de elétrons (£) de um átomo de
potássio ( 39 K) em seu estado normal?
Resolução
O número de prótons Z = 1 9, e o número de massa,
A = 39, já estão indicados na representação 3 9 K. O
número de nêutrons é/V = A- Z= 39-19 = 20.
O número de elétrons é £ = Z = 19, pois o átomo
em seu estado normal significa átomo neutro, onde
o número de elétrons deve ser igual ao número de
prótons.
10 (Unifor-CE) Dentre as espécies químicas:
9 5 B, 10 5 B, ”B 10 6 C, ,2 C, 14 C
as que representam átomos cujos núcleos possuem 6 nêu-
trons são:
a) ,0 6 C e 12 6 C d) 9 5 B e ,4 6 C
b) " 5 B e 12 6 C e) ,4 6 C e ,0 5 B
c) ,0 5 B e ” 5 B
11 (UFMA) Em um átomo com 22 elétrons e 26 nêutrons,
seu número atômico e número de massa são, respectiva-
mente:
a) 22 e 26 d) 48 e 22
b) 26 e 48 e) 22 e 48
c) 26 e 22
Exercício resolvido
12 Quais são os números Z, A, N e £ de um cátion
potássio (K + ), com carga elétrica +1?
Resolução
No cátion potássio (K + ), os números de prótons (Z = 1 9),
de massa (A = 39) e de nêutrons ( N = 20) são iguais
ao do próprio átomo de potássio, como calculamos
no exercício 9, pois esses números referem-se ao
núcleo do átomo. A eletrosfera, porém, perdeu um
elétron, no instante em que o átomo neutro de po-
tássio (K°) se transformou em cátion potássio (K + ).
Temos, então, £=18 elétrons.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
14 (UFPE) Isótopos radioativos de iodo são utilizados no dia-
gnóstico e tratamento de problemas da tireoide, e são,
em geral, ministrados na forma de sais de iodeto. O nú-
mero de prótons, nêutrons e elétrons no isótopo 1 31 do
iodeto '53b são, respectivamente:
a) 53, 78 e 52
b) 53, 78 e 54
c) 53, 131 e 53
d) 131, 53 e 131
e) 52, 78 e 53
15 (FGV-SP) Um certo íon negativo, X 3 “, tem carga negativa
— 3, sendo seu número total de elétrons 36 e seu número
de massa 75. Podemos dizer que seu número atômico e
número de nêutrons são, respectivamente:
a) 36 e 39
b) 36 e 42
c) 33 e 42
d) 33 e 39
e) 36 e 75
16 (UFSM-RS) Analise as seguintes afirmativas:
I. Isótopos são átomos de um mesmo elemento que pos-
suem mesmo número atômico e diferente número
de massa.
II. O número atômico de um elemento corresponde ao
número de prótons no núcleo de um átomo.
III. O número de massa corresponde à soma do número
de prótons e do número de elétrons de um elemento.
Está(ão) correta(s):
a) apenas I.
b) apenas II.
c) apenas III.
d) apenas I e II.
e) apenas II e III.
17 (UFPA) Os isótopos do hidrogênio receberam os nomes
de prótio (jH), deutério ( 2 H) e trítio ( 3 H). Nesses átomos
os números de nêutrons são, respectivamente, iguais a:
a) 0, 1 e 2
b) 1 , 1 e 1
c) 1 , 1 e 2
d) 1 , 2 e 3
e) 2, 3 e 4
18 (PUC-MG) Considere os seguintes dados:
Átomo
Prótons
Nêutrons
Elétrons
1
40
40
40
II
42
38
42
Os átomos I e II:
a) são isótopos.
b) são do mesmo elemento.
c) são isóbaros.
d) são isótonos.
e) têm o mesmo número atômico.
Um átomo possui 1 9 prótons, 20 nêutrons e 1 9 elétrons.
Qual dos seguintes átomos é seu isótono?
a) 21 9 A d) \\D
b) 20 9 B e) %E
c) nc
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1 3 (UFG-GO) O número de prótons, nêutrons e elétrons re-
presentados por 13 ®Ba 2+ é, respectivamente:
a) 56, 82 e 56 d) 82, 1 38 e 56
b) 56, 82 e 54 e) 82, 194 e 56
c) 56, 82 e 58
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Capitulo 04-QF1-PNLEM
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
20 (Mackenzie-SP) O número de prótons, de elétrons e de
nêutrons do átomo f 7 Cl é, respectivamente:
a) 1 7, 1 7, 1 8 c) 1 7, 1 8, 1 8 e) 52, 35, 1 7
b) 35, 1 7, 1 8 d) 1 7, 35, 35
21 (UFV-MG) Observe a tabela abaixo:
Elemento neutro
X
Y
Número atômico
13
D
Número de prótons
A
15
Número de elétrons
B
15
Número de nêutrons
C
16
Número de massa
27
E
Os valores corretos de A, B, C, D e E sao, respectivamente:
a) 1 3, 1 4, 1 5, 1 6, 31 d) 1 3, 1 3, 1 4, 1 5, 31
b) 1 4, 1 4, 1 3, 1 6, 30 e) 1 5, 1 5, 1 2, 30, 31
c) 12, 12, 15, 30, 31
22 (UCDB-MS) O isótopo mais abundante do alumínio é o
nM
Os números de prótons, nêutrons e elétrons do íon Aí 3+
deste isótopo são, respectivamente:
a) 1 3, 1 4 e 1 0 c) 1 0, 1 4 e 1 3 e) 1 0, 40 e 1 0
b) 1 3, 1 4 e 1 3 d) 1 6, 1 4 e 1 0
23 (Mackenzie-SP) O íon X 3 ~ tem 36 elétrons e 42 nêutrons.
O átomo neutro X apresenta número atômico e número
de massa, respectivamente:
a) 42 e 78 c) 30 e 72 e) 36 e 75
b) 36 e 78 d) 33 e 75
24 (UFSM-RS) Observe as colunas:
COLUNA 1
COLUNA II
Átomo ou íon
N° de prótons, de elétrons e
de nêutrons, respectivamente
i. 35 7 cr
a. 1, 1, 0
2.
b. 1 3, 1 0, 1 4
3. ÍH
c. 1 7, 1 8, 1 8
4. f(Al 3+
d. 26, 26, 30
5. 3 ’P
e. 15, 15, 16
f. 1 , 2, 1
A associação correta entre as colunas é:
a) 1c-2d-3a - 4b - 5e
b) 1f - 2c - 3b - 4a - 5d
c) 1 c - 2e - 3b - 4d - 5f
d) 1 b - 2d - 3f - 4c - 5a
e) 1 d - 2a - 3c - 4b - 5f
25 Alguns estudantes de Química, avaliando seus conheci-
mentos relativos a conceitos básicos para o estudo do
átomo, analisam as seguintes afirmativas:
I. Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo
número atômico e números de massa diferentes.
II. O número atômico de um elemento corresponde à
soma do número de prótons com o de nêutrons.
III. O número de massa de um átomo, em particular, é a
soma do número de prótons com o de elétrons.
IV. Átomos isóbaros são aqueles que possuem números
atômicos diferentes e mesmo número de massa.
V. Átomos isótonos são aqueles que apresentam núme-
ros atômicos diferentes, números de massa diferentes
e mesmo número de nêutrons.
Esses estudantes concluem, corretamente, que as afirma-
tivas verdadeiras são as indicadas por:
a) I, III e V
b) I, IV e V
c) II e III
d) II, III e V
e) II e V
26 (UFF-RJ) A tabela seguinte fornece o número de prótons
e o número de nêutrons existentes no núcleo de vários
átomos.
Átomo
N 2 de prótons
N 2 de nêutrons
a
34
45
b
35
44
c
33
42
d
34
44
Considerando os dados da tabela, o átomo isótopo de a
e o átomo que tem o mesmo número de massa do áto-
mo a são, respectivamente:
a) d e b
b) c e d
c) b e c
d) b e d
e) c e b
O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-BOHR
5.1. Introdução
O modelo atômico de Rutherford, que descrevemos nas páginas anteriores, foi um grande passo
para a compreensão da estrutura interna do átomo. Mas esse modelo tinha algumas deficiências. De
fato, Rutherford foi obrigado a admitir que os elétrons giravam ao redor do núcleo, pois, sem movimento,os
elétrons (que são negativos) seriam atraídos pelo núcleo (que é positivo); conseqüentemente, iriam de
encontro ao núcleo, e o átomo se "desmontaria" — mas essa ocorrência nunca foi observada.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Y
No entanto, ao admitir o movimento de rotação dos elétrons em tor-
no do núcleo, Rutherford acabou criando outro paradoxo. De fato, diz
a Física Clássica que toda partícula elétrica em movimento circular t \ Elétron
(como seria o caso dos elétrons) está constantemente emitindo ener-
gia. Ora, se o elétron segue liberando (perdendo) energia, sua veloci-
dade de rotação ao redor do núcleo teria de diminuir com o tempo.
Desse modo, o elétron acabaria indo de encontro ao núcleo, descre- 'Núcleo
vendo um movimento espiralado. Como sair então desse impasse? É o
que explicaremos nos itens seguintes.
Essas últimas dúvidas servem para mostrar, mais uma vez, de que maneira a ciência evolui — aos
poucos, enfrentando as contradições apontadas por novas observações e experiências, sempre em bus-
ca de modelos mais satisfatórios.
5.2. Um breve estudo das ondas
A solução para os impasses apontados no item anterior começou a surgir com a mecânica
ondulatória. Vamos então fazer um pequeno estudo das ondas. O exemplo mais simples é o das
ondas do mar:
Alguns dados importantes podem ser notados por um observador parado no ancoradouro:
• o número de ondas que passam pelo ancoradouro por unidade de tempo, o que é chamado de
freqüência e representado pela letra f { na figura acima, passam 4 ondas por minuto); a freqüên-
cia pode ser medida em ciclos por minuto ou em ciclos por segundo, que é denominado hertz
(símbolo Hz), em homenagem ao físico Heinrich Hertz;
• a distância entre duas cristas consecutivas, o que é chamado de comprimento de onda e repre-
sentado pela letra grega X (lambda); o comprimento de onda é medido em metros (ou seus
múltiplos e submúltiplos);
• a velocidade de passagem das ondas, que é chamada de velocidade de propagação, represen-
tada por v e medida em metros por minuto.
Essas três grandezas físicas — a velocidade de propagação (v), o comprimento de onda (X) e a
freqüência ( f ) — caracterizam a onda, e relacionam-se de acordo com a seguinte fórmula matemática:
v = Xf
No exemplo da figura acima, se pelo ancoradouro estiverem passando 4 ondas por minuto e o
comprimento de onda for de 0,5 metro, teremos então:
v = 0,5 • 4 => v = 2 m/min
isto é, ondas com velocidade de 2 metros por minuto.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos 87
Capitulo 04-QF1-PNLEM
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J. GUTIIERREZ SANCHEZ/ CID
5.3. As ondas eletromagnéticas
Para a continuação de nossos estudos é
importante considerar agora as chamadas
ondas eletromagnéticas. Essas ondas são
formadas pela oscilação simultânea de um
campo elétrico e de um campo magnético
perpendiculares entre si.
A onda eletromagnética se desloca na direção do eixo x;
o campo elétrico oscila na direção do plano xy; e o
campo magnético, na direção do plano xz.
Campo magnético
Em nosso cotidiano, o exemplo mais comum de onda ou oscilação eletromagnética é a luz. Uma
observação de grande importância é notar o comportamento da luz ao atravessar um prisma de vidro.
Um feixe de luz branca (luz solar ou de uma lâmpada incandescente comum) se decompõe em várias
cores, que formam o chamado espectro luminoso, conforme mostramos na ilustração a seguir:
Vermelho ■
Alaranjado I
Amarelo S
Verde I
Azul ?
Dispersão da luz
branca através
de um prisma.
Anil I
Violeta I
Vista frontal do anteparo
A ilustração acima mostra um espectro contínuo, pois as cores vão variando gradativamente do
vermelho ao violeta — que são os dois limites extremos para nossa visão. Fenômeno idêntico ocorre na
formação do arco-íris, em que as gotículas de água no ar agem sobre a luz do mesmo modo que o
prisma de vidro.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Qual é a diferença entre uma cor e outra? Hoje sabemos que a diferença reside nos comprimentos
de onda e nas freqüências, que variam para cada cor. Em um semáforo, por exemplo, temos as cores:
• verde, com X = 530 nm
• amarelo, com X = 580 nm Essas cores são exemplos de luzes monocromáticas
• vermelho, com X = 700 nm (do grego monos, um; chroma, cor).
(nm = nanômetro = 1 0 9 metros)
Hoje sabemos também que o espectro completo das ondas eletromagnéticas é muito mais amplo
do que o da luz visível, isto é, das ondas que podemos perceber por meio da visão. O esquema seguinte
procura dar uma idéia do espectro eletromagnético completo:
Luz visível
icr 16 nr” ür 42 nr ' 10 \ nr 1
Comprimento de onda aumenta
<=
Diâmetro do átomo
Frequência (e energia) aumenta
1 CT 1 (T
10"'
10
1 m
10 | 10
1 km
1 0 6 X (m)
Hz
Raios
cósmicos
Q
1 0 24 1 0 22 1 0 2U 10"
10 "
10 10 10 “ 10 10 10
10
Raios y
Raios X
Produzidos em
reações nucleares
Microondas
e radar
Rádio e TV
Rádio
(ondas longas)
Produzido por osciladores elétricos
de corrente alternada
Energia solar
A luz branca visível é formada por:
- O espectro visível
4 - 10 "'
5 -10
6-10"'
7 - 10 “
X (m)
A velocidade de propagação (v) de todas as ondas eletromagnéticas no vácuo é igual e constante,
valendo aproximadamente 300.000 quilômetros por segundo. Essa é uma velocidade enorme, tanto
que a luz do Sol demora apenas 8 minutos e 30 segundos para chegar à Terra, embora a distância média
do Sol à Terra seja de aproximadamente 150 milhões de quilômetros.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
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Voltemos agora à experiência de produzir um espectro luminoso fazendo a luz atravessar um pris-
ma de vidro, como vimos na página 88. Se em vez da luz solar ou de uma lâmpada incandescente
usássemos um tubo semelhante ao de Geissler (página 75), contendo o gás hidrogênio a baixa pressão
e sob alta tensão elétrica ("lâmpada" de hidrogênio), o fenômeno observado seria bem diferente:
Vermelho ■■
Azul mm
Anil —
Violeta
Vista frontal
do anteparo
Em lugar do espectro contínuo (isto é, contendo todas as cores), vemos agora no anteparo apenas
algumas linhas coloridas, permanecendo o restante totalmente escuro. Dizemos então que o espectro é
descontínuo e chamamos as linhas luminosas de raias ou bandas do espectro.
A descontinuidade do espectro não ocorre só com o hidrogênio, mas com todos os elementos quími-
cos. É também muito importante notar que as raias do espectro são constantes para um dado elemento
químico, mas mudam de um elemento para outro, como mostramos no esquema abaixo:
Espectro de hidrogênio H
Espectro de hélio ■ I
Espectro de sódio I
Espectro contínuo
Vermelho Alaranjado Amarelo Verde Azul Anil Violeta
Comprimento de onda crescente
c =1
Alguns espectros da luz visível. Cada elemento químico tem seu espectro característico,
como se fosse uma “impressão digital”.
Pois bem, no início do século XX surgiu a seguinte pergunta: estariam essas raias do espectro
descontínuo ligadas à estrutura atômica? É o que esclareceremos no item seguinte.
5.4. O modelo de Rutherford-Bohr
O cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford, utili-
zando a teoria de Max Planck. Em 1 900, Planck já havia admitido a hipótese de que a energia não seria
emitida de modo contínuo, mas em "pacotes". A cada "pacote de energia" foi dado o nome de quantum.
Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr:
• os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas, que
são denominadas órbitas estacionárias;
• movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia;
• ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem
definida de energia, chamada quantum de energia (em latim, o plural de quantum é quanta ).
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Capitulo 04-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Essa emissão de energia é explicada a seguir.
Recebendo energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o
elétron salta de uma órbita mais interna para outra mais externa; a quan-
tidade de energia recebida é, porém, bem definida (um quantum de
energia).
Pelo contrário, ao "voltar" de uma órbita mais externa para outra
mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz
de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravio-
leta ou raios X (daí o nome de fóton, que é dado para esse quantum de
energia).
Esses saltos se repetem milhões de vezes por segundo, produzindo
assim uma onda eletromagnética, que nada mais é do que uma sucessão
de fótons (ou quanta ) de energia.
Considerando que os elétrons só podem saltar entre órbitas bem definidas, é fácil entender por que
nos espectros descontínuos aparecem sempre as mesmas raias de cores também bem definidas. Mais
uma vez, notamos a ligação entre matéria e energia — nesse caso, a energia luminosa.
No caso particular do átomo de hidrogênio, temos um esquema com a seguinte relação entre os
saltos dos elétrons e as respectivas raias do espectro:
Três possíveis saltos do elétron do elemento hidrogênio
Acompanhando a figura anterior, verifique que: quan-
do o elétron volta da órbita número 4 para a de número 1 ,
ele emite luz de cor azul; da 3 para a 1, produz luz verde;
e, da 2 para a 1, produz luz vermelha.
E fácil entender que átomos maiores, tendo maior nú-
mero de elétrons, darão também maior número de raias
espectrais; além disso, quando o elemento químico é aque-
cido a temperaturas mais altas (isto é, recebe mais ener-
gia), o número de "saltos eletrônicos" e, conseqüentemen-
te, o número de raias espectrais também aumenta; no limi-
te as raias se "juntam" e formam um espectro contínuo,
como o produzido pela luz solar ou pelo filamento de
tungsténio de uma lâmpada incandescente, quando acesa.
Assim, ao modelo atômico de Rutherford, corrigido
pelas ponderações de Bohr, foi dado o nome de modelo
atômico de Rutherford-Bohr (1 91 3).
Niels Henrik David Bohr
Nasceu em Copenha-
gue, Dinamarca, em
1885. Estudou na Di-
namarca e na Inglater-
ra. Foi professor da
Universidade e diretor
do Instituto de Física
Teórica de Copenha-
gue. Por seus traba-
lhos sobre estrutura
atômica, recebeu o
Prêmio Nobel de Físi-
ca de 1922. Estudou
a fissão nuclear, contribuindo assim para o desen-
volvimento da energia atômica. Faleceu em 1 962.
Em sua homenagem, o elemento químico 1 07 re-
cebeu o nome bóhrio (Bh).
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
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Capitulo 04-QF1-PNLEM
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Estudos posteriores mostraram que as órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agru-
pam em sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N, 0, P, Q. Em cada camada, os elétrons
possuem uma quantidade fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas
estados estacionários ou níveis de energia. Além disso, cada camada comporta um número máximo
de elétrons, conforme é mostrado no esquema a seguir:
2 8 18 32 32 18 2
A
M N O P Q
ATIVIDADES PRÁTICAS
1- Procure decompor a luz solar com um prisma de vi-
dro. Use, por exemplo, uma janela pouco aberta para
obter um feixe estreito de luz solar. Faça-o passar por
um prisma de vidro e projete o "arco-íris" formado
sobre uma folha de papel branco.
2- Observe a decomposição da luz solar ou de uma lâm-
pada na superfície de um CD. São os pequenos sul-
cos existentes no CD que provocam esse fenômeno
(cuidado: não dirija a luz solar refletida diretamente
para seus olhos).
Responda em
seu caderno
a) Qual era o defeito do modelo atômico de Rutherford?
b) O que é freqüência?
c) O que é comprimento de onda?
d) O que é velocidade de propagação?
e) O que são ondas eletromagnéticas?
f) A que corresponde o espectro luminoso completo?
g) Qual é o valor da velocidade de propagação, em km/s, de todas as ondas eletro-
magnéticas?
h) Qual é o comportamento do espectro descontínuo para cada elemento químico?
i) O que acontece com o elétron quando ele se move em uma órbita estacionária?
j) O que ocorre com o elétron na passagem de uma órbita estacionária para outra?
k) Quantas camadas eletrônicas podem existir nos átomos já conhecidos? Como elas
são denominadas?
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EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
27 (PUC-MC) Observe as duas colunas abaixo:
1 . Dalton
A. Descoberta do núcleo e seu ta-
manho relativo.
2. Rutherford
B. Átomos esféricos, maciços,
indivisíveis.
3. Niels Bohr
C. Modelo semelhante a um "pudim
de passas" com cargas positivas
e negativas em igual número.
4. J. j. Thomson
D. Os elétrons giram em torno do nú-
cleo em determinadas órbitas.
Qual das seqüências traz a relaçao correta entre os no-
mes dos cientistas e os modelos atômicos?
a) 1A-2B-4C-3D
b) 1A-4B- 3C-2D
c) 2A-1B-4C-3D
d) 3A - 4B - 2C - 1 D
e) 4A-1B-2C-3D
28 Chama-se fóton certa quantidade de energia capaz de:
a) sempre expulsar o elétron do átomo
b) sempre que absorvida pelo elétron, mudar a sua traje-
tória para outra mais externa.
c) apenas manter o elétron em órbita.
d) desintegrar o átomo.
e) transformar o átomo num ânion.
29 O máximo de elétrons que um átomo pode representar
na camada N é:
a) 2 b) 8 c) 1 8 d) 32 e) 64
30 (FMTM-MG) Fogos de artificio utilizam sais de diferentes
íons metálicos misturados com um material explosivo.
Quando incendiados, emitem diferentes colorações. Por
exemplo: sais de sódio emitem cor amarela, de bário, cor
verde e de cobre, cor azul. Essas cores são produzidas
quando os elétrons excitados dos íons metálicos retornam
para níveis de menor energia. O modelo atômico mais
adequado para explicar esse fenômeno é o modelo de:
a) Rutherford d) Dalton
b) Rutherford-Bohr e) Millikan
c) Thomson
31 (UFV-MG) O sal de cozinha (NaCl) emite luz de colora-
ção amarela quando colocado numa chama. Baseando-
se na teoria atômica, é correto afirmar que:
a) os elétrons do cátion Na + , ao receberem energia da
chama, saltam de uma camada mais externa para uma
mais interna, emitindo luz amarela.
b) a luz amarela emitida nada tem a ver com o sal de
cozinha, pois ele não é amarelo.
c) a emissão da luz amarela se deve a átomos de oxigênio.
d) os elétrons do cátion Na + , ao receberem energia da
chama, saltam de uma camada mais interna para uma
mais externa e, ao perderem a energia ganha, emi-
tem-na sob a forma de luz amarela.
e) qualquer outro sal também produziria a mesma co-
loração.
32 (UFRGS-RS) Uma moda atual entre as crianças é colecio-
nar figurinhas que brilham no escuro. Essas figuras apre-
sentam em sua constituição a substância sulfeto de zin-
co. O fenômeno ocorre porque alguns elétrons que com-
põem os átomos dessa substância absorvem energia lu-
minosa e saltam para níveis de energia mais externos.
No escuro, esses elétrons retornam aos seus níveis de ori-
gem, liberando energia luminosa e fazendo a figurinha
brilhar. Essa característica pode ser explicada consideran-
do o modelo atômico proposto por:
a) Dalton. c) Lavoisier. e) Bohr.
b) Thomson. d) Rutherford.
Exercício resolvido
33 Uma emissora de rádio transmite na freqüência de
1 .000 kHz (quilohertz). Sabendo-se que a velocida-
de das ondas eletromagnéticas é de aproximadamen-
te 300.000 km/s, pede-se calcular o comprimento
de onda da emissora.
Resolução
Sendo v = X • f, temos:
300.000 = X • 1 .000.000 =>
X = 0,3 km (300 m)
34 Uma emissora de televisão transmite na faixa de 76 a
82 MHz (megahertz). Sendo de 300.000 km/s a veloci-
dade das ondas eletromagnéticas, qual é a faixa de com-
primentos de onda utilizada por essa emissora? Note que
a resposta deste exercício será menor do que a do ante-
rior, pois as emissoras de televisão empregam ondas mais
curtas do que as das emissoras de rádio AM.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
35 (UFRGS-RS) O conhecimento sobre estrutura atômica
evoluiu à medida que determinados fatos experimen-
tais eram observados, gerando a necessidade de propo-
sição de modelos atômicos com características que os
explicassem.
Fatos observados
I. Investigações sobre a natureza elétrica da matéria e
descargas elétricas em tubos de gases rarefeitos.
II. Determinação das leis ponderais das combinações
químicas.
III. Análise dos espectros atômicos (emissão de luz com
cores características para cada elemento).
IV. Estudos sobre radioatividade e dispersão de partícu-
las alfa.
Características do modelo atômico
1 . Átomos maciços, indivisíveis e indestrutíveis.
2. Átomos com núcleo denso e positivo, rodeado pelos
elétrons negativos.
3. Átomos com uma esfera positiva onde estão distri-
buídas, uniformemente, as partículas negativas.
4. Átomos com elétrons, movimentando-se ao redor do
núcleo em trajetórias circulares — denominadas ní-
veis — com valor determinado de energia.
A associação correta entre o fato observado e o modelo
atômico proposto, a partir deste subsídio, é:
a) I - 3; II - 1 ; III - 2; IV - 4 d) I - 4; II - 2; III - 1 ; IV - 3
b) I - 1; II - 2; III -4; IV- 3 e) I - 1; II - 3; III - 4; IV - 2
c) I - 3; II - 1; III - 4; IV- 2
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
93
Capitulo 04-QF1-PNLEM
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36 (UCF-RJ) O físico dinamarquês Niels Bohr (1885-1962)
enunciou, em 1 91 3, um modelo atômico que relacionou
a quantidade de energia dos elétrons com sua localiza-
ção na eletrosfera.
Em relação à energia associada às transições eletrônicas,
um elétron, ao absorver energia, pode sofrer a seguinte
transição:
a) da órbita N para a órbita M.
b) da órbita P para a órbita O.
c) da órbita L para a órbita K.
d) da órbita O para a órbita P.
e) da órbita M para a órbita L
37 (PUC-RS) Quando se salpica um pouco de cloreto de sódio
ou bórax diretamente nas chamas de uma lareira, ob-
têm-se chamas coloridas. Isso acontece porque nos áto-
mos dessas substâncias os elétrons excitados:
a) absorvem energia sob forma de luz, neutralizando a
carga nuclear e ficando eletricamente neutros.
b) retornam a níveis energéticos inferiores, devolvendo
energia absorvida sob forma de luz.
c) recebem um quantum de energia e distribuem-se ao
redor do núcleo em órbitas mais internas.
d) emitem energia sob forma de luz e são promovidos
para órbitas mais externas.
e) saltam para níveis energéticos superiores, superando
a carga nuclear e originando um ânion.
38 (UFPI) O sulfeto de zinco (ZnS) tem a propriedade denomi-
nada fosforescência, capaz de emitir um brilho amarelo-
esverdeado depois de exposto à luz. Analise as afirmativas
abaixo, todas relativas ao ZnS, e indique a opção correta:
a) salto de núcleos provoca fosforescência.
b) salto de nêutrons provoca fosforescência.
c) salto de elétrons provoca fosforescência.
d) elétrons que absorvem fótons aproximam-se do núcleo.
e) ao apagar a luz, os elétrons adquirem maior conteú-
do energético.
O MODELO DOS ORBITAIS ATÔMICOS
Como já comentamos, novas observações, experiências e cálculos levam os cientistas a novas conclu-
sões. Desse modo, verificou-se também que o elétron se comporta ora como partícula, ora como onda,
dependendo do tipo de experiência. Devemos, portanto, deixar de entender o elétron como uma boli-
nha em movimento rápido e assumi-lo como um ente físico que tem comportamento dual — uma
partícula-onda. De fato, já em 1 924, o físico francês Louis De Broglie havia lançado a hipótese de que,
se a luz apresenta natureza dual, uma partícula também teria propriedades ondulatórias. De Broglie
tentou associar a natureza dual da luz ao comportamento do elétron, enunciando o seguinte postulado:
A todo elétron em movimento está associada uma onda característica (princípio da
dualidade ou de De Broglie).
Outra consideração muito importante é a seguinte: podemos medir, com boa precisão, a posição
e a velocidade de "corpos grandes", como, por exemplo, de um automóvel numa estrada, com um
aparelho de radar. O elétron, no entanto, é tão pequeno que, se tentássemos determinar sua posição ou
velocidade, os próprios instrumentos de medição alterariam essas determinações. (Pense num exem-
plo grosseiro: se, para medir a velocidade de uma roda, nós precisarmos encostar nela um velocímetro,
o atrito do velocímetro estará "freando" a roda e, portanto, alterando sua velocidade.) Por isso Werner
Heisenberg, em 1 926, afirmou que "quanto maior for a precisão na medida da posição de um elétron,
menor será a precisão da medida de sua velocidade e vice-versa", e enunciou o seguinte princípio:
0
TD
o
õ
o
o
0
TD
OS
0
TO
O
tõ
o>
Não é possível calcular a posição e a velocidade de um elétron, num mesmo instante
(princípio da incerteza ou de Heisenberg).
FRANK & ERNEST® by Bob Thaves
INGRESSOS
PARA A PALESTRA
HEISENBERG E O
PRINCÍPIO t> A
INCERTEZA "
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Capitulo 04-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Devido à dificuldade de se prever a posição exata de um elétron na eletrosfera, o cientista Erwin
Schrõdinger (1926) foi levado a calcular a região onde haveria maior probabilidade de se encontrar o
elétron. Essa região do espaço foi denominada orbital.
Orbital é a região do espaço ao redor do núcleo onde é máxima a probalidade de
encontrar um determinado elétron.
Façamos uma comparação grosseira:
Quando um avião está com os motores parados, nós
vemos as pás das hélices em posições fixas e bem
definidas.
Quando os motores estão funcionando, vemos círculos
dentro dos quais teremos, em qualquer posição, a
probabilidade de “topar” com uma pá da hélice. Esses
círculos podem ser chamados de “orbitais" das pás das
hélices.
Tomando como exemplo o átomo de hidrogênio, que possui um único elétron, teremos:
/
O
;
Segundo o modelo atômico de Rutherford-Bohr, o elétron
seria uma pequena partícula girando em alta velocidade
em uma órbita circular.
Segundo o modelo de orbitais, o elétron é uma
partícula-onda que se desloca no espaço, mas estará
com maior probabilidade dentro de uma esfera (orbital)
concêntrica ao núcleo. Devido à sua velocidade, o
elétron fica dentro do orbital, assemelhando-se a uma
nuvem eletrônica.
PODE-SE VER O ÁTOMO?
1
Não se pode ver um átomo isolado exatamente como foi descrito
nos vários modelos que acabamos de abordar. No entanto, podem-
se ver manchas coloridas, na tela de um computador, dando a loca-
lização dos átomos num dado material. Essas manchas são obtidas
através do chamado microscópio de tunelamento em uma técnica
criada na década de 1980.
Não se esqueça, porém, de que a ciência sempre procura dar um
passo à frente. De fato, em meados de 2003, foi anunciada a descober-
ta de um processo para detectar as nuvens eletrônicas do átomo de
silício. Um pulso de raios X muito rápido (da ordem de 1 CT 18 segundos)
arranca elétrons dos átomos e um segundo pulso de raios X "fotogra-
fa" a reposição desses elétrons, medindo a energia eletromagnética
que é liberada. O fenômeno é analisado por supercomputadores, que
criam uma imagem colorida da nuvem eletrônica.
Imagem de átomos de ouro (em
amarelo e vermelho) sobre uma base
de átomos de grafite (em verde), vistos
ao microscópio de tunelamento.
Aumento: 28 milhões de vezes.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
95
Capitulo 04-QF1-PNLEM
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6/7/05, 14:32
PHILIPPE PLAILLY / SPL-STOCK PHOTOS
OS ESTADOS ENERGETICOS DOS ELETRONS
Devido às dificuldades expostas no item anterior, os cientistas preferem, atualmente, identificar os
elétrons por seu conteúdo de energia.
Por meio de cálculos matemáticos, chegou-se à conclusão de que os elétrons se dispõem ao redor
do núcleo atômico, de acordo com o diagrama energético abaixo:
Esse diagrama nos fornece alguns dados importantes, como veremos a seguir.
7.1. Níveis energéticos
São as sete "escadas" que aparecem no diagrama anterior e onde os elétrons têm um conteúdo
de energia crescente. Esses níveis correspondem às sete camadas ( K , L, M, N, O, P e Q) do modelo de
Rutherford-Bohr. Atualmente, eles são identificados pelo chamado número quântico principal (ri), que
é um número inteiro, variando de 1 a 7.
7.2. Subníveis energéticos
São os "degraus" de cada escada existente no diagrama anterior. De cada degrau para o seguinte
há, também, aumento no conteúdo de energia dos elétrons. Esses subníveis são identificados pelo
chamado número quântico secundário ou azimutal (í), que assume os valores 0, 1, 2 e 3, mas que é
habitualmente designado pelas letras s, p, d, f, respectivamente.
Note que, no diagrama anterior, nós já escrevemos um "endereço" sobre cada degrau. Assim, por
exemplo, se for mencionada a posição 3 p, devemos saber que se trata do segundo degrau da terceira
escada, no tocante ao nível de energia.
7.3. Orbitais
Completando o modelo atual da eletrosfera, devemos acrescentar que cada subnível comporta
um número diferente de orbitais, de acordo com o diagrama energético mais completo que mostra-
mos a seguir:
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Energia
t i
.2
*5Ã
•—
V
o
o
-a
o
c
o
£
3
<
6 d
5f
7 s
6p
5d
4í
6s
5 P
4d
5s
4p
3c/
45
3 P
3s
2p
2s
Is
Núcleo
Nesse diagrama, cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Vemos que os
subníveis ("degraus") s, p, d, f, contêm sucessivamente 1, 3, 5, 7 (seqüência de números ímpares)
orbitais. Os orbitais são identificados pelo chamado número quântico magnético (M t ou m ). Num
dado subnível, o orbital central tem o número quântico magnético igual a zero; os orbitais da direita
têm m = +1, +2, +3; os da esquerda têm m = — 1, -2, -3, como está exemplificado abaixo:
-3
-2
-1
0
+ 1
+2
+ 3
7 . 4 . Spirt
Finalmente, cálculos matemáticos provaram que um orbital comporta no máximo dois elétrons.
No entanto, surge uma dúvida: se os elétrons são negativos, por que não se repelem e se afastam?
A explicação é a seguinte: os elétrons podem girar no mesmo sentido ou em sentidos opostos, criando
campos magnéticos que os repelem ou os atraem. Essa rotação é conhecida como spin (do inglês to
spin, girar):
Spins paralelos (repulsão)
Spins opostos ou antiparalelos (atração)
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
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Capitulo 04-QF1-PNLEM
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Daí a afirmação, conhecida como princípio da exclusão de Pauli:
Um orbital comporta no máximo dois elétrons, com spins contrários.
Desse modo, a atração magnética entre os dois elétrons contrabalança a repulsão elétrica entre eles.
O spine identificado pelo chamado numero quântico de spin(M s ou s), cujos valores são —— e +—.
Normalmente, a representação dos elétrons nos orbitais é feita por meio de uma seta:
|f | representa, por convenção, um elétron com spin negativo s =
f| representa, por convenção, um elétron com spin positivo s
= + l
7.5. A identificação dos elétrons
Resumindo, podemos dizer que cada elétron da eletrosfera é identificado por seus quatro números
quânticos:
• o número quântico principal: n • o número quântico magnético: m ou M t
• o número quântico secundário: l • o número quântico do spin: s ou M s
Por exemplo, os dois elétrons do elemento hélio têm os seguintes números quânticos:
K(n =
Como
1 )
12 22
t 1
s(l =
0)
1 2 elétron: n = 1 , l = 0, m = 0, s =
2° elétron: n = 1 , l = 0, m = 0, s =
segundo exemplo, observe o diagrama parcial abaixo:
Neste diagrama, o elétron que está assinalado (f) tem os seguintes números quânticos:
n = 3 ; l = 1 ; m = - 1 ; s = — y
Esse elétron será representado simbolicamente por:
Indica o número
quântico principal
| Indica a quantidade de elétrons existente nesse subnível
| Indica o número quântico secundário
Por analogia, podemos dizer que um elétron é localizado por seus quatro números quânticos, da
mesma maneira que uma pessoa é localizada por seu endereço — nome da rua, número do prédio,
andar e número do apartamento. Assim, podemos enunciar o princípio da exclusão de Pauli:
Num átomo, não existem dois elétrons com os quatro números quânticos iguais.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
No preenchimento dos orbitais, outra regra importante é a chamada regra de Hund ou da máxi-
ma multiplicidade, que diz:
Em um mesmo subnível, de início, todos os orbitais devem receber seu primeiro elé-
tron, e só depois cada orbital irá receber seu segundo elétron.
Assim, a ordem de entrada dos seis elétrons num orbital do tipo p será:
I 2 elétron
2- elétron
3 2 elétron
4 2 elétron
5 2 elétron
6 2 elétron
Por fim, é importante não confundir:
• elétron mais afastado do núcleo (ou elétron de valência) é aquele com maior valor do número
quântico principal (n);
• elétron mais energético é aquele situado no nível (n) ou subnível (l) de maior energia, o que é
dado pela soma n + l.
Por exemplo, na distribuição eletrônica do átomo de escândio, temos:
Elétron mais
t
t
t
t
t
t
u
t
t
1 1
t J
t
u
H
H
Responda em
seu caderno
a) Segundo De Broglie, qual o comportamento do elétron?
b) Qual é o princípio de Heisenberg?
c) O que é orbital?
d) Ao que correspondem os níveis energéticos no modelo de Rutherford-Bohr?
e) O que são subníveis energéticos?
f) O que é spin ?
g) Como um elétron pode ser identificado em um átomo?
h) Qual é o elétron mais afastado do núcleo (ou elétron de valência)?
i) Qual é o elétron mais energético?
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
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Capitulo 04-QF1-PNLEM
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EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
39 Quais são os subníveis que formam a camada eletrô-
nica L ?
Resolução
Olhando para o diagrama energético, concluímos
que a camada L (que corresponde ao número
quântico principal n = 2) só pode apresentar os
subníveis s e p.
40 Quais sao os subníveis que podem existir no nível
energético de número quântico principal ( n ) igual a 4?
Exercício resolvido
41 Qual o número máximo de orbitais que podem exis-
tir no nível energético M ?
Resolução
Pelo diagrama dos níveis energéticos, vemos que o
nível ou camada M (n = 3) poderá apresentar, no
máximo, 9 orbitais.
42 Qual o número máximo de elétrons que o nível N com-
porta?
43 (Fatec-SP) Considere as afirmações abaixo.
I. em um subnível d há 7 orbitais;
II. em um subnível p há 3 orbitais;
III. em um orbital s cabem 2 elétrons;
IV. em um orbital p cabem 6 elétrons.
Quanto a tais afirmações:
a) apenas a II é correta.
b) apenas a I e a II são corretas.
c) apenas a II e a III são corretas.
d) apenas a II, a III e a IV são corretas.
e) todas são corretas.
Exercício resolvido
44 Um átomo possui, numa camada, os subníveis s, p e
d com o máximo de elétrons. Quantos elétrons pos-
sui essa camada, supondo que apenas os subníveis
s, p e d estejam presentes?
Resolução
• O subnível s contém, no máximo
• O subnível p contém, no máximo
• O subnível d contém, no máximo
TOTAL
2 elétrons
6 elétrons
1 0 elétrons
1 8 elétrons
45 Quantos elétrons tem um átomo que apresenta os
subníveis 1 s, 2s, 2 p lotados?
46 (UFSM-RS) Em relação à configuração eletrônica nos
níveis e subníveis dos átomos, analise as seguintes afir-
mativas:
I. Quanto maior a distância de um elétron do núcleo,
maior será a sua energia total.
II. A terceira e quarta camadas admitem, no máximo,
32 elétrons.
III. A primeira camada é a menos energética e pode ter,
no máximo, 8 elétrons.
Está(ão) correta(s):
a) I apenas d) I e II apenas
b) II apenas e) II e III apenas
c) III apenas
Exercício resolvido
47 Coloque no esquema abaixo, que representa o
subnível d, um total de 7 elétrons.
Indique os quatro números quânticos do último elé-
tron colocado, sabendo-se que esse subnível é da
camada M.
Resolução
Inicialmente devemos notar que:
• no nível ou camada M — * n = 3
• no subnível d *■ 1=2
A seguir devemos lembrar que a ordem de coloca-
ção dos sete elétrons no subnível obedece à regra
de Hund (os números escritos abaixo da figura indi-
cam a ordem de "entrada" dos elétrons):
m — >
Ordem de entrada — >
Concluímos então que os quatro números quânticos
que indicam esse sétimo e último elétron são:
n = 3; l = 2; m = — 1 ; s = + —
2
-2 -1 0 +1 +2
u
u
t
t
t
1 2 3 4 5
6 ®
48 (Ufac) Um elétron localiza-se na camada "2" e subnível
"p" quando apresenta os seguintes valores de números
quânticos:
a) rr = 4 e 1=0 d) n = 3 e í = 1
b) n = 2 e 1=1 e) n = 2 e 1 = 0
c) n = 2 e 1 = 2
49 No caderno, indique qual é o conjunto dos quatro nú-
meros quânticos que representam o elétron assinalado
abaixo e que está situado no subnível 4 f .
t
50 Indique os quatro números quânticos do primeiro elé-
tron colocado no subnível 5s.
51 (Cesgranrio-Rj) Qual é a opção que contraria a regra de
Hund?
a)
□
«o tmt
b)
O
e) tH
c)
tlt t
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
52 Qual o número máximo de orbitais que o subnível dcom-
porta?
53 Qual o número máximo de elétrons que podem existir
no subnível f?
54
(FEP-PA) Colocar em ordem crescente de energia os
subníveis eletrônicos:
4 d
4 f
5 P
6s
a) 4d < 4f < 5p < 6 s d) 5p < 6s < 4f< 4 d
b) 4f < 4d < Sp < 6 s e) 6s < 5p < 4d < 4 f
c) 4d < Sp < 6s < 4 f
55 Um elétron da camada N está no subnível s. Quais são os
valores denet para esse elétron?
56 (FEI-SP) O número máximo de elétrons com spin — -y no
subnível d é:
a) 2 c) 8 e) 5
b) 1 0 d) 7
57 (Fesp-PE) O último elétron distribuído de um átomo de
um determinado elemento químico tem a ele associados
os seguintes números quânticos: 4, 0, 0 e +y . É correto
afirmar que:
a) O átomo tem os seus elétrons distribuídos em três
camadas de energias.
b) O átomo tem dez elétrons distribuídos em orbitais do
tipo p.
c) O último elétron distribuído desse átomo encontra-se
em um orbital do tipo s.
d) O número total de elétrons desse átomo é igual a 1 6.
e) O valor numérico do número quântico secundário as-
sociado ao penúltimo elétron desse átomo é igual a 2.
58 (FEP-PA) Um elétron se encontra num subnível d de um
determinado átomo. Qual o número quântico magnéti-
co impossível para esse elétron?
a) 0 c) +1 e) +3
b) -1 d) +2
59 (Uespi) Dado o átomo 17 X o conjunto dos quatro núme-
ros quânticos para o 1 1- elétron do subnível p é:
a) 3, 1, 0 e - —
2
d) 3, 2, 0 e - —
' 2
b) 3, 1 , 0 e ± —
2
e) 3, 2, 0 e + —
2
c) 3, 1, 0 e + —
2
A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
8.1. Distribuição eletrônica em átomos neutros
A distribuição dos elétrons em um átomo neutro pode ser feita pelo diagrama dos níveis
energéticos, que vimos no item anterior. No entanto, o cientista Linus Pauling imaginou um diagrama
que simplifica essa tarefa e que passou a ser conhecido como diagrama de Pauling:
Diagrama de Pauling
Linus Cari Pauling
Nasceu nos Estados Unidos em
1901. Formou-se em Engenharia
Química. Doutorou-se no Instituto
de Tecnologia da Califórnia e esta-
giou em várias universidades euro-
péias. Em 1927, tornou-se profes-
sor do Instituto de Tecnologia da
Califórnia e, em 1968, da Universi-
dade Stanford.
Seus trabalhos mais importantes
versam sobre a estrutura atômica, a
natureza das ligações químicas e a
estrutura das proteínas. Divulgou o
uso da vitamina C no combate ao resfriado e a certos tipos de
câncer. Foi um ardoroso pacifista. Recebeu o Prêmio Nobel de
Química em 1 954 e o Prêmio Nobel da Paz em 1 962. Faleceu
em 1994 nos Estados Unidos.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
101
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A
Consideremos, como exemplo, a distribuição dos 26 elétrons de um átomo de ferro (Z = 26).
Aplicando o diagrama de Pauling, temos:
O que foi feito? Apenas o seguinte: percorremos as diagonais, no sentido indicado, colocando o
número máximo de elétrons permitido em cada subnível, até inteirar os 26 elétrons que o ferro possui. De
fato, veja que, no último orbital atingido (3 d), nós colocamos apenas seis elétrons, com os quais comple-
tamos a soma 26 elétrons, e não 10 elétrons, que é o máximo que um subnível d pode comportar.
Essa é a distribuição dos elétrons num átomo de ferro considerado em seu estado normal ou
estado fundamental. Para indicar, de modo abreviado, essa distribuição eletrônica, escrevemos:
1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
Reparem que escrevemos os subníveis Is, 2 s, 2 p ... em ordem crescente de energia e colocamos
um "expoente" para indicar o número total de elétrons existente em cada subnível considerado.
Evidentemente, a soma dos "expoentes" é igual a 26, que é o número total de elétrons do átomo de ferro.
Veja também que, somando os "expoentes" em cada linha horizontal, obtemos o número total de
elétrons existentes em cada camada ou nível eletrônico do ferro. Podemos, então, concluir que a distri-
buição eletrônica do átomo de ferro, por camadas, é:
K = 2; L = 8; M = 1 4; N = 2
8.2. Distribuição eletrônica nos íons
A distribuição eletrônica nos íons é semelhante à dos átomos neutros. No entanto, é importante
salientar que os elétrons que o átomo irá ganhar ou perder (para se transformar num íon) serão recebi-
dos ou retirados da última camada eletrônica, e não do subnível mais energético. Assim, por exem-
plo, o átomo de ferro (número atômico = 26) tem a seguinte distribuição eletrônica:
1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
Última camada ^
Subnível mais energético
ou K = 2; L = 8; M = 1 4; N = 2
Última camada
Quando o átomo de ferro perde 2 elétrons e se transforma no íon Fe 2+ , este terá a seguinte
distribuição eletrônica:
1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3 d 6 ou K = 2; L = 8; M = 14
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Capitulo 04-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Evidentemente, se o átomo de ferro perder 3 elétrons e se transformar no íon Fe 3+ , este terá a
seguinte distribuição eletrônica:
'\s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d s ou K = 2; L = 8; M = 1 3
Consideremos agora o caso de formação de um íon negativo, digamos, por exemplo, S 2 ~. O enxo-
fre (número atômico = 16) tem a seguinte distribuição eletrônica:
1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ou K= 2; L = 8; M = 6
Última camada * Última camada *
Quando o átomo de enxofre ganha 2 elétrons e se transforma no íon S 2- , este terá a seguinte
distribuição eletrônica:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ou K = 2; L = 8; M = 8
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
60 Utilizando o diagrama de Pauling e considerando o
elemento químico tungsténio (W), de número atô-
mico igual a 74, responda às seguintes questões:
a) Qual a distribuição eletrônica do átomo de
tungsténio por camadas ou níveis energéticos?
b) Qual a distribuição por subníveis energéticos?
c) Quais os elétrons mais externos?
d) Quais os elétrons com maior energia?
Resolução
Seguindo o diagrama de Pauling, temos:
s p d f
a) Distribuição eletrônica por camadas: K = 2; L = 8;
M = 18; N = 32; O = 12; P = 2.
b) Distribuição eletrônica por subníveis: '\s 2 2s 2 2p 6
3s 2 3p 6 4s 2 3d™4p 6 5s 2 4d™5p 6 6s 2 4f 4 5(f.
c) Elétrons mais externos, ou mais afastados, são
os dois elétrons situados no subnível 6s, pois eles
pertencem à última camada que recebeu elétrons,
no caso, a camada P. A última camada recebe tam-
bém o nome de camada ou nível de valência.
d) Elétrons de maior energia são os quatro elétrons
do subnível 5 d, que foi o último subnível a ser
preenchido. De fato, você pode verificar, no dia-
grama de níveis energéticos dado na página 1 01
que o subnível 5 d está acima do subnível 6s.
61 Escreva a estrutura eletrônica do átomo de fósforo (nú-
mero atômico 1 5), em seu estado fundamental, indican-
do a distribuição dos elétrons nos diferentes subníveis.
62 (Unirio-RJ) "Os implantes dentários estão mais seguros
no Brasil e já atendem às normas internacionais de qua-
lidade. O grande salto de qualidade aconteceu no pro-
cesso 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, apare-
lhos ortodônticos e dentaduras nos ossos da mandíbula
e do maxilar", /ornai do Brasil, outubro, 1 996.
Considerando que o número atômico do titânio é 22,
sua configuração eletrônica será:
a) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 3
b) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 5
c) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2
d) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s 2 3 d 2
e) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4p 6
Exercício resolvido
63 (U. Uberaba-MG) Um átomo cuja configuração ele-
trônica é 1 s 2 2S 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 tem como número
atômico:
a) 1 0 c) 1 8 e) 8
b) 20 d) 2
Resolução
Basta somar os expoentes que aparecem na distri-
buição eletrônica para se ter o número atômico:
2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 = 20 .
Alternativa b
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
103
Capitulo 04-QF1-PNLEM
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64 (Unifor-CE) O átomo de um elemento químico tem 1 4 elé-
trons no 3- nível energético ( n = 3). O número atômico
desse elemento é:
a) 14 d) 26
b) 1 6 e) 36
c) 24
65 (UFPR) O último elétron de um átomo neutro apresenta
o seguinte conjunto de números quânticos n = 4; l = 1;
m = 0; s = +— . Convencionando que o primeiro elé-
tron a ocupar um orbital possui número quântico de spin
igual a — calcule o número atômico desse átomo.
Exercício resolvido
66 (Unitau-SP) Um átomo que possui configuração
1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 3 apresenta na camada mais externa:
a) 2 elétrons
b) 3 elétrons
c) 5 elétrons
d) 12 elétrons
e) 1 5 elétrons
Resolução
A camada mais externa é indicada pelo coeficiente
maior, no caso 3. Somando-se então os expoentes
de 3s 2 3 p 3 temos 2 + 3 = 5.
Alternativa c
67 (FEI-SP) A configuração eletrônica de um átomo neutro
no estado fundamental é 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . O número de
orbitais vazios remanescente no nível principal M é:
a) 0 c) 5 e) 10
b) 1 d) 6
68 (UFC-CO) Os números atômicos dos elementos que, no
estado fundamental, têm elétrons nos orbitais 1 s, 2s, 2 p,
3s e 3 p, dos quais apenas um é desemparelhado, estão
indicados nas alternativas:
a) 1 3 c) 1 5 e) 1 7 g) 1 9
b) 14 d) 16 f) 18
Exercício resolvido
69 Dê a configuração eletrônica do íon de sódio (Na + ),
sabendo que o número atômico do sódio é 1 1 .
Resolução
Considerando que o íon de sódio tem carga elétrica
+ 1, concluímos que ele equivale ao átomo de sódio
subtraindo um elétron da última camada ou nível
eletrônico. Desse modo, para resolver o problema
basta fazer a distribuição eletrônica normal para o
átomo neutro de sódio e, a seguir, subtrair um elé-
tron do último nível:
• para o átomo de sódio (Na°) * 1s 2 2s 2 2p 6 3s'
• para o íon de sódio (Na + ) *■ 1s 2 2s 2 2p 6
70 (FEI-SP) Qual é a distribuição eletrônica, em subníveis,
para o cátion Ca 2+ ?
(Dado: n a atômico do cálcio = 20.)
a) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
b) 1s 2 2s 2 3s 2 3p 6 3d 2
c) 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
d) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
e) 1 s 2 2s 2 3s 2 3p 4 4s 2
71 Dê a configuração do íon Cl”, sabendo que o átomo neu-
tro de cloro possui um total de dezessete elétrons.
72 (ITE Bauru-SP) Sabendo que o número atômico do ferro
é 26, responda: na configuração eletrônica do íon Fe 3+ , o
último subnível ocupado e o número de elétrons desse
íon são respectivamente:
a) 3 d, com 6 elétrons c) 3 d, com 3 elétrons
b) 3 d, com 5 elétrons d) 4s, com 2 elétrons
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
73 (Ufac) Um átomo neutro apresenta número atômico igual
a 37. Em relação a esse átomo, mostre:
a) a distribuição eletrônica em camadas;
b) a distribuição eletrônica em ordem crescente de ener-
gia de subníveis;
c) os quatro números quânticos do último elétron distri-
buído.
74 (Cesgranrio-RJ) A distribuição eletrônica correta do áto-
mo 5 2 gFe, em camadas, é:
a) 1 s 2 2S 2 2 p 6 3S 2 3 p 6 4s 2 3 d 6
b) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s 2 3 d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5 p 6 6s 2
c) K = 2 L = 8 M= 16
d) K = 2 L = 8 M = 14 N = 2
e) K= 2 L = 8 M = 18 N= 18 0 = 8 P = 2
75 (Ufac) Um átomo que possui, no último nível, um elé-
tron desemparelhado com os seguintes números
quânticos: n = 5; i = 0; m = 0; s = — — tem número
atômico igual a:
a) 31 b) 37 c) 41 d) 47 e) 51
104
76 (Unip-SP) Quantos elétrons não-emparelhados existem
no átomo de manganês (número atômico = 25), no es-
tado fundamental?
a) 6
b) 2
c) 3
d) 5
e) 1
77 (FEI-SP) Sendo o subnível 4S 1 (com um elétron) o mais
energético de um átomo, podemos afirmar que:
I. o número total de elétrons deste átomo é igual a 19;
II. este átomo apresenta 4 camadas eletrônicas;
III. sua configuração eletrônica é: 1 s 2 ; 2s 2 ; 2 p 6 ; 3s 2 ; 3 p 6 ;
3d 10 ; 4s'
a) Apenas a afirmação I é correta.
b) Apenas a afirmação II é correta.
c) Apenas a afirmação III é correta.
d) As afirmações I e II são corretas.
e) As afirmações I e III são corretas.
Capitulo 04-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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78
(UnB-DF) Sao dados os seguintes números quânticos para
os elétrons de maior energia de um átomo no estado
fundamental: n = 3;l = 1; m l = -1; m s = +-y . A repre-
sentação correta para o seu subnível será:
H
U
t
t
t
t
t
d >0
«>0
79 A configuração eletrônica do íon Ni 2+ (Z = 28) é:
a) Is 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3d 10
b) Is 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3p 6 4S 2 3d 8
c) Is 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s' 3d 7
d) Is 2 2s 2 2s 6 3s 2 3 p 6 4s 2 3d 6
e) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3 d 8
80 (UFRGS-RS) O íon monoatômico A 2 ~ apresenta a confi-
guração eletrônica 3s 2 3 p 6 para o último nível. O número
atômico do elemento A é:
a) 8 c) 14 e) 18
b) 1 0 d) 1 6
81 (Unigranrio-RJ) O átomo de magnésio tem número atô-
mico 1 2 e número de massa 24. Qual é a alternativa cor-
reta relativa ao Mg que perdeu 2 elétrons?
a) Tem 1 2 elétrons.
b) Tem 1 0 nêutrons.
c) Tem 1 0 prótons.
d) Tem configuração eletrônica Is 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 .
e) Tem configuração idêntica à do Na (Z = 1 1) que per-
deu 1 elétron.
82 (UGF-RJ) Leia o texto:
No fim da década de 70, um acidente na empresa
Paraibuna de Metais resultou no despejo de mercúrio e
cádmio no Rio Paraibuna. Campos, a cidade mais afetada,
teve seu abastecimento de água suspenso por 72 horas.
O Globo , 1 abril 2003.
Os íons dos metais citados são facilmente dissolvidos na
água.
O número de camadas utilizadas na distribuição eletrôni-
ca do cátion bivalente do cádmio é:
(Dado: número atômico do cádmio = 48.)
a) 4 c) 6 e) 10
b) 5 d) 9
—
LEITURA
USOS DAS RADIAÇÕES ELETROMAGNÉTICAS
Vimos, na página 89, o espectro eletromagnético completo e podemos dizer que, atualmente, todas
as freqüências ali presentes têm aplicações práticas importantes.
Em iluminação empregamos os mais variados tipos de lâmpadas: as comuns (de filamento
incandescente), as fluorescentes, as de ultravioleta (usadas em danceterias), as de infravermelho (usadas
em tratamentos médicos) etc.
A lâmpada de sódio, utilizada nas cidades, emite luz amarela Os fogos de artifício que iluminam nossas
produzida pelos “saltos" dos elétrons nos átomos de sódio. noites festivas contêm o elemento magnésio,
que queima emitindo luz branca muito
intensa. Para produzir outras cores,
colocam-se compostos de cobre (dão cor
azul), de estrôncio (dão cor vermelha) etc.
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
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Capitulo 04-QF1-PNLEM
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Nos raios laser, as ondas eletromagnéticas têm um com-
portamento especial como mostramos abaixo:
Na luz comum, as ondas são emitidas “fora de
fase”, como uma multidão caminhando
desordenadamente.
No laser, as ondas caminham "em fase", como
um batalhão de soldados marchando em
formação. Feixes de laser.
Em comunicações, dispomos de emissoras de rádio, de televisão, de telefonia celular etc. Damos
abaixo uma idéia das faixas de freqüência de emissão de alguns desses meios de telecomunicação.
c
I
I
Freqüência crescente (comprimento de onda decrescente)
%
I
I
I
I
I
v
Telefones celulares
1.900 1.800 900 800 500 216 175
3 a geração ; Banda B
Banda C Banda A
108
88
1 .800 540
MHz
MHz
MHz
kHz
TV
TV
Rádio FM
Rádio AM
(UHF)
(VHF)
No cotidiano é comum o uso dos fornos de microondas,
nos quais há um gerador de ondas eletromagnéticas
( magnétron ) que emite na freqüência da ordem de 2.450
MHz. Essa freqüência "agita" as moléculas de água existen-
tes nos alimentos, provocando assim o seu aquecimento (é
por isso que alimentos muito "secos" não são aquecidos de
modo eficaz).
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Capitulo 04-QF1-PNLEM
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ESGUEVA/ CID POMPEU / STUDIO 47 / CID LAWRENCE MANNING/CORBIS-STOCK PHOTOS
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Na ciência, o uso das ondas eletromagnéticas é também muito comum. Os dois exemplos abaixo dão
uma idéia do emprego dessas ondas na identificação dos elementos químicos.
Q
O
O chamado teste de chama é um teste simples para
identificar cátions em laboratório. Um fio de platina limpo é
mergulhado na amostra que se quer identificar e depois
levado à chama azul de um bico de Bunsen. Cada
elemento produzirá à chama uma cor característica (que,
aliás, corresponde à cor apresentada na queima dos
fogos de artifício): azul (cobre), laranja (sódio), vermelho
(estrôncio), e assim por diante.
A análise espectral é, de certa forma, uma sofisticação do
teste de chama.
Com aparelhos especiais, chamados espectrômetros,
conseguem-se identificar os elementos químicos com grande
precisão, pela medição exata da posição relativa de suas
raias espectrais. Essa mesma idéia é utilizada para estudar a
luz emitida pelas estrelas e descobrir quais são seus
elementos químicos formadores. Um exemplo interessante é
o do gás hélio, que foi descoberto no Sol (1868) 27 anos
antes de ser descoberto na Terra (1895) — o nome hélio
provém do nome do deus do Sol, na mitologia grega.
Concluindo, podemos dizer que vivemos, atualmente, rodeados por ondas eletromagnéticas, especial-
mente nas grandes cidades. Esse é um tipo de poluição invisível e sem cheiro, mas que pode afetar a saúde
das pessoas. É conhecido, por exemplo, o risco que os portadores de marca-passo cardíaco correm ao passar
pelos detectores de metais, existentes nos aeroportos e nas portas dos bancos. Ainda não é bem conhecida
a influência das radiações eletromagnéticas sobre a saúde humana depois de longos prazos de exposição.
Não há dúvida, porém, de que o aumento da freqüência e da potência das radiações acarreta um aumento
de risco para nossa saúde, como acontece com as pessoas que sofrem muitas exposições aos raios X.
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
83 A que se deve a luz emitida por lâmpadas de sódio ou por lâmpadas fluorescentes?
84 Qual a diferença entre a luz comum e a luz laser ?
85 O que transmite cores aos fogos de artifício?
86 Qual é a fonte de calor num forno de microondas?
87 O que é um espectrômetro de emissão?
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos 1 07
Capitulo 04-QF1-PNLEM
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DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
88 (Vunesp) O elemento químico B possui 20 nêutrons, é
isótopo do elemento químico A, que possui 18 prótons,
e isóbaro do elemento químico C, que tem 1 6 nêutrons.
Com base nessas informações, pode-se afirmar que os
elementos químicos A, Be C apresentam, respectivamen-
te, números atômicos iguais a:
a) 1 6, 1 6 e 20 d) 1 8, 1 6 e 22
b) 1 6, 1 8 e 20 e) 1 8, 1 8 e 22
c) 16, 20 e 21
89 (FEI-SP) São dadas as seguintes informações relativas aos
átomos X, Y e Z:
I. X é isóbaro de Y e isótono de Z.
II. Y tem número atômico 56, número de massa 1 37 e é
isótopo de Z.
III. O número de massa de Z é 1 38.
O número atômico de X é:
a) 53 c) 55 e) 57
b) 54 d) 56
90 (UFPE) A água contendo isótopos 2 H é denominada "água
pesada", porque a molécula 2 H 2 6 0 quando comparada
com a molécula 'H^O possui:
a) maior número de nêutrons.
b) maior número de prótons.
c) maior número de elétrons.
d) menor número de elétrons.
e) menor número de prótons.
91 (Mackenzie-SP) Se o isótopo do chumbo que apresenta
número de massa 210 forma íons Pb 2+ e Pb 4+ , que pos-
suem respectivamente 80 e 78 elétrons, então o número
de nêutrons desse átomo neutro é:
a) 138 c) 132 e) 158
b) 1 30 d) 128
92 (UFPR) Considere os conjuntos de espécies químicas a
seguir:
A = (i H, 2 H, 2 H} C = { 3 2 He, 4 2 He} E = { 2 He + , 2 H}
B = { 4 2 °„Ca, «ArJ D = { 12 C, ”N}
Com relaçao aos conjuntos acima, é correto afirmar:
a) O conjunto C contém apenas isótopos do elemento
hélio.
b) Os membros de E apresentam o mesmo número de
elétrons, sendo, portanto, isótopos.
c) O conjunto A contém apenas isótopos do elemento
hidrogênio.
d) Os membros de B são isóbaros.
e) Os membros de D apresentam o mesmo número de
nêutrons.
93 (UFMT) Toda matéria, quando aquecida a uma tempera-
tura suficientemente elevada, emite energia na forma de
radiação (luz). Um exemplo comum é a lâmpada
incandescente, em que um filamento de tungsténio é
aquecido até ficar branco, pela resistência que ele ofere-
ce à passagem de um fluxo de elétrons. Nesse dispositivo
a energia elétrica é convertida em energia térmica e ener-
gia radiante. Se essa radiação passar através de uma fen-
da estreita, transformar-se-á numa "fita luminosa". Se fi-
zermos essa "fita" atingir uma tela, aparecerá uma ima-
gem da fenda na forma de linha. Colocando um prisma
no caminho da luz, a posição da linha na tela varia. Quan-
do a luz é emitida por um corpo quente e examinada
dessa maneira, produzirá, num primeiro caso, uma re-
gião contínua de cores variáveis, de modo que a linha se
expanda dando uma faixa de cores desde o vermelho até
o violeta (como num arco-íris); num segundo, uma série
de linhas separadas com áreas escuras entre elas.
A partir do exposto, julgue os itens.
(0) No primeiro caso, tem-se um chamado espectro con-
tínuo.
(1) Quando se usa a visão humana para detectar radia-
ções, é possível abranger todas as faixas do espectro
eletromagnético.
(2) No segundo caso, fala-se de um espectro discreto
ou descontínuo.
(3) O aparelho no qual é feita a decomposição da luz
em seus diversos componentes é chamado
espectrógrafo.
94 (UnB-DF) O entendimento da estrutura dos átomos não
é importante apenas para satisfazer à curiosidade dos
cientistas; possibilita a produção de novas tecnologias.
Um exemplo disso é a descoberta dos raios catódicos,
feita pelo físico William Crookes, enquanto estudava as
propriedades da eletricidade. Tal descoberta, além de ter
contribuído para um melhor entendimento a respeito da
constituição da matéria, deu origem aos tubos de ima-
gem de televisores e dos monitores dos computadores.
Alguns grandes cientistas que contribuíram para o en-
tendimento da estrutura do átomo foram: Dalton (1 766-
1 844), Rutherford (1871-1937), Bohr (1 885-1 962) e Linus
Pauling (1901-1994).
Com relação à estrutura da matéria, julgue os itens se-
guintes.
(0) Ao passar entre duas placas eletricamente carregadas,
uma positivamente e outra negativamente, as partí-
culas alfa desviam-se para o lado da placa negativa.
(1 ) O átomo é a menor partícula que constitui a matéria.
(2) Cada tipo de elemento químico é caracterizado por
um determinado número de massa.
(3) O modelo atômico que representa exatamente o
comportamento do elétron é o modelo de
Rutherford-Bohr.
95 (UFPR) Para interpretar a grande maioria dos processos
químicos, é suficiente considerar o átomo como sendo
constituído por apenas três partículas: o próton, o nêu-
tron e o elétron. Essas três partículas não estão distribuí-
das ao acaso; elas interagem entre si e essa interação pro-
duz um conjunto organizado, que é o átomo.
A respeito do átomo, é correto afirmar:
a) Prótons e nêutrons são encontrados no núcleo, que é
a parte do átomo com carga elétrica positiva e que
contém praticamente toda a massa do átomo.
b) Os elétrons, partículas de carga elétrica negativa, dis-
tribuem-se em torno do núcleo em diversos níveis e
subníveis energéticos (camadas e subcamadas).
c) Se o número de elétrons em um átomo for igual ao
número de prótons, o átomo será neutro; se for maior,
será um ânion; se for menor, será um cátion.
d) O número de prótons de um átomo é denominado
número atômico e é representado pela letra Z.
e) O núcleo dos átomos será sempre formado por igual
número de prótons e nêutrons.
f) A soma dos prótons e nêutrons de um átomo é co-
nhecida como número de massa, que é representado
pela letra A e é igual à sua massa atômica.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
96 (UFCE) Em um átomo neutro, um elétron é excitado para
a camada imediatamente superior. Com essa informação
podemos assegurar que são corretas as alternativas:
a) Houve mudança nos 3 números quânticos que defi-
nem a posição do elétron.
b) O número quântico principal foi alterado.
c) Os valores dos 4 possíveis números quânticos não fo-
ram alterados.
d) Somente o número quântico de spin sofreu alteração.
97 (UFCE) Considere três átomos: A, 8 e C. Os átomos A e C
são isótopos; os átomos Be C são isóbaros e os átomos A
e B são isótonos. Sabendo que o átomo A tem vinte
prótons e número de massa 41, e que o átomo C tem
22 nêutrons, os números quânticos do elétron mais
energético do átomo 8 são:
a) n = 3; l = 0; m L = 2; s = — -
b) n = 3; l = 2; m l = 0; s = — —
c) n = 3; L = 2; m l = —2; s = —
d) n = 3; l = 2; m L = — 1 ; s = + -y
98 (UMC-SP) Um átomo neutro de nitrogênio ao ganhar 3
elétrons adquire a configuração eletrônica ’\s 1 2s 2 2p 6 . Este
íon pode ser representado por:
a) ? N 3+ b) 4 N 3 - c) 10 N 3+ d) 7 N 3 - e) 10 N 3 -
Observação: O número atômico do nitrogênio é 7.
99 (Ufac) Considere os seguintes elementos e seus respec-
tivos números atômicos:
I. K (Z = 1 9)
II. Fe (Z = 26)
III. Mg (Z = 12)
IV. N (Z = 7)
V. Cr (Z = 24)
Dentre eles, apresentam elétrons no subnível d:
a) I e II
b) III, IV e V
c) I, III e V
d) somente a II
e) II e V
100 (UFPB) Um átomo X, de número de massa igual a 63 e
número de nêutrons igual a 36, é isótono de um átomo
Y, de número de massa 64 e isóbaro de um átomo Z
que possui 34 nêutrons. Em relação a esses átomos, é
correto afirmar que as configurações de X +2 , Y* 2 e Z +2
são, respectivamente,
a) [Ar] 4s 3 3 d 8 ; [Ar] 4 s 2 3 d 5 e [Ar] 4s 2 3 d 6
b) [Ar] 4 s 2 3 d 5 ; [Ar] 4 s 2 3 d 6 e [Ar] 4s 2 3 d 7
c) [Ar] 3 d 5 4s 2 ; [Ar] 3 d 6 4 s 2 e [Ar] 3 d 9 4 s°
d) [Ar] 3 d 7 ; [Ar] 3 d 8 e [Ar] 3 d 9
e) [Ar] 4 s 2 3 d 5 ; [Ar] 4 s 2 3 d 6 e [Ar] 4s' 3 d 8
Capítulo 4 • A evolução dos modelos atômicos
109
Capitulo 04-QF1-PNLEM
109
29/5/05, 18:32
Tópicos do capítulo
1
2
Histórico
A Classificação Periódica
moderna
3 Configurações eletrônicas dos
elementos ao longo da
Classificação Periódica
4 Propriedades periódicas e
aperiódicas dos elementos
químicos
A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA
DOS ELEMENTOS
Leitura: Três famílias importantes
Uma aula de natação todas as terças é um evento periódico.
I
I
Apresentação do capítulo
Nos calendários, os dias são agrupados de sete em sete, indicando as semanas. De modo
geral, nossas atividades são organizadas segundo os dias da semana — de segunda a sexta-
feira estudamos e trabalhamos, aos sábados vamos às compras ou buscamos algum lazer e
aos domingos passeamos ou descansamos. Uma aula de natação todas as terças à noite, por
exemplo, seria uma atividade periódica, pois se repetiria a cada sete dias, sempre na coluna
da terça-feira. Assim, podemos prever que, em um determinado mês, iremos à natação nos
dias 1, 8, 15, 22 e 29. Enfim, para todos nós, cada dia da semana tem suas características
e propriedades especiais, que vão se repetindo periodicamente.
A partir do século XIX, cientistas começaram a perceber que os elementos químicos, assim
como os dias em um calendário, também poderiam ser agrupados em colunas, formadas pela
reunião de elementos com propriedades semelhantes. É o que vamos abordar neste capítulo.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
HISTORICO
O número de elementos químicos conhecidos pelo homem aumentou com o passar dos séculos e
aumentou bastante particularmente a partir do século XIX, como podemos ver pelo gráfico e pela
tabela dados abaixo:
Até o final
do século
Número de elementos
químicos conhecidos
XVII
14
XVIII
33
XIX
83
XX
112
(Veja a lista completa dos ele-
mentos químicos, no início do li-
vro, após o sumário.)
Elementos conhecidos antes de 1 650:
Ag, As, Au, C, Cu, Fe, Hg, Pb, S, Sb, Sn
O grande aumento do número de elementos químicos no século XIX obrigou os cientistas a imagi-
narem gráficos, tabelas ou classificações em que todos os elementos ficassem reunidos em grupos com
propriedades semelhantes.
Em 1817, o cientista alemão Johann W. Dõbereiner agrupou alguns elementos em tríadas, que
eram grupos de três elementos com propriedades semelhantes. Por exemplo:
lítio (Li) — sódio (Na) — potássio (K)
cloro (Cl) — bromo (Br) — iodo (I)
Em 1 862, o cientista francês Alexander B. de Chancourtois imaginou o agru-
pamento dos elementos químicos sobre um parafuso, na ordem de suas massas
atômicas. Desse modo, ao passarmos por uma certa vertical, encontraremos
elementos com propriedades semelhantes. Essa arrumação foi denominada pa-
rafuso telúrico de De Chancourtois.
Em 1864, o cientista inglês John A. R. Newlands colocou os elementos químicos em ordem cres-
cente de massas atômicas e verificou que as propriedades se repetiam a cada oito elementos (excluin-
do-se o hidrogênio), como as notas numa escala musical. Sendo Newlands também músico, essa regra
passou a ser conhecida como lei das oitavas de Newlands.
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Aí
Si
P
s
Cí
O
©
©
©
©
©
©
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
111
Capitulo 05-QF1-PNLEM
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29/5/05, 19:08
J. GÓMEZ DE SALAZAR/CID
Em 1 869, trabalhando independentemente, dois cientistas — Julius L. Meyer, na Alemanha (basean-
do-se principalmente em propriedades físicas), e Dimitri I. Mendeleyev, na Rússia (baseando-se princi-
palmente em propriedades químicas) — propuseram tabelas semelhantes para a classificação dos ele-
mentos químicos.
O trabalho de Mendeleyev foi porém mais meticuloso: ele anotava as propriedades dos elementos
químicos em cartões; pregava esses cartões na parede de seu laboratório; mudava as posições dos
cartões até obter uma seqüência de elementos em que se destacasse a semelhança das propriedades.
Foi com esse quebra-cabeça que Mendeleyev chegou à primeira tabela periódica, verificando então que
havia uma periodicidade das propriedades quando os elementos químicos eram colocados em ordem
crescente de suas massas atômicas. Em uma de suas primeiras tabelas, Mendeleyev colocou os ele-
mentos químicos conhecidos (cerca de 60, na época) em 12 linhas horizontais, em ordem crescente
de massas atômicas, tomando o cuidado de colocar na mesma vertical os elementos de proprieda-
des químicas semelhantes. Surgiu, então, a seguinte tabela:
Grupo 1 Grupo II Grupo III Grupo IV Grupo V Grupo VI Grupo VII Grupo VIII
Série * * > * > A > * > * * . A > , *
1
H
1
Li
Be
B
C
N
O
F
7
9,4
11
12
14
16
19
Na
Mg
Aí
Si
P
S
Cí
23
24
27,3
28
31
32
35,5
K
Ca
?
Ti
V
Cr
Mn
Fe-56
Co-59
39
40
44
48
51
52
55
Ni-59
Cu
Zn
?
?
As
Se
Br
3
63
65
68
72
75
78
80
Rb
Sr
?
Zr
Nb
Mo
?
Ru-104
Rh-104
85
87
88
90
94
96
100
Pd-106
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
1
108
112
113
118
122
128
127
8
Cs
Ba
?
?
133
137
138
140
9
10
?
?
Ta
W
Os-195
lr-197
178
180
182
184
Pt-1 98
11
Au
Hg
Tí
Pb
Bi
199
200
204
207
208
12
Th
u
231
240
Duas grandes ousadias de Mendeleyev provaram sua grande intuição científica:
• Veja o final da linha (série) de número 7. Na seqüência das massas atômicas, o I (1 27) deveria vir
antes do Te (128). No entanto, Mendeleyev, desrespeitando seu próprio critério de ordenação,
inverteu as posições de ambos, de modo que o I (127) viesse a ficar embaixo (na mesma
coluna) dos elementos com propriedades se-
melhantes a ele — o Cí (35,5) e o Br (80).
Para se justificar, Mendeleyev alegou que as
medições das massas atômicas, na época, es-
tavam erradas. Hoje sabemos que a ordem
Te — > I é a correta, como veremos adiante.
• Outro grande tento de Mendeleyev foi dei-
xar certas "casas" vazias na tabela; veja como
exemplos:
— na linha (série) número 4, Ca (40) — > "casa"
vazia — > Ti (48), para que o Ti fique abaixo
do C, com o qual se assemelha;
Dimitri Ivanovitch Mendeleyev
Nasceu em Tobolsk, na Rússia, em 1 834. For-
mou-se em Química em São Petersburgo
e trabalhou na Alemanha, na França e
nos Estados Unidos. Estudou as proprie-
dades do petróleo, dos gases, das so-
luções e dos explosivos. Sua maior con-
tribuição para a ciência foi a Classifica-
ção Periódica dos elementos. Em sua
homenagem foi dado o nome de men-
delévio ao elemento químico de número
atômico 1 01 . Faleceu em São Petersburgo, em 1 907.
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Capitulo 05-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
— na linha (série) número 5, Zn (65) — > "casa" vazia — > "casa" vazia — > As (75), para que o As
fique abaixo do P, com o qual se assemelha.
A justificativa de Mendeleyev foi de que no futuro seriam descobertos novos elementos que preen-
cheriam esses lugares vazios. De fato, a História provou que ele estava certo: em 1 875 foi descoberto o
gálio (68); em 1879, o escândio (44); e em 1886, o germânio (72).
Mendeleyev foi além: conseguiu prever com grande precisão as propriedades do escândio e do
germânio alguns anos antes de esses elementos serem descobertos. Assim, por exemplo, temos para
o germânio (Ge):
Previsões de Mendeleyev
Dados atuais (obtidos na prática)
Massa atômica
72
72,6
Cor
cinza
cinza
Densidade (g/cm 3 )
5,5
5,32
Fórmula do óxido
Ce0 2
Ge0 2
Densidade do óxido (g/cm 3 )
4,7
4,23
Resumindo as conclusões de Mendeleyev, podemos dizer que ele estabeleceu a chamada lei da
periodicidade:
Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na
seqüência de suas massas atômicas.
Na seqüência dos dados históricos que mostramos (desde Dõbereiner até Mendeleyev) e na desco-
berta de vários novos elementos químicos, você pode perceber como a evolução da ciência é gradativa,
exigindo muito esforço dos cientistas para irem reunindo e complementando novas descobertas, novos
conhecimentos e novas idéias, a fim de tirar conclusões que possam explicar a natureza de maneira cada
vez mais geral e abrangente. (Note, por exemplo, que a tabela de Mendeleyev engloba as tríadas de
Dõbereiner, o parafuso de De Chancourtois e as oitavas de Newlands.)
A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNA
Além de ser mais completa que a tabela de Mendeleyev, a Classificação Periódica moderna apre-
senta os elementos químicos dispostos em ordem crescente de números atômicos. De fato, em 1 91 3,
Henry G. J. Moseley estabeleceu o conceito de número atômico, verificando que esse valor caracteriza-
va melhor um elemento químico do que sua massa atômica (assim desapareceram, inclusive, as "inver-
sões" da tabela de Mendeleyev, como no caso do iodo e do telúrio).
A partir daí a lei da periodicidade ganhou um novo enunciado:
Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na
seqüência de seus números atômicos.
Atualmente, a apresentação mais comum da Classificação Periódica é a mostrada na página se-
guinte, onde cada elemento ocupa um quadradinho ou "casa" da tabela. (Preferimos apresentar a
tabela apenas até o elemento de número atômico 111 — roentgênio; símbolo: Rg — , que é o último
elemento com nome oficial. Foi anunciado pela lupac em I a de novembro de 2004.)
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 113
A
Capitulo 05-QF1-PNLEM
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CLASSIFICAÇAO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
(com massas atômicas referidas ao isótopo 12 do carbono)
CO <
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Ne
20,18
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CO *3 OS
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1
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1
H
1,008
3
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6,941
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19
K
39,10
37
Rb
85,47
55
Cs
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CN
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oissyiod J
oiajana J
OISpD
ODNVdd
A
01N3W333 OQ 3WON
f As massas atômicas indicadas entre parênteses são relativas à do isótopo mais estável.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
2.1. Períodos
As sete linhas horizontais, que aparecem na tabela da página anterior, são denominadas períodos.
Devemos notar que:
I a período (1)
Muito curto
Tem 2 elementos
H e He
2 a período (II)
Curto
Tem 8 elementos
Do Li ao Ne
3 a período (III)
Curto
Tem 8 elementos
Do Na ao Ar
4 a período (IV)
Longo
Tem 1 8 elementos
Do K ao Kr
5 a período (V)
Longo
Tem 1 8 elementos
Do Rb ao Xe
6 a período (VI)
Superlongo
Tem 32 elementos
Do Cs ao Rn
7 a período (VII)
Incompleto
Tem 24 elementos
Do Fr ao Ds
É importante notar também que:
• No 6 ° período, a terceira "casa" contém 1 5 elementos (do lantânio ao lutécio), que por comodi-
dade estão indicados numa linha fora e abaixo da tabela; começando com o lantânio, esses
elementos formam a chamada série dos lantanídios.
• Analogamente, no 7 ° período, a terceira "casa" também contém 1 5 elementos químicos (do
actínio até o laurêncio), que estão indicados na segunda linha fora e abaixo da tabela; começan-
do com o actínio, eles formam a série dos actinídios.
2.2. Colunas, grupos ou famílias
As dezoito linhas verticais que aparecem na tabela são denominadas colunas, grupos ou famílias
de elementos. Devemos assinalar que algumas famílias têm nomes especiais, a saber:
Número
da coluna
Elementos
Nome da família
1A(1)
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Metais alcalinos (do árabe alcali, "cinza de plantas")
2A (2)
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Metais alcalino-terrosos (o termo "terroso" refere-se a "existir na terra")
6A (1 6)
O, S, Se, Te, Po
Calcogênios ("formadores de cobre", pois minérios de cobre contêm oxigênio ou enxofre)
7AÇI7)
F, CL, Br, 1, At
Halogênios ("formadores de sais")
8A (1 8)
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Gases nobres (ou raros, ou inertes)
johnny hart
"HALOôÊNIO"
"FORMA DE CUMPRIMENTAR
PESSOAS MUITO INTELIGENTES"
É ainda importante considerar os seguintes aspectos:
• O hidrogênio (H-1), embora apareça na coluna IA, não é um metal alcalino. Aliás, o hidrogênio
é tão diferente de todos os demais elementos químicos que, em algumas classificações, prefere-
se colocá-lo fora da Tabela Periódica.
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 115
A
Capitulo 05-QF1-PNLEM
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TRIBUNE MEDIA/INTERCONTINENTAL PRESS
• O alumínio (Al-1 3) é chamado freqüentemente de metal terroso, pois é um constituinte encon-
trado na terra e no barro comum. Essa designação se estende, às vezes, aos demais elementos da
coluna 3A (Ga, In, Tl).
• Quando a família não tem nome especial, é costume chamá-la pelo nome do primeiro elemento
que nela aparece; por exemplo, os da coluna 5A são chamados de elementos da família ou do
grupo do nitrogênio.
• As colunas A são as mais importantes da tabela. Seus elementos são denominados elementos
típicos, ou característicos, ou representativos da Classificação Periódica. Em cada coluna A, a
semelhança de propriedades químicas entre os elementos é máxima.
• Os elementos das colunas 3B, 4B, 5B, 6B, 7 B, 8B, 1 B e 2B constituem os chamados elementos de
transição. Note que, em particular, a coluna 8B é uma coluna tripla.
Elementos representativos
• Outra separação importante, existente na Classificação Periódica, é a que divide os elementos em
metais, não-metais (ou ametais), semimetais e gases nobres, como podemos ver a seguir.
IA 8A
Série dos lantanídios
Metais
Série dos actinídios
Metais
Os metais são elementos sólidos (exceto o mercúrio), em geral duros, com brilho característico —
denominado brilho metálico — , densos, de pontos de fusão e de ebulição altos, bons condutores de
calor e de eletricidade, maleáveis (podem ser transformados em lâminas finas), dúcteis (podem ser
transformados em fios finos) e que formam íons positivos (cátions).
Os não-metais têm propriedades completamente opostas.
Os semimetais têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. Os gases no-
bres, ou gases raros, têm comportamento químico específico.
Como podemos notar, dos 1 1 1 elementos considerados na tabela da página 1 14, o número de
metais (86) supera bastante o número de não-metais (1 1), semimetais (7) e gases nobres (6). Como
já dissemos, o hidrogênio, devido às suas propriedades muito especiais, deve ser deixado fora dessa
classificação.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Na tabela atual existem elementos naturais e elementos artificiais. Naturais são os que existem na
natureza; ao contrário, os artificiais devem ser produzidos em laboratórios especializados. Dos
artificiais, dois estão situados, na Tabela Periódica, antes do urânio (U-92) e, por isso, são chama-
dos de elementos cisurânicos, que são o tecnécio (Tc-43) e o promécio (Pm-61). Os outros
artificiais vêm depois do urânio e são chamados de transurânicos.
2.3. Os nomes dos elementos químicos
Os nomes dos elementos químicos conhecidos desde a Antigüidade foram dados arbitrariamente e
variam de uma língua para outra. Por exemplo:
• Fe - ferro - iron (inglês); eisen (alemão);
• Cu - cobre - copper (inglês); rame (italiano);
• Pb - chumbo - lead (inglês); plomb (francês);
• S - enxofre - sulphur (inglês); azufre (espanhol).
A partir do século XVIII, acentuou-se a freqüência das descobertas de novos elementos químicos. O
próprio cientista que produzia o novo elemento lhe dava nome. Em geral, esse nome lembrava uma proprie-
dade do elemento ou a região de onde o elemento provinha. Como a comunicação entre os químicos havia
se tornado mais eficiente, esses nomes foram sendo adotados internacionalmente. Por exemplo:
• Mg - magnésio: alusão à Magnésia, região da Grécia com minério de magnésio (isolado em
1808, por Humphry Davy, Inglaterra);
• Aí - alumínio: do latim alúmen, sal de alumínio (1825; Oersted; Dinamarca);
• Br - bromo: do grego bromos, mau cheiro (1826; Balard; França);
• Rb - rubídio: do latim rubidium, cor vermelho-escuro (1861; Bunsen; Alemanha);
• He - hélio: do grego hélios, Sol, por ter sido descoberto a partir do espectro da luz solar (1 895;
Ramsay; Inglaterra);
• Po - polônio: alusão à Polônia, terra natal de Marie Curie (1 898; Marie Curie; França).
No século XX, quando começou a produção artificial dos elementos transurânicos, foram dados
inicialmente nomes lembrando planetas — netúnio (Np-93) e plutônio (Pu-94), porque vinham de-
pois do urânio (U-92). Posteriormente, foram dados nomes a outros elementos, lembrando um con-
tinente (amerício, Am-95), um estado norte-americano (califórnio, Cf-98), uma universidade (berkélio,
Bk-97) e cientistas — cúrio (Cm-96), einstênio (Es-99), férmio (Fm-1 00), mendelévio (Md-1 01 ), nobélio
(No-102) e laurêncio (Lr-103).
Em 1997, a IUPAC* aprovou os seguintes nomes aportuguesados no Brasil (entre parênteses a
homenagem correspondente):
• 1 04 - Rf - rutherfórdio (Ernest Rutherford);
• 1 05 - Db - dúbnio (laboratório de Dubna, na Rússia);
• 1 06 - Sg - seabórgio (Glenn Theodore Seaborg);
• 1 07 - Bh - bóhrio (Niels H. D. Bohr);
• 1 08 - Hs - hássio (província de Hasse, na Alemanha);
• 1 09 - Mt - meitnério (Lise Meitner);
• 1 1 0 - Ds - darmstácio (Cidade de Darmstadt, na Alemanha).
Em 2004, foi confirmada a produção do elemento 111:
• 1 1 1 - Rg - roentgênio (Wilhelm Rõntgen).
* IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry — União Internacional de Química Pura e Aplicada) é uma organização
científica internacional e não-governamental integrada por uma série de comitês e comissões que fazem recomendações sobre a no-
menclatura e símbolos que devem ser usados em publicações técnicas e científicas.
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 117
Capitulo 05-QF1-PNLEM
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A IUPAC criou também regras para se darem nomes e símbolos provisórios aos elementos de
número atômico superior a 1 00, até se chegar a um consenso sobre os nomes definitivos. São emprega-
dos prefixos latinos e gregos para designar os algarismos, como indicamos abaixo:
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
nil
un
bi
tri
quad
pent
hex
sept
oct
enn
Com esses prefixos, partindo do número atômico do elemento, monta-se o nome respectivo (dan-
do-lhe terminação latina); e, do nome, tira-se o símbolo correspondente. Por exemplo:
Tomando o número
atômico do elemento
pensamos em
seus algarismos
construímos o seu nome
(sem os hifens)
e temos o símbolo
correspondente
101
um - zero - um
un - nil - unium
Unu
102
um - zero - dois
un - nil - bium
Unb
103
um - zero - três
un - nil - trium
Unt
104
um - zero - quatro
un - nil - quadrium
Unq
Visando à simplificação, não incluímos esse tipo de nomenclatura em nossa tabela da página 1 1 4.
■nVTfXYSV Responda em
iÜi seu caderno
a) As tentativas de organizar os elementos químicos sempre procuraram agrupá-los de
que modo?
b) Que ordem Mendeleyev seguiu, em uma de suas primeiras tabelas, para colocar os
elementos químicos? Como ficou estabelecida essa ordem na Tabela Periódica atual?
c) O que são períodos?
d) O que são grupos ou famílias?
e) Onde, na Tabela Periódica, se localizam os elementos químicos com propriedades
semelhantes?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
1 (UFPA) Um átomo, cujo número atômico é 1 8, está clas-
sificado na Tabela Periódica como:
a) metal alcalino
b) metal alcalino-terroso
c) metal terroso
d) ametal
e) gás nobre
2 (Ufac) O número atômico do elemento que se encontra
no período III, família 3A é:
a) 10 c) 23 e) 31
b) 1 2 d) 1 3
3 (Ufam-AM) Na classificação periódica, os elementos Ba
(grupo 2), Se (grupo 16) e Cl (grupo 1 7) são conheci-
dos, respectivamente, como:
a) alcalino, halogênio e calcogênio
b) alcalino-terroso, halogênio e calcogênio
c) alcalino-terroso, calcogênio e halogênio
d) alcalino, halogênio e gás nobre
e) alcalino-terroso, calcogênio e gás nobre
4 (UVA-CE) O césio 1 37, causa da tragédia de Goiânia em
1 987, é isótopo do '“Cs. Em relação à Tabela Periódica,
o césio pertence à família dos:
118
a) alcalinos c) halogênios
b) alcalinos terrosos d) gases nobres
5 (Ufac) Ferro (Z = 26), manganês (Z = 25) e cromo
(Z = 24) são:
a) metais alcalinos
b) metais alcalinos-terrosos
c) elementos de transição
d) lantanídios
e) calcogênios
6 (U. F. Santa Maria-RS) Entre os pares de elementos quí-
micos, o par que reúne elementos com propriedades
químicas mais semelhantes é
a) Na e K c) Ca e Cu e) H e I
b) Cl e Ar d) F e Ba
7 (F. Ibero-Americana-SP) O grupo da Tabela Periódica que
se caracteriza por apresentar predominância de elemen-
tos artificiais é o dos:
a) lantanídios
b) gases nobres
c) metais de transição
d) metais alcalino-terrosos
e) actinídios
Capitulo 05-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
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8 (Cesgranrio-R|) Dados os elementos de números atômi-
cos 3, 9, 1 1, 1 2, 20, 37, 38, 47, 55, 56 e 75, a opção que
só contém metais alcalinos é:
a) 3, 11, 37 e 55
b) 3, 9, 37 e 55
c) 9, 11, 38 e 55
d) 12, 20, 38 e 56
e) 12, 37, 47 e 75
9 (Uerj) Um dos elementos químicos que tem se mostrado
muito eficiente no combate ao câncer de próstata é o
selênio (Se).
Com base na Tabela de Classificação Periódica dos Ele-
mentos, os símbolos de elementos com propriedades quí-
micas semelhantes ao selênio são:
a) Cl, Br, I b) Te, S, Po c) P, As, Sb d) As, Br, Kr
10 (Faap-SP) Das alternativas indicadas a seguir, qual é cons-
tituída por elementos da Tabela Periódica com caracte-
rísticas químicas distintas?
a) He, Ne, Ar d) F, Cl, Br
b) Mg, Ca, Sr e) Li, Na, K
c) Li, Be, B
11 (U. F. Santa Maria-RS) Um átomo neutro tem o número
de massa igual a 40 e o número de nêutrons igual a 21 .
Esse átomo corresponde ao:
a) Zr d) Sc
b) Pr e) Pm
c) K
12 (Univale-SC) O bromato de potássio, produto de aplica-
ção controvertida na fabricação de pães, tem por fórmu-
la KBr0 3 . Os elementos que o constituem, na ordem
indicada na fórmula, são das famílias dos:
a) alcalinos, halogênios e calcogênios.
b) halogênios, calcogênios, alcalinos.
c) calcogênios, halogênios, alcalinos.
d) alcalino-terrosos, calcogênios, halogênios.
e) alcalino-terrosos, halogênios, calcogênios.
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ELEMENTOS AO LONGO
DA CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA
Já vimos a distribuição dos elétrons nos elementos químicos segundo o diagrama de Pauling
(página 101). Vamos agora relacionar essa distribuição com os períodos e colunas da Tabela Periódica.
Caminhando horizontalmente ao longo dos sete períodos da Tabela, ao passarmos de uma
"casa" para a seguinte, o número atômico aumenta de uma unidade. Esse acréscimo indica que a
eletrosfera está recebendo um novo elétron — é o chamado elétron de diferenciação. Desse modo,
teremos as distribuições eletrônicas ao longo dos dois primeiros períodos da Tabela Periódica, de
acordo com o seguinte quadro:
Período
Elemento
Símbolo
Número atômico
(= número total elétrons)
Distribuição eletrônica
por camadas
por subníveis
K
L
,
Hidrogênio
H
1
1
Is 1
Hélio
He
2
2
Is 2
2 a •
Lítio
Li
3
2
1
1 s 2 2s'
Berílio
Be
4
2
2
1 s 2 2s 2
Boro
B
5
2
3
1 s 2 2s 2 2 p'
Carbono
C
6
2
4
1 s 2 2s 2 2 p 2
Nitrogênio
N
7
2
5
1 s 2 2s 2 2p 3
Oxigênio
O
8
2
6
1 s 2 2s 2 2p 4
Flúor
F
9
2
7
1 s 2 2s 2 2 p 5
Neônio
Ne
10
2
8
1 s 2 2s 2 2 p 6
(A continuação desta tabela encontra-se em "Tabelas Auxiliares", ao final do livro.)
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS 119
A
Capitulo 05-QF1-PNLEM
119
29/5/05, 19:09
A
Prosseguindo pela Tabela Periódica, mostramos a seguir a entrada dos sucessivos elétrons de dife-
renciação no último subnível eletrônico de cada elemento:
IA 8A
Is 1
2A
3A 4A 5A 6A 7A
Is 2
2s'
2 s 2
3B 4B 5B 6B 7B * — 8B — v 1B 2B
2 P'
2 P 2
2p 3
2 P 4
2 P 5
2p 6
3s 1
3 s 2
3 P'
3p 2
3 P 3
3p 4
3p 5
3p 6
4 s 1
4 s 2
3 d'
3 d 2
3 d 3
3c/ 4
3 d 5
3c/ 6
3 d 7
3c/ 8
3c/ 9
3 d'°
4p'
4p 2
4p 3
4p 4
4p 5
4p 6
5s 1
5s'
4 d'
4 d 2
4 c/ 3
4 d 4
4 d 5
4 d 6
4ci 7
4c/ 8
4c/ 9
4 d’°
5p'
5p 2
5p 3
5p 4
5p 5
5p 6
6 s 1
6 s 2
4 f.
5 d 2
5c/ 3
5 d 4
5c/ 5
5c/ 6
5 d 7
5c/ 8
5c/ 9
5d'°
6 p 1
6 p 2
6 p 3
6p 4
6 p 5
6p 6
7s'
7 s 2
5 f
6 d 2
6 d 3
6c/ 4
6 d 5
6 cí 6
6 d 7
6c/ 8
6c/ 9
6 d'°
c
4f 1
4 r-
4 / 3
4 f 4
4/ 5
4f 6
4/ 7
4/ 8
4í 9
4í 10
4/"
4/' 2
4/ 13
4/ 14
5c/ 1
5 f'
5 f 2
5/ 3
5 r
5 f 5
5/ 6
5/ 7
5/ 8
5/ 9
5/’°
5/ 11
5/ 12
5f 13
5/ 14
6c/'
Note que nesta Tabela há quatro regiões distintas de preenchimento dos subníveis eletrônicos:
• na região azul, os elétrons entram em subníveis s;
• na região verde, os elétrons entram em subníveis p ;
• na região amarela, os elétrons entram em subníveis d ;
• na região rosa, os elétrons entram em subníveis f.
É muito importante notar que:
• Os 7 períodos da Tabela Periódica correspondem às 7 camadas ou níveis eletrônicos dos áto-
mos. Desse modo, exemplificando, o ferro (Fe-26) está no 4 a período, e por isso já sabemos que
seu átomo possui 4 camadas eletrônicas ( K , L, M, N).
• Nas colunas A, o número de elétrons na última camada eletrônica é igual ao próprio núme-
ro da coluna. Por exemplo, o nitrogênio está na coluna 5A e, portanto, sua última camada
eletrônica tem 5 elétrons (s 2 p 3 ). É por esse motivo que os elementos de uma mesma coluna A
têm propriedades químicas muito semelhantes, o que justifica o fato de tais elementos (em azul
ou em verde, na tabela anterior) serem chamados de elementos típicos, característicos ou repre-
sentativos da Classificação Periódica.
• Nas colunas B, o número de elétrons na última camada permanece, em geral, igual a 2. Agora é
a penúltima camada que vai recebendo os sucessivos elétrons, como acontece com os elemen-
tos de transição (parte amarela da tabela anterior); ou então é a antepenúltima camada, como
acontece com os lantanídios e actinídios (parte rosa da tabela anterior), que por essa razão são
chamados de elementos de transição interna. Devemos porém avisar que, nas colunas B, apare-
cem algumas irregularidades na distribuição eletrônica dos elementos, cuja explicação foge ao
objetivo do nosso curso.
• Há um modo abreviado de representar a distribuição eletrônica de um elemento químico: se-
guindo a Tabela Periódica, escrevemos o símbolo do último gás nobre que aparece antes do
elemento (isto é, do gás nobre do período "de cima"); em seguida, representamos apenas os
elétrons que o elemento tiver a mais em relação a esse gás nobre. Nos exemplos seguintes,
damos as distribuições eletrônicas dos três primeiros elementos da coluna 4A (C, Si, Ge), primei-
ramente na forma completa e depois na forma abreviada.
C (Z = 6): 1 s 2 2s 2 2 p 2 C (Z = 6): [He] 2s 2 2 p 2
I — ►hélio: [He]
Si (Z = 1 4): 1 s 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3 p 2 Si (Z
I — ► neônio: [Ne]
14): [Ne] 3s 2 3 p 2
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Capitulo 05-QF1-PNLEM
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Ge (Z = 32): 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 2 Ge (Z = 32): [Ar] 4s 2 3 d 10 4p 2
argônio: [Ar]
• Quando um elemento ganha 1, 2, 3... elétrons e se transforma num íon negativo (ânion), sua
configuração eletrônica é semelhante à de outro elemento situado 1, 2, 3... "casas" à frente na
Tabela Periódica. Ao contrário, quando um elemento perde 1, 2, 3... elétrons e se transforma
num íon positivo (cátion), sua configuração eletrônica torna-se semelhante à de outro elemento
situado 1, 2, 3... "casas" para trás na Tabela Periódica. Átomos e íons com o mesmo número de
elétrons na eletrosfera são chamados isoeletrônicos e são, pois, "vizinhos" na Classificação Periódica.
■nVTníYSV Responda em
UU4 seu caderno
a) O que indica o período onde o elemento químico está situado?
b) Em quais subníveis os elétrons de diferenciação dos elementos representativos são
adicionados?
c) Nos metais de transição, em qual subnível o último elétron entra? E nos metais de
transição interna?
d) O que são átomos ou íons isoeletrônicos?
EXERCÍCIOS
7~z — :
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
1 3 (Ueba) Um átomo apresenta normalmente 2 elétrons
na primeira camada, 8 elétrons na segunda, 18 elé-
trons na terceira camada e 7 na quarta camada. A
família e o período em que se encontra esse elemen-
to são, respectivamente:
a) família dos halogênios, sétimo período
b) família do carbono, quarto período
c) família dos halogênios, quarto período
d) família dos calcogênios, quarto período
e) família dos calcogênios, sétimo período
Resolução
a) 4s 2 e 4 a período.
b) 4s 2 e 5 a período.
c) 3 d 3 e 4 a período.
d) 3 d 3 e 5 a período.
e) 4p 3 e 4 a período.
16 (Mackenzie-SP) Uma distribuição eletrônica possível para
um elemento X, que pertence à mesma família do ele-
mento bromo, cujo número atômico é igual a 35, é:
a) 1 s 2 , 2s 2 , 2 p 5
b) 1 s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3 p 1
c) 1 s 2 , 2s 2 , 2 p 2
d) 1 s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s'
e) 1 s 2 , 2s 2 , 2 p 6 , 3 s 2 , 3 p 6 , 4 s 2 , 3 d 5
Tendo quatro camadas eletrônicas, o elemento será
do 4 a período. Com 7 elétrons na quarta camada,
o elemento estará na coluna 7A. Trata-se, pois, do
halogênio situado no quarto período.
Alternativa c
Outra resolução possível é somar o número total de
elétrons: 2 + 8 + 18 + 7 = 35. Procurando na Tabe-
la Periódica, encontramos o bromo (número atômi-
co 35), que é o halogênio do quarto período.
14 (U. F. Santa Maria-RS) Um elemento neutro possui configu-
ração eletrônica 1 s 2 2S 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 . Esse elemento é um:
a) metal alcalino terroso.
b) halogênio.
c) metal do primeiro período de transição.
d) gás nobre.
e) elemento do grupo do nitrogênio.
1 5 (Uniceub-DF) O aço tem como um dos componentes que
lhe dá resistência e ductibilidade o elemento vanádio;
sobre o vanádio podemos afirmar que seu subnível mais
energético e seu período são, respectivamente:
(Dado: 23 V.)
Exercício resolvido
17 Qual é a estrutura eletrônica do enxofre (Z = 16),
por níveis e subníveis eletrônicos? Qual a posição
desse elemento na Classificação Periódica?
Resolução
De acordo com o diagrama de Pauling (página 1 01 ),
temos:
Por subníveis:
1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 4
S(Z
16 )
■ Por camadas ou
subníveis eletrônicos:
2 , 8 , 6
Tendo 3 camadas eletrônicas, podemos concluir que
o enxofre pertence ao 3 a período da Classificação
Periódica; sendo o último subnível do tipo p e estan-
do ele incompleto, concluímos que o enxofre está
localizado na região p da tabela; havendo 6 elétrons
na última camada, concluímos também que o en-
xofre está na coluna 6A (calcogênio) da Classifica-
ção Periódica.
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
121
Capitulo 05-QF1-PNLEM
121
29/5/05, 19:09
18 (Unisinos-RS) Temos, abaixo, as configurações eletrôni-
cas de alguns elementos no estado fundamental. A con-
figuração eletrônica que corresponde a um gás nobre é:
a) 1 s 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3 p 6 d) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s 2 3 d 10
b) 1 s 2 2s 2 2p 6 3S 2 3 p 6 4 s 2 e) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3S 2 3p 3
c) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3p 2
Exercício resolvido
1 9 (FCV-SP) Um elemento químico A apresenta proprie-
dades químicas semelhantes às do oxigênio. A pode
ter configuração eletrônica:
a) 1 s 2 2s 2 2 p 6 d) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 3
b) 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 e) 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 p 4
c) ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p'
a) calcogênios e alcalino-terrosos
b) halogênios e alcalinos
c) halogênios e alcalino-terrosos
d) calcogênios e alcalinos
Exercício resolvido
23 (UFC-CE) O elemento com configuração eletrônica
no estado fundamental [Ar]4s 2 3</ é o quarto mais
abundante na crosta terrestre. Assinale a opção que
corresponde ao nome desse elemento.
a) magnésio d) níquel
b) alumínio e) ferro
c) oxigênio
Resolução
A configuração eletrônica do oxigênio (Z = 8) é 1 s 2 2S 2
2 p 4 ; logo, sua última camada tem configuração s í p'.
O elemento A, com propriedades químicas semelhan-
tes às do oxigênio, deverá também terminar em s 2 p 4 .
Alternativa e
20 (Unisinos-RS) Entre as alternativas abaixo, indique aque-
la que contém afirmações exclusivamente corretas sobre
os elementos cujas configurações eletrônicas são apre-
sentadas a seguir:
Elemento Configuração eletrônica
A Is 2 2s 2 2 p 6 3s’
B Is 2 2s 2 2p 4
C Is 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4s 2
D Is 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6
E Is 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 5
a) O elemento C é um gás nobre e o elemento 8 é um
halogênio.
b) Os elementos A e C situam-se, respectivamente, no
terceiro e quarto períodos da Tabela Periódica.
c) O elemento E é um calcogênio e situa-se no quinto
período da Tabela Periódica.
d) O elemento 6 é um halogênio do segundo período,
enquanto o elemento D situa-se no sexto período da
Tabela Periódica.
e) O elemento A é um metal alcalino-terroso.
Exercício resolvido
21
(Cesgranrio-Rj) Um átomo T apresenta menos 2
prótons que um átomo Q. Com base nessa informa-
ção, assinale a opção falsa.
T
a) gás nobre
b) halogênio
c) calcogênio
d) enxofre
e) bário
Q
alcalino-terroso
alcalino
gás nobre
silício
cério
Resolução
Do enunciado concluímos que, se Q tem x prótons,
T terá (x - 2) prótons. Isto equivale a dizer que Q
está duas "casas" à frente de T na Tabela Periódica.
Assim, basta seguir a Tabela Periódica para verificar que
a única opção incorreta (falsa) é a da alternativa d.
22 (Uece) O elemento químico com Z = 54 possui em sua
camada de valência a configuração 5s 2 5 p 6 . Os elemen-
tos com Z = 52 e com Z = 56 pertencem às famílias dos:
Resolução
Pela tabela periódica, a distribuição eletrônica do
argônio [Ar] é igual a 1 s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . O elemento
desconhecido será a parte do [Ar], acrescida de
4s 2 3 dt, como diz o enunciado da questão. Temos
então, para o elemento desconhecido [Ar]4s 2 3i f , ou
seja, Is 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 6 . Somando os expo-
entes (número de elétrons) obtemos 26, que é o nú-
mero atômico do ferro.
Alternativa e
24 Escreva as configurações eletrônicas dos seguintes ele-
mentos:
a) enxofre (Z = 16), em função da configuração do
neônio;
b) ferro (Z = 26), em função da configuração do argônio;
c) césio (Z = 55), em função da configuração do xenônio.
Exercício resolvido
25 Um elemento químico está na coluna 2A e seu áto-
mo perde dois elétrons. A qual das colunas
corresponderá a configuração eletrônica do íon for-
mado?
Resolução
Na coluna 2A o elemento tem em sua última cama-
da 2 elétrons — 2s 2 ou 3s 2 ou 4s 2 ...; genericamente
diremos ns 2 , sendo n o número do período (ou da
camada). Perdendo 2 elétrons, o elemento irá "re-
troceder" 2 casas na Tabela Periódica, chegando as-
sim à coluna 8A do período anterior (cujo número
será n — 1). O íon formado terá, portanto, a confi-
guração eletrônica do gás nobre situado na coluna
8A e período n - 1 .
26 (U. Católica de Salvador-BA) A espécie X 2 ~ com 8 elétrons
na camada mais externa (camada da valência) pode ser do
elemento X, que, na Tabela Periódica, pertence ao grupo:
a) 7 A c) 2A e) 8A
b) 6A d) 1 A
27 (UFMG) Considerando as partículas constituintes do íon
Mg 2+ e a posição do elemento no quadro periódico, pode-
se afirmar que esse íon:
a) tem a mesma configuração eletrônica que o átomo
de argônio.
b) tem um núcleo com 14 prótons.
c) apresenta números iguais de prótons e elétrons.
d) apresenta dois níveis completamente preenchidos.
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Capitulo 05-QF1-PNLEM
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
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28 (UFRRJ) As vitaminas A, C e E possuem propriedades
antioxidantes, por isso são importantes no combate aos
radicais livres. A vitamina E, por exemplo, quando
interage com selênio, origina uma potente ação inibidora
desses radicais livres. Em relação ao selênio podemos
afirmar que:
a) se encontra no terceiro período da Tabela Periódica.
b) possui quatro elétrons na camada mais externa.
c) apresenta um acentuado caráter metálico.
d) possui tendência de formar íons de carga positiva.
e) apresenta seis elétrons na camada mais externa.
29 (UFRCS-RS) Considerando a Classificação Periódica dos
elementos, a afirmação correta é:
a) O manganês é um metal e seu número atômico é 54,9.
b) O bromo é semimetal e pertence à família dos
halogênios.
c) O criptônio é um gás nobre e seu número atômico é 1 9.
d) O zinco é um metal que, no estado fundamental, apre-
senta elétrons distribuídos em três camadas eletrônicas.
e) O enxofre é um não-metal, com seis elétrons na últi-
ma camada.
30 (Unirio-RJ) "O coração artificial colocado em Elói come-
çou a ser desenvolvido há quatro anos nos Estados Uni-
dos e já é usado por cerca de 500 pessoas. O conjunto,
chamado de Heartmate, é formado por três peças princi-
pais. A mais importante é uma bolsa redonda com 1 ,2 qui-
lo, 1 2 centímetros de diâmetro e 3 centímetros de espes-
sura, feita de titânio — um metal branco-prateado, leve
e resistente."
Revista Veja, julho de 1999.
Entre os metais abaixo, aquele que apresenta, na última
camada, número de elétrons igual ao do titânio é o:
a) C c) Ga e) Xe
b) Na d) Mg
31 (U. Católica Dom Bosco-MS) Um elemento que apre-
senta nos últimos subníveis a configuração 4s 2 3 d 2 é um
elemento:
a) alcalino c) alcalino-terroso e) gás nobre
b) de transição d) calcogênio
32 (Ufac) A distribuição eletrônica de um átomo Y, no esta-
do neutro, apresenta o subnível mais energético 4s\ Com
relação a este átomo, pode-se afirmar que ele:
I. Apresenta 1 elétron na camada de valência.
II. Pertence à família periódica IVA.
III. Pertence à família periódica IA, localizado no 4 a período.
IV. E um elemento metálico.
V. Possui número atômico 20.
a) I e II estão corretas. d) III, IV e V estão corretas.
b) I, II e V estão corretas. e) Todas estão corretas.
c) I, III e IV estão corretas.
33 (UFPA) Considere um determinado elemento químico cujo
subnível mais energético é o 5s 2 . Seu número atômico e
o grupo em que está localizado na Tabela Periódica são,
respectivamente:
a) 20; IA b) 20; 2A c) 38; 2A d) 38; IA e) 39; 2A
34 (Mackenzie-SP) Espécies químicas simples que apresentam
o mesmo número de elétrons são chamadas isoeletrônicas
(números atômicos: Na = 11; Mg = 12; S = 1 6; Cí =1 7;
Ar = 1 8; K = 1 9). Assim, entre Mg, Na + , Cl - , S, K + e Ar,
são isoeletrônicas:
a) CC e S c) Na + e Mg e) Na + e K +
b) K + , Ar e CV d) Na + e CC
35 (UVA-CE) Átomos do elemento Y, que apresentam a dis-
tribuição eletrônica Is 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3 p 4 :
a) têm número de massa igual a 1 6.
b) formam o íon Y 2 .
c) pertencem à família do carbono.
d) apresentam cinco níveis de energia.
_ PROPRIEDADES PERIÓDICAS E
Q APERIÓDICAS DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
4.1. Introdução
Objetos com perfis "periódicos" (isto é, repetitivos) são muito comuns:
Em uma faca de cortar pão as ondulações se repetem. Em uma corrente os elos se repetem.
Fatos que se repetem periodicamente são também comuns em nosso dia-a-dia. Alguns são fáceis de
traduzir em um gráfico, como a variação da temperatura ambiente durante uma semana.
Os dias são mais quentes (são os “picos” do gráfico) e as noites, mais frias (são
os “vales” do gráfico). A tendência deste gráfico é repetir-se na semana seguinte.
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
123
Capitulo 05-QF1-PNLEM
123
29/5/05, 19:09
A
O mesmo acontece na Química. Por exemplo, fazendo-se o gráfico do número de elétrons na
última camada eletrônica em função do número atômico do elemento, teremos, para os vinte primeiros
elementos, o resultado abaixo:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 0 1 1 12 1 3 14 1 5 1 6 1 7 1 8 19 20
Número atômico
A partir do que foi exposto, as seguintes observações são importantes:
• nas colunas A da Tabela Periódica teremos um gráfico conforme o anterior;
• nas colunas B da Tabela Periódica o gráfico será praticamente horizontal, pois esses elementos
têm quase sempre 2 elétrons na última camada.
Generalizando, podemos dizer que muitas propriedades dos elementos químicos variam periodi-
camente ao longo da Tabela Periódica, sendo por isso chamadas propriedades periódicas. Como exem-
plos, podemos citar o raio atômico, o volume atômico, a densidade absoluta, a temperatura de fusão e
a de ebulição etc. Esse fato é expresso pela lei da periodicidade de Moseley, vista na página 1 1 3.
Há, contudo, algumas propriedades cujos valores só aumentam com o número atômico, e outras
cujos valores só diminuem. São as chamadas propriedades aperiódicas, das quais destacamos:
• o número de massa sempre aumenta com o aumento do número atômico, conforme o gráfico
seguinte:
• o calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento do número
atômico (calor específico é a quantidade de calor necessária para elevar dei °C a temperatura
dei g do elemento).
No entanto, as propriedades periódicas são mais comuns e importantes, de maneira que, daqui
para diante, somente elas serão estudadas com mais detalhes.
4.2. Raio atômico
É difícil medir o raio de um átomo, pois a "nuvem de elétrons" que o
circunda não tem limites bem definidos. Costuma-se então medir, com o auxí-
lio de raios X, a distância ( d ) entre dois núcleos vizinhos e dizer que o raio
atômico (r) é a metade dessa distância. De um modo mais completo, dizemos
que o raio atômico (r) de um elemento é a metade da distância internuclear
mínima (d) que dois átomos desse elemento podem apresentar, sem estarem
ligados quimicamente.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica, pois seus valores variam periodica-
mente (isto é, aumentam e diminuem seguidamente) com o aumento do número atômico. Observe o
esquema abaixo, em que estão representados apenas os elementos das colunas A da Tabela Periódica.
32
u
152
186
227
248
CS
265
Sentido de crescimento dos raios atômicos
2A
3A
4A
5A
6A
7A
8A
He
Q
50
B
C
N
O
F
Ne
Be
•
9
O
O
J
Q
112
98
91
92
73
72
70
Mg
160
143
Si
132
128
0
127
a
99
Ar
98
197
c.
135
Ce
137
A,
139
Se
140
B,
114
K,
112
s,
215
166
Sn
162
SB
159
160
Q
133
Xe
131
Be
222
n
171
PB
175
B,
170
PO
164
A,
142
R "
140
Raios atômicos medidos em picômetros (símbolo pm), que é um submúltiplo
do metro (1 pm = 10~ 12 m).
O mesmo fato está representado no gráfico abaixo.
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
A
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Capitulo 05-QF1-PNLEM
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A
No esquema de Tabela Periódica ao lado, as setas indicam
o sentido de crescimento dos raios atômicos.
Note que, na vertical, os raios atômicos aumentam de
cima para baixo porque os átomos têm, nesse sentido, um
número crescente de camadas eletrônicas. Na horizontal, os
raios atômicos aumentam para a esquerda. Isso acontece por-
que, para a direita, as camadas eletrônicas são atraídas cada vez
mais intensamente pelo núcleo, pois a carga positiva do núcleo
também cresce para a direita.
n
j
4.3. Volume atômico
Chama-se volume atômico de um elemento o volume ocupado por 1 mol (6,02 • 1 0 23 átomos)
do elemento no estado sólido. Observe que o volume atômico não é o volume de um átomo, mas o
volume de um conjunto (6,02 ■ 1 0 23 ) de átomos; conseqüentemente, no volume atômico influi não só
o volume de cada átomo como também o espaçamento existente entre os átomos.
Examinemos o gráfico seguinte.
Podemos concluir que o volume atômico também varia periodicamente com o aumento do núme-
ro atômico.
No esquema de Tabela Periódica ao lado, as setas indi-
cam o aumento do volume atômico.
Notamos, então, que os elementos de maior volume atô-
mico estão situados na parte inferior e nas extremidades da Ta-
bela Periódica. Observe também que, em cada coluna da Tabe-
la Periódica, a variação do volume atômico é semelhante à do
raio atômico (veja o item 4.2); nos períodos, à esquerda da linha tracejada, o aumento do volume atômico
acompanha o do raio atômico; já à direita da linha tracejada, a variação é oposta, porque, nos elementos
aí situados (principalmente nos não-metais), o "espaçamento" entre os átomos é relativamente grande.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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4.4. Densidade absoluta
Chama-se densidade absoluta (d) ou massa específica de um elemento o quociente entre sua
massa (m) e seu volume (V). Portanto:
A variação da densidade absoluta, no estado sólido, é tam-
bém uma propriedade periódica dos elementos químicos.
No esquema de Tabela Periódica à direita, as setas indicam o
aumento da densidade absoluta. Como podemos ver, os elemen-
tos mais densos situam-se no centro e na parte inferior da Tabe-
la. Exemplo: ósmio ( d = 22,5 g/cm 3 ) e irídio (d = 22,4 g/cm 3 ).
4.5. Ponto de fusão e de ebulição
As temperaturas nas quais os elementos entram em fusão ou em ebulição são, também, funções
periódicas de seus números atômicos.
No esquema de Tabela Periódica ao lado, novamente as
setas indicam o aumento do ponto de fusão (o carbono é
uma exceção, com ponto de fusão igual a 3.800 °C). Por exem-
plo, o tungsténio (W) é o metal de maior ponto de fusão
(3.422 °C), sendo utilizado na fabricação de filamentos de lâm-
padas incandescentes.
É interessante notar que os elementos de menores pontos de
fusão e de ebulição são aqueles que podem se apresentar no esta-
do líquido, ou até mesmo no gasoso, em condições ambiente.
Com exceção do hidrogênio, esses elementos estão situados à
direita e na parte superior do esquema da Tabela Periódica ao lado.
No exemplo, são gases: hidrogênio, nitrogênio, oxigênio,
flúor, cloro e gases nobres. Dos elementos comuns, só o bromo e
o mercúrio são líquidos.
4.6. Potencial de ionização
Chama-se potencial ou energia de ionização a energia necessária para "arrancar" um elétron de
um átomo isolado no estado gasoso.
Essa energia é, em geral, expressa em elétron-volt (eV),
que é a energia ou trabalho necessário para deslocar um elétron
contra uma diferença de potencial de 1 volt. Na prática, o mais
importante a ser considerado é o 1- potencial de ionização, isto
é, a energia necessária para "arrancar" o I 9 elétron da camada
mais externa do átomo. O I 9 potencial de ionização aumenta
conforme o esquema de Tabela Periódica ao lado.
4.7. Eletroafinidade ou afinidade eletrônica
Chama-se eletroafinidade ou afinidade eletrônica a energia liberada quando um elétron é
adicionado a um átomo neutro no estado gasoso. Essa energia é também expressa, em geral, em
elétron-volt (eV) e mede a intensidade com que o átomo "se-
gura" esse elétron adicional. A eletroafinidade aumenta confor-
me o esquema de Tabela Periódica ao lado.
Veremos, no capítulo 7, que essa propriedade é muito im-
portante nos não-metais. Dentre eles, os elementos com maio-
res eletroafinidades são os halogênios e o oxigênio.
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
127
Capitulo 05-QF1-PNLEM
127
6/7/05, 14:33
ATIVIDADES PRÁTICAS — PESQUISA
1 â Procure conhecer o maior número possível de elemen-
tos químicos. Comece pelos mais fáceis de encontrar:
Fe (um prego de ferro), Cu (fios elétricos), Al (panela
comum) etc.
2- Dos elementos que você ficou conhecendo na pri-
meira atividade, procure obter uma constante física
qualquer, como densidade, ponto de fusão, ponto de
ebulição etc. (para isso, consulte um dicionário de Quí-
mica em alguma biblioteca). Construa um gráfico com
os valores obtidos, colocando-os em função dos nú-
meros atômicos.
h]TV 7TE?5V Res P° nda em
Kií seu caderno
(Of
a) O que é raio atômico?
b) O que é volume atômico?
c) O que é potencial de ionizaçao?
d) O que é eletroafinidade?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
36 (Fesp-SP) Constituem propriedades aperiódicas dos ele-
mentos:
a) densidade, volume atômico e massa atômica.
b) ponto de fusão, eletronegatividade e calor específico.
c) volume atômico, massa atômica e ponto de fusão.
d) massa atômica, calor específico e ponto de fusão.
e) massa atômica e calor específico.
Exercício resolvido
37 (UFRCS-RS) X, Y e Z representam três elementos
da Tabela Periódica que têm raios, em nanômetros
(nm): X: 0,0080 nm, Y: 0,123 nm e Z: 0,157 nm
(1 nm = 1 0 9 m). Esses elementos podem ser, res-
pectivamente:
a) Li, Be e Na
b) Li, Na e Be
c) Na, Be e Li
d) Na, Li e Be
e) Be, Li e Na
Resolução
Exercício resolvido
38 (Uece) Dados os elementos 5 B, 27 C 0 , 3q Ga e 34 Se, em
função da posição na Tabela Periódica e da distribui-
ção eletrônica em subníveis, qual deles apresenta o
maior volume atômico?
a) Ga
b) B
c) Se
d) Co
Resolução
Dados os números atômicos dos elementos, é fácil
localizá-los na Tabela Periódica (mesmo sem se preo-
cupar com as distribuições eletrônicas em subníveis).
No esquema a seguir, estamos comparando a localiza-
ção dos elementos dados com os sentidos de aumento
dos volumes atômicos, como vimos à página 1 26. Per-
cebemos então que o elemento Se é o que mais se
aproxima das extremidades da Tabela Periódica, que
correspondem aos maiores volumes atômicos.
Note que as cinco opções deste teste sempre indicam
os elementos Li, Be, Na. Na Tabela Periódica, esses
elementos estão colocados nas posições indicadas a
seguir (as setas indicam o sentido de aumento dos raios
atômicos). Ora, seguindo a ordem das setas, deve-
mos colocar X, Te Z também nas posições indicadas.
Portanto: X = Be, Y = Li e Z = Na.
Alternativa e
IA
2A
II
Li
Be
III
Na
Y = 0,123
X = 0,0080
Z = 0,157
39 Qual das seguintes opções apresenta corretamente os ele-
mentos em ordem crescente, em relação aos volumes
atômicos?
a) Na, Li, Rb, Cs, K
b) Li, K, Na, Rb, Cs
c) K, Li, Rb, Cs, Na
d) Cs, Rb, Li, Na, K
e) Li, Na, K, Rb, Cs
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
40 (UFRGS-RS) Pela posição ocupada na Tabela Periódica,
qual dos elementos é o mais denso?
a) chumbo
b) ósmio
c) mercúrio
d) urânio
e) bário
41 (Cesgranrio-RJ) Os pontos de fusão e de ebulição nor-
mais dos metais do bloco d da Classificação Periódica
são, geralmente, muito elevados. Constituem-se exceções,
por apresentarem pontos de fusão e de ebulição normais
baixos, os metais desse bloco que têm os orbitais s e d
completos. Esses metais são:
a) Cd, Ag e Hg
b) Pt, Pd e Au
c) Cr, Pt e Hg
d) Ni, Pd e Pt
e) Zn, Cd e Hg
Exercício resolvido
42 (Fuvest-SP) Considere os seguintes átomos neutros:
A (1 8 elétrons), 8 (1 7 elétrons), C (1 1 elétrons) e
D (2 elétrons).
a) A que famílias pertencem?
b) Coloque-os em ordem crescente dos potenciais
de ionização.
Resolução
a) Olhando para a Tabela Periódica, vemos que:
A, com 1 8 elétrons, é o argônio — gás nobre
6, com 1 7 elétrons, é o cloro — halogênio
C, com 1 1 elétrons, é o sódio — metal alcalino
D, com 2 elétrons, é o hélio — gás nobre
b) Pelo esquema da página 127, concluímos que a
ordem crescente dos potenciais de ionização é:
C < B < A < D.
43 (Mackenzie-SP) Qual é a alternativa na qual o átomo ci-
tado tem o maior potencial de ionização?
a) He (Z = 2)
b) Be (Z = 4)
c) C (Z = 6)
d) O (Z = 8)
e) F (Z = 9)
44 (Unifor-CE) Sejam os seguintes átomos neutros represen-
tados pelos símbolos hipotéticos X, Y, Z e Te suas respec-
tivas configurações eletrônicas:
X-> 1 s 2
Z^ Is 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6
y -> 1 s 2 2s 2
T -> 1 s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4s 2
O que apresenta maior energia de ionização é:
a) Y
b) Z
c) T
d) X
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
Exercício resolvido
45 (F. F. O. Diamantina-MG) Damos, a seguir, os 1°,
2°, 3° e 4- potenciais de ionização do Mg (Z = 1 2),
B (Z = 5) e K (Z = 1 9). Esses elementos, na tabela,
serão representados por X, Y, W, mas não necessaria-
mente na mesma ordem.
X
Y
W
Potenciais
de ionização
(em volts)
I 2
8,3
7,6
4,3
2 2
25
15
32
3 2
38
80
46
4 2
259
109
61
Marque a alternativa em que há uma correspondên-
cia correta entre Mg, B, K e as letras X, Y, W.
X
Y
W
a)
B
K
Mg
b)
B
Mg
K
c)
K
Mg
B
d)
K
B
Mg
e)
Mg
B
K
Resolução
1 -, 2°, 3°, 4° etc. potenciais de ionização são as ener-
gias necessárias para "arrancar" do átomos 1°, 2°,
3 2 , 4 2 etc. elétrons a partir do subnível mais externo
(de maior energia) para os subníveis mais internos.
Nesta questão basta nos orientarmos pelo I 2 poten-
cial de ionização (1- linha da tabela). Na or-
dem 8,3 > 7,6 > 4,3, temos potenciais decrescen-
tes que, pela tabela esquemática da página 127,
correspondem à ordem B, Mg, K.
Alternativa b
46 (Unifor-CE) Do leite ao peixe, os minerais estão pre-
sentes em todos os alimentos. São fundamentais para
o corpo humano, atuando como poderosos coadjuvan-
tes da saúde física e psíquica ao manter bem ajustado
um sem-número de funções. Pela sua importância, são
classificados:
Macrominerais: Ca, Fe e P
Microminerais antioxidantes: Cu, Mg, Zn e Se
Microminerais dos recursos hídricos: K e Na
E correto afirmar que:
a) Na, Cu, Zn e Se pertencem ao mesmo período da Clas-
sificação Periódica.
b) Fe possui em seu estado fundamental o subnível d in-
completo.
c) Mg, Ca e K são metais alcalino-terrosos e, portanto,
apresentam as mesmas propriedades químicas.
d) com relação à afinidade eletrônica, a ordem correta é
P > Se > Na > Cu.
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Capitulo 05-QF1-PNLEM
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
47 (U. F. Santa Maria-RS) Julgue se são verdadeiras (V) ou
falsas (F) as afirmações relacionadas com as proprieda-
des periódicas dos elementos.
Dependem das massas atômicas dos elementos.
Repetem-se em intervalos mais ou menos regulares em
relação ao aumento dos números atômicos.
São semelhantes em um mesmo grupo de elementos.
São semelhantes em um mesmo período de elementos.
Em um mesmo grupo, os valores numéricos das proprie-
dades periódicas sempre aumentam, quando há aumen-
to do número atômico dos elementos.
A seqüência correta é:
a) V - F - V - F - F d) F - V - F - V - V
b) V - F - F - V - V e) V - F - F - V - F
c) F - V - V - F - F
48 (Faap-SP) Levando em consideração as posições dos ele-
mentos At, Na, Pd, Zn e Ni na Tabela Periódica, dispo-
nha-os segundo a ordem crescente de suas respectivas
densidades.
49 O cálcio e o bário antecedem e precedem, respectiva-
mente, o estrôncio na Tabela Periódica. Sabendo que: o
ponto de fusão do cálcio é 845 °C, e do bário, 725 °C,
o ponto de fusão mais provável para o estrôncio é:
a) 1.570 °C c) 770 °C e) 670 °C
b) 535 °C d) 1 20 °C
50 (PUC-Campinas-SP) Para verificar se um objeto é de chum-
bo puro, um estudante realiza a seguinte experiência:
1 . Determina a sua massa (1 75,90 g);
2. Imerge-o totalmente em 50,0 mL de água contida
numa proveta;
3. Lê o volume da mistura água e metal (65,5 mL).
Com os dados obtidos, calcula a densidade do metal,
compara-a com o valor registrado numa tabela de pro-
priedades específicas de substâncias e conclui que se tra-
ta de chumbo puro. Qual o valor calculado para a densi-
dade, em g/mL, à temperatura da experiência?
a) 2,61 c) 5,22 e) 11,3
b) 3,40 d) 6,80
51 (PUC-RS) A alternativa que apresenta os elementos em
ordem crescente de seus potenciais de ionização é:
a) hélio, carbono, berílio, sódio.
b) neônio, flúor, oxigênio, lítio.
c) sódio, neônio, carbono, lítio.
d) flúor, potássio, carbono, berílio.
e) potássio, sódio, nitrogênio, neônio.
K L M
®))) ®
2 8 7
52 (U. F. Viçosa-MG) Os átomos
neutros de dois elementos quí-
micos A e 6, estáveis, apresen-
tam respectivamente as distribui-
ções eletrônicas:
Pode-se dizer, a respeito desses dois elementos, que:
a) apresentam o mesmo número de nêutrons.
b) são metais.
c) apresentam o mesmo número de prótons.
d) pertencem à mesma família da Tabela Periódica.
e) apresentam o mesmo raio atômico.
K L
2 7
53 (U. F. Santa Maria-RS) Considere as configurações eletrô-
nicas no estado fundamental para os elementos quími-
cos representados por:
x = 1 s 2 , 2 s 2 , 2p 6
Y - Is 2 , 2s 2 , 2 p 6 , 3s 2
z = 1 s 2 , 2s 2 , 2 p 6 , 3s 2 , 3 p 3
Analise as afirmativas:
I . x e y são gases nobres.
II. z é um elemento representativo metálico.
III. O I a potencial de ionização de y é menor que o I a
potencial de ionização de z.
Está(ão) correta(s):
a) apenas I. c) apenas III. e) apenas I, II e III.
b) apenas II. d) apenas I e II.
54 (UFMG) A propriedade cujos valores diminuem à medi-
da que aumenta o número atômico na coluna dos
halogênios é:
a) densidade da substância elementar.
b) primeira energia de ionização do átomo.
c) raio atômico.
d) temperatura de ebulição da substância elementar.
e) temperatura de fusão da substância elementar.
55 (UFRGS-RS) Considerando a posição dos elementos na
Tabela Periódica e as tendências apresentadas por suas
propriedades periódicas, pode-se afirmar que:
a) um átomo de halogênio do 4 a período apresenta me-
nor energia de ionização do que um átomo de
calcogênio do mesmo período.
b) um metal alcalino terroso do 3 a período apresenta
menor raio atômico do que um metal do 5 a período e
do mesmo grupo.
c) um átomo de gás nobre do 2 a período tem maior raio
atômico do que um átomo de gás nobre do 6 a período.
d) um átomo de ametal do grupo 14 é mais eletrone-
gativo do que um átomo de ametal do grupo 1 6, no
mesmo período.
e) um átomo de metal do grupo 1 5 é mais eletropositivo
do que um átomo de metal do grupo 1, no mesmo
período.
56 (UFU-MG) Sobre a Tabela Periódica moderna ou atual,
todas as afirmativas abaixo são corretas, exceto:
a) A densidade aumenta de cima para baixo num grupo
ou família.
b) Elementos em um grupo ou família possuem a mes-
ma configuração eletrônica na última camada.
c) O raio atômico aumenta de cima para baixo num gru-
po ou família.
d) Os elementos são colocados em ordem crescente de
suas massas atômicas.
e) A primeira energia de ionização dos elementos de-
cresce de cima para baixo num grupo ou família.
57 (Cesgranrio-RJ) Os dados X e Y que faltam no quadro são:
a) X = 770; Y= 141 d) X = 770; Y = 1 .430
b) X = 861 ; Y = 1 .430 e) X = 1 .550; 7=251
c) X = 1.550; 7= 141
Ponto de
fusão (°C)
I a energia de
ionização (kcal/mol)
Cálcio
850
7
Estrôncio
X
131
Bário
700
120
58 (Cesgranrio-RJ) Uma das utilizações da Classificação Perió-
dica dos Elementos é o estudo comparativo de suas pro-
priedades. Dos elementos abaixo, aquele que, ao mes-
mo tempo, é mais denso que o bromo e tem maior po-
tencial de ionização do que o chumbo é o:
a) N b) O c) Ge d) Fe e) Kr
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
LEITURA
TRÊS FAMÍLIAS IMPORTANTES
OS METAIS ALCALINOS (COLUNA IA)
Em ordem de importância destacam-se, primeiramente, o
sódio e, depois, o potássio.
O sódio é encontrado em vários compostos naturais, sendo
o principal o sal comum (NaCl — cloreto de sódio). O sódio é
produzido industrialmente pela ação da corrente elétrica
(eletrólise) do NaCl fundido:
fusão
2 NaCl * 2 Na
eletrólise
+ Cl'
n
O sódio é um sólido leve e mole, como a cera, podendo ser cortado com uma faca. É extremamente
reativo e perigoso; pega fogo em contato com o ar (4 Na + 0 2 *- 2 Na 2 0), devendo, por isso, ser
guardado em recipientes que contenham querosene ou benzeno. Chega a explodir quando em contato
com a água (2 Na + 2 H 2 0 ► 2 NaOH + H '), devido à ignição do H 2 liberado. Nunca devemos pegá-
lo com as mãos (só com pinças e luvas grossas de borracha), pois provoca fortes queimaduras na pele.
E usado na produção de compostos orgânicos (corantes, perfumes, medicamentos etc.); na produção
de compostos inorgânicos (cianeto de sódio, peróxidos etc.); na transferência de calor em reatores atômi-
cos; em "lâmpadas de sódio"; etc.
O metal sódio é mole e pode ser cortado com uma faca. Pedaço de sódio conservado
em benzeno.
OS METAIS ALCALINO-TERROSOS (COLUNA 2A)
Em ordem de importância destacam-se, primeiramente, o cálcio e, depois, o magnésio.
n
O cálcio é um sólido leve, mole, de cor branco-prateada e
brilhante. E muito abundante na natureza. Existe na água do
mar e na crosta terrestre na forma de vários minerais: calcita
(CaC0 3 , que constitui também o calcário, o mármore etc.),
anidrita (CaS0 4 ), gipsita (CaS0 4 • 2 H 2 0, que é o gesso natu-
ral), fluorita (CaF 2 ) etc.
E produzido industrialmente pela eletrólise do CaCl 2 , fundido:
fusão
CaCl 2 ► Ca + Cl 2
eletrólise
Tem grande importância biológica, pois está presente nos
ossos, dentes, carapaças de animais etc. Seus compostos são
muito importantes, como, por exemplo, a cal virgem (CaO),
a cal extinta (Ca (OH) 2 ) e o gesso, usado para proteger fratu-
ras ósseas.
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
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Capitulo 05-QF1-PNLEM
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O magnésio é um sólido leve, prateado e maleável. Ele existe na água do mar
e em vários minerais, como magnesita (MgC0 3 ), dolomita (CaC0 3 • MgC0 3 ) e
carnalita (KCl • MgCl 2 • 6 H 2 0).
E usado em ligas metálicas leves para aviação, em rodas "de magnésio"
para automóveis, em reações da Química Orgânica, em fogos de artifício, e
usado também como metal de sacrifício (ligado a cascos de navios, tubula-
ções de aço etc., ele sofre corrosão, evitando a corrosão do aço). O hidróxido
de magnésio, Mg(OH) 2 , é conhecido como "leite de magnésia" e é usado para
combater a acidez estomacal (azia).
Pequena tira de magnésio
pegando fogo.
OS HALOGÊNIOS (COLUNA 7A)
Os mais importantes são o cloro, o bromo e o iodo.
J
Erlenmeyers contendo, da esquerda para a direita:
cloro (gasoso), bromo (líquido) e iodo (sólido).
O cloro é o mais abundante e o mais importante dos halogênios. É um gás denso, amarelo-esverdeado,
muito tóxico e pouco solúvel na água — em meio aquoso, origina a chamada água de cloro:
Cl 2 + H 2 0 HCl + HCIO
Na indústria, o cloro é produzido pela eletrólise de soluções aquosas de NaCl:
2 NaCl + 2 H 2 0 2 NaOH + H 2 + Cl'
eletrólise
No laboratório, é usualmente preparado pela reação:
Mn0 2 + 4 HCl ► MnCl 2 + 2 H 2 0 + Cl 2
O cloro é muito reativo; reage explosivamente
com o hidrogênio quando exposto à luz
(H 2 + Cl 2 ► 2 HCl); ataca praticamente todos
os metais (2 Al + 3 Cl 2 ► 2 A IC1 3 ). O cloro é
muito usado na produção de compostos orgânicos
(plásticos, inseticidas, solventes etc.), na produção de
compostos inorgânicos (HCl; NaClO; NaCl0 3 ;
CaCl(ClO), que é o chamado "cloreto de cal"; etc.),
no branqueamento da celulose destinada à fabrica-
ção de papel, no tratamento de águas e esgotos etc.
0 “cloro líquido" é uma solução aquosa de hipoclorito de
sódio (NaClO) presente na chamada água sanitária. O
“cloro sólido” é o hipoclorito de cálcio — Ca(CtO) 2 , usado
em piscinas. Ambos têm poder germicida.
■
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
59 Pela leitura, o que se pode concluir sobre a reatividade do potássio?
60 Por que o cálcio existe na casca do ovo e o magnésio não?
61 O iodo é menos reativo que o cloro. O que se pode concluir sobre a reatividade do bromo?
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EDUARDO SANTALIESTRA EDUARDO SANTALIESTRA J. GUTIERREZ SANCHEZ/CID
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
r
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
62 (PUC-RJ) Considere as afirmações sobre elementos do
grupo IA da Tabela Periódica:
I. São chamados metais alcalinos.
II. Seus raios atômicos crescem com o número atômico.
III. Seu potencial de ionização aumenta com o número
atômico.
IV. Seu caráter metálico aumenta com o número atômico.
Dentre as afirmações, são verdadeiras:
a) I e II
b) III e IV
c) I, II e IV
d) II, III e IV
e) I, II, III e IV
63 (UFMC) Comparando o cloro e o sódio, os dois elemen-
tos químicos formadores do sal de cozinha, pode-se afir-
mar que o cloro:
a) é mais denso.
b) é menos volátil.
c) tem maior caráter metálico.
d) tem menor energia de ionização.
e) tem menor raio atômico.
64 (Uece) Atualmente, para aumentar a absorbância dos raios
ultravioleta por filtros solares, se utiliza o Ti0 2 , que au-
menta o valor do fator de proteção solar (F.P.S.) sem afe-
tar os atributos cosméticos do produto. Com relação ao
titânio e ao oxigênio, podemos afirmar que são, respecti-
vamente:
a) metal alcalino e halogênio
b) metal alcalino e calcogênio
c) metal de transição e halogênio
d) metal de transição e calcogênio
Elemento
A
8
C
D
£
a)
Configuração eletrônica
Is 2 2s 2 2p 6 3s'
Is 2
Is 2
Is 2
Is 2
2s 2
2s 2
2 s 2
2s 2
2p 4
2 P 6
2 P 6
2 P 6
3S 2
3S 2
3s 2
3 P 6
3p 6
3 P 5
4s 2
O elemento C é um gás nobre e o elemento 8 é um
halogênio.
b) Os elementos A e C situam-se, respectivamente, no
terceiro e quarto períodos da Tabela Periódica.
c) O elemento £ é um calcogênio e situa-se no quinto
período da Tabela Periódica.
d) O elemento 8 é um halogênio do segundo período,
enquanto o elemento D situa-se no sexto período da
Tabela Periódica.
e) O elemento A é um metal alcalino-terroso.
69 (Uece) Sao dados abaixo os níveis energéticos de valência
de alguns átomos neutros em seus estados fundamentais
£ 3s 2 3p 5
C 5s 2
/ 5s 2 5 p 5
Sobre esses elementos, temos as seguintes informações:
I. Os elementos £ e / pertencem ao mesmo grupo e £
possui maior eletronegatividade que /.
II. O elemento C apresenta maior energia de ionização.
III. Os elementos Ce/ pertencem ao mesmo período e /
possui maior afinidade eletrônica que C.
Das afirmativas acima, é(são) verdadeira(s):
a) apenas II
b) I, II e III
c) apenas I e III
d) apenas II e III
65 (UFF-RJ) O elemento com Z = 117 seria um:
a) elemento do grupo do oxigênio
b) metal representativo
c) metal de transição
d) gás nobre
e) halogênio
66 (UFC-CE) Um átomo x tem um próton a mais que um
átomo y. Com base nessa informação, qual é a afirmativa
correta?
a) Se y for alcalino-terroso, x será metal alcalino.
b) Se y for um gás nobre, x será um halogênio.
c) Se y for um metal de transição, xserá um gás nobre.
d) Se y for um gás nobre, xserá metal alcalino.
67 (U. F. Viçosa-MG) Um átomo possui 29 prótons, 34 nêu-
trons e 27 elétrons. Qual é a afirmativa incorreta?
a) Esse átomo é um cátion.
b) Seu número atômico é 29.
c) Seu número de massa é 63.
d) São necessários mais 2 elétrons para que se torne ele-
tricamente neutro.
e) Esse elemento encontra-se na coluna 14 da Tabela
Periódica.
68 (Unisinos-RS) Entre as alternativas abaixo, escolha aquela
que contém afirmações exclusivamente corretas sobre os
elementos cujas configurações eletrônicas são apresen-
tadas a seguir:
70 (FEI-SP) Seja n o número quântico principal nas configu-
rações eletrônicas:
I. ( n - 1)s 2 ( n - 1 )p 6 ns 2 np 4
II. ns 2 np 6
III. ( n - 1 )s 2 ( n - 1 )p 6 ns'
Elas podem ser adequadamente associadas aos níveis ele-
trônicos mais externos de átomos neutros, no estado fun-
damental, respectivamente, de:
a) lantanídios, gases nobres e actinídios
b) metais alcalino-terrosos, metais alcalinos e halogênios
c) calcogênios, gás nobre e metais alcalinos
d) elementos de transição, lantanídios e halogênios
e) calcogênios, elementos de transição e metais alcalinos
71 (Mackenzie-SP) Se o subnível mais energético de um áto-
mo x apresenta o conjunto de números quânticos
n = 4;f=3;m, = -2em s = +y,é correto afirmar que:
|convenção de spirr. primeiro elétron de um orbital tem
spin (rr? s ) igual a — -y-.J
a) x pertence ao subgrupo 4A.
b) esse subnível completo apresenta dez elétrons.
c) x apresenta camada de valência 4 f 2 .
d) x pertence à série dos lantanídios.
e) x é elemento de transição externa.
Capítulo 5 • A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
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Capitulo 05-QF1-PNLEM
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72 (U. F. Santa Maria-RS ) Comparando os elementos
Ca (Z = 20) e Br (Z = 35) pode-se afirmar que:
a) o raio atômico do Br é maior, pois ele tem maior nú-
mero de camadas eletrônicas.
b) a energia de ionização do Ca é maior, pois é mais difí-
cil retirar um elétron desse elemento do que do Br.
c) o Br tem maior afinidade eletrônica pois, com a adi-
ção de um elétron, ocorre uma maior liberação de
energia.
d) o Br é mais eletropositivo, pois, no período, a
eletropositividade aumenta com o aumento do nú-
mero atômico.
e) ambos os elementos têm propriedades químicas se-
melhantes, pois estão no mesmo período.
73 (Cesgranrio-RJ) O átomo Q tem 36 nêutrons e é isóbaro
do átomo R. Considerando que R 2+ é isoeletrônico do
átomo Q, qual é o número de nêutrons do átomo R?
a) 40
b) 38
c) 36
d) 34
e) 32
74 (UFC-CE) O íon positivo estável (M + ) de um determina-
do elemento ( M ) possui a seguinte configuração eletrô-
nica no estado fundamental: Is 2 2s 2 2p 6 .
Com base nesta informação, é correto afirmar que o ele-
mento (M) pertence ao:
a) terceiro período e ao grupo IA da Tabela Periódica.
b) primeiro período e ao grupo IIIA da Tabela Periódica.
c) primeiro período da Tabela Periódica e possui núme-
ro atômico 1 1 .
d) grupo IIIA da Tabela Periódica e possui número atô-
mico 1 0.
e) primeiro período e grupo IA da Tabela Periódica.
75 (Fuvest-SP) Um astronauta foi capturado por habitantes
de um planeta hostil e aprisionado numa cela, sem seu
capacete espacial. Logo começou a sentir falta de ar. Ao
mesmo tempo, notou um painel como o da figura em
que cada quadrado era uma tecla.
Apertou duas delas, voltando a respirar bem. As teclas
apertadas foram
a) @ e # c) $ e % e) & e *
b) # e $ d) % e &
76 (UFC-CE) O efeito fotoelétrico consiste na emissão de elé-
trons provenientes de superfícies metálicas, através da
incidência de luz de frequência apropriada. Tal fenôme-
no é diretamente influenciado pelo potencial de ionização
dos metais, os quais têm sido largamente utilizados na
confecção de dispositivos fotoeletrônicos, tais como:
fotocélulas de iluminação pública, câmeras fotográficas
etc. Com base na variação dos potenciais de ionização
dos elementos da Tabela Periódica, qual é a alternativa
que contém o metal mais suscetível a exibir o efeito
fotoelétrico?
a) Fe c) Cs e) Ca
b) Hg d) Mg
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Tópicos do capítulo
1 Introdução
2 Ligação iônica, eletrovalente ou
heteropolar
3 Ligação covalente, molecular ou
homopolar
4 Ligação metálica
Leitura: Ligas metálicas
Numa simples bolha de sabão existem ligações moleculares bastante complexas.
Apresentação do capítulo
Nos três últimos capítulos, falamos bastante dos elementos químicos e dos átomos que
os representam. Vimos que os átomos, na natureza, raramente ficam isolados, pois tendem a se
unir uns aos outros, formando tudo o que conhecemos na Terra — das rochas aos seres vivos.
Neste capítulo, vamos explicar de que maneira os átomos se unem para formar as
substâncias químicas. Já vimos que cada substância tem sua fórmula — a da água é hi 2 0;
a do sal comum, NaCl; a do gás carbônico é C0 2 , e assim por diante. Mas como foi que os
cientistas chegaram a essas fórmulas?
A História mostra que o caminho foi longo. No início do século XIX, Dalton imaginava que
os átomos se uniam sempre um a um (a fórmula da água seria HO). Somente na metade
do sécuio XIX, a partir das idéias de Avogadro e Canizzaro, é que se consolidou a noção
de molécula que conhecemos atualmente. E só no início do século XX foi explicada a participação
dos elétrons nas ligações químicas.
Capitulo 06-QF1
-PNLEM 135 I 29/5/05,19:15
T
A
INTRODUÇÃO
Você já verificou que alguns materiais são sólidos (o carvão); outros, líquidos (a água) e outros,
gasosos (o ar); alguns são duros (granito) e outros moles (cera); alguns conduzem a corrente elétrica
(metais), outros não (borracha); alguns quebram-se facilmente (vidro), outros não (aço), e assim por
diante. Por que existe essa grande diferença de propriedades entre os materiais que conhecemos? Isso
se deve, em grande parte, às ligações existentes entre os átomos (ligações químicas) e à arrumação
espacial que daí decorre (estrutura geométrica do material). É o que vamos estudar neste capítulo e
no seguinte.
Hoje sabemos que, em condições ambientes, só os gases nobres são formados por átomos isola-
dos uns dos outros, ou seja, átomos que têm pouca tendência de se unir com outros átomos; dizemos
então que eles são muito estáveis (pouco reativos). Os átomos dos demais elementos químicos, ao
contrário, atraem-se não só mutuamente como também átomos de outros elementos, formando agre-
gados suficientemente estáveis, que constituem as substâncias compostas. Assim, por exemplo, não
existem sódio (Na) nem cloro (Cl) livres na natureza; no entanto, existem quantidades enormes de sal
comum (NaCÍ), em que o sódio e o cloro aparecem unidos entre si. As forças que mantêm os átomos
unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são responsáveis por ligações químicas.
Na metade do século XX, os cientistas já haviam percebido que o átomo de hidrogênio nunca se
liga a mais de um outro átomo. Já, por exemplo, o átomo de oxigênio pode ligar-se a dois átomos de
hidrogênio, o de nitrogênio a três de hidrogênio, o de carbono a quatro de hidrogênio, como pode-
mos ver a seguir:
H
H — O — H H — N — H H — C — H
H H
Surgiu, então, a idéia de valência, entendida como a capacidade de um átomo ligar-se a outros.
Dizemos que o hidrogênio tem uma valência (é monovalente); o oxigênio tem duas valências (é bivalente);
o nitrogênio tem três valências (é trivalente); o carbono tem quatro valências (é tetravalente), e assim
por diante.
No entanto, foi somente em 191 6 que os cientistas Gilbert N. Lewis e Walter Kossel chegaram a
uma explicação lógica para as uniões entre os átomos, criando a teoria eletrônica da valência. De fato,
consideremos as configurações eletrônicas dos gases nobres:
K
L
M
N
0
P
Hélio
2
Neônio
2
8
Argônio
2
8
8
Criptônio
2
8
18
8
Xenônio
2
8
18
18
8
Radônio
2
8
18
32
18
8
Com exceção do hélio, constatamos que os átomos dos gases nobres têm sempre 8 elétrons na
última camada eletrônica (é o chamado octeto eletrônico).
Foi associando a observação de que os átomos dos gases nobres têm pouca tendência a se unirem
entre si ou com outros átomos com a de que os átomos dos gases nobres têm o número máximo de
elétrons na última camada (em geral 8 elétrons, ou 2, no caso do hélio), que os cientistas Lewis e Kossel
lançaram a hipótese: os átomos, ao se unirem, procuram perder, ganhar ou compartilhar elétrons na
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
última camada até atingirem a configuração eletrônica de um gás nobre. Essa hipótese costuma ser
traduzida pela chamada regra do octeto:
Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada eletrônica mais
externa, ou 2 elétrons quando possui apenas a camada K.
Na prática, quando dois átomos vão se unir, eles "trocam elétrons entre si" ou "usam elétrons
em parceria", procurando atingir a configuração eletrônica de um gás nobre. Surgem daí os três tipos
comuns de ligação química — iônica, covalente e metálica — , que estudaremos a seguir.
LIGAÇÃO IÔNICA, ELETROVALENTE OU HETEROPOLAR
2.1. Conceitos gerais
Vamos considerar a reação entre o sódio e o cloro, produzindo-se o cloreto de sódio:
Na + Cl NaCl
Eletronicamente, essa reação é explicada esquematicamente, com cores-fantasia, do seguinte modo:
Antes da reação
r
,0 ^ Q
/ 0'®'0 \
, ' ' -
/ / ,'0. \ '
/ / ,-0. \ '■
: $ í Q ; +
0^0 f
\ \ ''0' / /
\ \ ''0' /' /
\ 0-0 - Q ' ,/
\ 0 - a -0 /'
D O
"0"
Átomo de sódio (Na°)
Átomo de cloro (Cl°)
(2-8-1 elétrons)
(2-8-7 elétrons)
r
/ ,- 0 .
b ( Q
\ ''9''
( 2 - 0 - 0 '
Após a reação
X
A
,0
/ 0' Q '0 \
/ / ,-0. \ \
• ^ • 0 ( • ) <è 9
- ''0''
0 -
O-Q-CJ
0
Cátion sódio (Na + )
(2-8 elétrons)
v v- J
Eletrosfera igual
à do neônio
Ânion cloreto (Cl )
(2-8-8 elétrons)
v — ~^r — J
Eletrosfera igual
à do argônio
Nesse exemplo, o átomo de sódio cede definitivamente 1 elétron ao átomo de cloro. Desse
modo, forma-se um íon positivo (cátion Na + ) e um íon negativo (ânion Cl ), ambos com o octeto
completo, ou seja, com a configuração de um gás nobre (no caso, neônio e argônio, respectivamen-
te). Considerando que essa explicação envolve apenas os elétrons da última camada (elétrons de
valência), é comum simplificar a representação anterior da seguinte maneira:
Na*
.a:
Na
]
em que os sinais >e* estão representando exatamente os elétrons da camada mais externa. Essa repre-
sentação é chamada notação de Lewis.
FRANK & ERNEST® by Bob Thaves
Capítulo 6 • As LIGAÇÕES QUÍMICAS
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Capitulo 06-QF1-PNLEM
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A
Tendo cargas elétricas opostas, os cátions e os ânions se atraem e se mantêm unidos pela chamada
ligação iônica, originando-se assim a substância cloreto de sódio (Na + CÍ~), que é o sal comum usado
em cozinha. Na prática, porém, uma reação não envolve apenas dois átomos, mas um número enorme
de átomos, de modo que no final teremos um aglomerado envolvendo um número enorme de íons,
como mostramos na ilustração abaixo (com uso de cores-fantasia e sem escala).
Representações espaciais do Na Cl
Essa arrumação geométrica é chamada de grade, rede ou reticulado cristalino. Trata-se de
um reticulado iônico de forma cúbica.
O reticulado mostrado acima não pode ser visto,
pois os íons são extremamente pequenos (sua forma é
determinada por estudos feitos com raios X). No entan-
to, olhando com um microscópio eletrônico de varre-
dura os cristaizinhos do sal, vemos que são cúbicos, em
decorrência de sua estrutura interna.
É importante observar também que entre os áto-
mos Na° e Cl° e os íons Na + e Cl há uma diferença
extraordinária. De fato, conforme discussão feita no ca-
pítulo 5, o sódio metálico (Na°) é altamente reativo -
pega fogo espontaneamente no ar (o sódio deve ser
guardado em recipientes contendo querosene ou
benzeno), explode com a água, queima a pele se o
segurarmos com a mão. O gás cloro (Cl 2 ), por sua vez, é altamente tóxico. Pelo contrário, o sal de
cozinha (aglomerado Na + Cl~) é uma substância que ingerimos todos os dias por meio de alimentos. Em
particular, o íon Na + tem grande importância biológica, pois regula as trocas de várias substâncias entre o
sangue e as células de nosso organismo.
Vamos agora retomar as exemplificações, considerando como segundo caso a reação entre o
magnésio e o cloro:
Cristais de NaCl colorizados artificialmente, vistos ao
microscópio. Aumento de 120 vezes.
*Mg x
.ci:
*.cl:
r n
2 +
• •
Mg
• X
• n
• •
Ou, abreviadamente: Mg + 2 Cl *■ MgCl 2
E, como terceiro exemplo, a reação entre o alumínio e o flúor:
Ou, abreviadamente: Aí + 3 F ► AÍF 3
Como podemos observar, o número de íons que se unem é inversa-
mente proporcional às suas respectivas cargas (valências). Disso resulta
a seguinte regra geral de formulação:
+x ,''—y
Ay * B x
O
tÕ
o>
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ANDREW SYRED / SPL-STOCK PHOTOS
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
De fato, do ponto de vista matemático, temos, em módulo, | y (+x) | = | x-(-y) |; isso garante que
a carga total positiva dos cátions possa equilibrar a carga total negativa dos ânions.
Resumindo, podemos dizer:
Ligação iônica é a força que mantém os íons unidos, depois que um átomo cede
definitivamente um, dois ou mais elétrons para outro átomo.
Eletrovalência é a carga elétrica do íon.
A ligação iônica é, em geral, bastante forte e mantém os íons firmemente "presos" no reticulado. Por
isso, os compostos iônicos são sólidos e, em geral, têm ponto de fusão e ponto de ebulição elevados.
2.2. A ligação iônica e a Tabela Periódica
A ligação iônica ocorre, em geral, entre átomos de metais com átomos de não-metais, pois:
• os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte tendência a
perdê-los (veja os casos do Na, do Mg e do Aí, nos exemplos anteriores);
• os átomos dos não-metais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e têm acentuada ten-
dência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos (veja o caso
do Cí, nos exemplos anteriores).
Essa idéia pode ser generalizada se olharmos para a Tabela Periódica. Como sabemos, nas colunas A,
o número de elétrons na última camada de cada elemento coincide com o próprio número da coluna.
Sendo assim, temos:
IA 8A
H •
2A 3A 4A 5A 6A 7A
He:
Li •
Be :
• B :
• c •
• N •
• O-
: F •
:N*e:
Na*
Mg;
• aí:
• si •
■ p •
• S ■
:«•
:Àr:
K •
Ca;
•Ca;
-Ce-
•As*
• Se*
: Br •
: i<r:
Rb-
Sr ;
• In :
• Sn •
•Sb-
• Te-
: i •
:xè:
Cs •
Ba;
• Ti:
•Pb-
• Bi •
• Po-
: At •
:Rn:
Os metais perdem Os não-metais (e alguns
elétrons e se transformam semimetais) ganham elétrons
em cátions. e se transformam em ânions.
Dessas propriedades resultam as valências (carga elétrica) de alguns íons bastante importantes:
IA 8A
H +
2A
3A
4A
5A
6A
7A
Li +
N 3 ‘
O 2-
F“
Na +
2
CTQ
+
A i 3+
P 3 ~
s 2_
cr
K +
Ca 2+
Ga 3+
Se 2 '
BC
Rb +
Sr 2+
Te 2-
r
Cs +
Ba 2+
Capítulo 6 • As LIGAÇÕES QUÍMICAS
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Os elementos da coluna 4A têm quatro elétrons na última camada. Eles não apresentam tendên-
cia nem para perder nem para ganhar elétrons. Por esse motivo, quando esses elementos se unem a
outros para atingir um octeto completo, tendem a não formar ligações iônicas.
2.3. O tamanho do íon
Quando um átomo perde elétrons, o núcleo passa a atrair mais intensamente os elétrons restantes;
desse modo, o diâmetro ou raio do cátion é sempre menor que o diâmetro ou raio do átomo
original. Ao contrário, quando um átomo recebe elétrons, a carga total da eletrosfera (negativa) torna-
se maior do que a carga do núcleo (positiva); desse modo, a atração do núcleo sobre o conjunto dos
elétrons é menor e, conseqüentemente, o raio do ânion é sempre maior que o raio do átomo origi-
nal. Por exemplo, no caso do cloreto de sódio (esquema com uso de cores-fantasia):
Raios atômicos
(Raios atômicos e iônicos ciados em picômetros (pm); 1 pm = 10 12 m)
Os gráficos seguintes mostram outras comparações entre raios atômicos e iônicos:
Metais alcalinos Halogênios
Quando temos vários íons, todos com o mesmo número de elétrons (íons isoeletrônicos), o raio
iônico irá diminuindo na proporção em que a carga positiva do núcleo for superando a carga total
da eletrosfera. Por exemplo:
íons
•
0
iMg^)
©
Número atômico
(carga positiva do núcleo)
8
9
11
Aumenta
12
13
Número total de elétrons
(carga negativa da eletrosfera)
10
10
10
10
10
Número de camadas eletrônicas
2
2
2
2
2
Raio iônico (pm)
140
136
95
Diminui
65
50
140
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
a»
Responda em
seu caderno
a) Quando um átomo adquire estabilidade?
b) O que é ligação iônica?
c) O que é eletrovalência?
d) Qual é a tendência que, geralmente, ocorre nos metais e que facilita a formação da
ligação iônica com um não-metal?
e) Qual é a tendência que, geralmente, ocorre nos não-metais e que facilita a formação
da ligação iônica com um metal?
f) O raio de um cátion é maior, menor ou igual ao do átomo correspondente?
g) O raio de um ânion é maior, menor ou igual ao do átomo correspondente?
t
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Atenção: Consulte os dados da Tabela Periódica sempre
que necessário.
Exercício resolvido
1 (FEI-SP) Explicar por que o íon sódio (Na + ) é muito
mais estável que o átomo de sódio (Na°).
Resolução
O sódio (Na°) tem configuração eletrônica 2 — 8 — 1 .
Ao se transformar em íon de sódio (Na + ), a configu-
ração passa a 2 — 8, idêntica à do gás nobre neônio,
que é bastante estável.
2 (UFF-RJ) Para que um átomo neutro de cálcio se transfor-
me no íon Ca 2+ , ele deve:
a) receber dois elétrons; d) perder dois prótons;
b) receber dois prótons; e) perder um próton.
c) perder dois elétrons;
3 (UFRCS-RS) Ao se compararem os íons K + e BC com os
respectivos átomos neutros de que se originaram, pode-
se verificar que:
a) houve manutenção da carga nuclear de ambos os íons.
b) o número de elétrons permanece inalterado.
c) o número de prótons sofreu alteração em sua quan-
tidade.
d) ambos os íons são provenientes de átomos que per-
deram elétrons.
e) o cátion originou-se do átomo neutro a partir do re-
cebimento de um elétron.
Exercício resolvido
4 Os elementos A e 8 apresentam as seguintes confi-
gurações eletrônicas:
A: 2 — 8 — 8 — 2 e B: 2 — 8 — 7
Qual é a fórmula esperada para o composto forma-
do entre esses dois elementos e qual seria a ligação
envolvida?
Resolução
O elemento A tem 2 elétrons em sua última camada
eletrônica; sua tendência é perdê-los, transformando-
se no cátion A 2+ . O elemento 6 tem 7 elétrons em sua
última camada; sua tendência é receber 1 elétron,
transformando-se no ânion 8”. Conseqüentemente,
a fórmula esperada é AB 2 e a ligação envolvida é iônica.
5 O átomo de alumínio tem configuração eletrônica
2 — 8 — 3; o de oxigênio, 2 — 6. Quais são as configu-
rações dos íons formados? Qual é a fórmula do compos-
to resultante?
6 (Mackenzie-SP) Para que os átomos de enxofre e potás-
sio adquiram configuração eletrônica igual à dos gases
nobres, é necessário que:
(Dados: número atômico S = 16; K = 19.)
a) o enxofre receba 2 elétrons e que o potássio receba
7 elétrons.
b) o enxofre ceda 6 elétrons e que o potássio receba
7 elétrons.
c) o enxofre ceda 2 elétrons e que o potássio ceda 1 elé-
tron.
d) o enxofre receba 6 elétrons e que o potássio ceda 1 elé-
tron.
e) o enxofre receba 2 elétrons e que o potássio ceda 1 elé-
tron.
7 (U. Católica Dom Bosco-MS) Um elemento de configura-
ção 1 s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 possui forte tendência para:
a) perder 5 elétrons. d) ganhar 2 elétrons.
b) perder 1 elétron. e) ganhar 1 elétron.
c) perder 2 elétrons.
Exercício resolvido
8 (Fuvest-SP) Considere os íons isoeletrônicos: Li + , ET,
B 3+ e Be 2+ (números atômicos: Li = 3; H = 1; B = 5;
Be = 4). Coloque-os em ordem crescente de raio
iônico, justificando a resposta.
Resolução
Os raios iônicos crescem na ordem decrescente dos
números atômicos, isto é, B 3+ < Be 2+ < Li + < H“, pois
o mesmo número de elétrons (2) da camada K está
sendo atraído por uma carga nuclear cada vez menor.
9 (UFF-RJ) Dois ou mais íons ou, então, um átomo e um
íon que apresentam o mesmo número de elétrons deno-
minam-se espécies isoeletrônicas. Comparando-se as es-
pécies isoeletrônicas F , Na + , Mg 2+ e Aí 3+ , conclui-se que:
a) a espécie Mg 2+ 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 Al 3+ apresenta o maior raio iônico;
e) a espécie Na + apresenta o maior raio iônico.
Capítulo 6 • As LIGAÇÕES QUÍMICAS
141
Capítulo 06-QF1-PNLEM
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10 (Esal-MG) Os íons Ca +2 , Mg +2 e K +1 estão intimamente
relacionados com as características químicas do solo agrí-
cola, sendo importantes para a nutrição das plantas. (Nú-
meros atômicos: Ca = 20, Mg = 12, K = 19.) Das afir-
mativas abaixo, a correta é:
a) Ca +2 e K +1 são isoeletrônicos.
b) Ca +2 e Mg +2 são isoeletrônicos.
c) Mg +2 e K +1 são isoeletrônicos.
d) Ca +2 , Mg +2 e K +1 são isoeletrônicos.
e) Ca +2 , Mg +2 e K +1 apresentam o mesmo raio.
Exercício resolvido
1 1 (Acafe-SC) Num cristal de
NaCl, a menor distância en-
tre os núcleos dos íons Na +
e Cl” é 2,76 A, e a distância
entre os dois íons cloreto que
se encostam é 3,26 A.
Portanto, o raio do íon só-
dio é:
a) 2,76 Á d) 0,86 Á
b) 0,95 Á e) 6,38 À
c) 3,62 Á
Resolução
Se a distância entre dois íons cloreto é 3,26 A
(ângstrom = 1 O” 10 metro), então seu raio iônico será
3,26 : 2 = 1 ,81 A. Da distância entre os núcleos Na +
e Cl”, que é 2,76 A, subtraímos o raio iônico do Cl”
(1,81 Á) e teremos:
2,76 Á - 1,81 Á = 0,95 Á.
Alternativa b
12 (PUC-RS) Responda a esta questão a partir da tabela a
seguir, que apresenta os raios atômicos e iônicos de al-
guns elementos genéricos.
Elementos
' _ genéricos
Raio
1
II
III
IV
Atômico (Á)
1,57
0,66
1,06
2,03
Iônico (A)
0,95
1,40
1,74
1,33
O exame da tabela mostra que, nesses casos, formam
ânions os elementos genéricos:
a) I e II c) I e IV e) III e IV
b) I e III d) II e III
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
13 (U. Católica Dom Bosco-MS) Para adquirir configuração ele-
trônica de gás nobre, o átomo de número atômico 1 6 deve:
a) perder dois elétrons.
b) receber seis elétrons.
c) perder quatro elétrons.
d) receber dois elétrons.
e) perder seis elétrons.
14 (UFRRJ) Os íons são formados a partir das propriedades dos
elementos químicos. Observe as propriedades periódicas e
as configurações eletrônicas dos elementos abaixo e indi-
que o íon que será formado a partir de cada um deles.
a) Cl c) Zn
b) Ca d) K
15 (U. F. Santa Maria-RS) O elemento titânio (Z = 22) tem,
na sua camada de valência,
a) 2 elétrons em orbitais d.
b) 6 elétrons em orbitais p.
c) 2 elétrons em orbitais p.
d) 2 elétrons em orbital s.
e) 4 elétrons em orbitais d.
16 Em um composto, sendo A o cátion, 6 o ânion e A 3 8 2 a
fórmula, provavelmente os átomos Ae B, no estado nor-
mal, tinham, respectivamente, os seguintes números de
elétrons periféricos:
a) 3 e 2 d) 3 e 6
b) 2 e 3 e) 5 e 6
c) 2 e 5
17 (UFPA) Sejam os elementos X, com 53 elétrons, e Y, com
38 elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrô-
nica, podemos afirmar que o composto mais provável
formado pelos elementos é:
a) YX 2 d) Y 2 X
b) Y 3 X 2 e) YX
c) V 2 X 3
18 (Ufes) Para as espécies Br”, Rb + , Se” 2 , Sr +2 e Kr, a ordem
crescente de carga nuclear e do raio iônico são, respecti-
vamente:
a) Se” 2 < Br” < Kr < Rb 1 < Sr +2
Sr +2 < Rb + < Kr < Br”< Se” 2
b) Sr +2 < Rb + < Kr < Br” < Se” 2
Se” 2 < Br” < Kr < Rb + < Sr +2
c) Br"< Se” 2 < Kr < Rb + < Sr +2
Sr +2 < Rb + < Kr < Br”< Se” 2
d) Br” < Se” 2 < Kr < Rb + < Sr +2
Se” 2 < Br”< Kr < Rb + < Sr +2
e) Se” 2 < Sr +2 < Br ” < Rb + < Kr
Se” 2 < Sr +2 < Br < Rb + < Kr
19 (Unicamp-SP) Mendeleyev, observando a periodicidade
de propriedades macroscópicas dos elementos químicos
e de alguns de seus compostos, elaborou a Tabela Perió-
dica. O mesmo raciocínio pode ser aplicado às proprie-
dades microscópicas. Na tabela a seguir, dos raios iônicos,
dos íons dos metais alcalinos e acalino-terrosos, estão fal-
tando os dados referentes ao Na + e ao Sr 2+ . Baseando-se
nos valores da tabela, calcule, aproximadamente, os raios
iônicos desses cátions.
Raios iônicos (pm)
Li +
60
Be 2+
31
Na +
—
Mg 2+
65
K”
133
Ca 2+
99
Rb +
148
Srí +
—
Cs +
160
Ba 2+
135
(1 picômetro (pm) = 1 • 10 12 m)
Sugestão: Devido à variação gradativa dos raios iônicos,
cada valor que falta na tabela dada é aproximadamente
igual à média aritmética entre o raio iônico que o prece-
de e o que o sucede na tabela.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
3
A
LIGAÇÃO COVALENTE, MOLECULAR OU HOMOPOLAR
3.1. Ligação covalente
Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do elemento hidrogênio (H)
para formar a molécula da substância simples hidrogênio (H 2 ):
H + H ► H 2
Eletronicamente (as figuras são representações esquemáticas):
r
Antes da reação
"A
( D 1 + ■> #
Átomo de hidrogênio Átomo de hidrogênio
(1 elétron) (1 elétron)
Após a reação
A
V
; I
0
Molécula de hidrogênio
(2 elétrons, compartilhados)
Ou, abreviadamente:
Ou, ainda:
H* + xH
H* + X H
H 5H
H — H
Nesta última representação, o traço ( — ) está indicando o par de elétrons que os dois átomos de
hidrogênio passam a compartilhar. Assim, por comodidade, costuma-se representar uma ligação covalente
normal por um traço.
A molécula H 2 é estável (isto é, os átomos não se separam) porque há um equilíbrio entre as forças
de atração elétrica (entre núcleos e elétrons) e as forças de repulsão elétrica (entre os dois núcleos e
entre os dois elétrons), como ilustramos na figura a seguir.
Atrações entre cargas opostas: ►
Repulsões entre cargas iguais: ►
Na ligação covalente, entre átomos iguais, podemos falar também em raio covalente (r), como a
metade do comprimento da ligação (d), isto é, metade da distância que separa os dois núcleos.
I
U d
Observe, por fim, que cada átomo de hidrogênio dispõe de dois elétrons (o seu e o elétron com-
partilhado). Esses dois elétrons, contudo, já completam a camada K, que é a única de que o hidrogênio
dispõe. Desse modo, o hidrogênio adquire a configuração do gás nobre hélio.
Capítulo 6 • As LIGAÇÕES QUÍMICAS
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A
Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do elemento cloro (Cl), for-
mando uma molécula de gás cloro (Cl 2 ). Note que, no esquema, só estão representados os elétrons da
última camada eletrônica do cloro, isto é, sua camada de valência:
:cr xCíí =► :chch ou ci—ci
• • XX it XX
Observamos que, na molécula final (Cl 2 ), há um par de elétrons compartilhado pelos dois
átomos de cloro. Com isso, podemos dizer que cada átomo de cloro dispõe de seus sete elétrons mais
um elétron compartilhado, perfazendo então o octeto, que dá a cada átomo a configuração estável
de um gás nobre. Na molécula formada acima, os elétrons da última camada que não participam do
par eletrônico compartilhado são comumente chamados elétrons não-ligantes ou pares eletrôni-
cos isolados.
Consideremos, como terceiro exemplo, a formação da molécula da substância simples oxigênio (0 2 ):
• • XX • • XX
o: ;o o:ío ou o=o
• • XX M XX
Cada átomo de oxigênio tem apenas seis elétrons na camada de valência. Os dois átomos se unem
compartilhando dois pares eletrônicos, de modo que cada átomo "exerça domínio" sobre oito elétrons.
Forma-se assim uma ligação dupla entre os átomos, que é indicada por dois traços na representação
O — O (nos exemplos do H 2 e do Cl 2 , o único par eletrônico comum constitui uma ligação simples).
Como quarto exemplo, vejamos a formação da molécula da substância simples nitrogênio (N 2 ):
:n: xNx ■=> :n|Jn^ ou n = n
Cada átomo de nitrogênio tem apenas cinco elétrons na camada periférica. Eles se unem compar-
tilhando três pares eletrônicos. Forma-se assim uma ligação tripla entre os átomos, que é indicada
pelos três traços na representação N = N. Desse modo, cada átomo está com o octeto completo, pois
além de seus cinco elétrons, compartilha três elétrons com o átomo vizinho.
Concluindo, definimos:
Ligação covalente ou covalência é a união entre átomos estabelecida por pares
de elétrons.
Nesse tipo de ligação, a valência recebe o nome particular de covalência e corresponde ao número
de pares de elétrons compartilhados.
As fórmulas em que os elétrons aparecem indicados pelos sinais • e x são chamadas fórmulas
eletrônicas ou fórmulas de Lewis.
Quando os pares eletrônicos covalentes são representados por traços ( — ), chamamos essas repre-
sentações de fórmulas estruturais planas; no último exemplo considerado:
inJJní n = n n 2
Fórmula de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular
Todos os exemplos dados até agora foram de
substâncias simples. No entanto, as ligações covalentes
aparecem ainda com maior freqüência entre as subs-
tâncias compostas, como passamos a ilustrar.
• Formação da molécula do cloridreto ou gás
clorídrico (HCÍ) (página ao lado; uso de co-
res-fantasia):
h* *cí: h;cí: (ouh — cí)
• • • •
Cilbert Newton Lewis
Nasceu nos Estados Unidos em
1875. Foi professor de Química na
Universidade de Berkeley, na Cali-
r i
o
o
X
Q.
V
o
fórnia. Lewis criou a teoria das liga-
ções covalentes imaginando os elé-
trons orientados em certas direções,
nas quais formariam ligações quími-
cas (1 91 6). Importante também foi
sua nova teoria ácido-base (1923),
que ampliou os conceitos aceitos até
então. Lewis faleceu em 1946.
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Agora, o comprimento da ligação (d) será a soma dos raios
covalentes (r, + r 2 ) dos átomos envolvidos na covalência. O assunto na
verdade é mais complicado, pois o raio covalente de um átomo pode variar
conforme ele venha a se ligar a átomos diferentes.
• Formação da molécula de água (H 2 0):
H* + •O* + X H — ► H fo ; H ou H — O — H
• • • •
• Formação da molécula do amoníaco ou gás amónia (NH 3 ):
Hx * N * xH H * N * H ou H — N — H
* X • X
H H N
• Formação da molécula do gás carbônico (C0 2 ):
XX XX XX XX
os :c: ío o*:c:*o ou o=c=o
XX XX XX XX
Continuamos notando que cada átomo termina ficando com o octeto completo. De fato, cada
oxigênio, além de seus seis elétrons, passa a ter mais dois (compartilhados com o carbono); e o átomo
de carbono, além de seus quatro elétrons, passa a ter mais quatro (dois compartilhados com um dos
átomos de oxigênio e mais dois compartilhados com o outro).
Como conclusão, podemos dizer que a ligação é covalente quando os dois átomos apresentam a
tendência de ganhar elétrons. Isso ocorre quando os dois átomos têm 4, 5, 6 ou 7 elétrons na última
camada eletrônica, ou seja, quando os dois átomos já se "avizinham" na configuração de um gás nobre
(e mais o hidrogênio, que, apesar de possuir apenas um elétron, está próximo da configuração do
hélio). Em outras palavras, a ligação covalente aparece entre dois átomos de não-metais, ou semi-
metais ou, ainda, entre esses elementos e o hidrogênio. Pela Classificação Periódica, visualizamos
perfeitamente os elementos que se ligam por covalência:
3.2. Caso particular da ligação covalente
Vejamos como primeiro exemplo a formação da molécula de gás sulfuroso (S0 2 ):
XX •• XX XX •• XX
os : s : os — ► o 5 : s : os
XX XX XX XX
Observe que o par eletrônico destacado (que está ligando o enxofre ao segundo
oxigênio) pertencia, de início, apenas ao enxofre. Trata-se não mais da ligação covalente
usual, em que cada ligação é formada por 1 elétron de cada átomo, mas de uma covalência
especial, na qual o par eletrônico é cedido apenas por um dos átomos da ligação. Antiga-
mente, esse tipo de ligação era denominado de ligação dativa e indicado por uma seta
que vai do átomo doador para o átomo receptor do par eletrônico, como mostramos ao
lado. De qualquer modo, você continuará contando 8 elétrons ao redor de cada átomo.
X X
X O x
O caso do anidrido sulfúrico (S0 3 ) é semelhante: xx ti xx
o; : s : os
Capítulo 6 • As LIGAÇÕES QUÍMICAS 1 45
o
í
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A
Um caso interessante é o do monóxido de carbono (CO), em que temos, entre o carbono e o
oxigênio, duas ligações covalentes normais e uma especial (par eletrônico assinalado).
Como exemplo final, vamos examinar a formação do íon amónio (NH 4 ), que se dá pela reação
NH 3 + H + -» NH + 4 :
+
H
A" "
• • N
H
• •
í
h;n;h + h + — t
h;n;h
H — N — H
• X
• X
H
H
H
Note que, inicialmente, o NH 3 tinha um par eletrônico livre, e o íon hidrogênio (H + ), por sua vez,
estava sem elétrons (normalmente o H + provém de outra molécula na qual deixou seu próprio
elétron). Assim, o H + compartilha o par eletrônico livre, que inicialmente era exclusivo
do nitrogênio.
Considerando ainda o exemplo do NH 4 é importante observar que, após a forma-
ção do NH 4 , não há nenhuma diferença entre as quatro ligações covalentes aí exis-
tentes. Em outras palavras, os quatro hidrogénios tornam-se perfeitamente equivalen-
tes entre si. Desse modo, é mais correto representar o NH 4 como mostramos ao lado.
OBSERVAÇÃO
Somente por questões didáticas, ainda usaremos a seta nos exemplos seguintes, para indicar esse
caso particular de ligação covalente.
3.3. Fórmulas de compostos covalentes
De modo geral, a montagem das fórmulas dos compostos covalentes, a partir das configura-
ções eletrônicas de seus átomos formadores, não é um problema simples. A Classificação Periódica
pode, todavia, ajudar na formulação dos compostos de estrutura mais simples. Veja na tabela.
Colunas
Estrutura
eletrônica da
camada externa
4A
5A
- - -
6A
o
7A
Ú Q
'''Q-Qr''
4 ligações
simples
H
I
{ H — C — H
I
H
As quais poderão
se distribuir em:
2 ligações H
simples f C = 0
e 1 dupla [ H ^
1 ligação í
simples \ H — C = N
e 1 tripla [
2 ligações J 0 = c = 0
duplas
3 ligações
simples
1 ligação
simples
e 1 dupla
1 ligação
tripla
3 ligações
simples e
1 ligação
especial
H — S — H
o = s
o = s;
HO — N = O
N = N
H
í
{ H — N— H
I
H
* O
O
O
Há ainda o caso de
o átomo receber
uma ligação
especial, como
ocorre com o 3 S
oxiqênio do ozônio
( 0 3 ):
0 = 0 — 0
H — Cl
HO — Cl — O
Ho — a — o
I
o
0
t
HO — CL -
1
O
o
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Com um pouco de prática evidentemente poderemos escrever fórmulas estruturais de substâncias
mais complicadas, como, por exemplo:
H — O — N
*
O
H — O
O
o
H — O
O
Ácido nítrico (HN0 3 )
Ácido sulfúrico (H 2 S0 4 )
Note que estamos constantemente utilizando três tipos de fórmula para um mesmo composto
químico. Veja o exemplo do ácido sulfúrico:
h 2 so 4
H°*0
O:
XX ° c ° XX
XX o o XX
H ° * O x "Oi
Fórmula molecular Fórmula estrutural plana
Fórmula eletrônica ou de Lewis
3.4. Compostos moleculares e compostos iônicos
Um composto é considerado composto molecular quando apresenta exclusivamente ligações
covalentes. Exemplos:
O
H— O— H o=C=0 0=sf
O
Água Gás carbônico Gás sulfúrico
Um composto é considerado composto iônico desde que possua pelo menos uma ligação iônica
(mesmo apresentando várias ligações covalentes). Por exemplo:
o cloreto de sódio (NaCÍ):
Na + Cr
o nitrato de sódio (NaN0 3 ):
Na +
;o —
%
Na +
\'0
o sulfato de sódio (Na 2 SQ 4 ):
.
<
Na +
50
O
Nestes dois últimos exemplos, cada átomo de sódio "perdeu" 1 elétron para cada um dos primei-
ros oxigénios que aparecem dentro dos colchetes. Essas ligações são iônicas. As outras são todas liga-
ções covalentes. Dizemos então que esses dois compostos são iônicos.
Num composto iônico não existem moléculas, mas aglomerados iônicos. Os íons formados por
um único átomo, como, por exemplo, Na + Cl “, são chamados de íons (ou radicais) simples; quando
formados por vários átomos (N0 3 , S0 4 etc.) são chamados de íons (ou radicais) compostos.
Já dissemos, na página 1 39, que a ligação iônica é forte, pois mantém os íons fortemente "presos"
no reticulado. Por esse motivo, os compostos iônicos são, em geral, sólidos de ponto de fusão e ponto
de ebulição elevados. Pelo contrário, em um composto totalmente covalente, as moléculas se atraem
menos intensamente. Em conseqüência, os compostos covalentes são, em geral, gases (H 2 , C0 2 etc.)
ou líquidos de ponto de ebulição baixo (H 2 0, HN0 3 etc.).
Capítulo 6 • As ligações químicas 1 47
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A
3.5. Exceções à regra do octeto
Hoje são conhecidos compostos que não obedecem à regra do octeto.
• Em alguns casos, as ligações se completam com menos de 8 elétrons. Isso acontece com o berílio
(Be) e o boro (B), que, em certas moléculas não apresenta o octeto completo. Exemplos:
BeH 2 H J Be x H Aqui há apenas 4 elétrons ao redor do berílio.
XX XX
BF 3 x F x B x F x Aqui há apenas 6 elétrons ao redor do boro.
XX 0 x XX
x r x
x r x
x x
• Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8 elétrons. Ocorre geralmente com o fósforo
(P) e o enxofre (S), que, em certas moléculas, aparecem com 10 e 12 elétrons na camada de
valência. Exemplos:
X X
x r/ x
XV-tx
XX X XX
PCL xClx 0 0 xClx Aqui há 10 elétrons ao redor do fósforo.
XX P XX
o o
ídí 5c a
XX XX
sf 5
X X
x r x
xl"x
xx x xx
x C o p x
XIX XIX
XX C XX
X X 0^0 X X
x r x ° ° x r x
x r o |- x
XX x XX
x r x
xix
x x
Aqui há 12 elétrons ao redor do enxofre.
Esses casos só ocorrem quando o átomo central é relativamente grande, para que possa acomodar
tantos elétrons ao seu redor. Por isso, essa chamada camada de valência expandida só aparece em
elementos do 3 2 período da Tabela Periódica para baixo.
• Há poucos compostos em que a camada de valência é completada com número ímpar de
elétrons. Por exemplo, no caso dos compostos NO, N0 2 e CÍ0 2 temos 7 elétrons ao redor do
nitrogênio e do cloro:
N ox O (N = 0) OÍ°N°°°OÍ (0 = N — O) e 0í°d°£0 (0 = CI = 0)
o o XX XX XX XX o XX
• Compostos dos gases nobres. Embora no início deste capítulo tenhamos dito que os gases no-
bres têm "pouca vontade" de se unir a outros elementos, a partir de 1962 foram produzidos
vários compostos de gases nobres. Exemplos:
o
XX o XX
XeF 2 x F Xo Xe oX F x Aqui há 1 0 elétrons ao redor do xenônio.
XX o o XX
o o
XeF 4
X X
x F
xix
x x
X X „
Xe
X X
F x
XI X
X X
, X X
Aqui há 12 elétrons ao redor do xenônio.
Esses compostos também só ocorrem com os gases nobres de átomos grandes, que comportam a
camada expandida de valência.
148
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
AlW
Responda em
seu caderno
a) O que é ligação covalente?
b) O que é comprimento da ligação covalente?
c) O que a fórmula de Lewis mostra?
d) O que um composto deve apresentar para ser iônico?
e) O que um composto deve apresentar para ser considerado covalente?
*§']
FYFDrírmC Registre as respostas
CAEKUUUa em seu caderno
20 (FEI-SP) A fórmula N = N indica que os átomos de nitro-
gênio estão compartilhando três:
a) prótons.
b) elétrons.
c) pares de prótons.
d) pares de nêutrons.
e) pares de elétrons.
21 (Unifor-CE) À molécula de água, H 2 0, pode-se adicionar
o próton H + , produzindo o íon hidrônio H 3 CT.
H — O — H
(x = elétron)
H
H
No íon hidrônio, quantos pares de elétrons pertencem,
no total, tanto ao hidrogênio quanto ao oxigênio?
a) 1 d) 4
b) 2 e) 6
c) 3
22 (Mackenzie-SP) Dados: O (Z = 8); C (Z = 6); F (Z = 9);
H(Z= 1).
A molécula que apresenta somente uma ligação covalente
normal é:
a) F 2 d) 0 3
b) 0 2 e) H 2 0
c) CO
b) Na +
O — N
O
O
(fórmula estrutural)
Na +
O
o;n:
o,
(fórmula de Lewis)
Note que o NaN0 3 é um composto iônico devi-
do à ligação iônica entre o Na + e o N0 3 (apesar
de todas as ligações no interior do N0 3 serem
covalentes).
24 Escreva a fórmula estrutural plana e a fórmula de Lewis
do hidreto de fósforo (PH 3 ).
25 (U. Católica de Salvador-BA) Ao formar ligações covalentes
com o hidrogênio, a eletrosfera do silício adquire confi-
guração de gás nobre. Com isso, é de se esperar a forma-
ção da molécula:
a) SiH d) SiH 4
b) SiH 2 e) SiH 5
c) SiH 3
Exercício resolvido
Exercício resolvido
23 Escreva as fórmulas estruturais planas e as fórmulas
de Lewis dos seguintes compostos:
a) H 2 C0 3
b) NaNO,
Resolução
H-O^
a ) C = 0 (formula estrutural)
H — O
O o
HSOS
Xo o o
C xo O (fórmula de Lewis)
Xo o o
HSOS
Veja que o H 2 C0 3 é um composto molecular, pois
todas as suas ligações são covalentes.
26 (Acafe-SC) Considerando dois elementos, Ae B, com
números atômicos 20 e 1 7, a fórmula e o tipo de
ligação do composto formado estão na alternativa:
a) AB 2 — ligação covalente
b) A 2 B — ligação iônica
c) AB 2 — ligação iônica
d) A 2 B — ligação covalente
e) A 7 B 2 — ligação iônica
Resolução
Na própria Tabela Periódica vemos que o elemento A,
de número atômico 20, é o cálcio (de distribuição
eletrônica 2 — 8 — 8 — 2);eo elemento 6, com
número atômico 1 7, é o cloro (de distribuição ele-
trônica 2 — 8 — 7). Sendo assim, o cálcio cede dois
elétrons e forma o Ca 2+ , e o cloro recebe um elétron
e forma o Cl Conseqüentemente, a fórmula será
CaCt 2 ou AB 2 .
Alternativa c
Capítulo 6 • As LIGAÇÕES QUÍMICAS
149
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27 (Vunesp) Os elementos X e Y têm, respectivamente, 2 e
6 elétrons na camada de valência. Quando X e Y reagem,
forma-se um composto:
a) covalente, de fórmula XY
b) covalente, de fórmula XY 2
c) covalente, de fórmula X 2 K 3
d) iônico, de fórmula X 2+ L 2_
e) iônico, de fórmula X 2 Y 2 ~
tos deverão formar um composto covalente, com
o fósforo na posição central. Assim, teremos:
F
I
F — P — F
Alternativa d
Exercício resolvido
28 (FMSCSP-SP) Qual das fórmulas abaixo é prevista
para o composto formado por átomos de fósforo e
flúor, considerando o número de elétrons da cama-
da de valência de cada átomo?
a) P = F
b) P — F = P
c) F — P = F
F
I
d) F — P — F
P
I
e) P— F — P
29 (Mackenzie-SP)
Ca 2
O.
O'
O
O
Relativamente à fórmula estrutural acima, dados os nú-
meros atômicos Ca = 20, 0 = 8eS = 16, é correto
afirmar que:
a) existem duas ligações iônicas e quatro ligações covalentes.
b) existem somente ligações covalentes normais.
c) o oxigênio cede dois elétrons para o cálcio.
d) o enxofre recebe dois elétrons do cálcio.
e) o cálcio, no estado fundamental, apresenta seis elé-
trons na camada de valência.
30 (U. Católica Dom Bosco-MS) Conhecidas as estruturas de
Lewis (fórmulas eletrônicas) dos elementos
Resolução
O fósforo tem 5 elétrons em sua camada de valência
e tende, portanto, a ganhar 3 elétrons. O flúor tem
7 elétrons em sua camada de valência, tendendo,
portanto, a ganhar 1 elétron. Logo, os dois elemen-
a • e : • c • • d • : e :
• • • •
podemos afirmar que algumas substâncias possíveis de se
formar são:
a) A 2 B e fi 2 C d) D 2 e E 2
b) A 2 D e BD e) BD e C 2
c) C 2 D e D 2
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES "Imslucademo 35
31 (Unifor-CE) Quando se comparam as espécies químicas
CH 4 , NH 3 e NaCÍ, pode-se afirmar que os átomos estão
unidos por ligações covalentes somente no:
a) CH 4 e no NH 3
b) NH 3 e no NaCÍ
c) CH 4 e no NaCÍ
d) CH 4
e) NH 3
32 (UFPA) Os átomos dos elementos se ligam uns aos outros
através de ligação simples, dupla ou tripla, procurando
atingir uma situação de maior estabilidade, e o fazem de
acordo com a sua valência (capacidade de um átomo
ligar-se a outros), conhecida através de sua configuração
eletrônica. Assim, verifica-se que os átomos das molécu-
las H 2 , N 2 , 0 2 , Cí 2 estão ligados de acordo com a valência
de cada um na alternativa:
a) N = N, O = O, Cí — Cí, H — H
b) H — H, N = N, O — O, Cí = Cí
c) N = N, O — O, H = H, Cí = Cí
d) H — H, O = O, N — N, Cí = Cí
e) Cí — Cí, N = N, H = H, O = O
33 (FEI-SP) Dentre os compostos a seguir, indique qual de-
les apresenta apenas ligações covalentes normais:
a) S0 3
b) NaCÍ
c) NH 3
d) o 3
e) H 2 S0 4
34 Sabendo que no composto HCÍ0 4 o hidrogênio acha-se
ligado na forma H — O — e que todos os átomos do
oxigênio se ligam ao cloro, escreva a sua fórmula estru-
tural plana e a de Lewis.
35 (UCS-RS) Nas fórmulas estruturais de ácidos abaixo, X
representa um elemento químico.
I. H — O — X
O
O
H — O
H — O
O
O
H — O ff — O
II. ">=0 IV. H — O— X— O
H— O H— O
Os elementos que substituem corretamente o X nas fór-
mulas estruturais são, respectivamente:
a) N, C, S, P
b) N, Si, Se, Br
c) P, C, Se, N
d) N, Sn, As, P
e) P, Pb, Br, As
36 (Cesgranrio-R)) Das espécies químicas abaixo, indique
aquela que não obedece à regra do octeto.
a) MgBr 2
b) AÍCÍ 3
c) C0 2
d) NaCÍ
e) S0 2
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D LIGAÇÃO METÁLICA
Os metais e as ligas metálicas são cada vez mais importantes em nosso dia-a-dia.
O aço é muito empregado
em construções, na
produção de veículos,
fogões, geladeiras etc.
O alumínio também é usado
em construções, fabricação
de utensílios domésticos,
latas etc.
O cobre é usado em fios
elétricos e na construção
de alambiques etc.
O magnésio é “leve” e, por
isso, empregado em rodas
de automóveis, partes de
aviões etc.
4.1. Estrutura dos metais
No estado sólido, os átomos dos metais (e de alguns semimetais) se agrupam de forma geometri-
camente ordenada, dando origem às células, ou grades, ou reticulados cristalinos. Os reticulados
unitários mais comuns dentre os metais são mostrados nas representações (com cor-fantasia) abaixo:
Cúbico de corpo
centrado (CCC)
Cúbico de faces
centradas (CFC)
Hexagonal compacto (HC)
Cada reticulado metálico é, na verdade, formado por
milhões e milhões de átomos. Esse conjunto pode ser consi-
derado uma estrutura molecular gigante, mas não passa,
em geral, de um cristal microscópico. Examinando um pe-
daço de metal ao microscópio, perceberemos aspecto se-
melhante ao da figura ao lado, em que notamos um "amon-
toado" de cristais, dispostos de forma desordenada. (Aliás,
se você olhar com atenção uma folha de zinco limpa, que é
uma chapa de aço recoberta por uma fina camada de zinco,
enxergará, mesmo a olho nu, os cristais de zinco que for-
mam a superfície da chapa.)
Imagem colorizada artificialmente da estrutura de
uma amostra de aço com 0,35% de carbono, vista
ao microscópio, com aumento de 125 vezes.
Capítulo 6 • As LIGAÇÕES QUÍMICAS
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ASTRID & HANNS-FRIEDER CID
MICHLER / SPL-STOCK PHOTOS
4.2. A ligação metálica
Uma das principais características dos metais é a condução fácil da eletricidade. A consideração de
que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da chamada teoria da nuvem eletrônica
(ou teoria do mar de elétrons), que passamos a explicar.
Em geral, os átomos dos metais têm apenas 1, 2 ou 3 elétrons na última
camada eletrônica; essa camada está normalmente afastada do núcleo, que, conse-
qüentemente, atrai pouco aqueles elétrons. Como resultado, os elétrons escapam
facilmente do átomo e transitam livremente pelo reticulado. Desse modo, os áto-
mos que perdem elétrons transformam-se em cátions, os quais podem, logo de-
pois, receber elétrons e voltar à forma de átomo neutro, e assim sucessivamente.
Concluindo, podemos dizer que, segundo essa teoria, o metal seria um aglomerado de átomos
neutros e cátions, mergulhados em uma nuvem (ou "mar") de elétrons livres (costuma-se também
dizer que esses elétrons estão deslocalizados). Assim, a "nuvem" de elétrons funcionaria como uma
ligação metálica, mantendo os átomos unidos.
4.3. Propriedades dos metais
Em virtude de sua estrutura e do tipo de ligação, os metais apresentam uma série de propriedades
características que, em geral, têm muitas aplicações práticas em nosso dia-a-dia. Listamos abaixo aque-
las que podemos citar como principais propriedades dos metais.
• Brilho metálico: os metais, quando polidos, refletem a luz como se fossem espelhos, o que
permite o seu uso em decoração de edifícios, lojas etc.
• Condutividades térmica e elétrica elevadas: os metais, em geral, são bons condutores de calor
e eletricidade. Isso é devido aos elétrons livres que existem na ligação metálica, como foi explica-
do no item anterior, e que permitem um trânsito rápido de calor e eletricidade através do metal.
A condução do calor é importante, por exemplo, no aquecimento de panelas domésticas e cal-
deiras industriais; a condução da eletricidade é fundamental nos fios elétricos usados nas residên-
cias, escritórios e indústrias.
• Densidade elevada: os metais são, em geral, densos. Isso resulta das estruturas compactas,
explicadas na página anterior, e está também de acordo com a variação das densidades absolu-
tas, vista na página 127, no estudo das propriedades periódicas dos elementos químicos.
• Pontos de fusão e de ebulição elevados: os metais, em geral, fundem e fervem em temperatu-
ras elevadas, como vimos na página 127, no estudo das propriedades periódicas. Isso acontece
porque a ligação metálica é muito forte, e "segura" os átomos unidos com muita intensidade.
Note que isso é muito importante na construção de caldeiras, tachos, reatores industriais etc., em
que ocorrem aquecimentos intensos.
• Resistência à tração: os metais resistem bastante às forças que, quando aplicadas, tendem a
alongar uma barra ou fio metálico. Essa propriedade é também uma conseqüência da "força"
com que a ligação metálica mantém os átomos unidos. Uma aplicação importante da resistência
à tração é a aplicação dos metais em cabos de elevadores ou de veículos suspensos (como os
bondinhos do Pão de Açúcar, no Rio de Janeiro); outra aplicação é a colocação de vergalhões de
aço dentro de uma estrutura de concreto para torná-la mais resistente - é o chamado concreto
armado, de largo uso na construção de pontes, edifícios etc.
• Maleabilidade: é a propriedade que os metais apresentam de
se deixarem reduzir a chapas e lâminas bastante finas, o que se
consegue martelando o metal aquecido ou, então, passando o
metal aquecido entre cilindros laminadores, que o vão acha-
tando progressivamente, originando, assim, a chapa metálica
(essa mesma técnica é usada nos cilindros que "abrem" massa de macarrão, pastel etc.). Isso é
possível porque os átomos dos metais podem "escorregar" uns sobre os outros. Essa é uma das
propriedades mais importantes dos metais, se considerarmos que as chapas metálicas são muito
usadas na produção de veículos, trens, navios, aviões, geladeiras etc. O ouro é o metal mais
maleável que se conhece; dele são obtidas lâminas com espessura da ordem de 0,0001 mm,
usadas na decoração de imagens, estatuetas, bandejas etc.
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Ductilidade: é a propriedade que os metais apresentam de se dei-
xarem transformar em fios, o que se consegue "puxando" o metal
aquecido através de furos cada vez menores. A explicação para isso
é semelhante à da maleabilidade. Os fios produzidos, de maior ou
menor diâmetro, são muito usados nas construções, em concreto
armado ou como fios elétricos e arames de vários tipos. O ouro é também o metal mais dúctil que se
conhece; com 1 grama de ouro é possível obter um fio finíssimo com cerca de 2 km de comprimento.
Responda em
seu caderno
a) Qual é a denominação dada à estrutura originada do ordenamento geométrico dos
átomos dos metais?
b) Quais são os três reticulados mais comuns entre os metais?
c) O que é ligação metálica?
d) O que é maleabilidade?
e) O que é ductilidade?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
37 (Fuvest-SP) As figuras abaixo representam, esquema-
ticamente, estruturas de diferentes substâncias, à tempe-
ratura ambiente.
(I) (II) (III)
Sendo assim, as figuras I, II e III podem representar, res-
pectivamente,
a) cloreto de sódio, dióxido de carbono e ferro.
b) cloreto de sódio, ferro e dióxido de carbono.
c) dióxido de carbono, ferro e cloreto de sódio.
d) ferro, cloreto de sódio e dióxido de carbono.
e) ferro, dióxido de carbono e cloreto de sódio.
38
(Enem-MEC) Observe nas questões 38 e 39 o que foi feito
para colocar bolinhas de gude de 1 cm de diâmetro numa
caixa cúbica com 1 0 cm de aresta.
Uma pessoa arrumou as
bolinhas em camadas super-
postas iguais, tendo assim
empregado:
a) 100 bolinhas
b) 300 bolinhas
c) 1 .000 bolinhas
d) 2.000 bolinhas
e) 10.000 bolinhas
39 Uma segunda pessoa procurou encontrar
outra maneira de arrumar as bolas na cai-
xa, achando que seria uma boa idéia
organizá-las em camadas alternadas, onde
cada bolinha de uma camada se apoiaria
em 4 bolinhas da camada inferior, como
mostra a figura. Desse modo, ela conse-
guiu fazer 12 camadas. Portanto, ela con-
seguiu colocar na caixa:
a) 729 bolinhas d) 1 .086 bolinhas
b) 984 bolinhas e) 1.200 bolinhas
c) 1 .000 bolinhas
40 Dos elementos cloro, fósforo e mercúrio, qual é o que
apresenta caráter metálico mais pronunciado? Por quê?
41 (UFU) Entre as substâncias simples puras constituídas por
átomos de S, As, Cd, I e Br, a que deve conduzir melhor a
corrente elétrica é a substância:
a) enxofre c) cádmio e) bromo
b) arsênio d) iodo
42 (PUC-MG) As propriedades ductilidade, maleabilidade,
brilho e condutividade elétrica caracterizam:
a) cloreto de potássio e alumínio
b) cobre e prata
c) talco e mercúrio
d) grafita e diamante
e) aço e P.V.C.
43 (UFC-CE) Nenhuma teoria convencional de ligação quí-
mica é capaz de justificar as propriedades dos compostos
metálicos. Investigações indicam que os sólidos metáli-
cos são compostos de um arranjo regular de íons positi-
vos, no qual os elétrons das ligações estão apenas parcial-
mente localizados. Isso significa dizer que se tem um ar-
ranjo de íons metálicos distribuídos em um "mar" de elé-
trons móveis.
Com base nessas informações, é correto afirmar que os
metais, geralmente:
a) têm elevada condutividade elétrica e baixa condu-
tividade térmica.
b) são solúveis em solventes apoiares e possuem baixas
condutividades térmica e elétrica.
c) são insolúveis em água e possuem baixa condutividade
elétrica.
d) conduzem com facilidade a corrente elétrica e são so-
lúveis em água.
e) possuem elevadas condutividades elétrica e térmica.
Capítulo 6 • As LIGAÇÕES QUÍMICAS
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Capitulo 06-QF1-PNLEM
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LEITURA
LIGAS METÁLICAS
Ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semimetais ou não-metais,
mas sempre com predominância dos elementos metálicos.
Podemos dizer que as ligas metálicas têm maiores aplicações práticas que os próprios metais puros.
Exemplos:
0 aço inoxidável é uma liga de ferro, carbono, níquel e cromo. É usado
em balcões de supermercado, talheres, pias de cozinha, vagões de
metrô etc.
O bronze é uma liga de cobre e
estanho. É usado em estátuas, sinos etc.
As ligas metálicas são preparadas, em geral, aquecendo conjuntamente os metais, até sua fusão com-
pleta, e depois deixando-os esfriar e solidificar completamente.
As propriedades físicas e químicas das ligas metálicas podem ser muito diferentes das propriedades
dos elementos que lhes deram origem. Isso vai depender de muitos fatores, dentre os quais destacamos:
os próprios elementos que formam a liga; a proporção em que eles estão misturados; a estrutura crista-
lina da liga; o tamanho e a arrumação dos cristais microscópicos assim formados; e até mesmo dos
tratamentos que a liga venha a sofrer, como, por exemplo, martelamento, laminação, trefilação e vários
tipos de tratamento térmico (que consistem no aquecimento da liga, seguido de um resfriamento mais
rápido ou mais lento). Na verdade, esses tratamentos térmicos alteram as propriedades das ligas metá-
licas porque alteram o tamanho e a arrumação dos cristais microscópicos que as formam. Mas é exata-
mente a possibilidade de ter as suas propriedades tão alteradas que faz com que as ligas metálicas
tenham ampla aplicação. Exemplos:
• dissemos que os metais têm, em geral, condutividade elétrica elevada; uma liga de níquel e cromo,
porém, tem condutividade elétrica baixa e, por esse motivo, é usada nas resistências dos ferros
elétricos, chuveiros elétricos etc.;
• os metais têm, em geral, pontos de fusão elevados. No entanto, uma liga com 70% de estanho e
30% de chumbo funde a 192 °C, sendo então usada como solda em aparelhos eletrônicos;
• o aço comum (liga de ferro com 0,1 a 0,8% de carbono) tem maior resistência à tração do que o
ferro puro;
• o aço inoxidável (por exemplo, com ferro, 0,1 % de carbono, 1 8% de cromo e 8% de níquel) não
enferruja, como acontece com o ferro e o aço comum.
■
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
44 O que é uma liga metálica?
45 Como são preparadas as ligas metálicas?
46 Cite três fatores responsáveis pelas propriedades das ligas metálicas.
47 Que são tratamentos térmicos nos metais?
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r
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
48 (UFRRJ) lons são estruturas eletricamente carregadas,
podendo ser positivas, quando perdem elétrons, e nega-
tivas, quando ganham. Considerando um certo íon de
carga +2, cujo número de prótons é a metade do seu
número de massa, que é 40, podemos afirmar que a dis-
tribuição eletrônica para esse íon será:
a) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s 2 3 d 2
b) 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 p 6 4s 2
c) 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
d) 1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 4 4s 2
e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 4s 2 3d 2
49 (Mackenzie-SP) O íon Se 2 ~ tem 34 prótons e é
isoeletrônico do íon Sr 2+ . A distribuição eletrônica do
átomo de estrôncio é:
a) Is 2 , 2s 2 , 2 p 6 , 3S 2 , 3 p 6 , 4s 2 , 3 d 10 , 4 p 6
b) Is 2 , 2s 2 , 2 p 6 , 3 s 2 , 3 p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , ós 2
c) Is 2 , 2s 2 , 2 p 6 , 3S 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 2
d) Is 2 , 2s 2 , 2 p 6 , 3S 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 4
e) Is 2 , 2s 2 , 2 p 6 , 3S 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10
50 (PUC-Campinas-SP) Os átomos de certo elemento metá-
lico possuem, cada um, 3 prótons, 4 nêutrons e 3 elé-
trons. A energia de ionização desse elemento está entre
as mais baixas dos elementos da Tabela Periódica. Ao
interagir com halogênio, esses átomos têm alterado o
seu número de:
a) prótons, transformando-se em cátions.
b) elétrons, transformando-se em ânions.
c) nêutrons, mantendo-se eletricamente neutros.
d) prótons, transformando-se em ânions.
e) elétrons, transformando-se em cátions.
51 (Uniceub-DF) O elemento hipotético X, de número atô-
mico 19 e número de massa 40, ao se combinar com
enxofre, formará um composto do tipo:
a) XS 2 covalente. d) X 2 5 eletrovalente.
b) X 2 S 3 eletrovalente. e) X5 eletrovalente.
c) X 2 S covalente.
52 (UFF-RJ) Estão representadas por X, feZas configura-
ções eletrônicas fundamentais de três átomos neutros:
X: 1 s 2 2s 2 2 p 6 3S 2 3 p 6 4s 2
Y: 1 s 2 2s 2 2 p 3
Z: 1 s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 5
Pode-se concluir que:
a) A espécie formada por X e Z é predominantemente
iônica e de fórmula X 2 Z.
b) A espécie formada por Y e Z é predominantemente
covalente e de fórmula YZ.
c) A espécie formada por X e Z é predominantemente
iônica e de fórmula XZ 2 .
d) A espécie formada por Xe fé predominantemente
covalente e de fórmula X 2 T 3 .
e) A espécie formada por Y e Z é predominantemente
iônica e de fórmula XZ 3 .
53 (Mackenzie-SP) i+
o
Na +1 »• N 3 :
°i+
Na
representa uma substância:
Capítulo 6 • As LIGAÇÕES QUÍMICAS
a) iônica, de fórmula NaN 3 .
b) molecular, de fórmula NaN.
c) molecular, de fórmula N 2 Na 3 .
d) iônica, de fórmula Na 3 N.
e) iônica, de fórmula Na 3 N 3 .
54 (UFRN) O níquel é um elemento utilizado em baterias de
aparelhos de telefonia móvel. Com base nos conhecimen-
tos sobre a Tabela Periódica, pode-se afirmar que esse
elemento:
a) pertencem à mesma família do cobalto.
b) tem raio atômico maior que o do íon Ni 2+ .
c) é mais reativo que o potássio.
d) é isoeletrônico do BC.
e) tem densidade maior que a do mercúrio.
55 (U. F. Santa Maria-RS) O sal de cozinha (NaCl) contém
iodeto de potássio (Kl) em concentrações muito peque-
nas, pois traços do íon iodeto na dieta ajudam a prevenir
o alargamento da glândula da tireoide.
Em relação aos íons presentes nesses sais, pode-se afirmar:
I. Os íons Na + e K + pertencem ao mesmo período da
Tabela Periódica.
II. O íon T tem raio iônico maior que o íon Cl , pois T
tem um maior número de camadas.
III. O íon K* tem potencial de ionização maior que o íon
l _ , pois os elétrons do íon K + se encontram mais afas-
tados do núcleo.
Está(ão) correta(s):
a) apenas I. d) apenas I e II.
b) apenas II. e) I, II e III.
c) apenas III.
56 (UFMG) Com relação aos íons K + e Cl , é incorreto afir-
mar que:
a) ambos apresentam o mesmo número de elétrons que
o átomo de argônio.
b) o ânion C V é maior que o átomo neutro de cloro.
c) o átomo neutro de potássio absorve energia para se
transformar no cátion K + .
d) um elétron é transferido do CfT para o K + , quando
esses íons se ligam.
57 (UFC-CE) O gálio, que é utilizado na composição dos chips
dos computadores, apresenta-se como um elemento quí-
mico de notáveis propriedades. Dentre estas, destaca-se
a de se fundir a 30 °C e somente experimentar ebulição a
2.403 °C, à pressão atmosférica.
Com relação a esse elemento, é correto afirmar que:
a) sua configuração eletrônica, no estado fundamental,
é [Ne]3d l0 4s 2 4p 1 , tendendo a formar ânions.
b) apresenta, no estado fundamental, três elétrons
desemparelhados, encontrando-se sempre no estado
líquido, independente da temperatura.
c) seu íon mais estável é representado por Ca 13+ , resul-
tando na mesma configuração eletrônica do elemen-
to neônio.
d) apresenta-se no estado sólido, em temperaturas acima
de 30 °C e, no estado líquido, em temperaturas abaixo
de 2.403 °C.
e) experimenta processo de fusão ao ser mantido por
um longo período de tempo em contato com a mão
de um ser humano normal.
155
Capitulo 06-QF1-PNLEM
155
29/5/05, 19:18
Tópicos do capítulo
1 A estrutura espacial das
moléculas
2 Eletronegatividade/Polaridade
das ligações e das moléculas
3 Oxidação e redução
4 Forças (ou ligações)
intermoleculares
Leitura: Semicondutores
A GEOMETRIA MOLECULAR
Representação da estrutura molecular da ribose.
Apresentação do capítulo
No capítulo anterior, vimos como os átomos se unem para formar as substâncias
químicas. Agora, vamos falar da estrutura espadai das moléculas. Existem moléculas
formadas por milhares de átomos que assumem estruturas geométricas bastante
complicadas. É o caso, por exemplo, das proteínas, que têm grande importância biológica.
Nesse particular, é interessante notar que a proteína só é eficaz quando tem uma estrutura
geométrica bem definida.
Além das ligações entre os átomos, que ocorrem dentro das moléculas (ligações
intramoleculares), existem também as ligações entre as próprias moléculas (ligações
intermoleculares). Neste capítulo, falaremos também dessas ligações intermoleculares e de
suas influências sobre as propriedades físicas das substâncias.
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Capitulo 07A-QF1-PNLEM
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
A ESTRUTURA ESPACIAL DAS MOLÉCULAS
1 . 1 . Conceitos gerais
A teoria das ligações covalentes de Lewis, que vimos no capítulo anterior, foi muito importante para
o desenvolvimento da Química. No entanto, essa teoria não explicava a disposição (arrumação) dos áto-
mos na molécula. Hoje sabemos que as moléculas bem simples, como H 2 , 0 2 , HCÍ, H 2 0 etc., são molécu-
las planas. As moléculas mais complexas, porém, são quase sempre tridimensionais, isto é, têm seus
átomos arrumados em uma estrutura (formato) espacial. Assim, passou-se a falar em geometria molecular.
Um caso bastante comum é o da existência de um átomo central rodeado, no espaço, por vários outros
átomos. Uma analogia bem simples pode ser feita com balões, amarrados como nas figuras abaixo:
Por que os balões assumem espontaneamente essas arrumações? Porque cada balão parece "em-
purrar" o balão vizinho de modo que, no final, todos ficam na disposição mais espaçada (esparramada)
possível. Dizemos, também, que essa é a arrumação mais estável para os balões.
Pois bem, com os átomos acontece exatamente o mesmo, quando formam as moléculas. A
tabela abaixo dá alguns exemplos comuns, nos quais o átomo central ocupa o lugar do nó que é
dado nos balões.
Fórmula
molecular
Modelo "de bolas"
Modelo "de preenchimento
espacial" ou de Stuart
Tipo de estrutura
molecular
Número de átomos ao
redor do átomo central
BeH 2
H Be H
<*
Linear
(é plana)
2
bf 3
E • ■
&
Trigonal
(é plana)
3
CH„
&
Tetraédrica
(é espacial)
4
PCX-
! • Cl
V
Bipirâmide
trigonal
(é espacial)
5
sf 6
2§S
1
!)
Octaédrica
(é espacial)
6
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
157
Capitulo 07A-QF1 -PNLEM
157
6 / 7 / 05 , 14:39
A
Na terceira coluna, vemos o modelo "de preenchimento espacial" que indica a posição e o tama-
nho individual de cada átomo na molécula, respeitando inclusive os raios covalentes dos átomos e os
ângulos formados entre suas valências. Nesse modelo se procura, portanto, representar a molécula da
maneira mais real possível, como se fosse uma fotografia da própria molécula.
A questão da geometria das moléculas pode dar origem a casos interessantes. Por exemplo:
embora exista a substância PCÍ 5 , como vimos no esquema anterior, não existe a substância análoga Pl 5 ,
pois o átomo de iodo é muito maior que o átomo de cloro, de modo que "não há espaço" para se
colocar cinco átomos de iodo ao redor de um único átomo de fósforo. Diz-se, então, que a molécula de
Pl 5 não pode existir por impedimento espacial.
1 . 2 . Moléculas com pares eletrônicos ligantes e não-ligantes
Sabemos que a ligação covalente é a que ocorre pelo compartilhamento de pares eletrônicos nas
camadas de valência dos átomos. Esses pares são chamados de pares eletrônicos ligantes. Por exem-
plo, no CH 4 temos quatro pares ligantes:
H
H ; C ; H
o X
H
Em muitos casos sobram, na camada de valência, pares de elétrons que não participam de ligação
alguma, sendo chamados, por isso, de pares eletrônicos livres ou de pares não-ligantes. Observe os
exemplos do NH 3 e do H 2 0:
H|N|H H I O I H S Pares ligantes
00 o Pares não-ligantes
1 . 3 . Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência
Esta teoria foi desenvolvida pelo cientista Ronald J. Gillespie e é também conhecida pela sigla VSEPR
(do inglês valence shell electron pair repulsion). Em linhas gerais, esta teoria afirma que:
Ao redor do átomo central, os pares eletrônicos ligantes e os não-ligantes se repelem,
tendendo a ficar tão afastados quanto possível.
Com esse afastamento máximo, a repulsão entre os pares eletrônicos será mínima e, portanto, a
estabilidade da molécula, como um todo, será máxima. E exatamente o que ocorre nas situações mos-
tradas na figura da página 157, quando os balões se empurram (se afastam) o máximo possível.
Essa teoria explica as estruturas espaciais do CH 4 , PCl 5 e SF 6 , vistas na tabela da página anterior.
E explica também a estrutura de muitas outras moléculas, como, por exemplo, as de NH 3 e de H 2 0.
Nesses casos, admite-se que os pares eletrônicos livres (não-ligantes) ocupam posições no espaço.
Assim, temos as seguintes estruturas:
A molécula de NH 3 tem 0 formato de uma
pirâmide trigonal, e os ângulos entre os
hidrogénios valem aproximadamente 107°.
9 ® < — Par eletrônico livre
' _ 0
Par eletrônico livre ►'
A molécula de H 2 0 tem forma de V, e 0
ângulo entre os hidrogénios vale
aproximadamente 105° (forma angular).
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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A
1.4. Macromoléculas covalentes
Outro exemplo interessante a considerar é o das macromoléculas covalentes, que são "estruturas
gigantes", nas quais se encontra um número enorme de átomos reunidos por ligações covalentes.
Como ilustração podemos citar o caso da grafite e do diamante.
g
c_>
O
2
O
2
<
Ângulo entre as ligações = 120°
Comprimento das ligações:
— em cada “camada” de átomos, 141 pm;
— entre “camadas", 335 pm.
A grafite é um sólido mole (usado nos lápis); conduz a
eletricidade e tem densidade igual a 2,25 g/cm 3 (essa
densidade indica estrutura cristalina menos compacta).
Diamante
Ângulo entre as ligações — 109°
Comprimento das ligações = 154 pm
(1 pm = 1CT 12 m)
O diamante é o sólido mais duro (difícil de ser riscado)
que se conhece; não conduz eletricidade e tem
densidade igual a 3,51 g/cm 3 (essa densidade indica
estrutura cristalina mais compacta).
1.5. Alotropia
Já vimos, na página 57, que:
Alotropia é o fenômeno que ocorre quando um elemento químico forma duas ou
mais substâncias simples diferentes.
Mencionamos também, na mesma página, a alotropia do elemento oxigênio, que forma duas
substâncias simples: o oxigênio (0 2 ) e o ozônio (0 3 ). No caso do elemento oxigênio, a alotropia é
decorrente da atomicidade, que é o número de átomos existentes em cada molécula (cores-fantasia).
QO cíb
Oxigênio Ozônio
A alotropia do carbono
No item anterior vimos as estruturas do diamante e da grafite, que são duas formas alotrópicas
diferentes do elemento químico carbono.
Podemos então dizer que a alotropia decorre ou da atomicidade da substância (como é o caso do
0 2 e 0 3 ) ou da "arrumação" dos átomos no espaço (como é o caso do diamante e da grafite).
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
159
Capitulo 07A-QF1 -PNLEM
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Em 1985, os cientistas Harold W. Kroto, L F. Cure e Richard E. Smalley descobriram uma nova
forma alotrópica do carbono, formada por estruturas ocas, em forma de bola de futebol, com 60 áto-
mos de carbono ligados entre si, como mostramos a seguir.
Estrutura do C 60 Estrutura do C 60 é semelhante à de uma bola de futebol.
Essa estrutura esférica, com 60 vértices e 32 faces — sendo 20 hexágonos e 1 2 pentágonos regulares
— recebeu a sigla C 60 e o nome fulereno-60. Depois descobriram-se novos fulerenos, com 32, 44, 50...
540 e 960 átomos de carbono. Sendo assim, podemos dizer que o carbono tem muitas formas alotrópicas.
Ainda com respeito ao carbono, pesquisas recentes levaram à produção dos chamados nanotubos.
A estrutura mais simples de um nanotubo pode ser imaginada como resultado da própria estrutura da
grafite (que é plana) "enrolada" de modo a formar um tubo extremamente pequeno. Os cientistas já
estão imaginando várias aplicações para os nanotubos — desde fibras de alta resistência mecânica até
como substitutos dos atuais chips de silício usados em computadores.
Os nanotubos, moléculas constituídas de átomos de carbono, podem vir a substituir os chips de
silício em computadores muito menores que os atuais.
Condutor
Semicondutor
Deformação
/ helicoidal
— - notubo
~~~
Quando os anéis de carbono se alinham com o eixo
Quando o padrão dos anéis hexagonais em um nanotubo
principal de um nanotubo, a molécula conduz
é deformado, o nanotubo age como um semicondutor.
eletricidade tão facilmente quanto o metal.
Isso significa que ele conduz eletricidade apenas depois
que um certo limiar é atingido.
A alotropia do fósforo
Outro caso importante de alotropia é o do fósforo,
que apresenta duas formas alotrópicas principais: o fós-
foro branco e o fósforo vermelho.
O fósforo branco, formado por moléculas P 4 , é um
sólido branco, de aspecto semelhante ao da cera, de
densidade igual a 1 ,82 g/cm 3 , que funde a 44 °C e ferve
a 280 °C. E muito reativo (chega a pegar fogo quando
exposto ao ar), sendo por isso conservado dentro de
água. Quando o aquecemos em ausência de ar e a cerca
de 300 °C, ele se converte lentamente em fósforo ver-
melho, que é mais estável (isto é, menos reativo).
Pedaços de fósforo branco num béquer com água e
fósforo vermelho num vidro de relógio.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
O fósforo vermelho é um pó amorfo (isto é, não apresenta estrutura cristalina), de cor vermelho-
escura, densidade 2,38 g/cm 3 e temperatura de fusão 590 °C; cada grão de pó é formado por milhões
de moléculas P 4 unidas umas às outras, dando origem a uma molécula gigante (PJ.
Fósforo branco Fósforo vermelho
A alotropia do enxofre
O último caso de alotropia que vamos citar é o do enxofre, que também apresenta duas formas
alotrópicas principais: o enxofre ortorrômbico (ou simplesmente rômbico) e o enxofre monoclínico.
As duas formas alotrópicas são formadas por moléculas, em forma de anel, com oito átomos de enxofre
(S 8 ), como mostramos abaixo.
Molécula de S 8
Vista lateral
Vista superior
A diferença entre o enxofre rômbico e o monoclínico está nas diferentes arrumações das moléculas
S 8 no espaço, produzindo cristais diferentes. Acompanhe, no esquema abaixo, a preparação e a diferen-
ça dos cristais dessas duas formas alotrópicas:
Preparação do enxofre rômbico
Evaporação lenta do CS 2
Resultam cristais rômbicos de densidade
2,08 g/cm 3 e ponto de fusão de 1 1 2,8 °C.
Preparação do enxofre monoclínico
Resultam cristais monoclínicos de densidade
1 ,96 g/cm 3 e ponto de fusão de 1 19,2 °C.
As duas formas alotrópicas do enxofre fervem a 445 °C. Em condições ambientes, ambas se apre-
sentam como um pó amarelo, inodoro, insolúvel em água e muito solúvel em sulfeto de carbono (CS 2 ).
Responda em
seu caderno
a) As moléculas geralmente têm estruturas planas ou tridimensionais?
b) Do que dependem as estruturas moleculares?
c) O que ocorre entre os pares eletrônicos ligantes e não-ligantes localizados ao redor
do átomo central e como eles tendem a minimizar o ocorrido?
d) O que são macromoléculas covalentes?
e) O que é alotropia?
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
161
Capitulo 07A-QF1-PNLEM
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f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
1 (Unifor-CE) Considerando-se as ligações entre os átomos
e a geometria molecular da amónia, conclui-se que a fór-
mula estrutural dessa substância é:
a) N = H
H
b) /|\
N N N
N
c) /|\
H H H
a) A molécula BeH 2 tem geometria idêntica à da água
(geometria angular).
b) A molécula BF 3 é trigonal planar.
c) A molécula de SiH 4 tem ângulos de ligação de 90°.
d) N = N
e) N N
H H
Exercício resolvido
2 (Vunesp) A partir das configurações eletrônicas dos
átomos constituintes e das estruturas de Lewis:
a) Determine as fórmulas dos compostos mais sim-
ples que se formam entre os elementos (números
atômicos: H = 1 ; C = 6; P = 1 5):
I. hidrogênio e carbono;
II. hidrogênio e fósforo.
b) Qual é a geometria de cada uma das moléculas
formadas, considerando-se o número de pares de
elétrons?
Resolução
a) I. Entre o hidrogênio e o carbono, temos:
H
h ; c ; h (ch 4 )
X o
H
II. Entre o hidrogênio e o fósforo, temos:
H x °P° x H (PH 3 )
OX
H
b) As formas geométricas das moléculas serão as
seguintes:
• a do CH 4 é tetraédrica;
• a do PH 3 é uma pirâmide trigonal (como no
caso do NH 3 ).
3 (UnB-DF) Analisando as estruturas eletrônicas das molé-
culas representadas abaixo e usando a teoria da repulsão
entre os pares de elétrons da camada de valência, quais
são as respostas corretas?
H : Be : H
• . F . * . B . • . F . •
• •
H
h : sí : h
• •
H
d) A molécula PCÍ 5 tem geometria bipiramidal triangular.
e) A geometria da molécula de SF 6 é hexagonal.
4 (UFRCS-RS) O modelo de repulsão dos pares de elétrons
da camada de valência estabelece que a configuração
eletrônica dos elementos que constituem uma molécula
é responsável pela sua geometria molecular. Observe as
duas colunas a seguir:
Geometria molecular Moléculas
1 . linear A. S0 3
2. quadrada B. NH 3
3. trigonal plana C. C0 2
4. angular D. S0 2
5. pirâmide trigonal
6. bipirâmide trigonal
A alternativa que traz a relação correta entre as molécu-
las e a respectiva geometria é:
a) 5A- 3B-1C-4D
b) 3A - 5B - 4C - 6D
c) 3A-5B-1C-4D
d) 5A - 3B - 2C - 1 D
e) 2A - 3B - 1 C - 6D
Exercício resolvido
5 (Vunesp) Representar as estruturas de Lewis e des-
crever a geometria de N0 2 , N0 3 e NH 3 . Para a reso-
lução, considerar as cargas dos íons localizadas nos
seus átomos centrais (números atômicos: N = 7;
O = 8; H = 1).
Resolução
no 2
X
X
XX
o ;
XX
N S5
XX
o
XX
Este íon é angular
devido à repulsão do
par eletrônico livre.
Este elétron vem de algum cátion externo ao N0 2 ;
como esse elétron está "a mais", ele determina a
carga -1 do íon NQ 2 .
XX
no 3
X
X
XX
o
XX
XX
o
XX
Este íon é
trigonal plano.
Este elétron, da mesma maneira, determina a car-
ga -1 do íon N0 3 .
NH 3 H5N5H Molécula piramidal
o X
H
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
6 (Uepi) Observe as colunas abaixo.
I. S0 3 A. Tetraédrica
II. PCl 5 B. Linear
III. H 2 0 C. Angular
IV. NH4 D. Trigonal planar
V. C0 2 E. Bipirâmide trigonal
Qual das alternativas traz a relação correta entre a espé-
cie química e a respectiva geometria?
a) IIA, VB, NIC, ID, IVE
b) IVA, VB, INC, ID, IIE
c) IIA, IIIB, VC, ID, IVE
d) IVA, IIIB, VC, ID, IIE
e) IVA, VB, NIC, IID, IE
7 (UFSE) Alotropia é o fenômeno que envolve diferentes
substâncias:
a) simples, formadas pelo mesmo elemento químico.
b) compostas, formadas por diferentes elementos quí-
micos.
c) simples, com a mesma atomicidade.
d) compostas, com a mesma fórmula molecular.
e) compostas, formadas pelos mesmos elementos quí-
micos.
8 (UFF-RJ) O oxigênio, fundamental à respiração dos ani-
mais, e o ozônio, gás que protege a Terra dos efeitos dos
raios ultravioleta da luz solar, diferem quanto:
a) ao número de prótons dos átomos que entram em
suas composições;
b) ao número atômico dos elementos químicos que os
formam;
c) à configuração eletrônica dos átomos que os compõem;
d) à natureza dos elementos químicos que os originam;
e) ao número de átomos que compõem suas moléculas.
9 (Ueba) O elemento químico fósforo forma três espécies
químicas simples diferentes: fósforo branco, fósforo ver-
melho e fósforo negro. Essas substâncias são:
a) isótopos d) isótonos
b) isômeros e) alótropos
c) isóbaros
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
10 (PUC-SP) Em 1 91 6, G. N. Lewis publicou o primeiro arti-
go propondo que átomos podem se ligar compartilhan-
do elétrons. Esse compartilhamento de elétrons é cha-
mado, hoje, de ligação covalente. De modo geral, pode-
mos classificar as ligações entre átomos em três tipos
genéricos: ligação iônica, ligação metálica e ligação
covalente.
A alternativa que apresenta substâncias que contêm ape-
nas ligações covalentes é:
a) H 2 0, C (diamante), Ag e LiH
b) 0 2 , NaCÍ, NH 3 e H 2 0
c) C0 2 , S0 2 , H 2 0 e Na 2 0
d) C (diamante), Cl 2 , NH 3 e C0 2
e) C (diamante), 0 2 , Ag e KCl
1 1 (FMTM-MG) A partir da análise das estruturas de Lewis, o
par de substâncias que apresenta a mesma geometria
molecular é:
(Dados: números atômicos H = 1, C = 6, N = 7, O = 8,
P = 15, S = 16eCl= 17.)
a) CH 3 CÍ e S0 3
b) NH 3 e S0 3
c) PCl 3 e S0 3
d) NH 3 e PCt 3
e) NH 3 e CH 3 Ct
12 (Unip-SP) Baseado na teoria da repulsão dos pares de
elétrons na camada de valência, qual é a molécula que
tem a geometria de uma pirâmide trigonal?
a) a c) f
i f -J/ f i
a — c — a ^ s ^ u
I f-I-f
CL F
b) O
t
S
O o
d)
O O
13 (Ufes) A molécula da água tem geometria molecular an-
gular, e o ângulo formado é de ±104°, e não ±109°,
como previsto. Essa diferença se deve:
a) aos dois pares de elétrons não-ligantes no átomo de
oxigênio.
b) à repulsão entre os átomos de hidrogênio, muito pró-
ximos.
c) à atração entre os átomos de hidrogênio, muito pró-
ximos.
d) ao tamanho do átomo de oxigênio.
e) ao tamanho do átomo de hidrogênio.
14 (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. A única alternativa falsa referente
ao ozônio é:
a) E uma molécula triatômica.
b) E uma forma alotrópica do gás oxigênio.
c) E uma substância molecular.
d) E um isótopo do elemento oxigênio.
e) Possui ligações covalentes.
15 (UFC-CE) O fósforo branco é usado na fabricação de bom-
bas 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 do palito.
A opção correta é:
a) Essas duas formas de apresentação do fósforo são cha-
madas de formas alotrópicas.
b) Essas duas formas de apresentação do fósforo são cha-
madas de formas 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 é somen-
te no estado físico.
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
163
Capitulo 07A-QF1-PNLEM
163
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2
A
ELETRONEGATIVIDADE/POLARIDADE
DAS LIGAÇÕES E DAS MOLÉCULAS
2.1. Conceitos gerais
Já vimos que uma ligação covalente significa o compartilhamento de um par eletrônico entre
dois átomos:
h ; h :cl ; ch
• • XX
Quando os dois átomos são diferentes, no entanto, é comum um deles atrair o par eletrônico
compartilhado para o seu lado. É o que acontece, por exemplo, na molécula HCÍ:
X X
h ;as
X X
O cloro atrai o par eletrônico compartilhado para si. Nesse caso, dizemos que o cloro é mais
eletronegativo que o hidrogênio e que a ligação covalente está polarizada, ou seja, é uma ligação
covalente polar. É comum representar-se esse fato também da seguinte maneira:
5 + 5 -
H -i— ► Cl
Nesta representação, a flecha cortada indica o sentido de desloca-
mento do par eletrônico; o sinal 8— representa a região da molécula
com maior densidade eletrônica, e o sinal 8+, a região com menor den-
sidade eletrônica. A molécula se comporta então como um dipolo elé- H
trico*, apresentando o que se convencionou chamar de cargas parciais
— positiva (8+) e negativa (8-). A maior densidade eletrônica ao redor
do cloro é também representada espacialmente, como na figura.
Evidentemente, quando os dois átomos são iguais, como acontece nas moléculas H 2 e Cl 2 , não há razão
para um átomo atrair o par eletrônico mais do que o outro. Teremos, então, uma ligação covalente apoiar.
Conseqüentemente, podemos definir:
Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico
que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente.
Baseando-se em medidas experimentais, o cientista Linus Pauling criou uma escala de eletronegati-
vidade, que representamos a seguir num esquema da Tabela Periódica (esses valores não têm unidades):
Aumento de eletronegatividade
IA 8A
H
2,1
2A
3A
4A
5A
6A
7A
He
Li
1,0
Be
1,5
B
2,0
c
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Ne
Na
0,9
Mg
1,2
3B
4B
5B
6B
7B
-8B-
1 B
2B
Al
1,5
Si
1,8
P
2,1
s
2,5
Cl
3,0
Ar
K
0,8
Ca
1,0
Sc
1,3
Ti
1,5
v
1,8
Cr
1,6
Mn
1,5
Fe
1,8
s;
Ni
1,9
Cu
1,9
Zn
1,6
Ga
1,6
Ge
1,8
As
2,0
Se
2,4
Br
2,8
Kr
Rb
0,8
Sr
1,0
Y
1,2
Zr
1,4
Nb
1,6
Mo
1,8
Tc
1,9
Ru
2,2
Rb
2,2
Pd
2,2
A g
1,9
Cd
1,7
In
1,7
Sn
1,8
Sb
1,9
Te
2,1
1
2,5
Xe
Cs
0,7
Ba
0,9
La-Lu
1,0 1,2
Hf
1,3
Ta
1,5
w
1,7
Re
1,9
Os
2,2
Ir
2,2
Pt
2,2
Au
2,4
Hg
1,9
Tl
1,8
Pb
1,9
Bi
1 ,9
Po
2,0
At
2,2
Rn
Fr
0,7
Ra
0,9
Ac-Lr
Rf
Db
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
* Sistema constituído por duas cargas elétricas puntiformes de mesmo valor, mas de sinais opostos, à pequena distância uma da outra.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Os elementos mais eletronegativos são os halogênios (especialmente o flúor, com eletronegatividade
igual a 4,0), o oxigênio (3,5) e o nitrogênio (3,0). Os elementos das colunas B da Tabela Periódica têm
eletronegatividades que variam de 1 ,2 (eletronegatividade do Y-ítrio) a 2,4 (eletronegatividade do Au-ouro).
É interessante também notar que a eletronegatividade de cada elemento químico está relacionada
com seu potencial de ionização e sua eletroafinidade (ou afinidade eletrônica), já explicados na página
1 27 no estudo das propriedades periódicas dos elementos. Conseqüentemente, a eletronegatividade é
também uma propriedade periódica, como podemos ver no gráfico abaixo:
No esquema dado ao lado, as setas indicam o aumento da
eletronegatividade dos elementos (e a parte mais escura indica a
localização dos elementos de maior eletronegatividade).
Podemos ainda dizer que, no sentido oposto das setas indicadas
nesse esquema, a eletropositividade dos elementos aumenta, atin-
gindo seu máximo nos metais alcalinos, que estão situados na
coluna IA. Observe que os gases nobres foram excluídos, porque
não apresentam nem caráter negativo nem caráter positivo.
2.2. Ligações apoiares e ligações polares
Uma decorrência importante do estudo da eletronegatividade dos elementos é que, em função da
diferença de eletronegatividade (A) entre os átomos envolvidos, podemos classificar as ligações
covalentes como:
• Ligações apoiares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade igual a zero (ou
muito próximo de zero). Exemplos:
Cí— Cí
1 — V — 1 1 — V — 1
3,0 3,0
— >
A = 3,0 - 3,0 = 0
H — Te-
- H
1 v '
1 v 1
2,1
2,1
A = 2,1 - 2,1 = 0
• Ligações polares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade diferente de zero.
Exemplos:
H — Cí
2,1 3,0 — > A = 3,0 - 2,1 = 0,9
I — F
2,5 4,0 — > A = 4,0 — 2,5 = 1,5 (Note que essa ligação já é mais polar que a anterior.)
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
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Capitulo 07A-QF1 -PNLEM
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A
Agora é importante salientar o seguinte: quando essa diferença ultrapassa o valor 1,7, a atração
exercida por um dos átomos sobre o par eletrônico é tão grande que a ligação covalente se
"rompe", tornando-se uma ligação iônica. Exemplos:
Na + Cr
0,9 3,0 — > A = 3,0 — 0,9 = 2,1 (Ligação iônica)
K + F
0,8 4,0 — > A = 4,0 — 0,8 = 3,2 (Ligação iônica)
Conseqüentemente, podemos afirmar que existe uma transição gradativa entre as ligações covalentes
e as iônicas, à proporção que o valor de A aumenta. Podemos então construir a seguinte tabela:
Diferença de eletronegatividade (A)
0,0
0,5
1,0
1,6
1,7
2,0
2,5
3,0
Porcentagem de caráter iônico da ligação
zero
6%
22%
47%
51%
63%
79%
89%
Ligações predominantemente
covalentes
Ligações predominantemente
iônicas
Aplicando essa idéia a alguns compostos ao longo da Classificação Periódica, temos:
Colunas
IA
2A
3A
4A
5A
6A
7A
Compostos
NaCÍ
MgCl 2
AlCl 3
SiCl 4
P« 5
SCl 2
Cl 2
Diferença de eletronegatividade de cada ligação
2,1
1,8
1,5
1,2
0,9
0,5
zero
Porcentagem de caráter iônico
67%
55%
43%
30%
19%
6%
zero
Como resumo geral temos, então, o seguinte esquema:
Ligações
Covalentes
Iônicas
Apoiares
Polares
V
Neste sentido, aumenta a
polaridade das ligações.
2.3. Momento dipolar
As moléculas polares se orientam sob a ação de um campo elétrico externo conforme o esque-
ma abaixo:
U U
Sem a ação do campo elétrico, as Sob a ação do campo elétrico, as moléculas polares se
moléculas polares se dispõem ao acaso. orientam, procurando voltar seu lado positivo na direção
das cargas negativas do campo elétrico e vice-versa.
A capacidade de a molécula se orientar é maior ou menor dependendo da diferença de eletronegatividade
e do comprimento da ligação entre os átomos. Por isso, a medida da polaridade das ligações é feita pelo
chamado momento dipolar, que é representado pela letra grega jj. (mi).
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Momento dipolar (p.) é o produto do módulo da carga elétrica parcial (8) pela distân-
cia entre os dois extremos de um dipolo.
pi = ôc/
O momento dipolar é medido na unidade debye (D), que equivale a 3,33 • 1 CT 30 coulomb • metro.
Temos a seguir alguns exemplos de momentos dipolares:
Composto
Diferença de eletronegatividade
Momento dipolar (D)
HF
1,9
1,91
HO.
0,9
1,03
HBr
0,7
0,79
Hl
0,4
0,38
Na molécula, o momento dipolar pode ser mais bem represen-
tado pelo chamado vetor momento dipolar, em que a direção do
vetor é a da reta que une os núcleos dos átomos; o sentido do vetor
é o do átomo menos para o mais eletronegativo; e o módulo do
vetor é igual ao valor numérico do momento dipolar.
1,91 D
H ► F
Molécula de HF
2.4. Moléculas polares e moléculas apoiares
Surge, agora, uma pergunta importante: quando uma molécula tem ligações polares, ela será
obrigatoriamente polar? Nem sempre, como você poderá ver pelos exemplos seguintes.
• A molécula BeH 2 tem duas ligações polares, pois o hidrogênio
é mais eletronegativo do que o berílio. No entanto, conside-
rando que a molécula é linear, a atração eletrônica do hidro-
gênio "da esquerda" é contrabalançada pela atração do hi-
drogênio "da direita" e, como resultado final, teremos uma
molécula não-polar (ou apoiar). Em outras palavras, a resul-
tante dos dois vetores é nula.
H-* Be ► H
2,1 1,5 2,1
Molécula de BeH 2
• A molécula BCÍ 3 tem três ligações polares. No entanto, a
disposição dos átomos na molécula faz com que os três ve-
tores momento dipolar se anulem e, como resultado, a mo-
lécula é apoiar.
• A molécula de água, por sua vez, tem forma de V (página 158). Somando os vetores momento
dipolar p, e p 2 , teremos, segundo o esquema abaixo, o vetor resultante (p). Conseqüentemente:
a molécula de água é polar (p = 1 ,84 D); o "lado" onde estão os hidrogénios é o mais eletropositivo
(8+); o "lado" do oxigênio é o mais eletronegativo (8-). É devido a essa polaridade que um filete
de água que escorre de uma torneira pode ser desviado por um objeto eletrizado.
8 -
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
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Capitulo 07A-QF1 -PNLEM
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• A molécula de amónia (NH 3 ) tem a forma de uma
pirâmide trigonal, como já vimos na página 1 58.
Nessa molécula, os vetores momento dipolar tam-
bém não se anulam e, como resultado, a molécu-
la é polar (jj, = 1,48). Junto aos hidrogénios, a
molécula é mais eletropositiva (8+); e junto ao
par eletrônico livre, ela é mais eletronegativa (8-).
• A molécula do tetracloreto de carbono (CCl 4 ) tem
forma de um tetraedro regular. Existem quatro li-
gações polares, mas os vetores se anulam; conse-
qüentemente, a molécula é apoiar (|d = 0). No
entanto, bastaria trocar, por exemplo, um átomo
de cloro por um de hidrogênio, para que a nova
molécula (CHCl 3 ) fosse polar, isto é: quando os
vetores momento dipolar não se anulam, a mo-
lécula será polar.
Outra maneira de analisar a polaridade de uma molécula é comparar os números de:
• pares eletrônicos ao redor do átomo central;
• átomos iguais ligados ao átomo central.
Se esses dois números forem diferentes, a molécula será polar. Por exemplo:
H
CH 4 => H * C ; H
o X
H
Há 4 pares eletrônicos.
Há 4 átomos iguais (H).
A molécula é apoiar.
CH 3 CÍ
H
H SC x Cl
o X
H
Há 4 pares eletrônicos.
Só 3 átomos iguais (H).
A molécula é polar.
É importante ainda comentar que a polaridade das moléculas influi nas pro-
priedades das substâncias. Um exemplo importante é o da miscibilidade (ou
solubilidade) das substâncias. A água e o álcool comum, que são polares, mis-
turam-se em qualquer proporção. A gasolina e o querosene, que são apoiares,
também se misturam em qualquer proporção. Já a água (polar) e a gasolina
(apoiar) não se misturam. Daí a regra prática que diz:
Substância polar tende a se dissolver em outra substância polar
e substância apoiar tende a se dissolver em outra substância apoiar.
Ou, de uma forma mais resumida, "semelhante dissolve semelhante".
A água e a gasolina
não se misturam
porque suas moléculas
diferem na polaridade.
Responda em
seu caderno
a) Quando ocorre a ligação covalente polar?
b) O que é eletronegatividade?
c) Como é a diferença de eletronegatividade nas ligações apoiares?
d) Qual é o valor da diferença de eletronegatividade que pode caracterizar
uma ligação iônica?
e) De que depende o momento dipolar?
f) Quando uma molécula será apoiar?
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
16 (Fesp-SP) Indicar a ordem correta de eletronegatividade
dos elementos flúor, cloro, oxigênio, bromo e carbono.
a) F > Cl > O > Br > C d) O > C > F > Cl > Br
b) O > F > Cl > Br > C e) F > C > O > Cl > Br
c) F > O > Cl > Br > C
Exercício resolvido
17 (UFF-RJ) Com base nas diferenças de eletrone-
gatividade apresentadas no quadro abaixo, classifi-
que as ligações indicadas conforme sejam iônicas,
covalentes polares ou covalentes apoiares. Justifique
sua classificação.
Elemento
Eletronegatividade
Rb
0,8
Al
1,5
H
2,1
Cl
3,0
N
3,0
F
4,0
a) Ligação At — F no fluoreto de alumínio.
b) Ligação H — Cl no ácido clorídrico.
c) Ligação N — Ct no cloreto de nitrogênio.
d) Ligação Rb — Cl no cloreto de rubídio.
Resolução
Considerando os valores dados na tabela acima,
temos:
a) Na ligação At — F: A = 4,0 -1,5 = 2,5 > 1 ,7
(ligação iônica)
b) Na ligação H — Ct: A = 3,0 - 2,1 = 0,9 < 1,7
(ligação covalente polar)
c) Na ligação N — Ct: A = 3,0 — 3,0 = 0
(ligação covalente apoiar)
d) Na ligação Rb — Ct: A = 3,0 - 0,8 = 2,2 > 1,7
(ligação iônica)
18 (Cesgranrio-RJ) Arranje, em ordem crescente de cará-
ter iônico, as seguintes ligações do Si: Si — C, Si — O,
Si — Mg, Si — Br.
a) Si — Mg, Si — C, Si — Br, Si — O
b) Si — C, Si — O, Si — Mg, Si — Br
c) Si — C, Si — Mg, Si — O, Si — Br
d) Si — C, Si — O, Si — Br, Si — Mg
e) Si — O, Si — Br, Si — C, Si — Mg
19 (UFF-RJ) A capacidade que um átomo tem de atrair elé-
trons de outro átomo, quando os dois formam uma liga-
ção química, é denominada eletronegatividade. Esta é
uma das propriedades químicas consideradas no estudo
da polaridade das ligações.
Consulte a Tabela Periódica e aponte a opção que apre-
senta, corretamente, os compostos H 2 0, H 2 S e H 2 Se em
ordem crescente de polaridade.
a) H 2 Se < H 2 0 < H 2 S d) H 2 0 < H 2 Se < H 2 S
b) H 2 S < H 2 Se < H 2 0 e) H 2 Se < H 2 S < H 2 0
c) H 2 S < H 2 0 < H 2 Se
20 (UFPE) As ligações químicas nas substâncias K(s), HCt(g),
KCt(s) e Ct 2 (g), são, respectivamente:
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apoiar.
b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apoiar.
c) covalente apoiar, covalente polar, metálica, covalente
apoiar.
d) metálica, covalente apoiar, iônica, covalente polar.
e) covalente apoiar, covalente polar, iônica, metálica.
Exercício resolvido
21 (Unicenp-PR) A civilização moderna, com o seu consu-
mo crescente de energia, que se utiliza da queima de
carvão por usinas termoelétricas, de combustíveis fós-
seis derivados do petróleo, como gasolina e querose-
ne, está fazendo aumentar a quantidade de dióxido de
carbono na atmosfera, causando o efeito estufa. A res-
peito do dióxido de carbono, é correto afirmar que:
a) é uma substância polar, constituída de ligações
covalentes polares.
b) é uma substância apoiar, constituída de ligações
covalentes polares.
c) é uma substância apoiar, constituída de ligações
covalentes apoiares.
d) é uma substância apoiar, constituída de ligações
iônicas.
e) é uma substância polar, constituída de ligações
covalentes apoiares.
Resolução
A molécula do dióxido de carbono (C0 2 ) é linear
(O = C = O). As ligações entre o carbono e os oxi-
génios são polares; no entanto, como os vetores mo-
mento dipolar se anulam, a molécula é apoiar — o
que equivale a dizer que a substância C0 2 é apoiar.
Alternativa b
22 (U. E. Ponta Crossa-PR) Considerando que a forma geo-
métrica da molécula influi na sua polaridade, qual é a
alternativa que contém apenas moléculas apoiares?
a) BeH 2 eNH 3 d)HBreC0 2
b) BCl 3 eCCl 4 e) H 2 SeSiH 4
c) H 2 OeH 2
Exercício resolvido
23 (Fuvest-SP) Qual das moléculas tem maior momento
dipolar: a) H 2 0 ou H 2 S?; b) CH 4 ou NH 3 ? Justifique.
Resolução
a) A molécula H 2 0 apresenta maior momento
dipolar, porque, apesar de as duas moléculas (H 2 0
e H 2 S) serem angulares, a polaridade da ligação
H — O é maior do que a da H — S.
b) A molécula NH 3 apresenta maior momento
dipolar, porque a estrutura do CH 4 é um tetraedro
regular e, portanto, a molécula é apoiar, enquan-
to o NH 3 , de geometria piramidal, tem momento
dipolar diferente de zero.
24 (Unifor-CE) Dadas as fórmulas P 4 , KF, N 2 , HCl e H 2 Se,
representam substâncias de molécula apoiar:
a) P 4 e HCl c) KF e P 4 e) KF e H 2 Se
b) N 2 e P 4 d) HCl e H 2 Se
169
Capitulo 07A-QF1-PNLEM
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Exercício resolvido
25 (Fatec-SP) São dados os números atômicos: H = 1,
O = 8; C = 6; Cl = 1 7; S = 1 6. Indique o par de
substâncias polares:
a) H 2 0 e C0 2 d) H 2 0 e CCt 3 H
b) CCl 4 e CH 4 e) CH 4 e H 2 0
c) S0 2 e CH 4
Resolução
Cl
Neste teste encontramos a água, que é polar, e a
substância CCÍ 3 H, cuja molécula é um tetraedro
irregular. A polaridade da ligação C — H é dife-
rente das ligações C — Ct. Em consequência, os
vetores momento dipolar não se equilibram e a
molécula será polar.
Alternativa d
26 (Unirio-Rj) Uma substância polar tende a se dissolver em
outra substância polar. Com base nesta regra, indique
como será a mistura resultante após a adição de bromo
(Br 2 ) à mistura inicial de tetracloreto de carbono (CCl 4 ) e
água (H 2 0).
a) Homogênea, com o bromo se dissolvendo completa-
mente na mistura.
b) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas no
CCl 4 .
c) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas na
h 2 o.
d) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principal-
mente no CCÍ 4 .
e) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principal-
mente na H 2 0.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
27 (PUC-RS) Em relação aos elementos N, P e K, indispensá-
veis ao desenvolvimento dos vegetais, são feitas as se-
guintes afirmações:
I. O nitrogênio é o elemento mais eletronegativo.
II. O fósforo é um metal de transição.
III. O potássio é um metal alcalino.
IV. Estão localizados no mesmo período da Classificação
Periódica.
Pode-se afirmar que estão corretas as da alternativa:
a) I e II c) II e III e) III e IV
b) I e III d) II e IV
28 (Mogi-SP) Considere os elementos A, Be Ce seus núme-
ros atômicos (A: Z = 17; B: Z = 33; C: Z = 50).
a) Indique o número de elétrons de valência de cada ele-
mento e identifique os grupos da Tabela Periódica a
que pertencem os três elementos.
b) Indique qual dos três elementos tem maior
eletronegatividade. Se o elemento A se combina com
o elemento 8, qual é a fórmula molecular provável do
composto que se forma? justifique as respostas.
29 (Vunesp) Linus Pauling, falecido em 1 994, recebeu o Prê-
mio Nobel de Química em 1 954, por seu trabalho sobre
a natureza das ligações químicas. Através dos valores das
eletronegatividades dos elementos químicos, calculados
por Pauling, é possível prever se uma ligação terá caráter
covalente ou iônico. Com base nos conceitos de
eletronegatividade e de ligação química, pede-se:
a) identificar dois grupos de elementos da Tabela Perió-
dica que apresentam, respectivamente, as maiores e
as menores eletronegatividades;
b) que tipo de ligação apresentará uma substância biná-
ria, formada por um elemento de cada um dos dois
grupos identificados?
30 (UFRJ) A água boricada usada como colírio corresponde
a uma solução diluída de ácido bórico, H 3 B0 3 .
a) Com base na Tabela Periódica, identifique o período,
o grupo e o subgrupo a que pertence o semimetal
presente no ácido bórico.
b) A partir dos valores das eletronegatividades constan-
tes da Tabela Periódica, explique por que as ligações
no H 3 B0 3 são covalentes.
31 (Ufac) As espécies químicas a seguir apresentam, respec-
tivamente, ligações:
0 2 , NaCt, HCt e AL
a) covalente apoiar, iônica, covalente polar e metálica.
b) covalente apoiar, covalente polar, iônica e metálica.
c) iônica, covalente apoiar, covalente polar e metálica.
d) metálica, covalente polar, iônica e covalente apoiar.
e) covalente polar, iônica, covalente apoiar e metálica.
32 (Vunesp) Um elemento químico A, de número atômico
1 1 , um elemento químico 8, de número atômico 8, e um
elemento químico C, de número atômico 1, combinam-
se formando o composto ABC.
As ligações A — 8 e 6 — C, no composto, são, respecti-
vamente:
a) covalente polar, covalente apoiar
b) iônica, iônica
c) covalente polar, covalente polar
d) iônica, covalente polar
e) metálica, iônica
33 (Fuvest-SP) O carbono e o silício pertencem à mesma
família da Tabela Periódica.
a) Qual o tipo de ligação existente no composto SiH 4 ?
b) Embora a eletronegatividade do silício seja 1,7 e a do
hidrogênio 2,1 , a molécula do SiH 4 é apoiar. Por quê?
34 (UFRGS-RS) O momento dipolar é a medida quantitativa
da polaridade de uma ligação. Em moléculas apoiares, a
resultante dos momentos dipolares referentes a todas as
ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias
covalentes abaixo
I. CH 4 II. CS 2 III. HBr IV. N 2
quais as que apresentam a resultante do momento dipolar
igual a zero?
a) Apenas I e II d) Apenas I, II e IV
b) Apenas II e III e) I, II, III e IV
c) Apenas I, II e III
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
3
OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Os fenômenos ou reações de oxidação e redução, também chamados abreviadamente de oxirredução,
oxi-red ou redox, são dos mais importantes na Química e dos mais freqüentes em nosso cotidiano.
O fogo é o exemplo mais comum de oxirredução: quando
um material qualquer entra em combustão, ele reage com o
oxigênio do ar, e nessa reação ocorre oxirredução. O fenômeno
de oxirredução também está presente quando o ferro enferruja,
quando as calças jeans descoram, quando se descolorem os
cabelos com água oxigenada, quando as pilhas e acumuladores
produzem eletricidade e em muita outras situações. Devemos
lembrar também que a oxirredução é a reação de queima dos
combustíveis, como acontece com a gasolina nos automóveis,
o querosene nos aviões a jato etc.
Do ponto de vista da estrutura da matéria, a oxirredução é
apenas a transferência de elétrons entre átomos. Ora, consi-
derando que já estudamos as ligações químicas — nas quais
ocorrem trocas ou compartilhamento de elétrons — , torna-
se bastante oportuno detalharmos o fenômeno da oxirredução,
partindo dos conceitos apresentados.
3.1. Conceitos de oxidação e de redução
Na formação de uma ligação iônica, um dos átomos cede definitivamente elétrons para o outro.
Por exemplo:
Na
x'
+
Dizemos, então, que o sódio sofreu oxidação (perda de elétrons) e o cloro sofreu redução (ganho
de elétrons). Evidentemente, os fenômenos de oxidação e redução são sempre simultâneos.
O significado primitivo da palavra oxidação foi o de reação com o oxigênio, como neste
exemplo:
— 1 *
Nesse caso, o ferro também se oxidou (ou, em linguagem comum, "enferrujou").
Primitivamente, a palavra redução significou volta ao estado inicial; de fato, invertendo-se a
reação anterior, o ferro volta à forma metálica inicial — isto é, se reduz.
Resumindo, dizemos atualmente que:
Oxidação é a perda de elétrons.
Redução é o ganho de elétrons.
Reação de oxirredução é aquela em que há transferência de elétrons.
Nos exemplos anteriores, o cloro e o oxigênio são chamados oxidantes, porque provocaram a
oxidação do sódio e a do ferro, respectivamente. Ao contrário, o sódio e o ferro são chamados reduto-
res, porque provocaram a redução do cloro e a do oxigênio, respectivamente. Generalizando:
Oxidante é o elemento (ou substância) que provoca oxidações (ele próprio se reduzindo).
Redutor é o elemento (ou substância) que provoca reduções (ele próprio se oxidando).
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
171
Capítulo 07B-QF1 -PNLEM
171
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CID
A
3.2. Conceito de número de oxidação
No caso dos compostos iônicos, chama-se número de oxidação (N ox ) a própria carga elétrica do
íon, ou seja, o número de elétrons que o átomo perdeu ou ganhou. Por exemplo:
• no Na + Cl
para o Na + : N m = +1
para o Cl N m = -1
• no Fe 2+ 0 2 "
para o Fe 2+ : N m = +2
para o O 2 -. N ox = -2
E no caso dos compostos covalentes? Nesse caso, não há um átomo que perca e outro que ganhe
elétrons, já que os átomos estão compartilhando elétrons. Entretanto, podemos estender o conceito de
número de oxidação também para os compostos covalentes, dizendo que seria a carga elétrica teórica
que o átomo iria adquirir se houvesse quebra da ligação covalente, ficando os elétrons com o
átomo mais eletronegativo. Por exemplo, já sabemos que no HCÍ o cloro é mais eletronegativo que o
hidrogênio e, em conseqüência, atrai o par eletrônico covalente para si.
H
5 +
ou H
8 -
Cí
Se, por influência de alguma força externa, houver a ruptura dessa ligação, é evidente que o par
eletrônico ficará com o cloro, ou seja:
H
Em vista dessa possibilidade, dizemos que:
para o hidrogênio: N ox = +1
• no HCÍ \
para o cloro: N ox = -1
Enfim, consultando a tabela de eletronegatividade da página 164, você poderá prever o local da
ruptura das ligações, contar o número de elétrons ganhos e perdidos pelos átomos e, assim, calcular
seus números de oxidação. Por exemplo, para a água:
; ; [ para cada hidrogênio: N ox = +1
• • para o oxigênio: N ox = -2
Note que o oxigênio, sendo mais eletronegativo que o hidrogênio, ficou com 2 elétrons (1 de
cada hidrogênio); logo, N ox = -2. Por outro lado, cada hidrogênio perdeu 1 elétron (N ox = +1).
Resumindo, podemos dizer que:
Nos íons simples, o número de oxidação é a carga elétrica do íon. Nos compostos
moleculares, é a carga elétrica que o átomo iria adquirir se houvesse ruptura da ligação
covalente, ficando os elétrons com o átomo mais eletronegativo.
De certa maneira, o conceito de número de oxidação substitui o antigo conceito de valência,
criado na metade do século XIX, como explicamos na página 1 36.
Dado o conceito de número de oxidação, podemos ampliar o conceito de oxidação e redução
dizendo:
Oxidação é perda de elétrons ou aumento do número de oxidação de um elemento.
Redução é ganho de elétrons ou diminuição do número de oxidação de um elemento.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Esquematicamente:
Oxidação
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
Redução
3.3. Números de oxidação usuais
É importante lembrar que:
• o número de oxidação de um elemento ou substância simples é zero;
• nas substâncias compostas, temos os seguintes valores usuais:
— o número de oxidação do hidrogênio é sempre + 1 (exceto nos hidretos metálicos, como
NaH, CaH 2 etc., nos quais é -1);
— o número de oxidação do oxigênio é sempre -2 (exceto nos peróxidos, como H 2 0 2 , Na 2 0 2
etc., nos quais é -1);
— o número de oxidação dos elementos das colunas A da Classificação Periódica pode ser
deduzido do próprio número da coluna, de acordo com a tabela a seguir:
Número da coluna
IA
Metais
alcalinos
2A
Metais
alcalino-terrosos
3A
4A
5A
6A
Calcogênios
7A
Halogênios
N ox máximo
(pela perda de elétrons)
+ 1
+2
4-3
4-4
+ 5
4-6
4-7
N ox mínimo
(pelo ganho de elétrons)
-4
-3
-2
-1
(Essa regra se torna óbvia se você lembrar que o número da coluna A coincide com o número de
elétrons que o elemento possui em sua última camada eletrônica.)
3.4. Cálculo dos números de oxidação
É fácil calcular o número de oxidação de um elemento que aparece numa substância, lembrando
que a soma dos números de oxidação de todos os átomos, numa molécula, é zero.
Vamos, por exemplo, calcular o número de oxidação do fósforo, na substância H 3 P0 4 . Lembre-se
de que H (N ox = +1); O (N ox = -2). Chamando de x o N m do fósforo e, considerando o número de
átomos de cada elemento, temos:
H 3 p o 4
( A , ,_A_, ( A ,
3-(+1) + x + 4 -(-2) = 0, resultando: x = +5
Consideremos outros exemplos:
Na 2
C
o 3
2 ‘ (+1 )
+ x +
3 • (-2) =
0 => x = +4
(Nox.
do C)
k 2
Cr 2
o 7
2 ' (+1 )
+ 2x +
7 -(-2) =
0 => x = +6
(Nox.
do Cr)
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR 1 73
Capitulo 07B-QF1-PNLEM
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Para calcular o número de oxidação de um elemento formador de um íon composto, devemos
lembrar que a soma dos números de oxidação de todos os átomos, num íon composto, é igual à
própria carga elétrica do íon. Por exemplo:
x = +7
x = +5
N
h:
x + 4 • (+ 1 ) = +1
A EXPLOSÃO DO FOGUETE BRASILEIRO VLS-1 (VEÍCULO LANÇADOR DE SATÉLITES-1)
Os foguetes das festas juninas têm uma car-
ga explosiva de pólvora (mistura de carvão,
enxofre e nitrato de sódio). Quando acende-
mos um foguete, a combustão rapidíssima
da pólvora impulsiona-o para cima.
Os foguetes espaciais também carregam
materiais perigosos, que são altamente in-
flamáveis. Aqueles de "combustível líquido"
carregam, por exemplo, como combustível
o hidrogênio líquido (é o redutor) e como
comburente o oxigênio líquido (é o
oxidante). Os foguetes de "combustível só-
lido" carregam misturas sólidas de oxidantes
e redutores fortíssimos. Nos dois casos, a forte
combustão (reação de oxirredução) fornece
a energia necessária à subida dos foguetes.
Se, por um lado, uma forte reação de
oxirredução é necessária para a propulsão
dos foguetes, por outro ela sempre repre-
senta um grande risco de acidente. Por
exemplo, no dia 22 de agosto de 2003, na
base de lançamento de Alcântara, no
Maranhão, uma descarga elétrica de origem
desconhecida acionou, fora de hora, um dos
motores do 1° estágio do foguete VLS-1 e
provocou uma explosão que destruiu esse
foguete e a torre de lançamento e causou a
morte de 21 técnicos especializados do CTA
(Centro Técnico Aeroespacial) de São José
dos Campos (SP).
HmiirKfSV Responda em
■ilajUÍUfl seu caderno
a) O que é oxidaçao?
b) O que é redução?
c) O que é oxidante? |âí Jg j
d) O que é redutor?
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
35 Quais são os números de oxidação do iodo nas subs-
tâncias l 2/ Nal, Nal0 4 e All 3 ?
Resolução
No I,. o AL, do iodo é
• No Nal temos Na + I e, portanto, o N m do iodo é
-1 .
• No Na I 0 4
+ 1 +x +(-2) • 4 = 0 => x =
• no Aíl 3 temos Aí 3+ (L) 3 .
Portanto, o A/ ox do iodo é | -1 | .
+ 7
36 (Mogi-SP) O número de oxidação do manganês no
permanganato de potássio (KMn0 4 ) é:
a) +2 b) +3 c) +5 d) +7 e) -8
37 (Vunesp) Indique, dentre as substâncias apresentadas, a que
contém nitrogênio com número de oxidação mais elevado,
a) N 2 b) NaN 3 c) N 2 0 3 d) NH 4 Ct e) HN0 3
38 (Vunesp) O filme Erin Brockowich é baseado num fato,
em que o emprego de crômio hexavalente numa usina
termoelétrica provocou um número elevado de casos de
câncer entre os habitantes de uma cidade vizinha.
Com base somente nessa informação, dentre os com-
postos de fórmulas
CrCl 3 Cr0 3 Cr 2 0 3 K 2 Cr0 4 K 2 Cr 2 0 7
(1) (2) (3) (4) (5)
pode-se afirmar que não seriam potencialmente cance-
rígenos:
a) o composto 1, apenas.
b) o composto 2, apenas.
c) os compostos 1 e 3, apenas.
d) os compostos 1, 2 e 3, apenas.
e) os compostos 2, 4 e 5, apenas.
39 (Vunesp) Nas substâncias CaC0 3 , CaC 2 , C0 2 , C (grafite)
e CH 4 , os números de oxidação do carbono são, respec-
tivamente:
a) —4
+ 1
+4
0
+4
b) +4
-1
+4
0
-4
c) -4
-2
0
+4
+4
d) +2
— 2
+4
0
-4
e) +4
+4
+4
+4
+4
40 (Vunesp) No mineral perovskita, de fórmula mínima
CaTi0 3 , o número de oxidação do titânio é:
a) +4 b) +2 c) +1 d) -1 e) — 2
Exercício resolvido
41 Quais os números de oxidação dos elementos que
estão em negrito nos íons abaixo?
a) I0 3 b) MnQ 3 ~ c) Cr0 2 ~ d) PtCl^
Resolução
a) I0 3 [x + (-2) • 3 = -1
b) MnO 2 {x + (-2) • 3 = -2
c) CrO 2 {x + (-2) ■ 4 = -2
d) PtCl 6 2 ~ {x + (-1) • 6 = -2
x = +6
x= +4
42 (Unigranrio-RJ) Nos íons S0 4 e SO 2 , os números de oxi-
dação do enxofre são, respectivamente:
(Dados: S, Z = 16; O, Z = 8.)
a) +6 e +4 c) zero e zero e) +4 e +6
b) -4 e -3 d) -2 e -2
43 (UFU-MG) Os números de oxidação do boro, iodo e en-
xofre nas espécies químicas H 2 B0 3 , I0 4 e HS0 4 são,
respectivamente:
a) +4, +8, +7 c) +3, +7, +6 e) +2, +6, +5
b) +3, +7, +8 d) +4, +5, +6
Exercício resolvido
44 Indique, na equação abaixo, qual é o oxidante e qual
é o redutor:
SnCl 2 + Cí 2 ► SnCl 4
Resolução
Sn Cí 2 + Cl 2 *■ Sn Cí 4
O estanho (Sn) é o redutor, pois sofreu oxidação
de +2 para +4; por extensão, dizemos que o redu-
tor é o SnCC 2 . O cloro (Cl 2 ) é o oxidante, pois so-
freu redução de zero para -1 .
45 (U. Católica de Brasília-DF) Numa transformação quími-
ca, o estanho teve seu número de oxidação aumentado
em quatro unidades, segundo a equação:
Sn *■ Sn 4+
Nessa equação, o estanho:
a) ganhou quatro prótons.
b) ganhou quatro elétrons.
c) perdeu quatro prótons.
d) perdeu quatro elétrons.
e) perdeu dois prótons e dois elétrons.
46 (PUC-RS) Em relação à equação de oxidação-redução não
balanceada Fe° 4- CuS0 4 *• Fe 2 (S0 4 ) 3 + Cu°,
pode-se afirmar que o:
a) número de oxidação do cobre no sulfato cúprico é +1 .
b) átomo de ferro perde 2 elétrons.
c) cobre sofre oxidação.
d) ferro é o agente oxidante.
e) ferro sofre oxidação.
47 (UFPA) Observe a reação:
6 Kl + 2 KMnO, + 4 H 2 0 ► 3 l 2 + 2 MnO, + 8 KOH
Os números de oxidação dos elementos Mn (no KMn0 4 ),
I (no l 2 ) e Mn (no Mn0 2 ) são, respectivamente:
a) +7; -1; +4 c) +4; -1; +4 e) -4; 0; +4
b) +7; 0; +4 d) +6; +1; +4
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
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A
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
48 (U. F. Santa Maria-RS) Os números de oxidação do co-
bre e do ferro nos compostos CuCl e Fe(N0 3 ) 2 são,
respectivamente:
a) +1 e +2 d) +2 e +5
b) +2 e +3 e) +1 e +5
c) +3 e +2
49 (UCF-RJ) Os números de oxidação dos halogênios nos
compostos KBr, Nal0 3 , F 2 e Cí 2 0 3 são, respectivamente:
a) -1, +5, 0, +3 d) +1, +3, 0, +5
b) -1, -5, -2, -3 e) -1, -1, -1, -1
c) +1, -1, -2, +2
50 (U. F. Viçosa-MC) A substância na qual o manganês apre-
senta maior número de oxidação é:
a) K 2 Mn0 4 c) Mn0 2 e) MnS0 4
b) KMn0 4 d) Mn
51 (Vunesp) Os números de oxidação do enxofre nas espé-
cies S0 2 e S0 4 ~ são, respectivamente:
a) zero e +4 d) +4 e +6
b) +1 e -4 e) -4 e -8
c) +2 e +8
52 (Mackenzie-SP) A espécie química na qual o nitrogênio
apresenta número de oxidação máximo é:
a) (N0 3 )’“ c) N 2 0 3 e) N 2 0
b) (NH 4 ) 1+ d) N 2
53 (Ufac) Na seguinte equaçao química:
Zn (s) + 2 HCÍ (aq) * ZnCl 2(aq) + H 2 (g)
a) o elemento Zn(s) oxida-se e reage como agente
oxidante.
b) o elemento Zn(s) oxida-se e reage como agente re-
dutor.
c) o elemento Zn(s) reduz-se e reage como agente re-
dutor.
d) o HCÍ (ácido clorídrico) é um agente redutor.
e) a equação é classificada como reversível.
54 (UVA-CE) Na obtenção do ferro metálico a partir da
hematita, uma das reações que ocorre nos altos fornos é:
Fe 2 0 3 + 3CO ► 2Fe + 3C0 2
Pela equação, pode-se afirmar que o agente redutor e o
número de oxidação do metal no reagente são, respecti-
vamente:
a) C0 2 e zero c) Fe 2 0 3 e +2
b) COe +3 d) Fe e -2
55 (F. C. Chagas-BA) Qual das equações seguintes represen-
ta uma reação de oxirredução?
a) Ag + + I *■ Agl
b) Nal ► Na + + I
c) Ag + + Na ► Na + + Ag
d) Aí 3+ + 3 O ET ► AÍ(OH) 3
e) HC0 3 + H + <- C0 2 + H 2 0
FORÇAS (OU LIGAÇÕES) INTERMOLECULARES
Em condições ambientes, os compostos iônicos são sólidos, devido às forças elétricas de atração
entre seus cátions e ânions. Do mesmo modo, os metais são quase todos sólidos, devido à forte união que
a ligação metálica exerce sobre seus átomos. Já as substâncias covalentes podem ser sólidas, líquidas ou
gasosas. Isso prova que entre suas moléculas podem existir forças de atração maiores ou menores. São
exatamente essas forças ou ligações entre as moléculas (intermoleculares) que iremos estudar neste item.
4.1. Forças (ou ligações) dipolo-dipolo
Quando uma molécula é polar, como, por exemplo, HCÍ, ela apresenta
uma extremidade mais eletropositiva e outra mais eletronegativa:
5 + 5 -
H -<— ► Cí
Sendo assim, a molécula é um dipolo elétrico permanente, que pode ser
representado da seguinte forma:
-
Evidentemente, a "parte positiva" de uma molécula passa a atrair a "parte negativa" da molécula vizi-
nha, e assim sucessivamente. Essas forças de coesão recebem o nome de forças (ou ligações) dipolo-dipolo.
4.2. Ligações por pontes de hidrogênio
Um caso extremo de atração dipolo-dipolo ocorre quando temos o hidrogênio ligado a átomos
pequenos e fortemente eletronegativos, especialmente o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. A forte
atração que se estabelece entre o hidrogênio e esses elementos chama-se ligação de hidrogênio, e
existe fundamentalmente em substâncias nos estados sólido e líquido.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Esquematizamos (com o uso de cores-fantasia e sem escala) moléculas de água no estado líquido,
na qual as ligações de hidrogênio estão indicadas por linhas pontilhadas. Por esse motivo, alguns quími-
cos sugerem que a água deveria ser representada por (H 2 0)„, o que indica um agrupamento de n
moléculas de água.
Água líquida
Enquanto a água líquida tem suas moléculas dispostas tridimensionalmente, mas de uma forma
mais ou menos desorganizada, o gelo tem as suas moléculas arrumadas numa grade cristalina espa-
cial, organizada e mais espaçada do que a água líquida. Disso resulta o fato de o gelo ser menos
denso do que a água líquida (de fato, o gelo flutua na água, como podemos ver num copo com água
e pedras de gelo).
Gelo
Apesar de ser aproximadamente dez vezes menos intensa do que uma ligação covalente, uma
ligação de hidrogênio pode, em circunstâncias especiais, romper uma ligação covalente. Veja o
esquema representado a seguir (cores-fantasia):
o h — ci *- h 3 o + + cr
H
No caso anterior, o oxigênio da água atrai mais o hidrogênio ligado ao cloro que o próprio cloro
dando origem aos íons H 3 0 + (hidrônio ou hidroxônio) e CT (cloreto). Esse fenômeno é, em particular,
muito importante, pois corresponde à ionização dos ácidos, quando são dissolvidos em água.
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR 1 77
Capitulo 07B-QF1 -PNLEM
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Outra conseqüência importante das ligações de hidrogênio existentes na
água é sua alta tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido
atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que essas
forças se equilibram. Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas
"de baixo" e "dos lados". Conseqüentemente, essas moléculas se atraem mais
fortemente e criam uma película semelhante a uma película elástica na superfície
da água (isso ocorre com todos os líquidos; apenas estamos dizendo que o fenô-
meno é particularmente intenso na água).
A tensão superficial da água explica vários fenômenos, como os exemplos seguintes:
a.
sz
CJ
o
cõ
A forma esférica das gotas de água. Alguns insetos podem andar sobre a água.
4.3. Forças (ou ligações) de Van der Waals (ou de London)
Logicamente, tudo que acabamos de explicar não se aplica às moléculas apoiares, como H 2 , F 2 ,
Cl 2 , 0 2 , C0 2 , CCl 4 etc. (nem aos gases nobres, que são formados por átomos isolados). Não havendo
atração elétrica entre essas moléculas, elas deveriam permanecer sempre afastadas, o que equivale a
dizer no estado gasoso. No entanto, muitas substâncias apoiares são líquidas e, mesmo quando gaso-
sas (como H 2 , F 2 , Cl 2 etc.), elas podem ser liquefeitas e solidificadas em temperaturas muito baixas.
Surge, então, a pergunta: que forças mantêm unidas as moléculas apoiares? São as chamadas forças de
Van der Waals, ou forças de dispersão de London, que são cerca de dez vezes mais fracas do que as
forças dipolo-dipolo e resultam do seguinte: mesmo sendo apoiar, a molécula contém muitos elétrons,
que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, num dado instante, de uma molécula estar com
mais elétrons de um lado que do outro; essa molécula estará, então, momentaneamente polarizada e,
por indução elétrica, irá provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultan-
do uma atração fraca entre ambas. Essa atração deve-se às forças de Van der Waals ou de London.
As lagartixas andam nos tetos e nas paredes em virtude das forças de
Van der Waals, que dão a aderência entre suas patas e a superfície por
onde caminham. E, por imitação, os cientistas já estão tentando criar um
produto que pode fazer uma pessoa subir por uma parede.
M H
Do mesmo modo que já falamos em raio atômico (página 1 24) e raio
iônico (página 140), podemos falar também em raio de Van der Waals,
para sólidos moleculares. Na figura ao lado, representamos duas mo-
léculas de iodo (l 2 ) no estado sólido: a metade da distância entre dois
núcleos, dentro da molécula (266 pm -2 =133 pm), é o já conheci-
do raio covalente; a metade da distância entre dois núcleos de molé-
culas vizinhas (430 pm -2 =215 pm) é o raio de Van der Waals.
266 pm
| 430 pm
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4.4. Relação entre as ligações e as propriedades das substâncias
Completando as idéias apresentadas neste capítulo, podemos dizer que, de modo geral:
• as ligações químicas (iônica, covalente e metálica) que existem nas moléculas ou agregados
iônicos (intramoleculares) são fortes e responsáveis pelas propriedades químicas das substâncias;
• as ligações intermoleculares (dipolo-dipolo, ligações de hidrogênio e forças de Van der Waals
ou forças de London) que ocorrem entre as moléculas são mais fracas e responsáveis pelas
propriedades físicas das substâncias.
Um resumo da correlação entre as propriedades físicas das substâncias e os vários tipos de ligação
é dado na tabela seguinte.
Tipo de substância
Metálica
Iônica
Covalente polar
Covalente apoiar
Partículas formadoras
Átomos e cátions
lons
Moléculas
Moléculas
Atração entre
as partículas
Pelos
"elétrons livres"
Eletrostática
Dipolo-dipolo ou
ligação de hidrogênio
Van der Waals
(London)
Estado físico
Sólido (exceção
comum, mercúrio)
Sólido
Líquido (ou sólido,
quando tem
moléculas grandes)
Gasoso (ou líquido,
quando tem
moléculas grandes)
Pontos de fusão
e ebulição
Em geral, altos
Em geral, altos
Baixos
Muito baixos
Condutividade elétrica
Alta (no estado
sólido e líquido), sem
alteração da
substância
Alta (fundidos
ou em solução), com
decomposição da
substância eletrólise)
Praticamente nula
quando pura. Ou
condutora, quando
em soluções
apropriadas
(HO. em H 2 0)
Nula
Dureza
Dura, porém
maleável e dúctil
Dura, porém
quebradiça
—
—
Solubilidade em
solventes comuns
Insolúvel
Em geral, solúvel em
solventes polares
Em geral, solúvel em
solventes polares
Em geral, solúvel em
solventes apoiares
ATIVIDADES PRÁTICAS
ATENÇAO: Nao cheire nem experimente substância
alguma utilizada nesta atividade.
Este experimento deve ser realizado com a su-
pervisão de um adulto, pois o etanol (álcool co-
mum) é inflamável e pode causar queimaduras e
incêndios.
1 â
Materiais
• 2 copos transparentes • água • óleo • álcool comum
Procedimento
• Coloque um pouco de água em um dos copos e adi-
cione o mesmo volume de álcool. • Anote as observa-
ções em seu caderno. • Em um outro copo, repita o pro-
cedimento adicionando óleo em vez de álcool. • Anote
as observações em seu caderno.
Perguntas
1) Em qual experiência a mistura resultante foi homo-
gênea?
2) Relacione as observações feitas com as polaridades das
substâncias utilizadas.
ATENÇAO: Nao cheire nem experimente substância al-
guma utilizada nesta atividade.
2 -
Materiais
• 1 frasco com saída bem estreita (tipo jarra de suco) para
líquido • óleo • água • 1 régua de plástico • 1 pedaço de
tecido de lã
Procedimento
• Abra uma torneira de modo que se obtenha um filete
fino e uniforme de água. • Aproxime, sem encostar, a ré-
gua de plástico, previamente atritada no pano de lã, do
filete de água. • Anote as observações em seu caderno.
• Repita o procedimento, utilizando um filete de óleo em
vez do filete de água.
Perguntas
1) Houve alguma diferença entre as observações quan-
do se utilizou a água e quando se utilizou o óleo? Ten-
te explicar.
2) Tente relacionar as observações feitas com a polari-
dade da molécula em cada caso.
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
179
30/5/05, 9:27
Capitulo 07B-QF1-PNLEM
179
Responda em
seu caderno
a) O que é ligação dipolo-dipolo e quando ela ocorre?
b) O que é ponte de hidrogênio e quando ela ocorre?
c) O que são forças de Van der Waals e quando elas ocorrem?
d) As ligações químicas dentro das moléculas, ou agregados iônicos, são mais fracas ou
mais fortes que as ligações entre as moléculas? Qual delas é responsável pelas proprie-
dades químicas e qual é responsável pelas propriedades físicas das substâncias?
rr — :
CYCDnnnç Registre as respostas
CACKUUUj em seu cad erno
56 (Ceeteps-SP) Para os compostos HF e HCÍ, as forças de
atração entre as moléculas ocorrem por
a) ligações de hidrogênio para ambos.
b) dipolo-dipolo para ambos.
c) ligações de Van der Waals para HF e ligações de hidro-
gênio para HCÍ.
d) ligações de hidrogênio para HF e dipolo-dipolo para HCÍ.
e) ligações eletrostáticas para HF e dipolo induzido para
HCÍ.
Exercício resolvido
57 (Unicamp-SP) As pontes de hidrogênio formadas en-
• •
tre moléculas de água HOH podem ser representa-
das conforme modelo abaixo.
Com base nesse modelo, represente as pontes de
hidrogênio que existem entre moléculas de amó-
nia, NH 3 .
,••• \ /
O O
/ \ / \
H H. H H
O
/ \
H H
O O
/ \ / \
H H H H
Resolução
A água tem dois pares de elétrons livres e pode apre-
sentar uma arrumação espacial como a apresentada
no enunciado. O NH 3 tem somente um par de elé-
trons livres e consequentemente só poderá apresen-
tar uma arrumação linear como mostramos abaixo:
H H H H
I I I I
H — N H — N h — N-H — N
I I I I
H H H H
58 (Ceeteps-SP) Um iceberg é composto por moléculas de
água que se mantêm fortemente unidas por meio de in-
terações do tipo:
a) dipolo induzido-dipolo permanente.
b) dipolo instantâneo-dipolo induzido.
c) ligações covalentes dativas.
d) ligações covalentes.
e) ligações de hidrogênio.
59 (U. F. Santa Maria-RS) A
temperatura de ebulição
das substâncias normal-
mente aumenta à medi-
da que aumenta a sua
massa molecular. Anali-
sando o gráfico, que mos-
tra a temperatura de ebu-
lição (T.E.) de ácidos halo-
genídricos, percebe-se
que o HF tem um comportamento anômalo. Esse com-
portamento do ácido fluorídrico pode ser atribuído a(à):
a) fortes ligações covalentes entre os átomos.
b) formação de cristais covalentes.
c) interações do tipo forças de Van der Waals.
d) interações do tipo pontes de hidrogênio.
e) fortes ligações iônicas entre os átomos.
Exercício resolvido
60 (E. E. Mauá-SP) As substâncias, dadas pelas suas fór-
mulas moleculares, CH 4 , H 2 S e H 2 0 estão em ordem
crescente de seus pontos de ebulição. Explique por
que, do ponto de vista estrutural, esses compostos
estão nessa ordem.
Resolução
Porque o CH 4 é covalente apoiar; entre suas molé-
culas há forças de Van der Waals, que têm pouca
intensidade. O H 2 S é covalente polar; entre suas mo-
léculas há forças dipolo-dipolo, que já são um pou-
co mais intensas. Finalmente, o H 2 0 é covalente e
fortemente polar; entre suas moléculas há pontes
de hidrogênio, que são ligações bem mais intensas
do que as anteriores.
61 (PUC-MG) Observe as duas colunas a seguir.
Substância Ligação
1. Ne
A. iônica
2. Fe
B. covalente polar
2. NH 3
C. covalente apoiar
4. KF
D. metálica
5. 0 2
E. Van der Waals
Considerando os tipos de ligações para as espécies quí-
micas, qual das alternativas traz a associação correta?
a) 4A— 3B — 2C — 5D — 1E d)4A-3B-5C-2D-1E
b) 3A - 4B - 5C - 1 D - 2E e) 4A - 5B - 3C — 1 D - 2E
c) 5A-2B-1C-4D-3E
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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Exercício resolvido
62 (Unicamp-SP) Considere os processos I e II represen-
tados pelas equações:
H 2 0(í) H 2 0(g) 2 H (g) + O(g)
Indique quais ligações são rompidas em cada um
desses processos.
Resolução
Em (I) são rompidas as pontes de hidrogênio exis-
tentes na água líquida, permitindo sua passagem para
o estado gasoso. Em (II) são rompidas as ligações
covalentes entre o hidrogênio e o oxigênio
(H — O — H), "quebrando" as moléculas de água e
dando origem ao hidrogênio e ao oxigênio.
63 (Unip-SP) O principal tipo de forças atrativas que deve
ser vencida para sublimar o gelo seco (C0 2 sólido) é:
a) ligação covalente.
b) forças de London (entre dipolos temporários).
c) forças entre dipolos permanentes (devidos à diferen-
ça de eletronegatividade).
d) ligação coordenada.
e) ligação iônica.
64 (UFSE) Quando um gás nobre sofre liquefação, seus áto-
mos ficam unidos uns aos outros por ligações químicas
denominadas:
a) covalentes
b) iônicas
c) metálicas
d) pontes de hidrogênio
e) Van der Waals
Exercício resolvido
65 (E. E. Mauá-SP) Uma substância A conduz a corrente
elétrica quando fundida ou quando em solução aquo-
sa. Outra substância, B, só a conduz em solução de
solvente apropriado. E uma terceira, C, a conduz no
estado sólido. Qual o tipo de ligação existente em
cada uma das substâncias A, B e C?
Resolução
A substância A é iônica, sendo seus íons os res-
ponsáveis pela condução da corrente elétrica, seja
fundida ou em solução. A substância B é covalente
polar, pois necessita de um solvente apropriado que
lhe provoque a formação de íons. A substância C é
metálica, pois conduz a corrente elétrica no esta-
do sólido.
66 (UFF-RJ) Para o estudo das relações entre o tipo de liga-
ção química e as propriedades físicas das substâncias X e
Y, sólidas à temperatura ambiente, foi realizado um ex-
perimento que permitiu as seguintes constatações:
I. A substância X, no estado sólido, não conduz a cor-
rente elétrica; porém, no estado líquido, a conduz.
II. A substância Y não conduz a corrente elétrica no esta-
do sólido nem no estado líquido.
Pode-se, então, concluir que:
a) As substâncias X e Y são covalentes.
b) As substâncias X e Y são iônicas.
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
c) A substância X é iônica e a substância Y é covalente.
d) A substância X é um metal.
e) A substância Y é um metal.
67 (Cesgranrio-Rj) Analise o tipo de ligação química exis-
tente nas diferentes substâncias: Cí 2 , Hl, H 2 0 e NaCÍ.
A alternativa que as relaciona em ordem crescente de
seu respectivo ponto de fusão é:
a) Cí 2 < Hl < H 2 0 < NaCÍ
b) Cl 2 < NaCÍ < Hl < H 2 0
c) NaCÍ < Cí 2 < H 2 0 < Hl
d) NaCÍ < H 2 0 < Hl < Cí 2
e) Hl < H 2 0 < NaCÍ < Cí 2
Exercício resolvido
68 (Unifor-CE) Dentre os elementos abaixo, o que deve
apresentar menor temperatura de ebulição sob pres-
são ambiente é o:
a) sódio
b) ferro
c) oxigênio
d) bromo
e) iodo
Resolução
O oxigênio (0 2 ), o bromo (Br 2 ) e o iodo (l 2 ) são
substâncias covalentes apoiares. Logo, têm tempe-
raturas de ebulição menores do que as do sódio
(Na) e do ferro (Fe), que são metais. Além disso,
das três substâncias (0 2 , Br 2 e l 2 ), é o 0 2 que tem a
molécula mais "leve" e portanto a menor tempera-
tura de ebulição.
Alternativa c
69 (UFRC-RS) Analise os dados da tabela seguinte em rela-
ção às forças de interação entre as unidades constituintes
dos sólidos.
Sólido
Ponto de fusão (°C)
Tipo de interação
1
CaF 2
1.423
Ligações iônicas
2
ch 4
-182
Forças dipolo-dipolo
3
sío 2
1.610
Ligações covalentes
4
Ag
962
Ligação metálica
A ordem crescente das forças de interaçao, nesses sólidos é:
a) 1, 3, 2, 4
b) 2, 3, 1 , 4
c) 2, 4, 1 , 3
d) 3, 1, 4, 2
e) 4, 2, 3, 1
70 (Mackenzie-SP) À temperatura ambiente, uma substân-
cia simples sólida, uma substância composta gasosa e
uma solução podem ser representadas, respectivamen-
te, por:
a) Fe, NaCÍ e CO
b) H 2 , NH 3 e NaCÍ
c) H 2 , C0 2 e C(grafite)
d) Hg, Kl e H 2 S0 4 (diluído)
e) Au, C0 2 e água mineral
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
71 (Ufes) A existência de pontes de hidrogênio só é possível
entre compostos quando há:
a) um elemento fortemente eletropositivo ligado a um
átomo de hidrogênio.
b) dois elementos, um fortemente eletropositivo e outro
fortemente eletronegativo, ligados entre si.
c) um elemento fortemente eletronegativo, dotado de pares
de elétrons não-compartilhados, ligado ao hidrogênio.
d) um aumento muito grande na intensidade das forças
de London.
e) uma ligação química entre o hidrogênio e os elemen-
tos de transição externa.
72 (Vunesp) Pode-se verificar que uma massa de água ocu-
pa maior volume no estado sólido (gelo) do que no esta-
do líquido. Isso pode ser explicado pela natureza dipolar
das ligações entre os átomos de hidrogênio e oxigênio,
pela geometria da molécula de água e pela rigidez dos
cristais. As interações entre as moléculas de água são de-
nominadas:
a) forças de Van der Waals.
b) forças de dipolo induzido.
c) forças de dipolo permanente.
d) pontes de hidrogênio.
e) ligações covalentes.
73 (UFRGS-RS) A intensificação das interações intermole-
culares ocorre quando:
a) a água entra em ebulição.
b) o vapor de água sofre condensação.
c) a água, a altas temperaturas, decompõe-se em oxigê-
nio e hidrogênio.
d) o vapor de água é aquecido.
e) o gelo sofre fusão.
74 (Vunesp) O gráfico a seguir foi construído com dados
dos hidretos dos elementos do grupo 16.
Massa molar (g/mol)
Com base neste gráfico, são feitas as afirmações seguintes.
I. Os pontos P, Q, R e 5 no gráfico correspondem aos
compostos H 2 Te, H 2 S, H 2 Se e H 2 0, respectivamente.
II. Todos esses hidretos são gases a temperatura ambien-
te, exceto a água, que é líquida.
III. Quando a água ferve, as ligações covalentes se rom-
pem antes das intermoleculares.
Das três afirmações apresentadas:
a) apenas a I é verdadeira.
b) apenas a I e a II são verdadeiras.
c) apenas a II é verdadeira.
d) apenas a I e a III são verdadeiras.
e) apenas a III é verdadeira.
75 (UEMG) Três frascos denominados A, B e C contêm, res-
pectivamente, NaCÍ(s), HN0 3 (í) e C0 2 (g). Em termos
de forças intermoleculares, é correto afirmar que:
a) em A observa-se força dipolo-dipolo.
b) em 6 observa-se força eletrostática.
c) em C observam-se forças de Van der Waals.
d) em A e 8 os compostos são apoiares.
e) em 6 e C os compostos são polares.
76 (UFPI) Estudos recentes indicam que lagartixas podem
andar pelo teto e em superfícies lisas utilizando forças
intermoleculares entre essas superfícies e os filamentos
microscópicos que têm nos pés (meio milhão em cada
pé). O tipo de interação correspondente nesse caso é:
a) iônica
b) metálica
c) covalente
d) Van der Waals
e) nuclear
77 (U. Católica Dom Bosco-MS) O C0 2 no estado sólido (gelo
seco) passa diretamente para o estado gasoso em condi-
ções ambiente; por outro lado, o gelo comum derrete
nas mesmas condições em água líquida, a qual passa para
o estado gasoso numa temperatura próxima a 100 °C.
Nas três mudanças de estados físicos são rompidas, res-
pectivamente:
a) ligações covalentes; pontes de hidrogênio; pontes de
hidrogênio.
b) interações de Van der Waals; ligações iônicas; ligações
iônicas.
c) interações de Van der Waals; pontes de hidrogênio;
ligações covalentes.
d) interações de Van der Waals; pontes de hidrogênio;
pontes de hidrogênio.
e) interações de Van der Waals; pontes de hidrogênio;
interações de Van der Waals.
78 (FEI-SP) A tensão superficial dos líquidos depende direta-
mente de processos de interação entre as moléculas,
como, por exemplo, pontes de hidrogênio. Qual das subs-
tâncias abaixo tem maior tensão superficial?
a) benzeno
b) hexano
c) tetracloreto de carbono
d) éter etílico
e) água
79 (UFMG) Um estudante fez testes para conhecer algumas
propriedades físicas, no estado sólido, de cloreto de sódio,
diamante, gelo e iodo.
Qual é a alternativa que indica corretamente os resulta-
dos encontrados pelo estudante?
a) Cloreto de sódio: conduz corrente elétrica e decom-
põe-se sob aquecimento em bico de gás.
b) Diamante: é isolante elétrico e sublima-se sob aqueci-
mento em bico de gás.
c) Gelo: conduz corrente elétrica e funde-se sob aqueci-
mento em bico de gás.
d) lodo: é isolante elétrico e sublima-se sob aquecimen-
to em bico de gás.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
80 (Mackenzie-SP) A observação e o estudo da natureza
das substâncias e de seu comportamento são intrigan-
tes e por isso fascinantes. Leia com atenção os fatos
reais relatados abaixo. Em relação a esses fatos, é in-
correto afirmar:
— A água, ao contrário da maioria das substâncias, au-
menta de volume ao se solidificar.
— A água, apesar de líquida nas condições ambientes,
pode ser obtida pela reação entre os gases hidrogênio
e oxigênio.
a) A estrutura hexagonal da água mantida pelas pontes
de hidrogênio no estado sólido provoca "um vazio"
dentro do cristal de gelo, tornando-o mais volumoso.
b) A existência de dipolos elétricos na água faz com que
as moléculas se atraiam fortemente, levando-as ao es-
tado líquido.
c) Ao contrário do que ocorre na água, substâncias simples
como o hidrogênio e o oxigênio apresentam grande força
de atração entre suas moléculas, portanto são gases.
d) Substâncias simples como o hidrogênio e o oxigênio
possuem forças de atração fracas entre suas molécu-
las, portanto são gases.
e) O estado físico das substâncias depende das forças de
atração entre suas moléculas.
81 (PUC-SP) Analise as propriedades físicas na tabela abaixo:
Condução de
corrente elétrica
Amostra
Ponto de
fusão
Ponto de
ebulição
a 25 °C
1.000 °c
A
801 °C
1.413 °C
isolante
condutor
B
43 °C
182 °C
isolante
—
C
1.535 °C
2.760 °C
condutor
condutor
D
1 .248 °C
2.250 °C
isolante
isolante
Segundo os modelos da ligação química, A, B, Ce D po-
dem ser classificados, respectivamente, como:
a) composto iônico, metal, substância molecular, metal.
b) metal, composto iônico, composto iônico, substância
molecular.
c) composto iônico, substância molecular, metal, metal.
d) substância molecular, composto iônico, composto
iônico, metal.
e) composto iônico, substância molecular, metal, com-
posto iônico.
'
LEITURA
SEMICONDUTORES
Já vimos que os metais são bons condutores de eletricidade porque
dispõem de uma nuvem de elétrons livres (ver página 1 52). Sob a
ação de um campo elétrico, essa nuvem se desloca rapidamente, o que
constitui a corrente elétrica. Os não-metais são isolantes, isto é, não
conduzem a corrente elétrica, porque não têm a nuvem eletrônica.
Os semimetais estão em uma situação intermediária. Por exemplo: o
silício, em temperaturas baixas (abaixo de 1 00 °C negativos), é isolante;
em temperatura ambiente, o silício é um condutor pobre — daí o nome
de semicondutor — , assim como ocorre com o elemento germânio.
A condutividade elétrica de um semimetal pode ser aumentada
(até 100.000 vezes) pela adição de pequenas quantidades de impu-
rezas apropriadas, no processo chamado dopagem. São exemplos
dessas impurezas o fósforo (P), o arsênio (As), o antimônio (Sb), o
boro (B) etc., usadas em proporções muito baixas (1 átomo de im-
pureza para cada 1 milhão de átomos de silício, por exemplo).
Em decorrência desse fato, os semicondutores causaram uma
grande revolução nos aparelhos eletrônicos. A associação de vários
semicondutores deu origem a diodos, transistores etc., que substituí-
ram as antigas válvulas eletrônicas. Posteriormente, criaram-se com-
plexos circuitos eletrônicos integrados, na forma de pequenos chips,
que constituem atualmente o cérebro dos relógios digitais, das cal-
culadoras de bolso e dos computadores modernos.
Importantes também são as células solares, feitas de silício, que
transformam a energia solar diretamente em energia elétrica. Assim,
hoje já se obtém energia elétrica de forma "limpa", isto é, não-
poluente. Atualmente, as células solares já estão sendo utilizadas em
telefones, em regiões desérticas, e em veículos experimentais (veícu-
los movidos a energia solar, como se costuma dizer). Até o momento,
os veículos desse tipo ainda não estão suficientemente desenvolvidos
para substituir os convencionais, dotados de motor a explosão, mas
não deixam de representar uma alternativa promissora.
Chip de computador
Painel de energia solar em poste de
iluminação.
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
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GARCIA-PELAYO / CID
■
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
82 Qual é a relação dos semicondutores com os metais e não-metais?
83 O que é dopagem?
84 Quais são os empregos dos semicondutores?
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
85 (U. F. Viçosa-MG) Um dos períodos da Tabela Periódica
dos Elementos está representado abaixo:
Na
Mg
Aí
Si
P
S
Cí
Ar
Dentre as afirmativas abaixo, a única incorreta é:
a) Mg é um metal e forma íons positivos de carga 2 + .
b) Na é um metal alcalino e é o mais eletropositivo desse
período.
c) Cí é um ametal da família dos halogênios.
d) Ar é um gás nobre cujo átomo possui 8 elétrons em
sua camada de valência.
e) Aí é um ametal e é o elemento mais eletronegativo
desse período.
86 (PUC-MG) Os elementos Xe Y formam com o flúor com-
postos iônicos XF e Y F 2 . Os íons de X, feoNe são
isoeletrônicos.
É correto afirmar em relação a X e Y, exceto:
a) têm mesmo número de oxidação no estado funda-
mental.
b) têm cargas nucleares diferentes.
c) têm íons de cargas elétricas diferentes.
d) são menos estáveis que seus íons.
e) podem formar ligação iônica entre si.
87 (UFC-CE) A água apresenta-se, no estado líquido, à tem-
peratura ambiente e à pressão atmosférica, e entra em
ebulição a uma temperatura que é cerca de 200 °C mais
elevada do que a do ponto de ebulição previsto teorica-
mente, na ausência das ligações de hidrogênio.
Com relação às ligações de hidrogênio, é correto afir-
mar que:
a) ocorrem entre moléculas, onde o átomo de hidrogê-
nio é ligado covalentemente aos átomos mais eletro-
positivos, pelos seus pares de elétrons ligantes.
b) originam-se da atração entre os átomos de hidrogê-
nio de uma molécula de água, que têm carga parcial
negativa, e o átomo de oxigênio de uma outra unida-
de molecular, que tem carga parcial positiva.
c) no estado sólido, as ligações de hidrogênio presentes
na água são mais efetivas, resultando em efeitos es-
truturais que conferem menor densidade ao estado
sólido do que ao líquido.
d) quanto maior for a eletronegatividade do átomo ligado
ao hidrogênio na molécula, maior será a densidade de
carga negativa no hidrogênio e mais fraca será a interação
com a extremidade positiva da outra molécula.
e) são interações muito mais fortes do que as ligações
covalentes polares convencionais e desempenham
papel fundamental na química dos seres vivos.
(UFC-CE) Os agregados moleculares são mantidos por
interações físicas (forças intermoleculares) distintas da-
quelas que originam as ligações químicas. Por exemplo,
as moléculas de água são mantidas em um agregado
184
molecular através das ligações de hidrogênio, que são
originadas das interações entre as extremidades opostas
dos dipolos da água.
Sobre as pontes de hidrogênio, é correto afirmar que:
a) ocorrem frequentemente entre moléculas apoiares, em
baixas temperaturas.
b) são mais fortes do que as ligações iônicas ou eletro-
valentes.
c) contribuem decisivamente para a ocorrência da água
no estado líquido, a 25 °C e 1 atm.
d) são forças intermoleculares originadas da interação
entre dois átomos de hidrogênio.
e) somente ocorrem nos agregados moleculares de água,
a 25 °C e 1 atm.
89 (UFMC) As temperaturas de ebulição de tetraclo-
rometano, CCÍ 4 , e metano, CH 4 , são iguais, respectiva-
mente, a + 77 °C e a -1 64 °C.
A alternativa que explica corretamente essa diferença
de valores é:
a) A eletronegatividade dos átomos de Cí é maior que a
dos átomos de H.
b) A energia necessária para quebrar ligações C — Cí
é maior que aquela necessária para quebrar liga-
ções C — H.
c) As interações de dipolos induzidos são mais intensas
entre as moléculas de CCÍ 4 , que entre as moléculas
de CH 4 .
d) As ligações químicas de CCÍ 4 têm natureza iônica,
enquanto as de CH 4 têm natureza covalente.
90 (UFMG) Este quadro apresenta os valores das tempera-
turas de fusão e ebulição dos cloretos de sódio, magnésio
e alumínio, todos a uma pressão de 1 atmosfera:
Composto
Temperatura
de fusão (°C)
Temperatura
de ebulição (°C)
Cloreto de sódio
801
1.413
Cloreto de magnésio
708
1.412
Cloreto de alumínio
Sublima a 1 78 °C
Considerando-se essas propriedades e os modelos de li-
gação química aplicáveis às três substâncias, é correto
afirmar que:
a) a ligação iônica no cloreto de alumínio é mais fraca
que as dos demais compostos, pois, nela, o cátion di-
vide a sua força de atração entre três ânions.
b) as ligações químicas do cloreto de sódio, em estado
sólido, se quebram com maior facilidade que as dos
demais compostos, também em estado sólido.
c) o cloreto de alumínio tem um forte caráter molecular,
não sendo puramente iônico.
d) os três compostos têm fórmulas correspondentes à
estequiometria de um cátion para um ânion.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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91 (ITA-SP) A opção relativa aos números de oxidação cor-
retos do átomo de cloro nos compostos KC10 2 , Ca(CÍO) 2 ,
Mg(CÍ0 3 ) 2 e Ba(CÍ0 4 ) 2 é, respectivamente:
a) -1, -1, -1 e -1 d) +3, +1, +5 e +6
b) +3, +1, +2 e +3 e) +3, +1, +5 e +7
c) +3, +2, +4 e +6
92 (FEI-SP) Dadas as transformações químicas:
I. 3 N0 2 + H 2 0 * 2 HN0 3 + NO
II. 2 AgN0 3 + 2 NaOH *- Ag 2 0 + 2 NaN0 3 + H 2 0
III. CaC0 3 ► CaO + C0 2
Ocorre oxidação-redução apenas em:
a) I
b) II
c) III
d) I e III
e) II e III
93 (U. F. Viçosa-MC) O hidrogênio (H 2 ) funciona como agen-
te oxidante na reação representada por:
a) 2 H 2 + 0 2 —
► 2 H 2 0
b) H 2 + 2 K
— *■ 2 KH
c) 3 H 2 + N 2 —
► 2 NH 3
d) H 2 + Cl 2
► 2 HCÍ
e) 8 H 2 + S 8
— ► 8 H 2 S
94 (Mackenzie-SP) Se o número total de elétrons no íon
[M(H 2 0) 4 ] 2+ é igual a 50, então o número atômico de M é:
a) 8
b) 10
c) 40
d) 12
e) 42
Dados: H (Z = 1) e O (Z = 8)
95 (UMFS) O gráfico abaixo fornece os pontos de ebulição
dos compostos de hidrogênio com elementos dos grupos
1 4 (4A), 1 5 (5A), 1 6 (6A) e 1 7 (7A) da Tabela Periódica.
Analisando o gráfico acima, é correto afirmar que:
01 . os compostos HF, H 2 0 e NH 3 têm pontos de ebulição
maior que os esperados, porque cada um deles está
envolvido com ligações de hidrogênio que são muito
mais fortes que outras forças intermoleculares.
02. compostos hidrogenados do grupo 14 (4A) apresen-
tam forças intermoleculares mais fortes que a ligação
de hidrogênio.
04. a ligação de hidrogênio é a responsável pelo fato de
a água ser líquida, a 25 °C, e não gasosa, como seria
de se esperar.
08. se não fosse a ocorrência das ligações de hidrogênio, a
água entraria em ebulição a aproximadamente —80 °C.
1 6. todos os compostos de elementos do terceiro perío-
do, representados no gráfico, apresentam ligações
covalentes.
32. todos os compostos de elementos do segundo perío-
do, representados no gráfico, são iônicos.
96 (UFPE) A compreensão das interações intermoleculares é
importante para a racionalização das propriedades fisico-
químicas macroscópicas, bem como para o entendimen-
to dos processos de reconhecimento molecular que ocor-
rem nos sistemas biológicos. A tabela abaixo apresenta
as temperaturas de ebulição (TE), para três líquidos à pres-
são atmosférica.
Líquido
Fórmula Química
TE (°C)
acetona
(CH 3 ) 2 CO
56
água
h 2 o
100
etanol
ch 3 ch 2 oh
78
Com relação aos dados apresentados na tabela acima,
podemos afirmar que:
a) as interações intermoleculares presentes na acetona
são mais fortes que aquelas presentes na água.
b) as interações intermoleculares presentes no etanol são
mais fracas que aquelas presentes na acetona.
c) dos três líquidos, a acetona é o que apresenta liga-
ções de hidrogênio mais fortes.
d) a magnitude das interações intermoleculares é a mes-
ma para os três líquidos.
e) as interações intermoleculares presentes no etanol são
mais fracas que aquelas presentes na água.
97 (ITA-SP) Uma determinada substância apresenta as se-
guintes propriedades físico-químicas:
I. O estado físico mais estável a 25 °C e 1 atm é o sólido.
II. No estado sólido apresenta estrutura cristalina.
III. A condutividade elétrica é praticamente nula no esta-
do físico mais estável a 25 °C e 1 atm.
IV. A condutividade elétrica é alta no estado líquido.
A alternativa relativa à substância que apresenta todas as
propriedades acima é o/a:
a) poliacetileno
b) brometo de sódio
c) iodo
d) silício
e) grafita
98 (Fuvest-SP) Três variedades alotrópicas do carbono são
diamante, grafita e fulereno. As densidades dessas subs-
tâncias, não necessariamente na ordem apresentada, são:
3,5; 1,7 e 2,3 g/cm 3 .
Com base nas distâncias médias entre os átomos de car-
bono, escolha a densidade adequada e calcule o volume
ocupado por um diamante de 0,175 quilate. Esse volu-
me, em cm 3 , é igual a:
(Dados:
Distância média entre os átomos de carbono, em
nanômetro (1 0~ 9 m)
diamante
0,178
fulereno
0,226
grafita
0,207
1 quilate = 0,20 g.)
a) 0,50 • 10~ 2
d) 2,0 -10
b) 1,0 • 10 2
e) 2,5 -10
n
v -
Ln
O
to
Capítulo 7 • A GEOMETRIA MOLECULAR
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99 (UnB-DF) Para produzir a grande quantidade de materiais
de que necessita, o homem tem ao seu dispor cerca de 90
diferentes tipos de átomos, sem contar com os elementos
artificiais que não são utilizados pela indústria. Para me-
lhor organizar as informações sobre os elementos quími-
cos, o cientista russo Mendeleyev propôs a utilização de
uma Tabela Periódica similar à que se utiliza hoje.
Na indústria de computadores, dois elementos importan-
tíssimos são o silício (elemento que constitui aproximada-
mente 27,2% da massa da crosta terrestre) e o germânio,
ambos utilizados para a confecção dos chips. Estes, cada
vez menores, mais complexos e eficientes, já são feitos tam-
bém a partir de diamantes (sintéticos), que são uma for-
ma alotrópica do carbono. No caso da memória de um
computador, os chips possuem a seguinte estrutura:
• Camada de silício
zQ> Camada de dióxido de silício
n£> Camada de silício contaminada
(dopada) com átomos de fósforo
Com o auxílio das informações contidas no enunciado e na
tabela fornecida nesta prova, julgue os itens que se seguem.
0. Os símbolos químicos do silício e do fósforo são, res-
pectivamente, S e F.
1. Alguns elementos que constam da Tabela Periódica
recebem o nome de gases nobres porque não rea-
gem com nenhuma substância.
2. O silício e o fósforo são usados na fabricação dos chips
porque pertencem à mesma família na Tabela Periódica.
3. A utilização do germânio, em vez do silício, para con-
fecção de chips, pode ser entendida a partir de uma
análise da Tabela Periódica.
100 (Enem-MEC) Quando definem moléculas, os livros ge-
ralmente apresentam conceitos como: "a menor parte
da substância capaz de guardar suas propriedades". A
partir de definições desse tipo, a idéia transmitida ao
estudante é a de que o constituinte isolado (moléculas)
contém os atributos do todo. E como dizer que uma
molécula de água possui densidade, pressão de vapor,
tensão superficial, ponto de fusão, ponto de ebulição
etc. Tais propriedades pertencem ao conjunto, isto é,
manifestam-se nas relações que as moléculas mantêm
entre si.
Adaptado de OLIVEIRA, R. J. “O mito da substância”.
Química Nova na Escola, n. 1 , 1995.
O texto evidencia a chamada visão substancialista que
ainda se encontra presente no ensino da Química. Abai-
xo estão relacionadas algumas afirmativas pertinentes
ao assunto.
I. O ouro é dourado, pois seus átomos são dourados.
II. Uma substância "macia" não pode ser feita de mo-
léculas "rígidas".
III. Uma substância pura possui pontos de ebulição e
fusão constantes, em virtude das interações entre suas
moléculas.
IV. A expansão dos objetos com a temperatura ocorre
porque os átomos se expandem.
Dessas afirmativas, estão apoiadas na visão substan-
cialista criticada pelo autor apenas:
a) I e II
b) III e IV
c) I, II e III
d) I, II e IV
e) II, III e IV
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Tópicos do capítulo
1 Introdução
2 Ácidos
3 Bases ou hidróxidos
4 Comparação entre ácidos e bases
5 Sais
Leitura: 0 tratamento da água
I
Salina na Ilha Cristina, Huelva, Espanha.
Apresentação do capítulo
Num supermercado , a grande quantidade de tipos , itens e marcas de mercadorias obriga
a agrupá-ios em determinados corredores , gôndolas e prateleiras — as massas , as bebidas,
os produtos de limpeza etc. Essa arrumação (classificação) facilita muito a vida dos
consumidores.
Na Química, ocorre algo semelhante. Atualmente são conhecidos vários milhões
de substâncias diferentes. É um número muito grande e que aumenta a cada dia.
Consequentemente, torna-se necessário agrupar as substâncias em famílias que apresentem
propriedades semelhantes. Essas famílias são denominadas funções.
Na Química Inorgânica, as funções mais importantes são os ácidos, as bases, os sais e
os óxidos, assuntos deste e do próximo capítulos.
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m
INTRODUÇÃO
Tarefa das mais importantes na atividade científica é reunir substâncias semelhantes em classes ou
grupos, de modo a facilitar seu estudo. Uma classificação fundamental, nascida na metade do século
XVIII, é a que divide as substâncias em inorgânicas (ou minerais) e orgânicas. Inicialmente, dizia-se:
Substância inorgânica (ou mineral) é a que se origina dos minerais.
Substância orgânica é a que se origina dos organismos vivos (vegetais e animais).
Posteriormente, verificou-se que todas as substâncias orgânicas contêm o elemento carbono e,
então, passou-se a dizer:
Substâncias orgânicas são as que contêm carbono.
Substâncias inorgânicas (ou minerais) são as formadas por todos os demais ele-
mentos químicos.
Dentro desse critério, porém, existem exceções; de fato, há compostos que contêm carbono, mas
que apresentam todas as características de substância inorgânica, como CO, C0 2 , Na 2 C0 3 , KCN etc.
Devido às suas características, essas substâncias são consideradas inorgânicas.
As substâncias orgânicas serão estudadas no volume 3 desta obra. No volume 1 , vamos nos dedicar
ao estudo das substâncias inorgânicas ou minerais. Sabendo, porém, que o número de compostos
inorgânicos é muito grande, convém subdividi-los em agrupamentos menores, denominados funções
químicas inorgânicas. De modo geral, dizemos que:
Função química é um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhan-
tes, denominadas propriedades funcionais.
As principais funções químicas inorgânicas que iremos estudar são: os ácidos, as bases, os sais e
os óxidos.
Antes, porém, de iniciarmos o estudo das funções químicas inorgânicas, devemos comentar a
chamada teoria da dissociação iônica de Arrhenius. Arrhenius verificou, no fim do século XIX, que
algumas soluções aquosas conduziam corrente elétrica, e outras não. Por exemplo:
A lâmpada se mantém apagada, provando que a
solução de água e açúcar não permite a passagem
da corrente elétrica (solução não-eletrolítica).
A lâmpada se acende, provando que a solução de
água e sal permite a passagem da corrente elétrica
(solução eletrolítica).
Svante August Arrhenius
Nasceu na Suécia em 1859. Em 1876 ingressou na Universidade de Upsala, onde se dou-
torou em 1 884. A partir de 1 891 , tornou-se professor na Universidade de Estocolmo.
]á em 1884, propôs sua célebre teoria da dissociação iônica, que revolucionou o
mundo científico da época. De fato, suas idéias sobre a existência de íons foram de
início muito combatidas, pois na época era aceito o modelo atômico de Dalton, que
falava em partículas neutras e indivisíveis. Aos poucos, porém, as idéias de Arrhenius
não só foram aceitas como também contribuíram para o desenvolvimento das teO'
rias eletrônicas da matéria. Por seus trabalhos, Arrhenius recebeu, em 1903, o Prêmio
Nobel de Química.
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A
Como se explica essa diferença? Arrhenius explicou-a do seguinte modo: o açúcar (e outros não-
eletrólitos), quando dissolvido na água, subdivide-se em moléculas (C 12 H 22 0 11 ) que são eletricamente neu-
tras e, portanto, insensíveis ao campo elétrico; sendo assim, a corrente elétrica não pode fluir na solução.
O sal (e demais eletrólitos), quando dissolvido na água, subdivide-se em partículas carregadas
eletricamente e denominadas íons (no caso do sal, temos Na + e Cl"). Os íons positivos (cátions) cami-
nham em direção ao pólo negativo; os íons negativos (ânions) caminham em direção ao pólo positivo;
desse modo, a corrente elétrica pode fluir na solução e, como o circuito elétrico não fica interrompido,
a lâmpada se acende.
1.1. Dissociação e ionização
Outro fato importante é que os não-eletrólitos são sempre substâncias moleculares (como é o
caso do açúcar). Os eletrólitos, no entanto, podem ser substâncias moleculares ou iônicas. De fato,
o sal comum já é formado por íons (Na + e Cl”) no seu estado natural, que é o estado sólido; a água da
solução apenas provoca a separação dos íons já existentes:
Áqua
Na Cl" — Na + Cl"
Essa separação de íons denomina-se dissociação iônica ou dissociação eletrolítica.
No estado sólido, os íons Na + e C V
estão “presos” no reticulado cristalino,
(cores-fantasia; sem escala)
Em solução na água, os íons Na + e CV
estão “soltos” e podem se movimentar,
transportando a corrente elétrica.
Analisemos agora o caso do ácido clorídrico, que em seu estado natural (gasoso) é formado por
moléculas (HCl). Ao ser dissolvido em água, a própria água quebra as moléculas HCÍ e provoca a
formação dos íons H + e Cl":
HCÍ
Água
H +
+ Cl"
Essa formação de íons denomina-se ionização.
A extensão da ionização depende da substância considerada. De fato, podemos verificar em certas
condições experimentais que, de cada 100 moléculas de HCl que colocamos em água, 92 se ionizam
em H + e Cl"; por outro lado, em condições idênticas, de cada 100 moléculas de HF (ácido fluorídrico)
dissolvidas em água, apenas 8 se ionizam em H + e F".
1 . 2 . Grau de ionização
Para medir a maior ou menor extensão de uma ionização, usa-se o chamado grau de ionização
(ou o grau de dissociação iônica, quando for o caso), que é representado pela letra a:
Número de moléculas ionizadas
Número de moléculas dissolvidas
Aproveitando os dois últimos exemplos, temos:
92
• no caso do HCl: a = = 0,92 ou 92%
100
• no caso de HF: a = — = 0,08 ou 8%
100
O grau de ionização varia entre 0 e 1 (ou 0% e 100%). Quando a tem valor próximo de zero,
significa que a substância está pouco ionizada, sendo chamada de eletrólito fraco. Quando a se apro-
xima de 1, a substância está bastante ionizada, sendo chamada de eletrólito forte.
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
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OBSERVAÇÃO
As substâncias iônicas (como o NaCl) conduzem a corrente elétrica tanto em solução como quando
fundidas, pois a água ou a fusão apenas separam e libertam os íons já existentes. As substâncias moleculares,
por sua vez, podem ser ionizáveis (como o HCl) ou não (como o açúcar); no entanto, as primeiras somente
se ionizam com o auxílio da água ou de outro solvente (solvente ionizante) que venha a quebrar suas
moléculas.
Responda em
seu caderno
a) O que são substâncias orgânicas?
b) O que são substâncias inorgânicas?
c) O que é função química?
d) Segundo Arrhenius, o que é solução eletrolítica e não-eletrolítica?
e) O que é dissociação?
f) O que é ionização?
g) O que é grau de ionização?
EXERCÍCIOS
■-
— —
Registre as respostas
e m seu caderno
Exercício resolvido
1 (Unicamp-SP) Agua pura é um mau condutor de
corrente elétrica. O ácido sulfúrico puro (H 2 S0 4 ) tam-
bém é mau condutor. Explique o fato de uma solu-
ção diluída de ácido sulfúrico, em água, ser boa
condutora de corrente elétrica.
Resolução
A água e o ácido sulfúrico, quando puros, não con-
duzem a corrente elétrica, porque são substâncias
moleculares. Juntando-se as duas substâncias, a água
provoca a ionização do ácido sulfúrico
(H 2 S0 4 *■ 2 H + + S0 4 ~) e, em consequência,
a solução passa a conduzir a corrente elétrica.
2 (Unicamp-SP) À temperatura ambiente, o cloreto de
sódio, NaCl, é sólido e o cloreto de hidrogênio, HCl, é
um gás. Estas duas substâncias podem ser líquidas em
temperaturas adequadas.
a) Por que, no estado líquido, o NaCl é um bom con-
dutor de eletricidade, enquanto, no estado sólido,
não é?
b) Por que, no estado líquido, o HCl é um mau condu-
tor de eletricidade?
c) Por que, em solução aquosa, ambos são bons condu-
tores de eletricidade?
3 (UFMC) Considere cada uma das seguintes substâncias,
todas no estado sólido: cloreto de sódio, diamante, iodo
e sódio.
a) Cite o sólido que não conduz corrente elétrica, mas se
torna bom condutor quando fundido. Justifique o fato
de a substância ser condutora no estado líquido.
b) Cite o sólido cujo cristal é mantido coeso, principal-
mente por interações de Van der Waals. Justifique sua
resposta.
4 (FCV-SP) Alguns compostos, quando solubilizados em
água, geram uma solução aquosa que conduz eletricida-
de. Dos compostos abaixo,
I. Na 2 S0 4
II. o 2
III. C 12 H 22 O n
IV. KNOj
V. CHjCOOH
VI. NaCl
formam solução aquosa que conduz eletricidade:
a) apenas I, IV e VI d) apenas I e VI
b) apenas I, IV, V e VI e) apenas VI
c) todos
Exercício resolvido
5 Dissolvendo-se 600 moléculas de uma substância em
água, verificou-se que 15 moléculas sofreram
dissociação. Qual é o grau de ionização (a) da subs-
tância em questão? Trata-se de um eletrólito forte
ou fraco?
Resolução
Pela própria definição de grau de ionização, temos:
a = = 0,025 => a = 2,5%
600
Conseqüentemente, o eletrólito é fraco.
6 Qual dos itens a seguir representa o eletrólito mais forte?
a) a = 40%
b) a = 0,85%
c) Tem 40 moléculas dissociadas em cada 200 molécu-
las totais.
d) — de moléculas estão dissociadas.
4
e) Metade das moléculas se dissociaram.
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2
ÁCIDOS
Do ponto de vista prático, os ácidos apresentam as seguintes características:
• formam soluções aquosas condutoras de eletricidade;
• mudam a cor de certas substâncias (chamadas, por esse motivo, de indicadores de ácidos).
Os ácidos são muito comuns em nosso dia-a-dia: o
vinagre contém ácido acético (C 2 H 4 0 2 ); o limão, a laranja e
demais frutas cítricas contêm ácido cítrico (C 6 H 8 0 7 ); a ba-
teria de um automóvel contém ácido sulfúrico (H 2 S0 4 ); o
ácido muriático, usado para a limpeza de pisos, azulejos
etc., contém ácido clorídico (HCÍ); e assim por diante.
Os ácidos são muito usados, nas indústrias químicas,
para a produção de novos materiais. Em particular, o ácido
sulfúrico é o primeiro colocado em uso industrial. Devemos
lembrar, porém, que acidentes com trens e caminhões trans-
portando ácido sulfúrico podem dar origem a vazamentos
do ácido, com efeitos bastante danosos ao meio ambiente.
2.1. A definição de ácido de Arrhenius
Do ponto de vista teórico, Arrhenius definiu:
Ácidos são compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo como íon
positivo apenas cátion hidrogênio (H ).
O H + é, nessa perspectiva, o responsável pelas propriedades comuns a todos os ácidos, sendo
chamado, por esse motivo, de radical funcional dos ácidos. Exemplos:
HCÍ
Água
H +
+
cr
Agua
hno 3
H
+
no 3 -
h 2 so 4
Agua
2 H +
+
sor
h 3 po 4
Agua
3 H +
+
por
Atualmente, sabe-se que a definição de Arrhenius não é rigorosamente correta. Na verdade, em
solução aquosa, o cátion H + se une a uma molécula de água formando o íon H 3 0 ", chamado de hidrônio
ou hidroxônio:
H + + H 2 0 H 3 0 +
Sendo assim, os quatro exemplos anteriores ficariam mais corretos se escritos da seguinte maneira:
HCÍ
+
h 2 o —
— h 3 o +
+
cr
hno 3
+
h 2 o —
— h 3 o +
+
no 3
h 2 so 4
+
2 H 2 0
— 2 H 3 0 +
+
so 4 2
h 3 po 4
+
3 H 2 0
— 3 H 3 0 +
+
po 4 3
No entanto, por comodidade, continua-se usando a primeira forma de representação.
2.2. Classificação dos ácidos
a) De acordo com o número de hidrogénios ionizáveis
• Monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas 1 H + (HCÍ, HN0 3 etc.).
• Diácidos: na ionização, a molécula produz 2 H (H 2 S0 4 , H 2 C0 3 etc.).
• Triácidos: na ionização, a molécula produz 3 H + (H 3 P0 4 , H 3 B0 3 etc.).
• Tetrácidos: na ionização, a molécula produz 4 H + (H 4 P 2 0 7 , H 4 Si0 4 etc.).
Os ácidos com 2 ou mais hidrogénios ionizáveis são denominados poliácidos.
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos 1 91
Os ácidos são encontrados em muitos produtos de
uso cotidiano.
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EDUARDO SANTALIESTRA
b) De acordo com a presença ou não de oxigênio na molécula
• Hidrácidos: não contêm oxigênio (HCÍ, HBr, H 2 S etc.).
• Oxiácidos: contêm oxigênio (HN0 3 , H 2 S0 4 , H 3 P0 4 etc.).
c) De acordo com o grau de ionização
É importante relembrar a definição de grau de ionização (a), dada na página 189.
• Ácidos fortes: quando a > 50%. Exemplos: HCÍ (a = 92%), H 2 S0 4 (a = 61 %) etc.
• Ácidos moderados ou semifortes: quando 5 < a < 50%. Exemplos: HF (a = 8%), H 3 P0 4
(a = 27%) etc.
• Ácidos fracos: quando a < 5%. Exemplos: HCN (a = 0,008%), H 2 CQ 3 (a = 0,18%) etc.
2.3. Fórmulas dos ácidos
Você já observou que todo ácido é formado pelo cátion H + e por um átomo ou grupo de átomos
com carga negativa (ânion ou radical negativo):
Observe também que a carga total positiva dos H + deve anular a carga total do radical negativo, de
tal modo que a molécula seja eletricamente neutra.
Desse modo, representando o ânion (ou radical ácido) por A e supondo sua valência igual a —x,
chegamos à seguinte regra geral de formulação dos ácidos:
Nas fórmulas estruturais dos ácidos oxigenados, devemos assinalar que os hidrogénios ionizáveis
sempre se ligam ao átomo central por intermédio de um átomo de oxigênio; os demais átomos de
oxigênio ligam-se ao átomo central por meio de ligações covalentes.
0 — 100 %
Ácido cada vez mais forte
+ 1
ou seja: H^A (normalmente, x =£ 4).
H — O
H 2 C0 3 estruturalmente é:
H — O
H 3 P0 4 estruturalmente é: H — O — P — O
H— O
H — O
O
\ _ ^
S
H 2 S0 4 estruturalmente é:
O
O
HCÍ0 4 estruturalmente é: H — O — Cí O
O
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A
Quando ligado diretamente ao átomo central, o hidrogênio não é ionizável. Dois exemplos impor-
tantes são:
• O H 3 P0 3/ que, apesar de possuir três hidrogénios, é um diácido; sua fórmula estrutural mostra que os
dois primeiros hidrogénios são ionizáveis, e o terceiro, ligado diretamente ao átomo de fósforo, não:
H -°^
H — O — P^O
H
• O H 3 P0 2 , que é um monoácido, pois só um hidrogênio se liga ao fósforo por intermédio do oxigênio:
H — O
H — P — O
H
2.4. Nomenclatura dos ácidos
a) Hidrácidos
O nome é feito com a terminação ídrico:
Ácido ídrico
(Nome do ânion)
í HCÍ — ácido clorídrico J H 2 S — ácido sulfídrico
1 Hl — ácido iodídrico 1 HCN — ácido cianídrico
b) Oxiácidos
• Quando o elemento forma apenas um oxiácido, usa-se a terminação ico:
Ácido ico
(Nome do elemento)
H 2 C0 3 — ácido carbônico
• Quando o elemento forma dois oxiácidos:
H 3 B0 3 — ácido bórico
Quando o elemento tem
Ácido
(Nome do elemento)
ico
oso
■>• /V ox maior
>■ N ox menor
+5
HN0 3 — ácido nítrico
+ 3
+6
h 2 so 4
+4
HN0 2 — ácido nitroso
h 2 so 3
Quando o elemento forma três ou quatro oxiácidos:
ácido sulfúrico
ácido sulfuroso
Ácido per .
Ácido
Ácido
Ácido hipo
ico
ico
oso
oso
Diminuição do N ox
do elemento central
v
+ 7
HCÍ0 4 — Ácido perclórico
+5
HCÍ0 3 — Ácido clórico
+ 3
— Ácido cloroso
hcío 2
+1
HCÍO
— Ácido hipocloroso
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
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OBSERVAÇÃO
Além dos prefixos per e hipo, são usados outros, como no caso de oxiácidos do fósforo:
— ácido ortofosfórico
— ácido pirofosfórico
h 3 po 4
h 4 p 2 o 7
HP0 3 — ácido metafosfórico
Nos três casos, o fósforo tem o mesmo número de oxidação (+5); a diferença está no grau de hidratação.
• o H 3 P0 4 chama-se ácido ortofosfórico, pois é o mais hidratado dos três;
• o H 4 P 2 0 7 chama-se ácido pirofosfórico, pois, simulando uma operação matemática, teríamos:
2 X H 3 P0 4 equivaleria a H 6 P 2 0 8
subtraindo H 7 O
temos H 4 P 2 0 7
o HP0 3 chama-se ácido metafosfórico, pois:
(neste caso, tiramos uma molécula de
água de duas moléculas do ácido H 3 P0 4 )
h 3 po 4
H 2 O -
H P0 3
(o HPO s é, sem dúvida, o menos hidratado dos três, pois subtraímos
uma molécula de água de apenas uma molécula do ácido H 3 P0 4 )
Para treinar a formulação e a nomenclatura dos ácidos, veja a tabela dos principais ânions, no final
do livro.
<D
"D
2.5. Ácidos importantes
a) Ácido sulfúrico — H 2 S0 4
O ácido sulfúrico é o produto químico mais utilizado na
indústria; por isso costuma-se dizer que o consumo de ácido
sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país.
O H 2 S0 4 puro é um líquido incolor, oleoso, denso
( d = 1,84 g/mL), corrosivo e extremamente solúvel em água
(para diluí-lo, deve-se despejá-lo lentamente em água, e nun-
ca o contrário, pois, devido ao calor liberado, quando se des-
peja água sobre H 2 S0 4 , ela vaporiza rapidamente e pode se
projetar contra as mãos ou o rosto do operador). O H 2 S0 4
ferve a 338 °C, que é um valor bem acima da temperatura de
ebulição dos ácidos comuns; por isso é considerado um ácido
fixo, isto é, pouco volátil.
O ácido sulfúrico é produzido industrialmente pelo pro-
cesso denominado catalítico ou de contato, de acordo com
as seguintes etapas:
• queima do enxofre: S + 0 2 * SO/
(ou ustulação de sulfetos metálicos: 4 FeS 2 + 1 1 0 2
• oxidação do S0 2 : 2 S0 2 + 0 2 *- 2 SO s
• reação do S0 3 com água: S0 3 + H 2 0 *• H 2 S0 4
Nas equações químicas, o sinal x indica que o gás é liberado durante a reação.
Os principais usos do ácido sulfúrico são:
• na produção de fertilizantes agrícolas, como os superfosfatos;
• na produção de compostos orgânicos (plásticos, fibras têxteis, celulose, corantes, tintas, pigmen-
tos etc.);
• na produção de outros ácidos (H 3 P0 4 ; HN0 3 etc.);
• na limpeza de metais e ligas metálicas (aço);
• no refino do petróleo;
• em baterias de automóveis.
194
Unidade de produção de ácido sulfúrico da
Companhia Nitroquímica Brasileira, SP.
2 Fe 2 0 3 + 8 SO 2 )
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EDUARDO BARCELLOS / CORTESIA DA CIA. NITROQUÍMICA BRASILEIRA
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
b) Ácido clorídrico — HCÍ
O HCÍ puro, chamado de gás clorídrico ou cloridreto ou cloreto de hidrogênio, é um gás
incolor, não-inflamável, muito tóxico e corrosivo. Esse gás é muito solúvel em água (cerca de 450 L de
gás clorídrico por litro de água, em condições ambientes). Sua solução aquosa é denominada ácido
clorídrico. Trata-se de uma solução incolor que, quando concentrada, contém cerca de 38% de HCÍ
em massa, é fumegante (pois libera vapores de HCÍ), sufocante, muito tóxica e corrosiva.
Na indústria, o HCÍ é preparado por síntese direta:
H 2 + Cí 2 * 2 HCÍ
E, em laboratório, a partir do NaCÍ (sólido):
2 NaCÍ + H 2 S0 4 Na 2 SO
O ácido clorídrico é usado na hidrólise de amidos e pro-
teínas (indústria de alimentos); na produção de corantes,
tintas, couros etc. Na limpeza de pisos e paredes de pedra
ou de azulejo, usa-se o ácido muriático, que é o ácido clorí-
drico impuro.
Além disso, é importante destacar que o ácido clorídrico
é um dos componentes do suco gástrico existente em nosso
estômago. Sua ação é ajudar a digestão dos alimentos.
c) Ácido nítrico — HNO B
O ácido nítrico é um líquido incolor, muito tóxico e corrosivo.
Ferve a 83 °C. E muito solúvel em água e, com o tempo e a influência
da luz, sua solução fica avermelhada devido à decomposição do HN0 3
em N0 2 .
Industrialmente, o ácido nítrico é preparado a partir do NH 3 , se-
gundo as reações:
Catalisador
4 NH 3 +
5 0 2 ►
4 NO +
6 H 2 0
2 NO +
o 2 *
2 N0 2
3 N0 2 +
h 2 o *
2 HNO, +
NO
E, em laboratório:
2 NaNOTs) +
A
h 2 so 4 ►
Na 2 S0 4 +
2 RNOC
O ácido nítrico é usado na produção de compostos orgânicos (ex-
plosivos, corantes, medicamentos etc.), na produção de fertilizantes
agrícolas (por exemplo, NH 4 N0 3 ), na produção de nitratos etc.
Nas equações químicas, o termo "catalisador", sobre a flecha, indica
um composto que acelera a reação, e o símbolo A indica aquecimento.
d) Ácido fluorídrico — HF
E um líquido incolor, fumegante, de ponto de ebulição 20 °C sob pressão normal, altamente corro-
sivo para a pele.
Seu ponto de ebulição é superior aos demais ácidos halogenídricos, devido à formação de fortes
ligações de hidrogênio, dando-lhe a seguinte estrutura:
/ F . / F \ / F \ ou seja: (HF).,
H H H
E produzido a partir do minério denominado fluorita (CaF 2 ), por reação com ácido sulfúrico con-
centrado. Essa reação ocorre a uma temperatura de 250 °C.
CaF 2 (s) + H 2 S0 4 (í) CaS0 4 (s) + 2 HF^(g)
4 + 2 HCÍ
Ácido muriático, utilizado na limpeza de piso.
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
195
Capitulo 08A-QF1-PNLEM
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ENFERSA / CID EDUARDO SANTALIESTRA
O ácido fluorídrico corrói o vidro comum, pois ataca a sílica (Si0 2 ) que o constitui.
Si0 2 + 4 HF ► SiF 4 + 2 H 2 0
Fluoreto de silício
e, ainda.
SiF 4 + 2 HF -
Daí seu uso para decoração em fosco de objetos
de vidro e gravação do número de chassi em vidros de
automóveis.
É também usado no preparo de Na 3 AÍF 6 (na pro-
dução de alumínio), no preparo de compostos do tipo
CCÍ 2 F 2 (em sistemas de refrigeração), no preparo de
UF 6 (no enriquecimento de urânio para reatores atô-
micos) etc.
Ácido hexafluorsilícico
Vidro de automóvel com o número do chassi gravado.
iWI
Responda em
seu caderno
a) Segundo Arrhenius, qual é a definição de ácidos?
b) Segundo o número de hidrogénios ionizáveis, como podem ser classificados os ácidos?
c) Segundo a presença ou não de oxigênio na molécula, como podem ser classificados
os ácidos?
d) Segundo o grau de ionização, como podem ser classificados os ácidos?
e) Qual é a terminação do nome de um hidrácido?
f) Qual é a terminação do nome de um oxiácido?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Atenção: Procure resolver os exercícios dados a seguir usan-
do não só as regras de formulação e nomenclatura que aca-
bamos de aprender como também a tabela de radicais nega-
tivos (ânions) que é dada no final do livro.
7 Com o auxílio da tabela de radicais negativos apresenta-
da no final do livro, procure escrever as fórmulas dos se-
guintes ácidos:
a) ácido permangânico;
b) ácido fosforoso;
c) ácido oxálico;
d) ácido sulfuroso;
e) ácido arsênico;
f) ácido ortossilícico.
8 Apenas com o auxílio da regra de nomenclatura que aca-
bamos de estudar (não consulte a tabela de radicais ne-
gativos apresentada no final do livro), dê nome aos se-
guintes ácidos:
a) HBr
c)
HIO
mo 2
HIOj
mo 4
b) J H 3 As0 4
I H 3 As0 3
d) J H 3 Sb0 4
1 H 4 Sb 2 Q 7
9 (Mackenzie-SP) Certo informe publicitário alerta para o
fato de que, se o indivíduo tem azia ou pirose com
grande frequência, deve procurar um médico, pois pode
estar ocorrendo refluxo gastroesofágico, isto é, o retor-
no do conteúdo ácido do estômago. Afórmula e o nome
do ácido que, nesse caso, provoca a queimação no es-
tômago, a rouquidão e mesmo dor torácica são:
Situação normal
a) HCÍ e ácido clórico
b) HCÍ0 2 e ácido cloroso
c) HC10 3 e ácido clorídrico
d) HCÍ0 3 e ácido clórico
e) HCÍ e ácido clorídrico
0
TD
O
Õ
<5
o
0
TD
O)
0
"D
O
tÕ
o>
196
Capitulo 08A-QF1-PNLEM
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EDUARDO SANTALIESTRA / CID
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
10 (PUC-MC) A tabela abaixo apresenta algumas caracterís-
ticas e aplicações de alguns ácidos:
Nome do ácido
Aplicações e características
Acido muriático
Limpeza doméstica e de peças
metálicas (decapagem)
Acido fosfórico
Usado como acidulante em
refrigerantes, balas e goma de mascar
Acido sulfúrico
Desidratante, solução de bateria
Acido nítrico
Indústria de explosivos e corantes
As fórmulas dos ácidos da tabela sao, respectivamente:
a) HCl, H 3 P0 4 , H 2 S0 4í HN0 3
b) HCÍO, H 3 P0 3 , H 2 S0 4/ HN0 2
c) HCl, H 3 P0 3 , H 2 S0 4 , HN0 3
d) hcio 2 , h 4 p 2 o 7 , h 2 so 3 , hno 2
e) HCÍO, H 3 P0 4 , H 2 S0 3 , HN0 3
11 (UVA-CE) Os ácidos HC10 4 , H 2 Mn0 4 , H 3 P0 3 , H 4 Sb 2 0 7 ,
quanto ao número de hidrogénios ionizáveis, podem ser
classificados em:
a) monoácido, diácido, triácido, tetrácido.
b) monoácido, diácido, triácido, triácido.
c) monoácido, diácido, diácido, tetrácido
d) monoácido, monoácido, diácido, triácido.
12 Escreva as equações de ionização dos seguintes ácidos:
a) ácido bromídrico c) ácido sulfuroso
b) ácido nitroso d) ácido pirofosfórico
1 3 Repita o exercício anterior, supondo agora a participação
da água, isto é, a formação do hidrônio.
14 (UFPE) Acido perclórico (HC10 4 ) é um ácido forte. Quais
as espécies químicas presentes, em maior concentração,
em uma solução aquosa deste ácido?
a) H + e CIO; c) HC10 4 e OH~ e) OHQ CT e 0 2
b) HC10 4 e H + d) H + , Cl e 0 2
1 5 (Cesgranrio-RJ) Com base na tabela de graus de ionização
apresentada a seguir:
Ácido
Grau de ionização (a)
HF
8%
HCl
92%
HCN
0,08%
h 2 so 4
61%
h 3 po 4
27%
podemos concluir que o ácido mais forte é:
a) HF
b) HCl
c) HCN
d) H 2 S0 4
e) H 3 P0 4
16 (EEM-SP) Têm-se os três ácidos e os valores da tabela,
que foram obtidos dissolvendo-se em água à temperatu-
ra constante:
Proporção entre
número de
moléculas dissolvidas
número de
moléculas ionizadas
H 2 S
10
1
h 2 so 4
3
2
hno 3
10
8
Calcule o grau de ionizaçao para cada ácido e coloque-
os em ordem crescente de sua força de ionização.
17 Escreva a fórmula estrutural do HC10 4 .
18 Escreva a fórmula estrutural do H 3 P0 2 , sabendo que se
trata de um monoácido.
19 (Uesc) Considere o seguinte composto:
O
H— O— P— O— H
I
H
Julgue como verdadeira (V) ou falsa (F) as afirmações.
O composto apresenta três hidrogénios ionizáveis.
O composto apresenta quatro ligações covalentes comuns
e uma dativa.
O composto é um diácido.
O composto pertence a uma função orgânica.
A sequência correta, de cima para baixo, é:
a) V, V, V, F
b) F, F, V, F
c) F, V, F, V
d) V, F, F, V
e) V, F, F, F
f
V
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
20 (FEI-SP) Considere os ácidos oxigenados abaixo:
HN0 2 (aq) HC10 3 (aq) H 2 S0 3 (aq) H 3 P0 4 (aq)
Seus nomes são, respectivamente:
a) nitroso, clórico, sulfuroso, fosfórico.
b) nítrico, clorídrico, sulfúrico, fosfórico.
c) nítrico, hipocloroso, sulfuroso, fosforoso.
d) nitroso, perclórico, sulfúrico, fosfórico.
e) nítrico, cloroso, sulfídrico, hipofosforoso.
21 (U. São judas-SP) O ácido cianídrico é o gás de ação ve-
nenosa mais rápida que se conhece: uma concentração
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
de 0,3 mg/L de ar é imediatamente mortal. É o gás usa-
do nos estados americanos do norte que adotam a pena
de morte por câmara de gás. A primeira vítima foi seu
descobridor. Cari Wilhelm Scheele, que morreu ao dei-
xar cair um vidro contendo solução de ácido cianídrico,
cuja fórmula molecular é:
a) HCOOH
b) HCN
c) HCNS
d) HCNO
e) H 4 Fe(CN) 6
197
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Capitulo 08A-QF1-PNLEM
197
A
22 (Univali-SC) A respeito da substância HCÍ observa-se,
experimentalmente, que:
• é um gás incolor.
• está presente no suco gástrico do estômago humano.
• aparece no comércio com o nome de ácido muriático,
sendo utilizada na limpeza de pisos.
• a maioria de suas moléculas sofre ionização em solu-
ção aquosa.
Desse modo, pode-se concluir que:
a) o HCÍ é uma substância iônica.
b) o HCÍ é um ácido fraco.
c) o HCÍ é um gás não-tóxico.
d) a ionização pode ser resumida pela equação:
Aqua
HCÍ (g) — - — * H + (aq) + CT (aq)
e) o suco gástrico não é ácido.
23 (UFRGS-RS) Admitindo-se 1 00% de ionização para o áci-
do clorídrico em solução diluída, pode-se afirmar que essa
solução não contém a espécie:
a) HCÍ b) OH~ c) H 3 0 + d) H 2 0 e) CT
24 (Mackenzie-SP) O ácido que é classificado como oxiácido,
diácido e é formado por átomos de três elementos quí-
micos diferentes é:
a) H 2 S c) HCN e) HN0 3
b) H 4 P 2 0 7 d) H 2 S0 3
25 (UFSM-RS) Analise as seguintes afirmativas:
I. HCÍ0 3 possui duas ligações covalentes normais e duas
ligações dativas.
II. H 3 P0 3 apresenta apenas ligações covalentes simples.
III. H 2 S0 4 possui seis ligações covalentes normais e uma
ligação dativa.
Está(ão) correta(s):
a) I apenas. d) I e II apenas.
b) II apenas. e) I e III apenas.
c) III apenas.
26 (Enem-MEC) Os gases liberados pelo esterco e por ali-
mentos em decomposição podem conter sulfeto de hi-
drogênio (H 2 S), gás com cheiro de ovo podre, que é tó-
xico para muitos seres vivos. Com base em tal fato, fo-
ram feitas as seguintes afirmações:
I. Cases tóxicos podem ser produzidos em processos na-
turais.
II. Deve-se evitar o uso de esterco como adubo porque
polui o ar das zonas rurais.
III. Esterco e alimentos em decomposição podem fazer
parte do ciclo natural do enxofre (S).
Está correto, apenas, o que se afirma em:
a) I c) III e) II e III
b) II d) I e III
BASES OU HIDRÓXIDOS
Do ponto de vista prático, bases ou hidróxidos são subs-
tâncias que apresentam as seguintes características:
• formam soluções aquosas condutoras de eletricidade;
• fazem voltar a cor primitiva dos indicadores, caso essa
cor tenha sido alterada por um ácido (essa caracterís-
tica das bases dá sentido ao nome indicadores áci-
do-base).
As bases são muito comuns em nosso cotidiano. Vários
líquidos de limpeza usados nas cozinhas contém bases, como
o hidróxido de sódio (NaOH), presente em substâncias para
desentupir pias, o hidróxido de amónio (NH 4 OH), encontrado no amoníaco etc. O chamado "leite de
magnésia", usado para combater a acidez estomacal, contém hidróxido de magnésio (Mg (OH) 2 ).
As bases são também muito usadas nas indústrias químicas. O hidróxido de sódio, por exemplo, é
empregado na produção de sabões, detergentes, tecidos etc.
3.1. Definição de base de Arrhenius
Do ponto de vista teórico, Arrhenius definiu:
Bases ou hidróxidos são compostos que, por dissociação iônica, liberam, como íon
negativo, apenas o ânion hidróxido (OH - ), também chamado de oxidrila ou hidroxila.
O OH é o responsável pelas propriedades comuns a todas as bases, constituindo por isso o radical
funcional das bases. Exemplos:
NaOH
— Na +
OH
Ca(OH) 2 —
► Ca 2+ +
2 OH
AÍ(OH) 3 —
— Al 3+ +
3 OH
De modo geral, as bases são formadas por um metal, que constitui o radical positivo, ligado
invariavelmente ao OH - . A única base não-metálica importante é o hidróxido de amónio (NH 4 OH).
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EDUARDO SANTALIESTRA
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
3.2. Classificações das bases
a) De acordo com o número de hidroxilas (OH )
• Monobases: possuem apenas uma oxidrila (OH ). Exemplos: NaOH, NH 4 OH etc.
• Dibases: possuem duas OH . Exemplos: Ca(OH) 2 , Fe(OH) 2 etc.
• Tribases: possuem três OH . Exemplos: AÍ(OH) 3 , Fe(OH) 3 etc.
• Tetrabases: possuem quatro OH . Exemplos: Sn(OH) 4 , Pb(OH) 4 etc.
Não existem bases com mais de quatro oxidrilas por molécula.
b) De acordo com o grau de dissociação
Relembre a definição de grau de ionização ou grau de dissociação iônica (a) dada na página 189.
• Bases fortes: são aquelas cujo grau de dissociação é praticamente 1 00%. É o caso dos hidróxidos
dos metais alcalinos, como NaOH, KOH etc., e dos metais alcalino-terrosos, como Ca(OH) 2 ,
Ba(OH) 2 etc., que já são iônicos por natureza. O Mg (OH) 2 é uma exceção à regra, pois constitui
uma base fraca.
• Bases fracas: cujo grau de dissociação é, em geral, inferior a 5%. É o caso do hidróxido de
amónio (NH 4 OH) e dos hidróxidos dos metais em geral (excluídos os metais alcalinos e alcali-
no-terrosos), que são moleculares por sua própria natureza.
c) De acordo com a solubilidade em água
• Solúveis: hidróxidos dos metais alcalinos como NaOH, KOH etc., e hidróxido de amónio (NH 4 OH).
• Pouco solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos, como Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2 etc.
• Praticamente insolúveis: todos os demais.
3.3. Fórmulas das bases
Uma base é sempre formada por um radical positivo (metal ou NH 4 ) ligado invariavelmente ao
radical negativo oxidrila (OH ):
Na +
j OH
Ca 2+
1 (OH) 2
aí 3+
j (OH-) 3
Note também que a carga positiva do cátion é neutralizada pela carga negativa total das oxidrilas,
originando a seguinte regra geral de formulação das bases:
(OH)^ ou seja: B(OH) y
Nessa expressão, B representa o radical básico (metal ou NH 4 ) de carga +y. Cabe também assina-
lar que, nas bases, y 4.
3.4. Nomenclatura das bases
a) Quando o elemento forma apenas uma base
Hidróxido de
(Nome do elemento)
NaOH — hidróxido de sódio
NH 4 OH — hidróxido de amónio
b) Quando o elemento forma duas bases
Hidróxido
(Nome do elemento)
J Fe(OH) 3 — hidróxido férrico
| Fe(OH) 2 — hidróxido ferroso
Quando o elemento tem
ÍCO ► N ox maior
OSO ► N ox menor
J Sn(OH) 4 — hidróxido estânico
[ Sn(OH) 2 — hidróxido estanoso
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
199
Capitulo 08A-QF1 -PNLEM
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GARCIA -PELAYO/CID
Em lugar das terminações ico e oso, podemos usar
número de oxidação do elemento.
J Fe(OH) 3 — hidróxido de ferro III
I Fe(OH) 2 — hidróxido de ferro II
Para treinar a formulação e nomenclatura das bases,
suplemento de consulta.
3.5. Bases importantes
a) Hidróxido de sódio — NaOH
O hidróxido de sódio, também chamado de soda cáustica, é um sólido branco, de ponto de
fusão 318 °C, muito tóxico e corrosivo e bastante solúvel em água (dissolução muito exotérmica).
É produzido, industrialmente, por eletrólise de soluções aquosas de NaCÍ:
2 NaCÍ + 2 H 2 0 * 2 NaOH + H' + Cl'
É uma das bases mais usadas pela indústria química, servindo na preparação de compostos orgâni-
cos (sabão, seda artificial, celofane etc.), na purificação de óleos vegetais, na purificação de derivados do
petróleo, na fabricação de produtos para desentupir pias etc.
Q
o
O
<t
CL
<
CJ
or
<
o
Em temos uma mistura
de soda cáustica e óleo.
Em (§), temos a mesma
mistura se transformando
em sabão.
também um algarismo romano indicando o
J Sn(OH) 4 — hidróxido de estanho IV
[Sn(OH) 2 — hidróxido de estanho II
veja a tabela dos principais cátions, dada no
b) Hidroxido de cálcio — Ca(OH ) 2
O hidróxido de cálcio é conhecido por cal hidratada, cal extinta ou cal apagada. Esses nomes
provêm de seu método de preparação, que é por hidratação do óxido de cálcio (CaO), chamado de cal
viva ou cal virgem:
CaO + H 2 0
Cal viva
O Ca(OH) 2 é um sólido branco pouco solúvel
em água. A suspensão aquosa de Ca(OH) 2 é cha-
mada de leite de cal ou água de cal. O maior uso
do hidróxido de cálcio é na construção civil:
• na preparação de argamassa (massa para as-
sentar tijolos);
• na pintura de paredes (caiação).
E usada também na agricultura, como inseti-
cida e fungicida, e ainda no tratamento (purifica-
ção) de águas e esgotos.
200
Ca(OH) 2
Cal hidratada
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200
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
c) Hidróxido de amónio — NH 4 OH
O hidróxido de amónio não existe isolado, sendo, na verdade, uma solução aquosa de NH 3 (amonía-
co ou amónia):
nh 3 + h 2 o > nh 4 oh
O NH 3 , por sua vez, é preparado por síntese direta (processo de Haber-Bosch):
N 2 + 3 H 2 ► 2 NH 3
É usado em limpeza doméstica, como fertilizante agrícola, na fabricação de ácido nítrico (HN0 3 ),
na produção de compostos orgânicos e como gás de refrigeração.
Responda em
seu caderno
a) Qual é a definição de bases ou hidróxidos segundo Arrhenius?
b) De acordo com a solubilidade em água, como podem ser classificadas as bases?
Dê exemplos.
c) Como é dado nome a uma base?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Atenção: Para resolver os exercícios, use, se necessário, a
tabela de radicais positivos (cátions) apresentada no finai
do livro.
27 Escreva as fórmulas das seguintes bases:
a) hidróxido de lítio d) hidróxido áurico
b) hidróxido de cromo e) hidróxido de cobre I
c) hidróxido ferroso
28 Dê os nomes das seguintes bases:
a) Mg(OH) 2 d) Sn(OH) 2
b) CsOH e) Pt(OH) 4
c) Hg(OH) 2
29 (Osec-SP) Uma base forte deve ter ligado ao grupo OH :
a) um elemento muito eletropositivo.
b) um elemento muito eletronegativo.
c) um semimetal.
d) um metal que dê 3 elétrons.
e) um ametal.
30 (Mackenzie-SP) O hidróxido de sódio, conhecido no co-
mércio como soda cáustica, é um dos produtos que con-
taminaram o rio Pomba, em Minas Gerais, causando um
dos piores desastres ecológicos no Brasil.
Dessa substância é incorreto afirmar que:
a) tem fórmula NaOH.
b) é um composto iônico.
c) em água, dissocia-se.
d) é usada na produção de sabões.
e) é uma molécula insolúvel em água.
31 (Mackenzie-SP) Observe as fórmulas do sulfato de arr
(NH 4 ) 2 S0 4 e do hidróxido de potássio KOH. A alterr
que apresenta a fórmula do hidróxido de amónio,
tância presente em alguns produtos de limpeza, é:
a) NH) + c) NH„(OH) 2 e) NH 4 (OH) 4
b) (NH 4 ) 2 OH d) NH 4 OH
32 Escreva as equações de dissociação iônica das seguin
tes bases:
a) hidróxido de bário; b) hidróxido de potássio.
33 Ordene as bases AgOH, NH 4 OH, Ca(OH) 2 , da mais solú-
vel para a menos solúvel em água.
34 (FEI-SP) Explique por que é praticamente impossível me-
dir a condutividade elétrica de um hidróxido que não
seja de um metal alcalino.
35 (UEPG-PR) Com relação às propriedades das bases de
Arrhenius, é incorreto afirmar:
a) o hidróxido de amónio é uma base não-metálica, bas-
tante solúvel em água.
b) os metais alcalinos formam monobases com alto grau
de ionização.
c) as bases formadas pelos metais alcalinos terrosos são
fracas, visto que são moleculares por sua própria
natureza.
d) os hidróxidos dos metais alcalino-terrosos são pouco
solúveis em água.
e) uma base é tanto mais forte quanto maior for seu grau
de ionização.
36 (Mackenzie-SP)
Força e solubilidade de bases em água
Bases de metais
alcalinos
Fortes e solúveis
Bases de metais
alcalino-terrosos
Fortes e parcialmente solúveis, exceto
a de magnésio, que é fraca
Demais bases
Fracas e praticamente insolúveis
L»
a
i-
Para desentupir um cano de cozinha e para combater a
acidez estomacal, necessita-se, respectivamente, de uma
base forte e solúvel e de uma base fraca e parcialmente
solúvel.
Consultando a tabela acima, conclui-se que as fórmulas
dessas bases podem ser:
a) Ba(OH) 2 e Fe(OH) 3 d) Cu(OH) 2 e Mg(OH) 2
b) Al(OH) 3 e NaOH
c) KOH e Ba(OH) 2
e) NaOH e Mg(OH) 2
201
A
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Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
Capitulo 08B-QF1-PNLEM
201
COMPARAÇÃO ENTRE ÁCIDOS E BASES
Na Química, ácidos e bases podem ser considerados substâncias com características opostas, fato
que pode ser percebido se observarmos suas propriedades funcionais, como mostramos a seguir.
4 . 1 . Propriedades funcionais
Ácidos
Bases
Quanto à solubilidade em água
A maior parte é solúvel.
A maior parte é insolúvel (só os hidróxidos
alcalinos e o NH 4 OH são solúveis).
Quanto à estrutura
São moleculares.
Os hidróxidos alcalinos e os alcalino-terrosos
são iônicos; os demais são moleculares.
Quanto à condutividade elétrica
Só conduzem a corrente elétrica em solu-
ção aquosa.
Conduzem a corrente elétrica em solução
aquosa; os hidróxidos alcalinos, sendo
iônicos, também conduzem a corrente elé-
trica quando fundidos.
Ação em relação aos indicadores
Ácidos e bases mudam a cor de certas substâncias que são, por esse motivo, denomi-
nadas indicadores ácido-base; se um ácido provoca uma certa mudança de cor, a
base fará o indicador voltar à cor primitiva, e vice-versa.
Ação recíproca
Juntando-se um ácido e uma base, um irá neutralizar as propriedades do outro, porque
o ácido e a base reagem quimicamente entre si; a reação, por esse motivo, é chamada
de reação de neutralização. Além da água, essa reação forma um sal; por isso, ela é
também chamada de reação de salificação.
Exemplificando:
JHO^ + NaOH ► jxlaCT + JHjO^
Ácido Base Sal Água
Um emprego interessante da reação de neu-
tralização é o seguinte: nosso estômago contém
suco gástrico, que é necessário à digestão dos ali-
mentos. Trata-se de uma solução ácida, pois con-
tém ácido clorídrico (HCÍ). Em conseqüência de
doenças ou tensões nervosas, a quantidade de HCÍ
no estômago pode aumentar, causando os sinto-
mas conhecidos por azia. Certos medicamentos
combatem a azia; eles contêm bases fracas, como,
por exemplo, Mg(OH) 2 (que existe no "leite de
magnésia") ou AÍ(OH) 3 . Essas bases irão neutrali-
zar o excesso de acidez existente no estômago, ali-
viando os sintomas da azia.
Medicamentos alcalinos combatem a acidez estomacal;
devem ser ingeridos apenas com orientação médica.
202
Capitulo 08B-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
4.2. A medida do caráter ácido e do básico
Para medir a temperatura, usamos um termômetro, ou melhor, uma escala termométrica. Para
medir a acidez ou a basicidade de uma solução, usamos uma escala denominada escala de pH, que
varia de zero (soluções muito ácidas) até 14 (soluções muito básicas); o valor pH = 7 indica uma
solução neutra (nem ácida nem básica). Fazendo uma analogia:
Termômetro
100
1 80
60
"Quente"
40
1 20<^[
Temp. ambiente
1 0
♦
1
"Frio"
Escala de acidez-basicidade
o
E
3
<
pH
14
13
1 2
11
10
9
8
Base
O
m Solução neutra
■ 6
O
Ácido
Na prática, o pH é medido com indi-
cadores ácido-base (substâncias que mu-
dam de cor em valores bem definidos de
pH) ou por meio de aparelhagem elétrica
(que mede a condutividade elétrica da so-
lução). Embora esse último processo seja
mais preciso, o uso dos indicadores é bas-
tante freqüente, dada a sua comodidade;
os químicos dispõem, inclusive, de um gran-
de número de indicadores, que mudam de
cor em diferentes valores de pH (a mu-
dança de cor é chamada, usualmente, de
viragem do indicador). Na figura ao lado,
temos a escala de cores para três tipos de
indicadores muito utilizados na Química.
Outro indicador muito usado em labo-
ratório é o papel de tornassol, que fica ver-
melho em contato com os ácidos, e azul
em contato com as bases.
O limão, devido ao seu
caráter ácido, deixa o
papel de tornassol com
coloração avermelhada.
Por sua vez, o sabão,
devido ao seu caráter
básico, deixa o papel
de tornassol com
coloração azulada.
Mostramos abaixo alguns valores comuns de pH:
OI
•M
'(5
s-
n:
U
Caráter neutro
o
L.
dl
■M
'fü
L-
u
1 4 -- ^
I 3 --
1 2 -- *
II --
io- *
9 —
8 -- *
1— *
6 —
5 —
4 — *
3-- *
2— *
1 -- *
o-- -
Solução aquosa de NaOH
Água de cal: Ca(OH) 2 e água
Cremes dentais alcalinos
Solução aquosa de bicarbonato de sódio (NaHC0 3 )
Água pura
Água gaseificada (água com gás carbônico, C0 2 )
Vinagre
Suco de limão
Suco gástrico
Solução aquosa de HCt
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
203
Capitulo 08B-QF1-PNLEM
203
13/7/05, 11:45
OBSERVAÇÃO
Há certas substâncias que não são ácidos nem bases, mas que produzem soluções aquosas ou de caráter
ácido ou de caráter básico. Um caso importante é o de muitos sais que sofrem hidrólise (reação com
água). A hidrólise (que será explicada com maiores detalhes no volume 2 — Físico-química) é a reação
inversa da salificação ou neutralização. Por exemplo:
NH 4 Cl + H 2 0 *• NH 4 OH + HCl
Nesse exemplo, a solução final é ácida (pH < 7), pois estão misturados o NH 4 OH (base fraca) e o HCl
(ácido forte); predomina, então, o "caráter do mais forte" (caráter ácido do HCl).
ACIDEZ DO SOLO
A medida do pH do solo é muito importante na agricultura. De fato, cada vegetal cresce melhor em
um determinado valor de pH.
Duas espécies que requerem solo ácido são a erva-mate e a mandioca, uma vez que são nativas da
América, onde predominam solos ácidos. Culturas como soja, alfafa, algodão e feijão são menos tole-
rantes à acidez do solo, ou seja, se adaptam e crescem melhor em solos corrigidos com calcário (CaCO B ),
cujo pH se situa na faixa de 6,0 a 6,2.
O pH do solo não influencia apenas o crescimento dos vegetais. A hortênsia, por exemplo, produz
flores azuis em solos ácidos, e flores rosa em solos alcalinos.
L
ATIVIDADES PRÁTICAS
-a
ATENÇAO: Não cheire nem experimente substância
alguma utilizada nesta atividade.
Materiais
• 3 pedaços de fio elétrico comum • 4 pilhas comuns • 1
lâmpada de lanterna • 1 copo de vidro com boca larga
• água • 1 colher (de sopa) de sal de cozinha • 1 colher
(de sopa) de açúcar • vinagre • 1 colher (de sopa) de
antiácido não-efervescente (tipo "leite de magnésia")
Procedimento
• Monte o sistema segundo o esquema a seguir.
• Coloque água até a metade do copo e mergulhe as ex-
tremidades desencapadas dos fios, sem encostar uma na
outra, na água. • Anote as observações no caderno. • Re-
tire os fios, adicione o sal na água do copo e agite até a
dissolução. • Mergulhe as extremidades desencapadas dos
fios na solução. • Anote as observações no caderno.» Retire
os fios da solução, desconecte-os das pilhas e limpe-os mui-
to bem. • Lave muito bem o copo. • Coloque água até a
metade do copo e adicione o açúcar. • Agite até a dissolu-
ção. • Mergulhe as extremidades desencapadas dos fios
na solução. • Anote as observações no caderno. • Retire
os fios da solução, desconecte-os das pilhas e limpe-os mui-
to bem. • Lave muito bem o copo. • Coloque o vinagre
até a metade do copo. • Mergulhe as extremidades
desencapadas dos fios na solução. • Anote as observações
no caderno. • Retire os fios do vinagre, desconecte-os das
pilhas e limpe-os muito bem. • Lave muito bem o copo.
• Coloque água até a metade do copo e adicione o antiá-
cido. • Agite para dissolver o máximo possível. • Mergu-
lhe as extremidades desencapadas dos fios na mistura.
• Anote as observações no caderno. • Retire os fios da mis-
tura, desconecte-os das pilhas e limpe-os muito bem. • Lave
muito bem o copo.
Perguntas
1 ) A lâmpada acendeu em qual(is) situação(ões)? Por quê?
2) Em qual(is) situação(ões) ela permaneceu apagada?
Por quê?
3) Se fossem utilizadas soluções de ácido clorídrico e de
hidróxido de sódio, a lâmpada acenderia? justifique
sua resposta.
204
30/5/05, 9:42
Capitulo 08B-QF1-PNLEM
204
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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àlfJ
Responda em
seu caderno
a) Como são denominadas as reações entre ácidos e bases?
b) O que são indicadores ácido-base?
c) Qual é o valor mínimo e o valor máximo de acidez indicado em uma escala de pH?
Que caráter — ácido ou básico — teria uma solução que apresentasse o valor míni-
mo de pH? E a que apresentasse o valor máximo?
d) Que tipo de solução apresenta valor de pH igual a 7?
FYFDrírmC Registre as respostas
CACKUUUa em seu caderno
37 (UFSM-RS) Sabe-se que a reação de formação do
hidróxido de amónio do detergente, que contém amo-
níaco, é expressa pela equação:
nh 3 + h 2 o ► nh; + O ET
Fazemos, então, as seguintes afirmativas:
I. O produto dessa reação se encontra altamente
dissociado.
II. A solução tem pH básico.
III. De acordo com a teoria de Arrhenius, bases são substân-
cias que se dissociam em água, produzindo íons OFT.
Está(ão) correta(s):
a) apenas I. c) apenas III. e) apenas II e III.
b) apenas II. d) apenas I e II.
38 (UFSC) Soluções ácidas e soluções alcalinas exibem pro-
priedades importantes, algumas delas ligadas à força do
ácido ou da base. Uma solução aquosa de um ácido ge-
nérico HA poderá ser classificada como solução de um
ácido fraco quando:
01 . não se alterar na presença de uma base.
02. apresentar coloração avermelhada na presença do in-
dicador fenolftaleína.
04. apresentar uma concentração de íons H + maior que
a concentração de íons A”.
08. mantiver uma concentração de HA muito maior que
a concentração dos íons H + .
1 6. a solução for altamente condutora de corrente elétrica.
39 (UFU-MG) O ácido clorídrico é muito usado industrialmente
na manufatura de corantes. Com o nome de ácido
muriático ele é largamente empregado na limpeza em
geral, não podendo ser utilizado, no entanto, em pisos de
mármore, os quais são constituídos de carbonato de cál-
cio. Se por acidente um pouco de ácido muriático cair
sobre um piso de mármore, entre os produtos citados abai-
xo, normalmente encontrados em qualquer residência, o
mais indicado para se espalhar sobre o local será:
a) vinagre c) sal de cozinha e) amoníaco
b) suco de limão d) suco de tomate
40 (FEI-SP) Num recipiente contendo uma substância A, fo-
ram adicionadas gotas de fenolftaleína, dando uma colo-
ração rósea. Adicionando-se uma substância 8 em A, a
solução apresenta-se incolor. Com base nessas informa-
ções podemos afirmar que:
a) A e 8 são bases.
b) A é um ácido e 8 é uma base.
c) A é uma base e 8 é um ácido.
d) A e 8 são ácidos.
e) A e 8 são sais neutros.
41 (Unisinos-RS) Um aluno, trabalhando no laboratório de
sua escola, deixou cair uma certa quantidade de solução
alcoólica de fenolftaleína sobre um balcão que estava
sendo limpo com sapólio. O local onde caiu a fenolftaleína
adquiriu, quase que imediatamente, uma coloração
violácea. Esse aluno, observando a mancha violácea, con-
cluiu que:
a) o sapólio deve ser um meio ácido.
b) o sapólio deve ser um meio alcalino.
c) o sapólio deve ser um meio neutro.
d) o sapólio tem características de um sal.
e) a fenolftaleína removeu o sapólio do local.
42 (Vunesp) Uma dona-de-casa fez a seguinte sequência
de operações: 1 â ) colocou, em água, folhas de repo-
Iho-roxo picado; 2 a ) depois de algum tempo, despe-
jou a água, que apresentava cor roxa, em dois copos;
3 a ) adicionou vinagre em um copo, e a cor não se
modificou; 4 a ) adicionou leite de magnésia no outro
copo, e a cor tornou-se verde. Os nomes dos proces-
sos de separação empregados nas operações I a e 2 a e
o nome da substância que dá a coloração ao repolho e à
água são, respectivamente:
a) filtração, catação e corante.
b) evaporação, decantação e titulante.
c) extração, decantação e indicador ácido-base.
d) solubilização, filtração e indicador ácido-base.
e) destilação, decantação e corante.
t
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
43 (Mackenzie-SP) O suco gástrico necessário à digestão con-
tém ácido clorídrico que, em excesso, pode provocar "dor
de estômago". Neutraliza-se esse ácido, sem risco, inge-
rindo-se:
a) solução aquosa de base forte (NaOH).
b) solução aquosa de cloreto de sódio.
c) suspensão de base fraca (AÍ(OH) 3 ).
d) somente água.
e) solução concentrada de ácido sulfúrico.
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
44 (PUC-MG) Urtiga é o nome genérico dado a diversas plan-
tas da família das Urticáceas, cujas folhas são cobertas de
pêlos finos, os quais liberam ácido fórmico (H 2 C0 2 ) que,
em contato com a pele, produz uma irritação.
Dos produtos de uso doméstico abaixo, o que você utili-
zaria para diminuir essa irritação é:
a) vinagre d) coalhada
b) sal de cozinha e) leite de magnésia
c) óleo
205
Capitulo 08B-QF1-PNLEM
205
30/5/05, 9:42
45 (Uece) Um laxante vendido nas farmácias tem uma subs-
tância denominada fenolftaleína, que, em contato com
o hidróxido de amónia, faz com que a solução tome
uma coloração avermelhada, chamada de "sangue má-
gico", porque, quando molhado em um tecido, inicial-
mente tinge-o de vermelho, mas em poucos minutos a
cor desaparece. Sabendo que a função da fenolftaleína
é somente dar a cor vermelha à solução de hidróxido
de amónia, qual é a reação química que provoca o de-
saparecimento dessa cor?
a) NH 3 + H 2 0 ► NH 4 OH
b) 2 NHj ► 3 H 2 + N 2
c) 4NH„OH + 3 0 2 ► 2 N 2 + 10H 2 O
d) NH 4 OH *• NHf + H 2 0
46 (Acafe-SC) Certos corantes naturais, contidos em flores e
folhas, sofrem mudanças de cor quando o pH do meio é
alterado. Por essa razão, tais corantes funcionam como
bons indicadores de ácido e base. Folhas de repolho-roxo,
por exemplo, imersas em água, formam uma solução vio-
leta. Ao se adicionar vinagre, essa solução do corante fica
rosa; ao se adicionar carbonato de sódio, fica verde. Qual
é a opção que apresenta corretamente as cores desse in-
dicador natural nos meios indicados?
pH = 2
pH = 7
pH = 12
a) Rosa
Violeta
Verde
b) Verde
Rosa
Violeta
c) Verde
Violeta
Rosa
d) Violeta
Rosa
Verde
e) Rosa
Verde
Violeta
SAIS
Os sais são também muito comuns em nosso cotidiano: o sal comum, NaCÍ (cloreto de sódio),
está presente em nossa alimentação, na conservação de alimentos (carne-seca, bacalhau e outros)
etc; o bicarbonato de sódio, NaHC0 3 , é usado como antiácido e também no preparo de bolos e
biscoitos; o sulfato de sódio, Na 2 S0 4 (sal de Glauber), e o sulfato de magnésio, MgS0 4 (sal amar-
go), são usados como purgante; o gesso usado em ortopedia ou em construção é o sulfato de cálcio
hidratado, 2 CaS0 4 • H 2 0; e assim por diante.
Os sais também são muito usados nas indústrias químicas. O sal comum (NaCÍ) é muito usado na
fabricação da soda cáustica (NaOH), do gás hidrogênio (H 2 ) e do gás cloro (Cl 2 ). Outro exemplo impor-
tante é o do calcário (CaC0 3 ) usado na fabricação da cal (CaO), do vidro, do cimento, como fundente
em indústrias metalúrgicas etc.
0 gesso — sulfato de cálcio hidratado
(2 CaS0 4 • H 2 0) — é usado em ortopedia, na
fabricação de giz escolar etc.
IMPÉRIO DO SAL
Os chineses foram os primeiros a encarar a produção de sal como um negócio de grandes propor-
ções. Desde o século IX a.C, eles obtinham cristais de sal fervendo água do mar em vasilhas de barro.
Essa técnica se espalharia pelo mundo ocidental e, um milênio depois, no Império Romano, ainda seria
a mais disseminada. Quando o mar estava longe, o jeito era cavar a terra em busca do sal. Foi o que
fizeram os celtas, os inventores da mineração de sal-gema. Segundo os registros arqueológicos, procu-
ravam o sal sob o solo já em 1 300 a.C.
O sal logo virou alvo de cobiça dos governantes, que passaram a tributar seu comércio e produção,
e a arrecadar grandes somas de dinheiro com isso. Em várias civilizações, a extração de sal era mono-
pólio estatal.
Da mesma forma que deveria estar disponível para o cidadão comum, o sal era imprescindível para
os legionários romanos, que conquistavam e mantinham o gigantesco império. Tanto que os soldados
chegavam a ser pagos em sal, de onde vêm as palavras "salário", "soldo" (pagamento em sal) e
"soldado" (aquele que recebeu o pagamento em sal).
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Capitulo 08B-QF1 -PNLEM
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A Legião
VOCE NaO SAHA
QUE FICOU LIVRE
DEZ ANOS
ATRÁS? (2 _
QUARENTA
anos
H<i QUANTO 7EMPO
VOCE ESTA NAS MINAS
DE SAL DO CROC*?
SIM, MAS EU
FIQUEI PRA
TRHNAR O
RAPAZ NOVO
Bill Rechin & Don Wilder
5.1. Conceituação dos sais
Do ponto de vista prático, podemos dizer que:
Sais são compostos formados juntamente com a água na reação de um ácido com
uma base de Arrhenius.
De fato, já vimos que a reação entre um ácido e uma base de Arrhenius — chamada de reação de
neutralização ou de salificação — forma um sal, além da água:
HCÍ + NaOH ► NaCÍ + Hp
Ácido Base Sal Água
Salientamos que existem outros tipos de reação que também formam sais, mas que somente serão
vistas nos capítulos 9 e 10.
Do ponto de vista teórico, dizemos que:
Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H + e
um ânion diferente do OH .
Por exemplo:
NaCÍ
ou
Na + CT
NaHS0 4
ou
Na + H + S0 2-
Ca(OH)CÍ
ou
Ca 2+ OH“CÍ
NaKS0 4
ou
Na + K + SOr
CaCÍBr
ou
Ca 2+ CrBC
5.2. Reação de neutralização total/Sais normais ou neutros
Dizemos que uma reação é de neutralização total quando reagem todos os H + do ácido e todos
os OH da base. O sal assim formado é chamado de sal normal ou neutro.
Base i
Ácido
1
1
Sal normal
Água
1
1
X
O
03
z
H
Cl
NaCÍ
+
h 2 o
Na OH !
H
O
1
1
Na + O
;
HOH
1
\
1
\
i
z
Cu
O
□:
+
H
0
t
Cl.
1
o
0
t
Cl.
1
p
+
03
z
+
HOH
!
/
1
/
Na OH
H
o
1
Na + O
1
HOH
Abreviadamente: '
1
3 NaOH ^
h 3 po 4
Na 3 P0 4
+
3 H 2 0
oh ;
H
no 3
1
1
no 3
!
HOH
Ca ^
— ►
Ca 2+
+
OH i
H
no 3
1
no 3
!
HOH
Abreviadamente: '
1
Ca(OH) 2 +
2 HNOj
Ca(N0 3 ) 2
+
2 H 2 0
Nessas reações, NaCÍ, Na 3 P0 4 e Ca(N0 3 ) 2 são exemplos de sais normais ou neutros. Note que,
nessas reações, o que realmente ocorre é a união entre o H + do ácido e o OH da base.
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos 207
Capitulo 08B-QF1 -PNLEM
207
30/5/05, 9:43
A
a) Fórmula geral dos sais normais
Um sal normal é formado por um cátion B, proveniente da base, e um ânion A, proveniente do
ácido, segundo o esquema:
Observe os exemplos:
NaliÇgr ou NaCÍ
Na^ (POj?- ou Na 3 P0 4
Ca\ X s (NQ 3 j 2 ou Ca(N0 3 ) 2
Ca^ (P0 4 )T ou Ca 3 (P0 4 ) 2
Veja que não é necessário indicar o índice 1. Os demais índices são simplificados, sempre que
possível. Por exemplo:
Ca^ (P 2 0 7 )r ou Ca 2 P 2 0 7
FelV (P0 4 j|J ou FeP0 4
i* x
b) Nomenclatura dos sais normais
O nome de um sal normal deriva do ácido e da base que lhe dão origem. Assim, para obter o nome de
um sal, basta alterar a terminação do nome do ácido correspondente, de acordo com o seguinte código:
ídrico
eto
Ácido
oso ^ >
Sal
ito
ico
ato
Ca;
~(SÕdP
ou CaS0 4
Esquematicamente, o nome de um sal normal é:
eto
ito ..
(Nome do ácido de origem.
ato
(Nome do cátion
trocando-se a terminação)
da base de origem)
Observe os exemplos:
HCÍ
+
NaOH
— NaCÍ
+
h 2 o
Ácido
Hidróxido
Cloreto
clorídrico
de sódio
de sódio
hno 2
+
KOH
— kno 2
+
h 2 o
Ácido
Hidróxido
Nitrito
nitroso
de potássio
de potássio
2 H 3 P0 4
+
3 Ca(OH) 2
- Ca 3 (P0 4 ) 2
+
6 H 2 0
Ácido
Hidróxido
Ortofosfato
ortofosfórico
de cálcio
de cálcio
(aqui, ortofosfato é
abreviação de ortofosforato)
Para treinar a formulação e nomenclatura dos sais normais, use as tabelas de cátions e ânions,
dadas no final do livro.
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c) Solubilidade dos sais normais
A tabela a seguir dá a solubilidade em água das principais "famílias" de sais normais, onde é
possível observar os casos de grande solubilidade:
Sal
Solubilidade
Exceções
Nitratos
Solúveis
Cloratos
Acetatos
Cloretos
Solúveis
Ag + , Hg 2 2+ , Pb 2+
Brometos
lodetos
Sulfatos
Solúveis
Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ , Pb 2+
Sulfetos
Insolúveis
Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + , NH 4 + , Ca 2+ , Sr 2 ^ Ba 2+
Outros sais
Insolúveis
Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + , NH 4 +
5.3. Outros tipos de sais
A família dos sais é muito grande e bastante diversificada. Outros tipos de sal são apresentados a seguir.
a) Sais ácidos ou hidrogeno-sais
São sais que apresentam hidrogénios ionizáveis em suas estruturas. Por exemplo:
• NaHC0 3
carbonato monossódico ou
carbonato (mono) ácido de sódio ou
(mono) hidrogeno-carbonato de sódio
(chamado usualmente de bicarbonato de sódio, usado na fabricação de fermento);
• Na 2 HP0 4
ortofosfato dissódico ou
- ortofosfato (mono) ácido de sódio ou
(mono) hidrogeno-ortofosfato de sódio
Esses sais são provenientes da neutralização parcial de seus ácidos de origem.
Por exemplo: 2 NaOH + H 3 P0 4 ► Na 2 HP0 4 + 2 H 2 0
b) Sais básicos ou hidroxi-sais
São sais que apresentam oxidrilas em suas estruturas. Por exemplo:
AÍ(OH) 2 CÍ (cloreto dibásico de alumínio ou dihidróxi-cloreto de alumínio)
Esses sais são provenientes da neutralização parcial de suas bases de origem.
Por exemplo: AÍ(OH) 3 + HCÍ ► AÍ(OH) 2 CÍ + H 2 Q
As soluções aquosas dos sais neutros, ácidos ou básicos podem não ser, respectivamente, neutras (pH = 7);
ácidas (pH < 7) ou básicas (pH > 7). Por exemplo:
• Na 2 C0 3 é um sal neutro, cuja solução é básica (pH > 7).
• FeCl 3 é um sal neutro, cuja solução é ácida (pH < 7).
Podemos dizer que o fato de a solução aquosa de um sal ser ácida ou básica depende do ácido e da base
que deram origem ao sal em questão. Observa-se que:
• quando o ácido é mais forte que a base, a solução será ácida;
• quando a base é mais forte que o ácido, a solução será básica.
Abreviadamente, podemos dizer que predomina o caráter do "mais forte".
Esse fato pode levar a situações aparentemente contraditórias. Por exemplo, o NaHC0 3 é um sal classifica-
do como sal ácido (devido à presença do H + ), mas que produz uma solução de caráter básico (porque
resulta da reação entre NaOH — base forte — com o H 2 C0 3 — ácido fraco).
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
209
Capitulo 08B-QF1 -PNLEM
209
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A
c) Sais duplos ou mistos
São sais derivados de dois ácidos (ou duas bases) diferentes. Por exemplo:
• KNaS0 4 — sulfato duplo de sódio e potássio
• CaCÍBr — cloreto-brometo de cálcio
d) Sais hidratados ou hidratos
São sais que cristalizam com uma ou mais moléculas de água. Por exemplo:
CuS0 4 • 5 H 2 0 — sulfato cúprico penta-hidratado
A água presente em sais desse tipo é chamada de água de cristalização ou água de hidratação.
e) Sais complexos
São os sais formados por um cátion complexo ou ânion complexo. Estes são formados por um
átomo central (em geral, metais de transição, como Fe, Pt, Ag, Cu etc.) e íons ou moléculas (chamados
ligantes) que se unem ao átomo central por ligações covalentes. Por exemplo:
• o cátion complexo [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ , que é formado pelo cátion Cu 2+ e 4 moléculas de NH 3 ;
• o ânion complexo [Fe(CN) 6 ] 4 ~, que é formado pelo cátion Fe 2+ e por 6 ânions CN
Como exemplo de um sal com cátion complexo, temos:
[Cu(NH 3 ) 4 ]S0 4 — sulfato de tetramin-cobre II
Como exemplo de um sal com ânion complexo, temos:
K 4 [Fe(CN) 6 ] — ferrocianeto de potássio „
os
0
TO
O GALO DO TEMPO ■ §
O
0)
Substâncias complexas são muito importantes na manu-
tenção da vida. Basta dizer que, em nosso sangue, existe a
hemoglobina, que é um complexo de ferro com ligantes de
estrutura complicada. O mesmo acontece com a clorofila
dos vegetais, que é um complexo do magnésio.
A água já foi mencionada, acima, como água de crista-
lização em muitos sais. Em muitos casos a água funciona,
na verdade, como um ligante, formando-se então um sal
complexo. Tal fato é aproveitado em um pequeno enfeite
chamado galo do tempo. Trata-se de um pequeno galo
de gesso, recoberto com veludo impregnado de NaCl e CoCl 2 , que produzem Na 2 [CoCÍ 4 ]. Com
o tempo seco, o galo fica azul; em dias úmidos, fica rosado. Do ponto de vista químico, o que
acontece é o seguinte:
umido
Na 2 [Co«] 4 + 6 H 2 0 «=* [Co(H 2 0) 6 ] Cl 2 + 2 NaCl
Azul Umidade do ar Rosa
5.4. Sais importantes
a) Cloreto de sódio — NaCl
É obtido da água do mar (processo de salinas) ou
de minas subterrâneas (sal-gema). É usado diretamente
na alimentação ou na conservação de carnes e de pesca-
dos. Na alimentação, é importante que o sal contenha
pequenas quantidades de compostos do iodo (Nal, Kl,
Nal0 3 etc.); caso contrário, a pessoa poderá sofrer dila-
tação da glândula tireóide, uma doença conhecida como
bócio ou papo. Uma solução aquosa com 0,92% de NaCl
é chamada de soro fisiológico e é usada em medicina.
O uso industrial mais importante de NaCl é a
produção de NaOH, H 2 e Cl 2 , pela reação:
eletricidade
2 NaCl + 2 H 2 0 2 NaOH + H 2 + Cl 2 '
Antigos utensílios expostos em uma galeria da mina de
sal de Wielicza, Polônia, cuja exploração começou no
século XIII.
210
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Capitulo 08B-QF1-PNLEM
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C. REDONDO RETUERTO / CID EDUARDO SANTALIESTRA / CID
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
rrr r
m
b) Carbonato de sódio — Na 2 C0 3
É também conhecido como soda ou barrilha.
Sua principal aplicação é a fabricação do vidro, de
acordo com a equação:
1.500 °C
Na 2 C0 3 + CaC0 3 + Si0 2 *• vidro
Barrilha Calcário Areia Silicatos
de sódio
e cálcio
O Na 2 C0 3 é usado também na fabricação de
sabões, de corantes, no tratamento de água de pis-
cina etc.
Fabricação artesanal de objeto de vidro
num ateliê de Mallorca, Espanha.
c) Hipoclorito de sódio — NaOCÍ
É um alvejante usado no branqueamento de rou-
pas (água de lavadeira ou água sanitária).
É também vendido como "cloro" e usado no
tratamento de piscinas. Sendo agente anti-séptico,
é usado na limpeza de casas, hospitais etc. Em pe-
quenas quantidades pode ser adicionado à água para
lavagem de vegetais.
d) Carbonato de cálcio — CaC0 3
É muito comum na natureza, na forma de calcita,
calcário, mármore etc. O CaC0 3 é também formador
das estalactites e estalagmites encontradas em caver-
nas calcárias, nos recifes de corais e na carapaça de
seres marinhos.
Os usos mais comuns do carbonato de cálcio são:
• na produção da cal virgem (CaO) pela reação:
Calor
CaC0 3 ► CaO + C0 2 '
• na produção do cimento pela reação:
calcário + argila + areia ► cimento
(silicato de
cálcio e
alumínio)
• na agricultura, para reduzir a acidez do solo
(calagem).
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
Recifes de corais.
211
Hipoclorito de sódio sendo adicionado
na água para lavagem de verdura.
Capitulo 08B-QF1-PNLEM 211
30/5/05, 9:44
MANU SAN FELIX/ CID EDUARDO SANTALIESTRA JAUM GUAL CARBONELL / CID
Responda em
seu caderno
a) O que são sais?
b) Quando um sal pode ser classificado como normal?
c) Qual é a fórmula geral de um sal?
d) Qual a relação existente entre o nome de um ácido e o nome de um sal?
e) O que um sal deve ter para que ele seja classificado como sal ácido?
f) O que um sal deve ter para que ele seja classificado como sal básico?
f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
47 (UFRRj) Os derivados do potássio são amplamente utili-
zados na fabricação de explosivos, fogos de artifício, além
de outras aplicações. As fórmulas que correspondem ao
nitrato de potássio, perclorato de potássio, sulfato de
potássio e dicromato de potássio, são, respectivamente:
a) KN0 2 , Reto,,, K 2 S0 4 , K 2 Cr 2 0 7
b) KN0 3 , Reto,,, K 2 S0 4 , K 2 Cr 2 0 7
c) KN0 2 , Reto,, K 2 S0 4 , K 2 Cr 2 0 7
d) KN0 2 , KC10 4 , K 2 S0 4 , K 2 Cr0 4
e) KN0 3 , KC10 3 , K 2 S0 4 , K 2 Cr 2 0 7
48 (UFRGS-RS) Um sensor químico desenvolvido por uma
universidade norte-americana é utilizado para detectar
compostos de enxofre, tais como o sulfito ferroso e o
sulfito de hidrogênio, provenientes de vulcões marinhos.
Tais compostos podem ser úteis para indicar a presença
de tipos de bactérias utilizadas na fabricação de certos
medicamentos. As fórmulas químicas do sulfito ferroso e
do sulfito de hidrogênio são, respectivamente:
a) FeS0 3 e H 2 S d) FeS0 4 e H 2 S0 4
b) FeS0 3 e H 2 S0 3 e) Fe 2 (S0 3 ) 3 e H 2 S0 3
c) Fe 2 S 3 eH 2 S0 3
49 (UFRGS-RS) Considerando-se que o elemento ferro pode
formar diferentes compostos nos quais apresenta valores
de número de oxidação +2 ou +3, as fórmulas dos pos-
síveis sulfatos e hidróxidos de ferro são:
a) Fe 2 S0 4 , Fe 3 S0 4 , Fe 2 OH, Fe 3 OH
b) FeS0 4 , Fe 2 (S0 4 ) 3 , Fe(OH) 2 , Fe(OH) 3
c) Fe(S0 4 ) 2 , Fe(S0 4 ) 3 , FeO, Fe 2 0 3
d) FeS0 3 , Fe 2 (S0 3 ) 3 , FeOH, Fe(OH) 3
e) FeS, Fe 2 S 3 , Fe 2 0 3 , Fe 3 0 4
50 (UFPA) Na madeira serrada, aparecem, às vezes, manchas
ocasionadas por cloreto férrico e sulfato férrico. A certeza
de que essas manchas são devidas à presença de sais de
ferro (III), e não a algum outro fator, como, por exemplo, a
decomposição provocada por fungos, reside no teste com
o ferrocianeto de potássio, em que se forma um precipita-
do, denominado azul-da-prússia, o ferrocianeto férrico. Uti-
lizando-se os ânions Cl'", S0 4 " e [Fe(CN) 6 ] 4 ", os sais men-
cionados apresentam, respectivamente, as fórmulas:
a) Fe« 2 ; FeS0 4 ; K 4 [Fe(CN) 6 ]; Fe 2 [Fe(CN) 6 ]
b) Fe« 2 ; FeS0 4 ; K 3 [Fe(CN) 6 ]; Fe 3 [Fe(CN) 6 ]
c) Fe« 3 ; Fe 2 (S0 4 ) 3 ; K 4 [Fe(CN) 6 ]; Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3
d) Fe« 3 ; Fe 2 (S0 4 ) 3 ; K 3 [Fe(CN) 6 ]; Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3
e) Fe« 3 ; FeS0 4 ; K 4 [Fe(CN) 6 ]; Fe[Fe(CN)J
51 (PUC-RS) Considerando-se as seguintes espécies químicas:
H 1+ NH 3 Al 3+ SOt OH'"
a fórmula e a função corretas são, respectivamente:
a) (NH 3 ) 2 S0 3 , sal d) Al(OH) 3 , base
b) HNH 3 , ácido e) NH 3 OH, base
c) HS0 3 , ácido
Exercício resolvido
52 (Fuvest-SP) Um elemento metálico M forma um
cloreto de fórmula MCl 3 . A fórmula de seu sulfato é:
a) M 2 S0 4 c) M 2 ( S0 4 ) 3 e) M( S0 4 ) 3
b) MS0 4 d) M( S0 4 ) 2
Resolução
Considerando que o N ox do ânion cloreto é — 1,
temos:
Milv-''CÍ 3 ~'
Ou seja: o N m de M é +3 e, portanto, seu sulfato será:
m 2 -^x(so 4 )( 2
- ,T
Alternativa c
53 (Esan-SP) Um metal M forma um carbonato de fórmula
M 2 ( C0 3 ) 3 . O fosfato do metal M tem a fórmula:
a) MPO a d) M 2 ( P0 4 ) 3
b) M( P0 4 ) 3 e) M 3 ( P0 4 ) 2
c) M 2 P0 4
54 (Fuvest-SP) A seguir aparecem os nomes alquímicos e os
nomes modernos de três compostos químicos: natro =
= carbonato de sódio; sal de Epson = sulfato de mag-
nésio; sal de Clauber = sulfato de sódio. O elemento
químico comum às três substâncias é:
a) H c) S e) O
b) Na d) C
55 (ITA-SP) São pouco solúveis em água os seguintes pares
de sais:
a) BaCl 2 e PbCl 2 d) K 2 Cr0 4 e Na 2 Cr0 4
b) MgS0 4 e BaS0 4 e) AgBr e PbS
c) PbSO„ e Pb(N0 3 ) 2
56 (Unifor-CE) Observe as duas colunas.
I. Na 2 B 4 0 7 • 10 H 2 0 A. sal básico
II. Mg(OH)Cl B. sal duplo
III. NaKS0 4 C. sal ácido
IV. NaHC0 3 D. sal hidratado
A associação correta entre elas é:
a) Al, Blll, CIV, Dll c) Al, Bll, CHI, DIV
b) All, BIV, CHI, Dl d) All, Blll, CIV, Dl
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Capitulo 08B-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
57 (Uece) O ácido fosfórico, H 3 P0 4 , é um ácido usado na
preparação de fertilizantes e como acidulante em bebi-
das refrigerantes. Pode ser neutralizado por uma base.
A alternativa que mostra uma reação de neutralização
parcial desse ácido por uma base é:
a) H 3 P0 4 + 3 NaCÍ ► 3 HCÍ + Na 3 P0 4
b) H 3 P0 4 + 2 AÍ(OH) 3 »■ AÍ 2 (0H) 3 P0 4 + 3 H 2 0
c) 2 H 3 P0 4 + 3 Ca(OH) 2 ► Ca 3 (P0 4 ) 2 + 6 H 2 0
d) H 3 P0 4 + 2 NaOH * Na 2 HP0 4 + 2 H 2 0
58 (UFRRJ) A tabela a seguir mostra alguns sais e suas princi-
pais aplicações:
Sal
Função
MgSO,
Laxante salino
kno 3
Componente de explosivos
BaS0 4
Contraste radiológico
FeS0 4
Tratamento de anemia
Para cada um dos sais acima, faça uma reação de um
ácido com uma base, a fim de obter:
a) Sulfato de magnésio. c) Sulfato de bário.
b) Nitrato de potássio. d) Sulfato de ferro II.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
59 (Mackenzie-SP) Na época da seca, para obter alimento
para o gado, um sertanejo usou a seguinte estratégia:
"Em bagaço triturado de cana-de-açúcar, colocado em cima
de um plástico, plantou milho, cujos pés, ao cabo de 15
dias, já alcançavam 20 cm de altura, sendo então servidos,
como ração (bagaço e pés de milho), ao gado faminto.
Para conseguir esse resultado, o milho foi regado com
água salobra (a única disponível), na qual foram dissolvi-
dos nitrato de amónia (NH 4 N0 3 ), nitrato de magnésio e
nitrato de potássio".
As fórmulas do nitrato de magnésio e do nitrato de po-
tássio são, respectivamente:
a) MgN0 3 e KN0 3 d) Mg 3 (N0 3 ) 2 e K 3 N0 3
b) Mg(N0 3 ) 2 e K 3 N0 3 e) Mg(N0 3 ) 2 e KN0 3
c) Mg 2 N0 3 e K 4 N0 3
60 (Uece) Normalmente, um palito de fósforo contém em
sua cabeça as seguintes substâncias: trissulfeto de
tetrafósforo; enxofre; clorato de potássio; fosfato de amó-
nio. Suas respectivas fórmulas químicas são:
a) P 4 S 3 , S, KCÍO„ e (NH 4 ) 3 P0 4
b) P 4 S 3 , S, KCÍ0 3 e (NH 4 ) 3 P0 4
c) P 5 S 3 , S, KCÍ0 3 e (NH 4 ) 3 P0 4
d) P 4 S 3 , S, KCÍO e (NH 3 ) 4 P0 4
61 (PUC-RS) Responder à questão com base nas afirmativas
abaixo, sobre o carbonato de lítio, que é utilizado na
medicina como antidepressivo.
I. Apresenta fórmula Li 2 HC0 3 .
II. Apresenta somente ligações iônicas.
III. Conduz a eletricidade quando fundido ou em solução.
IV. Pode ser obtido pela reação de um ácido e uma base.
A alternativa que contém as afirmativas corretas é:
a) I e II b) I e III c) II e III d) II e IV e) III e IV
62 (Mackenzie-SP) Usado por dentistas como anti-séptico, o
líquido de Dakin é uma solução aquosa de NaOCÍ. Relati-
vamente ao NaOCÍ, é incorreto afirmar que:
a) é uma substância iônica.
b) é um óxido insolúvel em água.
c) é o hipoclorito de sódio.
d) pertence à mesma função química que o AgN0 3 .
e) é uma substância composta.
63 (Ceub-DF) Considere as espécies químicas: ET; Na + ; NH 3 ;
CO^ 2 . É correta a fórmula:
a) NH 3 C0 3 c) HC0 3 e) NaHC0 3
b) NaCO s d) NH 3 HC0 3
64 (Fuvest-SP) Um químico leu a seguinte instrução num
procedimento descrito no seu guia de laboratório:
"Dissolva 5,0 g de cloreto em 1 00 ml_ de água, à tempe-
ratura ambiente...".
Dentre as substâncias abaixo, qual é a citada no texto?
a) C í 2 b) CCl 4 c) NaCÍO d) NH 4 Cl e) AgCÍ
65 (UEL-PR) Considere as soluções
aquosas ao lado.
A partir dessa tabela, é possível
concluir que os íons responsáveis
pelas cores azul e amarela são:
a) Cu 2+ e S0 4 ~ d) Na + e NO,
b) K + e CrO 2- e) Cu 2+ e CrOf
c) K + e S0 4 ~
66 (Unirio-RJ) Os sais são produtos também obtidos pela rea-
ção de neutralização total ou parcial dos hidrogénios
ionizáveis dos ácidos com as bases ou hidróxidos, segun-
do a reação genérica:
Acido + Base ► Sal + Agua
Com base nessa afirmação, qual é o único ácido que não
apresenta todos os seus produtos possíveis relacionados?
a) clorídrico ► só produz o sal neutro cloreto.
b) nítrico ► só produz o sal neutro nitrato.
c) fosfórico ► só produz o sal neutro fosfato.
d) sulfídrico ► pode produzir tanto o sal neutro
sulfeto como o sal ácido, sulfeto
ácido ou hidrogenossulfeto.
e) sulfúrico ► pode produzir tanto o sal neu-
tro sulfato como o sal ácido, sul-
fato ácido ou hidrogenossulfato.
67 (Uepa) A equação química que apresenta um hidróxi-sal
como produto se encontra na alternativa:
a) HCÍ + Ca(OH) 2 ► Ca(OH)CÍ + H 2 0
b) 2 HCÍ + Ca(OH) 2 ► CaCÍ 2 + 2 H 2 0
c) HCÍ + HBr + Ca(OH) 2 * CaCÍBr + 2 H 2 0
d) H 3 P0 4 + Ca(OH) 2 — — CaHP0 4 + 2 H 2 0
e) 2 H 3 P0 4 + 3 Ca(OH) 2 ► Ca 3 (P0 4 ) 2 + 6 H 2 0
68 (UFV-MC) Um estudante abre, simultaneamente, um fras-
co contendo solução aquosa de ácido clorídrico (HCÍ)
concentrado e um frasco de solução aquosa de hidróxido
de amónio (NH 4 OH) concentrada. Ao aproximá-los, o es-
tudante irá observar a formação de uma "fumaça" de
coloração branca, que contém sal:
a) nitrato de amónio.
b) perclorato de amónio.
c) cloreto de amónio.
d) cloreto de sódio.
e) hipoclorito de amónio.
69 (Vunesp) Alguns produtos de limpeza contêm, em suas
composições, amoníaco, que impropriamente é represen-
tado como NH 4 OH (aq). O cheiro forte e sufocante deste
composto básico tende a desaparecer depois de utilizado
na remoção de gordura impregnada em pias ou panelas.
a) Forneça as equações químicas para a dissolução da
amónia e para sua dissociação em água.
b) Explique o desaparecimento do cheiro forte do amo-
níaco após sua utilização.
Solução
Cor
CuS0 4
Azul
kno 3
Incolor
Na 2 S0 4
Incolor
K 2 Cr0 4
Amarela
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
213
Capitulo 08B-QF1-PNLEM
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LEITURA
r
O TRATAMENTO DA ÁGUA
A água é indispensável à vida humana: além de bebermos, usamos a água para cozer os alimentos e
para a higiene pessoal e doméstica; é importante para a agricultura; é utilizada em grandes quantidades
e para diversos fins pelas indústrias; e assim por diante.
A água própria para se beber é denominada água potável. Não precisa ser pura, na conceituação
química — isto é, conter somente moléculas H 2 0 — , mas é necessário que ela esteja límpida; não pode
conter terra nem outros materiais em suspensão; pode conter somente vestígios de sais em solução, que
lhe conferem algum sabor (diferente da água destilada); precisa estar aerada, ou seja, conter um pouco de
ar dissolvido, dando ao paladar uma sensação de "água leve"; não deve conter microrganismos que
possam causar doenças. Evidentemente, essa água será também apropriada para outros usos domésticos,
como: cozer alimentos, lavar roupas e utensílios domésticos, tomar banho etc.
Afortunada seria a cidade que dispusesse de "fontes de água pura", com todas as características da
água potável. Infelizmente, para satisfazer o enorme consumo das grandes cidades, é preciso retirar a água
de lagos ou de rios, que, em geral, não é potável — tendo, por isso, de ser convenientemente tratada.
O tratamento da água para o consumo público segue, em geral, os passos mostrados no esquema
dado a seguir:
Tanque para adição de
produtos químicos (II)
Câmara de
floculação (III)
Filtro de areia (V)
Clorador (VI)
Tanque de
sedimentação (IV)
Depósito de
água pura
Saída de água
purificada
• a água é bombeada de um lago ou rio (I) até um tanque (II), onde recebe produtos químicos, em
geral uma mistura de Al 2 (S0 4 ) 3 e Ca(OH) 2 ;
• a água passa por uma câmara de floculação (III), onde se completa a reação:
Al 2 (S0 4 ) 3 + 3 Ca(OH) 2 2 AI(OH) 3j + 3 CaS0 4
• AÍ(OH) 3 produzido forma "flocos" ou "coágulos" gelatinosos e insolúveis em água; esses flocos vão
"agarrando" as partículas (terra em suspensão, restos de folhas etc.) que estão sendo arrastadas pela
água;
• a água vai então para um tanque de decantação ou sedimentação (IV), onde circula lentamente,
dando tempo para que o Al(OH) 3 precipite, arrastando consigo as partículas em suspensão existen-
tes na água;
• a seguir, a água passa por um filtro de areia (V), que retém as partículas menores de Al(OH) 3 e
outras impurezas;
• finalmente, a água passa por um clorador (VI), onde é introduzido o cloro, que mata os microrganismos.
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Capitulo 08B-QF1 -PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A água é um bem precioso. Nas grandes cidades, a captação da água, seu tratamento e sua distribui-
ção estão se tornando cada vez mais difíceis. Portanto, não desperdice água — abra pouco as torneiras,
tome banhos rápidos, não abuse na descarga de aparelhos sanitários, não lave automóveis desnecessaria-
mente etc. Com o aumento da população da Terra, dizem alguns técnicos que, já neste século, possivelmente
haverá falta de água potável — o que poderá até levar a humanidade a uma "guerra pela água".
A Legião By Bill & Don Wilder
■
:
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
70 De onde vem a água que bebemos?
71 O que é água potável? Quais são suas características?
72 No que consiste o tratamento da água para o consumo público?
73 (Enem-MEC) A falta de água doce no planeta será, possivelmente, um dos mais graves problemas deste século. Prevê-se
que, nos próximos vinte anos, a quantidade de água doce disponível para cada habitante será drasticamente reduzida.
Por meio de seus diferentes usos e consumos, as atividades humanas interferem no ciclo da água, alterando:
a) a quantidade total, mas não a qualidade da água disponível no planeta.
b) a qualidade da água e sua quantidade disponível para o consumo das populações.
c) a qualidade da água disponível, apenas no subsolo terrestre.
d) apenas a disponibilidade de água superficial existente nos rios e lagos.
e) o regime de chuvas, mas não a quantidade de água disponível no planeta.
74 (Enem-MEC) Considerando os custos e a importância da preservação dos recursos hídricos, uma indústria decidiu purificar
parte da água que consome para reutilizá-la no processo industrial. De uma perspectiva econômica e ambiental, a iniciativa
é importante porque esse processo:
a) permite que toda água seja devolvida limpa aos mananciais.
b) diminui a quantidade de água adquirida e comprometida pelo uso industrial.
c) reduz o prejuízo ambiental, aumentando o consumo de água.
d) torna menor a evaporação da água e mantém o ciclo hidrológico inalterado.
e) recupera o rio onde são lançadas as águas utilizadas.
75 (Vunesp) Nas estações de tratamento de água, uma das etapas do tratamento para obtenção de água potável consiste na
eliminação das impurezas que se encontram em suspensão. Isto é feito produzindo-se hidróxido de alumínio e sulfato de
cálcio na superfície da água a ser tratada. O hidróxido de alumínio atua como floculante, arrastando consigo as impurezas
sólidas para o fundo do tanque de decantação. Com base nas informações fornecidas, os compostos utilizados nas estações
de tratamento de água são:
a) AlCl 3 e NaOH c) Al 2 (S0 4 ) 3 e KOH e) AÍ 2 (S0 4 ) 3 e Ca(HC0 3 ) 2
b) Al(N0 3 ) 3 e KOH d) Al 2 (S0 4 ) 3 e Na 2 CO B
76 (Enem-MEC) Visando adotar um sistema de reutilização de água, uma indústria testou cinco sistemas com diferentes fluxos
de entrada de água suja e fluxos de saída de água purificada.
Sistema 1
Sistema ii
Sistema III
Sistema IV
Sistema V
Fluxo de entrada (água suja)
45 L/h
40 L/h
40 L/h
20 L/h
20 L/h
Fluxo de saída (água purificada)
15 L/h
10 L/h
5 L/h
10 L/h
5 L/h
Supondo que o custo por litro de água purificada seja o mesmo, obtém-se maior eficiência na purificação por meio do sistema:
a) I b) II c) III d) IV e) V
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos 21 5
Capitulo 08B-QF1-PNLEM
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30/5/05, 9:45
DESAFIOS
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77 (UFSCar-SP) Dentre as substâncias cujas fórmulas são
NaHC0 3 , Mg(OH) 2 e CH 3 COOH, pode(m) ser empregada(s)
para combater excesso de acidez estomacal:
a) NaHC0 3 , apenas.
b) Mg(OH) 2 , apenas.
c) CH 3 COOH 3 , apenas.
d) NaHC0 3 e Mg(OH) 2 , apenas.
e) NaHC0 3/ Mg(OH) 2 e CH 3 COOH.
78 (UFPA) A água do mar pode ser fonte de sais usados na
fabricação de fermento em pó, de água sanitária e de
soro fisiológico. Os principais constituintes ativos desses
materiais são, respectivamente:
a) Na 2 C0 3 , HCÍ e NaCÍ
b) NaHC0 3 , Cí 2 e CaCÍ 2
c) NaHCOj, NaOCÍ e NaCÍ
d) Na 2 C0 3 , NaCÍ e KCÍ
e) NaOCÍ, NaHC0 3 e NaCÍ
79 (PUC-Campinas-SP) Considere as afirmações abaixo re-
lativas aos tipos de ligações químicas.
I. Num fio de cobre, os elétrons dos níveis de valência
dos átomos formam a nuvem eletrônica responsável
pela união desses átomos e pela boa condutividade
elétrica do metal.
II. Substâncias moleculares como os açúcares têm pon-
tos de fusão mais elevados do que os de substâncias
iônicas como os sais.
III. Amostras de vinagre conduzem a corrente elétrica
porque têm íons em movimento.
É possível afirmar que apenas:
a) I é correta.
b) II é correta.
c) III é correta.
d) I e III são corretas.
e) II e III são corretas.
80 (Vunesp) Ácidos instáveis são ácidos que se decompõem
parcial ou totalmente sob condições normais de tempe-
ratura e pressão, formando, quase sempre, como produ-
tos de decomposição, água líquida e um gás. Entre os
pares de ácidos relacionados, é constituído apenas por
ácidos instáveis:
a) H 2 S0 4 e H 3 P0 4 .
b) HCÍ0 4 e HBr.
c) H 2 C0 3 e H 2 S0 3 .
d) H 2 C 2 0 4 e H 3 B0 3 .
e) Hle HF.
81 (UFMC) Considere o quadro.
Tipo de
sólido
Partículas
unitárias
Temperatura
de fusão
Exemplos
Molecular
Átomos ou
moléculas
Baixa a
moderada-
mente alta
IV
lônico
lons
III
Sal de cozi-
nha, sulfato
de cobre
Covalente
II
Alta
Diamante,
quartzo
1
Átomos
Baixa a
muito alta
Ferro e cobre
metálicos
Nesse quadro, foram deixadas lacunas indicadas pelos
algarismos I, II, III e IV.
A alternativa que apresenta um preenchimento incorreto
da lacuna é:
a) I — metálico
b) II — átomos
c) III — baixa
d) IV — naftaleno, iodo e gelo
82 (Fuvest-SP) Hidroxiapatita, mineral presente em ossos
e dentes, é constituída por íons cálcio, íons fosfato
(P0 4 ) e íons hidróxido. A sua fórmula química pode
ser representada por Ca 4 (P0 4 ) 3 (0H). O valor de x nes-
sa fórmula é:
a) 1 c) 3 e) 5
b) 2 d) 4
83 (Fuvest-SP) O cobre pode ser encontrado na natureza no
mineral denominado "atacamita":
CuCÍ 2 • 3 Cu(OH) 2
Na fórmula da atacamita, identifica-se cobre com
valências, respectivamente:
a) um e um
b) um e dois
c) um e três
d) dois e um
e) dois e dois
84 (Fatec-SP) Os cálculos renais, popularmente conhecidos
como "pedras nos rins", são agregados cristalinos com-
postos por alguns sais, dentre eles o fosfato de cálcio,
que se forma através da reação entre os íons cálcio e
fosfato presentes no sangue:
3 Ca 2+ (aq) + 2 P0 4 3 ~ (aq) Ca 3 (P0 4 ) 2
O número de oxidação (N ox ) do átomo de fósforo do íon
fosfato é:
a) +5
b) -5
c) +3
d) -3
e) -2
85 (Mackenzie-SP) Dentre as fórmulas estruturais dadas nas
alternativas, relativas às substâncias H 2 0, HN0 2 e NaHS,
a única correta é:
a) Na’~ [H - S] 1 +
b) H = O
c) H — O — N = O
d) Na — H — S
e) H = N^
O
86 (UFPel-RS) A absorção de elementos químicos pelas raízes
das plantas dá-se a partir da solução do solo (fase líqui-
da) na forma de íons. Dos dezesseis nutrientes essenciais
para as plantas, seis são chamados de macronutrientes.
Os íons desses macronutrientes ocorrem, na solução do
solo, da seguinte maneira:
• potássio, cálcio e magnésio, como cátions;
• enxofre, como ânion sulfato;
• fósforo, como ânion monoidrogenofosfato e diidroge-
nofosfato;
• nitrogênio, como cátion amónio ou ânion nitrato.
Dados os números
atômicos:
H = 1; N = 7; O = 8;
Na = 11; S = 16
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Capitulo 08B-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
a) Considerando os cátions magnésio, potássio e cálcio,
estabeleça a ordem crescente de raio atômico dessas
espécies.
b) Faça a fórmula estrutural do cátion amónio.
c) Indique as fórmulas químicas resultantes da combina-
ção do ânion monoidrogenofosfato com um cátion
monovalente e outro bivalente, citados no texto.
d) Escreva o nome da família ou grupo a que pertencem,
respectivamente, os elementos K e Mg.
87 (Unicamp) Num dia em que você faltou à aula, a profes-
sora explicou que o HCÍ gasoso é muitíssimo solúvel em
água. A seguir, montou um experimento para ilustrar essa
propriedade do HCt(g) e pediu para alguém dar início à
experiência. Na aparelhagem mostrada, o HCÍ(g) e a água
não estão inicialmente em contato. Um colega foi à fren-
te e executou o primeiro passo do procedimento.
a) O que foi que o colega fez no equipamento para dar
início ao experimento?
b) A seguir, o que foi observado no experimento?
88 (Fuvest-SP) O esquema abaixo apresenta, de maneira
simplificada, processos possíveis para a obtenção de
importantes substâncias, a partir de gás natural e ar
atmosférico.
Dados:
Gás
h 2
n 2
o 2
nh 3
Temperatura de ebulição
(kelvin), sob pressão de 1 atm
20
77
90
240
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 6, N 2 e 0 2 podem ser separados pela lique-
fação do ar, seguida de destilação fracionada.
III. A amónia, formada na etapa C, pode ser removida da
mistura gasosa por resfriamento.
Está 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.
Capítulo 8 • Ácidos, bases e sais inorgânicos
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Capitulo 08B-QF1-PNLEM
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Tópicos do capítulo
1 Definição de óxido
2 Fórmula geral dos óxidos
3 Óxidos básicos
4 Óxidos ácidos ou anidridos
5 Óxidos anfóteros
6 Óxidos indiferentes ou neutros
7 Óxidos duplos, mistos ou
salinos
8 Peróxidos
9 Óxidos importantes
10 As funções inorgânicas e a
Classificação Periódica
Leitura: A chuva ácida
Extração de minério de ferro em Carajás.
Apresentação do capítulo
Os óxidos inorgânicos constituem uma família muito importante, grande e diversificada
de compostos químicos. Basta lembrar da água e de muitos minérios, de onde são extraídos
metais de grande importância na vida diária. São óxidos os principais poluentes de nossa
atmosfera — CO, S0 2 , S0 3 , NO, N0 2 etc.
Neste capítulo, iremos também relacionar as funções inorgânicas com a Classificação
Periódica. Mostraremos como a Classificação Periódica pode ajudar no problema
de formulação e da nomenclatura dos compostos inorgânicos.
Por fim, teremos uma leitura importante que diz respeito à formação da chamada
chuva ácida.
Capitulo 09-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
DEFINIÇÃO DE OXIDO
Óxidos são compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Por exemplo: H 2 0, C0 2 , Fe 2 0 3 , S0 2 , P 2 0 5 etc.
Os óxidos constituem um grupo muito numeroso, pois praticamente todos os elementos químicos
formam óxidos (até mesmo gases nobres, como, por exemplo, o Xe0 3 ).
Apenas os compostos oxigenados do flúor (como, por exemplo, OF 2 e 0 2 F 2 ) não são considerados
óxidos, mas sim fluoretos de oxigênio, pois, como já vimos, o flúor é mais eletronegativo que o
oxigênio.
Sendo assim, outra definição possível para os óxidos seria:
Óxidos são compostos binários do oxigênio com qualquer outro elemento químico,
exceto o flúor.
Os óxidos estão sempre presentes em nossa vida. Veja os exemplos abaixo:
A água (H 2 0) é, sem dúvida, o óxido
mais importante do planeta. A própria
existência de vida na Terra, em todas
as formas que conhecemos, está
intimamente ligada à água.
O gás carbônico (C0 2 ) participa da
fotossíntese, processo que é a
base da vida dos vegetais e dos
animais que deles se alimentam.
Engarrafado, é utilizado como
agente extintor de incêndios.
Muitos minérios são óxidos, como a hematita
(Fe 2 0 3 , da qual se extrai o ferro), a pirolusita
(Mn0 2 , da qual se obtém o manganês) etc.
Na foto temos a magnetita (Fe 3 0 4 ).
FÓRMULA GERAL DOS ÓXIDOS
Considerando um elemento químico E, de número de oxidação +z, e lembrando que o oxigênio
tem número de oxidação -2, temos:
+z - . ,-—2
£ 2t K O z ou seja: E 2 O z
Por exemplo:
Na + 2 ^ OT? ou Na 2 0
ÂÍ + 2 < Oj ou Aí 2 0 3
Capítulo 9 • Óxidos inorgânicos
219
Capitulo 09-QF1-PNLEM
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ANTONIO VIÃS VALCARCEL / CID
Sendo possível, devemos simplificar os índices:
ou melhor
ou melhor
CaO
S0 3
ÓXIDOS BÁSICOS
Óxidos básicos são óxidos que reagem com a água, produzindo uma base, ou rea-
gem com um ácido, produzindo sal e água.
Exemplos:
Na 2 0
+ h 2 o
— 2 NaOH
Na 2 Q
+ 2 HCÍ —
— 2 NaCÍ +
Os óxidos básicos são formados por metais com números de oxidação baixos ( + 1, +2 ou +3).
São compostos sólidos, iônicos, que encerram o ânion oxigênio (O 2 ) e apresentam pontos de fusão e
de ebulição elevados. Os óxidos dos metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem com a água; os demais
óxidos básicos são pouco solúveis em água.
3.1. Nomenclatura dos óxidos básicos
Quando o elemento forma apenas um óxido, dizemos:
Óxido de
(Nome do elemento)
Na 2 0 — óxido de sódio
CaO — óxido de cálcio
Quando o elemento forma dois óxidos, dizemos:
Quando o elemento tem
Óxido .
(Nome do elemento)
| ÍCO ► N m maior
[ OSO ► N ox menor
Fe 2 0 3
— óxido férrico
(N ox do ferro = +3)
FeO
— óxido ferroso
(N ox do ferro = +2)
CuO
— óxido cúprico
(A/ ox do cobre = +2)
Cu 2 0
— óxido cuproso
(N ox do cobre = +1)
0 óxido de cálcio (CaO) é chamado de cal virgem;
com a água, forma a chamada cal hidratada —
Ca(OH) 2 — , que é usada para pintar paredes,
troncos de árvores etc. (pintura de caiação).
(Observe que os nomes dos óxidos básicos acompanham os nomes das bases correspondentes.)
Quando o elemento forma dois ou mais óxidos, podemos indicar o número de oxidação do
elemento por um algarismo romano:
Óxido de
(Nome do elemento) (Algarismo romano)
[ Fe 2 0 3 — óxido de ferro III
| FeO — óxido de ferro II
J CuO — óxido de cobre II
| Cu 2 0 — óxido de cobre I
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EDUARDO SANTALIESTRA
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Quando o elemento forma dois ou mais óxidos, podemos ainda indicar o número de átomos de
oxigênio e o número de átomos do elemento com o auxílio dos prefixos mono, di, tri etc. Freqüen-
temente, o prefixo mono é omitido.
mono
di
tri
mono
> óxido de
di
tri
(Nome do elemento)
J Fe 2 0 3 — trióxido de diferro f CuO — (mono) óxido de (mono) cobre
[ FeO — (mono) óxido de (mono) ferro j Cu 2 0 — (mono) óxido de dicobre
Essas duas nomenclaturas — com algarismo romano final e com prefixos "mono", "di", "tri" etc.
— são de caráter geral, servindo não só para os óxidos básicos, mas também para as demais classes de
óxidos que virão a seguir.
OXIDOS ÁCIDOS OU ANIDRIDOS
Óxidos ácidos ou anidridos são óxidos que reagem com a água, produzindo um
ácido, ou reagem com uma base, produzindo sal e água.
Exemplos:
so 3
+ h 2 o
- h 2 so 4
so 3
+ 2 NaOH -
Na 2 S0 4 + H 2 0
Os óxidos ácidos ou são formados por não-metais (e, nesse caso, são compostos geralmente gaso-
sos) ou por metais com números de oxidação elevados, como, por exemplo, Cr0 3 , Mn0 3 , Mn 2 O z etc.:
Cr0 3 + H 2 0 * H 2 Cr0 4
Cr0 3 + 2 NaOH
Os óxidos ácidos são compostos moleculares e, em
geral, solúveis em água.
Considere agora a reação característica:
Óxido ácido + Água ► Ácido
É por meio desse tipo de reação que ocorre o fenômeno
da chuva ácida, responsável pelo desaparecimento da co-
bertura vegetal, pela corrosão de metais e outros materiais,
como os que são usados em monumentos e obras de arte.
É interessante imaginar a reação inversa, isto é, a sub-
tração de água do ácido, dando o óxido ácido:
H 2 C0 3 H 2 S0 4 2 HN0 3 equivaleria a H 2 N 2 0 6
H 2 O - H 2 O - H 2 O -
co 2 so 3 n 2 o 5
Desse modo, podemos considerar um óxido ácido
como um "ácido sem água". Daí o nome anidrido dado a
esses óxidos (do grego anhydros, "sem água").
Árvores danificadas pelos efeitos da chuva ácida
devido à poluição emitida pelas siderúrgicas e
refinarias de Mynydd Dinas, nas proximidades de
Port Talbot, País de Gales, na década de 1990.
Capítulo 9 • Óxidos inorgânicos
221
Capitulo 09-QF1-PNLEM
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SIMON FRASER/SPL-STOCK PHOTOS
4 . 1 . Nomenclatura dos óxidos ácidos
Quando o elemento tem
, A ,
Anidrido j ico ► N °* maior
(Nome do elemento) [ OSO > n/ ox . menor
J S0 3 — anidrido sulfúrico (N ox do enxofre = +6)
[ S0 2 — anidrido sulfuroso (N ox do enxofre = +4)
f N 2 O s — anidrido nítrico (N ox do nitrogênio = +5)
1 N 2 0 3 — anidrido nitroso (N ox do nitrogênio = +3)
Quando o elemento forma apenas um anidrido, usa-se a terminação ico:
C0 2 — anidrido carbônico
B 2 0 3 — anidrido bórico
Observe que os nomes dos anidridos acompanham os nomes dos ácidos correspondentes:
Ácido sulfúrico H 2 S0 4
h 2 o -
Anidrido sulfúrico — ► S0 3
No caso dos anidridos, podemos também usar as nomenclaturas gerais, citadas anteriormente:
S0 3 — óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono) enxofre
S0 2 — óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono) enxofre
OBSERVAÇÕES
• Alguns anidridos podem reagir com quantidades crescentes de água (hidratação crescente), produzin-
do ácidos diferentes. É o caso do anidrido fosfórico (P 2 0 5 ):
p 2 o 5
+
1
h 2 o —
— 2 HP0 3
(acido metafosforico)
p 2 o 5
+
2
h 2 o —
- h 4 p 2 o 7
(ácido pirofosfórico)
p 2 o 5
+
3
X
h 2 o —
— 2 H 3 P0 4
(ácido ortofosfórico)
Hidratação
crescente
• Alguns anidridos reagem com água, produzindo dois ácidos diferentes; por esse motivo, são chamados
anidridos duplos ou mistos. E o caso do anidrido nitroso-nítrico (N0 2 ):
2 N0 2 + H 2 0 HN0 2 + HN0 3
ÓXIDOS ANFÓTEROS
Óxidos anfóteros podem se comportar ora como óxido básico, ora como óxido ácido.
Apresentando um caráter intermediário entre o dos óxidos
ácidos e o dos óxidos básicos, os óxidos anfóteros só reagem com
outra substância de caráter químico pronunciado: ou ácido for-
te ou base forte. É, por exemplo, o que acontece com o óxido de
zinco (ZnO):
ZnO + 2 HCÍ ► ZnCÍ 2 + H 2 0
Ácido forte Cloreto de zinco
2 NaOH + ZnO > Na 2 Zn0 2 + H 2 0
Base forte Óxido ácido Zincato de sódio
Q
O
0 óxido de
zinco (ZnO),
chamado de
alvaiade, é um
pó branco
usado na
pintura do rosto
dos palhaços
de circo. É
também um
ótimo protetor
solar.
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Capitulo 09-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Outro caso importante é o Al 2 0 3 :
aí 2 o 3 +
3 H 2 S0 4 —
— AÍ 2 (S0 4 ) 3 +
Óxido básico
Acido forte
Sulfato de alumínio
2 NaOH +
AC2O3
* 2 Na AIO 2 -1
Base forte
Óxido ácido
Aluminato de sódio
Os óxidos anfóteros são, em geral, sólidos, iônicos, insolúveis na água e formados:
• ou por metais: ZnO; Al 2 0 3 ; SnO e Sn0 2 ; PbO e Pb0 2 ;
• ou por semimetais: As 2 0 3 e As 2 0 5 ; Sb 2 0 3 e Sb 2 O s .
A nomenclatura é idêntica à dos óxidos básicos:
ZnO — óxido de zinco
Sn0 2 — óxido estânico ou óxido de estanho IV, ou dióxido de (mono) estanho
SnO — óxido estanoso ou óxido de estanho II, ou (mono) óxido de (mono) estanho
Quando um metal forma vários óxidos, é interessante notar que o caráter do óxido passa, gradativamente,
de básico para anfótero e depois para ácido, à medida que o N ox do metal vai crescendo:
+2 +3 +6
CrO Cr 2 0 3 Cr0 3
Óxido básico Óxido anfótero Óxido ácido
Aumento do N ox do metal
_ _ ►
Aumento do caráter ácido do óxido
ÓXIDOS INDIFERENTES OU NEUTROS
Óxidos indiferentes (ou neutros) são óxidos que não reagem com água, nem com
ácidos nem com bases.
Assim, os óxidos neutros não apresentam nem caráter ácido nem caráter básico. São poucos os
óxidos dessa classe. Os mais comuns são:
CO — monóxido de carbono
N 2 0 — óxido nitroso
NO — óxido nítrico
São compostos gasosos, moleculares, formados por não-metais. Mas o fato de serem "indiferen-
tes" ou "neutros" não significa que esses óxidos não possam participar de outras reações. O CO, por
exemplo, queima com muita facilidade:
2 CO + 0 2 ► 2 C0 2 (reação de oxirredução)
Os gases emitidos pelos
escapamentos de veículos e
caminhões são os principais
responsáveis pela poluição do ar.
Capítulo 9 • Óxidos inorgânicos
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Capitulo 09-QF1-PNLEM
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OXIDOS DUPLOS, MISTOS OU SALINOS
Óxidos duplos são óxidos que se comportam como se fossem formados por dois
outros óxidos, do mesmo elemento químico.
Por exemplo:
Fe 3 0 4 equivale a FeO + Fe 2 0 3
Pb 3 0 4 equivale a 2 PbO + Pb0 2
Eles reagem como se fossem a mistura de dois óxidos:
FeO + H 2 S0 4
Fe 2 0 3 + 3 H 2 S0 4
Fe 3 0 4 + 4 H 2 S0 4
FeS0 4 + H 2 0
+
Fe 2 (S0 4 ) 3 + 3 H 2 0
FeSO, + Fe 2 (S0 4 ) 3 + 4 H 2 0
São sempre óxidos metálicos, sólidos e de estrutura iônica. A nomenclatura preferida, nesse
caso, é:
Fe 3 0 4 — tetróxido de triferro
Pintor utilizando zarcão (óxido
vermelho de chumbo), usado
como pigmento na confecção
de tintas de proteção.
PERÓXIDOS
Peróxidos são óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos, produzindo
água oxigenada (H 2 0 2 ).
Na 2 0 2
+ 2 H 2 0 —
— 2 NaOH
+ h 2 o
Na,0,
+ h 2 so 4 —
— Na 2 S0 4
+ H 2 o
A nomenclatura é feita com a própria palavra peróxido. Por exemplo:
Na 2 0 2 — peróxido de sódio
Os peróxidos mais comuns são:
• peróxido de hidrogênio: H 2 0 2 (quando em solução aquosa se chama água oxigenada);
• peróxidos dos metais alcalinos: Na 2 0 2 , K 2 0 2 etc.;
• peróxidos dos metais alcalino-terrosos: Ba0 2 etc.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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AGUA OXIGENADA
A solução aquosa de peróxido de hidrogênio (H 2 0 2 ou H — O — O — H) recebe o nome de água
oxigenada. O peróxido de hidrogênio puro é um líquido incolor muito instável, que se decompõe
rápida e espontaneamente (o que pode até ocorrer de maneira explosiva) segundo a reação:
2 H 2 0 2 ► 2 H 2 0 + O'
Quando lemos em uma embalagem "água oxigenada a 10 volumes", isso significa que temos uma
solução aquosa H 2 0 2 preparada em tal proporção que 1 litro de solução produz 10 litros de 0 2/ na pressão
de 1 atm e na temperatura 0 °C, segundo a reação mostrada acima. A decomposição da água oxigenada
é muito mais lenta do que a do peróxido puro, mas é acelerada pela ação do calor e da luz; assim sendo, ela
deve ser guardada em frascos escuros e em lugares frescos. Essa decomposição também é acelerada por
enzimas existentes em nosso sangue; por esse motivo, quando colocamos água oxigenada sobre um
ferimento, observamos uma efervescência — é a liberação do 0 2 , que então age como bactericida. As bases
também aceleram a decomposição do H 2 0 2 (e os ácidos, pelo contrário, a retardam).
Na presença de redutores, a água oxigenada age como oxidante:
2 Hl + H 2 0 2 ► 2 H 2 0 + l 2
Também como oxidante, a água oxigenada é utilizada no branqueamento de cabelos, fibras têxteis,
papel etc. No entanto, em relação a oxidantes fortes, age como redutora:
2 KMn0 4 + 5 H 2 Q 2 + 3 H 2 S0 4 ► K 2 S0 4 + 2 MnSQ 4 + 8 H 2 Q + 5 0 2
ÓXIDOS IMPORTANTES
9.1. Óxido de cálcio — CaO
O óxido de cálcio (CaO), chamado de cal viva ou cal virgem, é um sólido branco que só funde em
temperaturas elevadíssimas (2.572 °C).
É preparado por decomposição térmica do calcário:
CaC0 3 — ► CaO + C0 2 '
Apresenta as propriedades características de um óxido básico:
• reage com a água: CaO + H 2 0 * Ca(OH) 2 (o hidróxido de cálcio formado, chamado
de cal apagada ou extinta, é pouco solúvel em água; sua suspensão chama-se água de cal);
• reage com ácidos:
CaO + 2 HCÍ ► CaCÍ 2 + H 2 0
Ca(OH) 2 + C0 2 ► CaC0 3( + H 2 0
Tanto o CaO como o Ca(OH) 2 absorvem C0 2 do ar. Quando sopramos ar na água de cal através de
um canudinho, o C0 2 contido no ar que expiramos irá turvar a água de cal, devido à formação do
CaC0 3 , de acordo com a última equação acima.
Na foto ® , o béquer contém apenas uma suspensão de água de cal, Ca(OH) 2 , que é incolor. Soprando-se ar (foto
(D), o Ca(OH) 2 reage com o C0 2 , produzindo CaC0 3 , um precipitado branco (foto ©).
Capítulo 9 • Óxidos inorgânicos
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HANS NELEMAN / THE IMAGE BANK-GETTY IMAGES
A
O CaO e o Ca(OH) 2 são as bases mais baratas de que dispomos. Por isso são muito usados:
• em construção civil: reboco, cimento, estuque, fabricação de tijolos, cerâmicas;
• na produção do vidro, do Na 2 C0 3 , do CaCl(ClO) (cloreto de cal);
• como inseticida, fungicida etc.;
• na agricultura, para corrigir solos ácidos;
• na purificação de açúcares, óleos vegetais e sucos de frutas;
• na fabricação de tijolos refratários para fornos metalúrgicos;
• no tratamento de águas e esgotos.
9.2. Dióxido de carbono — C0 2
O C0 2 pode ser preparado pela queima do carvão ou de materiais orgânicos, como a madeira:
C + 0 2 (ar) > C0 2
No entanto, o C0 2 é obtido usualmente como subproduto de várias reações industriais, como, por
exemplo, a decomposição de carbonatos (CaC0 3 CaO + C0 2 ), a fermentação alcoólica na pro-
dução do álcool comum e de bebidas alcoólicas etc.
O C0 2 gasoso é dissolvido, sob pressão, nas "águas gaseificadas" e nos refrigerantes; ocorre, nesse
caso, a reação:
co 2 + h 2 o ► h 2 co 3
Quando a garrafa é aberta, ocorre a reação inversa:
h 2 co 3 * h 2 o + co;
e o C0 2 gasoso que escapa dá a efervescência característica das águas gaseificadas e dos refrigerantes.
Abaixo de 78 °C negativos, o C0 2 torna-se sólido e é conhecido como gelo-seco. Esse nome
provém do fato de o gelo-seco não derreter para formar um líquido, mas sim sublimar-se, passando
diretamente do estado sólido para o gasoso. O gelo-seco é usado em refrigeração (como nos carrinhos
de sorvete) e também para produzir "fumaça" em shows, bailes etc.
Sendo um óxido ácido, o C0 2 reage com as bases:
NaOH + C0 2 > NaHCO,
Num copo com água
gaseificada, as bolhas
representam o gás
carbônico que escapa
para o ambiente.
HnTfTTKfrB Responda em
■ilaZáUÍUfl seu caderno
íiTw\
a) O que são óxidos?
d) O que sao óxidos anfóteros?
b) O que são óxidos básicos?
e) O que são peróxidos?
c) O que são óxidos ácidos?
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EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
1 (Mackenzie-SP) Com cerca de 40 km de profundidade,
a crosta terrestre contém principalmente óxido de silí-
cio e óxido de alumínio. Sabendo que o número de oxi-
dação do silício é +4 e o do alumínio é +3, as fórmulas
desses óxidos são:
a) Si0 2 eAl 2 0 3
b) Si0 2 e Aí 2 0
c) Si0 3 e AIO
d) Si0 4 e A10 3
e) Si 2 0 e Aí 2 0 3
2 (Mackenzie-SP) O ferro é um dos elementos mais abun-
dantes na crosta terrestre. Em Carajás, o principal miné-
rio de ferro é a hematita, substância constituída, princi-
palmente, por óxido férrico (ou óxido de ferro III), cuja
fórmula é:
a) FeO
b) Fe 3 0
c) Fe0 3
d) Fe 2 0 3
e) Fe 3 0 2
3 (Cesgranrio-Rj) O consumidor brasileiro já está informa-
do de que os alimentos industrializados que ingere con-
têm substâncias cuja função básica é a de preservá-los da
deterioração. Alguns exemplos dessas substâncias são:
conservantes — ácido bórico (P. II) e anidrido sulfuroso
(P. V); antioxidante — ácido fosfórico (A. III); antiumec-
tantes — carbonato de cálcio (Au. I) e dióxido de silício
(Au. VIII). Qual é a opção que indica a fórmula de cada
substância na ordem apresentada no texto?
a)
H 2 B0 4 ;
S0 3 ;
H 3 P0 3 ;
K 2 C0 3 ;
sí 2 o
b)
H 3 B0 3 ;
S0 2 ;
H 3 P0 3 ;
K 2 C0 3 ;
sío 2
c)
H 3 B0 3 ;
S0 2 ;
H 3 P0 4 ;
CaC0 3 ;
sío 2
d)
H 3 B0 3 ;
S0 3 ;
H 3 P0 4 ;
CaC0 3 ;
sí 2 o
e)
H 3 B0 4 ;
S0 2 ;
H 3 P0 3 ;
CaC0 3 ;
sío 2
4 (UFPE) A tabela abaixo apresenta a classificação das subs-
tâncias inorgânicas de maior produção nos Estados Uni-
dos, em 1 999:
Classificação
Produto
I a lugar
ácido sulfúrico
2 a lugar
amónia
3 a lugar
ácido fosfórico
1 0 a lugar
dióxido de titânio
As fórmulas químicas das substâncias classificadas em 1°,
2 a , 3 2 e 1 0 a lugares são, respectivamente:
a) H 2 P0 4 , NH 3 , H 3 S0 4 , Ti0 2
b) H 2 S, PH 3 , H 3 P0 4 , Ti 2 0
c) h 2 so 4 , nh 3 , hcio 4 , tío 2
d) H 2 S0 3 , NH 4 , HC10 4í TiO
e) H 2 S0 4 , NH 3 , H 3 P0 4 , TiO,
5 (Cesgranrio-RJ) Os principais poluentes do ar nos gran-
des centros urbanos são o gás sulfuroso (S0 2 ) e o
monóxido de carbono (CO). O S0 2 é proveniente das
indústrias que queimam combustíveis fósseis (carvão e
petróleo). Já o CO provém da combustão incompleta da
gasolina em veículos automotivos desregulados. Saben-
Capítulo 9 • Óxidos inorgânicos
do-se que o S0 2 (causador da chuva ácida) e o CO (cau-
sador de inibição respiratória) são óxidos, suas classifica-
ções são, respectivamente:
a) anfótero e neutro
b) básico e ácido
c) ácido e anfótero
d) ácido e básico
e) ácido e neutro
6 (Mackenzie-SP)
n 2 o 5 +
CO +
k 2 o +
Nas equações acima, do comportamento mostrado pe-
los óxidos, conclui-se que:
a) K 2 0 é um peróxido.
b) CO é um óxido neutro ou indiferente.
c) K 2 0 é um óxido ácido.
d) N 2 0 5 é um óxido duplo ou misto.
e) N 2 0 5 é um óxido básico.
7 (Acafe-SC) A alternativa que apresenta os anidridos cor-
respondentes aos ácidos H 2 S0 3 , H 2 C0 3 , H 2 Si0 3 , HQ0 4 é:
a) S0 2 , C0 2 , Si0 2 , CÍ0 4
b) S0 3 , C0 2 , Si0 2 , CÍ0 4
c) so 3 , co 2 , sío 2 , ct 2 o 5
d) S0 2 , CO, Si0 2 , Ci 2 0 3
e) S0 2 , C0 2 , Si0 2 , Cl 2 0 7
8 Coloque os óxidos Mn0 3 , Mn 2 0 3 , Mn0 2 , Mn 2 0 7 , MnO
na ordem do mais básico para o mais ácido.
9 Escreva as equações das reações do óxido anfótero SnO
com o HCÍ e com o NaOH.
10 (Osec-SP) Na queima do enxofre em pó forma-se um
gás (dióxido de enxofre). O papel de tornassol azul
embebido em água, na presença desse gás, apresenta-
rá a coloração:
a) incolor
b) amarela
c) verde
d) azul
e) vermelha
11 (UFRGS-RS) São apresentadas abaixo substâncias quími-
cas, na coluna da esquerda, e uma possível aplicação para
cada uma delas, na coluna da direita.
1. h 2 so 4
A. descorante de cabelos
2. NaOCÍ
B. antiácido estomacal
3. H 2 0 2
C. água sanitária
4. Mg(OH) 2
D. conservação de alimentos
5. NaCl
E. solução de baterias automotivas
A associação correta entre as substâncias químicas, na
coluna da esquerda, e as aplicações correspondentes,
na coluna da direita, é:
a)
3A,
4B,
2C,
5 D,
1 E.
b)
2A,
3B,
ic.
5 D,
4E.
c)
3 A,
4B,
1C,
5 D,
2E.
d)
2A,
3B,
4C,
1 D,
5E.
e)
3A,
2B,
1C,
4 D,
5E.
227
h 2 o —
— 2 HN0 3
h 2 o —
— ► não reage
h 2 o —
► 2 KOH
Capitulo 09-QF1-PNLEM
227
30/5/05, 9:49
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
12 (Mackenzie-SP)
1
Galena
PbS
II
Pirolusita
Mn0 2
III
Blenda
ZnS
IV
Cassiterita
Sn0 2
V
Calcopirita
CuS • FeS
Na tabela acima estão numerados, de I a V, os princi-
pais minérios de alguns metais. O chumbo, o zinco e o
estanho são obtidos, respectivamente, pela redução dos
minérios:
a) I, IV e V
b) V, II e IV
c) III, IV e II
d) I, III e IV
e) V, IV e I
13 (Vunesp) Na Idade Média, era usual o emprego de óxido
de chumbo (IV) como pigmento branco em telas. Em nos-
sos dias, com o aumento do teor de H 2 S na atmosfera,
proveniente da queima de combustíveis fósseis, pinturas
dessa época passaram a ter suas áreas brancas transforma-
das em castanho escuro, devido à formação de sulfeto de
chumbo (II). No trabalho de restauração dessas pinturas
são empregadas soluções diluídas de peróxido de hidrogê-
nio, que transformam o sulfeto de chumbo (II) em sulfato
de chumbo (II), um sólido branco. As fórmulas do óxido de
chumbo (IV), sulfeto de chumbo (II), peróxido de hidrogê-
nio e sulfato de chumbo (II) são, respectivamente:
a) PbO, PbS, H 2 0 2 , PbS0 4
b) Pb0 2 , PbS, H 2 0 2 , PbS0 4
c) Pb 2 0 3 , PbS 2 , Íh 2 0, Pb(S0 4 ) 2
d) Pb0 2 , PbS, H 2 0 2 , PbS0 3
e) PbO, PbS0 3 , H 2 0 2 , PbS 2 0 3
14 (UFF-RJ) Um dos processos de purificação da água para
uso doméstico constitui-se das seguintes etapas:
1- filtração seguida de alcalinização com óxido de cál-
cio (X).
2- floculação por adição de sulfato de alumínio (K) se-
guida de filtração.
3 S aeração e adição de cloro para formação do ácido
hipocloroso (Z) que elimina bactérias.
A opção que apresenta as fórmulas químicas das subs-
tâncias indicadas, respectivamente, por X, Y e Z é.
a) Ca0 2 ; AÍ 2 (S0 4 ) 3 ; HCÍO
b) Ca0 2 ; AÍ 2 (S0 3 ) 3 ; HCÍO,
c) CaO; AÍ 2 S 3 ; HCÍO,
d) CaO; AÍ 2 (SO„) 3 ; HCÍO
e) CaO; Al 2 (SO„) 3 ; HCÍO,
15 (FEI-SP) Um elemento metálico forma um óxido de fór-
mula M0 2 . A fórmula de seu cloreto será, provavelmente:
a) MCÍ c) MCÍ 3 e) MCÍ 5
b) MCÍ 2 d) MCÍ 4
16 (PUC-MG) Observe as reações químicas abaixo:
1. MgO
+
h 2 o —
— Mg(OH) ;
II. co 2
+
h 2 o —
— ► h 2 co 3
III. k 2 o
+
2 HCÍ
— ► 2 KCÍ
IV. so 3
+
2 NaOH
— ► Na 2 SQ 4
A afirmativa incorreta é:
a) As reações II e IV envolvem óxidos ácidos ou anidridos.
b) As reações I e III envolvem óxidos básicos.
c) O sal produzido na reação IV chama-se sulfato de sódio.
d) O sal produzido na reação III chama-se cloreto de
potássio.
e) O caráter básico dos óxidos se acentua, à medida que
o oxigênio se liga a elementos mais eletronegativos.
1 7 (Uece) O ferro em contato com a umidade do ar provoca
a formação da ferrugem, que é um óxido de ferro. A com-
binação do ferro (Fe), com o oxigênio (0 2 ) do ar diluído
em água faz surgir uma teia, na qual cada átomo de ferro
se liga a 4 ou 6 átomos de oxigênio. Um dos óxidos do
ferro é o Fe 3 0 4 , que é classificado como:
a) óxido neutro
b) óxido básico
c) óxido duplo ou misto
d) peróxido
1 8 (Mackenzie-SP) Ao se colocar gelo-seco, C0 2 (s), em água
levemente alcalina, em presença de fenolftaleína, verifi-
ca-se que a solução que inicialmente era rósea torna-se
incolor. Esse fato se observa porque:
a) ocorre abaixamento da temperatura da água.
b) ocorre vaporização da fenolftaleína.
c) o ácido carbônico formado é incolor.
d) o pH da solução aumenta.
e) o pH da solução diminui.
AS FUNÇÕES INORGÂNICAS E A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA
No estudo da Classificação Periódica, vimos na página 127 que várias propriedades físicas
dos elementos (como densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição etc.) variam periodicamente com
o aumento dos números atômicos. Com as propriedades químicas acontece o mesmo, de tal modo
que podemos dizer:
Os elementos situados em uma mesma coluna da Tabela Periódica têm propriedades
químicas semelhantes e, em conseqüência, formam compostos com fórmulas e nomes
semelhantes.
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Capitulo 09-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Isso decorre do fato de todos os elementos da mesma coluna apresentarem o mesmo número de
elétrons na última camada eletrônica, como foi explicado no capítulo 5. Assim, por exemplo, todos os
elementos da coluna IA (metais alcalinos) têm 1 elétron na última camada; eles tendem a ceder esse
elétron, transformando-se em cátion de carga 1 +. Todos os elementos da coluna 7A (halogênios) têm
7 elétrons na última camada; eles tendem a receber um elétron, transformando-se em ânions, de carga 1
Tomando como exemplo o sódio e o cloro, temos:
- - e - „
/
Na + Cf. * Na Cf (cloreto de sódio)
Repare na semelhança de fórmulas e nomes, quando consideramos outros elementos das colunas
IA e 7A:
Colunas
Fórmulas dos sais
Nomes dos sais
IA
7A
Na
CL
NaQ.
Cloreto de sódio
K
1
Kl
Iodeto de potássio
Rb
F
RbF
Fluoreto de rubídio
Cs
Br
CsBr
Brometo de césio
Essa semelhança de fórmulas e nomes aparece em todas as funções químicas: ácidos, bases, sais e
óxidos. Acompanhe os exemplos:
Ácidos
Na coluna 7A, temos, por exemplo:
HCf — ácido clorídrico
HBr — ácido bromídrico
(ambos covalentes, de caráter ácido forte)
Bases
Na coluna IA, temos, por exemplo:
NaOH — hidróxido de sódio
KOH — hidróxido de potássio
(ambos iônicos, de caráter básico forte)
Sais
Nas colunas 1 A e 7A, já vimos, como exemplos:
NaCf — cloreto de sódio
Kl — iodeto de potássio
(ambos sólidos, iônicos, cristalinos, de fusão e ebulição difíceis)
Óxidos -
Na coluna 5A, temos, por exemplo:
N 2 O s — anidrido nítrico
P 2 O s — anidrido fosfórico
(ambos covalentes e classificados como óxidos ácidos ou anidridos)
A partir daí, podemos afirmar que quem conhece as fórmulas e os nomes de alguns compostos de
um certo elemento químico pode "deduzir" as fórmulas e os nomes dos compostos correspondentes
de todos os outros elementos que estão na mesma coluna da Tabela Periódica.
Por exemplo, quem conhece os ácidos do cloro (coluna 7 A)
H
Cf
o 4 -
ácido
per
clór
ico
H
Cf
o 3 -
ácido
clór
ico
H
Cf
o 2
ácido
clor
oso
H
Cf
O —
ácido
hipo
clor
oso
H
Cf
—
ácido
clor
ídrico
trocando:
H
Br
—
ácido
brom
ídrico
ou trocando:
H
1
—
ácido
iod
ídrico
terá "deduzido" as fórmulas e os nomes dos ácidos do bromo e do iodo, respectivamente.
Capítulo 9 • Óxidos inorgânicos 229
Capitulo 09-QF1-PNLEM
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O esquema a seguir resume as fórmulas dos principais compostos ao longo da Tabela Periódica:
Coluna
IA (B)
2A (B)
3A (B)
4A (B)
5A (B)
6 A (B)
7 A (B)
N m máximo
+ 1
+ 2
+ 3
+4
+ 5
+ 6
+ 7
N ox mínimo
-4
-3
— 2
-1
(H 3 XO 3 )
h 4 xo 4
h 3 xo 4
h 2 xo 4
hxo 4
h 2 xo 3
h 4 x 2 o 7
h 2 xo 3
hxo 3
Ácidos
hxo 3
h 2 x
hxo 2
HXO
h 3 xo 3
HX
fiOH
fi(OH ) 2
B(OH ) 3
B(OH ) 4
Bases
B(OH ) 2
Óxidos
e 2 o
EO
f 2 o 3
eo 2
e 2 o 5
£ 0 3
e 2 o 7
EO
e 2 O 3
eo 2
e 2 o 5
OBSERVAÇÕES
• As fórmulas são mais regulares nas colunas A da Tabela Periódica. Nas colunas B, isto é, nos metais de
transição, a regularidade é menor.
• Relembramos que: o número de oxidação máximo de um elemento coincide com o número da coluna
onde ele se encontra; e o número de oxidação mínimo é igual ao número dessa coluna subtraído de 8.
Isso decorre da variação da estrutura eletrônica ao longo do período da Tabela Periódica e da tendência
dos elementos de completarem o octeto eletrônico. Considerando esse fato, podemos entender melhor
as fórmulas dos ácidos, bases e óxidos, que são dadas no quadro anterior.
• O caráter ácido é próprio dos não-metais. Sendo assim, os ácidos aparecem do lado direito e superior
da Tabela Periódica. O caráter básico é próprio dos metais. Desse modo, as bases aparecem do lado
esquerdo e inferior da Tabela Periódica. Intermediariamente, aparece o caráter anfótero.
• Os óxidos também acompanham a variação do caráter ácido-básico, ao longo da Tabela Periódica:
IA
2A
3A
4A
5A
6A
7A
E 2 O EO ^ 2^3
Óxidos básicos
eo 2
EO
Óxidos
anfóteros
(moleculares)
E 2 O s E0 3 E 2 0 7
E 2 0 3 E0 2 E 2 O s
Óxidos ácidos ou anidridos
(iônicos)
(moleculares)
• Também os sais, que não foram mencionados nos esquemas anteriores, apresentam analogias quando
trocamos seus elementos por outros da mesma coluna da Tabela Periódica.
Por exemplo:
Na 4 P 2 0 7 — pirofosfato de sódio
Na 4 As 2 0 7 — piroarseniato de sódio
Nesse caso, trocamos o P pelo As, ambos da coluna 5A.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Outro exemplo:
CaS0 4 — sulfato de cálcio
BaSe0 4 — selenato de bário
Nesse caso, trocamos o Ca pelo Ba, ambos da coluna 2A, e também o S pelo Se, ambos da coluna 6A.
• Uma classe de compostos importantes, mas que não foi detalhada até agora, é a classe dos hidretos,
que são os compostos binários do hidrogênio. Por exemplo: NaH, CH 4 , NH 3 , H 2 0, HCl etc. Essa classe
é muito grande e abrange compostos com características muito diferentes entre si.
Os hidretos dos metais alcalinos e alcalino-terrosos (colunas IA e 2A) são compostos iônicos, sólidos e
cristalinos, em que o hidrogênio apresenta N ox igual a -1. Esses hidretos têm "caráter básico", pois
reagem com a água, produzindo bases:
NaH + H 2 0 ► NaOH + H 2
CaH 2 + 2 H 2 0 ► Ca(OH) 2 + 2 W 2
Os hidretos dos semimetais e dos não-metais (colunas 3A e 7 A) são compostos moleculares, líquidos ou
gasosos, em que o hidrogênio apresenta N ox igual a +1 . Como exemplos importantes podemos citar:
— na coluna 4A, o carbono forma desde CH 4 , que é seu hidreto mais simples, até compostos C X H > , nos
quais x e y assumem valores bastante elevados. Esses compostos têm o nome genérico de
hidrocarbonetos e são "indiferentes" às reações ácido-base;
— na coluna 5A, o nitrogênio forma o NH 3 , composto molecular, gasoso e de "caráter básico", pois
reage com a água, formando o hidróxido de amónio:
NH 3 + h 2 o NH 4 OH
— na coluna 6A, o oxigênio forma a água, composto molecular, líquido e de "caráter anfótero", os
demais elementos da coluna 6A formam "hidretos ácidos": H 2 S, H 2 Se, H 2 Te;
— na coluna 7 A, os hidretos são moleculares, gasosos e fortemente ácidos: HCl, HBr, Hl.
E interessante notar que todos esses exemplos se encaixam perfeitamente nos esquemas de formula-
ção segundo a Tabela Periódica, como vemos a seguir:
Colunas
IA
2A
3A
4A
5A
6 A
7A
Fórmula geral do hidreto
EH
£H 2
£Hb
£H 4
EH 3
H 2 £
H£
Exemplos
NaH
CaH 2
bh 3
ch 4
NHj
h 2 o
HO.
Responda em
seu caderno
a) Quais as semelhanças que compostos formados por elementos situados em um mesmo
grupo da Tabela Periódica apresentam?
b) Que colunas, A (representativos) ou B (não-representativos), da Tabela Periódica
apresentam maiores regularidades de formulação e nomenclatura?
c) Como varia o caráter básico na Tabela Periódica? E o caráter ácido?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
19 Conhecendo as seguintes fórmulas e nomes:
H 2 S0 4 — ácido sulfúrico
H 2 S0 3 — ácido sulfuroso
H 2 S — ácido sulfídrico
deduza as fórmulas e os nomes dos ácidos corres-
pondentes, formados pelos elementos químicos
selênio (Se) e telúrio (Te), que aparecem na mesma
coluna (6A) em que se encontra o enxofre (S) na
Tabela Periódica.
Resolução
Por analogia, serão:
Capítulo 9 • Óxidos inorgânicos
H 2 Se0 4
— ácido selênico
H 2 Se0 3
— ácido selenoso
H 2 S
— ácido selenídrico
H 2 Te0 4
— ácido telúrico
H 2 Te0 3
— ácido teluroso
HJe
— ácido telurídrico
20 Escreva as fórmulas dos hidróxidos dos seguintes ele-
mentos:
a) gálio (Ga)
b) rádio (Ra)
c) frâncio (Fr)
d) berílio (Be)
e) rubídio (Rb)
231
Capitulo 09-QF1-PNLEM
231
12/7/05, 19:55
21 (Cesgranrio-RJ) São dadas as seguintes fórmulas: Ca 3 (P0 4 ) 2 ,
Cs Cl e Rb 2 Cr0 4 . Por analogia, a opção que contém as
fórmulas corretas das substâncias arsenato de magnésio,
fluoreto de lítio e molibdato de sódio é:
a) Mg 3 (As0 4 ) 2 , LiF 2 , Na 2 Mo0 4
b) Mg 3 (As0 4 ) 2 , Li 2 F, Na 2 Mo0 4
c) Mg 3 (As0 4 ) 2 , LiF, Na 2 Mo0 4
d) Mg 2 (As0 4 ) 3 , LiF, NaMo0 4
e) MgAs0 4 , LiF, NaMo0 4
22 (PUC-RJ) As fórmulas dos hidretos de alguns ametais e
semimetais estão apresentadas a seguir: AÍH 3/ SiH 4 , PH 3 ,
GaH 3 , AsH 3 , lnH 3 , SnH 4 , SbH 3 . Com base nesses dados e
com o auxílio da Tabela Periódica, pode-se dizer que a
fórmula correta para o hidreto de germânio será:
a) GeH c) GeH 3 e) GeH 5
b) GeH 2 d) CeH 4
Exercício resolvido
23 (Vunesp) Com base na distribuição eletrônica o ele-
mento de número atômico 19 combina-se mais fa-
cilmente, formando um composto iônico, com o ele-
mento de número atômico:
a) 11 c) 18 e) 27
b) 1 7 d) 20
a) iônica, sólido. d) covalente, líquido.
b) metálica, sólido. e) covalente, gasoso.
c) covalente, sólido.
25 (Ulbra-RS) É possível prever teoricamente a existência de
diferentes substâncias pela posição dos elementos que as
formam na Tabela Periódica. Assim é provável que não
ocorra:
a) Mg 2 P 3 c) SrO e) K 2 S
b) SiCl 4 d) LiF
26 (Cesgranrio-R|) Dois elementos, X e T, apresentam so-
mente covalências simples nos compostos oxigenados de
fórmulas X 2 0 e 70 2 . A opção correta é:
a) X pode formar hidróxidos de fórmulas XOH e X(OH) 2 .
b) T pode formar ácidos de fórmulas HTe H 2 T.
c) X pode formar oxiácidos de fórmulas HXO e HX0 4 .
d) T pode formar hidróxidos de fórmulas TOH e T(OH) 3 .
e) X e T podem ser calcogênios.
27 (Cesgranrio-RJ) A opção que apresenta os óxidos em or-
dem crescente de caráter ácido é:
a) MgO; P 4 O 10 ; Aí 2 0 3 ; Cl 2 0 7
b) MgO; Cl 2 0 7 ; P 4 O 10 ; Na 2 0
c) Na 2 0; Aí 2 0 3 ; S0 3 ; Si0 2
d) Na 2 0; Aí 2 0 3 ; Si0 2 ; S0 3
e) Na 2 0; Ct 2 0 7 ; MgO; P 4 O 10
Resolução
Nesta questão, os elementos químicos são mencio-
nados por seus números atômicos.
Podemos, então, identificá-los facilmente olhando
para a Tabela Periódica. Temos assim:
(dado) 19 — potássio (K) : alcalino (positivo)
a)
11 —
sódio
(Na) 1 ►
KCl
b)
17 —
cloro
/»
(Cl) : halogênio (negativo)
c)
18 —
argônio
(Ar)
d)
20 —
cálcio
(Ca)
e)
27 —
cobalto
(Co)
24 (Ceeteps-SP) À temperatura ambiente, a ligação química
e o estado físico de um composto binário constituído por
elementos pertencentes a famílias extremas (por exem-
plo, 2A e 6A) da tabela periódica são, respectivamente:
28 (FMU-SP) Nos garimpos, utiliza-se mercúrio para separar
o ouro das impurezas. Quando o mercúrio entra em con-
tato com a água dos rios, causa uma séria contaminação:
é absorvido por microrganismos, que são ingeridos pe-
los peixes pequenos, os quais são devorados pelos peixes
grandes, que são usados na alimentação humana. Pode-
mos prever, com o auxílio da Tabela, que um elemento
com comportamento semelhante ao do mercúrio é:
a) Na c) Cd e) Fe
b) C d) Ca
29 (Vest-Rio) Um médico atendeu um paciente com dores
abdominais, originadas de uma patologia denominada
"úlcera péptica duodenal". Para tratamento desse pacien-
te, o médico prescreveu um medicamento que contém
um hidróxido metálico, classificado como "uma base fra-
ca". Esse metal pertence, de acordo com a Tabela Perió-
dica, ao seguinte grupo:
a) IA c) 6A e) Zero
b) 3A d) 7 A
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
30 Escreva as fórmulas dos óxidos máximos (óxido máximo
é o que contém o elemento em seu N ox máximo) de:
a) vanádio (V); d) zircônio (Zr);
b) germânio (Ce); e) cromo (Cr).
c) manganês (Mn);
31 (UFMC) Considere os seguintes elementos hipotéticos, cujos
números atômicos estão dados nos índices inferiores:
114 C, 115 j, 1 1 6^-/ 117^ e 118^
Entre seus compostos abaixo, qual é o mais provável de
um dia ser sintetizado?
a) C0 2 c) FeL 2 e) Z 2
b) yci 4 d) CaX
32 (UFMC) Considere os seguintes elementos e os seus res-
pectivos números atômicos: alumínio (13), silício (14),
enxofre (1 6) e bário (56).
A alternativa que indica o hidreto menos provável de ser
formado é:
a) AÍH 2 c) H 2 S
b) BaH 2 d) SiH 4
33 (PUC-Campinas-SP) Considere os seguintes elementos
químicos e suas localizações na Tabela Periódica.
A:
família
IA
B:
família
5A
C:
família
6A
D:
família
7A
Qual é a fórmula representativa de uma possível substân-
cia formada por dois dos elementos citados e cuja molé-
cula apresenta três ligações covalentes?
a) AB i c) fi 3 C e) BD 3
b) A 2 B d) AD
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
34 (Mackenzie-SP) Se átomos do elemento genérico W que
formam íons bivalentes negativos ligam-se a átomos de
outro elemento 3 )f, a fórmula do composto formado e a
função inorgânica a que pertence são, respectivamente:
a) YW 2 ; óxido d) W 3 Y 2 ) óxido
b) y 2 W; sal e) V^VV; ácido
c) W 2 y 3 ; sal
35 (Vunesp) Os elementos químicos C, Si, Ge, Sn e Pb per-
tencem ao grupo IVA (ou 1 4) da Tabela Periódica. Sobre
esses elementos, são feitas as cinco afirmações seguintes.
I. C, Si e Ge são semimetais.
II. Sn e Pb são os únicos metais do grupo.
III. C existe em várias formas alotrópicas, como o grafite,
o diamante e os fulerenos.
IV. Esses elementos formam, com cloro e hidrogênio, so-
mente compostos de fórmulas ECl 3 e E H 3 , onde E é
um desses elementos.
V. Si é o elemento mais abundante da crosta terrestre e é
encontrado em muitos minerais na forma de Si0 2 .
Dessas afirmações, estão corretas:
a) I, II e V, somente. d) II e IV, somente.
b) I, III e IV, somente. e) I, II, III, IV e V.
c) II, III e V, somente.
36 (Fatec-SP) O cloreto de potássio (KCl) é um sal bastante
solúvel em água. Essa solução foi submetida a alguns tes-
tes, cujos resultados estão representados abaixo:
Teste
Resultado
PH
Neutro
Interação com solução
de AgN0 3
Formação de precipitado
Interação com solução
de H 2 S0 4
Não há formação de precipi-
tado; não há liberação de gás.
A alternativa em que se encontra um outro sal cuja solu-
ção aquosa, submetida aos mesmos testes, daria resulta-
dos análogos aos observados para a solução de KCl é:
a) CaS c) Bal e) HF
b) MgO d) NaBr
—
LEITURA
A CHUVA ÁCIDA
O conceito de pH, dado na página 203, diz que a água pura tem pH = 7. Valores de pH acima de 7
indicam soluções básicas, e abaixo de 7, soluções ácidas.
Não existe chuva totalmente pura, pois ela sempre arrasta consigo componentes da atmosfera. O
próprio C0 2 , que existe normalmente na atmosfera (como resultado da respiração dos seres vivos e da
queima de materiais orgânicos), ao se dissolver na água da chuva, já a torna ácida, devido à reação
co 2 + H 2 0 H 2 C0 3 . O acido carbonico formado e, porem, muito fraco, e a chuva assim conta-
minada" tem pH por volta de 5,6.
A situação, contudo, se complica em função dos óxidos de enxofre (S0 2 e S0 3 ) e dos óxidos de
nitrogênio (NO e N0 2 ) existentes na atmosfera.
O S0 2 , existente na atmosfera, pode ser de origem natural ou artificial. O S0 2 natural é proveniente
das erupções vulcânicas e da decomposição de vegetais e animais no solo, nos pântanos e nos oceanos. O
S0 2 artificial é proveniente principalmente da queima de carvão mineral (em caldeiras industriais, em
usinas termoelétricas etc.) e da queima dos derivados do petróleo (em motores de veículos, de avião etc.).
Na atmosfera ocorrem, por exemplo, as reações:
2 S0 2 + 0 2 2 S0 3
so 3 + h 2 o ► h 2 so 4
Assim, forma-se o H 2 S0 4 , que é um ácido forte e constitui o maior "vilão" da chuva ácida.
Fatos semelhantes ocorrem, na atmosfera, com os óxidos do nitrogênio — especialmente NO e N0 2 .
O ar é formado principalmente por N 2 e 0 2 ; durante as tempestades, os raios provocam a reação
N 2 + 0 2 ► 2 NO. Além disso, a decomposição de vegetais e animais, por bactérias do solo, tam-
bém produz óxidos de nitrogênio. Além desses fenômenos naturais, as combustões nos motores de veícu-
los, de avião etc. constituem fontes artificiais de grandes quantidades de óxidos de nitrogênio. Na atmos-
fera podem então ocorrer reações como:
2 NO + 0 2 2 N0 2
2 no 2 + h 2 o - hno 2 + hno 3
2 HN0 2 + 0 2 ► 2 HNO,
Desse modo, forma-se o HN0 3 , que é o segundo "vilão" da chuva ácida.
Pois bem, em grandes cidades (devido às indústrias e ao grande número de veículos) e em regiões
muito industrializadas (com refinarias de petróleo, indústrias metalúrgicas etc.), o ar vai acumulando gran-
des quantidades de H 2 S0 4 e HN0 3 . A chuva traz esses ácidos para o solo, dando origem ao fenômeno
chamado de chuva ácida. Tecnicamente, chama-se de chuva ácida a qualquer chuva com pH < 5,6; em
regiões populosas e industriais são comuns chuvas com pH = 4,5 (já foram registradas chuvas com pH = 2,
o que corresponde à acidez de um suco de limão ou do vinagre concentrado.
Capítulo 9 • Óxidos inorgânicos
233
Capitulo 09-QF1-PNLEM
233
30/5/05, 9:50
Os efeitos da chuva ácida são múltiplos e sempre bastante nocivos.
Reações químicas na atmosfera
Óxidos de enxofre e nitrogênio,
provenientes de fábricas e
escapamentos de veículos,
"entram" na atmosfera.
H 2 S0 4 e HNOj
"caem" como
chuva ácida.
/. í lUhliUUi
' i‘il %'ií
//////// /p
Gases e ácidos
deterioram edifícios.
Gases ácidos
danificam
as árvores.
O solo se
torna ácido.
Plantas absorvem
substâncias venenosas.
Nos lagos, a chuva ácida provoca a morte dos peixes; nas florestas, a
destruição das árvores. O próprio solo se altera quimicamente, envene-
nando as plantações e reduzindo as colheitas. As águas subterrâneas são
contaminadas. Há corrosão e desgaste dos prédios e dos monumentos.
Por fim, a própria saúde do homem e dos animais é prejudicada, com o
aparecimento de várias enfermidades do sistema respiratório, como tosse,
bronquite e enfisema pulmonar. Um incidente triste ocorreu em Londres,
em dezembro de 1952, quando a cidade ficou coberta, durante vários
dias, por uma nuvem de fumaça ( smoke ) e neblina ( [fog ), conhecida pela
abreviação smog ; aproximadamente 4.000 pessoas, principalmente crian-
ças e idosos, acabaram morrendo por causa dessa forte poluição.
As soluções para a chuva ácida são caras e de aplicação complicada,
pois envolvem aspectos técnicos, econômicos, políticos, sociais etc. Do ponto
de vista técnico, recomendam-se, como medidas principais:
• a purificação do carvão mineral, antes de seu uso;
• o emprego de caldeiras com sistemas de absorção de S0 2 ;
• o uso de petróleo de melhor qualidade e a purificação de seus deri-
vados, visando à eliminação de compostos de enxofre;
• nas cidades, o maior uso de transporte coletivo (metrôs, trens suburba-
nos, ônibus etc.) e o desestimulo ao uso de carros particulares;
• a construção de carros menores, com motores mais eficientes e com
escapamentos providos de catalisadores que decomponham os ga-
ses tóxicos e nocivos.
• e muitas outras medidas, aplicáveis às indústrias, às residências, aos
transportes e ao nosso dia-a-dia.
Efeitos da chuva ácida numa
estátua em antigo edifício
na Europa.
HAGAR
Dik Browne
VAMOS
CORRER O
RISCOI
ELES ESTÃO
SEMPRE
ERRADOS..^
VOCE PRECISA
CONSERTAR O
TETO AMANHÃ!
A METEOROLO
SIA PREVIU
^ CHUVAS! ^
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KING FEATURES / INTERCONTINENTAL PRESS
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
37 Por que a chuva normal é ligeiramente ácida?
38 Qual é a origem do S0 2 existente na atmosfera? E a dos
óxidos de nitrogênio?
39 Quais são os principais responsáveis pela chuva ácida?
40 (Vunesp) Sabe-se que a chuva ácida é formada pela dis-
solução, na água da chuva, de óxidos ácidos presentes
na atmosfera.
Entre os pares de óxidos relacionados, qual é constituído
apenas por óxidos que provocam a chuva ácida?
a) Na 2 0 e N0 2 c) C0 2 e S0 3 e) CO e NO
b) C0 2 e MgO d) CO e N 2 0
41 (Univali-SC) A chuva ácida é um fenômeno químico re-
sultante do contato entre o vapor d'água existente no ar,
o dióxido de enxofre e os óxidos de nitrogênio. O enxo-
fre é liberado, principalmente, por indústrias de veículos
e usinas termoelétricas movidas a carvão e a óleo; os óxi-
dos de nitrogênio por automóveis e fertilizantes.
Ambos reagem com o vapor de água, originando, res-
pectivamente, os ácidos sulfuroso, sulfídrico e sulfúrico,
e o ácido nítrico. Esses elementos se precipitam, então,
na forma de chuva, neve, orvalho ou geada, na chamada
chuva ácida.
Dentre os efeitos da chuva ácida estão a corrosão de equi-
pamentos e a degradação das plantas, solos e lagos. O
contato com os ácidos é prejudicial, podendo causar, por
exemplo, doenças respiratórias.
As fórmulas dos ácidos citados no texto acima, respec-
tivamente, são.
a) H 2 S, H 2 S0 4 , H 2 S0 3 , HN0 3 .
b) H 2 S0 3 , H 2 S0 4í H 2 S, HN0 2 .
c) HSO„, HS, H 2 S0 4 , HN0 3 .
d) HN0 3 , H 2 S0 4 , H 2 S, H 2 S0 3 .
e) H 2 S0 3 , H 2 S, H 2 S0 4 , HN0 3 .
(Enem-MEC) O enunciado abaixo servirá para as duas
questões seguintes.
Um dos problemas ambientais decorrentes da industria-
lização é a poluição atmosférica. Chaminés altas lançam
ao ar, entre outros materiais, o dióxido de enxofre (S0 2 ),
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).
42 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 — MC (pedra sabão, con-
tém 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
43 Com relação aos efeitos sobre o ecossistema, pode-se afir-
mar que:
I. as chuvas ácidas poderiam causar a diminuição do pH
da água de um lago, o que acarretaria a morte de
algumas espécies, rompendo a cadeia alimentar;
II. as chuvas ácidas poderiam provocar acidificação do solo,
o que prejudicaria o crescimento de certos vegetais;
III. as chuvas ácidas causam danos se apresentam valor
de pH maior que o da água destilada.
Dessas afirmativas está(ão) correta(s):
a) I, apenas d) II e III, apenas
b) III, apenas e) I e III, apenas
c) I e II, apenas
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
44 (UFjF-MG) O composto Fe 2 0 3 • nH 2 0 é um dos compo-
nentes da ferrugem, resultante da reação química que
ocorre em ligas metálicas que contêm ferro, quando ex-
postas ao ar atmosférico úmido. Na formação da ferru-
gem, pode-se afirmar que:
a) ocorre a oxidação do ferro.
b) no composto Fe 2 0 3 - nH 2 0, o ferro possui número de
oxidação igual a zero.
c) ocorre a redução do ferro.
d) o oxigênio sofre oxidação.
e) não é necessária a presença de água para que a ferru-
gem seja formada.
45 (Unirio-RJ) "Os grãos arrancados das dunas do deserto
do Saara, no continente africano, sobem para a atmosfe-
ra e formam um verdadeiro continente flutuante, de 5.000
quilômetros de extensão. Ao refletir a radiação do Sol de
volta para o espaço, a areia faz o papel de filtro solar,
contrabalançando o aquecimento do planeta, chamado
de efeito estufa."
Superinteressante, n a 9, setembro 1997, p. 12.
Considerando que a areia é basicamente formada por
Si0 2 , qual é a opção que contém o óxido com a mesma
classificação do Si0 2 ?
Capítulo 9 • Óxidos inorgânicos
a) BaO c) Cí 2 0 7 e) U 2 0
b) CaO d) H 2 0 2
46 (Fuvest-SP) A criação de camarão em cativeiro exige, en-
tre 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 amónia.
d) borbulhar, por certo tempo, gás carbônico.
e) borbulhar, por certo tempo, oxigênio.
47 (Vunesp) Entre os peróxidos, apenas o peróxido de hidro-
gênio (H 2 0 2 ) é molecular, todos os demais são iônicos.
Peróxidos metálicos, como, por exemplo, peróxido de
sódio (Na 2 0 2 ), ao reagirem com água, podem formar
peróxido de hidrogênio mais o hidróxido metálico corres-
pondente. No entanto, em meio alcalino, o peróxido de
hidrogênio sofre decomposição, liberando gás oxigênio
(0 2 ) e água. Com base nas informações dadas escreva:
a) a equação química da reação entre peróxido de sódio
e água;
b) a equação química de decomposição do peróxido de
hidrogênio em meio alcalino.
235
30/5/05, 9:51
Capitulo 09-QF1-PNLEM
235
48 (UFMG) A água oxigenada pode ser usada para a desin-
fecção de ferimentos, promovida pelo oxigênio liberado
na reação:
H 2 0 2 (aq) ► H 2 0 (í) + ± 0 2 (g)
Essa reação ocorre lentamente, em condições normais
de armazenagem. Quando, porém, a água oxigenada
entra em contato com um ferimento, observa-se um
borbulhamento intenso.
Com relação a esse fenômeno, é incorreto afirmar que:
a) a decomposição da água oxigenada é acelerada quan-
do em contato com um ferimento.
b) o borbulhamento da água oxigenada, em contato
com um ferimento, evidencia a vaporização dessa
substância.
c) o hidrogênio presente em H 2 0 2 mantém seu número
de oxidação ao final da reação de decomposição.
d) o oxigênio presente em H 2 0 2 é oxidado e reduzido na
reação de decomposição.
49 (PUC-SP) Considere 4 elementos químicos representados
por: X, A, B e C. Sabe-se que:
• os elementos A e X pertencem ao mesmo grupo da
Tabela Periódica;
• A, B e C apresentam números atômicos consecutivos,
sendo o elemento 8 um gás nobre.
É correto afirmar que:
a) o composto formado por A e C é molecular e sua fór-
mula é AC.
b) o composto formado por A e Cé iônico e sua fórmula
é CA.
c) o composto AX apresenta ligação coordenada, sendo
sólido a 20 °C e 1 atm.
d) os elementos A e X apresentam eletronegatividades
idênticas por possuírem o mesmo número de elétrons
na última camada.
e) C é um metal alcalino-terroso e forma um composto
molecular de fórmula CX 2 .
50 (Unicamp-SP) Freqüentemente tem-se recorrido à
exumação de ossadas para investigação policial e arqueo-
lógica. Os ossos que restaram após um longo período de
sepultamento resistiram à ação do tempo por serem cons-
tituídos, principalmente, por um tipo de fosfato de cálcio,
muito estável, de fórmula genérica Ca 10 (PO 4 ) 6 (OH) x .
a) Qual o nome do elemento químico que, no compos-
to acima 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 acima.
Lembre-se de que a fórmula do ácido fosfórico é H 3 P0 4 .
51 (Fatec-SP) A figura a seguir mostra um fragmento da Ta-
bela Periódica, no qual estão indicados alguns elemen-
tos, suas respectivas massas atômicas e a fórmula do óxi-
do comumente formado pelo elemento:
Na
Mg
Aí
23,0
24,3
27,0
Na 2 0
MgO
aí 2 o 3
K
X
Ga
39,1
?
69,7
k 2 o
?
Ga 2 0 3
Rb
Sr
In
85,5
87,6
114,8
Rb 2 Q
SrO
ln 2 Q 3
Com base nesses dados, qual é a alternativa que contém,
respectivamente, um valor plausível para a massa atômi-
ca e a provável fórmula do óxido do elemento identifica-
do como X:
a) 37,9; XO
b) 41,0; XO
c) 54,4; X 2 0
d) 55,9; X 2 0
e) 72,6; X 2 0 3
52 (UFMG) O monitoramento dos compostos nitrogenados
presentes em águas poluídas é usado para avaliar o grau
de decomposição da matéria orgânica presente nessas
águas. Quanto maior o grau de decomposição da maté-
ria orgânica, mais oxidado está o nitrogênio.
Os resultados da análise de quatro amostras de água con-
taminada indicaram a predominância das seguintes es-
pécies nitrogenadas:
Amostra de água
Espécie nitrogenada
predominante
1
n 2
II
NHL
III
NO)
IV
NOL
Com base nesses resultados, é correto afirmar que a
amostra em que a matéria orgânica se encontra em está-
gio mais avançado de decomposição é a:
a) III
b) IV
c) II
d) I
53 (UFPel-RS) Um dos nutrientes essenciais para as plantas é
o nitrogênio que, apesar de abundante na atmosfera, não
pode ser incorporado diretamente do ar. Por isso, usa-
mos artifícios para aumentar a assimilação desse elemen-
to, como a adubação nitrogenada e a fixação simbiótica,
com o uso de bactérias do gênero Rhisobium.
No processo de incorporação ao solo, o nitrogênio passa
por diversas transformações até chegar à forma reduzida
(amoniacal), que é absorvida pelas plantas, formando o
chamado "ciclo do nitrogênio".
Ciclo do nitrogênio
Aerobiose
no;
no;
Nitrificaçao
(Forma reduzida)
NHL
sVf '' 0 ' 0
Podemos afirmar, sobre as seguintes estruturas, forma-
das pelo nitrogênio: N 2 ; N0 2 ; N0 3 e NHL, que:
I. o N 2 é uma substância simples.
II. no íon NO; o nitrogênio possui N ox igual a +1 .
III. o nome do óxido representado por N 2 0 é óxido nítrico.
IV. o composto formado pela interação dos íons NO; e
NHL é o nitrato de amónio.
Estão corretas as afirmativas:
a) I e IV
b) I, II e III
c) III e IV
d) II e IV
e) I, III e IV
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Capitulo 09-QF1-PNLEM
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LI
Tópicos do capítulo
1 Introdução
2 Balanceamento das equações
químicas
Classificações das reações
químicas
4 Quando ocorre uma reação
química?
AS REAÇÕES QUÍMICAS
5 Resumo das principais reações
envolvendo as funções
inorgânicas
Leitura: 0 vidro e o cimento
Partida do ônibus espacial Endeavour.
Apresentação do capítulo
Nos capítulos iniciais deste livro , falamos em matéria e em suas transformações. Vimos
que as transformações ou reações químicas produzem novos materiais e, muitas vezes,
produzem também energia, que é usada para movimentar máquinas e veículos. Em seguida,
por meio da teoria atômica, explicamos a estrutura dos átomos e suas ligações, para formar
as substâncias da natureza. Mostramos também como os elementos químicos são agrupados
na Tabela Periódica e como as substâncias inorgânicas são reunidas em funções.
Vivemos em um mundo rodeado de reações químicas. Na cozinha, o preparo dos alimentos
envolve reações químicas muito complexas. 0 próprio ato de comer dá início a uma série
de reações químicas que ocorrem em nosso organismo e que sustentam a vida. Na partida,
o ônibus espacial queima hidrogênio e gera nuvens de vapor d'água.
Nos capítulos anteriores, já mencionamos várias reações químicas envolvendo ácidos,
bases, sais e óxidos. Agora vamos ampliar o estudo das reações. Mostraremos como se pode
prever e agrupar as reações químicas mais comuns.
Capitulo 10A-QF1-PNLEM 237 ^ 29/5/05,20:16
A
INTRODUÇÃO
No capítulo 3, vimos que a reação química é um fenômeno em que os átomos permanecem
praticamente intactos. Na reação química, as moléculas (ou aglomerados iônicos) iniciais são "desmon-
tadas" e seus átomos são reaproveitados para "montar" as moléculas (ou aglomerados iônicos) finais.
Veja uma representação esquemática (cores-fantasia) em que as moléculas foram bastante ampliadas:
2 moléculas de
hidrogênio (H,)
V
'V'
1 molécula de
oxigênio (0 2 )
J
São os reagentes que vão “desaparecer”
durante a reação. (Aqui há um total de
6 átomos.)
2 moléculas de água (H,0)
J
São os produtos que “aparecem” após a
reação. (Aqui reencontramos os mesmos
6 átomos reagrupados de forma diferente.)
Podemos representar essa reação de maneira simplificada, escrevendo:
2 H 2 + 0 2 > 2 H 2 0
A essa representação damos o nome de equação química.
Equação química é a representação simbólica e abreviada de uma reação química (ou
fenômeno químico).
Os músicos comunicam-se, por escrito, utilizando a notação musical; os matemáticos têm seus
símbolos próprios; no trânsito, existem sinais a que os motoristas devem obedecer etc. Enfim, cada
"tribo" se comunica a sua maneira.
0 0
Proibido ultrapassar Proibido mudar de
faixa de trânsito
Passagem de pedestres Área escolar
Observe-se a direita Proibido trânsito
de pedestres
Alguns sinais de trânsito e seus significados.
As equações químicas representam a escrita usada pelos químicos. É uma linguagem universal, isto
é, não muda de uma língua para outra ou de um país para outro. Isso simplifica bastante a maneira de
expressar um fenômeno ou reação química.
Nas equações químicas, temos:
2 H 2 + 0 2 * 2 H 2 0
Reagentes Produtos
(I 2 membro) (2 2 membro)
• fórmulas (H 2 , 0 2 , H 2 0), que indicam quais são as substâncias participantes da reação química.
No primeiro membro, aparecem os reagentes, isto é, as substâncias que entram em reação; no
segundo membro, aparecem os produtos, isto é, as substâncias que são formadas pela reação.
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Capitulo 10A-QF1-PNLEM
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6/7/05, 14:46
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
• coeficientes estequiométricos ou simplesmente coeficientes (2, 1, 2), que indicam a propor-
ção de moléculas que participam da reação (não é costume escrever o coeficiente 1, que fica,
então, subentendido); o objetivo dos coeficientes é igualar o número total de átomos de cada
elemento no primeiro e no segundo membros da equação.
As fórmulas dão um sentido qualitativo, enquanto os coeficientes dão um sentido quantitativo
às equações químicas.
Nas equações químicas, o sinal A sobre a flecha indica aquecimento; o sinal / indica um gás que é liberta-
do; o sinal * indica um sólido que se precipita. E ainda: (s) indica uma substância no estado sólido; (í),
líquido; (g), gasoso; e (aq), aquoso, indica que a substância está dissolvida na água.
1 . 1 . Equações iônicas
Quando uma reação envolve substâncias iônicas ou ionizadas, podemos escrever apenas os íons
que nos interessam na explicação do fenômeno químico. Por exemplo:
H + OH ► H 2 0 ação iônica
Essa equação indica que um ácido forte (possuidor de H + ) reagiu com uma base forte (possuidora
de OH ), formando água.
Equação iônica é a equação química em que aparecem íons, além de átomos e moléculas.
Seja a seguinte equação, escrita na forma comum:
Zn +
CuS0 4 —
— ZnS0 4
+ Cu
Metal
Sal
Sal
Metal
(iônico)
(iônico)
Ela pode, também, ser escrita:
Zn + Cu 2+ + SOf —
— > Zn 2+ + SOf +
Cancelando o SO 2 , que não reagiu (pois não se alterou), temos:
Zn + Cu 2 ^ *• Zn 2 + Cu Equação iônica
<
C£
CO
Em @ temos uma placa de
zinco sendo mergulhada numa
solução de sulfato de cobre. Em
(b) pode-se observar depósitos
de cobre ao redor da placa de
zinco. Durante a reação
química, o zinco da placa passa
para a solução na forma de íons
Zn 2+ e uma parte dos íons cobre
Cu 2+ da solução passa para a
placa na forma de cobre
metálico (Cu).
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
239
Capitulo 10A-QF1-PNLEM
239
29/5/05, 20:17
2
BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES QUÍMICAS
É importante ressaltar que uma equação química só está correta quando representa um fenômeno
químico que realmente ocorre, por meio de fórmulas corretas (aspecto qualitativo) e coeficientes
corretos (aspecto quantitativo).
Lembrando que numa reação química os átomos permanecem praticamente "intactos", podemos
enunciar o seguinte critério geral:
Acertar os coeficientes ou balancear uma equação química é igualar o número total
de átomos de cada elemento, no I 2 e no 2 - membros da equação.
Existem vários métodos de balanceamento de uma equação química, porém o mais simples é o
chamado método por tentativas, que segue as regras abaixo.
Regras práticas
Regra (a) — raciocinar com o elemento (ou radical) que aparece apenas uma vez no 1 e e
no 2 2 membros da equação.
Regra (b) — preferir o elemento (ou radical) que possua índices maiores.
Regra (c) — escolhido o elemento (ou radical), transpor seus índices de um membro para
outro, usando-os como coeficientes.
Regra (d) — prosseguir com os outros elementos (ou radicais), usando o mesmo racio-
cínio, até o final do balanceamento.
I a exemplo — Balancear a equação:
Aí + 0 2 *■ Aí 2 0 3
Regra (a) — indiferente para Aí ou O.
Regra (b) — preferimos o O, que possui
Regra (c) — Aí +
índices maiores (2 e 3).
3 O,
2 Aí 2 0
_t
3
Regra (d) — agora só falta acertar o Aí:
4 Aí + 3 0 2 > 2 Aí 2 0 3
í 2-2 = 4 Í }
Conclusão — 4 Aí + 3 0 2 * 2 AÍ 2 O s
OBSERVAÇÃO
No balanceamento, estamos mais interessados na proporção entre os coeficientes do que nos coeficien-
tes em si. Por isso, podemos multiplicar ou dividir todos os coeficientes por um mesmo número.
A equação
4 Aí
+
3 0 2
— 2 Aí 2 0
equivale a
8 Aí
+
6 0 2
— 4 Aí 2 0;
ou a
2 Aí
+
3 o 2
2 2
— ► aí 2 o 3
Entretanto, é sempre preferível a primeira representação, em que os coeficientes são números inteiros e
os menores possíveis.
240
Capitulo 10A-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
2 a exemplo — Balancear a equação:
CaO + P 2 0 5 * Ca 3 (P0 4 ) 2
Regra (a) — devemos raciocinar com o Ca ou o P, porque o O já aparece duas vezes no I 2 membro
(no CaO e no P 2 O s ).
Regra (b) — preferimos o Ca, que possui índices maiores (1 e 3).
Regra (c) — 3 Ca 3 O + P 2 O s ► 1 Ca 3 (P0 4 ) 2
j I i
Regra (d) — por fim, acertamos o P:
3 CaO + 1 P 2 O s ► 1 Ca^O,),
í 12 = 2 f t
Conclusão — 3 CaO + P 2 O s *- Ca 3 (P0 4 ) 2
Observe que, na equação final, o oxigênio ficou automaticamente acertado com 3 + 5 = 4- 2 = 8
átomos, antes e depois da reação. Observe também que, embora na equação final não seja necessário
escrever o coeficiente 1, é prudente conservá-lo até o final, para lembrar que ele já foi acertado.
3 a exemplo — Balancear a equação:
AÍ(OH) 3 + h 2 so 4 AÍ 2 (S0 4 ) 3 + h 2 o
Regra (a) — devemos raciocinar com o Aí, o S ou com o radical S0 4 (e não com o H e o O, que
aparecem várias vezes).
Regra (b) — preferimos o S0 4 “, que apresenta índices maiores (1 e 3).
Regra (c) — Al(OH) 3 + 3 H 2 (S0 4 ) , ► 1 Al 2 (S0 4 ) 3 + H 2 0
í ' f I
Regra (d) — prosseguimos com o Aí:
2 AÍ(OH) 3 + 3 H 2 S0 4 ► 1 AÍ 2 (S0 4 ) 3 + H 2 0
t 12 = 2 I t
Finalmente, o coeficiente da água pode ser acertado pela contagem dos H ou dos O:
2 AÍ(OH) 3 + 3 H 2 S0 4 > AÍ 2 (S0 4 ) 3 + 6 H 2 0
HnVjrKfSV Responda em
seu caderno
a) O que é equaçao química?
b) O que é equação iônica?
c) O que e balancear uma equaçao qui- ]£( ig'j
mica? \ * \. 1
EXERCÍCIOS
7 “ — :
Registre as respostas
e m seu caderno
1 (Mackenzie-SP) Aquecido a 800 °C, o carbonato de cál-
cio decompõe-se em óxido de cálcio (cal virgem) e gás
carbônico. A equação corretamente balanceada, que
corresponde ao fenômeno descrito, é:
(Dado: Ca — metal alcalino-terroso.)
a) CaC0 3 *- 3 CaO + C0 2
b) CaC 2 ► Ca0 2 + CO
c) CaC0 3 ► CaO + C0 2
d) CaC0 3 ► CaO + 0 2
e) CaC0 3 >- Ca + C + 0 3
2 (Mackenzie-SP) A água oxigenada, usada para limpar
ferimentos, é uma solução aquosa de peróxido de hidro-
gênio que, na presença de luz, decompõe-se em água e
gás oxigênio. A alternativa que possui essa reação corre-
tamente equacionada e balanceada é:
Luz
H 2 0 2 (aq)
h 2 (g)
+
0 2 (g)
H 2 0 2 (aq)
Luz
H 2 0 (líq)
0 2 (g)
H 2 0 2 (aq)
Luz
2 H 2 0 (líq)
0 2 (g)
2 H 2 0 2 (aq)
Luz
2 H 2 0 (líq)
0 2 (g)
2 H 2 0 2 (aq)
Luz
2 H 2 0 (líq)
+
H 2 (g)
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
241
Capitulo 10A-QF1-PNLEM
A
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(PUC-RJ) O óxido de alumínio (Aí 2 0 3 ) é utilizado como
antiácido. A reação que ocorre no estômago é:
x Aí 2 0 3 + y HCl »■ z AÍCÍ 3 + w H 2 0
Os coeficientes x, y, z e w são, respectivamente:
a) 1, 2, 3, 6 c) 2, 3, 1, 6 e) 4, 2, 1, 6
b) 1 , 6, 2, 3 d) 2, 4, 4, 3
4 (UFMG) A equaçao
Ca(OH) 2
2 T i ijru 3 - Ca 3 (P0 4 ) 2
não está balanceada. Balanceando-a com os menores
números possíveis, a soma dos coeficientes estequio-
métricos será:
4 b) 7 c) 1 0 d) 1 1 e) 1 2
+
a)
(Fatec-SP) Uma característica essencial dos fertilizantes é
a sua solubilidade em água. Por isso, a indústria de ferti-
lizantes transforma o fosfato de cálcio, cuja solubilidade
em água é muito reduzida, num composto muito mais
solúvel, que é o superfosfato de cálcio. Representa-se esse
processo pela equação:
Ca,(P0 4 ) 2 + y H 2 S0 4 ► Ca(H 2 P0 4 ) 2 + 2 CaS0 4
onde os valores de x, y e z são, respectivamente:
a) 4, 2 e 2 c) 2, 2 e 2 e) 3, 2 e 2
b) 3, 6 e 3 d) 5, 2 e 3
(Unifor-CE) O coeficiente estequiométrico do 0 2 na equa-
ção 2 Fe + 0 2 *- Fe 2 0 3 é corretamen-
te indicado pelo número:
a) 1,0 b) 1,5 c) 3 d) 3,5 e) 5
7 (Fuvest-SP) A seqüência de reações:
x KHC0 3 ► M + C0 2 + H 2 0
C0 2 + Ba(OH) 2 <- N + H 2 0
ficará correta se x, M e N forem substituídos, respectiva-
mente, por:
a) 1, K 2 C0 3 e Ba 2 C0 3
b) 1, K 2 0 2 e Ba 2 C
c) 2, K 2 0 e BaHC0 3
d) 2, K 2 C0 3 e Ba 2 HC0 3
e) 2, K 2 C0 3 e BaC0 3
8 (Mackenzie-SP)
* 'CO
Supondo que e signifiquem átomos diferen-
tes, então o esquema acima representará uma reação quí-
mica balanceada se substituirmos as letras x, y e w, res-
pectivamente, pelos valores:
a) 3, 2 e 2
b) 1, 2 e 3
c) 1 , 2 e 2
d) 2, 1 e 3
e) 3, 1 e 2
CLASSIFICAÇÕES DAS REAÇÕES QUÍMICAS
As reações químicas podem ser classificadas segundo vários critérios. Por exemplo:
• quando uma reação libera calor, nós a chamamos de exotérmica (do grego: exo, "para fora";
thermos, calor); é o caso da queima do carvão:
C + 0 2 ► C0 2 + calor
• pelo contrário, quando uma reação consome calor para se processar, nós a chamamos de
endotérmica (do grego: endo, "para dentro"; thermos, calor); é o caso da reação:
N 2 + 0 2 + calor *• 2 NO
No momento, a classificação que mais nos interessa é a que agrupa as reações em:
• reações de síntese ou de adição;
• reações de análise ou de decomposição;
• reações de deslocamento ou de substituição ou de simples troca;
• reações de dupla troca ou de dupla substituição.
3.1. Reações de síntese ou de adição
Ocorrem quando duas ou mais substâncias reagem, produzindo uma única substância mais com-
plexa. Por exemplo:
C
S
CaO
+
o 2
o 2
A
co;
so;
“T
+
h 2 o
Ca(OH)
A reação de síntese é denominada:
• síntese total — quando partimos apenas de substâncias simples (I 2 e 2° exemplos anteriores);
• síntese parcial — quando, entre os reagentes, já houver no mínimo uma substância composta
(3 e exemplo anterior).
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3.2. Reações de análise ou de decomposição
Ocorrem quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas mais sim-
ples. Por exemplo:
2 HgO — 2 Hg + O,'; 2 KCIO, ► 2 KCÍ + 3 0 2
^ a 2/ 3 Mn0 2
Certas reações de análise ou de decomposição recebem nomes especiais, como:
• pirólise — decomposição pelo calor (na indústria é chamada também de calcinação);
2 Cu(NO b ) 2
A
— - 2 CuO
+ 4 NO,
+ o£
Sólido azul
Sólido preto
Gás vermelho
Gás incolor
Em @ temos cristais de nitrato de cobre (Cu(NO a ) 2 ).
Em (b) os cristais de nitrato de cobre são aquecidos
(pirólise do nitrato de cobre), formando o óxido cúprico
(CuO), que é um sólido preto, com desprendimento do
dióxido de nitrogênio (N0 2 ), gás com coloração
avermelhada, e oxigênio, que é um gás incolor.
• fotólise — decomposição pela luz
Luz
h 2 o +
• eletrólise — decomposição pela eletricidade
Eletrólise
h 2
+
3.3. Reações de deslocamento ou de substituição ou de simples troca
Ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância composta e "desloca" desta
última uma nova substância simples:
Cu + 2 AgN0 3 ► Cu(N0 3 ) 2 + 2 Ag
9
CJ
I
<
cc
Em @ temos uma fita de cobre numa solução
de nitrato de prata (AgN0 3 ). À medida que a reação
se processa, a fita vai ficando prateada e a solução
de nitrato de prata vai ficando azulada (§). Trata-se de
uma reação de deslocamento (substituição ou simples
troca). A prata presente na solução vai sendo
deslocada pelo cobre presente na fita. Os íons cobre
em solução são responsáveis pelo tom azulado.
As reações indicadas abaixo também são exemplos de reação de deslocamento ou de substituição
ou de simples troca.
Fe + CuS0 4 ► FeSQ 4 + Cu,; Fe + 2 HCÍ ► FeCl 2 + H/
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
243
Capitulo 10A-QF1-PNLEM
243
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3.4. Reações de dupla troca ou de dupla substituição
Ocorrem quando dois compostos reagem, permutando entre si dois elementos ou radicais e dan-
do origem a dois novos compostos:
NaCÍ + AgN0 3
FeS + 2 HCÍ
AgCÍ, + NaN0 3
FeCÍ 2 + H 2 S'
A própria reação de salificação (ácido + base) é um exemplo de reação de dupla troca:
HCÍ + NaOH
NaCÍ + HOH (ou H 2 0)
O MAGO DE ID
Parker e Hart
Responda em
seu caderno
a) Quando uma reação química pode ser classificada como reação de síntese?
b) Quando uma reação química pode ser classificada como reação de análise?
c) O que ocorre em uma reação de deslocamento?
d) O que ocorre em uma reação de dupla troca?
IC
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
9 (Mackenzie-SP)
I. P 2 O s + 3 H 2 0 ► 2 H 3 P0 4
II. 2 KCÍOj ► 2 KCÍ + 3 0 2
III. 3 CuS0 4 + 2 Aí * AÍ 2 (SO„) 3 + 3 Cu
As equações I, II e III representam, respectivamente, rea-
ções de:
a) síntese, análise e simples troca.
b) análise, síntese e simples troca.
c) simples troca, análise e análise.
d) síntese, simples troca e dupla troca.
e) dupla troca, simples troca e dupla troca.
10 (UFPA) Dadas as seguintes reações químicas:
a) NH 3 (g) + HCÍ (g) - NH 4 CÍ(Í)
b) 2 H 2 0 2 (aq) ► 2 H 2 0 (í) + 0 2 (g)
c) NaOH (aq) + HCÍ(aq) ► NaCÍ(aq) + H 2 0(í)
d) Zn (s) + H 2 S0 4 (aq) *• ZnS0 4 (aq) + H 2 (g)
e) CaO (s) + H 2 0 (í) * Ca(OH) 2 (aq)
Leia as afirmativas a seguir.
1 . Reação de simples troca.
2. Reação de síntese, tendo como produto um sal.
244
3. Reação de síntese, tendo como produto uma base.
4. Reação de análise.
5. Reação de dupla troca.
A seqüência que associa corretamente as reações quími-
cas com as afirmativas é:
a) dl, a2, e3, b4, c5
b) ai, e2, b3, d4, c5
c) dl, a2, e3, c4, b5
d) cl, b2, e3, a4, d5
e) dl, e2, a3, c4, b5
1 1 (UFPA) Observe as reações I e II abaixo:
I. NH 3 + HCÍ ► NH 4 CÍ
II. 2 HgO — * 2 Hg + 0 2
Podemos afirmar que I e II são, respectivamente, rea-
ções de:
a) síntese e análise.
b) simples troca e síntese.
c) dupla troca e análise.
d) análise e síntese.
e) dupla troca e simples troca.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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12 (Mackenzie-SP) Dadas as equações:
I. CuCÍ 2 + H 2 S0 4 * CuSO„ + 2 HCl
II. CuS0 4 + 2 NaOH *- Cu(OH) 2j + Na 2 S0 4
A
III. Cu(OH) 2 ► CuO + H 2 0
A classificação da reação equacionada e o nome do composto assinalado em negrito são:
a) em I, dupla troca e sulfato de cobre I. d) em III, análise e óxido cuproso.
b) em III, síntese e óxido cúprico. e) em I, simples troca e sulfato de cobre II.
c) em II, dupla troca e hidróxido cúprico.
13 (UCS-RS) A transformação representada pelo esquema abaixo evidencia:
a) uma mistura homogênea. c) uma reaçao química. e) um processo de síntese.
b) uma mistura heterogênea. d) um fenômeno físico.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES R l^ eu as C ademo tas
14 Considerando as reações químicas abaixo:
I. CaC0 3 *• CaO + C0 2
II. AgN0 3 + NaCÍ *• AgCÍ + NaN0 3
III. 2 KCÍ0 3 ► 2 KCÍ + 3 0 2
é correto dizer que:
a) a reação I é de síntese. c) a reação III é de adição. e) a reação III é de decomposição.
b) a reação II é de deslocamento. d) a reação I é de simples troca.
15 (Unirio-RJ)
I. Zn +2 AgNO, ► 2 Ag + Zn(N0 3 ) 2
II. (NH 4 ) 2 Cr 2 0 7 *■ N 2 + Cr 2 0 3 + 4 H 2 0
III. 2 Mg + 0 2 ► 2 MgO
IV. C í 2 + 2 NaBr ► Br 2 + 2 NaCÍ
V. H 2 S0 4 + Na 2 C0 3 <- Na 2 S0 4 + H 2 0 + C0 2
Dadas as reações acima, indique a opção que apresenta a ordem correta de suas classificações:
a) deslocamento; decomposição; síntese; deslocamento; dupla troca
b) deslocamento; síntese; decomposição; deslocamento; dupla troca
c) dupla troca; decomposição; síntese; dupla troca; deslocamento
d) dupla troca; síntese; decomposição; dupla troca; deslocamento
e) síntese; decomposição; deslocamento; dupla troca; dupla troca
16 (Mackenzie-SP) A emulsão colocada em películas para fazer filmes fotográficos é preparada adicionando-se uma solução
de nitrato de prata (AgN0 3 ) a uma mistura que contém gelatina e brometo de potássio (KBr), dissolvidos em água.
Ocorre, então, uma reação formando-se um sal de prata na forma de cristais amarelos insolúveis em água.
O tipo de reação que ocorre e a fórmula desses cristais são, respectivamente:
a) neutralização e AgBr. c) precipitação e KN0 2 . e) dupla troca e AgBr.
b) simples troca e Ag 2 0. d) oxidação e AgN0 3 .
17 Quando uma solução de hidróxido de sódio é adicionada a uma solução de sulfato férrico, forma-se um precipitado casta-
nho de Fe(OH) 3 . A equação que melhor representa esse processo é aquela que só representa os participantes essenciais da
reação. Trata-se da equação:
a) j Fe 2 (S0 4 ) 3 + 3 NaOH *- Fe(OH) 3 + J- Na 2 S0 4
b) Fe 3+ + 3 OH~ ► Fe(OH) 3
c) 2 Fe 3+ + 3 SÓ, 2- + 6 Na + + 6 OH~ ► Fe(OH) 3 + 3 S0 4 2- + 6 Na +
d) 2 Fe 3+ + 3 SOr ► Fe 2 (S0 4 ) 3
e) 3 SOr + 6 Na + * 3 Na 2 S0 4
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS 245
Capitulo 10A-QF1-PNLEM
245
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A
D QUANDO OCORRE UMA REAÇÃO QUÍMICA?
Para duas substâncias reagirem quimicamente, é necessário que:
a) suas moléculas sejam postas em contato do modo mais eficaz possível. É por isso que uma reação no
estado gasoso é, em geral, mais fácil e rápida que no estado líquido; e neste, em geral, mais fácil e
rápida que no estado sólido. Entre sólidos a reação é normalmente muito difícil, pois falta "contato"
entre suas moléculas; daí, o costume de "pulverizar" os reagentes sólidos, ou o que é, em geral,
melhor: procurar dissolver os sólidos na água ou em outro solvente apropriado;
b) os reagentes tenham uma certa afinidade química, ou seja, uma certa tendência a reagir.
Embora seja fácil constatar que existem reagentes mais reativos e outros menos reativos, devemos
avisar que o estudo da reatividade e da afinidade química é bastante complexo. Entretanto, para as
reações comuns, podemos indicar certos critérios que permitem prever quais serão os produtos forma-
dos, a partir de determinados reagentes. E o que vamos explicar a seguir.
4.1. Reações de oxirredução
Para que uma reação de oxirredução ocorra, um dos reagentes deve apresentar a tendência de
ceder elétrons, e o outro, de receber elétrons. Em relação a essas tendências, é fundamental destacar o
comportamento dos metais e o dos não-metais.
a) Comportamento dos metais
Os metais têm sempre tendência para ceder elétrons; conseqüentemente, eles se oxidam e
agem como redutores. Os químicos, comparando vários metais, conseguiram determinar quais são os
metais que têm maior tendência e quais os que têm menor tendência para ceder elétrons. Daí surgiu a
fila da reatividade ou fila de tensões eletrolíticas, que é dada parcialmente a seguir:
K Ba Ca Na Mg
Aí Zn Fe H Cu
Hg Ag
Au
Metais alcalinos e alcalino-terrosos
Metais comuns
Metais nobres
Reatividade (eletropositividade) crescente
Nessa fila, qualquer metal mais reativo irá deslocar o menos reativo. Em outras palavras, qualquer
metal pode deslocar (ceder elétrons) outro metal situado mais à direita na fila.
Mg + HgS0 4
MgS0 4 + Hg t
Fe + CuCl,
FeCÍ, + Cu.
Ag + Al(N0 3 ) 3
Impossível, pois o Ag está mais à direita que o Aí na fila.
Um caso particular é o das reações de metais com ácidos (veja a posição do hidrogênio na fila):
Zn + 2 HCÍ
Zn Cl, + H,'
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Capitulo 10A-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Esse tipo de reação pode ser usado para obter hidrogênio, no laboratório, com a aparelhagem
representada abaixo:
Produção de H 2 em laboratório
Outros exemplos de reações de metais com ácidos são:
^
Fe + H 2 S0 4
Au + HCÍ
FeS0 4 + H/
Impossível, pois o Au está mais à direita que o H na fila.
*■
O HN0 3 e o FI 2 SO 4 concentrados reagem com os metais nobres, dando reações de oxirredução mais
complicadas:
3 Cu
+
8 HNO 3
— 3 Cu(N0 3 ) 2
+
4 H 2 0
+
2 NO
Ag
+
2 HN0 3
— ► AgN0 3
+
h 2 o
+
no'
Cu
+
2 H 2 S0 4
— - CuS0 4
+
2 H 2 0
+
so 2 '
Nesses casos, além do sal correspondente e da água, o FIN0 3 produzirá NO ou N0 2 , o H 2 S0 4 produzirá
S0 2 , mas nunca será produzido o H 2 , pois os metais nobres, estando depois do H na fila de reatividade,
não poderão deslocá-lo de um ácido.
b) Comportamento dos não-metais
Os não-metais têm sempre tendência para receber elétrons; conseqüentemente, os não-metais se
reduzem e agem como oxidantes. Podemos também arrumar os não-metais em uma fila de reatividade.
F O Cí Br I S
Reatividade (eletronegatividade) crescente
Qualquer não-metal desta fila pode deslocar (receber elétrons) de outro não-metal situado mais à
direita na fila.
Cí 2
I2
+
2 NaBr —
— ► 2 NaF +
-e
+
Na 2 S —
— 2 NaCÍ +
+
NaCÍ —
— * Impossível,
Br 2
S
pois o I está mais à direita que o Cí na fila.
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
247
Capitulo 10A-QF1-PNLEM
247
29/5/05, 20:19
SÉRGIO DOTTA/THE NEXT-CID
A
4.2. Reações que não são de oxirredução
As mais importantes, nesse caso, são as reações de dupla troca. Elas ocorrem nas três situações
descritas a seguir.
a) Quando um dos produtos for menos solúvel que os reagentes
Uma reação de dupla troca pode acontecer desde que tenhamos reagentes solúveis e ao menos
um produto insolúvel, que irá formar um precipitado.
(Lembre-se de que a maior parte das reações ocorre em solução aquosa.)
NaCÍ + AgN0 3 * AgCÍ ( + NaN0 3
Fe 2 (S0 4 ) 3 + 6 NaOH ► 2 Fe(OH) 3j + 3 Na 2 S0 4
Ao se adicionar uma
solução aquosa de
nitrato de prata
(AgN0 3 ) a uma solução
aquosa de cloreto de
sódio (NaGl), é
possível observar a
formação de um
precipitado branco,
que é o cloreto de
prata (AgCl).
Ao se adicionar uma
solução aquosa de
hidróxido de sódio
(NaOH) a uma solução
aquosa de sulfato
férrico (Fe 2 (S0 4 ) 3 ),
também ocorre
formação de precipitado,
que neste caso é o
hidróxido de ferro III
(Fe (OH) 3 ), de cor
castanho-avermelhada.
No estudo das funções inorgânicas vimos que:
• os ácidos são, em geral, solúveis em água;
• as bases (exceto as bases dos metais alcalinos e o NH 4 OH) são pouco solúveis em água;
• foi dada uma tabela de solubilidade dos sais normais (página 209).
Com essas informações, você estará apto a prever um grande número de reações de dupla troca
que ocorrem em soluções aquosas.
b) Quando um dos produtos for mais volátil que os reagentes
Uma reação de dupla troca pode acontecer se houver pelo menos um produto volátil.
FeS
+
2 HCÍ *
FeCÍ 2
+ H 2 S
2 NaCÍ
+
h 2 so 4 —
Na 2 S0 4
+ 2 HCí'
2 NaN0 3
+
h 2 so 4 —
Na 2 S0 4
+ 2 HNO'
As duas últimas equações indicam
processos de preparação, <
2 m laboratório, do HCÍ e do HNQ 3
respectivamente. Para isso utiliza-se a aparelhagem indicada na página anterior, colocando-se NaCÍ (ou
NaN0 3 ) sólido no balão e gotejando H 2 S0 4 concentrado.
Os exemplos mais importantes de produtos gasosos que tendem a escapar do sistema em reação
são os ácidos HF, HCÍ, HBr, Hl, H 2 S e HCN. Pelo contrário, o H 2 S0 4 é muito pouco volátil (ácido fixo),
servindo, então, para produzir outros ácidos. Três casos importantes de desprendimento gasoso são
devidos às seguintes decomposições espontâneas:
h 2 co 3 —
► h 2 o
+
n
O
h 2 so 3 —
► h 2 o
+
so 2
nh 4 oh —
► nh 3 "
+
h 2 o
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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Por esse motivo, em toda reação de dupla troca, em que deveria haver produção de H 2 C0 3 , H 2 S0 3
ou de NH 4 OH, teremos, na realidade, água e C0 2 , água e S0 2 ou água e NH 3 , respectivamente:
Na 2 CQ 3 + H 2 S0 4 Na 2 SQ 4 + H 2 Q + C0 2
V Qfi 1 9 uri
► 9 v r~ ú
+ fesel
h 2 o
+ so 2
1 Z 1 IC-C-
* Z l\LX
MU r C _j_ M-iHU
+ hjÊLfGfl
nh'
+ h 2 o
lNn 4 LX ~r l\iaCJn
* iNacx
i
Efervescência decorrente da mistura de
uma solução de ácido sulfúrico (H 2 S0 4 )
com carbonato de cálcio (CaC0 3 ). As
bolhas observadas durante a
efervescência são decorrentes da
liberação de gás carbônico (C0 2 ) obtido
como produto da reação entre as
substâncias iniciais.
c) Quando um dos produtos for menos ionizado que os reagentes
Uma reação de dupla troca pode ocorrer se houver entre os produtos um eletrólito mais fraco que
os reagentes ou um composto molecular.
Nesse caso, o exemplo mais comum é a reação de salificação, em que forma um sal (composto
iônico) e a água (composto molecular):
HCÍ
+
NaOH
— NaCÍ
+
h 2 o
lonizável
Iônico
Iônico
Molecular
h 2 so 4
+
2 KOH
— k 2 so 4
+
2 H 2 0
lonizável
Iônico
Iônico
Molecular
Outro caso que podemos mencionar é o de um ácido (ou base) mais forte deslocando, de um sal,
+ 2 NaNO, * Na 2 S0 4 + 2 HN0 2
' v 1
Ácido fraco
+ NH 4 CÍ > NaCÍ + NH 4 OH
Base fraca
■TCVTrXfTH Responda em
seu caderno
a) O que é necessário para que uma reação química possa ocorrer?
b) Quando um elemento deslocará outro elemento de um composto?
c) Quando ocorre uma reação de dupla troca?
o ácido (ou base) mais fraco:
h 2 so 4
Ácido forte
NaOH
Base forte
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
249
Capitulo 10A-QF1-PNLEM
249
29/5/05, 20:20
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
18 (UFSM-RS)
Na Aí Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au
<
Aumenta a oxidação
Analisando a série eletromotriz, que fornece a reatividade dos metais, indique qual é a reação que irá ocorrer espontaneamente:
a) 2 Aí (s) + 3 Cu 4 S0 4 (aq) ► c) Cu (s) + NaCÍ (aq) »■ e) Pb (s) + ZnS0 4 (aq) ►
b) 3 Ag (s) + FeCÍ 3 (aq) ► d) Ag (s) + CuS0 4 (aq) ►
19 (UFSM-RS)
►
Zn Fe Ni Cu Ag Pt Au
<
Segundo a série de reatividade química, a seta para a direita indica o aumento da facilidade de redução dos íons e a seta para
a esquerda indica o aumento da facilidade de oxidação dos metais. Assim, ocorre, espontaneamente, somente na reação:
a) Cu + Fe 2+ » c) Ni + Au + * e) Pt + Cu 2+ »
b) Fe + Zn 2+ ► d) Ag + Ni 2+ ►
20 (Mackenzie-SP) Na reação entre zinco e ácido clorídrico, há a formação de um gás altamente inflamável.
Esse gás é o:
a) gás oxigênio. b) gás carbônico. c) gás hidrogênio. d) gás cloro. e) monóxido de carbono.
21 (Mackenzie-SP) A reação de sódio metálico com água produz uma solução fortemente alcalina e gás hidrogênio que se
desprende.
A equação que representa essa reação é:
Dados: Na (Z = 1 1 ); O (Z = 8); H (Z = 1 ).
a) Na (s) + H 2 0 (í) *■ Na 1+ (aq) + OH 1 " (aq) + 0 2 (g)
b) 2 Na (s) + H 2 0 (í) ► 2 Na 1+ (aq) + 0 2 (g) + H 2 (g)
c) 2 Na (s) + H 2 0 (í) 2 Na 1+ (aq) + H 1 " (aq) + 0 2 (g)
d) 2 Na (s) + 2 H 2 0 (í) *- 2 Na 1+ (aq) + 2 OH 1 " (aq) + H 2 (g)
e) Na (s) + 2 H 2 0 (í) > Na ,+ (aq) + OH'"(aq) + H 3 0 1+ (aq)
22 (Ceeteps-SP) As equações seguintes representam transformações químicas de que o ácido sulfúrico é um dos participantes.
I. Mg (s) + 2 H + (aq) <- Mg 2+ (aq) + H 2 (g)
II. 2 H + (aq) + C0 3 2 " (aq) H 2 0 (í) + C0 2 (g)
III. Ca 2+ (aq) + SO 2 " (aq) ► CaS0 4 (s)
IV. H + (aq) + OH" (aq) ► H 2 0
Representam, respectivamente, uma oxirredução e uma neutralização as equações:
a) III e IV b) II e III c) I e II d) I e III e) I e IV
23 (PUC-MC) Quando se "limpa" o mármore (carbonato de cálcio) com ácido muriático (ácido clorídrico), observa-se uma
"fervura", que é o desprendimento do gás carbônico, um dos produtos da reação juntamente com água e cloreto de cálcio.
A equação química que mais bem representa essa reação é:
a) Ca(OH) 2 + Ca ► Ca(C0 2 ) 2 + HCÍ * CaCl 2 + H 2 0
b) Ca(OH) 2 + 2 HCÍ C ° 2 ► CaCÍ 2 + H 2 0
c) CaC0 3 + C0 2 — — — ► CaCÍ 2 + HCÍ
HCÍ.
d) Ca(OH) 2 + C0 2 ► CaCÍ 2 + H 2 0
e) CaC0 3 + 2 HCÍ ► CaCÍ 2 + H 2 0 + CO,''
24 (EEM-SP) A acidez elevada do solo dos cerrados prejudica a agricultura; dispondo das seguintes substâncias: CaS0 4 , NH 4 N0 3
e CaC0 3 , com a finalidade única de corrigir a acidez do solo, qual substância seria a indicada? Por quê?
25 (Unicamp-SP) Um fermento químico utilizado para fazer bolos é o sal bicarbonato de amónio, também chamado de "car-
bonato ácido de amónio". Quando aquecido, esse sal se decompõe em dióxido de carbono (gás carbônico), amónia e
água. Escreva a equação química desse processo e explique como essa reação favorece o crescimento do bolo.
26 (Fuvest-SP) Para distinguir uma solução aquosa de ácido sulfúrico de outra de ácido clorídrico, basta adicionar a cada uma delas:
a) um pouco de solução aquosa de hidróxido de sódio, d) uma porção de carbonato de sódio.
b) um pouco de solução aquosa de nitrato de bário. e) gotas de fenolftaleína.
c) raspas de magnésio.
27 (PUC-Campinas-SP) Cátions de metais pesados como Hg 2+ e Pb 2+ são alguns dos agentes da poluição da água de muitos
rios. Um dos processos de separá-los pode ser pela precipitação como hidróxido (OH ) e cromato (CrO 2 ). As fórmulas
desses precipitados são:
a) Hg 2 (OH) 2 e Pb 2 Cr0 4 c) Hg(OH) 3 e Pb 2 (Cr0 4 ) 3 e) Hg(OH) 2 e PbCrO,
b) Hg 2 OH e PbCrO, d) Hg(OH) 2 e Pb(Cr0 4 ) 2
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Capitulo 10A-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
28 (Cesesp-PE) Quais dos pares de íons seguintes formarao
precipitados quando se misturam suas soluções diluídas?
1. Na + , SOr 3. K + , Cr 5. Na + , Br
2. Ag + , Cr 4. Ba 2+ , SO 2
a) 2 e 4 d) 3 e 4
b) 1 e 4 e) 2, 4 e 5
c) 2 e 5
29 (PUC-Campinas-SP) Para evitar a poluição dos rios por
cromatos, há indústrias que transformam esses ânions em
cátions Cr 3+ (reação I). Posteriormente, tratados com cal
ou hidróxido de sódio (reação II), são separados na for-
ma do hidróxido insolúvel.
As representações dessas transformações
reação I Cr0 4 ~ (aq) *■ Cr 3+ (aq)
reação II Cr 3+ (aq) *■ Cr(OH) 3 (s)
indicam tratar-se, respectivamente, de reações de:
a) oxidação e redução.
b) redução e solvatação.
c) precipitação e oxidação.
d) redução e precipitação.
e) oxidação e dissociação.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
30 (Univali-SC) Em um experimento, coloca-se um prego
dentro de um béquer contendo ácido clorídrico e verifi-
ca-se uma efervescência ao redor do prego.
E correto afirmar que:
a) a efervescência ocorre devido ao aumento de tempe-
ratura do ácido, fazendo com que o mesmo entre em
ebulição.
b) há desprendimento do gás hidrogênio que se forma
na reação de ferro com ácido clorídrico.
c) há eliminação de gás oxigênio.
d) há desprendimento de gás cloro devido à presença
do ácido clorídrico.
e) há desprendimento de gás cloro devido à presença
de ácido clorídrico.
31 (UFRR|) Os metais alcalinos são moles e extremamente
reativos, reagindo explosivamente com a água. Dentre as
equações, a que representa sua reação com a água é:
a)
X(s)
4-
h 2 o (l)
— ► XH (aq) +
h 2 (g)
b)
X(s)
4-
h 2 o (l) —
— ► XOH (aq) 4-
h 2 o (l)
c)
X (s)
4-
h 2 o (l) —
— ► XOH (aq)
d)
X (s)
4-
h 2 o (l) —
— *• XOH (aq) 4-
0 2 (g)
e)
X (s)
4-
h 2 o (l) —
— ► XOH (aq) 4-
h 2 (g)
32 (Mackenzie-SP)
Cu(N 0 3 ) 2 + Ag ► (Não ocorre reação.)
2 AgNO, + Cu ► Cu(N0 3 ) 2 + 2 Ag
CuS0 4 + Zn *- ZnS0 4 + Cu
ZnS0 4 -I- Cu ► (Não ocorre reação.)
Os resultados observados nas experiências acima
equacionadas nos permitem afirmar que a ordem decres-
cente de reatividade dos metais envolvidos é:
a) Zn Cu Ag c) Cu Zn Ag e) Zn Ag Cu
b) Ag Cu Zn d) Ag Zn Cu
33 (Uniderp-MS) A reação de um metal com um não-metal
é classificada como de:
a) deslocamento. d) oxirredução.
b) dupla troca. e) substituição.
c) decomposição.
34 (Uniderp-MS) A efervescência que se verifica quando se mis-
turam soluções aquosas de H 2 S0 4 e de Na 2 C0 3 , deve-se à:
a) liberação de íons H + .
b) formação de precipitado.
c) decomposição do ânion S0 4 C
d) formação de C0 2 .
e) reação de deslocamento.
35 (Mackenzie-SP)
BaCÍ 2 4- Na 2 Cr0 4 A 4- B ^
Na equação acima, a fórmula e o nome do precipitado são:
a) NaCl e cloreto de sódio.
b) Ba 2 Cr0 4 e dicromato de bário.
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
c) BaCr0 4 e cromato de bário.
d) BaCt 2 e cloreto de bário.
e) CrCl 3 e cloreto de cromo III.
36 (Mackenzie-SP)
C0 2 + Ca 2 (OH) 2 ► CaC0 3 + H 2 0
CaC0 3 4- H 2 0 + C0 2 ► Ca(HC0 3 ) 2
No decorrer de uma experiência, realizada em duas eta-
pas, foram feitas as seguintes observações:
• borbulhando-se gás carbônico na água de cal (solução
aquosa de Ca(OH) 2 ), a solução turvou;
• continuou-se a borbulhar gás carbônico na água de
cal por mais um certo tempo e notou-se que a solu-
ção, antes turva, tornou-se límpida e transparente.
Com base nessas observações e nas equações acima,
pode-se afirmar que:
a) formam-se dois precipitados diferentes nas duas etapas.
b) somente na etapa inicial, há a formação de uma subs-
tância solúvel em água.
c) em ambas as etapas formam-se substâncias solúveis
em água.
d) na primeira etapa, ocorre a precipitação de carbonato
de cálcio, enquanto, na segunda etapa, o sal formado
é solúvel em água.
e) nas duas etapas, o sal obtido é o mesmo.
37 (Fuvest-SP) Nitrato de bário pode ser preparado, em meio
aquoso, através das transformações químicas abaixo:
Na,CO, HNO,
BaCl 2 - * BaC0 3 * Ba(N0 3 ) 2
Etapa 1 Etapa 2
Nas etapas 1 e 2, ocorrem, respectivamente:
a) precipitação de carbono de bário e desprendimento
de dióxido de carbono.
b) precipitação de carbonato de bário e desprendimen-
to de hidrogênio.
c) desprendimento de cloro e desprendimento de dióxido
de carbono.
d) desprendimento de dióxido de carbono e precipita-
ção de nitrato de bário.
e) desprendimento de cloro e neutralização de carbona-
to de bário.
38 (ITA-SP) Quando se deseja detectar a presença de NH 4
em soluções aquosas, aquece-se uma mistura da solução
que contém esse íon com uma base forte, NaOH, por
exemplo; testa-se então o gás produzido com papel indi-
cador tornassol vermelho umedecido em água. Explique
por que esse experimento permite detectar a presença
de íons NH 4 em soluções aquosas. Em sua explicação
deve(m) constar a(s) equação(ões) química(s) balan-
ceada^) da(s) reação(ões) envolvida(s).
251
Capitulo 10A-QF1-PNLEM
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RESUMO DAS PRINCIPAIS REAÇÕES ENVOLVENDO AS FUNÇÕES
INORGÂNICAS
5.1. Reações entre os "opostos"
É interessante notar que muitas reações químicas envolvem substâncias de características "opos-
tas" como, por exemplo, as de:
• caráter oxidante e caráter redutor;
• caráter ácido e caráter básico.
Nas reações entre oxidantes e redutores, temos, de um lado e de outro:
Oxidantes
Redutores
• não-metais
X
• metais
• substâncias contendo elementos com N m elevado
• substâncias contendo elementos com N m baixo
Exemplos:
2 Na
+ Cl 2 * 2 NaCÍ
Metal
Não-metal
(redutor)
(oxidante)
2 KMnO,
+
16 HCÍ
* 2 KCÍ + 2 MnCÍ 2 + 8 H 2 0 + 5 Cl 2
Mn: N ox elevado (+7) Cl: N ox baixo (-1)
(oxidante) (redutor)
Nas reações entre ácidos e bases, temos, de um lado e de outro:
Ácidos
Bases
• os próprios ácidos
• as próprias bases
• óxidos ácidos
X
• óxidos básicos
• óxidos anfóteros
• óxidos anfóteros
• não-metais
• metais
Exemplos:
H,SO.
2 NaOH
Na,SO.
2 H 2 0
H,0
PARKER & HART
O MAGO DE ID
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
5.2. Outros tipos de reação
a) Reações com o oxigênio
O oxigênio é um não-metal bastante reativo que consegue reagir com quase todos os demais elemen-
tos químicos; a reação é, em geral, denominada queima ou combustão e produz óxidos de vários tipos.
Nos exemplos a seguir, no lugar do oxigênio podemos considerar o ar, que é uma mistura de
oxigênio e nitrogênio; como o nitrogênio normalmente não reage, a ação com o ar é bem "mais fraca"
que a do oxigênio puro.
A reação com metais produz, em geral, óxidos básicos, mas às vezes pode produzir óxidos
anfóteros ou peróxidos:
2 Cu +
o 2
— *■ 2 CuO (óxido básico)
4 Aí +
3 0 2
— * 2 Aí 2 0 3 (óxido anfótero)
2 Na +
o 2
— «• Na 2 0 2 (peróxido)
A reação com não-metais produz óxidos ácidos (ou óxidos indiferentes):
S + 0 2 ► S0 2 (óxido ácido)
4 P + 5 0 2 *• 2 P 2 0 5 (óxido ácido) ou P 4 O 10
2 C + 0 2 *• 2 CO (óxido indiferente)
O oxigênio pode "oxidar" muitos compostos:
2 Na 2 S0 3 + 0 2 * 2 Na 2 S0 4
O oxigênio (mesmo o do ar) reage com sulfetos metálicos em temperaturas elevadas;
freqüentemente, é produzido o óxido do metal:
2 ZnS (blenda) + 3 0 2 * 2 ZnO + 2 S0 2
4 FeS 2 (pirita) + 1 1 0 2 *- 2 Fe 2 0 3 + 8 SO/
Quando o sulfeto é de metal nobre, libera-se o próprio metal:
HgS (cinábrio) + 0 2 * Hg + S0 2
Essas reações têm uma grande importância prática nas indústrias metalúrgicas e são denominadas
reações de ustulação dos sulfetos.
b) Reações com o hidrogênio
O hidrogênio reage com metais e com não-metais de alta reatividade, formando hidretos. Rea-
ções com não-metais formam hidretos gasosos, moleculares, estáveis e de caráter ácido:
H 2 + Cl 2 * 2 HCl
H 2 + S * H 2 S
Faz exceção a água (2 H 2 + 0 2 *- 2 H 2 0), que é líquida e não tem caráter ácido.
Reações com metais formam hidretos sólidos, cristalinos, iônicos, muito reativos e de caráter básico:
2 Na + H 2 ► 2 NaH (hidreto de sódio)
Ca + H 2 * CaH 2 (hidreto de cálcio)
Os hidretos metálicos hidrolisam (reagem com a água) facilmente, sendo por isso afetados até pela
umidade do ar:
NaH + H 2 0 ► NaOH + H 2
Nos hidretos metálicos o hidrogênio está na forma de ânion (HQ e, portanto, seu N ox é -1 .
c) Reações com a água
Os metais alcalinos e alcalino-terrosos reagem com a água em temperatura ambiente, formando
os hidróxidos correspondentes:
2 Na + 2 H 2 0 ► 2 NaOH + H 2
Ca + 2 H 2 0 Ca(OH) 2 + H 2
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
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Capitulo 10B-QF1-PNLEM
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A
Os metais comuns só reagem com a água por aquecimento, formando os óxidos correspondentes:
Zn + H 2 0 — ^ ZnO + H 2
3 Fe + 4 H 2 0 — - Fe 3 0 4 + 4 h '
Os metais nobres (Cu, Hg, Ag, Pt e Au) não reagem com a água.
d) Comportamento diante do calor
Dentre os ácidos, os hidrácidos HF e HCÍ são bastante estáveis em relação ao calor. Os demais se
decompõem, em maior ou menor extensão, quando aquecidos:
2 Hl — H 2 + l 2
Dentre os oxiácidos comuns, o H 2 S0 4 é o mais estável; o HNO s e o H 3 P0 4 são relativamente
estáveis. Os demais se decompõem, dando normalmente água e o anidrido correspondente:
2 H 3 P0 3 — 3 H 2 0 + P 2 0 3
2 HNO, — ^ H 2 0 + N0 2 + NO
I ? J
Neste último caso, até o próprio anidrido se decompõe em óxidos mais simples.
Como já vimos, alguns oxiácidos são tão instáveis que se decompõem espontaneamente em tem-
peratura ambiente:
h 2 co 3 > h 2 o + co 2
h 2 so 3 h 2 o + so 2
Dentre as bases, os hidróxidos alcalinos são tão estáveis que podem ser fundidos sem decomposi-
ção. Os demais se decompõem pelo calor, dando água e o óxido correspondente:
Ca(OH) 2 — ► CaO + H 2 o'
2 Fe(OH) 3 — Fe 2 0 3 + H 2 o'
O caso particular do hidróxido de amónio já foi mencionado:
NH 4 OH * NH 3 ' + h 2 o
De modo geral, os sais são muito mais estáveis em relação ao calor do que os ácidos e as bases
correspondentes. Entretanto, quando o ácido e/ou a base forem instáveis ou muito sensíveis ao calor,
esse fato irá se refletir em seus sais:
Ca(CO) 3
Fe 2 (C0 3 ) 3
CaO + C0 2
Fe 2 0 3 + 3 C0 2
Os óxidos, de modo geral, são muito estáveis em relação ao calor; esta é uma das razões da
existência de inúmeros óxidos metálicos na crosta terrestre. Entretanto, alguns sofrem decomposição
pelo calor, como os óxidos dos metais nobres:
2 Ag 2 0 — 4 Ag + 0 2
Ou, ainda, certos óxidos de não-metais:
2 N 2 O s — 4 N0 2 + 0 2
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
ATIVIDADES PRÁTICAS
ATENÇAO: Não cheire nem experimente substância
alguma utilizada nesta atividade.
Este experimento deve ser realizado com a super-
visão de um adulto, pois haverá a necessidade de
manipular objetos quentes, podendo haver risco
de queimaduras.
V
Materiais
• 1 ponta de espátula de fermento em pó químico • vi-
nagre ou o suco de um limão • 1 conta-gotas • 1 copo
de vidro transparente e seco • 1 palito de madeira bem
longo • fósforos
Procedimento
• Coloque o fermento em pó no copo de vidro e adicio-
ne, sobre o sólido, gota a gota o vinagre (ou o suco de
limão). • Anote as observações no caderno. • Com o au-
xílio de fósforos, faça a extremidade do palito de madei-
ra pegar fogo e imediatamente introduza, com cuidado
e não deixando encostar em nada, a chama no copo.
• Anote as observações no caderno.
Perguntas
1) 0 que ocorreu quando o vinagre foi adicionado ao
fermento? Por quê?
2) O que ocorreu com a chama ao ser introduzida no
copo? Por quê?
ATENÇAO: Óculos de segurança, luvas e aventais pro-
tetores são altamente recomendados.
2 a
Materiais
• 1 ponta de espátula de sulfato de cobre (II) • 1 espátula
de raspas de sabão • 2 béqueres de 1 00 ml_ • 1 bastão de
vidro • indicador químico • água
Procedimento
• Dissolva as raspas de sabão em um béquer com água.
• Retire uma amostra pequena da solução e verifique,
com o auxílio de um indicador químico, o caráter ácido
ou básico da solução de sabão. • Reserve essa solução.
• Coloque o sulfato de cobre (II) em um outro béquer e
adicione cerca de 50 ml_ de água. • Agite bem até a
completa dissolução. • Adicione a solução de sabão à
solução de sulfato de cobre (II). • Anote as observações
no caderno.
Perguntas
1 ) A solução de sabão possui caráter ácido ou básico?
2) Qual o aspecto inicial das duas soluções?
3) O que ocorre quando as duas soluções são mistura-
das? Por quê? Tente utilizar uma equação química para
representar o ocorrido.
■nTVTFEfTH Responda em
IÜU seu caderno
a) Que caráter é oposto ao
b) Que caráter é oposto ao
c) Como são denominadas,
d) Como é denominada a reação entre um sulfeto e o oxigênio ou o ar?
e) Como são denominados os compostos binários do hidrogênio?
f) Que metais reagem com a água em temperatura ambiente?
g) Os óxidos ou as bases são mais resistentes (estáveis) ao calor?
oxidante?
ácido?
, geralmente, as reações envolvendo o gás oxigênio?
CYCDCÍriDC Registre as respostas
CAtKUUUJ em seu caderno
39 (Mackenzie-SP) Na combustão do magnésio, a substân-
cia produzida é um:
Dados: Mg (2A); N (5A); O (6A); Cl (7 A).
a) óxido molecular de fórmula Mg0 2 .
b) sal iônico de fórmula MgCl 2 .
c) sal iônico de fórmula Mg 3 N 2 .
d) óxido molecular de fórmula Mg 2 0.
e) óxido iônico de fórmula MgO.
40 (UFSM-RS) O cálcio, ao ser dissolvido na água, produz
uma turvação do meio reacional permitindo observar a
liberação de um gás.
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
O composto que ocasiona a turvação e o gás formado
são, respectivamente:
a) CaO e 0 2 c) CaO e H 2 0 e)CaO e H 2
b) Ca(OH) 2 e 0 2 d) Ca(OH) 2 e H 2
41 (Unisinos-RS) Para obter o sulfato ferroso, um sal usado
para combater a anemia, a reação executada é a:
a) Fe(OH) 2 + H 2 S 2 0 3 ► FeS 2 0 3 + 2 H 2 0
b) Fe(OH) 2 + H 2 S ► FeS + 2 H 2 0
c) FeC0 3 + H 2 SO„ * FeSO„ + C0 2 + H 2 0
d) Fe(OH) 2 + H 2 S0 3 ► FeSO, + 2 H 2 0
e) 2 Fe(OH) 3 + 3 H 2 S0 3 ► Fe 2 (S0 3 ) 3 + 6 H 2 0
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Capitulo 10B-QF1-PNLEM
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29/5/05, 20:23
42 (Fesp-PE) Antes de um funileiro soldar peças de zinco
galvanizadas, ele as limpa com uma solução de ácido
muriático (ácido clorídrico). A equação que melhor re-
presenta a reação que ocorre, bem como sua classifi-
cação é:
a) Zn + 2 HCÍ *
ZnCt 2 +
H 2 ;
reação de dupla troca,
b) ZnO + 2 HCÍ >
- ZnCÍ 2 +
H 2 0;
reação de decomposição,
c) ZnO + 2 HCÍ <
- ZnCÍ 2 +
H 2 0;
reação de dupla troca,
d) Zn + 2 HCÍ ►
ZnCÍ 2 +
H 2 ;
reação de decomposição,
e) ZnO + 2 HCÍ >
- ZnCÍ 2 +
H 2 0;
reaçao de oxidaçao.
43 (Mackenzie-SP) A equação que representa uma reação
em que não ocorre óxido-redução é:
a) S0 3 + Na 2 0 * Na 2 S0 4
b) 2 Na + CC 2 ► 2 NaCÍ
c) H 2 SO„ + Zn * ZnS0 4 + H 2
d) 2 AgN0 3 + Cu * Cu(N0 3 ) 2 + 2 Ag
luz /
e) 2 H 2 0 2 ► 2 H 2 0 + 0 2
44 Copie no caderno as equações parciais indicadas abaixo.
Complete-as acertando seus coeficientes, quando possível.
a) C0 2 + NaOH *
b) S0 3 + HCÍ
c) aí 2 o 3 + h 2 so 4 *■
d) CO + KOH ►
e) MgO + HCÍ ►
f) Fe 3 0 4 + HCÍ
g) Na 2 0 2 + NaOH «
h) K 2 0 + H 2 S0 4 ►
45 (UFRRj) A água é um dos principais componentes da
natureza; contudo o desperdício e seu aproveitamen-
to inadequado podem levar a uma crise de sérias pro-
porções, bem mais graves do que a atual crise energé-
tica. Em relação à água e seus componentes, pode-se
afirmar que:
a) a água é um solvente de baixa polaridade.
b) o gás oxigênio é incolor e não comburente.
c) a água apresenta ligações iônicas.
d) o gás hidrogênio é incolor e combustível.
e) a água pura é boa condutora de corrente elétrica.
46 (UFRGS-RS) Considere as reações representadas pelas
equações abaixo.
1. 2 Ca
+
o 2
- 2 CaO
II. CaO
+
h 2 o —
— ► Ca(OH) 2
III. S +
O;
>
so 2
IV. so 2
+
h 2 o
— h 2 so 3
V. Ca(OH) 2
+ h 2 so 3
- CaSO
Qual é a alternativa que apresenta uma afirmação incor-
reta em relação às características das reações citadas?
a) Ocorre a formação de óxido ácido e óxido básico.
b) Uma das reações é do tipo dupla troca.
c) Algumas das reações são do tipo oxidação-redução.
d) Ocorre a formação de produtos que em soluções aquo-
sas diluídas apresentam pH diferente de 7.
e) A maioria das reações é do tipo análise.
47 (Mackenzie-SP)
I. CaC0 3 — - — ► X + C0 2
II. BaCl 2 + Y ► BaCr0 4( + 2 KCÍ
III. Zn + 2 HCÍ * ZnCÍ 2 + ]//
Para que as reações acima fiquem corretamente equa-
cionadas, X, Y e W devem ser, respectivamente:
a) CaC 2 , H 2 Cr0 4 e H 2 S
b) CO, K 2 Cr0 4 e CC 2
c) CaO, K 2 Cr0 4 e H 2
d) Ca0 2 , K 2 Cr0 4 e Cí 2
e) Ca0 2 , H 2 Cr0 4 e H 2
48 (UFPE) Três recipientes A, Be C contêm os gases 0 2 , H 2
e C0 2 . Introduzindo um palito de fósforo aceso em
cada recipiente, observa-se que: no recipiente A, a cha-
ma imediatamente se apaga; no recipiente B, a chama
se torna mais brilhante; e, no recipiente C, ocorre uma
pequena explosão. De acordo com esses dados, pode-
mos concluir que os recipientes A, B e C contêm, res-
pectivamente:
a) H 2 , 0 2 e C0 2 d) C0 2 , 0 2 e H 2
b) C0 2 , H 2 e 0 2 e) 0 2 , H 2 e C0 2
c) H 2 , C0 2 e 0 2
49 (UnB-DF) A Química está tão presente na vida do ho-
mem que é difícil imaginar a vida sem a Química. Os
produtos químicos têm inúmeras aplicações, entre as
quais ressalta-se a fabricação dos computadores, que cons-
tituem a revolução do final do século XX.
Considerando a presença da Química no cotidiano, jul-
gue os itens abaixo.
0. Apesar dos benefícios que os produtos químicos tra-
zem para a indústria, deve-se evitar a ingestão de quais-
quer desses produtos.
1 . A água do mar é uma substância composta formada
por água (H 2 0) e cloreto de sódio (NaCÍ).
2. Um aquário com muitos peixes deve ter sua água bor-
bulhada com ar para repor oxigênio que os peixes
consomem das moléculas de água (H 2 0) durante a
respiração.
3. O eventual processo de enferrujamento de compo-
nentes de um computador, confeccionados com de-
terminado metal, é um exemplo de transformação
química.
50 (PUC-SP) Em um erlenmeyer foi feita a combustão do
enxofre; ao produto dessa reação, adicionou-se água e
obteve-se uma substância A que torna vermelho o papel
azul de tornassol. Em outro erlenmeyer, fez-se a combus-
tão do magnésio, adicionou-se água e obteve-se uma
substância B que torna azul o papel vermelho de tornassol.
a) Equacione os processos de obtenção de A e B.
b) Supondo que ocorreu reação de neutralização total,
equacione tal reação quando se adiciona A a B.
51 (Fuvest-SP) Colocam-se em um recipiente de vidro água
destilada, gotas de solução de fenolftaleína e, em segui-
da, pedaços de sódio metálico. Observa-se, então, vio-
lenta reação do metal com a água, resultando chama na
superfície exposta do metal e coloração rósea na solu-
ção. 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.
d) hidrogênio produzido na reação e diminuição de pH.
e) nitrogênio do ar e diminuição de pH.
256
Capitulo 10B-QF1-PNLEM
256
29/5/05, 20:23
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
52 (Vunesp) O magnésio pode ser obtido da água do mar.
A etapa inicial desse processo envolve o tratamento da
água do mar com óxido de cálcio. Nessa etapa, o magné-
sio é precipitado na forma de:
a) MgCl 2 c) MgO e) Mg metálico
b) Mg(OH) 2 d) MgSO„
53 (UFPI) A reação química na qual um dos reagentes é um
óxido básico é:
a) S0 3 + H 2 0 ► H 2 S0 4
b) Na 2 0 + 2 HCl *• 2 NaCl + H 2 0
c) 2 NaOH + S0 3 <- Na 2 SO„ + H 2 0
d) ZnO + 2 NaOH Na 2 Zn0 2 + H 2 0
e) 2 CO + 0 2 2 C0 2
54 (UFRGS-RS) A substância química Na 2 S0 3 pode ser obti-
da pela reação entre:
a) óxido de sódio e ácido sulfúrico.
b) cloreto de sódio e ácido sulfídrico.
c) hidróxido de sódio e ácido sulfídrico.
d) hidróxido de sódio e ácido sulfúrico.
e) óxido de sódio e ácido sulfuroso.
55 (Mackenzie-SP) Dispõe-se de 5 tubos de ensaio, conten-
do respectivamente:
I. h 2 o
II. solução aquosa de NaCl
III. solução aquosa de NaN0 3
IV. solução aquosa de Na 2 C0 3
V. solução aquosa de Na 2 S0 4
Adicionando-se HCl (gota a gota) a cada um dos tubos,
observa-se que somente em um deles ocorre efervescência.
Essa efervescência é conseqüência da reação do HCl com:
a) a água pura. c) a solução III. e) a solução V.
b) a solução II. d) a solução IV.
56 (Ufes) Considere a sequência de reações:
S +
o 2
— - 1
1 +
h 2 o —
— ► II
FeO +
II —
— *• III
+ h 2 o
Mg +
— o 2 —
2
► IV
IV +
h 2 o —
* V
As funções dos compostos 1, II, III
IV e V sao, respecti-
vamente:
1
II
III
IV
V
a) óxido ácido
ácido
sal
óxido básico
hidróxido
b) óxido ácido
ácido
óxido básico
sal
hidróxido
c) ácido
óxido ácido
sal
óxido básico
hidróxido
d) ácido
óxido ácido
hidróxido
sal
óxido básico
e) sal
ácido
óxido ácido
hidróxido
óxido básico
57 (Fesp-SP) Os compostos H 2 S0 4 , S0 3 , CaO, NaCl e
NaOH podem ser misturados dois a dois para reagi-
rem. Não reagem:
a) H 2 S0 4 + CaO d) NaCl + H 2 S0 4
b) CaO + NaOH e) NaOH + S0 3
c) NaOH + H 2 S0 4
58 (U. Católica de Brasília-DF) Dentre as equações abaixo,
qual não representa um processo de salificação?
a) HCl + NaOH » NaCl + H 2 0
b) MgO + 2 HCl ► MgCl 2 + H 2 0
c) NH 3 + HCl ► NH/Cr
d) H 2 S0 4 + 2 H 2 0 ► 2 H 3 0 + + SÓ, 2-
e) Al(OH) 3 + HNO, ► Al(0H) 2 N0 3 + H 2 0
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
59 (Cesgranrio-Rj) As indústrias de produção de vidro utili-
zam a areia como principal fonte de sílica (Si0 2 ) para
conferir o estado vítreo. Utilizam, ainda, com a finalidade
de reduzir a temperatura de fusão da sílica, os fundentes
Na 2 0, K 2 0 e Li 2 0.
A escolha dos óxidos de sódio, potássio e lítio para reagir
com a sílica e dar origem a um produto vítreo de menor
ponto de fusão deve-se ao fato de esses óxidos manifes-
tarem caráter:
a) básico c) ácido e) anfótero
b) neutro d) misto
60 (FEI-SP) Em tempo de seca são comuns queimadas nas
florestas. No ar atmosférico envolvido em uma queima-
da, a concentração de oxigênio e a de vapor de água,
respectivamente:
a) aumenta — diminui d) diminui — diminui
b) aumenta — aumenta e) diminui — não se altera
c) diminui — aumenta
61 (UFMT) Acidentalmente, os rótulos de três barricas con-
tendo sais foram perdidos. Uma delas contém nitrato de
amónio, outra carbonato de sódio e outra nitrato de sódio.
Todos estes sais têm o mesmo aspecto (pós brancos).
Têm-se as seguintes informações:
I. Os sais de amónio, em presença de hidróxidos e car-
bonatos de metais alcalinos, desprendem amónia, NH 3 ,
de cheiro característico.
II. Os carbonatos reagem com ácido, produzindo efer-
vescência, ou seja, desprendimento de gás carbônico.
Baseado no enunciado acima e nas informações, julgue
os itens abaixo.
0. Os três sais são solúveis em água.
1 . A fórmula molecular do nitrato de amónio é NH 4 N0 2 .
2. Tomando-se separadamente uma alíquota da solução
aquosa de cada sal, aquela que reagir com vinagre
será a do carbonato de sódio.
3. Comercialmente o hidróxido de sódio é conhecido
como soda caústica.
4. Na 2 C0 3 é a fórmula molecular do nitrato de sódio.
62 (Fuvest-SP) Uma mistura de óxido de cobre (II) e carvão
em pó foi aquecida usando-se a aparelhagem esque-
matizada abaixo. Observou-se, após algum tempo, que a
água de cal, inicialmente límpida, apresentou sólido bran-
co em suspensão. No interior do tubo, apareceram grânu-
los metálicos avermelhados. Qual a equação química que
representa a transformação ocorrida nesse aquecimento?
b) CuO + C ► Cu + CO
c) 2 CuO + C ► Cu 2 0 + CO
d) 2 Cu 2 0 + C ► 4 Cu + C0 2
e) Cu 2 0 + C ► 2 Cu + CO
257
Capitulo 10B-QF1-PNLEM
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29/5/05, 20:24
LEITURA
O VIDRO E O CIMENTO
Vamos destacar dois processos industriais de grande importância prática: a produção do vidro e a
produção do cimento.
O vidro
Acredita-se que o vidro já era conhecido desde 2500 a.C, pelos egípcios. Uma lenda conta que, em
1 500 a.C., marinheiros fenícios já usavam "pedras" de Na 2 C0 3 natural para fazer fogueiras nas praias e, com
o fogo, pedaços de vidro eram produzidos (com o calor, o Na 2 C0 3 reage com a areia, produzindo vidro).
Atualmente, o vidro comum é produzidos pela mistura de areia (Si0 2 ), soda ou barrilha (Na 2 C0 3 ) e
calcário (CaC0 3 ), que é aquecida em fornos especiais, a cerca de 1 .500 °C. Ocorrem então reações do tipo:
A /•
x Na 2 C0 3 + y CaC0 3 + z Si0 2 ► (Na 2 0)„ • (CaO)>, • (Si0 2 ) 2 + (x + y) C0 2
Vidro
Esse é o vidro "incolor"; vidros coloridos são fabricados adicionando-se, à mistura inicial, pequenas
quantidades de óxidos metálicos, como, por exemplo, Fe 2 0 3 (que dá cor verde ao vidro), CoO (cor azul)
etc. O vidro fabricado com 1 0 a 1 5% de óxido de chumbo (Pb 3 0 4 — zarcão ou mínio) tem densidade e
brilho elevados, é conhecido como cristal e usado na fabricação de vasos e taças.
O vidro não tem composição química nem forma cristalina definidas; é considerado um "sólido amorfo",
ou, como dizem alguns autores, um "líquido super-resfriado" que atingiu uma viscosidade tão alta que se
comporta como um sólido.
A fibra de vidro
(Si0 2 puro), na
forma de fios, está
revolucionando as
comunicações por
telefone, televisão,
Internet etc.
O vidro é um dos mais
belos materiais de
construção e
decoração. Na foto
tem-se um vitral da
Catedral de Bruxelas,
Bélgica.
O cimento
Os povos antigos usavam gesso (CaS0 4 • 2 H 2 0) ou cal
(CaO) em suas construções. O cimento, tal como o conhe-
cemos atualmente, foi inventado em 1824, por Joseph
Aspdin, na Inglaterra, perto da cidade de Portland — daí o
nome cimento portland. Ele é fabricado aquecendo, em
um forno rotatório a 1 .500 °C, uma mistura de calcário
(CaC0 3 ), argila (vários silicatos, principalmente o de alu-
mínio) e areia. Do forno saem "pedregulhos" duros deno-
minados clinquers, que, moídos, dão origem ao cimento.
A composição do cimento é a seguinte: 60 a 67% de
CaO, 1 7 a 25% de Si0 2 , 3 a 8% de Al 2 0 3 , 2 a 3% de MgO e
2 a 3% de FeO. Com água, o cimento endurece devido à
cristalização dos silicatos de cálcio e alumínio. Junto com areia
e pedras, o cimento endurece, formando o concreto (o con-
creto é "armado" com hastes de aço).
Forno rotatório de uma fábrica de cimento em
Mossoró, RN.
■
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
65 Quais sao os principais componentes para a fabricaçao
do cimento portland?
66 Por que o cimento endurece com a adição de água?
258
63 Quais são os principais ingredientes usados na fabricação
do vidro comum?
64 Como são obtidos os vidros coloridos?
Capitulo 10B-QF1-PNLEM
258
22/6/05, 15:26
DELFIM MARTINS / PULSAR
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
r
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
67 (Mackenzie-SP)
2 KCÍ0 3 (s) - — ► 2 X (s) + 3 0 2 (g)
Zn (s) + Y (aq) ► ZnS0 4 (aq) + Cu (s)
N 2 (g) + 3 H 2 (g) ► 2W(g)
As reações equacionadas acima ficarao corretas se X, Y e W forem, respectivamente:
a) KCl, CuSO„eNH 3 b) KCIO, CueNH 3 c) KC10 2 , CuSeHNO, d) KC10 3 , Cu e N 2 H 2 e) KCl, CuS e N 2 H 4
68 (UFRRJ) Dadas as substâncias (PbCl 2 , Na 2 S0 4 , Zn, H 2 S0 4 , C, 0 2 , e Na 2 S), combine-as duas a duas de tal modo que se
obtenha um produto com:
a) formação de um precipitado. c) formação de um hidrácido.
b) formação de um óxido gasoso. d) variação do número de oxidação.
69 (UF)F-MG) Tendo por base as observações abaixo, qual é a alternativa que apresenta os elementos colocados em ordem
decrescente de força como redutor?
• O sódio metálico reage vigorosamente com a água, enquanto o magnésio metálico não apresenta reação com a água.
• Um prego de ferro imerso em solução contendo íons cobre fica coberto por uma camada de cobre metálico.
• Um pedaço de fio de cobre colocado em solução de nitrato de prata torna-se prateado e a solução adquire a cor azulada
típica de íons cobre.
• Uma fita de magnésio metálico reage com ácido clorídrico diluído mais rapidamente do que o prego de ferro.
a) Na > Fe > Cu > Ag > Mg c) Mg > Ag > Cu > Fe > Na e) Na > Mg > Ag > Cu > Fe
b) Na > Mg > Fe > Cu > Ag d) Ag > Cu > Fe > Mg > Na
70 (Fatec-SP) Encontram-se no comércio produtos destinados a desentupir encanamentos domésticos. Esses produtos contêm
dois componentes principais:
I. soda cáustica;
II. raspas de um metal de baixa densidade, de comportamento químico anfotérico e pertencente à mesma família do boro
na Tabela Periódica.
Sobre a dissolução em água dessa mistura, é correto afirmar que:
a) provoca a liberação de gás oxigênio (0 2 ), cujo borbulhamento ajuda na remoção dos materiais responsáveis pelo
entupimento.
b) provoca a precipitação do óxido de alumínio (Al(OH) 3 ), um poderoso agente oxidante que reage com as gorduras
responsáveis pelo entupimento.
c) gera uma solução com pH < 7, propícia para saponificar e dissolver gorduras responsáveis pelo entupimento.
d) permite a ocorrência da reação:
2 Pb (s) + 2 O ET (aq) + 6 H 2 0 (l) ► 2 [Pb(OH) 4 ]“ (aq) + 3 H 2 (g).
e) provoca um aumento da temperatura, pois a dissolução da soda cáustica (NaOFI) em água é exotérmica.
71 (Mackenzie-SP)
Faísca /
6 NaN 3 (s) + Fe 2 0 3 (s) — -*• xNa 2 0 (s) + 2 Fe (s) + yN 2 (g)
A reação acima equacionada ocorre quando, em caso de colisão de um veículo, o o/r bag é acionado. A alternativa
incorreta é:
a) Os valores dos coeficientes x e y que tornam a equação corretamente balanceada são, respectivamente, 3 e 9.
b) O ferro, no Fe 2 0 3 , sofre oxidação.
c) A soma dos menores coeficientes inteiros do balanceamento é igual a 21 .
d) Um dos produtos da reação é o óxido de sódio.
e) O air bag é inflado pelo gás nitrogênio produzido.
72 (Unifor-CE) São dadas as seguintes equações químicas:
2 KRe0 4 + 1 6 HCl ► 2 KCl + 2 ReCl 2 + 8 H 2 0 +
Re 3+ + 3 O ET *■ Re(OH) 3
2 ReO + 5 Pb0 2 + 8 ET * 2 ReO; + 5 Pb 2+ + 4
Re0 2 + 4 HCl *- ReCl 2 + 2 H 2 0 + Cl 2
O número de oxidação do rênio na espécie química redutora é igual a:
a) +7 b) +2 c) +3 d) +4
73 (Fuvest-SP) Têm-se amostras de 3 gases incolores X, Y e Z, que devem ser H 2 , Ele e S0 2 , não necessariamente nesta ordem.
Para identificá-los, determinaram-se algumas de suas propriedades, as quais estão na tabela abaixo:
Propriedade
X
Y
Z
Solubilidade em água
Alta
Baixa
Baixa
Reação com oxigênio na presença de catalisador
Ocorre
Ocorre
Não ocorre
Reação com solução aquosa de uma base
Ocorre
Não ocorre
Não ocorre
Com base nessas propriedades, conclui-se que X, Y e Z sao, respectivamente:
a) H 2 , He e S0 2 b) H 2 , S0 2 e He c) He, S0 2 e H 2 d) S0 2 , He e H 2 e) S0 2 , H 2 e He
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS 259
5 Cl 2
h 2 o
Capitulo 10B-QF1-PNLEM
259
29/5/05, 20:24
74 (Fuvest-SP) Deseja-se estudar três gases incolores, recolhidos em diferentes tubos de ensaio. Cada tubo contém apenas um
gás. Em um laboratório, foram feitos dois testes com cada um dos três gases:
I. colocação de um palito de fósforo aceso no interior do tubo de ensaio;
II. colocação de uma tira de papel de tornassol azul, umedecida com água, no interior do outro tubo, contendo o mesmo
gás, tampando-se em seguida.
Os resultados obtidos foram:
Gás
Teste com o palito de fósforo
Teste com o papel de tornassol azul
X
Extinção da chama
Continuou azul
Y
Explosão e condensação de água nas paredes do tubo
Continuou azul
Z
Extinção da chama
Ficou vermelho
Com base nesses dados, os gases, X, Y e Z poderiam ser, respectivamente:
X
Y
Z
a)
so 2
o 2
n 2
b)
co 2
h 2
nh 3
c)
He
o 2
n 2
d)
n 2
H 2
co 2
e)
o 2
He
so 2
75 (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 desapa-
receram. 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: AgCt — sólido branco de baixa solubilidade em água;
Agl — sólido amarelo de baixa solubilidade em água;
Cí 2 — substância incolor em solução aquosa;
Br 2 — substância de coloração laranja em solução aquosa;
l 2 — substância de coloração castanha em solução aquosa;
H 2 S — gás de odor desagradável (cheiro de ovo podre).
a) liberar gás de odor desagradável, em meio fortemente ácido, é o sulfeto de sódio.
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.
76 (Vunesp) Uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) dissolve ferro e zinco, mas, para dissolver cobre ou prata, é neces-
sário usar ácido nítrico (HN0 3 ). Isso ocorre porque:
a) cobre e prata são metais mais duros que ferro e zinco.
b) HCÍ é um ácido fixo e HN0 3 é um ácido volátil.
c) HN0 3 é um ácido mais oxidante que HCÍ.
d) cobre e prata são metais que se oxidam mais facilmente do que ferro e zinco.
e) ferro e zinco são metais mais nobres do que cobre e prata.
77 (Fuvest-SP) A decomposição térmica por aquecimento gradual e contínuo (ao ar) do acetato de manganês (II) tetraidratado,
sólido, ocorre em duas etapas:
Mn(CH 3 COO) 2 ■ 4 H 2 0 (s) Mn(CH 3 COO) 2 (s) + 4 H 2 0 (g)
Mn(CH 3 COO) 2 (s) . MnO (s) + (CH 3 ) 2 CO (g) + C0 2 (g)
Certa massa do sal hidratado é aquecida nessas condições. Qual dos gráficos abaixo representa o que ocorre com a massa (m)
da fase sólida com o aumento da temperatura (0)?
78 (Fuvest-SP) Do livro de Antoine Laurent Lavoisier, Traité Elémentaire de Chimie, traduziu-se o seguinte trecho:
"Acido cítrico é mais facilmente obtido saturando-se suco de limão com cal suficiente para formar citrato de cálcio, que é
insolúvel em água. Lava-se esse sal e acrescenta-se quantidade apropriada de ácido sulfúrico. Forma-se sulfato de cálcio, que
precipita, deixando o ácido cítrico livre na parte líquida."
260
Capitulo 10B-QF1-PNLEM
260
29/5/05, 20:25
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
79
Representando-se o ácido cítrico por H 3 Cit, o procedimento descrito por Lavoisier pode ser esquematizado pela seqüência
de equações:
2 H 3 Cit (aq) + x CaO (s) ► Y( s) + 3 H 2 0 (l)
Y (s) + z H 2 SO„ (aq) * 3 CaS0 4 (s) + 2 H 3 Cit (aq)
Em tal seqüência, x, Y e z correspondem, respectivamente, a:
a) 3, Ca 3 (Cit) 2 e 3 b) 2, Ca 2 (Cit) 3 e 3 c) 3, Ca 3 (Cit) 2 e 2 d) 3, Ca 2 (Cit) 3 e 3 e) 2, Ca 3 (Cit) 2 e 2
(Fuvest-SP) Ácido clorídrico pode reagir com diversos materiais, formando diferentes produtos, como mostrado no esque-
ma abaixo.
Produtos
Solução aquosa
Raspas
de AgN0 3
de AL
1
1 1^
II
Suspensão aquosa
de Mg(OH) 2
Produtos
Produtos
Os seguintes sinais evidentes de transformações químicas: liberação de gás, desaparecimento parcial ou total de sólido e
formação de sólido são observáveis, respectivamente, em:
a) I, II e III b) II, I e III c) II, III e I d) III, I e II e) III, II e I
80 (PUC-SP) As reações químicas
I. AgN0 3 (aq) + NaCÍ (aq) ► AgCÍ (s) + NaN0 3 (aq)
II. 2 Mg (s) + 0 2 (g) ► 2 MgO (s)
III. C 12 H 22 O n (s) » 1 2 C (s) + 11 H 2 0 (í)
IV. 2 HCl (aq) + Ba(OH) 2 (aq) > BaCl 2 (aq) + 2 H 2 0 (l)
podem ser classificadas, respectivamente, como:
a) reação de óxido-redução, reação de combustão, reação de decomposição, reação de precipitação.
b) reação de neutralização, reação de decomposição, reação de síntese, reação de precipitação.
c) reação de precipitação, reação de combustão, reação de decomposição, reação de óxido-redução.
d) reação de precipitação, reação de óxido-redução, reação de decomposição, reação de neutralização.
e) reação de condensação, reação de óxido-redução, reação de combustão, reação de neutralização.
81 (UFMT) "Foi em 1 781 que Joseph Priestley, químico e teólogo inglês, conseguiu sintetizar água por combustão do hidrogê-
nio (embora não percebesse que a combustão era a combinação deste elemento com o oxigênio) mediante aquecimento
explosivo. Esse mesmo cientista descobriu o oxigênio, demonstrando que as plantas produzem esse gás quando em presen-
ça da luz, fenômeno hoje conhecido por fotossíntese."
(Samuel M. Branco. Água: origem, uso e preservação. São Paulo: Moderna, 1993. p. 18. Coleção Polêmica.)
A partir do texto, julgue os itens.
0. Em relação ao balanço energético de uma reação, pode-se dizer que, na síntese da água, o gás hidrogênio e o gás oxigênio
perdem calor potencial, tornando-se uma substância mais estável, daí a grande quantidade de água na natureza.
1 . A equação
Zn (s) + 2 HCÍ (aq) *• ZnCl 2 (aq) + H 2 (g)
descreve corretamente a produção do hidrogênio em laboratório, utilizando-se zinco metálico e ácido clorídrico diluído.
2. Na síntese da água, o oxigênio sofre redução, sendo o agente oxidante, e o hidrogênio sofre oxidação, sendo o agente
redutor.
3. A água possui a propriedade de combinar-se com óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos, formando as bases
correspondentes, como mostram alguns exemplos:
CaO + H 2 0 ► Ca(OH) 2
U 2 0 + H 2 0 *- 2 LiOH
(Enem-MEC) O enunciado abaixo servirá para as duas questões seguintes.
Produtos de limpeza, indevidamente guardados ou manipulados, estão entre as principais causas de acidentes domésticos. Leia
o relato de uma pessoa que perdeu o olfato por ter misturado água sanitária, amoníaco e sabão em pó para limpar um banheiro:
"A mistura ferveu e começou a sair uma fumaça asfixiante. " Não conseguia respirar e meus olhos, nariz e garganta começa-
ram a arder de maneira insuportável. Saí correndo a procura de uma janela aberta para poder voltar a respirar."
O trecho destacado poderia ser reescrito, em linguagem científica, da seguinte forma:
a) As substâncias químicas presentes nos produtos de limpeza evaporaram.
b) Com a mistura química, houve produção de uma solução aquosa asfixiante.
c) As substâncias sofreram transformações pelo contato com o oxigênio do ar.
d) Com a mistura, houve transformação química que produziu rapidamente gases tóxicos.
e) Com a mistura, houve transformação química, evidenciada pela dissolução de um sólido.
Entre os procedimentos recomendados para reduzir acidentes com produtos de limpeza, aquele que deixou de ser cumpri-
do, na situação discutida na questão anterior, foi:
a) Não armazene produtos em embalagens de natureza e finalidade diferentes das originais.
b) Leia atentamente os rótulos e evite fazer misturas cujos resultados sejam desconhecidos.
c) Não armazene produtos de limpeza e substâncias químicas em locais próximos a alimentos.
d) Verifique, nos rótulos das embalagens originais, todas as instruções para os primeiros socorros.
e) Mantenha os produtos de limpeza em locais absolutamente seguros, fora do alcance das crianças.
82
83
Capítulo 10 • As REAÇÕES QUÍMICAS
261
Capitulo 10B-QF1-PNLEM
261
29/5/05, 20:25
Tópicos do capítulo
1 Unidade de massa atômica (u)
2 Massa atômica
3 Massa molecular
4 Conceito de mol
5 Massa molar ( M )
Leitura: História das medições
Quantas moléculas de sacarose existem em uma amostra de 342 g de açúcar?
Apresentação do capítulo
Neste capítulo, vamos começar a falar nas quantidades envolvidas nas reações químicas.
Lembre-se de que diariamente lidamos com quantidades: quilômetros percorridos numa
viagem; quilogramas de alimentos comprados num supermercado; litros de combustível
colocados no tanque de um carro; e assim por diante.
O estudo das quantidades de reagentes e de produtos que participam de uma reação
química exige o uso de grandezas e de unidades adequadas. Os átomos e as moléculas são
muito pequenos para serem pesados nas balanças de que dispomos, mesmo nas mais
sensíveis. Tornou-se então necessário estabelecer uma escala comparativa entre as massas
dos diferentes átomos e moléculas. Daí surgiram os conceitos de massa atômica e de massa
molecular. De importância também fundamental é o conceito de mol.
Capitulo 11 -QF1-PNLEM 262 ^ 6/7/05,14:48
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)
Quando pesamos um pacote de açúcar e dizemos que ele pesa 5 kg, estamos comparando a massa
do pacote com certa massa-padrão, que é o quilograma.
Generalizando, podemos dizer que para pesar ou medir alguma coisa torna-se necessário:
• escolher um padrão, o que é feito sempre arbitrariamente; por exemplo, nós pesamos o paco-
te de açúcar em quilograma; já os ingleses o pesariam em libra (que corresponde a aproximada-
mente 0,454 kg);
• usar uma unidade (ou seus múltiplos ou submúltiplos) compatível com a grandeza a ser me-
dida; por exemplo, para pesar caminhões, navios etc., é mais conveniente utilizar toneladas do
que miligramas; de fato, um caminhão que pesa 1 0 toneladas pesa também 1 0.000.000.000 mg,
mas o primeiro número é, sem dúvida, muito mais prático para nossos cálculos.
Qual seria, então, a unidade conveniente para pesar átomos e moléculas?
Os átomos e as moléculas são partículas tão pequenas que as unidades usuais não seriam conve-
nientes (por exemplo, hoje, sabemos que um átomo de hidrogênio pesa aproximadamente
0,000000000000000000000001 660 g).
Surgiu então entre os químicos a idéia de usar um certo átomo como padrão de pesagem dos
demais átomos e moléculas. Atualmente, o padrão escolhido é o átomo do isótopo de carbono de
número de massa igual a 12 (é o átomo que possui 6 prótons e 6 nêutrons em seu núcleo). A esse
átomo foi atribuída arbitrariamente a massa 12 (para coincidir com seu número de massa); então,
desse átomo separou-se uma fração correspondente a yy, que é usada como unidade internacional
para a medida das massas atômicas e moleculares. Assim, resulta a definição:
1
Unidade de massa atômica (u) é igual a — da massa de um átomo de isótopo de
carbono-1 2 (C 12 ).
Esquematicamente:
Átomo de C' 2
(massa = 1 2 u)
Hoje é possível determinar experimentalmente que a unidade de massa atômica (u) vale aproxima-
damente 1 ,66 • 1 Cr 24 grama.
MASSA ATÔMICA
Vamos supor que existisse uma "balança imaginária" com sensibilidade suficiente para pesar um
único átomo. Vamos supor, ainda, que fosse possível efetuar a seguinte pesagem:
• colocar um único átomo de flúor num dos
pratos da balança;
• no outro prato, colocar gradativamente as
frações correspondentes à unidade de mas-
sa atômica (u). Notaríamos que são neces-
sárias 1 9 u para equilibrar o átomo de flúor;
dizemos, então, que a massa atômica do
flúor é 19 u.
Capítulo 11 * Massa atômica e massa molecular
Átomo ■
de flúor
(representação |
sem escala)
19 u
À 1
i A
rir 1
j
263
Capitulo 11 -QF1-PNLEM
263
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Concluindo, podemos dizer que:
Massa atômica é a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u).
A massa atômica indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado que do isótopo C 12 .
• Não devemos confundir massa atômica com número de massa. Como vimos na página 82, núme-
ro de massa é a soma dos números de prótons e de nêutrons existentes no átomo considerado.
Assim, por exemplo, no isótopo do cloro (“Cl), o número de massa é 35, que é a soma dos 17
prótons e 1 8 nêutrons existentes no átomo. Já a massa atômica desse mesmo isótopo, determinada
experimentalmente, é igual a 34,969 u. Note que o número de massa é sempre um número inteiro,
enquanto a massa atômica é, em geral, fracionária.
2.1. Massa atômica dos elementos químicos
Até aqui estávamos imaginando a massa de um átomo isolado ou dos átomos absolutamente
iguais de um isótopo puro. Na natureza, porém, quase todos os elementos químicos são misturas de
isótopos com diferentes porcentagens em massa, chamadas de abundâncias relativas. Por exemplo,
todo o cloro da natureza é uma mistura dos isótopos 35 e 37, na seguinte proporção:
Isótopo
Abundância na natureza
Massa atômica
Cl 35
75,4%
34,969 u
Cl 37
24,6%
36,966 u
Conseqüentemente, a massa atômica do elemento cloro que nós encontramos nas tabelas é a
média ponderada desses valores, a saber:
75,4- 34,969 u + 24,6- 36,966 u _ c
75,4 + 24,6
Note que se torna necessário distinguir cuidadosamente:
• massa atômica de um isótopo, que é a massa do átomo de um dado isótopo expressa em
unidades de massa atômica;
• massa atômica de um elemento químico, que é a média ponderada das massas atômicas de
todos os isótopos naturais do elemento, tomando-se como "pesos" as respectivas porcentagens
de ocorrência (abundância) desses isótopos na natureza (esse é o valor dado na tabela situada
após o sumário do livro).
2.2. Determinação moderna das massas atômicas
O método mais moderno e preciso para determinar as
massas atômicas é o do espectrômetro de massas. É um
aparelho onde os átomos são ionizados, acelerados e des-
viados por um campo eletromagnético. Pelo maior ou me-
nor desvio, pode-se calcular a massa atômica de isótopo
por isótopo. Com esse aparelho, obtemos massas atômicas
com precisão de até cinco casas decimais, além da abun-
dância de cada isótopo na natureza.
Técnica utilizando o espectrômetro de massa
para pesquisa química. Universidade de
Nottingham, Reino Unido.
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Capitulo 11 -QF1-PNLEM
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JOHN MCLEAN / SPL-STOCK PHOTOS
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
2.3. Regra de Dulong-Petit
Um cálculo aproximado das massas atômicas pode ser feito pela regra de Dulong-Petit, que diz:
"A massa atômica ( M.A . ), multiplicada pelo calor específico (c) do elemento, no estado sólido, é aproxi-
madamente igual a 6,4":
(M.A.) ■ c - 6,4
Considerando que o calor específico (c) pode ser determinado no laboratório, calcularemos com
facilidade a massa atômica aproximada do elemento químico.
HmVjnifSV Responda em
seu caderno
a) Qual é a definição de unidade de massa atômica?
b) O que é massa atômica?
lr-w-7
c) O que é massa atômica de um elemento químico natural?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
1 O elemento químico neônio apresenta-se na nature-
za com a seguinte composição isotópica:
90,00% de Ne 20 0,27% de Ne 21 9,73% de Ne 22
Considerando as massas atômicas dos isótopos pra-
ticamente iguais aos seus números de massa, pede-
se calcular a massa atômica do elemento neônio.
Resolução
90,00 • 20 u + 0,27 • 21 u + 9,73 • 22 u | ln
90,00 + 0,27 + 9,73 '
2 O elemento químico lítio é formado na natureza por 7,8%
de Li 6 e 92,2% de Li 7 . Qual é o valor aproximado de sua
massa atômica?
Exercício resolvido
3 (Cesesp-PE) Existem dois isótopos do rubídio que
ocorrem na natureza: 85 Rb, que tem massa igual a
84,91, e 87 Rb, cuja massa é 86,92. A massa atômica
do rubídio é 85,47. Qual é a porcentagem do 87 Rb?
a) 72,1% c) 56,0% e) 86,9%
b) 20,1% d) 27,9%
Resolução
Esta questão apresenta o "cálculo inverso" das ques-
tões anteriores. De fato, anteriormente eram dadas
as abundâncias dos isótopos e pedida a massa atô-
mica final. Agora, é dada a massa atômica final, pe-
dindo-se a abundância de um dos isótopos.
Chamemos de x a porcentagem pedida do 87 Rb.
Conseqüentemente, a porcentagem do outro isótopo
( 85 Rb) será (100 — x)%. Esquematizando o cálculo
como nas questões anteriores, teremos:
84,91 • (100 - x) + 86,92x
1 00 - x + x
85,47
Resolvendo esta equaçao, temos:
x = 27,9%
Alternativa d
4 (Cesgranrio-RJ) Um elemento X tem massa atômica 63,5
e apresenta os isótopos 63 X e 65 X. A abundância do isótopo
63 no elemento X é:
a) 25% c) 65% e) 80%
b) 63% d) 75%
Observação: considere os números de massa 63 e 65 como
sendo as massas atômicas desses elementos.
5 (UFRRJ) Um elemento M apresenta os isótopos 79 M e 81 M.
Sabendo que a massa atômica do elemento M é 79,90 u,
determine os percentuais de cada isótopo do elemento M.
6 (UFSCar-SP) O elemento magnésio, número atômico 1 2,
ocorre na natureza como uma mistura de três isótopos. As
massas atômicas desses isótopos, expressas em unidades
de massa atômica (u), e suas respectivas abundâncias num
dado lote do elemento são fornecidas na tabela a seguir.
Número de
massa do isótopo
Massa
atômica (u)
% de
abundância
24
23,98504
10
25
24,98584
10
26
25,98259
80
A massa atômica para este lote de magnésio, expressa
em u, é igual a:
a) 23,98504, exatamente.
b) 24,98584, exatamente.
c) 25,98259, exatamente.
d) um valor compreendido entre 23,98504 e 24,98584.
e) um valor compreendido entre 24,98584 e 25,98259.
Capítulo 11 • Massa atômica e massa molecular
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Capitulo 11 -QF1-PNLEM
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A
Exercício resolvido
7 O calor específico do manganês é 0,11 cal/g • °C.
Qual o valor aproximado da massa atômica do man-
ganês?
Resolução
Da Regra de Dulong-Petit, vem: ( M.A .) • c= 6,4
Logo:
M.A. =
6,4 ^ 6,4
c 0,11
(M.A.) = 58 u
8 Qual é o valor aproximado da massa atômica de um ele-
mento químico de calor específico igual a 0,26 cal/g • °C?
MASSA MOLECULAR
Com as moléculas, pode ser repetido o que
foi feito com os átomos. Vamos considerar no-
vamente a "balança imaginária" proposta na
página 263.
Se pudéssemos colocar, por exemplo, uma
única molécula de C0 2 em um dos pratos da ba-
lança, notaremos que são necessárias 44 unida-
des de massa atômica (u) no outro prato, a fim
de equilibrar a balança. Dizemos, então, que a
massa molecular do dióxido de carbono (C0 2 ) é
44 u. Dessa idéia resulta a definição geral:
Massa molecular é a massa da molécula medida em unidades de massa atômica (u).
De acordo com o que já foi dito para as massas atômicas, podemos repetir que a massa molecular
indica quantas vezes a molécula considerada é mais pesada que yy do isótopo C 12 .
O cálculo prático da massa molecular é feito considerando que uma molécula é uma "soma" de
átomos. Daí concluiremos que o caminho mais fácil para obter a massa molecular é exatamente o de somar
as massas atômicas dos átomos formadores da molécula considerada. Voltemos ao exemplo do C0 2 :
Representação esquemática de
molécula de C0 2 (sem escala)
I (I 1
Soma das massas atômicas: 16 + 12 + 1 6 i > Massa molecular = 44 u
Mais dois exemplos de cálculo de massas moleculares, a partir das massas atômicas aproximadas:
H 2 S 0 4 Ácido sulfúrico
i i i n
1 • 2 + 32 + 1 6 • 4 l ^™í> Massa molecular = 98 u
C 12
H,
o„
12-12 + 1 -22 + 16-11
Sacarose
Massa molecular = 342 u
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Sabemos que muitas substâncias não são formadas por moléculas, mas por aglomerados de íons: é o caso
das substâncias iônicas. Não existindo a molécula, perde o sentido, evidentemente, falar-se em massa
molecular. Os cálculos, contudo, podem continuar seguindo o mesmo raciocínio, dando-se ao resultado,
também, o nome de massa molecular. Por exemplo:
Na CL
I I
23 + 35,5 Massa molecular — 58,5 u
Na 4 P 2 0 7 Pirofosfato de sódio
23 • 4 + 31 • 2 + 1 6 • 7 I =t> Massa molecular = 266 u
O caso de substâncias hidratadas segue o mesmo raciocínio; por exemplo, o CuS0 4 • 5 H 2 0:
Cu S
0 4 5 H 2 0
Sulfato cúprico penta-hidratado
63,5 + 32 + 1 6 • 4 + 5 • (1 -2 + 16) Massa molecular = 249,5 u
Responda em
seu caderno
a) O que é massa molecular?
b) Como a massa molecular pode ser calculada?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Atenção: Para obter as massas atômicas, necessárias aos
exercícios a seguir, use a tabela encontrada no início do
livro ou a Tabela Periódica. Aproxime os valores encontra-
dos para os números inteiros mais próximos.
9 Calcule as massas moleculares das seguintes substâncias:
a) C 2 H 6
b) S0 2
c) CaC0 3
d) NaHS0 4
e) CHjCOONa
f) (NH 4 ) 3 P0 4
g) Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3
h) Na 2 C0 3 • 10 H 2 0
10 Qual das alternativas abaixo apresenta a substância de
maior massa molecular?
a) sulfeto de chumbo II
b) cloreto de sódio
c) ácido nítrico
d) sulfato de prata
e) óxido de alumínio
Capítulo 11 * Massa atômica e massa molecular
1 1 (Cesgranrio-RJ) Admite-se que os isótopos H 1 , H 2 , H 3 ; Cl 35 ,
Cl 37 ; O 16 , O 17 , O 18 podem formar moléculas de ácido
clórico. Relativamente a essas moléculas, podemos dizer
que:
a) todas apresentam a mesma massa.
b) suas massas podem variar de 84 u a 94 u.
c) suas massas podem variar de 52 u a 58 u.
d) todas apresentam o mesmo número de nêutrons.
e) apresentam números de nêutrons que podem variar
de 42 a 50.
1 2 (Ufac) A massa molecular da água comum (H 2 0) é 1 8 u e
a da água pesada ou deuterada (D 2 0) é 20 u. Essa dife-
rença ocorre porque os átomos de hidrogênio e de
deutério apresentam:
a) número de nêutrons diferentes.
b) mesmo número de prótons.
c) número de oxidações diferentes.
d) mesmo número de massa.
e) número de elétrons diferentes.
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Capitulo 11 -QF1-PNLEM
267
CONCEITO DE MOL
No cotidiano, várias mercadorias são vendidas "em conjunto" ou "por atacado". Normalmente
não se compra um ovo, mas sim uma dúzia de ovos; não se compra uma folha de papel, mas sim uma
resma de papel (pacote com 500 folhas); não se compra um tijolo, mas sim um milheiro de tijolos
(1 .000 tijolos); e assim por diante.
1 dúzia de ovos (12 ovos)
Uma resma de folhas de papel (500 folhas)
Um milheiro de tijolos
(1.000 tijolos)
Na Química, ocorre algo semelhante. O átomo é tão pequeno que é impossível "trabalhar", "pe-
sar" etc. um único átomo. Mesmo uma dúzia, uma resma, um milheiro de átomos são quantidades
extremamente pequenas. Os químicos procuraram então uma quantidade de átomos que pudesse ser
"pesada" em balanças comuns. A escolha mais lógica foi considerar uma quantidade de átomos que,
"pesada", fornecesse em gramas, o mesmo número já estabelecido como massa atômica. Veja, por
exemplo, o caso do ferro (representação esquemática):
Q
1 átomo de f
“pesa” 56
Evidentemente o mesmo raciocínio pode ser feito em relação a moléculas, íons etc.
Pois bem, a esse conjunto de N partículas foi dado o nome de mol. A definição oficial de mol, de
acordo com o Sistema Internacional de Unidades (SI), é:
N átomos de ferro
“pesam” 56 gramas
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementa-
res quantos átomos existem em 0,012 kg de carbono-12.
A palavra mol, introduzida na Química por Wilhem Ostwald em 1896, vem do latim mole, que
significa "monte", "amontoado" ou "quantidade"; observamos também que foi da palavra mole que se
originou molécula, significando pequena quantidade.
Mas, afinal, quanto vale esse número N que utilizamos para chegar ao conceito de mol? Hoje
sabemos que seu valor é aproximadamente 602.000.000.000.000.000.000.000 (ou, abreviadamente,
6,02 • 1 0 23 partículas/mol). A esse valor foi dado o nome de constante de Avogadro, em homenagem
ao químico italiano Amedeo Avogadro. Avogadro intuiu que esse valor seria constante, mas somente
técnicas mais modernas permitiram determinar seu valor numérico.
Atualmente a constante de Avogadro pode ser determinada, com razoável precisão, por vários
métodos: eletrólise, emissões radioativas, raios X (medindo-se a distância entre os átomos num cristal)
etc. É importante assinalar que os vários métodos dão resultados concordantes.
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Capitulo 11 -QF1-PNLEM
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EDUARDO SANTALIESTRA
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
A constante de Avogadro (6,02 • 1 0 23 ) é extremamente grande. Se pudéssemos contar, uma por
uma, todas as moléculas existentes em 1 mol (342 g) de sacarose (que é o açúcar comum), contando
uma molécula por segundo, demoraríamos 1 90.000.000.000.000 séculos para completar a contagem!
O SI estabelece que quando se utiliza o mol, as entidades elementares devem ser especificadas,
podendo ser átomos, moléculas, íons, elétrons, assim como outras partículas ou agrupamentos especi-
ficados em tais partículas:
Exemplificando, temos:
1 mol de moléculas contém 6,02 • 1 0 23 moléculas
1 mol de átomos contém 6,02 • 1 0 23 átomos
1 mol de íons contém 6,02 • 1 0 23 íons
1 mol de elétrons contém 6,02 • 10 23 elétrons
Enfim, mol deve ser entendido como quantidade de matéria ligada a um número de partículas
— uma noção tão simples quanto dúzia, resma, milheiro etc.
MASSA MOLAR (M)
Massa molar (M) é a massa, em gramas, de um mol da substância (ou elemento ou
íon etc.).
Veja os exemplos abaixo, lembrando que a massa atômica do Ca é 40 u, a do Na é 23 u, e a massa
molecular do C0 2 é 44 u:
• massa molar do Ca ► M = 40 g/mol
• massa molar do C0 2 * M = 44 g/mol
• massa molar do Na + ► M = 23 g/mol
Usualmente as quantidades das substâncias, dos elementos, dos íons etc. são dadas em gramas (ou
quilogramas ou toneladas etc.). Entretanto, todos os cálculos químicos se simplificam se usamos as quan-
tidades de matéria na sua unidade — mol. Torna-se então muito importante aprendermos a transforma-
ção de gramas em mols. Vejamos, então, alguns exemplos desse cálculo da quantidade de mols (n):
I a exemplo:
Quantos mols correspondem a 88 g de dióxido de carbono (C0 2 )? (Massas atômicas: C = 1 2; O = 1 6)
Resolução:
44 g de C0 2
88 g de C0 2
1 mol de moléculas de C0 2
n
88
> n = — =>
n = 2 mols de molé-
44
cuias de C0 2
2 ~ exemplo:
Quantos mols correspondem a 1 00 g de cálcio? Dado: massa atômica do cálcio = 40.
Resolução:
40 g de Ca
1 00 g de Ca
1 mol de átomos de Ca 1 1 00
> n = — 7T~ =>
n = 2,5 mols de áto-
n 40
mos de Ca
Veja que nos dois exemplos anteriores aparece a mesma fórmula matemática. Generalizando-a, temos:
n = quantidade de matéria em mols
m = massa dada (em gramas)
M = massa molar (em g/mol)
m ,
n = — , sendo <
M
Capítulo 11 * Massa atômica e massa molecular
269
Capitulo 11 -QF1-PNLEM
269
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KffVIFSifSW Responda em
HilSdáib seu caderno
a) O que é mol?
/#%
b) O que indica o mol?
(»( »
c) O que representa a constante de Avogadro e qual o valor dessa constante?
d) O que é massa molar?
EXERCÍCIOS
Atenção: Quando necessário, use a constante de Avogadro e consulte a tabela de massas atômicas, aproximando os valores
para os números inteiros mais próximos.
Exercício resolvido
13 Quantas moléculas existem em 88 g de dióxido de carbono (C0 2 )? (Massas atômicas: C = 12; O = 16; constante de
Avogadro = 6,02 • 1 0 23 )
Resolução
Podemos esquematizar a seguinte regra de três:
1 mol de CO,
44 g
88 g
6,02 • 1 0 23 moléculas de C0 2
x
02 • 1 0 2
x = 1 ,2 • 1 0 24 moléculas de CQ 2
88
Veja que a fraçao = 2 representa a quantidade de mols de C0 2 ; desse modo, o problema se resume em multiplicar
a quantidade de mols do CQ 2 pela constante de Avogadro.
14 (UCS-RS) Submetida a um tratamento médico, uma pessoa ingeriu um comprimido contendo 45 mg de ácido acetilsalicílico
(C 9 H 8 0 4 ). Considerando a massa molar do C 9 H 8 0 4 1 80 g/mol, e o número de Avogadro 6,0 • 1 0 23 , é correto afirmar que o
número de moléculas da substância ingerida é:
a) 1,5 -IO 20 b) 2,4 -10 23 c) 3,4 -IO 23 d) 4,5 -IO 20 e) 6,0 -IO 23
15 (Cesesp-PE) A balança mais precisa pode detectar uma variação de aproximadamente 10~ 8 g. Quantos átomos de ouro
existiriam em uma amostra desse peso? (Massa atômica: Au = 197)
a) 4 ■ IO 20 átomos b) 6,5 • 1 0 12 átomos c) 9 • 1 0 10 átomos d) 5 • 1 0 1S átomos e) 3 • 1 0 13 átomos
16 (U. São ]udas-SP) Quando bebemos água, normalmente a tomamos na forma de goles. Sabendo-se que 1 gole de água
ocupa em média o volume de 1 8 cm 3 e que a densidade da água é 1 g/cm 3 a 4 °C, qual o número de moléculas de
água ingeridas de cada vez? (Massas atômicas: H = 1 u; O = 16 u)
a) 0,1 8 • 1 0 24 moléculas c) 20,4 • 1 0 23 moléculas e) 1 6,7 • 1 0 23 moléculas
b) 8,36 • 1 0 23 moléculas d) 6,02 • 1 0 23 moléculas
Exercício resolvido
17 (FEI-SP) Determine o número de átomos de hidrogênio contidos em 100,0 g de álcool etílico (C 2 H 6 0).
Resolução
1 mol de C,H fi O
46 g
1 00 g
6,02 ■ 10 23 moléculas de C 2 H 6 0
x
Assim, concluímos que: x = 1 ,3 ■ 1 0 24 moléculas de C 2 H 6 0.
Note, porém, que cada molécula C 2 H 6 0 contém 6 átomos de hidrogênio. Concluímos então que há 6 ■ 1,3 • 10 24 átomos
de hidrogênio, ou seja:
7,8 • 1 0 24 átomos de hidrogênio
18 (Ceub-DF) Em uma amostra de 4,3 g de hexano (C 6 H, 4 ) encontramos aproximadamente:
a) 6,00 • 1 0 23 moléculas e 1 ,20 • 1 0 25 átomos. d) 1 ,50 • 1 0 23 moléculas e 3,00 • 1 0 24 átomos.
b) 3,00 • 1 0 22 moléculas e 6,00 • 1 0 23 átomos. e) 1 ,50 • 1 0 22 moléculas e 3,00 • 1 0 23 átomos.
c) 3,00 • 1 0 23 moléculas e 6,00 • 1 0 24 átomos.
Dados:
H = 1,0 u
C = 12,0 u
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Capitulo 11 -QF1-PNLEM
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13/7/05, 10:00
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Exercício resolvido
19 (Mackenzie-SP) Se um dentista usou em seu trabalho 30 mg de amálgama de prata, cujo teor em prata é de 72% (em
massa), o número de átomos de prata que seu cliente recebeu em sua arcada dentária é de aproximadamente (massa
atômica: Ag = 108; constante de Avogadro = 6,0 ■ 10 23 ):
a) 4,0 -10 23 c) 4,6 -IO 19 e) 1,6 -10 23
b) 12,0 -10 19 d) 12,0 -IO 24
Resolução
Amálgama de prata é uma liga metálica formada por mercúrio e prata, que já foi muito utilizada em odontologia (hoje
é substituída por materiais mais modernos). Neste exercício se diz que a amálgama considerada contém 72% (em
massa) de prata. Podemos então calcular:
1 00 g de amálgama
0,030 g de amálgama
Assim, recaímos nos cálculos dos exercícios anteriores:
1 mol de Ag 1 08 g
0,0216 g
Logo, y = 1 2 • 1 0 19 átomos.
Alternativa b
72 g
de Ag
x
6,0
x = 0,021 6 g de Ag
1 0 23 átomos de Ag
y
20 (Cesgranrio-Rj) Considere que a alga microscópica Spirullna platensis, muito utilizada como complemento alimentar, possui
48% de carbono e 7% de hidrogênio em massa. Um comprimido dessa alga, comprado em farmácias, possui 1 g de
Spirulina (constante de Avogadro = 6-1 0 23 ). Quantos átomos de carbono e de hidrogênio, respectivamente, existem nesse
comprimido?
a) 2,4 • 10 22 e 2,1 • 1 0 22 c) 1,2 • 1 0 23 e 2,1 ■ 1 0 22 e) 0,04 e 0,07
b) 2,4 -IO 22 e 4,2 -10 22 d) 4 e 7
Exercício resolvido
21 A quantos gramas correspondem 3 • 1 0 24 átomos de alumínio?
Resolução
Este exercício é o "inverso" dos anteriores. Agora temos o número de partículas e foi pedida a massa final. O cálculo, no
entanto, continua o mesmo:
6 • 1 0 23 átomos de Al
3 • 1 0 24 átomos de Al
27 g (1 mol de Al)
x
x = 1 35 g de Al
22 (Unicid-SP) Um químico possui uma amostra de cobre (dado: ^Cu). A massa, em gramas, dessa amostra, sabendo-se que
ela é constituída por 3,01 • 1 0 23 átomos, é:
a) 0,32-1 0 23 g c) 1 ,60 • 1 0 23 g e) 32,00 g
b) 0,29 • 1 0 23 g d) 64,00 g
Exercício resolvido
23 Quanto pesa (ou melhor, qual é a massa), em gramas, uma única molécula de açúcar comum (sacarose, C 12 H 22 0 11 )?
(Massas atômicas: H = 1 ; C = 1 2; O = 1 6; constante de Avogadro = 6,02 • 1 0 23 )
Resolução
Calculando a massa molar de C 12 H 22 O n , temos 342 g. Armando uma regra de três, temos:
342 g
x
6,02 • 1 0 23 moléculas
1 molécula
x =
342
6,02 - 10 23
x —
5,68 • 10~ 22 g
Observação: Considerando que átomos e moléculas sao extremamente pequenos, o resultado desse tipo de problema
deverá também ser extremamente pequeno, como o que acabamos de calcular.
24 Qual é a massa, em gramas, de uma molécula de etano (C 2 H 6 )?
Capítulo 11 • Massa atômica e massa molecular 271
29/5/05, 20:32
Capitulo 11 -QF1-PNLEM
271
Exercício resolvido
25 Qual é a massa correspondente a 5 mols de alumínio? (Massa atômica do alumínio = 27)
Resolução
=> m = n ■ M = 5-27 =>
m = 1 35 g
26 (Ufac) Três mols de benzeno (C 6 H 6 ) contêm uma massa de:
a) 78 g b) 39 g c)156g d) 72 g e) 254 g
(Dados: C = 12, H = 1)
27 (UFSE) 1 ,8 • 1 0 23 moléculas de uma substância A têm massa igual a 1 8,0 g. A massa molar de A, em g/mol, vale:
a) 18,0 b) 60,0 c) 75,0 d) 90,0 e)120
Exercício resolvido
28 (UFMT) O carbonato de sódio, Na 2 C0 3 , é um produto industrial muito importante e usado na manufatura do vidro.
Quantos mols de Na 2 C0 3 existem em 1 32 g de carbonato de sódio?
Resolução
1 mol de Na 2 C0 3 106gdeNa 2 CO 3
x 132gdeNa 2 C0 3
| x = 1,24 mol de Na 2 CQ 3
29 (Unifor-CE) Para tomar um cafezinho, é comum a adição de açúcar. Suponha que, para adoçar uma xícara de café, tenham
sido colocadas 2 colheres de açúcar, contendo, por colher, 3,5 g. Sabendo-se que a massa molar do açúcar (C 12 H 22 C n ) é
342 g/mol, a quantidade em mol de açúcar nesse cafezinho é, aproximadamente:
a) 1 • 1CT 2 b)2-10 2 c) 3-10 2 d) 4 -10 2 e)5-1(T 2
30 (Mackenzie-SP) "Estudos apontam que a amónia (NH 3 ) adicionada ao tabaco aumenta os níveis de absorção de nicotina
pelo organismo. Os cigarros canadenses têm, em média, 8,5 mg de amónia por cigarro, valor bem mais baixo do que a
média nacional." (Veja, 29 maio 1996.)
A quantidade de mols de moléculas existentes em 8,5 mg de amónia é igual a:
a) 2,0 • 10 3 mol de moléculas. d) 8,5 • 10~ 3 mol de moléculas.
b) 5,0 • 10~ 4 mol de moléculas. e) 3,0 • 1 0 23 mol de moléculas.
c) 5,1 • 10 24 mol de moléculas.
Exercício resolvido
31 (Fuvest-SP) A tabela abaixo apresenta o mol, em gramas, de várias substâncias:
Substância
Au
HO.
o 3
C 5 H 12
h 2 o
Mol (g)
197
36,5
48,0
72,0
18,0
Comparando massas iguais dessas substâncias, a que apresenta maior número de moléculas é:
a) Au b) HO. c) 0 3 d) C 5 H 12 e) H 2 0
Resolução
De acordo com a constante de Avogadro, terá maior número de moléculas a substância que tiver a maior quantidade
de mols. Considerando que a quantidade de mols pode ser obtida pelo quociente , concluímos que, em igualdade de
massa (m), a substância que tiver massa molar ( M ) menor terá o maior número de moléculas. Esta substância é,
portanto, o H 2 0.
Alternativa e
32 (Unifor-CE) Comparando-se massas iguais dos seguintes metais, tem maior número de átomos o:
a) Li b) K c) Fe d) Cu e) Au
33 (UFPE) A relação entre a quantidade de átomos e uma determinada massa de substância é um dos marcos na história da
Química, pois é um dos exemplos que envolvem grandes números. Considere os sistemas abaixo:
I. 1 00 átomos de chumbo
II. 1 00 mol de hélio
III. 1 00 g de chumbo
IV. 1 00 g de hélio
Considerando as seguintes massas atômicas He = 4 e Pb = 207, a alternativa que representa a ordem crescente de número
de átomos nos sistemas acima é:
a) III < I < IV < II b) III < II < I < IV c) I < III < IV < II d) I < IV < III < II e) IV < III < II < I
Massas molares (q/mol):
N = 1 4; H = 1
272
Capitulo 11 -QF1-PNLEM
272
29/5/05, 20:32
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Exercício resolvido
34 (PUC-Campinas-SP) Silicatos são compostos de grande importância nas indústrias de cimento, cerâmica e vidro. Quantos
gramas de silício há em 2,0 mols do silicato natural Mg 2 Si0 4 ?
a) 56,2 b) 42,1 c) 28,1 d) 14,0 e) 10,2
Resolução
Pela própria fórmula do silicato — Mg 2 Si0 4 — concluímos que:
se em 1 molécula de Mg 2 Si0 4 há 1 átomo de Si
então em 2 mols de Mg 2 Si0 4 há 2 mols de Si
Temos então:
1 mol de Si 28,1 g de Si
2 mol de Si x
Alternativa a
| x = 56,2 g de SI
35 (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 C (C 6 H s 0 6 ): 62 mg.) Quantas vezes, aproximadamente, a dose ingerida por Pauling é maior que
a recomendada?
a) 10 b) 60 c) 1,0 -10 2 d) 1,0 -10 3 e) 6,0 -IO 4
36 (Ufes) O número de mols de íons em 1 mol dos compostos sulfato de amónio, iodato de alumínio, carbonato de carbono
de cromo III, seleneto de rubídio e cloreto de magnésio é, respectivamente:
a) 3, 4, 5, 3 e 3 b) 3, 3, 3, 4 e 5 c) 3, 3, 5, 2 e 3 d) 2, 4, 5, 2 e 3 e) 2, 3, 4, 3 e 2
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
r \
Registre as respostas
em seu caderno
37 (Mackenzie-SP) Por lei, a quantidade máxima do corante
urucum (C 25 H 30 O 4 ) permitida em 1 00 g de alimento é de
0,002 g. Assim, a quantidade de moléculas desse corante,
presente em 500 g de salsicha, deve ser, aproximada-
mente, de:
a) 3,0 -IO 18
b) 6,0 -10 17
c) 1,5 - IO 19
d) 3,0 - IO 20
e) 1,5 - IO 21
38 (Unifor-CE) Um recipiente contém 2,0 mols de cloro ga-
soso. O número de moléculas do gás é:
a) 2,4 -10 23 d) 4,0
b) 1,2 -IO 24 e) 2,0
c) 1,2 -10 23
39 (PUC-MG) Segundo uma pesquisa, realizada em Belo
Horizonte, no final da década de 1990, o lançamento
diário de monóxido de carbono na atmosfera dessa cida-
de foi estimado em cerca de 5,0 ■ 10 3 toneladas. O
número de moléculas do referido gás, então lançado na
atmosfera, é igual a:
a) 1,08 -10 32 d) 1,80 -10 8
b) 1,08 -IO 26 e) 1,8 -IO 2
c) 1,80 - IO 9
40 (FEI-SP) Se sua assinatura, escrita com grafite do lápis,
pesa 1 mg, o número de átomos de carbono em sua
assinatura é:
a) 6,02 -10 23 d) 5,0 -IO 19
b) 72,24 -IO 23 e) 1,2 -IO 22
c) 12
Capítulo 11 * Massa atômica e massa molecuear
41 (Uniube-MG) A quantidade de átomos em um mol de
ácido sulfúrico é:
a) 3 • 6,02 • 10 23 átomos/mol
b) 4 • 6,02 • 10 23 átomos/mol
c) 5 • 6,02 • 10 23 átomos/mol
d) 6 • 6,02 • 10 23 átomos/mol
e) 7 • 6,02 • 10 23 átomos/mol
42 (Vunesp) Em 1 mol de moléculas de H 3 P0 4 tem-se:
a) 3 • 1 0 23 átomos de hidrogênio e 1 0 23 átomos de fósforo
b) 1 átomo de cada elemento
c) 3 íons H + e um íon P0 4 ~
d) 1 mol de cada elemento
e) 4 mols de átomos de oxigênio e 1 mol de átomos de
fósforo
43 (EEM-SP) A prata de lei é uma liga constituída por prata e
cobre. Em 9,73 g do material são encontrados 5,03 • 1 0 22
átomos de prata (massas atômicas: Cu = 63,5;
Ag = 107,87). Qual a composição porcentual da liga?
44 Quanto pesa um átomo de chumbo?
45 (Unifor-CE) A molécula de uma substância A tem massa
igual a 5,0 • 1 0~ 23 g. Determine o valor númérico da mas-
sa molecular de A, em unidades de massa atômica (cons-
tante de Avogadro: 6,0 • 10 23 ).
46 (Unirio-RJ) Em 1 00 g de leite em pó infantil, existem
500 mg de cálcio. A opção que indica quantos mols de
átomos de cálcio existem numa lata de 400 g de leite
em pó é:
a) 0,0125 d) 1
b) 0,05 e) 2
c) 0,1
273
Dados: Massa molar (g/mol)
H = 1; C = 12; 0 = 16
Capitulo 11 -QF1-PNLEM
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29/5/05, 20:32
47 (PUC-Campinas-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 acres-
centar cerca de 1,8 ■ 1CT 3 g de fluoreto à dieta diária
(dado: massa molar do íon fluoreto = 19 g/mol). Que
quantidade de íons, em mol, há em 1,8 ■ 1CT 3 g de
fluoreto?
a) 1 • 1 CP 2 c) 1 • 10 4 e) 1 • 1(T 6
b) 1 • 1 0 3 d) 1 • 1(T 5
48 (UFV-MG) A adição de pequenas quantidades de selênio
durante a fabricação de vidro permite a obtenção de vidro
colorido em diversas tonalidades de vermelho. Uma taça
de vidro de 79 g foi manufaturada a partir de vidro con-
tendo 1% em massa de selênio. A quantidade de matéria
(número de mol) de selênio contida na taça, em mol, é:
a) 1,00 c) 0,79 e) 0,10
b) 7,90 d) 0,01
49 (Cesgranrio-R|) "A NASA tem um ambicioso plano de
mandar uma missão tripulada a Marte. [...] Porém, a
medicina ainda não tem respostas para contornar as
dificuldades impostas ao organismo humano pelas con-
dições climáticas e atmosféricas de Marte. [...] Cogita-
se que os equipamentos usados em Marte devem ser
testados antes numa base a ser construída na Lua. [...]
Importando-se um quilograma de hidrogênio terres-
tre e usando-se oito quilogramas de oxigênio extraí-
do de rochas lunares, os astronautas teriam combustí-
vel suficiente para alimentar os motores que estão sen-
do desenvolvidos pela NASA." (O C lobo, 4 julho 1 998.)
O número de mols de hidrogênio (M H = 1) e de oxigê-
nio ( M 0 = 16) indicados são, respectivamente, de:
a) 3 • 1 0 26 e 1,5 • 10 26 d) 500 e 250
b) 6 • 1 0 26 e 3 • 1 0 26 e) 1.000 e 500
c) 500 e 6 - IO 26
50 (FUERN) Deve-se encontrar maior número de moléculas
em 1 kg de:
a) N 2 (nitrogênio) d) C 6 H 6 (benzeno)
b) CH 4 (metano) e) C 6 H 12 0 6 (glicose)
c) H 2 0 (água)
51 (Fuvest-SP) O aspartame, um adoçante artificial, pode ser
utilizado para substituir o açúcar de cana. Bastam 42 mi-
ligramas de aspartame para produzir a mesma sensação
de doçura que 6,8 gramas de açúcar de cana. Sendo
assim, quantas vezes, aproximadamente, o número de
moléculas de açúcar de cana deve ser maior do que o
número de moléculas de aspartame para que se tenha o
mesmo efeito sobre o paladar?
Dados: massas molares aproximadas (g/mol)
açúcar de cana: 340
adoçante artificial: 300
a) 30 b) 50 c) 100 d) 140 e) 200
52 (EEM-SP) De um cilindro contendo 640 mg de gás
metano (CH 4 ) foram retiradas 12,04 • IO 20 moléculas
(massas atômicas: H = 1; C = 12; constante de Avoga-
dro = 6,02 -10 23 ).
Quantos mols de CH 4 restaram no cilindro?
LEITURA
HISTÓRIA DAS MEDIÇÕES
Os homens primitivos provavelmente sentiram a necessidade de medir distâncias — para informar a
seus semelhantes a que distância se encontrava a caça, a pesca, os perigos etc. As primeiras unidades de
medida de comprimento foram criadas tomando-se o corpo humano como referência. O dedo polegar, por
exemplo, inspirou a polegada (= 2,54 cm); o pé humano deu origem ao pé (= 30,48 cm); a milha corresponde
a mil passos 1.609,34 m). Algumas dessas unidades são utilizadas até hoje na Inglaterra e nos Estados
Unidos. Mesmo no Brasil, os diâmetros de barras e tubos metálicos ainda são expressos em polegadas.
Outra necessidade que se mostrou vital, desde a Antigüidade, foi a de medir a massa. No início a
massa era avaliada pela estimativa da carga que um ser humano ou um animal poderia levantar ou carre-
gar (medida subjetiva). Posteriormente passou a ser obtida por meio do uso de balanças (medida objeti-
va). Essa utilização já era comum por volta de 2000 a.C, e esse progresso foi, sem dúvida, provocado pela
intensificação do comércio.
Na Antigüidade, porém, as unidades de massa
variavam de uma região para outra, o que trazia mui-
ta confusão. E interessante notar que algumas unida-
des de massa antigas ainda se mantêm em uso — o
gado, por exemplo, continua sendo negociado em
arrobas 1 5 kg).
Uma terceira medida importante é o volume.
Desde a Antigüidade, jarros e vasilhas foram utiliza-
dos como unidades de medida para comercializar lí-
quidos como o vinho, o leite etc. E o caso da ânfora
dos romanos, equivalente a aproximadamente 25,44
litros. Curiosamente, até o século XIX era comum, no
interior do Brasil, a compra e venda de arroz, feijão,
milho etc. em litros, já que as balanças eram raras e
custavam caro.
Mural egípcio em Tebas, mostrando barras tubulares de
ouro contrabalançadas por um objeto que tem o formato
da cabeça de um animal.
g
o
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Capitulo 11 -QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Na história da humanidade, surgiram muitas unidades de medida, o que terminou gerando muita
confusão. Para a ciência, para a tecnologia e mesmo para as transações comerciais do dia-a-dia, é impor-
tante que se adote um sistema (conjunto) de unidades simples, correlacionadas de modo racional e, se
possível, válidas em todas as partes do planeta. Uma grande vitória foi conseguida com o chamado siste-
ma métrico decimal. Veja, por exemplo, que as unidades de comprimento, de área e de volume estão
relacionadas entre si:
• para o comprimento, o metro (m) é a unidade básica;
• para a área, o metro quadrado (m 2 ) é uma unidade derivada;
• para o volume, o metro cúbico (m 3 ) é outra unidade derivada.
O sistema métrico decimal foi criado na França, em 1 799, e adotado no Brasil em 1862. Atualmente,
esse sistema é utilizado em quase todos os países.
Racionalização ainda maior foi conseguida com o Sistema Internacional de Unidades (SI), que o Brasil
adotou em 1 962. Esse sistema englobou e ampliou o sistema métrico decimal ao estabelecer o menor núme-
ro possível de unidades básicas. Veja no quadro seguinte as sete unidades fundamentais do SI:
Grandeza
Unidade
Símbolo
Comprimento
Metro
m
Massa
Quilograma
kg
Tempo
Segundo
S
Intensidade de corrente elétrica
Ampère
A
Temperatura
Kelvin
K
Quantidade de matéria
Mol
mol
Intensidade luminosa
Candeia
cd
Dessas unidades básicas resultam as chamadas unidades derivadas, como na seqüência (incompleta)
apresentada abaixo:
Grandeza
Unidade
Símbolo
Superfície
Metro quadrado
m 2
Volume
Metro cúbico
m 3
Velocidade
Metro por segundo
m/s
Acontece freqüentemente que o número resultante da medida de uma grandeza é "muito grande" ou
"muito pequeno". Por exemplo, usando a unidade básica de comprimento, o metro, deveríamos dizer:
• a distância entre as cidades de São Paulo e Rio de Janeiro é 41 0.000 metros;
• o tamanho de determinada célula animal é 0,000003 metro.
Nesses casos, por questão de comodidade, usamos potências de 10 ou múltiplos ou submúltiplos
decimais das unidades do SI. Dizemos então:
• a distância entre São Paulo e o Rio de Janeiro é 4,1 - IO 5 metros ou 410 quilômetros (41 0 km);
• o tamanho da célula animal é 3 ■ 1CT 6 metros ou 3 micrometros (3 pm).
Os múltiplos e submúltiplos decimais oficialmente adotados pelo Sistema Internacional de Unidades são:
Fator
Prefixo
Símbolo
Fator
Prefixo
Símbolo
10 18
Exa
E
10 _1
Deci
d
10 15
Peta
P
1(T 2
Centi
c
10 12
Tera
T
1(T 3
Mili
m
10 9
Giga
G
1(T 6
Micro
p
10 6
Mega
M
IO 9
Nano
n
10 3
Quilo
k
IO 12
Pico
p
10 2
Hecto
h
IO 15
Femto
f
10 1
Deca
da
10-18
Atto
a
Capítulo 11 * Massa atômica e massa molecular
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Capitulo 11 -QF1-PNLEM
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29/5/05, 20:33
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
53 No que foram inspiradas as medições mais antigas?
54 O que é um sistema de unidades?
55 Quantas e quais são as unidades básicas do SI?
—
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
56 (Fuvest-SP) O Brasil produz, por ano, aproximadamente,
5.0 • 1 0 6 t de ácido sulfúrico, 1,2- 1 O 6 t de amónia e
1 .0 • 1 0 6 1 de soda cáustica. Transformando-se toneladas
em mols, a ordem decrescente de produção dessas subs-
tâncias será:
a) H 2 S0 4 > NH 3 > NaOH
b) H 2 S0 4 > NaOH > NH 3
c) NH 3 > H 2 S0 4 > NaOH
d) NH 3 > NaOH > H 2 S0 4
e) NaOH > NH 3 > H 2 S0 4
57 (Cesgranrio-RJ) 6,67 g de uma cerâmica supercondutora
de fórmula YBa 2 Cu 3 0 7 contêm, aproximadamente:
a) 1 3 ■ 6,02 • 1 0 23 mols de cerâmica
b) 6,02 • 1 0 25 átomos
c) 13-1 O" 2 mols de cerâmica
d) 1 O" 2 átomos
e) 1 3 ■ 6,02 • 1 0 21 átomos
58 (UFRGS-RS) Ao preparar-se soro caseiro para ser servido
a crianças de uma creche, utilizou-se 1 mol de sacarose
(C 12 H 22 O m ) e 0,5 mol de cloreto de sódio (NaCÍ), com
água suficiente para se obterem cerca de 5 litros do soro.
O número total de partículas dos dois solutos presentes
nessa solução é cerca de:
a) 1,5 -10 23
b) 3,0 • 1 0 23
c) 6,0 • 1 0 23
d) 1,2- 10 24
e) 9,0 • 1 0 24
59 (UFMS) Um ourives, ao procurar ouro e cobre, matéria-
prima para seu trabalho, encontrou-os na forma de fios.
Comprou, então, um metro de fio de ouro e um metro
de fio de cobre, pesando cada um, respectivamente,
1 80.0 g e 63,5 g. A partir desses fatos, é correto afirmar
que:
(01) o fio de ouro tem maior número de átomos.
(02) o fio de cobre tem maior número de átomos.
(04) os fios de ouro e de cobre têm o mesmo número de
átomos.
(08) só é possível determinar o número de átomos para
o fio de cobre.
(16) é impossível determinar o número de átomos para
ouro e cobre, pois não se conhece o diâmetro dos
fios.
(32) o número de átomos de ouro é o dobro do número
de átomos de cobre nos fios.
60 (Vunesp) O mercúrio, na forma iônica, é tóxico porque
inibe certas enzimas. Uma amostra de 25,0 g de atum de
uma grande remessa foi analisada e constatou-se que con-
tinha 2,1 • 10" 7 mols de Hg 2+ . Considerando-se que os
alimentos com conteúdo de mercúrio acima de 0,50 • 1 0" 3 g
por quilograma de alimento não podem ser comercia-
lizados, demonstrar se a remessa de atum deve ou não
ser confiscada (massa atômica do Hg = 200).
61 (PUC-RJ)
a) O antimônio, elemento conhecido desde a Antigüi-
dade, tem dois isótopos estáveis: 121 Sb (massa atômi-
ca 1 20,90) e 123 Sb (massa atômica 1 22,90). Calcule a
abundância percentual dos dois isótopos (massa atô-
mica do antimônio = 121,7 u).
b) Um pedaço de folha de alumínio tem um volume de
2,00 cm 3 (massa atômica do alumínio = 26,98 u).
Sendo a densidade do alumínio de 2,702 g/cm 3 ,
quantos átomos este pedaço de folha contém?
62 (Unicamp-SP) O número atômico do magnésio é 1 2 e sua
massa molar é 24,3 g • mol"'. Este elemento possui três
isótopos naturais cujos números de massa são 24, 25 e 26.
a) Com base nessas informações, responda qual dos
isótopos naturais do magnésio é o mais abundante.
Justifique.
Ao se reagir apenas o isótopo 24 do magnésio com
cloro, que possui os isótopos naturais 35 e 37, for-
mam-se cloretos de magnésio que diferem entre si
pelas massas molares.
b) Quais são as massas molares desses cloretos de
magnésio formados? Justifique.
276
Capitulo 11 -QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
ITTT
LI
Tópicos do capítulo
1 Introdução
2 O estado gasoso
3 O volume dos gases
4 A pressão dos gases
5 A temperatura dos gases
6 As leis físicas dos gases
7 Equação geral dos gases
8 Condições normais de pressão
e temperatura (CNPT)
9 Teoria cinética dos gases
10 Gás perfeito e gás real
1 1 Leis volumétricas das reações
químicas (leis químicas dos
gases)
12 Volume molar
13 Equação de Clapeyron
14 Misturas gasosas
15 Densidades dos gases
16 Difusão e efusão dos gases
Leitura: A camada de ozônio
ESTUDO DOS GASES
Festival de balonismo.
Apresentação do capítulo
O estado gasoso tem grande importância teórica e prática. Na prática, os gases são
importantes na vida dos vegetais e dos animais (afinai, respiramos), assim como em
indústrias e transportes.
0 gás natural é um ótimo combustível e mais "limpo" que o carvão ou o petróleo.
0 gás oxigênio, além de seu uso hospitalar, é usado na siderurgia, nos maçaricos de cortar
e soldar metais etc.
Do ponto de vista teórico, podemos dizer que o entendimento do papel dos gases foi muito
importante para a compreensão das reações químicas.
Capitulo 12A-QF1-PNLEM 277 29/5/05,20:37
A
INTRODUÇÃO
O conhecimento dos gases e de suas propriedades é de grande importância na Química, uma
vez que os gases estão sempre presentes em nosso dia-a-dia. De fato, o ar que respiramos é indis-
pensável à nossa vida, como também à vida de todos os animais e vegetais (vivemos imersos na
atmosfera terrestre). Vários elementos químicos importantes estão presentes em substâncias gaso-
sas, em condições ambientes: H 2 , N 2 , 0 2 , F 2 , Cl 2 e os gases nobres. Muitos compostos químicos
importantes também são gasosos: C0 2 , CO, NO, N0 2 , N 2 0, NH 3 , S0 2 , H 2 S, HCÍ, CH 4 etc.
O ESTADO GASOSO
Na página 61, já falamos do estado gasoso, comparando-o com o estado sólido e com o líquido.
No entanto, é sempre importante relembrar que:
• os gases têm massa, como mostramos na figura abaixo;
Dois balões exatamente iguais,
contendo iguais volumes de gás
carbônico e de ar, mostram que
o balão com C0 2 tem mais
massa que o balão com ar.
• os gases sempre tendem a ocupar todo o volume do recipiente que os contém (grande
expansibilidade);
• os gases são muito menos densos do que os sólidos e os líquidos (isto é, em igualdade de massa,
ocupam um volume muito maior);
• os gases sempre se misturam entre si (grande difusibilidade);
• os volumes dos gases variam muito com a pressão (grande compressibilidade) e com a tempera-
tura (grande dilatabilidade).
Quando estudamos um gás, devemos considerar as seguintes grandezas fundamentais: a massa, o
volume, a pressão e a temperatura. As influências da pressão e da temperatura são tão grandes que
realmente só tem sentido mencionarmos o volume de um gás fornecendo também sua pressão e sua
temperatura.
O VOLUME DOS GASES
De maneira simplificada podemos dizer que o volume de um gás coincide com o próprio volume
do recipiente que o contém.
No Sistema Internacional de Unidades (SI), a unidade padrão de volume é o metro cúbico (m 3 ),
definido como o volume de um cubo cuja aresta tem 1 m de comprimento. No estudo dos gases, os
volumes são também medidos em litros (L), em mililitros (mL), em centímetros cúbicos (cm 3 ) etc. É
bom relembrar que:
1 m 3 = 1 .000 L = 1 .000.000 mL (cm 3 )
1 L = 1.000 mL = 1.000 cm 3
1 mL = 1 cm 3
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Capitulo 12A-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
A PRESSÃO DOS GASES
Em Física, define-se pressão como o quociente entre uma força
(que pode ser o peso) e a área da superfície onde a força está aplica-
da. Matematicamente, temos:
P =
F_
S
De certo modo, isso equivale a dividir a força em "forças meno-
res", iguais entre si e distribuídas em cada unidade de área.
No caso dos gases, a pressão resulta dos choques de suas partí-
culas contra as paredes do recipiente que os contêm.
Não confunda força (nem peso) com pressão. Lembre-se dos
seguintes exemplos:
• uma faca afiada corta melhor do que uma faca "cega", pois, afiando-se a faca diminui-se a área
de atuação da força, resultando num aumento da pressão sobre o objeto a ser cortado;
• deitar no chão faz doer as costas, pois o nosso corpo fica apoiado sobre alguns poucos pontos;
sobre um colchão macio, porém, o peso de nosso corpo se distribui por uma área maior, conse-
guindo-se assim uma pressão menor;
• um faquir não se fere na cama de pregos, pois seu peso se distribui pelas pontas dos pregos,
diminuindo a pressão sobre as suas costas.
No SI, a unidade de pressão é o pascal (Pa), definido como a pressão exercida por uma força de
1 N (1 newton) uniformemente distribuída sobre uma superfície plana de 1 m 2 de área, sendo essa
superfície perpendicular à direção da força. Em outras palavras, 1 Pa é igual a 1 N/m 2 (lembre-se de que
1 N é a força necessária para que 1 kg de massa seja acelerado à razão de 1 m/s 2 ).
A pressão dos gases é também medida em milímetros de mer-
cúrio, unidade que resulta de uma experiência clássica de Torricelli:
quando um tubo completamente cheio de mercúrio é emborcado
num recipiente que também contenha mercúrio, a altura h em que o
mercúrio "estaciona" depende exclusivamente da pressão do ar at-
mosférico. Esse aparelho, denominado barômetro de mercúrio, ser-
ve para medir a pressão atmosférica. Se a experiência de Torricelli
for feita ao nível do mar, a altura h será 76 cmHg (centímetros de
mercúrio), ou 760 mmHg (milímetros de mercúrio), ou 760 torr
(torricelli), ou, ainda, 1 atm (atmosfera).
A seguir, apresentaremos as seguintes equivalências entre as
unidades de pressão.
Praticamente
vácuo
Pressão
cio ar
Unidade
de área
1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg = 760 torr
1 mmHg = 1 torr
1 atm = 101.325 Pa (ou N/m 2 )
1 mmHg = 133,322 Pa (ou N/m 2 )
Evangelista Torricelli
Físico e matemático italiano, nasceu em
Faenza, em 1 608, e faleceu em Floren-
ça, em 1647. Em 1643 fez experiên-
cias com as bombas de extrair água de
poços e em 1 644 construiu seu céle-
bre tubo de Torricelli (barômetro de
mercúrio), verificando então que a pres-
são do ar, no alto das montanhas, é
menor do que ao nível do mar.
Gravura do séo. XVII sobre a famosa experiência de
Torricelli no laboratório com um tubo de mercúrio, o que
permitiu determinar o valor da pressão atmosférica.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
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Capitulo 12A-QF1-PNLEM
279
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GABOR NEMES/KINO
A
É interessante notar que a pressão atmosférica resulta do peso que a camada de ar atmosférico (de cerca
de 800 km de espessura) exerce sobre nós e todos os objetos que estão na superfície da Terra. Sendo assim,
à medida que subimos, a pressão atmosférica diminui. De fato, ao nível do mar ela é igual a 760 mmHg; na
capital de São Paulo (780 m de altitude) é de cerca de 700 mmHg; na cidade de Campos de Jordão-SP
(1 .650 m de altitude) é de 61 0 mmHg; no Monte Everest (8.850 m de altitude) é de 240 mmHg; a 1 0 km
de altitude é de 205 mmHg; e assim por diante. É por isso que os aviões comerciais a jato, que voam em uma
altitude média de 1 0 km, precisam ter cabine pressurizada para assegurar a respiração aos passageiros.
Os barômetros
medem a pressão
do ar atmosférico.
Os manómetros
utilizados nos
postos de serviços
medem a pressão
do ar no interior
dos pneus.
A TEMPERATURA DOS GASES
A temperatura é uma grandeza que mede o grau de agitação das partículas (átomos ou moléculas)
que constituem um corpo. Para um gás, a temperatura depende da velocidade (grau de agitação) das
moléculas que o constituem.
A temperatura dos gases pode ser medida com o auxílio de várias escalas termométricas diferentes.
No Brasil, a escala usual é a escala Celsius (°C), que é uma escala centesimal (ou centígrada); nos
Estados Unidos da América, por exemplo, é usada a escala Fahrenheit (°F). Em trabalhos científicos,
todavia, usa-se a escala absoluta ou Kelvin (K), pois ela traz grandes simplificações nas leis e fórmulas
em geral — e é adotada pelo SI. A figura abaixo compara a escala Kelvin com a escala Celsius.
Escala Escala
Celsius Kelvin
- 1 00 °C
e
o°c--
373 K
T
273 K
-273 °C
i
1
0 K
Portanto, para transformar graus Celsius (0)
em kelvins (T):
T = 9 + 273
William Thomson (Lord Kelvin of Largs)
Físico irlandês, nasceu em Belfast, em
1 824, e faleceu em Largs, em 1 907. Em
Geologia, estudou a idade da Terra. Em
1 852, criou a escala absoluta de tem-
peraturas, hoje chamada de escala
Kelvin, de grande importância para a
ciência. É considerado um dos pais da
Físico-Química.
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Capitulo 12A-QF1-PNLEM
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6/7/05, 14:56
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
ZERO ABSOLUTO
O ponto inicial da escala absoluta ou escala Kelvin é chamado de zero absoluto. Esse ponto corres-
ponde à temperatura de -273,1 6 °C. Até hoje não se conseguiu chegar a essa temperatura, mas já foram
obtidos valores muito próximos. O zero absoluto é uma temperatura de grande importância teórica para
a Física e para a Química. Supõe-se que, nessa temperatura, várias condições excepcionais serão obtidas:
todas as substâncias estarão no estado sólido; cessarão o movimento e a agitação dos átomos e das
moléculas; a resistência elétrica dos metais cairá a zero (é o fenômeno da supercondutividade elétrica).
Os jornais de grande circulação anunciaram, em setembro de 2003, que uma equipe de físicos do
Instituto de Tecnologia de Massachusetts (MIT) dos Estados Unidos conseguiu a temperatura mais
baixa registrada até aquela data: meio bilionésimo de grau acima do zero absoluto.
O MAGO DE ID PAR KE R & HART
Responda em
seu caderno
a) Quais são as grandezas fundamentais no estudo dos gases?
b) O que é pressão?
c) Qual a relação entre a temperatura absoluta (K) e a escala Celsius (°C)?
CYCDCÍriOÇ Registre as respostas
CACKUUUj e m seu caderno
Exercício resolvido
1 A quantos litros corresponde o volume de 7,5 m 2 3 * 5 ?
Resolução
Essa conversão é resolvida pela seguinte regra de três:
1 m 3 1.000 L
7,5 m 3 x
x = 7.500 L
Resumindo, para transformar metros cúbicos em li-
tros, ou vice-versa, temos:
Multiplica-se por 1.000
m 3 - L
Divide-se por 1 .000
Analogamente:
Multiplica-se por 1.000
L ■ < mLfoucm 3 )
Divide-se por 1.000
2 A quantos mililitros (ou cm 3 ) correspondem 2,5 L?
Exercício resolvido
3 A quantos milímetros de mercúrio corresponde uma
pressão de 5 atm?
Resolução
1 atm 760 mmHg
5 atm x
x = 3.800 mmHg
Em resumo, para transformar atmosferas em milí-
metros de mercúrio, ou vice-versa, temos:
Multiplica-se por 760
atm - =+ mmHg
Divide-se por 760
4 A quantas atmosferas corresponde a pressão de 1 97,6 cm
de mercúrio?
5 Dentre os valores apresentados abaixo, qual indica a pres-
são mais elevada?
a) 1,2 atm c) 80 cmHg e) 70 cmHg
b) 700 mmHg d) 0,8 atm
6 Qual é a pressão equivalente a 4,5 atm?
a) 342 mmHg d) 34,2 mHg
b) 3.420 cmHg e) 342 dmHg
c) 3.420 torr
Exercício resolvido
7 Qual é a temperatura Kelvin correspondente a 40 °C?
Resolução
Pela fórmula 7= 0 + 273, temos:
7= 40 + 273
7= 313 K
8 Qual é a temperatura centígrada correspondente a 200 K?
Capítulo 12 • Estudo dos gases
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Capitulo 12A-QF1-PNLEM
281
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6
AS LEIS FÍSICAS DOS GASES
São leis experimentais que mostram como varia o volume de um gás quando a pressão e a
temperatura desse gás variam. Considerando que essas variações são transformações físicas, concluí-
mos que essas leis são mais pertinentes à Física do que à Química.
Algumas expressões comumente usadas são:
• estado de um gás — são as condições de volume (\/), pressão (P) e temperatura ( T ) em que esse
gás se encontra;
• variáveis de estado — são as grandezas V, P e T;
• transformações gasosas — são as variações de V, P e/ou T.
6.1. Lei de Boyle-Mariotte
Se você apanhar uma bomba de encher pneu de bicicleta, puxar o êmbolo total
mente para fora, fechar a saída de ar com um dedo e empurrar o êmbolo, notará que é
possível deslocá-lo um pouco para dentro — quanto maior for a força que você con-
seguir exercer, maior será esse deslocamento.
Pois bem, os cientistas Boyle e Mariotte fizeram, cada um a seu tempo, uma
experiência semelhante que veio a resultar na lei que leva seus nomes: eles
provocaram a variação da pressão de uma determinada massa de gás, mas
tendo o cuidado de mantê-lo a temperatura constante. É o que se
de transformação isotérmica (do grego: iso, igual; thermo, calor). No
cilindro ilustrado abaixo, notamos que, aumentando a pressão sobre o
gás, o volume deste diminui, dando resultados como os que são mostra-
dos na tabela a seguir.
Transformação isotérmica
— Massa constante *■
Temperatura constante ►
1 ° estado 2 o estado
Na tabela abaixo, podemos observar que o produto P V é constante.
Pressão (P) (em atm)
Volume (V) (em mL)
Produto PV
2
600
1.200
4
300
1.200
6
200
1.200
8
150
1.200
Observamos assim que dobrando, triplicando
etc. a pressão sobre o gás, seu volume se reduz à
metade, a um terço etc., permanecendo constan-
te, porém, o produto PV. Por isso dizemos, mate-
maticamente, que a pressão e o volume são gran-
dezas inversamente proporcionais. Dessas observa-
ções, vem o enunciado da lei de Boyle-Mariotte:
Sob temperatura constante, o vo-
lume ocupado por determinada mas-
sa gasosa é inversamente proporcio-
nal à sua pressão.
Robert Boyle e Edme Mariotte
Filósofo e naturalista inglês, nasceu em Lis-
more Castle, em 1 627, e faleceu em Lon-
dres, em 1691. Boyle estudou os gases
com afinco e é considerado um dos fun-
dadores da Química. Seu livro 0 químico
cético mudou a interpretação da Quími-
ca, no seu tempo. Boyle foi também um
dos fundadores da Sociedade Real de
Ciências da Inglaterra.
Em 1 676, o físico francês Edme Mariotte
(1620-1684) repetiu a experiência de Boyle e a divulgou na
França, dizendo honestamente que a descoberta fora devida
ao cientista inglês.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Esse enunciado pode ter as seguintes representações:
Representação matemática
Representação gráfica
AS LEIS DA CIÊNCIA SÓ VALEM DENTRO DE CERTOS LIMITES
De fato, na compressão dos gases é muito comum acontecer o seguinte (acompanhe as setas no
gráfico): aumentando-se a pressão sobre o gás, seu volume diminui gradativamente até o ponto A,
onde o gás se liquefaz; de A (gás) para B (líquido), seu volume se reduz bruscamente; e, em seguida,
praticamente não varia mais (B — > C), pois os líquidos são pouco compressíveis. Evidentemente, a
partir de A, a lei de Boyle-Mariotte deixa de ser válida.
Essa situação pode ser visualizada nos isqueiros a gás de corpo transparente, nos quais é possível
enxergar o gás liquefeito.
6.2. Lei de Gay-Lussac
Se você encher um balão de borracha (do tipo usado
em festas) e deixá-lo por algumas horas na geladeira, verá
que o volume do balão diminui com o resfriamento. E, reti-
rando esse balão da geladeira, notará que o volume desse
balão volta ao inicial.
Vamos imaginar, agora, o aquecimento de determinada massa de gás mantido à pressão constan-
te. Trata-se de uma transformação isobárica (do grego: isos, igual; baros, pressão). No cilindro repre-
sentado abaixo, notamos que, aumentando a
temperatura do gás, seu volume também aumen-
ta, dando resultados como os mostrados na ta-
bela a seguir.
Transformação isobárica
Joseph Louis Cay-Lussac
1 2 estado
OO
Massa
constante
estado
Nasceu em Saint Leonard, França, em
1 778, e faleceu em Paris, em 1 850.
Fez importantes estudos sobre a ex-
pansão dos gases.
Realizou também a síntese da água,
verificando que sempre 2 volumes de
hidrogênio se combinam com 1 vo-
lume de oxigênio. A simplicidade
dessa relação levou Gay-Lussac à
descoberta das leis das reações em
volumes gasosos, que estudaremos
mais adiante.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
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Capitulo 12A-QF1-PNLEM
283
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Na tabela abaixo, podemos observar que a relação y- é constante.
Temperatura (T) (em kelvins)
Volume (V) (em mL)
Quociente -
100
200
2
200
400
2
300
600
2
400
800
2
Observamos assim que dobrando, triplicando etc. a temperatura absoluta do gás, seu volume
também dobra, triplica etc., permanecendo constante, porém, o quociente y . Por isso dizemos, mate-
maticamente, que a temperatura absoluta e o volume são grandezas diretamente proporcionais. Dessas
observações, vem o enunciado da lei de Gay-Lussac:
Sob pressão constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é direta-
mente proporcional à sua temperatura absoluta.
Desse enunciado resultam as seguintes representações:
Representação matemática Representação gráfica
6.3. Lei de Charles
Você já deve ter ouvido falar que a pressão dos pneus de um carro aumenta em dias muito quentes.
Você sabe, também, que é muito perigoso aquecer recipientes fechados, mesmo quando "vazios". Na
verdade, um recipiente "vazio" contém ar e/ou resíduos de produto. Quando aquecido, a pressão do
conteúdo aumenta e o recipiente pode explodir. A lei de Charles se aplica a situações desse tipo.
Vamos imaginar, agora, o aquecimento de determinada massa de gás mantido a volume constan-
te. Trata-se de uma transformação isovolumétrica (ou isométrica, ou isocórica — do grego: iso, igual;
coros, volume). No cilindro representado abaixo (agora com a tampa "travada"), notamos que, aumen-
tando a temperatura do gás, sua pressão também aumenta, dando resultados como os mostrados na
tabela a seguir.
Transformação isométrica
1 a estado 2- estado
Jacques Alexandre César Charles
Cientista francês, nasceu em Beau-
gency, em 1 746, e faleceu em Pa-
ris, em 1823. Pesquisou a expan-
são dos gases para fabricar termô-
metros de precisão, chegando as-
sim à lei que hoje leva seu nome.
È
o
o
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Na tabela abaixo, podemos observar que a razão — é constante.
Temperatura (T) (em kelvins)
Pressão (P) (em atm)
Quociente -Ç-
100
3
0,03
200
6
0,03
300
9
0,03
400
12
0,03
Observamos assim que dobrando, triplicando etc. a temperatura absoluta do gás, sua pressão
também dobra, triplica etc., permanecendo constante, porém, o quociente -y . Por isso dizemos, mate-
maticamente, que a temperatura absoluta e a pressão são grandezas diretamente proporcionais. Dessas
observações, vem o enunciado da lei de Charles:
Sob volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é dire-
tamente proporcional à sua temperatura absoluta.
Este enunciado pode ter as seguintes representações:
Representação matemática
Representação gráfica
ES35B3S m
As duas últimas leis foram concluídas independentemente por Gay-Lussac e por Charles. Por esse motivo,
alguns livros chamam a penúltima lei de primeira lei de Charles-Gay-Lussac e, a última, de segunda lei
de Charles-Gay-Lussac.
Resumindo as transformações e as leis que acabamos de estudar, temos:
Transformação
Volume
Pressão
Temperatura
Lei
Fórmula
Isotérmica
Varia
Varia
Constante
Boyle-Mariotte
PV = constante
Isobárica
Varia
Constante
Varia
Gay-Lussac
— = constante
T
Isovolumétrica ou isométrica ou isocórica
Constante
Varia
Varia
Charles
— = constante
T
Capítulo 12 • Estudo dos gases
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Capitulo 12A-QF1-PNLEM
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A
EQUAÇÃO GERAL DOS GASES
Reunindo as três fórmulas vistas nas três leis físicas dos gases, chegamos à fórmula matemática:
P,V, P 2 V 2 PV , ,
— 1 ou = constante
T , T 2 T
que é a chamada equação geral dos gases. Note que ela só é válida para uma massa constante de um
mesmo gás.
CONDIÇÕES NORMAIS DE PRESSÃO E TEMPERATURA (CNPT)
Por definição, chamamos condições normais de pressão e temperatura (CNPT ou CN) a:
Pressão = 1 atm = 760 mmHg
Temperatura = 0 °C = 273 K
É usual indicarmos o gás nas condições normais por V 0 , P 0 e T 0 .
TEORIA CINÉTICA DOS GASES
Essa teoria procura dar uma idéia da estrutura interna dos gases (de como é um gás "por dentro"),
criando um modelo que possa explicar os fenômenos e as leis experimentais mencionadas anteriormente.
Em linhas gerais, a teoria cinética dos gases diz que:
• Todo gás é formado por partículas minúsculas (átomos,
moléculas, íons) em movimento livre, desordenado e
com alta velocidade. Esse movimento é denominado
agitação térmica. Por exemplo, a velocidade das mo-
léculas do ar, nas condições ambientes, é de cerca de
1 .400 km/h. A maior ou menor temperatura de um gás
é a medida do maior ou menor grau de agitação térmi-
ca de suas partículas.
• As partículas de um gás estão muito afastadas umas das
outras, isto é, o espaço que elas ocupam é desprezível em
face do espaço "vazio" existente no estado gasoso. Por exemplo, o volume próprio das molécu-
las de N 2 e de 0 2 existentes no ar, nas condições ambientes, é cerca de 0,1 % do volume ocupado
pelo ar. Tal fato explica por que os gases têm densidades baixas, podem serfacilmente comprimi-
dos e se misturam com muita facilidade. Além disso, estando muito afastadas, as partículas se
atraem muito pouco, o que explica a expansão fácil dos gases e sua grande dilatação com o calor.
• As partículas de um gás se chocam de forma perfeitamente elástica entre si e contra as paredes
do recipiente que as contém, isto é, sem perder energia cinética e quantidade de movimento.
Isso explica por que o movimento das partículas é perpétuo. Além disso, é fácil compreender que
a pressão exercida por um gás dentro de um recipiente resulta dos choques de suas partículas
contra as paredes desse recipiente. Por exemplo, dentro do pneu de um automóvel, é o choque
das moléculas de ar com as paredes do pneu que mantém o pneu cheio; e também se percebe
que a mesma pressão é exercida em todas as direções.
• As moléculas não exercem força umas sobre as outras, exceto quando colidem. Entre as colisões,
apresentam movimento retilíneo e uniforme. Isso equivale a desprezar as forças gravitacionais e
as forças intermoleculares.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
10
GÁS PERFEITO E GÁS REAL
Gás perfeito, ou gás ideal, seria o gás que obedeceria, rigorosamente, às leis e fórmulas estudadas
neste capítulo, em quaisquer condições de pressão e temperatura e também deveria encaixar-se perfei-
tamente no modelo descrito pela teoria cinética. Na prática tal gás não existe.
Os gases comuns, que chamaremos de gases reais, sempre se afastam do comportamento de um gás
perfeito, principalmente a pressões muito altas e/ou temperaturas muito baixas. Nesses casos, o volume dos
gases se reduz bastante, e as partículas se avizinham, passando umas a interferir no movimento das outras.
Como conseqüência, o comportamento dos gases passa a se afastar daquele previsto pela teoria cinética.
Desse modo, podemos concluir que um gás real se assemelha mais ao gás perfeito à medida que a
pressão diminui e a temperatura aumenta; em outras palavras, o comportamento de um gás será
tanto mais perfeito quanto mais rarefeito ele estiver.
ATIVIDADES PRÁTICAS
—
i â
Materiais
• 1 saco de lixo de cor preta
Procedimento
• Abra o saco de lixo para que entre ar dentro dele. • Fe-
che-o muito bem e deixe-o sob o calor do sol. • Anote as
observações no caderno.
Pergunta
1) O que ocorreu com o saco de lixo deixado ao sol?
Por quê?
2 a
Materiais
• 1 seringa plástica sem agulha
Procedimento
• Puxe o êmbolo da seringa até a metade para que o
ar entre dentro dela e feche-a, na extremidade, com o
dedo. • Sempre com a extremidade da seringa fechada,
pressione (aumente a pressão sobre) o êmbolo para re-
duzir o volume de ar dentro da seringa. • Solte o êmbolo
e observe, anotando no caderno, o que ocorre. • Ainda
com a extremidade da seringa fechada, puxe o êmbolo a
fim de aumentar o volume de ar dentro dela. • Solte o
êmbolo e observe, anotando no caderno, o que ocorreu.
Perguntas
1 ) Como varia o volume de ar dentro da seringa em rela-
ção à pressão exercida no êmbolo?
2) O que ocorre com os balões cheios de gás hélio quan-
do eles escapam para a atmosfera? Por quê?
3 â
Materiais
• 1 balão de borracha (do tipo usado em festas)
Procedimento
• Encha o balão de borracha e feche-o muito bem. • Co-
loque o balão cheio de ar no congelador (ou no freezer)
por 1 hora. • Depois, retire o balão do congelador e ano-
te imediatamente no caderno as observações. • Aguarde
alguns minutos e observe novamente o balão, anotando
no caderno as observações.
Perguntas
1) Como varia o volume de ar dentro do balão em rela-
ção à temperatura? Por quê?
2) A pressão do ar dentro dos pneus de um automóvel é
maior quando o carro está em movimento ou quando
ele está parado? Por quê?
3) A pressão do ar dentro dos pneus de um automóvel é
maior em dias mais quentes ou em dias mais frios?
Por quê?
Responda em
seu caderno
a) Sob temperatura constante, qual a relaçao entre o volume ocupado por determina-
da massa gasosa e sua pressão?
b) Sob pressão constante, qual a relação entre o volume ocupado por determinada
massa gasosa e sua temperatura absoluta?
c) Sob volume constante, qual a relação entre a pressão exercida por determinada
massa gasosa e sua temperatura absoluta?
d) Quais valores, de pressão e temperatura, correspondem às condições normais de
pressão e temperatura (CNPT)?
e) O que enuncia a teoria cinética?
f) O que é gás perfeito ou ideal?
Capítulo 12 • Estudo dos gases
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Capitulo 12A-QF1-PNLEM
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EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
9 Vinte litros de gás hidrogênio foram medidos a 27 °C
e 700 mmHg de pressão. Qual será o novo volume
do gás, a 87 °C e 600 mmHg de pressão?
Resolução
Vamos aplicar a equação geral dos gases:
m _ PiY 2
t, t 2
É importante lembrar que nessa fórmula a pressão e
o volume podem ser usados em quaisquer unida-
des; a temperatura, contudo, será obrigatoriamen-
te em kelvins:
700 • 20 = 600 • V 2
(27 + 273) (87 + 273)
V 2 = 28 L
10 (Estácio-RJ) Um volume de 1 0 L de um gás perfeito teve
sua pressão aumentada de 1 para 2 atm e sua tempera-
tura aumentada de -73 °C para +127 °C O volume
final, em litros, alcançado pelo gás foi de:
a) 50 d) 10
b) 40 e) 20
c) 30
11 (Cesgranrio-RJ) Você brincou de encher, com ar, um ba-
lão de gás, na beira da praia, até um volume de 1 L e o
fechou. Em seguida, subiu uma encosta próxima carre-
gando o balão, até uma altitude de 900 m, onde a pres-
são atmosférica é 1 0% menor do que a pressão ao nível
do mar. Considerando que a temperatura na praia e na
encosta seja a mesma, o volume de ar no balão, em L,
após a subida, será de:
a) 0,8 d) 1,1
b) 0,9 e) 1,2
c) 1,0
12 (PUC-RJ) Um pneu de bicicleta é calibrado a uma pressão
de 4 atm em um dia frio, à temperatura de 7 °C O volu-
me e a quantidade de gás injetada são os mesmos. Qual
será a pressão de calibração no pneu quando a tempera-
tura atinge 37 °C?
a) 21,1 atm d) 760 mmHg
b) 4,4 atm e) 2,2 atm
c) 0,9 atm
13 (F. M. Pouso Alegre-MG) Ao sair de viagem, o motorista
calibrou os pneus de seu veículo colocando no seu inte-
rior 2 atm de pressão, num dia quente (27 °C). Ao che-
gar ao destino, mediu novamente a pressão dos pneus
e encontrou 2,2 atm. Considerando-se desprezível a va-
riação do volume, a temperatura do pneu, ao final da
viagem, era:
a) 660 °C d) 272 °C
b) 57 °C e) 26,7 °C
c) 330 °C
288
14 (Unifor-CE) Examine a figura abaixo.
A pressão do gás dentro da seringa pode ser diminuída:
a) colocando a seringa em água gelada, mantendo a
extremidade tampada.
b) apertando o êmbolo, mantendo a extremidade tam-
pada.
c) abrindo a extremidade e sugando mais ar para dentro
da seringa.
d) colocando a seringa em água quente, mantendo a
extremidade tampada.
e) abrindo a extremidade e expulsando metade do ar
para fora da seringa.
Exercício resolvido
1 5 (EEM-SP) De um estado inicial de 4 L, 2 atm e 300 K,
um gás perfeito é submetido a uma expansão
isobárica até duplicar seu volume. Em seguida, é
comprimido isotermicamente até seu volume origi-
nal e, finalmente, a volume constante, é resfriado
até sua pressão inicial.
1 . Represente as transformações num diagrama P
em função de V.
2. Calcule a temperatura do gás durante a com-
pressão isotérmica e a pressão por ele atingida
ao seu final.
Resolução
1 • P (atm)
3
4 8 V (L)
2. Do estado 1 para o estado 2 a pressão é constan-
te (2 atm) e, então, temos:
ü = Ü => 4 _ 8
7j T 2 300 T 2
Essa (600 K) é a temperatura durante a compres-
são isotérmica, e no seu final o próprio gráfico
indica que:
P 3 = 4 atm
T 2 = 600 K
Capitulo 12A-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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16 (UFC-CE) O gráfico abaixo ilustra o comportamento re-
ferente à variação da pressão, em função do volume, de
um gás ideal, à temperatura constante:
Analise o gráfico para escolher a alternativa correta.
a) Quando o gás é comprimido nessas condições, o pro-
duto da pressão pelo volume permanece constante.
b) Ao comprimir o gás a um volume correspondente à
metade do volume inicial, a pressão diminuirá por
igual fator.
c)
Ao diminuir a pressão a um valor correspondente a
2
3
da pressão inicial, o volume diminuirá pelo mesmo fator.
d) O volume da amostra do gás duplicará, quando a pres-
são final for o dobro da pressão inicial.
e) Quando a pressão aumenta por um fator correspon-
p
dente ao triplo da inicial, a razao - sera sempre igual
à temperatura.
1 7 (UFRGS-RS) Considere a seguinte transformação que ocor-
re com uma amostra gasosa de massa "m" apresentando
comportamento de um gás ideal.
Estado inicial Estado final
7,
P ,
V,
T 2 = 2 7,
P 2 =P,
V 2 =2V,
O gráfico que melhor representa essa transformaçao é:
18 (Unb-DF) Os pneus de um veículo em movimento "es-
quentam", melhorando sua aderência ao piso. Supondo
que não haja variação no volume do ar contido no pneu,
o gráfico que melhor representa a variação de pressão
no seu interior, em função da temperatura absoluta é:
c)
P
T
Exercício resolvido
1 9 Reduza às condições normais de pressão e tempera-
tura 38 L de cloro, que foram medidos a 1 27 °C e à
pressão de 720 mmHg.
Resolução
Reduzir um gás às condições normais significa cal-
cular o novo volume que o gás irá ocupar nas condi-
ções normais de pressão e temperatura.
PV = fX_ 720 • 38 = 760 • V 0
T 7o ^ (127 + 273) 273 ^
Vo = 24,57 L (CNPT)
20 (F. M. Pouso Alegre-MC) Um gás ocupa um volume de
200 mL a uma pressão de 380 mmHg a uma temperatu-
ra de 27 °C. Seu volume nas condições normais de tem-
peratura e pressão será:
a) 91,0 mL c) 910,0 mL e) 2,0 mL
b) 200,0 mL d) 20,0 mL
21 (Vunesp) Segundo a lei de Charles-Gay-Lussac, manten-
do-se a pressão constante, o volume ocupado por um gás
aumenta proporcionalmente ao aumento da temperatu-
ra. Considerando a teoria cinética dos gases e tomando
como exemplo o gás hidrogênio (H 2 ), é correto afirmar
que este comportamento está relacionado ao aumento:
a) do tamanho médio de cada átomo de hidrogênio (H),
devido à expansão de suas camadas eletrônicas.
b) do tamanho médio das moléculas de hidrogênio (H 2 ),
pois aumentam as distâncias de ligação.
c) do tamanho médio das moléculas de hidrogênio (H 2 ),
pois aumentam as interações entre elas.
d) do número médio de partículas, devido à quebra das
ligações entre os átomos de hidrogênio (H 2 — » 2 H).
e) das distâncias médias entre as moléculas de hidrogê-
nio (H 2 ) e das suas velocidades médias.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
289
Capitulo 12A-QF1-PNLEM
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
7 N
Registre as respostas
em seu caderno
22 (UFU-MG) A atmosfera é composta por uma camada de
gases que se situam sobre a superfície da Terra. Imediata-
mente acima do solo ocorre uma região da atmosfera
conhecida como troposfera, na qual ocorrem as nuvens,
os ventos e a chuva. Ela tem uma altura aproximada de
1 0 km, a temperatura no seu topo é de cerca de -50 °C
e sua pressão é de 0,25 atm (dado: 0 kelvin = —273 °C).
Se um balão resistente a altas pressões, cheio com gás
hélio até um volume de 10,0 L a 1,00 atm e 27,0 °C é
solto, o volume desse balão, quando chegar ao topo da
troposfera, será de:
a) 40,0 L c) 36,3 L e) 52,5 L
b) 74,1 L d) 29,7 L
23 (PUC-Rj) A cada 10 m de profundidade a pressão sobre
um mergulhador aumenta de 1 atm com relação à pres-
são atmosférica. Sabendo-se disso, qual seria o volume
de 1 litro de ar (comportando-se como um gás ideal)
inspirado pelo mergulhador ao nível do mar, quando ele
estivesse a 30 m de profundidade?
a) 3 L c) 25 mL e) 333 mL
b) 4 L d) 250 mL
24 (UFF-RJ) Num recipiente com 12,5 mL de capacidade,
está contida certa amostra gasosa cuja massa exercia uma
pressão de 685,0 mmHg, à temperatura de 22 °C. Quan-
do esse recipiente foi transportado com as mãos, sua tem-
peratura elevou-se para 37 °C e a pressão exercida pela
massa gasosa passou a ser de, aproximadamente:
a) 0,24 atm c) 0,95 atm e) 2,00 atm
b) 0,48 atm d) 1,50 atm
25 De um gás, 500 mL foram, inicialmente, medidos à pres-
são de 650 mmHg e à temperatura de 73 °C abaixo de
zero. A seguir, o volume do gás foi reduzido a 400 mL e
a temperatura foi elevada a 127 °C. Pede-se a pressão
final do gás em atmosferas.
26 (EEM-SP) Uma determinada massa gasosa, confinada em
um recipiente de volume igual a 6,0 L, está submetida a
uma pressão de 2,5 atm e sob temperatura de 27 °C.
Quando a pressão é elevada em 0,5 atm, nota-se uma
contração no volume de 1,0 L.
a) Qual a temperatura em que o gás se encontra?
b) Que tipo de transformação ocorreu?
V (L)
27 (UFC-CE) O gráfico ao
lado representa um
processo cíclico (ciclo)
a que é submetido um
gás ideal.
Analise-o. A opção em
que aparece a corres-
pondência das etapas
numeradas (1 — > 2, 2 —
denominações, é:
a) isobárica, adiabática e isotérmica.
b) isovolumétrica, isobárica e isotérmica.
c) isovolumétrica, isotérmica e isobárica.
d) isotérmica, isobárica e isovolumétrica.
e) isovolumétrica, isobárica e adiabática.
T (K)
3 e 3 — > 1 ), com suas respectivas
28 (Faap-SP) De um estado inicial de 2 L, 1 atm e 300 K, um
gás perfeito é submetido a uma expansão isobárica até
duplicar seu volume. Em seguida, é comprimido
isotermicamente até seu volume original. Calcule a tem-
peratura do gás durante a compressão isotérmica e a pres-
são por ele atingida ao seu final.
Sugestão: Construa o gráfico correspondente ao pro-
blema.
29 (UFC-CE) Considere o
gráfico ao lado, represen-
tativo de um processo
cíclico para um gás ideal.
Das afirmativas abaixo,
qual é a opção correta?
a) Na etapa II ocorre
uma expansão adia-
bática.
b) Na etapa I ocorre uma expansão isotérmica.
c) Na etapa III ocorre uma compressão isobárica.
d) Na etapa IV ocorre uma expansão isotérmica.
e) Na etapa I ocorre uma expansão isobárica.
Observação : Adiabática é a transformação em que o gás
não cede nem recebe calor do meio ambiente. O gás de-
verá estar, portanto, em um recipiente termicamente
isolado (como, por exemplo, uma garrafa térmica). Em
geral, em uma transformação adiabática, o gás se aque-
ce se for comprimido e se resfria se sofrer uma expansão
(fato que é aproveitado nas geladeiras).
30 (PUC-SP) Uma amostra de gás oxigênio (0 2 ) a 25 °C está
em um recipiente fechado com um êmbolo móvel. Indi-
que qual dos esquemas abaixo melhor representa um
processo de expansão isotérmica.
a)
■
oo 8 oo 8
f) m
| ^
8 00 oo 8
00 8 00 §
8 00 OQ 8
8 oo 8 oo
8oo °°8
Situação 1 Situação 2
b)
1
8
CO
8
CO
A II a !
, ^
8 oo ^8
oo 8 OO 8
8 °° oo 8
Situação 1
Situação 2
1
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OO O
8 °° 8
OO
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8 °° oo 8
Situação 1
Situação 2
■
fl 1 A
0° Q
OO O
o oo
8 oo 8
oo 8 °o 8
8 00 oo 8
Situação 1
Situação 2
■
A ■ A
o ° ° o °
o o o o
OO 8 OO 8
8 00 oo 8
° o °
o
o o o
Situação 1
Situação 2
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A
_ LEIS VOLUMÉTRICAS DAS REAÇÕES QUÍMICAS
UJ (LEIS QUÍMICAS DOS GASES)
As leis físicas dos gases que vimos nas páginas 282 a 285 deste capítulo (leis de Boyle-Mariotte,
Gay-Lussac e Charles) se referem às transformações físicas sofridas pelos gases. Agora vamos conside-
rar as chamadas leis volumétricas, que se referem aos volumes dos gases que participam de uma
reação química. De certo modo, as leis volumétricas complementam as leis ponderais das reações — as
que tratam das massas dos participantes de uma reação química (vide páginas 50 e 51).
11.1. Leis volumétricas de Gay-Lussac
No começo do século XIX, Gay-Lussac comprovou experimentalmente várias relações entre os
volumes dos gases que reagem quimicamente. Essas relações foram denominadas leis volumétricas
ou lei das combinações dos volumes gasosos. Atualmente elas podem ser resumidas em um único
enunciado:
Quando medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, os volumes dos
reagentes e dos produtos gasosos formam uma proporção constante, de números intei-
ros e pequenos.
1- exemplo
Na reação entre os gases hidrogênio e cloro, foram medidos os seguintes volumes:
Hidrogênio + Cloro ► Gás clorídrico
15 L + 15 L * 30 L (P, Tconstantes)
Ora, simplificando esses números, temos 1:1:2, que é uma proporção de números inteiros e
pequenos.
2 a exemplo
Na reação entre os gases hidrogênio e oxigênio, medimos:
Hidrogênio + Oxigênio * Água
6 m 3 + 3 m 3 * 6 m 3 vapor de água (P, Tconstantes)
Simplificando a proporção 6:3:6, temos 2:1:2, que é, mais uma vez, uma seqüência de
números inteiros e pequenos. Note que só podemos aplicar essa lei à água enquanto ela estiver na
forma de vapor, pois a lei aplica-se exclusivamente às substâncias no estado gasoso.
É interessante notar que, nesse exemplo, os 9 m 3 iniciais (3 + 6 = 9) produzirão apenas 6 m 3 finais.
Dizemos então que houve, durante a reação, uma contração de volume de 9 m 3 para 6 m 3 , ou de 3 : 2,
ou, ainda, de — do volume inicial.
11.2. Hipótese ou lei de Avogadro
Essa lei diz que:
Volumes iguais de gases quais-
quer, quando medidos à mesma pres-
são e temperatura, encerram o mes-
mo número de moléculas.
Amedeo Avogadro
Nasceu em Turim, Itália, em 1 776, e faleceu
na mesma cidade, em 1856. Sua hipótese
não foi entendida, quando ele a anunciou
em 1 81 1 . Somente em 1 860, outro quími-
co italiano — Stanislao Cannizzaro (1826-
1910) — conseguiu mostrar a importância
dessa hipótese, na explicação das moléculas
e da teoria atómico-molecular.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
291
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
291
29/5/05, 20:44
A
Veja uma visão esquemática (uso de cores-fantasia; ausência de escala) dessa lei:
x moléculas de CO,
Volumes iguais, de gases diferentes, colocados em condições idênticas de pressão e temperatura, encerram sempre
o mesmo número de moléculas. Note, neste caso que x = 5.
Pode parecer estranho o fato de caberem, em um mesmo volume, o mesmo número de moléculas,
já que existem moléculas maiores e outras menores. No entanto, lembre-se de que, no estado gasoso,
a distância entre as moléculas é tão grande que podemos desprezar o tamanho (maior ou menor) das
próprias moléculas (teoria cinética, na página 286). Fazendo-se uma comparação grosseira, seria o
mesmo que trocarmos 100 moscas por 100 pássaros dentro de um espaço como o Maracanãzinho —
em termos de ocupação do espaço, não haveria diferença significativa.
Essa lei explica facilmente a contração de volume que ocorre, por exemplo, na reação de forma-
ção do vapor de água, mencionada no 2 ° exemplo do item anterior, na qual temos:
@ volumes de hidrogênio + © volume de oxigênio * @ volumes de vapor de água
© volumes iniciais
@ volumes finais
De fato, esquematicamente temos a seguinte situação:
(2) volumes de hidrogênio
com 3 moléculas cada, ou seja.
6 moléculas ao todo.
v
© volume de oxigênio com
3 moléculas ao todo.
V"
( 3 ) volumes iniciais
volumes de vapor de água
com 3 moléculas cada, ou seja,
6 moléculas ao todo.
V j
— V
(D volumes finais
É importante notar, no esquema anterior, que a proporção dos volumes (2:1 : 2) acompanha a propor-
ção dos números totais de moléculas (6:3: 6). Generalizando, podemos dizer que, nas reações entre gases,
se os volumes forem medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, notaremos que:
• quando os números totais de moléculas são iguais, antes e depois da reação, o volume gasoso
total não varia durante a reação;
• se, porém, o número total de moléculas aumentar ou diminuir durante a reação, o volume gaso-
so total irá, também, aumentar ou diminuir na mesma proporção; desse modo, são explicadas as
contrações de volume mencionadas no item anterior.
292
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
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29/5/05, 20:44
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
As leis volumétricas, e especialmente a lei de Avogadro, foram muito importantes para o desenvolvimen-
to da Química, pois elas mostraram a necessidade de se admitir a existência de moléculas, especialmente
as moléculas das substâncias simples (H 2 , N 2 , 0 2 , 0 3 etc.). Por isso diz-se que as leis volumétricas amplia-
ram a teoria atômica, dando origem à teoria atômico-molecular clássica.
HnTVJVKfTB Responda em
■úajUÍUfl seu caderno
(iíw\
a) A que se referem as leis volumétricas?
b) Qual é 0 enunciado, resumido, das leis volumétricas?
(•UJ
c) O que enuncia a lei de Avogadro?
CYCDríriOÇ Registre as respostas
tAtKUUUa em seu caderno
Exercício resolvido
31 Verifique se obedecem às leis volumétricas de Gay-Lussac os seguintes volumes que participam de uma reação química
e que foram medidos em condições idênticas de pressão e de temperatura:
1 ,36 L de N 2 + 4,08 L de H 2 2,72 L de NH 3
Resolução
Dada a proporção 1,36 : 4,08 : 2,72, vamos dividir todos os valores pelo menor deles (1,36) e teremos
1:3:2
Como essa proporção é de números inteiros e pequenos, estão comprovadas as leis volumétricas de Gay-Lussac.
32 Verifica-se, experimentalmente, que 32 mL de gás metano queimam ao reagir com 64 mL de oxigênio, produzindo, em
consequência, 32 mL de gás carbônico e 64 mL de vapor de água. Esses dados comprovam as leis volumétricas de Gay-Lussac?
33 (Faesa-ES) Considerando a reação 2 NO + 0 2 ► 2 N0 2 , efetuada a pressão e temperatura constantes, podemos
afirmar que, durante a reação, permanecem constantes:
a) a massa e o volume totais do sistema. d) o volume total e o número total de moléculas.
b) a massa total e o número total de moléculas. e) o volume total e o número total de átomos.
c) a massa total e o número total de átomos.
Exercício resolvido
34 Dada a equação química: N 2 + 3 H 2 * 2 NH 3 , pedem-se:
a) a proporção volumétrica;
b) 0 volume de NH 3 obtido a partir de 25 L de N 2 , supondo ambos nas mesmas condições de pressão e temperatura
Resolução
a) A proporção volumétrica é
1:3:2
, pois coincide com a proporção dos coeficientes da equaçao.
b) Da equaçao dada, tiramos:
1 volume de N 2
25 L de N 2
2 volumes de NH 3 1
x J
x = 50 Lde NH 3
35 Dada a equaçao: 2 Cl 2 O s ► 2 Cl 2 + 5 0 2 , pedem-se:
a) a proporção volumétrica;
b) o volume do oxigênio obtido a partir de 1 2 L de Ct 2 0 5 , ambos a P e T constantes.
36 2 litros de oxigênio (0 2 ) transformados em ozônio (0 3 ), sob pressão e temperatura constantes, produzirão, aproximadamente:
a) 1,0 L b) 1,3 L c) 1,5 L d) 2,0 L e) 3,0 L
37 (UMC-SP) Se uma amostra contém 100 moléculas de gás hidrogênio, para que haja a reação química:
2 H 2 + 0 2 ► 2 H 2 0, quantas moléculas de oxigênio são necessárias e quantas moléculas de água são produzidas?
38 (Ufes) Num sistema a uma determinada pressão e temperatura, dois gases, A e 8, inodoros e incolores, reagem entre si na
proporção de 1 volume de A para 3 volumes de 8, gerando 2 volumes de um gás irritante, C.
Quando 3 volumes do gás A e 6 volumes do gás 8 forem submetidos às mesmas condições, o volume final do sistema será:
a) 2 volumes b) 3 volumes c) 5 volumes d) 8 volumes e) 9 volumes
Capítulo 12 • Estudo dos gases
293
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
293
6/7/05, 14:57
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
39 (Fuvest-SP) Em um artigo publicado em 1 808, Cay-Lussac
relatou que dois volumes de hidrogênio reagem com um
volume de oxigênio, produzindo dois volumes de vapor
de água (volumes medidos nas mesmas condições de
pressão e temperatura).
Em outro artigo, publicado em 181 1, Avogadro afirmou
que volumes iguais, de quaisquer gases, sob as mesmas
condições de pressão e temperatura, contêm o mesmo
número de moléculas.
Dentre as representações abaixo, a que
está de acordo com o exposto e com
as fórmulas moleculares atuais do hi-
drogênio e do oxigênio é:
a)
= hidrogênio
o = oxigênio
3 3
d
Q
O
+
3 *
3 o
■4
03 o
J» ° J
i
J o
O
Q °
J 3
o 3 J>
o 3 J
b)
c)
d 3
% *
^ d 3
oq d 3
jj
ao
d 3
j 3
QQ
Aí
00 aâ
3* 3 aa
*
Jb
o ?
o 3 a
? j»
y*s
9 j 30
d)
O
O
«a J
3 Q o
O
+
O
O
O
>
e)
* d>
a a
°a
* J a
a a
a
-i » 3
Jb
-V
40 (Unicamp-SP) O princípio de Avogadro estabelece que:
"gases quaisquer, ocupando o mesmo volume, nas mes-
mas condições de temperatura e pressão, contêm o
mesmo número de moléculas". Considere volumes iguais
de CO, C0 2 , C 2 H 4 e H 2 , todos à mesma temperatura e pres-
são. Pergunta-se: onde há maior número de átomos de:
a) oxigênio?
b) carbono?
c) hidrogênio?
justifique suas respostas.
41 (PUC-PR) Aplicando a lei de Gay-Lussac, das combina-
ções em volume, qual a contração em volume experi-
mentada na reação abaixo, mantendo-se constantes as
condições de pressão e temperatura para os reagentes e
produtos, todos gasosos?
N 2 + 3 H 2 *• 2 NH 3
a) 100% c) 50% e) 20%
b) 60% d) 30%
42 (Fuvest-SP)
I. 2 NO + 0 2 ► 2 N0 2
II. CO + o 3 ► co 2 + o 2
III. N 2 + 0 2 ► 2 NO
IV. S0 2 + j o 2 ► so 3
Estão representadas acima quatro reações em fase gaso-
sa. Quais delas causam variação de pressão quando
efetuadas em recipientes fechados?
a) I e II c) I e IV e) II e IV
b) I e III d) lie III
43 (UFSE) Em uma experiência, verificou-se que a decom-
posição de 2 L do composto AsCt„ gasoso, produziu As
sólido e 3 L de Cí 2 gasoso. Qual o valor de x? (Dados: os
volumes gasosos foram medidos nas mesmas condições
de P e T .)
a) 1 c) 3 e) 5
b) 2 d) 4
VOLUME MOLAR
De modo muito amplo, chama-se volume molar o volume ocupado por 1 mol de uma substância
qualquer, em determinadas condições de pressão e de temperatura.
É interessante notar, porém, que o volume ocupado por 1 mol de um sólido ou de um líquido varia
muito de uma substância para outra. No entanto, o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás é sempre
o mesmo, em determinadas pressão e temperatura. É fácil entender esse fato, pois 1 mol contém sempre
o mesmo número de partículas; nos gases o mesmo número de partículas é encontrado em volumes
iguais (a P e T constantes). Conseqüentemente, 1 mol de qualquer gás ocupa sempre o mesmo volume,
que é o chamado volume molar. Assim, vem a definição:
Volume molar (l/ M ) dos gases é o volume ocupado por 1 mol de qualquer gás, em
determinada pressão e temperatura.
O volume molar independe da natureza do gás, mas varia com a pressão e a temperatura.
Verifica-se experimentalmente que, nas condições normais de pressão e temperatura (CNPT), o
volume molar é 22,4 L/mol:
V M = 22,4 L/mol (CNPT)
294
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
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29/5/05, 20:45
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Esse volume corresponde ao de um cubo com aresta aproximadamente
igual a 28,1 9 cm.
Para calcular o volume molar em qualquer outra condição de pressão e
temperatura, bastará aplicar a equação geral dos gases. Por exemplo: qual é
o volume molar a 700 mmHg e 27 °C?
PV _ PqVq
T 7o
700 • V = 760-22,4
300 273
V = 26,7 L/mol
28,1 9 cm
I
O usual, no entanto, é falarmos no volume molar nas condições normais — tanto que alguns
autores chamam de volume molar apenas o volume de 22,4 L, que só se aplica a 0 °C e 760 mmHg.
Com o conhecimento do volume molar dos gases, podemos perceber como é enorme a diferença
de volume de uma mesma quantidade de uma substância, conforme ela esteja no estado sólido, no
líquido ou no gasoso. Por exemplo, nas CNPT, 1 mol (isto é, 1 8 g de água) ocupa praticamente: 1 8 mL
no estado sólido; 18 mL no estado líquido; e 22.400 mL no estado gasoso. Note que este último é um
volume cerca de 1 .245 vezes maior que os dois primeiros.
É por isso que nunca devemos aquecer sólidos ou líquidos em recipientes fechados; a passagem
brusca da substância para o estado gasoso pode significar uma explosão violenta.
EQUAÇÃO DE CLAPEYRON
Foi visto na página 286 que, para uma massa constante de um mesmo gás, vale sempre a relação:
= constante
T
Isso significa que, por mais que variem o volume (\/), a pressão (P) e a temperatura absoluta (7), a
fração
permanece constante. Matematicamente, essa idéia pode também ser traduzida assim:
py_ = = Mi. = Mi
T 7) T 2 7;
P 0 V 0 , ,
- JL - !L = constante
To
Vamos então calcular o valor dessa constante, supondo que tivéssemos 1 mol de gás nas condições
normais de pressão (P 0 = 1 atm) e temperatura (7 0 = 273 K). Já sabemos que 1 mol de qualquer gás,
nessas condições, ocupa o volume molar (V 0 = 22,4 litros/mol). Conseqüentemente, teremos:
PqVq = 1 • 22,4 = Q Q82 atm • L
T 0 273 ' mol • K
Esse valor (0,082) é constante para 1 mol de quaisquer gás, em quaisquer pressão e tempera-
tura (relembre que, se P e T variarem, V irá também variar, mas permanecerá constante). Por esse
motivo, o valor 0,082 recebeu o nome de constante universal dos gases perfeitos, sendo representa-
do habitualmente pela letra R.
Generalizando, diremos que:
se para 1 mol de gás, temos y-
R, então:
• para 2 mols de gás, teremos -y = 2R
PV
• para 3 mols de gas, teremos -y = 3 R
PV
• para n mols de gas, teremos -y = nR
Desta última expressão concluímos que:
PV = nRT
Benoit Pierre Émile Clapeyron
Cientista francês, nasceu em Paris, em 1 799, e faleceu na mesma
cidade, em 1 864. Projetou e dirigiu a construção de várias ferro-
vias. Contribuiu muito para o desenvolvimento da Termodinâmi-
ca, tendo complementado os trabalhos de Carnot sobre os fato-
res envolvidos na produção da energia mecânica pelo calor.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
295
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
295
29/5/05, 20:45
A
Esta equação é conhecida como equação de Clapeyron ou equação geral dos gases ou, ainda,
equação de estado dos gases e, evidentemente, só se aplica aos gases perfeitos.
Tendo em vista que: n = —
M M
podemos também escrevê-la assim: PV =
Nestas expressões, temos:
P = pressão do gás;
1/ = volume do gás;
n = quantidade do gás, em mols;
m = massa do gás, em gramas;
M = massa molar do gás;
R = constante universal dos gases perfeitos;
T = temperatura do gás, medida na escala absoluta ou Kelvin.
É muito importante, no entanto, observarmos o seguinte: quando calculamos R, encontramos o
valor 0,082 usando a pressão em atmosferas e o volume em litros. Se adotarmos outras unidades
para P e V, é evidente que R assumirá valores diferentes; de fato, vamos repetir o cálculo da página
anterior, sempre considerando 1 mol de gás:
PqVq = 1 atm • 22,4 L R = Q 0g2 atm • L
T 0 273 K ' mol • K
P 0 V 0 _ 760 mmHg • 22,4 L R - 62 3 mm ^9 ‘ *-
~T 0 273 K ^ ~~ ' mol • K
P 0 V 0 760 mmHg • 22.400 mL _ mmHg • mL
= => R = 62.300 -
T 0 273 K mol • K
No Sistema Internacional de Unidades (SI), isto é, com a pressão em pascais (Pa) e o volume em
metros cúbicos (m 3 ), teremos:
P 0 Vq _ 101.325 Pa -0,0224 m 3 R = g 31 Pa • m 3
T 0 273 K ^ ' mol • K
Note que R é constante mesmo quando se troca o gás; mas seu valor numérico muda, sem
dúvida, de acordo com cada unidade.
É evidente que iremos usar este ou aquele valor numérico de R, dependendo das unidades utiliza-
das no problema que iremos resolver; se a pressão for dada em atmosferas e o volume em litros,
usamos R = 0,082; se a pressão for dada em milímetros de mercúrio e o volume em litros, usamos
R = 62,3; e assim por diante.
Sem dúvida, a equação de Clapeyron é a equação mais completa que existe para os gases perfeitos.
Ela, sozinha, substitui todas as fórmulas vistas até agora; além disso, essa equação representa, sem dúvida,
o melhor caminho para se transformar massa em volume gasoso, ou vice-versa. Por exemplo: qual é o
volume ocupado por 48 g de metano (CH 4 ) a 27 °C e 1,64 atm? (Massas atômicas: H = 1; C = 12)
Resolução:
PV= —RT => 1,64 ■ 17= — -0,082 • 300 =>
M 16
Note que utilizamos R = 0,082, uma vez que a pressão foi dada em atmosferas; em conseqüência,
o volume final resultou em litros. Enfim, o principal cuidado na utilização da equação de Clapeyron é ter
todas as grandezas em unidades concordantes com as unidades de R.
296
V= 45 L
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
áWJ
Responda em
seu caderno
a) O que é volume molar de um gás?
b) O que é constante universal dos gases perfeitos?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Observação: Utilize as massas atômicas que forem necessárias, bem como os valores do volume molar e da constante R.
Exercício resolvido
44 Qual é o volume ocupado por 1 9 g de flúor (F 2 ) a 27 °C e 1,64 atm?
I a resolução
A massa atômica do elemento flúor é 1 9 u. Portanto, a massa molar do F 2 é: 2 • 1 9 g = 38 g. Aplicando a equação de
Clapeyron, temos:
PV= — RT => 1,64 • V = — • 0,082 • (273 + 27)
M 38
V = 7,5 litros
Assim sendo, calculamos:
2 3 resolução
Cálculo do volume do flúor nas CNPT:
1 mol de F 2 = 38 g
19 g
22,4 L (CNPT)
V„
V 0 = 11,2 Lde F 2 (CNPT)
Transformaçao do volume para as condiçoes pedidas no problema:
P 0 V 0 PV 1 • 11,2 1,64 • V
273
(273 + 27)
V = 7,5 litros
Conclusão: em quase todos os problemas deste tipo, há dois caminhos de resolução — aplica-se diretamente a equaçao
PV PV
de Clapeyron ou usa-se o volume molar e a relaçao — 1 -f- = 2 2 . O segundo caminho tem vantagem quando o volume
7 ) *2
do gás é dado (ou pedido) nas mesmas condições de pressão e temperatura em que se encontra o volume molar.
45 (FEI-SP) Nas condições normais de pressão e temperatura (CNPT), o volume ocupado por 10 g de monóxido de carbono
(CO) é de:
(Dados: C = 12u, O = 16 u e volume molar = 22,4 L.)
a) 6,0 L b) 8,0 L c) 9,0 L d) 10 L e) 12 L
46 (Mackenzie-SP) Nas CNPT, um mol de dióxido de nitrogênio (N0 2 ) ocupa 22,4 litros (massas molares, em g/mol: N = 14;
O = 16). O volume ocupado por 322 g de N0 2 , nas mesmas condições, é igual a:
a) 156,8 litros. b) 268,8 litros. c) 14,37 litros. d) 0,069 litros. e) 163,9 litros.
47 (UCSal-BA) Que volume ocupam 1 00 mols de oxigênio nas condições ambiente de temperatura e pressão? (Volume molar
de gás nas condições ambiente de temperatura e pressão = 25 L/mol)
a) 0,25 L b) 2,5 L c) 2,5 • 1 0 2 L d) 2,5 • 1 0 3 L e) 2,5 • 1 0 4 L
Exercício resolvido
48 Qual é a temperatura de um gás, sabendo-se que 2,5 mols desse gás ocupam o volume de 50 L à pressão de 1 .246 mmHg
na referida temperatura?
Resolução
Usando R = 62,3, já que a pressão está em mmHg e o volume em litros, temos:
PV = nRT => T =
T= 0 + 273
PV
1.246 • 50
nR 2,5-62,3
9(°C) = 400 - 273
T = 400 K
0 = 127 °C
49 (FMIt-MG) 8,2 litros de um gás estão submetidos a uma pressão de 5 atm, e do mesmo utilizou-se 0,8 mol.
Considerando R = 0,082 , calcular sua temperatura:
mol • K
a) 256 °C b) 625 °C c) 352 °C d) 425 °C e) 532 °C
Capítulo 12 • Estudo dos gases
297
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
297
29/5/05, 20:46
50 (UCSal-BA) À temperatura de 25 °C, um cilindro de aço com volume disponível de 24,5 L contém 5,0 mols de dióxido de carbono. Que
pressão interna esse cilindro está suportando? (Dados: volume molar de gás a 1 ,0 atm e 25 °C igual a 24,5 L/mol.)
a) 1,0 atm b) 5,0 atm c) 10 atm d) 15 atm e) 20 atm
51
(UFCE-CE) As pesquisas sobre materiais utilizados em equipamentos esportivos são direcionadas em função dos mais diver-
sos fatores. No ciclismo, por exemplo, é sempre desejável minimizar o peso das bicicletas, para que se alcance o melhor
desempenho do ciclista. Dentre muitas, uma das alternativas a ser utilizada seria inflar os pneus das bicicletas com o gás
hélio (He), por ser bastante leve e inerte à combustão. Constante universal dos gases: R = 0,082
atm • L
mol • K
. A massa de
hélio, necessária para inflar um pneu de 0,4 L de volume, com a pressão correspondente a 6,1 1 atm, a 25 °C, seria:
a) 0,4 g b) 0,1 g c) 2,4 g d) 3,2 g e) 4,0 g
52 (UFPE) No comércio se encontra o oxigênio, comprimido à pressão de 130 atm, em cilindros de aço de 40 L. Quantos
quilogramas de oxigênio existem no cilindro? (Peso atômico do oxigênio = 16; temperatura ambiente = 25 °C)
a) 5,2 b) 2,1 c) 19,7 d) 6,8 e) 3,4
Exercício resolvido
53 (UFRN) Uma amostra de uma substância pesando 0,08 g desloca 30 cm 3 de ar, medidos a 27 °C e pressão de 720 mmHg.
Determine a massa molecular da substância. í Dado: R = 0,082 — — .
I, mol • K
Resolução
Em certos aparelhos de laboratório, mede-se o volume de um gás pelo "deslocamento" de ar que ele produz. Nesta questão,
os "30 cm 3 de ar" deslocados correspondem ao próprio volume do gás em estudo. Pela equação de Clapeyron, temos:
PV= —RT =>
M
0,08
M
■ 0,082 • (273 + 27)
Assim, M = 69,24 g; portanto, a massa molecular é igual a
69,24 u .
Veja que dividimos 720 por 760 para converter a pressão para atm e dividimos 30 por 1 .000 para converter o volume
para litros, em respeito às unidades de R.
54 (Cesgranrio-RJ) Um estudante coletou 0,16 g de um determinado gás, a 300 K, em um recipiente de 150 mL, e verificou
que a pressão do gás era de 0,1 64 atm. (Nota: considere o gás ideal.) A partir desses dados, pode-se afirmar que a massa
molecular desse gás é:
a) 2 b) 8 c) 1 6 d) 32 e) 1 60
Exercício resolvido
55 Qual é o número de moléculas existentes em 5,6 L de um gás qualquer, medido nas condições normais de pressão e
temperatura?
Resolução
Podemos estabelecer a seguinte regra de três
1 mol ocupa 22,4 L (CNPT)
5,6 L (CNPT)
6,02 • 10 23 moléculas
x
x = 1 ,5 ■ 1 0 23 moléculas
56 Calcule o volume (em mL) ocupado por 3,01 • 1 0 21 moléculas de gás amónia (NH 3 ) nas CNPT.
Exercício resolvido
57 (UMC-SP) Calcule em que temperatura (em °C) 3,69 ■ 1 0 20 moléculas de metano (1 mol
de 570 mmHg, quando ocupam o volume de 20,0 mL.
Dados: R = 62,4
mmHg ■ L
mol ■ K
= 1 6,0 g) exercem a pressão
eN A = 6,02 -IO 23 .
Resolução
Cálculo do volume ocupado, nas CNPT, pelo número de moléculas dado no problema:
6,02 ■ 1 0 23 moléculas 1 mol ocupa 22.400 mL (CNPT)
3,69 • IO 20 moléculas
Cálculo da temperatura pedida:
E, portanto: 0 = 298 - 273
V„
760-13,73 _ 570 • 20
V 0 = 13,73 mL (CNPT)
273
T = 298 K
0 = 25 °C
298
29/5/05, 20:47
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
58 (UFRCS-RS) Há legislações que determinam que seja esta-
belecido um "nível de emergência" quando a concentra-
ção de monóxido de carbono atinja o valor de 4,6 ■ 1 0 4 pg
de CO por metro cúbico de ar. Ao se estabelecer o "nível de
emergência", o número de moléculas presente em cada
metro cúbico de ar é, aproximadamente:
a) 10 4 b) 10 12 c) 10 17 d) 10 21 e) 10 23
suporta a pressão máxima de 2,0 atm. Nessas condições,
a quantidade mais adequada para encher o balão é:
a) 10 g de hidrogênio (H 2 ).
b) 24 g de metano (CH 4 ).
c) 45 g de etano (C 2 H 6 ).
d) 64 g de dióxido de enxofre (S0 2 ).
e) 78 g de acetileno (C 2 H 2 ).
Exercício resolvido
59 Dois recipientes contêm, respectivamente, 0,5 mol
de metano e 1 ,5 mol de monóxido de carbono. Sabe-
se que esses gases estão submetidos à mesma tem-
peratura e pressão. Se o volume do metano é 9 L,
qual é o volume do monóxido de carbono?
Resolução
São muito comuns os problemas que comparam dois
recipientes ou dois gases ou dois estados, enfim,
duas situações diferentes. Esses problemas do "tipo
comparativo" podem, em geral, ser resolvidos es-
crevendo-se a equação de Clapeyron duas vezes,
uma para cada situação e, a seguir, dividindo-se uma
equação pela outra, para efetuar o cancelamento dos
valores iguais. No caso presente, temos:
• para o metano:
PV, = n,RT
• para o monóxido
de carbono: PV 2 = n 2 RT
(não colocamos índi-
ces em P, R e T, pois
são iguais para os
dois gases)
Dividindo membro a membro, temos:
A. = ou Vl = Jh
f>V 2 n 2 Hr V 2 n 2
64 (Fuvest-SP) Têm-se três cilindros de volumes iguais e à
mesma temperatura, com diferentes gases. Um deles con-
tém 1 ,3 kg de acetileno (C 2 H 2 ), o outro 1 ,6 kg de óxido de
dinitrogênio (N 2 0) e o terceiro, 1,6 kg de oxigênio (0 2 ).
Comparando-se as pressões dos gases nesses três cilin-
dros, verifica-se que:
a) são iguais apenas nos cilindros que contêm C 2 H 2 e 0 2 .
b) são iguais apenas nos cilindros que contêm N 2 0 e 0 2 .
c) são iguais nos três cilindros.
d) é maior no cilindro que contém N 2 0.
e) é menor no cilindro que contém C 2 H 2 .
Dados: Massas molares (g/mol): C 2 H 2 — 26;
N 2 0 — 44; 0 2 — 32
65 (UFU-MC) Em condições idênticas de pressão e tempe-
ratura, isolam-se as seguintes amostras gasosas:
I. 1 0 L de xenônio;
II. 20 L de cloro;
III. 30 L de butano (C 4 H, 0 );
IV. 40 L de dióxido de carbono;
V. 50 L de neônio.
A amostra com maior massa, expressa em gramas, é a:
a) I b) II c) III d) IV e) V
Substituindo: —
*■>
0,5
1,5
V 2 = 27 L
60 (FEI-SP) A uma dada temperatura e pressão, um balão
contém 42 g de nitrogênio. Depois de completamente
esvaziado, introduz-se no mesmo balão, à mesma tem-
peratura, uma certa quantidade de etileno (C 2 H 4 ), de ma-
neira a obter a mesma pressão anterior. (Dados: N = 14;
C = 1 2; H = 1 .) Qual a quantidade de etileno introduzida?
a) 22,4 g c) 42 g e) 84 g
b) 28 g d) 56 g
61 (FCV-SP) Dois gases ideais ocupam os balões A e 8. Co-
nhecendo-se as relações:
V A = 2V b
Pa = 2 p B
5 T a =T b
e que o número de mols de 6 é igual a 20, concluímos
que o número de mols de A é:
a) 400 c) 0,0025 e) 0,025
b) 40 d) 1
62 (Faap-SP) Com o objetivo de determinar a massa molecular
de um gás A, um pesquisador introduziu em um recipiente
de volume V, que se encontrava inicialmente vazio,
1 5,0 g do referido gás e observou o surgimento de uma
pressão P, sob a temperatura T. A seguir, utilizando outro
recipiente de volume igual ao do primeiro, verificou que
era necessário introduzir a massa de 1 ,0 g de H 2 para que,
na mesma temperatura, fosse gerada a mesma pressão
observada no primeiro recipiente. Calcule a massa
molecular do gás em estudo. (Dado: H = 1 .)
63 (PUC-SP) Para a realização de um experimento, será ne-
cessário encher de gás um balão de 1 6,4 L que a 1 27 °C
Exercício resolvido
66 Dois recipientes de mesmo volume estão abertos e
possuem, respectivamente, 2,5 mols de 0 2 e 4 mols
de C0 2 . Se a temperatura do 0 2 é de 47 °C, qual é a
temperatura do CQ 2 ?
Resolução
Quando se fala em recipiente aberto, significa que a
pressão exercida sobre o gás é a pressão externa.
Conclui-se, portanto, que a pressão é a mesma nos
dois recipientes. Temos, então:
(não colocamos índi-
• para o 0 2 : PV = n^RT^
• para o CQ 2 : PV = n 2 RT 2
ces em P, V e R, por
serem iguais para os
dois gases)
Dividindo membro a membro, temos:
W = r?/T|
iAT
n 2 f(T 2
Substituindo: 2,5 • 320 = 4T 2
0 2 = 200 - 273
ou 0,7, = n 2 T 2
0, = -73 °C
67 A pressão barométrica num local é de 0,8 atm. São reco-
lhidos, em um tubo fechado, 4 g de um gás. Verifica-se
que a pressão interna é de 3,2 atm. Se abrirmos o tubo na
mesma temperatura, qual a massa de gás que se perderá?
68 (Unb-DF) A temperatura a que devemos aquecer uma
caldeira aberta, com capacidade de 50 litros, para que
saia metade da massa de ar nela contida a 27 °C é:
a) 54 °C c) 327 °C e) 627 °C
b) 227 °C d) 600 °C
Capítulo 12 • Estudo dos gases
299
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
299
29/5/05, 20:47
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
69 (UFRGS-RS) Um extintor de incêndio contém 4,4 kg de
C0 2 . O volume máximo de gás que é liberado na atmos-
fera, a 27 °C e 1 atm, é, em litros:
a) 0,229 c) 24,6 e) 2.460
b) 2,46 d) 229,4
70 (Unifor-CE) A 25 °C e 1 atm, verifica-se que 0,2 mol de
gás carbônico ocupa 4,90 L Nessas condições, qual o
volume molar do gás?
a) 4,90 L c) 1 1 ,2 L e) 24,5 L
b) 9,80 L d) 22,4 L
71 (PUC-RJ) Nitrogênio (N 2 ) tem sido oferecido em alguns
postos de gasolina como uma alternativa para encher
pneus, no lugar de ar (o oxigênio do ar, a altas pressões,
diminui a vida útil dos pneus).
Nitrogênio sendo
utilizado para encher
pneus, num posto de
gasolina.
Encheu-se um pneu, na temperatura ambiente (25 °C),
com nitrogênio, de modo que todo seu volume (20 li-
tros) foi preenchido até uma pressão de 5 atmosferas.
Dado: R = 0,082
a) Qual a massa de N 2 introduzida no pneu?
b) Se, ao começar a rodar, a temperatura do pneu au-
mentar para 60 °C, sem que haja mudança no seu
volume, qual a nova pressão no seu interior?
atm ■ L )
mol • K J
72 (UFV-MG) Qual é a opção que pode representar a varia-
ção da pressão (P) como função do número de mol (n)
de um gás ideal mantendo o volume e a temperatura
constantes?
n
300
73 (UFMT) Um gás pode ser definido como uma substância
que se expande espontaneamente para preencher uni-
forme e completamente o recipiente onde se encontra.
Diversas variáveis podem ser usadas para descrever esse
estado da matéria, porém a pressão, o volume e a tem-
peratura são especialmente utilizados. Em relação a essas
variáveis, julgue os itens.
(0) No sistema internacional (SI), as unidades para as
variáveis de estado pressão, volume e temperatura
são respectivamente Pa (pascal = N ■ rrT 2 ), m 3 (metro
cúbico) e K (Kelvin).
(1) O gráfico ao lado representa o y
comportamento de um gás ideal
à temperatura constante, onde
PV = constante.
P
(2) Se os dois recipientes abaixo estiverem à mesma P
(pressão) e T (temperatura), a quantidade de matéria
em A será a metade da quantidade de matéria em 8.
(A)
(3) 4 mols de um gás ideal a 3,1 0 kPa de pressão e a uma
temperatura de 298 K ocuparão um volume de
4.197,0 dm 3 .
Dado: R = 8,314512
74 (Cesgranrio-RJ) 0,8 g de uma substância no estado gaso-
so ocupa um volume de 656 mL a 1 ,2 atm e 63 °C. A que
substância correspondem esses dados?
a) 0 2 b) N 2 c) H 2 d) C0 2 e) Cl 2
75 (Mackenzie-SP) 355 g de um certo gás X„ ocupam 1 1 2,0 L
medidos nas CNPT. Se o peso atômico de X é 35,5 u,
então o gás tem fórmula molecular:
a) X 10 b) X 8 c) X 4 d) X 3 e) X 2
76 (PUC-PR) O número de átomos de oxigênio existentes
em 1 mol de ozônio (0 3 ) à temperatura de 298 K e 1 ,2 atm
de pressão, é:
a) 3,2 -IO 25 c) 1,8 -IO 24 e) 1,2 -10 23
b) 2,24 -IO 19 d) 3,2 -IO 26
77 (EEM-SP) Um balão contém 1,6 g de metano (CH 4 ) em
determinadas pressão e temperatura. Qual será a massa
de hidrazina (N 2 H 4 ) a ser posta no mesmo balão, para,
na mesma temperatura, se ter a mesma pressão? (Da-
dos: H = 1; C = 12; N = 14.)
78 (Ceeteps-SP) 22 g de um certo gás ocupam, nas mesmas
condições de temperatura e pressão, volume igual ao
ocupado por 14 g de N 2 .
Considere as seguintes substâncias gasosas e suas res-
pectivas massas molares ( M ):
Substância
CO
n 2
NO
co 2
c 2 h 6
C 3 H 8
M (g/mol)
28
28
30
44
30
44
O gás em questão pode ser:
a) C0 2 ou C 3 H 8 c) CO ou C0 2 e) apenas CO
b) C 2 H 6 ou C 3 H 8 d) NO ou C 2 H 6
kPa • dm 3 \
mol • K J
NH 3 (g)
V Á = V
( B )
CC(g)
V b = 2V
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
300
29/5/05, 20:47
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
79 (Cesgranrio-RJ) Os dois balões abaixo representados con-
têm a mesma substância pura na fase gasosa e estão sob
a mesma pressão.
0, = 27 °C 0„ = ?
Qual a temperatura em kelvin no balao II, se ele contém
o triplo da massa de gás contida no balão I?
a) 36
b) 127
c) 300
d) 309
e) 400
80 (UFRCS-RS) Dois recipientes idênticos, mantidos na mes-
ma temperatura, contêm o mesmo número de molécu-
las gasosas. Um dos recipientes contém hidrogênio, en-
quanto o outro contém hélio. Qual das afirmações abai-
xo está correta?
a) A massa de gás em ambos os recipientes é idêntica.
b) A pressão é a mesma nos dois recipientes.
c) Ambos os recipientes contêm o mesmo número de
átomos.
d) A massa gasosa no recipiente que contém hidrogê-
nio é o dobro da massa gasosa no recipiente que
contém hélio.
e) A pressão no recipiente que contém hélio é o dobro
da pressão no recipiente que contém hidrogênio.
81 (PUC-SP) Um cilindro de 8,2 L de capacidade contém
320 g de gás oxigênio a 27 °C. Um estudante abre a
válvula do cilindro deixando escapar o gás até que a pres-
são seja reduzida para 7,5 atm. Supondo-se que a tem-
peratura permaneça constante, a pressão inicial no cilin-
dro e a massa de gás liberada serão, respectivamente:
a) 30 atm e 240 g
b) 30 atm e 1 60 g
c) 63 atm e 280 g
d) 2,7 atm e 20 g
e) 63 atm e 140 g
82
(UFPA) A temperatura a que deve ser aquecido um gás
contido em um recipiente aberto, inicialmente a 25 °C,
de tal modo que nele permaneça — das moléculas nele
inicialmente contidas é:
a) 1.217 °C
b) 944 °C
c) 454 °C
d) 727 °C
e) 1 25 °C
14
MISTURAS GASOSAS
14.1. Conceitos gerais
Misturas gasosas são muito freqüentes em nosso dia-a-dia. O ar atmosférico, formado principal-
mente por N 2 e 0 2 , é sem dúvida a mistura gasosa mais comum. O "gás de cozinha" é uma mistura
formada principalmente pelos gases butano (C 4 H 10 ) e propano (C 3 H 8 ). Nos cilindros dos mergulhado-
res, muitas vezes, o oxigênio é misturado com o gás hélio. E assim por diante.
Podemos imaginar a formação de uma mistura gasosa da seguinte maneira:
Temos inicialmente vários gases, em recipientes separados (1 , 2, 3, ..., /). Evidentemente cada gás
terá seu próprio volume (\ó, V 2 , V 3 , ..., V), sua própria pressão (P,, P 2 , P 3 , ..., P,) e sua própria temperatura
(T u T 2 , T 3 , ..., T). A seguir, todos os gases são misturados em um único recipiente, de volume V, mantido
à temperatura T. O que acontece? Pelo que será explicado a seguir, podemos antecipar que, se os gases
são perfeitos e não reagem entre si, a mistura se comportará como se fosse um gás único, obede-
cendo às mesmas leis e fórmulas já vistas para os gases isolados.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
301
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
301
29/5/05, 20:47
a) Relação entre os gases iniciais e a mistura final
Não havendo perda de gases durante a mistura, podemos dizer que:
Na mistura final, a quantidade total de mols é a soma das quantidades de mols de
todos os gases iniciais.
Matematicamente:
£n = n, + n 2 + ... + n,
p v
Para o primeiro gás, temos: P^ = n^RT^ ou n, = — i- 1 -. Para os demais gases, temos relações idên-
ticas. Na soma dessas expressões teremos, para a mistura final:
PV = (Ln)RT e
EL = EL. + EL. + + EL
T T, T 2 ■" T,
b) Situação dentro da mistura final
Vamos supor que apenas o primeiro gás ocupasse todo o recipiente final, de volume V e tempera-
tura T; evidentemente, o gás 1 assumiria uma pressão p„ que é a chamada pressão parcial do gás 1.
Disso resulta a seguinte definição:
Em uma mistura gasosa, pressão parcial de um gás é a pressão que esse gás exerceria
se estivesse sozinho, ocupando o volume total da mistura e na mesma temperatura em que
a mistura se encontra.
Não confunda a pressão parcial do gás © dentro da mistura (que vamos chamar por p, minúsculo)
com a pressão que esse gás possuía antes de entrar para a mistura © maiúsculo). Evidentemente tudo
o que acabamos de dizer para o gás © vale para os demais gases da mistura.
A lei de Dalton para misturas gasosas diz que:
A pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de todos os gases
componentes da mistura.
Matematicamente:
P = p, + p 2 + p 3 + ... + Pi ou P = Zp
AS PRESSÕES PARCIAIS EM NOSSO ORGANISMO
Um exemplo da importância das pressões parciais
ocorre em nossa respiração. O sangue arterial leva 0 2
dos pulmões para as células de nosso organismo. Em
sentido inverso, o sangue venoso retorna com o C0 2
liberado pelo metabolismo das células. Esse trânsito
de gases é facilitado pelas diferenças das pressões par-
ciais do 0 2 e do C0 2 no sangue e nos tecidos.
Essa oxigenação do sangue pode se tornar crítica no
caso de mergulhadores ou de alpinistas, que usam
então cilindros com misturas gasosas enriquecidas em
oxigênio.
302
Capítulo 12B-QF1-PNLEM
302
29/5/05, 20:48
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Um conceito análogo ao da pressão parcial é o do volume parcial. Por definição:
Em uma mistura gasosa, volume parcial de um gás é o volume que ele irá ocupar
estando sozinho e sendo submetido à pressão total e à temperatura da mistura.
Do ponto de vista prático, o conceito de volume parcial corresponde à seguinte idéia: se os gases
não se misturassem (como ocorre com os líquidos imiscíveis), cada um ficaria separado dos demais,
ocupando uma certa parte do volume total da mistura; essas partes seriam os volumes parciais de
cada gás.
A lei que trata dos volumes parciais é a lei de Amagat:
O volume total de uma mistura gasosa é a soma dos volumes parciais de todos os
gases componentes da mistura.
Matematicamente:
V = V, + v 2 + v 3 + ... + V; ou V = Iv
Observe que tudo o que foi dito para volume parcial é idêntico ao já dito para pressão parcial,
bastando trocar as palavras "pressão" por "volume" e vice-versa.
c) Relacionando valores parciais com o valor total
Relacionando a pressão parcial do gás © com a pressão total da mistura, temos:
• para o gás ©: p, 1/ = n^RT
• para a mistura: PV = (In)PT
Raciocínio idêntico com o volume parcial do gás © nos dá:
• para o gás ©: Pv, = n^RT
• para a mistura: PV = (En)RT
A fração — é chamada de fração em mols (antigamente fração molar) do gás © e representada
In
por x-f. Evidentemente o que foi dito para o gás © vale também para todos os demais gases da mistura.
Daí a definição:
Fração em mols ( x ) de um gás é o quociente entre sua quantidade de mols e a quan-
tidade total de mols da mistura.
I ©_ = _ÜL
J 1/ In
\ El = J2l
J P In
Também é fácil deduzir que a soma das frações molares de todos os gases da mistura é igual a 1 :
X : + X 2 + X 3 + ... + Xj = EEl + +
In In
n 3
In
Finalizando, vamos reunir todas as relações anteriores escrevendo:
_ _nj_ _ fh_ _vj_ _ % em volume
~ I n ~ ~P ~ V 1 00%
A última fração, chamada de porcentagem em volume (ou porcentagem volumétrica) do gás ©
na mistura, resulta da multiplicação do numerador e do denominador da fração El (chamada de fra-
ção volumétrica) por 100.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
303
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
303
6 / 7 / 05 , 14:58
MEDIDAS DA POLUIÇÃO
1
Atualmente há vários gases nocivos que poluem a atmosfera, princi-
palmente nas grandes cidades. Alguns desses gases existem no ar, em
quantidades extremamente pequenas. Por isso, é comum que suas con-
centrações sejam dadas em ppm ou em ppb:
1 ppm = 1 parte por milhão (1 : 10 6 )
1 ppb = 1 parte por bilhão (1 : 10 9 )
Quando se expressam concentrações desse modo, deve-se, ainda,
indicar as unidades utilizadas — gramas, litros, mols etc. Assim, por
exemplo, quando se diz que há 5 ppm de CO, em mols, no ar, significa
que há 5 mols (ou moléculas) de CO em cada 1 milhão de mols (ou
moléculas) de ar.
14 . 2 . Massa molar aparente de uma mistura gasosa
Sabemos que, pesando 22,4 L de um gás, nas condições normais de pressão e de temperatu-
ra, resulta a massa molar — e, conseqüentemente, a massa molecular desse gás. Analogamente,
pesando 22,4 L de uma mistura gasosa, nas condições normais, resulta um valor que se convencionou
chamar de massa molar aparente da mistura gasosa. Assim, por exemplo, pesando 22,4 L de ar,
nas condições normais, resultam 28,9 gramas, indicando a massa molar aparente do ar como
sendo 28,9 u.
A massa molar aparente pode também ser obtida por vários outros caminhos, como, por
exemplo:
ou, ainda, podemos dizer que a massa molar aparente é a média ponderada das massas molares dos
gases componentes da mistura, tomando-se como "pesos" suas porcentagens em volume (ou por-
centagens das suas pressões parciais, ou das suas quantidades de mols, ou das suas frações molares).
No caso do ar, por exemplo, temos, em volume, aproximadamente 78% de N 2 , 21 % de 0 2 e 1 % de
Ar. Massas atômicas: N = 14; O = 1 6; Ar = 40. Logo:
CPTrans. Na foto, temos um técnico fazendo o
controle da fumaça emitida pelos ônibus.
Operação fumaça, realizada pela Cetesb e
São Paulo, SP, 1995.
L,
o
• para um gas, n = — => M =
m
n
<
• analogamente, para a mistura, M ap = ^° tal
M,
ap.
78-28 + 21 • 32 + 1 -40
100
28,96 u
Responda em
seu caderno
a) Em uma mistura gasosa, o que é pressão parcial de um gás?
b) O que é pressão total de uma mistura gasosa?
c) Em uma mistura gasosa, o que é volume parcial de um gás?
d) O que é volume total de uma mistura gasosa?
e) O que é fração em mols de um gás?
304
Capitulo 12B-QF1-PNLEM
304
29/5/05, 20:48
JORGE ARAÚJO / FOLLHA IMAGEM
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
83 Dois recipientes A e 6 contêm, respectivamente, 0 2 e N 2 a 25 °C e são ligados por uma válvula. O recipiente A contém
1,5 L de 0 2 a 0,5 atm; o recipiente 8 contém 0,5 L de N 2 a 1,0 atm. Abrindo-se a válvula, os dois gases se misturam.
Supondo que a temperatura do conjunto não tenha se alterado, pergunta-se, em relação à mistura final:
a) Qual é a pressão total?
b) Quais são as frações molares dos dois gases?
c) Quais são suas pressões parciais?
Resolução
É sempre aconselhável fazer um esquema representando a situação
do problema. Nesse caso, antes da abertura do registro, tínhamos a
seguinte situação demonstrada na figura ao lado.
Após a abertura do registro, os dois gases se misturam e passam a ocu-
par o volume total de 1 ,5 L + 0,5 L = 2,0 L, na temperatura de 25 °C,
que não se alterou conforme foi dito no enunciado do problema.
Com o auxílio das fórmulas já vistas, temos:
a) Cálculo da pressão total da mistura final
Ml + Ma. = M = 0,5 -1,5
T A T B T 298
1,0 • 0,5
298
P- 2,0
298
P = 0,625 atm
b) Cálculo das frações molares dos gases
Calcularemos, inicialmente, a quantidade de mols de cada gás:
• para o 0 2 : P A V A = n A RT A => 0,5 • 1 ,5 = n A • 0,082 • 298 => n A = 0,0307 mol
• para o N 2 : P B V B = n B RT B => 1,0 • 0,5 = n B ■ 0,082 • 298 => n B = 0,0205 mol
A seguir, podemos obter a quantidade total de mols na mistura:
Zn = n A + n B = 0,0307 + 0,0205 => Zn = 0,0512 mol
E, finalmente, calculamos as frações molares:
• para o 0 2 : x A
• para o N 2 : x B
n A = 0,0307
Zn 0,0512
n B _ 0,0205
Zn 0,0512
= 0,5996
x B = 0,4004
Evidentemente: x A + x B = 1
Observação:
.. ,, , , _ n. p A v A % em volume A
No ca cu o acima, nao podemos usara re açao: x A = — — = J ^ =
' H v Z n P v 1 00%
porque nao conhece-
mos nem as pressões parciais ( p A e p B ) nem os volumes parciais ( v A e v B ) dos gases. É importante perceber que os
dados do problema (P„ e P 8 ) e (V A e V B ) são as pressões e os volumes dos gases antes da mistura, e não suas pressões
ou volumes parciais (que só existem após a mistura).
c) Cálculo das pressões parciais
• para o Q 2 : p A = x A - P => p A = 0,5996 • 0,625
p A — 0,375 atm
• para o N 2 : p B = x B • P => p B = 0,4004 • 0,625
p A — 0,250 atm
84 (Uece) A figura mostra dois balões interligados por uma torneira. A interligação tem volume desprezível e no balao I a
pressão é de 3 atm.
II
5 L
7 L
Abrindo a torneira e mantendo a temperatura constante, a pressão final do sistema será de:
a) 1,25 atm b) 0,80 atm c) 7,20 atm d) 2,14 atm
Capítulo 12 • Estudo dos gases
305
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
305
6/7/05, 14:59
B
85 (UFRGS-RS) Se o sistema representado ao lado for mantido a
uma temperatura constante e se os três balões possuírem o
mesmo volume, após se abrirem as válvulas A e 8, a pressão
total nos três balões será:
a) 3 atm c) 6 atm e) 1 2 atm
b) 4 atm d) 9 atm
86 (Faap-SP) Em um recipiente indeformável, de capacidade igual a 4 L, são colocados 2 L de H 2 medidos a CNPT, juntamente
com 3 L de 0 2 medidos a 27 °C e 700 mmHg. Calcule a pressão no interior do recipiente, sabendo que, após a mistura dos
gases, a temperatura dele é 1 7 °C.
Exercício resolvido
87 Em um recipiente de 50 L a 1 27 °C, temos 3,3 g de anidrido carbônico (C0 2 ), 4,8 g de anidrido sulfuroso (S0 2 ) e 3,4 g de
gás sulfídrico (H 2 S). (Massas atômicas: H = 1; C = 12; O = 16; S = 32) Pedem-se:
a) a pressão total da mistura gasosa;
b) sua composição porcentual em massa;
c) sua composição porcentual em volume;
d) a massa molar aparente da mistura.
Resolução
a) Cálculo da pressão total da mistura
PV = ÇLrí) RT=* PV = (n, + n 2 + n 3 ) RT=>
P ■ 50 = | ^ I • 0,082 • 400
44 64 34 1
P = 0,1 64 atm
b) Cálculo da composição porcentual da mistura em massa
A massa total da mistura é 3,3 + 4,8 + 3,4 = 11,5 g. Recaímos, então, num problema simples de cálculo de
porcentagens:
• para o C0 2 :
1 1,5 g de mistura
3,3 g de S0 2
1 00%
x
28,7% de C0 2
• para o S0 2 :
11, 5 g de mistura
4,8 g de S0 2
1 00%
y
41,7% de S0 2
para o H 2 S:
1 1,5 g de mistura
3,4 g de H 2 S
1 00%
z
29,6% de H 2 S
A soma das porcentagens é evidentemente igual a 1 00.
c) Cálculo da composição porcentual da mistura em volume
Vimos, na página 303, que:
n, _ % em volume
Sn
% em volume = — —
Sn
1 00%
1 00%
Considerando, então, os valores de n v n 2 , n 3 e Sn, que já foram calculados no item (a) deste problema, temos:
0,075
• para o C0 2 : % em volume =
0,25
1 00 % =
30% de CO,
• para o S0 2 : % em volume = ^ qqo/ 0 =
K 2 0,25
30% de SO,
• para o H 2 S: % em volume =
0,1
0,25
■ 1 00 % =
Observação:
E muito importante você comparar esses resultados com os resultados do item (b) e notar que, na mesma mistura
gasosa, as porcentagens em massa são diferentes das porcentagens em volume,
d) Cálculo da massa molar aparente da mistura
m, r
Já vimos, na página 304, que: A4 ap =
Tomando, então, os valores calculados nos itens anteriores, temos:
11,5
H.D =
p 0,25
M ap = 46 g/mol
Evidentemente, esse resultado é uma média ponderada entre as massas moleculares do C0 2 (44), do S0 2 (64) e do
H 2 S (34).
306
A
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
306
29/5/05, 20:54
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
88 (Vunesp) Qual é a pressão, em atmosferas, exercida por
uma mistura de 1 ,0 g de H 2 e 8,0 g de He contida em um
balão de aço de 5,0 L a 27 °C? ^Massas atômicas: H = 1 ;
He = 4. Constante dos gases: R = 0,0821 AÍA! — — ]
mol • K J
89 (EEM-SP) Um recipiente de capacidade igual a 5,8 L e
mantido a 27 °C contém 1 2,8 g de oxigênio, 8 g de hélio
e 1 4 g de nitrogênio. (Massas atômicas: H = 1 ; N = 1 4;
0 = 16), R = 0,082 atm ' L . Calcule:
mol • K
a) a pressão total (P,) do sistema;
b) a pressão parcial (p,) do gás que tem a maior fração
molar na mistura.
90 (UFRN) Uma mistura gasosa, num recipiente de 10 L,
contém 28 g de nitrogênio, 1 0 g de dióxido de carbono,
30 g de oxigênio e 30 g de monóxido de carbono, a uma
temperatura de 295 K. A alternativa que apresenta o va-
lor da pressão parcial do nitrogênio é:
a) 2,27 atm
b) 2,42 atm
c) 2,59 atm
d) 2,89 atm
e) 4,82 atm
Exercício resolvido
91 O ar é formado, aproximadamente, por 78% de ni-
trogênio (N 2 ), 21 % de oxigênio (0 2 ) e 1 % de argônio
(Ar) em volume. Pede-se calcular:
a) as frações molares dos componentes do ar;
b) suas pressões parciais, ao nível do mar, onde a
pressão atmosférica (pressão total) é 760 mmHg.
Resolução
a) Cálculo das frações em mols
. . v, % em volume
Lembrando que x, = — =
H V 1 00%
temos:
• Para o nitrogênio:
78
100
=> *1
0,78
• Para o oxigênio:
21
x, = => x
100
• Para o argônio:
1
X, = => X
3 100
0,21
0,01
Note que: Xx = 0,78 + 0,21 + 0,01 = 1
b) Cálculo das pressões parciais
Lembrando que A = ^ = % em volume
P V 100%
temos:
• Para o nitrogênio:
Pi _ 78
760 1 00
p, = 592,8 mmHg
• Para o oxigênio:
Pi _ 21
760 1 00
• Para o argônio:
Pb = _J_ -
760 1 00
Note que:
P = Xp = 592,8 + 159,6 + 7,6 = 760 mmHg
p 3 = 7,6 mmHg
p 2 = 1 59,6 mmHg
92 (UMC-SP) A composição em volume do ar atmosférico é
de 78% de nitrogênio, 21 % de oxigênio e 1 % de argônio.
A massa em grama de argônio (Ar = 40) em 224 litros de
ar (CNPT) será:
a) 0,082
b) 40
c) 2,24
d) 1
e) 4
93 (Enem-MEC) A adaptação dos integrantes da seleção bra-
sileira de futebol à altitude de La Paz foi muito comenta-
da em 1 995, por ocasião de um torneio, como pode ser
lido no texto abaixo.
"A seleção brasileira embarca hoje para La Paz, capital da
Bolívia, situada a 3.700 metros de altitude, onde dispu-
tará o torneio interamérica. A adaptação deverá ocorrer
em um prazo de 10 dias, aproximadamente. O organis-
mo humano, em altitudes elevadas, necessita desse tem-
po para se adaptar, evitando-se, assim, risco de um co-
lapso circulatório."
(Adaptado da revista Placar, edição fev. 1995.)
Jogador Adriano
recebendo oxigênio
durante uma partida
da sua equipe, o
Atlético Paranaense,
contra o Bolívar, pela
Taça Libertadores da
América, em La Paz,
12/03/2002.
A adaptação da equipe foi necessária principalmente
porque a atmosfera de La Paz, quando comparada à das
cidades brasileiras, apresenta:
a) menor pressão e menor concentração de oxigênio.
b) maior pressão e maior quantidade de oxigênio.
c) maior pressão e maior concentração de gás carbônico.
d) menor pressão e maior temperatura.
e) maior pressão e menor temperatura.
94 (Faap-SP) Num recipiente fechado, de volume igual a 1 5 L,
está contida uma mistura constituída por 20% molar de
CH 4 e 80% molar de C 2 H 6 , à temperatura de 27 °C e
pressão de 1,64 atm. Calcule as massas dos componen-
tes da mistura, bem como suas respectivas pressões par-
ciais (massas atômicas: H = 1; C = 12).
Capítulo 12 • Estudo dos gases
307
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
307
29/5/05, 20:54
Exercício resolvido
95 (Faap-SP) Uma mistura gasosa formada por C0 2 , N 2 e CO ocupa um volume de 10 L e apresenta seus componentes
com as respectivas pressões parciais: 0,20 atm, 0,40 atm e 0,30 atm. Calcule os volumes parciais para os componen-
tes da mistura, bem como a composição da mesma em porcentagem molar.
Resolução
A pressão total da mistura é igual a:
P = p, + p 2 + p 3 — 0,2 + 0,4 4- 0,3
n, o, v.
Da relaçao x, = — — = — = — L tiramos o volume parcial do C0 2 :
P = 0,9 atm
Sn
V
v = £l -v= • i o
1 P 0,9
v, = 2,22 L de C0 2
Por analogia, teremos:
v 2 =^-
■v = -M- ■ io =>
p
0,9
0 3
• V= 4^2- . 10 =>
3 p
0,9
v 2 = 4,44 L de N 2
v 3 = 3,33 L de CO
Quanto ao cálculo da composição da mistura em porcentagem molar (atualmente é preferível dizer "porcentagem em
mols"), voltemos à fórmula x, = = — = — . Vemos nessa fórmula que as relações — e — são iquais
' 1 Sn P V M v Sn P V a
entre si. Conseqüentemente, chega-se ao mesmo resultado calculando-se as porcentagens em mols, seja por
n, p, v,
— — , ou J - L , ou
Sn P V
Vamos então calcular as porcentagens em mols por meio das pressões parciais, que já são conhecidas:
• para o C0 2 :
• para o N 2 :
• para o CO:
0,9 atm
1 00 %
0,2 atm
X
0,9 atm
1 00 %
0,4 atm
Y
0,9 atm
1 00 %
0,3 atm
z
x = 22,2% de C0 2
y = 44,4% de N 2
z = 33,3% de CO
96 (FEI-SP) Relativamente a 100 g de uma mistura gasosa que contém 64% de 0 2 e 36% de H 2 em massa, a 27 °C e 1 atm,
a alternativa correta [ Massas atômicas: O = 16 u; H = 1 u ; R = 0,082 — — I é:
l mol • K
a) A mistura ocupa um volume de 72,35 L.
b) A mistura apresenta composição molar 10% 0 2 e 90% H 2 .
c) A massa molar média da mistura é 34.
d) A pressão parcial do 0 2 na mistura é 0,64 atm.
e) O número de mols da mistura é 2,94.
97 (Vunesp) Sabendo-se que o volume molar de um gás nas condiçoes normais de pressão e temperatura (CNPT) é igual a
22,4 L e que R - 0,082 — — , o maior número de moléculas está contido em 1,0 L de:
mol • K
a) H 2 , nas CNPT
b) N 2 , nas CNPT
c) H 2 , a -73 °C e 2 atm
d) H 2 , a 27 °C e 1 atm
e) uma mistura equimolar de H 2 e N 2 , a 127 °C e 1,5 atm
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Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
98 (PUC-Campinas-SP) A dispersão dos gases S0 2 , N0 2 , 0 3/ CO e outros poluentes do ar fica prejudicada quando ocorre a
inversão térmica.
CL
c/5
z;
cE
<
2
Vista do Rio de Janeiro,
vendo-se a avenida
Presidente Vargas e
uma faixa de poluição
ao fundo (1997).
Considere que, numa dessas ocasiões, a concentração do CO seja de 1 0 volumes em 1 - IO 6 volumes de ar (1 0 ppm = 1 0 partes
por milhão). Quantos m 3 de CO há em 1 - IO 3 m 3 do ar?
a) 100 b) 10,0 c) 1,00 d) 0,10 e) 0,010
O
"D
O
<5
<D
>
O)
0)
"O
05
d>
"O
o
CD
05
Exercício resolvido
99 (UFRJ) As figuras abaixo mostram dois balões iguais e as condições de temperatura e pressão a que eles estão
submetidos. O balão A contém 41 L de oxigênio puro, e o 8 contém uma mistura de oxigênio e vapor d'água
(oxigênio úmido).
P = 3 atm
t = 27 °C
a) Quantas moléculas de oxigênio existem no balao A?
b) Qual dos dois balões é o mais pesado? justifique sua resposta.
Resolução
a) Cálculo da quantidade de mols de 0 2 existente no balão A:
PV = nRT =s 3 • 41 = n- 0,082 ■ 300
Cálculo do número de moléculas de 0 2 em A:
n = 5 mol de O,
1 mol de O,
5 mol de O,
6-10 moléculas
x
x = 3 ■ 10 24 moléculas de O,
b) O balão A é mais pesado. De fato, os dois balões têm V, P e T iguais. Pela lei de Avogadro, eles encerram o mesmo
número de moléculas. No balão A, todas as moléculas são de 0 2 (com massa molar = 32 g). No balão 8, há
moléculas de 0 2 e algumas moléculas de H 2 0 (massa molar = 18 g), que pesam menos que 0 2 e portanto darão
massa final menor que a do balão A.
100 (ITA-SP) Dois balões de vidro, A e 8, de mesmo volume contêm ar úmido. Em ambos os balões a pressão e a tempera-
tura são as mesmas, a única diferença sendo que no balão A a umidade relativa do ar é de 70% enquanto no balão 8 ela
é de apenas 1 0%. Em relação ao conteúdo destes dois balões é errado afirmar que:
a) Os dois balões contêm o mesmo número de moléculas.
b) Os dois balões contêm a mesma quantidade de gás, expressa em mol.
c) No balão 8 há maior massa de nitrogênio.
d) No balão A há maior massa total de gás.
e) A quantidade (mol) e a massa (grama) de vapor de água são maiores no balão A.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
309
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
101 (UFPI) Sabemos que o gás etileno-C 2 H 4 emitido pelas
próprias frutas é responsável por seu amadurecimento.
A resposta que explica por que uma penca de bananas
amadurece mais rápido quando "abafada" (fechada em
um saco plástico), do que em uma fruteira é:
a) menor grau de umidade.
b) maior pressão parcial do gás etileno.
c) menor temperatura ambiente.
d) ausência de luz.
e) menor concentração do gás etileno.
102 Misturando-se 4 g de hidrogênio (H 2 ) e 1 6 g de oxigê-
nio (0 2 ) num recipiente de 82 L mantido a 27 °C, per-
gunta-se:
a) Quais as frações molares dos
dois gases?
b) Quais suas pressões parciais?
c) Qual a pressão total da mistura?
103 (Mackenzie-SP) No interior de um cilindro de êmbolo
móvel e de massa desprezível, encontram-se aprisiona-
dos 2,0 g de hélio e 0,25 mol de hidrogênio gasosos. Se
a temperatura é de 1 27 °C e a capacidade do cilindro de
10 L, a pressão que deverá ser aplicada ao êmbolo para
que este permaneça em equilíbrio estático será:
a) 2,46 atm
b) 1,64 atm
c) igual à pressão atmosférica normal
d) 1 .520,00 mmHg
e) 1 .246,40 mmHg
(FEI-SP) As duas questões a seguir estão relacionadas
com o seguinte enunciado: Um recipiente fechado con-
tém 1,2 • 1 0 23 moléculas de dióxido de carbono (C0 2 ),
0,6 mol de oxigênio (0 2 ) e 33,6 g de nitrogênio, à pres-
são de 750 mmHg.
104 A massa molecular aparente da mistura gasosa é:
a) 34,67 c) 61,6 e) 30,8
b) 52 d) 58,6
105 A pressão parcial de 0 2 na mistura gasosa, em milíme-
tros de mercúrio, é:
a) 525 c) 75 e) 450
b) 225 d) 250
106 (UCB-DF) Uma amostra de ar foi coletada no interior
do túnel Rebouças, Rio de janeiro, para verificação do
nível de poluição do seu interior. O volume do cilindro
do ar coletado era igual a 0,1 m 3 e a temperatura mé-
dia observada no interior do túnel foi de 27 °C. A análi-
se da amostra de ar indicou que na amostra coletada
havia 1 mol de N0 2 ; 2 mols de S0 2 e 2 mols de CO.
(Dados: N = 14;0 = 16;C=12eS = 32.)
Analise as afirmativas seguintes, julgando-as como ver-
dadeiras ou falsas.
0. O número total de moléculas na mistura gasosa co-
letada é igual a 5.
1 . Supondo que os gases são ideais
R = 0/082 atm • L 1 p 0C | e _ se afirmar que a pressão
mol • K J
total dentro do cilindro nas condições especificadas
era igual a 1 2,3 atm.
2. A percentagem em massa do gás N0 2 na mistura é
igual a 20%.
Massas atômicas:
H = 1; O = 16
3. O volume de ar amostrado, 0,1 m 3 a 27 °C,
corresponde a 0,1 5 L na temperatura de 450 K.
4. Gás ideal é aquele que não apresenta desvios da
equação de estado, ou seja, segue a equação
PV = nRT.
107 (UFC-CE) O monóxido de carbono é um dos poluentes
do ar presente especialmente em zona urbana. A pres-
são do monóxido de carbono de 0,004 atm, no ar, re-
sulta em morte, em pouco tempo. Um carro ligado,
porém parado, pode produzir, entre outros gases,
0,60 mol de monóxido de carbono por minuto. Se uma
garagem a 27 °C tem volume de 4,1 •IO' 1 L, em quanto
tempo, na garagem fechada, atinge-se a concentração
letal de CO?
Observação: Considere que a pressão, na garagem, per-
manece constante e que não há monóxido de carbono
presente, inicialmente
( . . , 0,082 atm
constante dos qases = —
V mol • K
108 (FMTM-MC) O limite superior recomendado de amó-
nia em um ambiente de trabalho é de 50 ppm em volu-
me. Considere que um determinado indivíduo inspira
cerca de 39 kg de ar por dia e que o mesmo trabalha
numa fábrica que respeita o limite superior recomen-
dado de amónia. A quantidade máxima de gás amónia
que aquele indivíduo poderá inalar, após um dia de oito
horas de trabalho, será, em mL:
Dados: ppm = partes por milhão
densidade do ar = 1,3 g/L
a) 5.000 c) 50 e) 0,5
b) 500 d) 5
109
(UFPE) Em um recipiente fechado de volume constan-
te, contendo 0,5 mol de C0 2 e 0,2 mol de N0 2 , adicio-
na-se N 2 até completar 0,3 mol. Identifique, dentre os
gráficos abaixo, o que melhor representa o que aconte-
ce com as pressões total e parciais no interior do reci-
piente durante a adição do nitrogênio.
Tempo de adição Tempo de adição
Tempo de adição
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Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
15
DENSIDADES DOS GASES
A diferença de densidade entre os gases tem várias aplicações em nosso cotidiano.
Os balões das festas juninas e os
balões de competição sobem porque
a densidade do ar quente no interior
do balão é menor que a do ar externo.
Os balões que sobem
espontaneamente no ar são, em
geral, inflados com hélio (He), que
é um gás menos denso que o ar.
g
a
Os dirigíveis antigos eram inflados com
hidrogênio. Como esse gás é muito inflamável,
usa-se atualmente o gás hélio (He).
No estudo das densidades dos gases há duas definições importantes a considerar: densidade
absoluta e densidade relativa. Vamos estudá-las.
15 . 1 . Densidade absoluta
Densidade absoluta ou massa específica de um gás, em determinada pressão e tem-
peratura, é o quociente entre a massa e o volume do gás, nas condições consideradas de
pressão e temperatura.
Matematicamente:
d =
m
V
Com respeito à densidade absoluta devemos notar que:
• em geral, ela é expressa em gramas/litro (g/L);
• ela depende da pressão e da temperatura em que o gás se encontra; isso porque a massa ( m ) não
depende de pressão e temperatura, mas o volume (V) depende;
• no lugar da massa (m) podemos usar a massa molar ( M ) do gás, desde que no lugar do volume
( V ) seja usado o volume molar (V M ); disso resulta a equação:
d =
V M
• particularmente, ainda poderíamos considerar o gás nas condições normais, e teríamos a fórmula:
M
22,4
que nos dá a densidade absoluta do gás, em gramas/litro e somente nas condições normais de
pressão e temperatura;
Capítulo 12 • Estudo dos gases
311
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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• no entanto, podemos calcular a densidade absoluta, em qualquer pressão e temperatura, com
o auxílio da equação de Clapeyron. De fato:
PV= — RT => — = — => d = — —
M V RT RT
Note, nessa última fórmula, que a densidade absoluta de um gás diminui com o aumento de
temperatura. Dentre as aplicações mais antigas desse fato, destacamos os balões das festas juninas e os
balões de ar quente usados em competições esportivas.
15.2. Densidade relativa
Densidade relativa do gás 1 em relação ao gás 2 é o quociente entre as densidades
absolutas dei e de 2, ambas sendo medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura.
Matematicamente:
Com respeito à densidade relativa devemos notar que:
• ela é apenas um número puro (não tem unidade) e indica quantas vezes um gás é mais (ou
menos) denso que outro;
• sendo apenas um número, a densidade relativa não depende das variações de pressão e tempe-
ratura (evidentemente, desde que os dois gases permaneçam sempre nas mesmas condições
de pressão e temperatura, como exige a própria definição);
• podemos particularizar a definição acima, da seguinte maneira:
5
1,2 —
A
d 2
Hh
V ,
m 2
V 2
m
quando V, = V 2 , teremos: § 12 = — L
m 2
• e podemos particularizar ainda mais, se considerarmos a massa molar e o volume molar dos gases:
5
1,2
A
d 2
tv 1 ±
K
K
K
K 1 ±
M 2
ou
dj_ _ _M±
d 2 M 2
Essas fórmulas são importantes porque mostram que as densidades dos gases são proporci-
onais às suas massas molares. Desse modo, quando verificamos que um gás é, por exemplo,
cinco vezes mais denso que outro, já podemos concluir que cada molécula do primeiro gás pesa cinco
vezes mais do que cada molécula do segundo. Isso facilita a determinação das massas molares no
laboratório.
Duas aplicações muito importantes dessa última fórmula são obtidas considerando-se a densidade
de um gás em relação ao hidrogênio e em relação ao ar, como fazemos a seguir:
• considerando o gás de referência 2 como sendo o hidrogênio (H 2 ), temos M 2 = 2 g; portanto:
S 1(2 = ou, abreviadamente: 8 H2 = -y- ou M = 2 8 H2
(essa última expressão nos diz que a massa molar de um gás é o dobro de sua densidade em
relação ao hidrogênio);
312
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
• considerando agora o gás de referência 2 como sendo o ar, temos M 2 — 28,9 (o ar é uma mistura
contendo principalmente nitrogênio, de M N2 = 28, e oxigênio, de M 0z = 32; por esse motivo o ar
tem uma "massa molar" que é a média ponderada entre 28 e 32); teremos então:
§1,2 = 2^V OU/ abreviadamente: 8ar = 2 ÍV OU M = 28 ' 98 ar
(essa última expressão nos diz que a massa molar de um gás é 28,9 vezes sua densidade em
relação ao ar).
ATIVIDADES PRÁTICAS
ATENÇAO: Para evitar acidentes, o material marcado com
asterisco (*) deve ser preparado em solução adequa-
damente diluída e MANUSEADO UNICAMENTE
PELO PROFESSOR.
RECOMENDAMOS QUE O EXPERIMENTO SEJA REA-
LIZADO EXCLUSI VAM ENTE PELO PROFESSOR DE
MODO DEMONSTRATIVO.
Mesmo diluídos e em pequena quantidade, esses
materiais são corrosivos, causam queimaduras e ir-
ritam a pele e os olhos. Alguns deles desprendem
vapores irritantes e tóxicos. Nenhum dos reagentes
deve entrar em contato com a pele, a boca e os
olhos, nem deve ser aproximado do nariz.
Óculos de segurança, luvas e aventais protetores
são altamente recomendados.
Materiais
• 1 erlenmeyer • 1 rolha com furo • 2 tubos de vidro em
"U" • 1 pedaço de mangueira de borracha • 1 béquer
grande ou 1 cuba de vidro • tiras finas de folha de zinco
• pregos comuns pequenos • solução aquosa de ácido
clorídrico (*) • detergente • água
Procedimento
• Na cuba de vidro, ou no béquer grande, prepare uma
solução concentrada de detergente. • Monte o sistema
de rolha, tubos de vidro e mangueira de borracha como
o da figura a seguir.
• Coloque cuidadosamente os metais dentro do
erlenmeyer e adicione em seguida a solução de HCI.
• Tampe o erlenmeyer com a rolha. «Tome cuidado
para que o tubo de saída continue mergulhado na so-
lução concentrada de detergente. • Anote as observa-
ções no caderno.
Perguntas
1) O que ocorreu dentro do erlenmeyer?
2) O que é liberado na solução concentrada de deter-
gente? O que pode ser afirmado sobre a densidade
dessa substância quando comparada com a do ar?
Responda em
seu caderno
a) O que é densidade absoluta ou massa específica de um gás?
b) O que é densidade relativa entre dois gases?
Capítulo 12 • Estudo dos gases
313
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
110 Qual a densidade absoluta do oxigênio (0 2 ) a
600 mmHg e 127 °C? (Massa atômica: 0 = 16)
Resolução
. PM , 600 • 32
d = => d = =>
RT 62,3-400
d = 0,774 g/L
111 (Uece) O gás S0 3/ poluente atmosférico, é um dos res-
ponsáveis pela formação da chuva ácida. A sua densi-
dade , em g/L a 0,90 atm e 20 °C é, aproximadamente:
a) 2,0 b) 3,0 c) 4,0 d) 5,0
112 (UFRN) A densidade de um gás é 1 ,96 g/L, medida nas
CNPT. A massa molecular desse gás é:
a) 43,88 c) 49,92 e) 53,22
b) 47,89 d) 51,32
113 (Fuvest-SP) Nas condições normais de temperatura e
pressão, a massa de 22,4 L do gás X 2 (X = símbolo do
elemento químico) é igual a 28,0 g.
a) Calcule a densidade desse gás, nessas condições.
b) Qual a massa atômica do elemento X? Explique como
encontrou o valor dessa massa.
114 (FEI-SP) A densidade absoluta do gás sulfídrico (H 2 S)
aumentará quando:
a) a pressão diminuir.
b) a temperatura diminuir.
c) a temperatura aumentar.
d) a variação de pressão não afetar a densidade absoluta.
e) a concentração do H 2 S aumentar.
115 (UFMG) Um balão de borracha, como os usados em
festas de aniversário, foi conectado a um tubo de en-
saio, que foi submetido a aquecimento. Observou-se,
então, que o balão aumentou de volume.
Considerando-se essas informações, é correto afirmar
que o aquecimento:
a) diminui a densidade do gás presente no tubo.
b) transfere todo o gás do tubo para o balão.
c) aumenta o tamanho das moléculas de gás.
d) aumenta a massa das moléculas de gás.
Exercício resolvido
116 Qual a densidade do anidrido sulfuroso (S0 2 ) em
relação ao ar e em relação ao hidrogênio? (Massas
atômicas: O = 16; S = 32)
Resolução
Inicialmente calculamos a massa molecular do S0 2 e
temos M = 64. A seguir, aplicamos as fórmulas das
páginas 31 2-31 3.
5
ar
5
h 2
M
28,9
M_
2
5
ar
5
h 2
64
28,9
64
=>
2
§ar=2,2
Observação:
É fácil notar pelo primeiro cálculo que todos os gases
com massa molecular maior que 28,9 são mais den-
sos que o ar e, em conseqüência, eles tendem a des-
cer quando são soltos ao ar livre; o contrário aconte-
ce para os gases de massa molecular menor que 28,9.
117 (UnB-DF) Para que um balão suba, é preciso que a den-
sidade do gás dentro do balão seja menor que a densi-
dade do ar. Consultando os dados da tabela abaixo,
pode-se afirmar que, à mesma temperatura e pressão,
o melhor gás para esse fim é:
Gás
Massa molar (g/mol)
Temperatura (K)
He
4
373
Ne
20
373
h 2
2
373
o 2
32
373
a) H 2 b) He c) Ne d) 0 2
118 (FEI-SP) As águas poluídas do rio Tietê liberam, entre
outros poluentes, o gás sulfídrico (H 2 S). Um dos maio-
res problemas causados por esse gás é o ataque corro-
sivo aos fios de cobre das instalações elétricas existen-
tes junto a esse rio.
O gás sulfídrico é mais denso do que o ar e, assim, con-
centra-se mais próximo ao solo.
Considerando a massa molar média do ar igual a 28,9, a
densidade do H 2 S em relação ao ar, nas mesmas condi-
ções de temperatura e pressão, será aproximadamente:
a) 0,9 d) 4,8
b) 1,2 e) 5,0
c) 2,4
Exercício resolvido
119 Nas mesmas condições de pressão e temperatura pesa
mais 1 L de oxigênio seco ou 1 L de oxigênio úmido?
Justifique. (Massas atômicas: H = 1; O = 16)
Resolução
Um litro de oxigênio seco pesa mais, ou seja, é
mais denso.
Isso pode ser justificado pela lei de Avogadro. De
fato, em 1 L de qualquer gás, medido nas mesmas
condições de pressão e temperatura, existe sempre
o mesmo número total (x) de moléculas. No caso
do oxigênio seco, todas as moléculas serão 0 2 , de
massa molecular 32; no caso do oxigênio úmido,
algumas moléculas serão de água, que pesa menos
(18), diminuindo, então, o peso do conjunto.
Observação:
Generalizando o problema anterior, você poderá
perceber o seguinte: sendo 1 8 a massa molecular da
água e chamando de M a massa molecular de um
gás qualquer, teremos:
• quando M < 1 8, o gás úmido é mais denso que o
seco;
• quando M = 1 8, a densidade do gás não se altera
com a umidade;
• quando M > 1 8, o gás úmido é menos denso que
o seco.
120 Considerando os gases hidrogênio, nitrogênio, hélio,
xenônio, cloro, metano e argônio, quais os que têm sua
densidade aumentada com a presença de umidade, em
condições invariáveis de pressão e temperatura?
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Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
121 (UCSal-BA) Sob pressão de 750 mmHg e temperatu-
ra de 25 °C, o volume de 1 mol de gás é 24,8 L.
Nessas condições, qual dos gases abaixo tem maior
densidade?
a) N 2
b) o 2
c) F 2
d) Cl 2
e) Ne
122 (UFC-CE) Ao desejar identificar o conteúdo de um cilin-
dro contendo um gás monoatômico puro, um estudan-
te de Química coletou uma amostra desse gás e determi-
nou sua densidade, d = 5,38 g/L, nas seguintes condições
de temperatura e pressão: 1 5 °C e 0,97 atm. Com base
nessas informações e assumindo o modelo do gás ideal:
í Dado: R = 0,082 atm ' L .)
V mol • K )
a) calcular a massa molar do gás;
b) identificar o gás.
123 (Unicamp-SP) Um balão meteorológico de cor escura,
no instante de seu lançamento, contém 100 mols de
gás hélio (He). Após ascender a uma altitude de 1 5 km,
a pressão do gás se reduziu a 100 mmHg e a tempera-
tura, devido à irradiação solar, aumentou para 77 °C
(constante dos qases ideais: R = 62 ; massa
a mol • K
molar do He = 4 g ■ mor 1 ). Calcule, nessas condições:
a) o volume do balão meteorológico;
b) a densidade do He em seu interior.
1 24 (UFU-MC) A massa molecular do CO é 28. A densidade
de um gás puro, em relação ao CO, é 1,25. Logo,
9,03 • 1 0 23 moléculas do gás desconhecido pesam:
a) 31,5 g
b) 35,0 g
c) 52,5 g
d) 23,3 g
e) 42,0 g
125 (Fuvest-SP)
Ao nível do mar e a 25 °C:
— volume molar de gás = 25 L/mol
— densidade do ar atmosférico = 1,2 g/L
A
As bexigas Ae B podem conter, respectivamente:
a) argônio e dióxido de carbono
b) dióxido de carbono e amónia
c) amónia e metano
d) metano e amónia
e) metano e argônio
1 26 (Fuvest-SP) Deseja-se preparar e recolher os gases metano,
amónia e cloro. As figuras I, II e III mostram dispositivos
de recolhimento de gases em tubos de ensaio.
Considerando os dados da tabela abaixo,
Massa molar (g/mol)
Solubilidade
em água
Metano
16
Desprezível
Amónia
17
Alta
Cloro
71
Alta
Ar
29 (valor médio)
Baixa
escolha, dentre os dispositivos apresentados, os mais
adequados para recolher, nas condições ambiente,
metano, amónia e cloro. Esses dispositivos são, respec-
tivamente,
a) II, II e III.
b) III, I e II.
c) II, III e I.
d) II, I e III.
e) III, III e I.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
315
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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16
DIFUSÃO E EFUSÃO DOS GASES
Vimos no estudo da teoria cinética dos gases
(página 286) que as partículas gasosas estão em
movimento contínuo e muito rápido. Esse movi-
mento faz com que dois ou mais gases se mistu-
rem rapidamente, dando sempre origem a uma
mistura homogênea.
Esse fato pode ser constatado dispondo-se de
dois balões de vidro, ligados entre si por uma comu-
nicação provida de uma válvula; colocamos num dos
balões um gás ou vapor colorido (N0 2 , vapor de
bromo etc.) e deixamos no outro balão simplesmen-
te o ar (mistura incolor de N 2 e 0 2 ). Abrindo-se a
válvula, podemos ver o gás colorido "caminhando"
através do ar e se misturando com ele; esse movi-
mento espontâneo de um gás através de outro é cha-
mado de difusão gasosa.
Sentimos o cheiro de um perfume porque algumas de
suas moléculas escapam do frasco e se espalham
(difundem-se) pelo ar.
Em 1 829, o cientista Thomas Graham, estudan-
do o "vazamento" dos gases através de pequenos
orifícios (ou de paredes porosas) — fenômeno deno-
minado efusão de gases, que é um caso particular
da difusão gasosa — , enunciou:
Em condições idênticas, as veloci-
dades de efusão de dois gases são in-
versamente proporcionais às raízes qua-
dradas de suas densidades absolutas.
Thomas Graham
Químico escocês, nasceu em Glas-
gow, em 1 805, e faleceu em Lon-
dres, em 1869. Estudou a difusão
de gases e líquidos. Descobriu o
princípio da diálise, que até hoje
é importante no tratamento de
pacientes com deficiências renais.
Matematicamente:
Ora, lembrando que d =
PM
RT
(página 31 2) e substituindo d-, e d 2 na fórmula anterior, chegaremos
a:
_Kl _ [mT
v 2 ]j Mj
Nessas fórmulas, a velocidade de efusão dos gases é medida em unidades de "volume que escapa
por unidade de tempo"; em geral, ela é expressa em litros por minuto.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Esta última fórmula matemática mostra que os gases
que se difundem mais rapidamente são os de menor massa
molar (ou seja, os de menor densidade). Um exemplo inte-
ressante desse fato é o que ocorre com os balões vendidos
em parques: eles são inflados com gás hélio, e como esse
gás "escapa" facilmente pelos poros da borracha, os balões
acabam murchando, após algumas horas.
Uma aplicação importante do fenômeno da efusão é
no enriquecimento do urânio, em que se separam os dois
isótopos ( 235 U e 238 U) usando seus compostos gasosos
( 235 UF 6 e 238 UF 6 ).
Responda em
seu caderno
a) O que é difusão gasosa?
b) Em condições idênticas, qual a relação entre as velocidades de efusão de dois gases?
c) Quais são as unidades utilizadas para expressar a velocidade de efusão dos gases?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Exercício resolvido
127 (Mackenzie-SP) A velocidade de difusão do gás hi-
drogênio é igual a 27 km/min, em determinadas
condições de pressão e temperatura (massas atômi-
cas: H = 1 ; O = 1 6). Nas mesmas condições, a velo-
cidade de difusão do gás oxigênio em km/h é de:
a) 4 km/h d) 240 km/h
b) 108 km/h e) 960 km/h
c) 405 km/h
Resolução
=> v 02 = 6,75 km/min
Como foi pedida a velocidade em km/h temos:
Vq 2 = 6,75 • 60
v 02 = 405 km/h
Alternativa c
128 (UFSE) Dentre os gases abaixo, nas mesmas condições,
o que se difunde mais rapidamente é:
a) o monóxido de carbono.
b) a amónia.
c) ozônio.
d) o nitrogênio.
e) o hidrogênio.
129 (UFBA) Numa sala fechada, foram abertos ao mesmo
tempo três frascos que continham, respectivamente, gás
amoníaco (NH 3 ), dióxido de enxofre (S0 2 ) e sulfeto de
hidrogênio (H 2 S). Uma pessoa que estava na sala, a igual
distância dos três frascos, sentiu o efeito desses gases
na seguinte ordem:
a) H 2 S, NH 3 e S0 2 d) NH 3 , S0 2 e H 2 S
b) H 2 S, S0 2 e NH 3 e) S0 2 , NH 3 e H 2 S
c) NH 3 , H 2 S e S0 2
Exercício resolvido
1 30 Um gás está a 27 °C. A que temperatura a velocida-
de média de suas moléculas irá duplicar?
Resolução
Vj_ = IjT =» JZL = (3Õ0~ ^ 1
v 2 \ T 2 2yÇ \ T 2 4
=> r 2 = 1 .200 K
e 2 = 927 °c
300
T 2
Exercício resolvido
131 A velocidade de efusão do hélio (He) através de um
orifício é 8 L por minuto. Qual a velocidade de efusão
do metano (CH 4 ) através do mesmo orifício e nas
mesmas condições de pressão e temperatura?
Resolução
^hélio
Vmetano
^metano
í^hélio
8
^metano
'Vtano = 4 L/min
1 32 (Uece) Nas mesmas condições de pressão e temperatura,
um gás X atravessa um pequeno orifício a uma velocidade
três vezes menor que o hélio. A massa molecular de X é:
a) 30 b) 32 c) 36 d) 40
Capítulo 12 • Estudo dos gases
317
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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IVÂNIA SANTANNA/ KINO
Resolução
133 (Mackenzie-SP) Um recipiente com orifício circular con-
tém os gases yez.O peso molecular do gás y é 4,0 e o
peso molecular do gás z é 36,0. A velocidade de escoa-
mento do gás y será maior em relação à do gás z:
a) 3 vezes c) 9 vezes e) 1 2 vezes
b) 8 vezes d) 1 0 vezes
Exercício resolvido
1 34 Certo volume de hidrogênio demora 30 min para atra-
vessar uma parede porosa. Qual o tempo empregado
pelo mesmo volume de oxigênio na travessia da mes-
ma parede e nas mesmas condições de pressão e tem-
peratura? (Massas atômicas: H = 1 ; O = 16)
Ora, se o hidrogênio é quatro vezes mais rápido que
o oxigênio e demora 30 min, o oxigênio irá demorar
4 ■ 30 = 120 min, ou seja, 2 h.
135 À mesma temperatura, um gás é quatro vezes mais
denso que outro. Qual é a relação entre suas veloci-
dades de efusão?
LEITURA
A CAMADA DE OZÔNIO
Freqüentemente encontramos, em jornais e revistas, notícias falando dos perigos trazidos pelo buraco
na camada de ozônio para a vida animal e vegetal na Terra.
O que está acontecendo na Terra? É o que vamos explicar, resumidamente, nesta leitura.
O Sol emite, para a Terra, partículas como prótons, elétrons etc. e também muita energia na forma de
luz visível e nas demais radiações eletromagnéticas.
Do total de energia que nos chega do Sol, cerca
de 46% correspondem a luz visível; 45%, a radiação
infravermelha; e 9%, a radiação ultravioleta. Esta úl-
tima contém mais energia e, por isso, é mais perigo-
sa para a vida dos animais e vegetais sobre a superfí-
cie da Terra. Em particular, a ultravioleta é a radiação
que consegue "quebrar" várias moléculas que for-
mam nossa pele, sendo por isso o principal responsá-
vel pelas queimaduras de praia.
Felizmente existe na atmosfera terrestre, aproxi-
madamente entre 12 e 32 km de altitude, uma ca-
mada de ozônio (0 3 ). Essa camada é muito tênue
(porque nela existe cerca de uma molécula de 0 3 para
cada 1 milhão de moléculas de ar), mas muito im-
portante, pois funciona como um escudo, evitando
que cerca de 95% da radiação ultravioleta atinja a
superfície terrestre.
Na década de 1 960, os cientistas verificaram que
a camada de ozônio estava sendo destruída mais ra-
pidamente que o normal. Vários estudos mostraram
que a "culpa" era dos óxidos de nitrogênio, presen-
tes na atmosfera em quantidades cada vez maiores.
A destruição da camada de ozônio aumentou ainda mais com o uso dos compostos denominados
"clorofluorcarbonetos" ou "clorofluorcarbonados", conhecidos pela sigla CFC, tirada dos nomes anterio-
res. Os primeiros e mais importantes são o CCl 2 F 2 , chamado de freon-12 (os números 1 e 2 indicam os
números de átomos de carbono e de flúor, respectivamente) e o CCl 3 F, chamado de freon-1 1 (isto é, um
carbono e um flúor). À primeira vista, esses compostos são maravilhosos, pois não são inflamáveis, nem
tóxicos, nem corrosivos, nem explosivos e se prestam muito bem como gases de refrigeração no funcio-
namento das geladeiras, freezers, aparelhos de ar condicionado etc., em substituição ao NH 3 , que é muito
tóxico. Com o passar do tempo, descobriu-se que os freons eram também muito úteis como propelentes
de aerossóis, em sprays de perfumes, desodorantes, tintas etc. (década de 1960); na fabricação de espu-
mas de plástico (década de 1960); na limpeza dos microcircuitos de computador (década de 1970) etc.
Com isso, o consumo de freons foi aumentando.
Termosfera
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Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A situação tornou-se alarmante quando, em outubro de 1 984, um grupo de cientistas ingleses, traba-
lhando no Pólo Sul, descobriu a perda de aproximadamente 40% da camada de ozônio sobre a Antártida.
De lá para cá, esse fato vem se agravando; hoje se calcula que esse "furo" já cobre cerca de 28 milhões de
metros quadrados sobre a Antártida, o que equivale a dizer que já atinge as partes mais meridionais da
América do Sul e da Austrália.
E por que a preocupação com o "furo" na camada de ozônio aumentou tanto nos últimos anos?
Porque é certo que uma redução de 1% na camada de ozônio corresponde a um aumento de 2% da
radiação ultravioleta que chega à superfície da Terra, o que trará grandes problemas, como: aumento do
número de casos de câncer de pele, especialmente nas pessoas de pele clara (e ainda mais se expostas ao
sol de verão); aumento do número de casos de catarata e cegueira, inclusive em animais; queima de
vegetais (eucaliptos secam, cactos murcham etc.); alterações no plâncton existente na água do mar, com
enormes reflexos em toda a cadeia alimentar marítima.
Atualmente, a tendência mundial é de proibir (ou reduzir) o uso de compostos clorofluocarbonados e
controlar as emissões dos escapamentos de veículos.
Imagem de satélite colorizada artificialmente, mostrando Atualmente, os aerossóis não contêm compostos
o buraco na camada de ozônio sobre a Antártida (região clorofluorcabonados.
em azul escuro). Dados obtidos pelo TOMS — Total
Ozone Mapping Spectrometer — em 1 1/09/2003.
"Vv- você NÃO ACh
. QUE SOMOS
RESPONSÁVEIS PELO
FURO NA CAMADA
DE OZÔNIO. ACHA?
OS BICHOS
HNmlUNMá
E, agora, o reverso da medalha
O ozônio que, como acabamos de ver, é nosso aliado na estratosfera, torna-se um inimigo perigoso no
ar que respiramos, próximo à superfície da Terra.
No ar ambiente, o ozônio é um poluente que já apresenta riscos em quantidades tão baixas quanto
0,1 2 ppm (ppm = partes por milhão, o que significa existir 0,1 2 litro de 0 3 em 1 milhão de litros de ar). O
ozônio provoca: irritação nos olhos; problemas pulmonares, como edema e hemorragias, chegando a ser
fatal em doses altas; corrosão da borracha; queima das folhas e dos frutos dos vegetais, sendo o tomate e
o tabaco os mais sensíveis.
Capítulo 12 • Estudo dos gases
319
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
319
22/6/05, 15:29
EDUARDO SANTALIESTRA
■
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
136 Que parte da radiação solar é bloqueada pela camada de ozônio?
137 Quais são os principais tipos de compostos que contribuem para a destruição da camada de ozônio?
138 Na atmosfera o ozônio é um aliado ou um inimigo?
1 39 (PUC-SP) A presença de ozônio na troposfera (baixa atmosfera) é altamente indesejável, e seu limite permitido por lei é de
1 60 microgramas por m 3 de ar. No dia 30/07/95, na cidade de São Paulo, foi registrado um índice de 760 microgramas de
0 3 por m 3 de ar. Qual é a alternativa que indica quantos mols de 0 3 , por m 3 de ar foram encontrados acima do limite
permitido por lei, no dia considerado (Dado: 1 micrograma = 1CT 6 g)?
a) 1,25 • 10 5 mol c) 1,87 • 1(T 5 mol e) 2,50 • 1 (T 5 mol
b) 1,25-1 (T 2 mol d) 1,87-1 (T 2 mol
140 (U. São judas-SP) Nos frascos de spray usam-se, como propelentes, compostos orgânicos conhecidos como clorofluorcar-
bonetos (hidrocarbonetos clorofluorados). As substâncias mais empregadas são CCt 2 F 2 e CCIF 3 . O uso dessas substâncias
vem sendo restringido porque elas causam a destruição da camada de ozônio do nosso planeta. Num depósito abandona-
do foi encontrado um cilindro supostamente contendo um desses gases. Qual é o gás, sabendo-se que o cilindro tinha um
volume de 1 5 L, pressão de 1 ,5 atm e a massa do gás era 98,1 g a 1 5 °C?
Massas atômicas: C = 12 u; Cl= 35,5 u; F = 19 u. R = 62,34 mmH 9 ' L / ou r = o, 082 atm ' L , ou R = 8,31 I
mol • K mol • K mol • K
a) somente CCÍ 2 F 2 c) CCÍ 2 F 2 misturado com CCIF 3 e) CCÍ 2 F 5
b) somente CCÍF 3 d) C 2 CÍ 3 F
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
141 (ITA-SP) Consideremos um gás formado de moléculas
todas iguais e que corresponda ao que se considera um
gás ideal. Esse gás é mantido num recipiente de volu-
me constante. Dentre as afirmações abaixo, todas refe-
rentes ao efeito do aumento de temperatura, a alterna-
tiva correta, em relação ao caminho livre médio das mo-
léculas e à frequência das colisões entre as mesmas, é:
Caminho livre médio Freqüência de colisões
a)
b)
c)
d)
e)
Inalterado
Diminui
Aumenta
Inalterado
Diminui
Aumenta
Inalterada
Aumenta
Diminui
Aumenta
142 (Vunesp) Durante o transporte de etano (C 2 H 6 ) gasoso
em um caminhão tanque com capacidade de 1 2,3 m 3 , à
temperatura de —23 °C, houve um acidente e verificou-
se uma queda de pressão de 0,6 atm. Admitindo-se a
temperatura constante, calcular a massa do etano perdi-
da no ambiente ^massas atômicas: C = 12,0; H = 1,0;
O = 1 6,0; constante dos gases: R = 0,0821 — — 1
mol ■ K )
143 (UFRJ) No gráfico a seguir estão representadas duas
isotermas (lei de Boyle-Mariotte) de 1 mol de gás ideal.
Uma na temperatura de 0 °C e a outra na temperatura
T (em kelvins).
a) Qual o valor da pressão P indicada no gráfico, em
atmosferas? Justifique sua resposta.
b) Determine o valor da temperatura T (em kelvins).
144 (Vunesp) Uma mistura de 4,00 g de H 2 gasoso com
uma quantidade desconhecida de He gasoso é
mantida nas condições normais de pressão e tempe-
ratura. Se uma massa de 1 0,0 g de H 2 gasoso for adi-
cionada à mistura, mantendo-se as condições de pres-
são e temperatura constantes, o volume dobra. Cal-
cule a massa em gramas de He gasoso presente na
mistura |massas atômicas: H = 1; He = 4; constante
universal dos qases = 0,0821 ; volume ocu-
a mol • K
pado por 1 mol de gás nas condições normais de pres-
são e temperatura = 22,4 l_j.
145 (UFBA) Um mergulhador utiliza um cilindro de 15 L,
provido de válvula reguladora, que contém uma mistu-
ra gasosa de composição volumétrica igual a 68% N 2 e
32% 0 2 , à pressão de 200 atm. Considerando-se que o
mergulhador permanece por 36 minutos à profundi-
dade de 30 m; que, durante todo o procedimento do
mergulho, a temperatura é de 25 °C; e que, ao retornar
à superfície, a pressão no cilindro é de 50 atm, determi-
ne, em L/min, o consumo de oxigênio no período em
que o mergulhador esteve a 30 m de profundidade,
submetido à pressão de 4 atm. Considere desprezível o
consumo de oxigênio durante a descida e a subida do
mergulhador.
Indique, justificando de modo completo, toda a resolu-
ção da questão.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
146 (Fuvest-SP) Dados referentes aos planetas Vénus e Terra:
Vénus
Terra
Porcentagem (em volume)
de N 2 na atmosfera
4,0
80
Temperatura na superfície (K)
750
300
Pressão na superfície (atm)
100
1,0
A relaçao entre o número de moléculas de N 2 em volu-
mes iguais das atmosferas de Vénus e da Terra é:
a) 0,10 c) 2,0 e) 40
b) 0,28 d) 5,7
147 (UMC-SP) A densidade de uma mistura gasosa de C0 2
e 0 2 numa temperatura de 60,3 °C e pressão de 2,0 atm
é de 3,0 g/L. A porcentagem, em volume, de 0 2 na
mistura é de:
a) 15% c) 35% e) 40%
b) 25% d) 75%
148 (Vunesp) Um balão leve, de volume fixo, flutua no ar
quando preenchido com gás hélio à temperatura am-
biente. O mesmo balão pode flutuar no ar se for preen-
chido com ar aquecido e gases quentes produzidos
pela queima de C 4 H 10 . Conhecendo as massas mola-
res, em g/mol: ar = 29 (valor médio), He = 4, H = 1,
C=12, N = 14eO = 16, a explicação para o fato de
o balão, preenchido pela mistura gasosa aquecida, flu-
tuar no ar, é:
a) os produtos C0 2 e H 2 0, formados na combustão do
C 4 H 10 , são menos densos que o ar.
b) com o consumo de 0 2 do ar na combustão do C 4 H 10 ,
ocorre a formação de hélio gasoso.
c) com o consumo de 0 2 do ar na combustão do C 4 H 10 ,
só resta N 2 em seu interior.
d) com o aquecimento, as moléculas C 4 H 10 sofrem de-
composição, formando H 2 .
e) como os gases no interior do balão estão bem mais
quentes que o ar que o circunda, ocorre diminuição
do número total de mols dos gases nele contidos,
tornando o balão menos denso que o ar.
149 (IME-RJ) Borbulha-se oxigênio através de uma coluna
de água e, em seguida, coletam-se 100 cm 3 do gás
úmido a 23 °C e 1,06 atm. Sabendo que a pressão de
vapor da água a 23 °C pode ser considerada igual a
0,03 atm, calcule o volume coletado de oxigênio seco
nas CNPT.
150 (PUC-SP) Uma mistura de N 2 e vapor de água foi
introduzida a 20 °C num recipiente que continha um
agente secante. Imediatamente após a introdução da
mistura, a pressão era 750 mmHg. Depois de algu-
mas horas, a pressão atingiu o valor estacionário de
735 mmHg. Pedem-se:
a) a composição em porcentagem molar da mistura
original;
b) o volume do frasco, sabendo-se que o agente secante
aumenta seu peso em 0,1 50 g e que o volume ocu-
pado pelo agente secante pode ser desprezado.
151 (Uece) Dois gases, H 2 e S0 2 , são colocados nas extremi-
dades opostas de um tubo de 94,1 cm. O tubo é fecha-
do, aquecido até 1 .200 °C e os gases se difundem den-
tro do tubo. A reação que se processa no momento em
que os gases se encontram é:
3 H 2 (g) + S0 2 (g) H 2 S (g) + 2 H 2 0 (g)
O ponto do tubo onde se inicia a reação está a:
a) 1 4,1 cm do local onde foi colocado o gás H 2 .
b) 20 cm do local onde foi colocado o gás S0 2 .
c) 1 8,6 cm do local onde foi colocado o gás S0 2 .
d) 80 cm do local onde foi colocado o gás H 2 .
152 (IME-RJ) Um cilindro contendo oxigênio puro teve sua
pressão reduzida de 2,60 atm para 2,00 atm, em 47,0 min,
devido a um vazamento através de um pequeno orifí-
cio existente. Quando cheio com outro gás, na mesma
pressão inicial, levou 55,1 min para que a pressão caís-
se outra vez ao valor de 2,00 atm. Determine a massa
molecular do segundo gás. Considere que ambos os
processos foram isotérmicos e à mesma temperatura, e
que os gases, nessas condições de pressão e tempera-
tura, apresentam comportamento ideal.
(Enem-MEC) O texto abaixo refere-se às duas questões
seguintes.
As áreas numeradas no gráfico mostram a composição
em volume, aproximada, dos gases na atmosfera ter-
restre, desde a sua formação até os dias atuais.
100
90
80
5? 70
o 60
IfO
O*
¥ 50
o
| 40
ô 30
20
10
0
5 4 3 2
Tempo (bilhões de anos)
0
t
Data atual
(Adaptado de The Random House Encyclopedies, 3. ed. 1990.)
153 Considerando apenas a composição atmosférica, iso-
lando outros fatores, pode-se afirmar que:
I. não podem ser detectados fósseis de seres aeróbicos
anteriores a 2,9 bilhões de anos.
II. as grandes florestas poderiam ter existido há aproxi-
madamente 3,5 bilhões de anos.
III. o ser humano poderia existir há aproximadamente
2,5 bilhões de anos.
E correto o que se afirma em:
a) I, apenas. d) II e III, apenas.
b) II, apenas. e) I, II e III.
c) I e II, apenas.
154 No que se refere à composição em volume da atmosfe-
ra terrestre, há 2,5 bilhões de anos, pode-se afirmar que
o volume de oxigênio, em valores percentuais, era de,
aproximadamente:
a) 95% c) 45% e) 5%
b) 77% d) 21%
Capítulo 12 • Estudo dos gases
321
Capitulo 12C-QF1-PNLEM
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29/5/05, 20:58
o
3
Tópicos do capítulo
1 As fórmulas na Química
2 Cálculo da fórmula centesimal
3 Cálculo da fórmula mínima
4 Cálculo da fórmula molecular
Leitura: 0 efeito estufa
S
CALCULO DE FORMULAS
Os cálculos do cientista Albert Einstein permitiram ampliar as bases da Física
e mudaram o mundo.
Apresentação do capítulo
Nos dois capítulos anteriores, vimos cálculos importantes, como os que envolvem a massa
atômica, o mol, a massa molar e uma série de outros envolvendo os gases. Agora, vamos
estudar o cálculo das fórmulas das substâncias. Sem dúvida, as fórmulas são muito
importantes, pois ajudam na identificação de cada substância. Faiaremos das fórmulas
centesimal, mínima e molecular.
Capitulo 13-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
D AS FÓRMULAS NA QUÍMICA
São conhecidas, atualmente, milhões de substâncias químicas. Para identificá-las, são usados no-
mes e fórmulas. Em capítulos anteriores, já aprendemos os nomes e as fórmulas de muitas substâncias,
como, por exemplo:
• ácido sulfúrico (H 2 S0 4 );
• ácido fosfórico (H 3 P0 4 );
• óxido ferroso (FeO);
• óxido de cromo III (Cr 2 0 3 ).
Estas são chamadas fórmulas moleculares (ou simplesmente fórmulas), pois representam de fato
a molécula da substância considerada — do ponto de vista tanto qualitativo como quantitativo. As-
sim, por exemplo, quando dizemos que a fórmula molecular do ácido sulfúrico é H 2 S0 4 , isso indica que
o ácido sulfúrico é formado por hidrogênio, enxofre e oxigênio e que em cada molécula desse ácido
existem 2, 1 e 4 átomos dos elementos que o constituem, respectivamente.
Como apareceram essas fórmulas na Química? Elas surgiram na segunda metade do século XIX,
como conseqüência das leis das reações e da teoria atômico-molecular. Sem dúvida, a fórmula de uma
substância é importante, pois dá a idéia clara de sua composição química.
E atualmente como as fórmulas são determinadas? E evidente que, quando os químicos descobrem
uma nova substância, eles não conhecem a sua fórmula. O caminho clássico, nessas ocasiões, é subme-
ter a substância a uma análise química. A análise começa pela purificação da substância, que é a
chamada análise imediata. Em seguida, a substância já purificada é submetida a uma análise elemen-
tar (qualitativa e quantitativa). Na qualitativa, determinam-se quais são os elementos presentes na
substância e, na quantitativa, quanto há de cada elemento. Com esses dados, pode-se, então, calcular
a fórmula centesimal, que passamos a explicar adiante.
CÁLCULO DA FÓRMULA CENTESIMAL
Em nosso dia-a-dia, encontramos porcentagens com grande freqüência. Ouvimos diariamente fra-
ses do tipo: "A inflação do mês foi de 1 ,2%"; "No último ano, a população aumentou 1 ,3%"; "O preço
da gasolina subiu 2,3%" etc.
O MAGO DE ID Parker and Hart
Na Química, acontece fato semelhante. Dizemos, por exemplo, que a composição centesimal do
metano (CH 4 ) é 75% de carbono e 25% de hidrogênio. Isso significa que, em cada 1 00 g de metano,
encontramos 75 g de carbono e 25 g de hidrogênio.
Capítulo 13 • Cálculo de Fórmulas
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Capitulo 13-QF1-PNLEM
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TRIBUNE MEDIA /INTERCONTINENTAL PRESS
Daí a definição:
Fórmula centesimal (ou composição centesimal ou composição percentual) refere-
se às porcentagens em massa dos elementos formadores da substância considerada.
A fórmula centesimal representa a proporção em massa existente na substância, que é sempre
constante, segundo a lei de Proust (página 51). Vamos, então, exemplificar o cálculo de uma fórmula
centesimal a partir dos dados obtidos da análise da substância — verifique que, na verdade, esse cálculo
se resume a um simples cálculo de porcentagens.
I a exemplo
A análise de 0,40 g de um certo óxido de ferro revelou que ele encerra 0,28 g de ferro e 0,1 2 g de
oxigênio. Qual é a sua fórmula centesimal?
Resolução:
• Para o Fe
• Para o O
0,40 g de óxido
1 00 g de óxido
0,40 g de óxido
1 00 g de óxido
0,28 g de Fe
x % de Fe
0,1 2 g de O
y % de O
x = 70% de Fe
y = 30% de O
Conferindo: 70% + 30% = 100%
Outro caminho possível é o cálculo da fórmula centesimal a partir da fórmula molecular da subs-
tância.
2 ~ exemplo
Calcular a composição centesimal do ácido sulfúrico (massas atômicas: H = 1 ; O = 1 6; S = 32).
Resolução:
Inicialmente, calculamos a massa molecular do ácido sulfúrico:
O.
H,
1 - 2 + 32 +16-4
2 + 32 + 64 = 98
Em seguida, fazemos o cálculo das porcentagens:
• Para o H:
• Para o S:
• Para o O:
98 g de H 2 S0 4
2 g de H
00 g de H 2 S0 4
x % de H
98 g de H 2 S0 4
32 g de S
00 g de H 2 S0 4
y % de S
98 g de H 2 S0 4
64 g de O
00 g de H 2 S0 4
z % de O
a soma desses
resultados deve ser iq
x - 2,04% de H
y - 32,65% de S
z — 65,31 % de O
aproximação dos cálculos, como aconteceria no 2° exemplo se usássemos 2,0 + 32,6 + 65,3 = 99,9).
É sempre conveniente fazer essa soma para conferir os cálculos.
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Capitulo 13-QF1-PNLEM
A
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Mü
• Quando a fórmula da substância apresenta parênteses ou colchetes, é conveniente eliminá-los, como é
feito em Matemática, para facilitar os cálculos. Por exemplo, Ca 3 (P0 4 ) 2 equivale a Ca 3 P 2 0 8 ; Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3
equivale a Fe 4 [Fe 3 C 18 N 18 ] ou, melhor, a Fe 7 C 18 N 18 ; e assim por diante.
• Quando uma substância contém água de cristalização, deve-se calcular a porcentagem da água como
se H 2 0 fosse um único elemento, "pesando" 18. Assim, por exemplo, na composição centesimal do
Na 2 C0 3 • 1 0 H 2 0 são dadas as porcentagens do sódio, do carbono, do oxigênio e da água.
• Há casos especiais em que podem interessar as porcentagens de partes da substância considerada. Por
exemplo, o Ca 3 (P0 4 ) 2 equivale a (Ca0) 3 (P 2 0 5 ), uma vez que podemos obtê-lo pela reação:
3 CaO + P 2 0 5 ► Ca 3 (P0 4 ) 2
Neste caso, a composição centesimal do Ca 3 (P0 4 ) 2 pode ser dada dizendo-se que ele encerra 54,19%
de CaO e 45,81% de P 2 0 5 .
Responda em
seu caderno
a) O que se pretende determinar na análise qualitativa?
b) O que se pretende determinar na análise quantitativa?
c) A que se refere a composição centesimal de uma substância?
FYFDrírmC Registre as respostas
CACKV.IV.IUj em seu caderno
Atenção: Utilize as massas atômicas que forem necessárias.
1 A análise de 1 ,2 g de um composto revelou que este pos-
suía 0,24 g de magnésio, 0,32 g de enxofre e 0,64 g de
oxigênio. Determine a sua composição centesimal.
2 (PUC-Rj) A água oxigenada é uma solução de peróxido
de hidrogênio (H 2 0 2 ), fortemente anti-séptica, por libe-
rar 0 2 . Os percentuais, em massa, de hidrogênio e oxigê-
nio, nesse composto, são, respectivamente:
a) 2% e 2% d) 5,9% e 94,1 %
b) 2% e 32% e) 50% e 50%
c) 4,0% e 4,0%
3 Calcule a composição centesimal do sulfato cúprico penta-
hidratado (CuS0 4 ■ 5 H 2 0).
Observação : Nesse caso, considere H 2 0 como se fosse
um único elemento, pesando 1 8.
4 (Vunesp) A porcentagem em massa de nitrogênio pre-
sente no nitrato de amónio (massas molares, em g/mol:
N = 14; H = 1; O =16) é igual a:
a) 14% c) 28% e) 70%
b) 1 7,5% d) 35%
5 (Fuvest-SP) Lavoisier, no Traité Elémentaire de Chimie, cujo
segundo centenário de publicação foi celebrado em 1 989,
afirma que a proporção entre as massas de oxigênio e
hidrogênio que entram na composição de cem partes de
água é 85 : 15 (massa atômicas: H = 1,0; O = 16,0.)
Hoje sabemos que essa proporção é aproximadamente:
a) 67:33 c) 87 : 13 e) 91 : 9
b) 80:20 d) 89 : 1 1
Capítulo 13 • Cálculo de Fórmulas
6 (Unifor-CE) As porcentagens aproximadas, em massa, de
Mo 0 3 e K 2 0 existentes no dimolibdato de potássio,
K 2 Mo 2 0 7 , são respectivamente iguais a:
a) 75,39% e 24,61%
b) 37,7% e 62,3%
c) 68,32% e 31,68%
d) 78,4% e 21,6%
7 (UFRGS-RS) A combinação entre o nitrogênio e o oxigê-
nio pode originar diferentes óxidos. Entre os óxidos
nitrogenados abaixo, aquele que apresenta, em sua com-
posição, o maior teor ponderai de nitrogênio é o:
a) NO
b) N0 2
c) N 2 0
d) N 2 0 3
e) N 2 O s
8 (UFPI) A uréia, produto de grande aplicação na agricul-
tura, tem a seguinte fórmula estrutural:
A massa de nitrogênio em um saco de 60 kg desse mate-
rial é de:
a) 1 4 kg
b) 21 kg
c) 28 kg
d) 40 kg
e) 56 kg
(Massas atômicas: C = 12; O = 16; N = 14; H = 1.)
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Capitulo 13-QF1-PNLEM
325
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
9 (Uece) Quando aquecemos 1 ,63 g de Zn, este se combi-
na com 0,4 g de oxigênio para formar um óxido de zin-
co. A composição porcentual do composto é:
a) 83,0% de Zn e 1 7,0% de oxigênio.
b) 80,3% de Zn e 1 9,7% de oxigênio.
c) 20,0% de Zn e 80,0% de oxigênio.
d) 40,0% de Zn e 60,0% de oxigênio.
10 (UFRCS-RS) A porcentagem ponderai de enxofre existente
no S0 2 é igual a:
a) 2,0 c) 32,0 e) 50,0
b) 1 6,0 d) 33,3
1 1 (UCC-CO) A penicilina G, um antibiótico largamente uti-
lizado, tem fórmula c 16 h 18 n 2 o 4 s.
Qual a porcentagem de carbono na penicilina G?
12 (UFPI) Nas alternativas abaixo, encontramos cinco fertili-
zantes comumente usados. Qual é o que constitui, po-
tencialmente, fonte mais rica de nitrogênio?
a) NH 3 c) (NH 4 ) 2 S0 4 e) (NH 2 ) 2 CO
b) NH 4 N0 3 d) (NH 4 ) 2 HP0 4
13 (UniFEI-SP) O carbonato de cálcio é formado por 40%
de cálcio, 12% de carbono e x% de oxigênio (% em
massa). Em 50 g do referido sal, a quantidade de oxigê-
nio é igual a:
a) 8 g c) 24 g e) 48 g
b) 1 6 g d) 32 g
14 (Vunesp) As hemácias apresentam grande quantidade de
hemoglobina, pigmento vermelho que transporta oxigê-
nio dos pulmões para os tecidos. A hemoglobina é cons-
tituída por uma parte não protéica, conhecida como gru-
po heme. Num laboratório de análises, foi feita a separa-
ção de 22,0 mg de grupo heme de uma certa amostra
de sangue, onde se constatou a presença de 2,0 mg de
ferro.
Se a molécula do grupo heme contiver apenas um áto-
mo de ferro (Fe = 56 g/mol), qual a sua massa molar em
gramas por mol?
a) 154 c) 308 e) 1.232
b) 205 d) 616
CÁLCULO DA FÓRMULA MÍNIMA
Por definição:
Fórmula mínima (ou empírica, ou estequiométrica) é a que indica os elementos
formadores da substância, bem como a proporção em número de átomos desses ele-
mentos expressa em números inteiros e os menores possíveis.
Vejamos alguns exemplos de fórmula mínima, aproveitando a ocasião para compará-los com
as fórmulas moleculares correspondentes:
Substância
Fórmula molecular
Fórmula mínima
Agua oxigenada
h 2 o 2
HO
Glicose
QH 12 o 6
ch 2 o
Acido sulfúrico
h 2 so 4
h 2 so 4
Sacarose
C 12 H220n
C 12 H 22 0^
Às vezes a fórmula mínima equivale a uma "simplificação matemática" da fórmula molecular. As-
sim, no primeiro exemplo acima, temos H 2 0 2 :2 = HO; no segundo, C 6 H 12 0 6 :6 = CH 2 0. Outras
vezes, a simplificação não é possível (foi o que aconteceu no terceiro e no quarto exemplos dados) e,
então, a fórmula mínima coincide com a fórmula molecular.
Resumindo, podemos dizer que:
(fórmula molecular) = (fórmula mínima) ■ n
Nessa expressão, n = 1, 2, 3, ... número inteiro.
Voltamos a repetir que, nos cálculos químicos, a fórmula molecular é a mais importante. Como será
visto mais adiante, a fórmula mínima serve apenas como uma etapa intermediária no cálculo da
fórmula molecular.
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Vejamos, agora, um exemplo de cálculo da fórmula mínima.
Calcular a fórmula mínima de um composto que apresenta 43,4% de sódio, 1 1,3% de carbono e
45,3% de oxigênio (massas atômicas: Na = 23; C = 12, O = 16).
Vamos adotar o seguinte esquema:
Dados
Divisão das porcentagens
pelas respectivas
massas atômicas
Divisão pelo menor
dos valores
encontrados (0,94)
Fórmula
mínima
43,4% Na
43 4
' - 1.88
23
1,88 _
0,94
1 1,3% C
1 1 3
' - 0,94
12
0,94 _ 1
0,94
Na 2 C0 3
45,3% O
I
45 3
' - 2,82
16
I
2,82 _ 3
0,94
I
1
1
’
Proporção Proporção Proporção Proporção
em massa em átomos em átomos em átomos
Justificação dos cálculos
A composição centesimal dada no problema (primeira coluna da tabela) é uma proporção em
massa (são as massas contidas em 100 g do composto). No entanto, a fórmula mínima deve indicar a
proporção em número de átomos — daí a necessidade dos cálculos feitos na segunda coluna; esses
cálculos correspondem, em última análise, a cálculos das quantidades em mols (página 269), os quais
✓ m
podem ser feitos ou pela fórmula n = — , ou por meio de regras de três. Por exemplo, no caso do
sódio, temos:
23 g de Na
43,4 g de Na
1 mol | = 43,4
x \ X 23
1,88 mol de Na
Os resultados obtidos na segunda coluna já traduzem a proporção em número de átomos. Pode-
mos, mesmo, escrever a "fórmula":
N a i,88 C 0 94 0 2 8 2
Considerando, porém, que números de átomos são números inteiros, partimos para a terceira colu-
na, cujos cálculos constituem apenas um artifício matemático, pois multiplicar ou dividir todos os valores
pelo mesmo número não altera a proporção. Desse modo, a mesma proporção obtida na segunda coluna
passa a ser representada pelos números inteiros 2:1 : 3, que indicam a fórmula mínima procurada:
Na 2 CO B
OBSERVAÇÕES
• No exemplo anterior, foram dadas as porcentagens dos elementos formadores da substância, que
representam as massas dos elementos existentes em 100 g da substância. Os cálculos seriam idên-
ticos se fossem dadas as massas dos elementos existentes em um total diferente de 1 00 g do composto
(a lei de Proust garante que, mesmo mudando a massa total do composto, a proporção entre seus
elementos permanece constante).
• Em certos problemas, acontece freqüentemente o seguinte: dividindo-se todos os valores pelo menor
deles (terceira coluna), nem sempre chegamos a um resultado com todos os números inteiros. Por
exemplo, num outro problema poderíamos ter a proporção 2 : 1 ,5 : 3; no entanto, multiplicando esses
valores por 2, teremos 4:3:6. Generalizando, diremos que, às vezes, no final do problema, somos
obrigados a efetuar uma tentativa multiplicando todos os valores por 2, ou por 3 etc. (sempre um
número inteiro e pequeno), a fim de que os resultados finais se tornem inteiros e os menores possíveis.
Capítulo 13 • Cálculo de Fórmulas
327
Capitulo 13-QF1-PNLEM
327
6 / 7 / 05 , 15:00
Responda em
seu caderno
a) O que indica a fórmula mínima?
b) O que se pode dizer sobre a fórmula molecular em relação à fórmula mínima?
/ : \
CYCDnriOÇ Registre as respostas
EAEKt.lt.IUJ em seu caderno
1 /
Atenção: Utilize as massas atômicas que forem necessárias.
15 (Vunesp) Ferritas são compostos com propriedades mag-
néticas e utilizados em componentes eletrônicos. A análise
química de uma ferrita forneceu os resultados: Mg = 1 2%;
Fe = 56%; O = 32% (massas atômicas: Mg = 24; Fe = 56;
0 = 16). Determinar a fórmula mínima da ferrita.
16 Sabendo que uma substância encerra 21,9% de cálcio,
38,8% de cloro e 39,3% de água de cristalização, calcule
sua fórmula mínima.
1 7 (UFV-MG) Sabe-se que, quando uma pessoa fuma um ci-
garro, pode inalar de 0,1 até 0,2 mg de nicotina. Desco-
briu-se em laboratório que cada miligrama de nicotina con-
tém 74,00% de carbono, 8,65% de hidrogênio e 1 7,30%
de nitrogênio. Calcule a fórmula mínima da nicotina.
18 1,95 g de um composto encerra 1,1 5 g de sódio e 0,80 g
de oxigênio. Qual é a sua fórmula mínima?
Observação: Neste exercício não é necessário calcular as
porcentagens do sódio e do oxigênio. Pode-se partir das
próprias massas dadas e seguir o esquema proposto na
página anterior.
1 9 (Mackenzie-SP) Ao se analisar um óxido de elemento não-
metálico Y, encontrou-se a proporção de 1,5 mol de áto-
mos de oxigênio para 1 mol de átomos de Y. A fórmula
desse óxido pode ser:
a) OF 2 c) C0 2 e) N 2 0 3
b) S0 3 d) Fe 2 0 3
20 (Fuvest-SP) Um composto submetido à decomposição
produziu hidrogênio (H 2 ) e silício (Si) na proporção,
respectivamente, de 3,0 g para 28,0 g (massas molares:
H 2 = 2,0 g/mol; Si = 28,0 g/mol). No composto origi-
nal, quantos átomos de hidrogênio estão combinados
com um átomo de silício?
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
21 (Faap-SP) Calcule a fórmula mínima de um composto
formado pelos elementos carbono, hidrogênio e nitro-
gênio, nas seguintes proporções em massa: 38,7% de C,
16,1% de H e 45,2% de N.
22 Um óxido de enxofre possui 40% de enxofre. Sua fórmu-
la mínima será:
a) SO c) S0 3 e) S 3 0 2
b) S0 2 d) S 2 0 3
23 (UniFMU-SP) Uma certa amostra de composto contendo
potássio, cromo e oxigênio foi analisada, e se obtiveram
os seguintes valores: 1,95 g de potássio, 2,60 g de cro-
mo e 2,80 g de oxigênio (Dados: K = 39 u; O = 1 6 u;
Cr = 52 u). A fórmula esperada para o composto é:
a) KCrO, c) K 2 Cr0 4 e) K 2 Cr 3 O 10
b) KCrO, d) K 2 Cr 2 0 7
24 (FEQ-CE) A análise química de uma amostra revela a
seguinte relação entre os elementos químicos forma-
dores da substância: 0,25 mol de H, 0,25 mol de S e
1,0 mol de O. Pode-se concluir que a fórmula mínima
da substância é:
a) H 2 S 2 0 4 c) HSO s e) HS0 2
b) H 2 S0 4 d) HS0 4
CÁLCULO DA FÓRMULA MOLECULAR
Por definição:
Fórmula molecular é a que indica os elementos formadores da substância e o nú-
mero exato de átomos de cada elemento na molécula dessa substância.
Já vimos, na página 326, alguns exemplos de fórmula mínima e de fórmula molecular. E aprendemos
que a fórmula molecular ou coincide ou é um múltiplo exato da fórmula mínima. Portanto, um dos
caminhos para determinar a fórmula molecular é calcular inicialmente a fórmula mínima e depois multiplicá-
la por n. O valor de n, por sua vez, é calculado a partir da massa molar da substância, ou seja:
(fórmula molecular) = (fórmula mínima) ■ n (sendo n = 1, 2, 3, ... número inteiro)
328
Capitulo 13-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A
Temos então: (massa molar) = (massa da fórmula mínima) • n
(massa molar)
Logo: n =
(massa da formula mínima)
Nos exercícios, é em geral dada a massa molar. Quando uma nova substância é descoberta ou
sintetizada nos laboratórios, sua massa molar pode ser calculada por vários processos:
• se a substância é um gás ou vapor, a massa molar ( M ) pode ser obtida com o uso da equação de
Clapeyron: PV =
• se a substância é um líquido que pode ser vaporizado sem se decompor, também podemos
empregar a equação de Clapeyron;
• para substâncias sólidas, existem outros processos, que serão vistos no segundo volume desta
obra.
Por sua vez, a massa da fórmula mínima é obtida pela soma das massas atômicas dos átomos
constituintes da fórmula mínima.
4.1. Cálculo da fórmula molecular a partir da fórmula mínima
Exemplo
Uma substância de massa molar 1 80 encerra 40,00% de carbono, 6,72% de hidrogênio e 53,28%
de oxigênio. Pede-se sua fórmula molecular. (Massas atômicas: H = 1 ; C = 1 2; O = 1 6)
Resolução:
Vamos inicialmente calcular a fórmula mínima, como aprendemos no item anterior:
Divisão das porcentagens
Divisão pelo menor
Fórmula
Dados
pelas respectivas
dos valores
mínima
massas atômicas
encontrados (3,33)
40,00% de C
4 °' 00 = 3,33
12
3,33 _ 1
3,33
6,72% de H
6 ' 72 =6,72
1
6,72 _ 2
3,33
ch 2 o
53,28% de O
53,28
16
3,33 _ 1
3,33
Agora, podemos calcular a massa da fórmula mínima (CH 2 0), somando as massas atômicas dos
átomos aí contidos: 1 2 + 1 • 2 + 1 6 = 30
Podemos, também, dizer que:
(fórmula molecular) = (CH 2 0)„ em que: n =
(massa molar)
(massa da fórmula mínima)
Considerando que a massa molar foi dada no enunciado do problema ( M = 180), concluímos que:
180
n =
30
n = 6
Logo: (fórmula molecular) = (CH 2 0) 6
(fórmula molecular) = C 6 H 12 0 6
Capítulo 13 • Cálculo de Fórmulas
329
Capitulo 13-QF1-PNLEM
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4.2. Cálculo direto da fórmula molecular
Podemos calcular a fórmula molecular de uma substância sem utilizar a fórmula mínima. Vamos
resolver novamente o problema anterior. Pelo enunciado do exemplo anterior, já sabemos que a subs-
tância é formada por carbono, hidrogênio e oxigênio, o que nos permite iniciar a resolução do proble-
ma escrevendo que a fórmula molecular e a massa molar serão:
Q Hy O z
1 | j
Ux + 1 y + 1 6z = 1 80
Basta, agora, montar uma regra de três para cada um dos elementos químicos que aí aparecem:
• Para o C
• Para o H
• Para o O
1 00% da substância
1 80 g da substância
1 00% da substância
1 80 g da substância
1 00% da substância
1 80 g da substância
40,00% de C
1 2x g de C
6,72% de H
1 y g de H
53,28% de O
1 6z g de O
x = 6
y= 12
Com isso, temos diretamente:
c 6 h 12 o 6
Responda em
seu caderno
a) O que indica a fórmula molecular?
b) O que é necessário conhecer para determinar a fórmula molecular de uma substân-
cia, tomando como base a fórmula mínima?
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Atenção: Use as massas atômicas que forem necessárias.
25 (U. São Judas-SP) Um dos constituintes do calcário, da
casca de ovo, da pérola, da concha do mar, usado como
matéria-prima na produção do cimento, tem a seguinte
composição percentual: 40,1% de cálcio, 12,0% de car-
bono e 48,0% de oxigênio (massas atômicas: C = 1 2 u,
O = 1 6 u. Ca = 40 u). Sabendo-se que a sua massa mo-
lar é 100,1 g/mol, podemos afirmar que a sua fórmula
molecular é:
a) CaC 3 0 2 c) CaC0 2 e) CaC 2 0 6
b) CaC 2 0 4 d) CaC0 3
26 (PUC-Campinas-SP) A combustão realizada em altas tem-
peraturas é um dos fatores da poluição do ar pelos óxi-
dos de nitrogênio, causadores de afecções respiratórias.
A análise de 0,5 mol de um desses óxidos apresentou
7,0 g de nitrogênio e 1 6 g de oxigênio. Qual a sua fór-
mula molecular?
a) N 2 0 5 c) N 2 0 e) NO
b) N 2 0 3 d) NO,
27 (EEM-SP) Um composto cuja massa molar é 80 g encerra
35% de nitrogênio, 60% de oxigênio e 5% de hidrogê-
nio (massas atômicas: H = 1; N = 14; O = 1 6). Se o
composto em questão for um sal de amónio, qual será
sua fórmula iônica?
Exercício resolvido
28 (EEM-SP) O sulfato de ferro II hidratado, quando
aquecido a cerca de 120 °C, perde 45,3% de sua
massa (dados: H = 1; O = 16; S = 32; Fe = 56).
Quantas são as moléculas de água de cristalização
no sal hidratado?
Resolução
Seja FeS0 4 • x H 2 0 a fórmula do sulfato de ferro II
hidratado. A perda de 45,3% em massa, no aqueci-
mento, corresponde às x H 2 0 que "evaporaram".
Temos, pois, uma primeira resolução:
FeSQ 4 • x H 2 0 *• FeS0 4 + x F1 2 0
152 + 18x
1 00%
1 8x 1
45, 3% J
Ou uma segunda resolução, mais simples, que se
obtém considerando que, se 45,3% são de x H 2 0,
então (100% - 45,3%) = 54,7% são de FeS0 4 .
FeSO„ • x H 2 0 *- FeSO, + x H 2 0
152 18x 1
54,7% 45,3% J
A fórmula procurada é, pois:
FeS0 4 ■ 7 H 2 0
330
29/5/05, 21 :03
Capitulo 13-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
29 (UFF-RJ) Foram aquecidos 1,83 g de uma amostra de
Al 2 (S0 4 ) 3 hidratado, até que toda a água fosse elimina-
da. A amostra anidra pesou 0,94 g. Determine a fórmula
molecular do sal hidratado.
30 (UFSCar-SP) Um grama de um gás cuja estrutura contém
somente átomos de boro e hidrogênio ocupa a 3 °C e 1 atm
o volume de 820 ml_ (dados: R = 0,082 • atm ■ mol 1 • K ;
massas atômicas: H = 1; B = 10,8). O composto é:
a) B 5 H, 4
b) BH 3
c) B 4 H 10
d) B 3 H 12
e) B 2 H 6
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
31 (Fuvest-SP) Determine a fórmula molecular de um óxido
de fósforo que apresenta 43,6% de fósforo, 56,4% de
oxigênio (% em massa) e massa molecular 284 (massas
atômicas: P = 31; O = 16.)
32 (Unicamp-SP) Sabe-se que 1 ,0 mol de um composto con-
tém 72 g de carbono (C), 12 mols de átomos de hidro-
gênio (H) e 1 2 • 1 0 23 átomos de oxigênio (O). Admitin-
do o valor da constante de Avogadro como sendo
6,0 • 1 0 23 mol 1 e com base na Classificação Periódica
dos Elementos, escreva:
a) a fórmula molecular do composto;
b) a fórmula mínima do composto.
33 (PUC-Campinas-SP) Em 0,5 mol de quinina, substância
utilizada no tratamento da malária, há 120 g de carbo-
no, 12 g de hidrogênio, 1,0 mol de átomos de nitrogê-
nio e 1,0 mol de átomos de oxigênio.
Cascas da árvore
Cinchona, de onde
se extrai a quinina.
Pode-se concluir que a fórmula molecular da quinina é:
a) C 20 H 12 N 2 O 2 d) C 10 H 6 N 2 O 2
b) C 20 H 24 N 2 O 2 e) C 5 H 6 NO
c) C 10 H 12 NO
34 (UMC-SP) Um sal higroscópico, muito usado nas indús-
trias farmacêuticas, tem uma massa molecular 280 e
contém 25,8% de água de cristalização (dados: H = 1;
O = 1 6). O número de moléculas de água de cristaliza-
ção, que existe, em cada molécula do sal higroscópico
mencionado, é:
a) 3 moléculas d) 10 moléculas
b) 4 moléculas e) 12 moléculas
c) 5 moléculas
35 (Fuvest-SP) Certo gás X é formado apenas por nitrogênio
e oxigênio. Para determinar sua fórmula molecular, com-
parou-se esse gás com o metano (CH 4 ). Verificou-se que
volumes iguais dos gases X e metano, nas mesmas con-
dições de pressão e temperatura, pesaram, respectiva-
mente, 0,88 g e 0,32 g (massas molares, em g/mol: H = 1;
C = 1 2; N = 1 4; O = 1 6). Qual a fórmula molecular do
gás X?
a) NO c) N0 2 e) N 2 O s
b) N 2 0 d) N 2 0 3
—
LEITURA
O EFEITO ESTUFA
Você conhece as estufas usadas,
em lugares frios, para o cultivo de
flores e plantas delicadas. O teto e
as laterais de vidro permitem a en-
trada da luz solar, mas impedem a
saída dos raios infravermelhos (ca-
lor), mantendo-se assim o interior
da estufa aquecido.
De modo análogo, a presença
de nuvens e de gás carbônico, na
atmosfera terrestre, cria um efeito
estufa natural, pois retém uma
parte do aquecimento, que é pro-
vocado pela luz solar na superfície
da Terra. Esse fenômeno mantém a
temperatura terrestre em níveis nor-
mais, possibilitando a vida de to-
dos os vegetais e animais.
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Cultivo de flores em estufa.
Capítulo 13 • Cálculo de Fórmulas
331
Capitulo 13-QF1-PNLEM
331
29/5/05, 21 :04
VICENTE GONZALEZ/CID
Acontece que, nas últimas décadas, a quantidade de C0 2 na atmosfera aumentou muito rapidamente
em função da explosão demográfica, do desenvolvimento industrial acelerado, dos desmatamentos e
queimas de florestas (como acontece na Amazônia) etc. Lembre-se de que a civilização moderna consome
muita energia, que é produzida, em grande parte, pela queima do carvão e dos derivados do petróleo:
C + 0 2 ► C0 2 + Energia
(carvão)
C 8 H 16 + 12 0 2 * 8 C0 2 + 8 H 2 0 + Energia
(gasolina)
0 desmatamento, entre outros problemas que causa, reduz a
absorção do gás carbônico da atmosfera pelas folhas dos
vegetais. Na foto temos uma área desmatada à beira do Rio
Cassiporé, Amapá, 2000.
Pelas chaminés, são lançadas no ar
grandes quantidades de gás carbônico.
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Capitulo 13-QF1-PNLEM
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13/7/05, 19:34
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Como conseqüência, o efeito estufa vem se intensificando, pois maiores quantidades de C0 2 , na at-
mosfera, retêm cada vez mais radiações infravermelhas refletidas pela Terra, impedindo essas radiações
de "escapar" para o espaço exterior. Além disso, os cientistas constataram que não só o C0 2 e o vapor de
água retêm o calor refletido pela Terra, mas também partículas em suspensão no ar e outros gases poluentes,
como o CO, NO x , 0 3 , CFC, CH 4 (metano) etc. Esses gases passaram a ser chamados de gases do efeito
estufa, e calcula-se que eles podem ser os responsáveis por até 50% desse efeito.
E quais são as ameaças do aumento do efeito estufa e do conseqüente aumento da temperatura da
Terra? São inúmeras e — o que é pior — de difícil previsão. Vejamos alguns exemplos.
Um dos perigos desse problema é o derretimento de parte das calotas polares, com o conseqüente
aumento do nível médio dos oceanos e a inundação de regiões baixas à beira-mar (por exemplo: cidades
como o Rio de Janeiro, Nova York, Veneza etc.; e países como a Holanda, Bangladesh etc.).
Q
o
Praça de São Marcos inundada. Veneza, Itália, 17/11/2002.
Também representam perigo as modificações climáticas, mais ou menos profundas, como:
• alteração no regime das chuvas (regiões com muita chuva, havendo deslizamento de morros, e
regiões com secas severas, ocorrendo desertificação);
• tempestades e furacões mais freqüentes e mais violentos;
• temperaturas mais altas.
Ocorreriam alterações na agricultura, não só devido às variações de temperatura e chuvas, mas
também pela proliferação de pragas e insetos.
Haveria ainda maior quantidade de C0 2 dissolvido nos oceanos, rios e lagos, provocando alterações
no desenvolvimento dos corais e das carapaças de animais aquáticos, com reflexos em toda a vida vegetal
e animal das águas.
As grandes cidades e as grandes aglomerações industriais sofrem ainda mais os efeitos da poluição
atmosférica, por ocasião de um fenômeno meteorológico conhecido como inversão térmica:
Icebergs. Territórios do Nordeste, Canadá.
Sem inversão
Sem a inversão térmica,
a temperatura do ar
vai diminuindo
gradativamente com a
altitude, e os gases
emitidos por fábricas e
veículos sobem e se
dispersam, pois são
mais quentes que o
próprio ar.
Com inversão
Com a inversão térmica,
a temperatura do ar
aumenta abruptamente
na chamada camada de
inversão; essa camada
"abafa" a fumaça e
"sufoca" a cidade.
Temperatura
Capítulo 13 • Cálculo de Fórmulas
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Capitulo 13-QF1-PNLEM
333
29/5/05, 21 :04
CHRISTOPHE LEPETIT/GAMMA
As soluções para todos esses problemas são muito complicadas. De fato, essas soluções exigiriam a
modificação do próprio modo de vida de todos os países industrializados do mundo, incluindo produção
e uso mais eficiente e racional de matéria e energia; eliminação de todo e qualquer desperdício.
A ONU (Organização das Nações Unidas) tem organizado, nas últimas décadas, convenções internacio-
nais sobre as mudanças climáticas, tais como as reuniões da ECO-92, no Rio de Janeiro, em 1992, o
Protocolo de Kyoto (Japão), em 1 997, a Reunião de Haia (Holanda), em 2000, a Reunião de Johannesburgo
(África do Sul), em 2002 (e por isso chamada de Rio + 1 0). Em cada reunião é proposta uma longa lista de
"boas intenções", que deveriam ser seguidas por todos os países do mundo. Infelizmente essas "boas
intenções" não foram aplicadas até hoje, em razão de interesses econômicos, políticos, militares etc.
Desse modo, a situação na Terra vem piorando, como atestam as manchetes da imprensa, nos últimos
tempos. Por exemplo:
• O mundo consome 20% mais do que pode repor;
• O topo do monte Everest está derretendo;
• No Alasca, até o gelo permanente está derretendo;
• O C0 2 irá aumentar a acidez dos oceanos;
• A intensificação do efeito estufa poderá devastar áreas agrícolas;
• O aquecimento global seria a causa de 1 60.000 mortes por ano, no mundo;
• O governo francês admitiu 1 0.000 mortos, devido aos efeitos do calor, no verão de 2003.
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Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
36 O que é e qual a causa da intensificação do efeito estufa?
37 Cite três gases causadores do efeito estufa.
38 Cite três conseqüências possíveis do aumento do efeito
estufa.
39 O que é inversão térmica?
40 (Mackenzie-SP) A combustão de carvão e de derivados
de petróleo aumenta a concentração de um gás na at-
mosfera, provocando o aumento do efeito estufa. O gás
em questão é:
a) Cl 2
b) o 3
c) H 2
d) co 2
e) 0 2
41 (Mackenzie-SP) "2002 África do Sul — Rio + 10
Ouvidos atentos... Esperança.
Muito barulho. E o resultado? De positivo, quase nada.
Os compromissos assumidos no Rio para a redução da
emissão de poluentes ficaram no papel. Pressionados,
principalmente pelas indústrias automobilística e petrolí-
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fera, os países mais ricos e que mais poluem anunciaram aL
novas metas de redução para 2012, bem aquém do ne-
cessário e do já assumido.
Para os ambientalistas e para os cientistas essa redução é
irrisória e inócua.
E de 1 0 em 1 0 anos vão-se representando farsas."
O texto acima:
I. reflete a satisfação dos ambientalistas pela redução da
emissão de poluentes.
II. mostra a vontade da indústria petrolífera em resolver
já os problemas dos poluentes.
III. afirma que daqui a 10 anos os problemas causados
pela poluição estarão equacionados.
IV. mostra que a emissão de poluentes deve ser tão-so-
mente objeto de discussão.
V. afirma que os países ricos já eliminaram a emissão de
poluentes.
Das afirmações feitas:
a) apenas I e III são corretas.
b) apenas II e III são corretas.
c) nenhuma é correta.
d) apenas IV e V são corretas.
e) apenas II e V são corretas.
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Capitulo 13-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
42 (Enem-MEC) O Protocolo de Kyoto — uma convenção das Nações
Unidas que é marco sobre mudanças climáticas — estabelece que
os países mais industrializados devem reduzir até 2012 a emissão
dos gases causadores do efeito estufa em pelo menos 5% em rela-
ção aos níveis de 1 990. Essa meta estabelece valores superiores ao
exigido para países em desenvolvimento. Até 2001, mais de 120
países, incluindo nações industrializadas da Europa e da Ásia, já
haviam ratificado o protocolo. No entanto, nos EUA, o presidente
George W. Bush anunciou que o país não ratificaria "Kyoto", com
os argumentos de que os custos prejudicariam a economia ameri-
cana e que o acordo era pouco rigoroso com os países em desen-
volvimento. (Adaptado do Jornal do Brasil, 11 abril 2001.)
Na tabela encontram-se os dados sobre a emissão de C0 2 .
Considerando os dados da tabela, qual é a alternativa que repre-
senta um argumento que se contrapõe à justificativa dos EUA de
que o acordo de Kyoto foi pouco rigoroso com países em desen-
volvimento?
a) A emissão acumulada da União Européia está próxima à dos
EUA.
b) Nos países em desenvolvimento as emissões são equivalentes às
dos EUA. World Resources 2000/2001 .
c) A emissão per capita da Rússia assemelha-se à da União Euro-
péia.
d) As emissões de C0 2 nos países em desenvolvimento citados são muito baixas.
e) A África do Sul apresenta uma emissão anual per capita relativamente alta.
Países
Emissões de C0 2
desde 1950
(bilhões de
toneladas)
Emissões
anuais
de C0 2
per capita
Estados Unidos
186,1
16 a 36
União Européia
127,8
7 a 16
Rússia
68,4
7 a 16
China
57,6
2,5 a 7
Japão
31,2
7 a 16
India
15,5
0,8 a 2,5
Polônia
14,4
7 a 16
África do Sul
8,5
7 a 16
México
7,8
2,5 a 7
Brasil
6,6
0,8 a 2,5
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
43 (Fuvest-SP) A dose diária recomendada do elemento cálcio
para um adulto é de 800 mg. Suponha certo suplemento
nutricional à base de casca de ostras que seja 1 00% CaC0 3
(massas molares, em g/mol: Ca = 40; O = 1 6; C = 1 2). Se
um adulto tomar diariamente dois tabletes desse suple-
mento de 500 mg cada, qual porcentagem de cálcio da
quantidade recomendada essa pessoa está ingerindo?
a) 25% b) 40% c) 50% d) 80% e) 1 25%
44 (Aman-Rj) Uma argila apresenta 45% de sílica e 1 0% de
umidade. Se secarmos completamente essa argila, o teor
de sílica será:
a) 90% b) 50% c) 45% d) 55% e) 1 00%
45 (IME-RJ) Uma fonte de vanádio é o mineral vanadinita,
cuja fórmula é Pb 5 (V0 4 ) 3 Cl. Determine:
a) a porcentagem em massa de vanádio nesse mineral;
b) a massa em gramas de vanádio numa amostra que
contém 2,4 ■ 10 24 átomos de cloro.
46 (Cesgranrio-RJ) Uma substância que contém somente Kr
e F fornece, por aquecimento, 45 mL de Kr(g) e 90 mL
de F 2 (g), nas mesmas condições de temperatura e pres-
são. Qual a fórmula mínima da substância?
a) KrF b) KrF 2 c) KrF 4 d) Kr 2 F e) Kr 3 F
47 (Cesgranrio-Rj) Qual a massa atômica de X, se 46,5 g do
composto X 3 (P0 4 ) 2 contêm 1 8,0 g de X?
a) 9,0 b) 11,0 c) 24,5 d) 27,0 e) 40,0
48 (UFF-RJ) No combate à dor e à febre um medicamento
muito utilizado é a aspirina, cuja composição centesimal
é: C = 60,00%, H = 4,45% e O = 35,56%.
Sabendo-se que em uma amostra de aspirina com 0,1 8 g
de massa existem 6,02 ■ 1 0 20 moléculas, conclui-se que a
fórmula molecular desse composto é:
a) C 9 H 6 0 3 c) C 10 H 12 O 3 e) C 8 H 8 0 4
b) c 8 h 4 o 5 d) c 9 h 8 o 4
Capítulo 13 • Cálculo de Fórmulas
49 (Vunesp) As substâncias indicadas abaixo são de grande
importância como fertilizantes porque fornecem nitro-
gênio. Indique qual delas é potencialmente a mais rica
fonte desse elemento (massas atômicas: H = 1; C = 12;
N = 14; O = 16; S = 32; K = 39).
a) Uréia, CO(NH 2 ) 2
b) Nitrato de amónio, NH 4 N0 3
c) Sulfato de amónio, (NH 4 ) 2 S0 4
d) Guanidina, HNC(NH 2 ) 2
e) Nitrato de potássio, KN0 3
50 (UFRJ) Nitrogênio é um dos elementos mais importantes
para o desenvolvimento das plantas. Apesar dos proces-
sos naturais de fornecimento do mesmo, grande parte
necessária para a agricultura é suprida através da adição
de fertilizantes. Tais fertilizantes são comercializados sob
forma de uréia, sulfato de amónio e nitrato de amónio.
A tabela a seguir apresenta os preços desses fertilizantes
por tonelada.
Produto
Fórmulas
Preço do produto
(expresso em reais
por tonelada)
Uréia
NH 2 CONH 2
230,00
Sulfato de
amónio
(NH 4 ) 2 so 4
210,00
Nitrato de
amónio
nh 4 no 3
335,00
a) Com base na proporção (em massa) de nitrogênio em
cada um dos fertilizantes, indique qual deles é o mais
barato. Justifique.
b) O sulfato de amónio pode ser obtido industrialmente
pela reação do carbonato de amónio com o sulfato
de cálcio. Escreva a equação que descreve essa reação
química.
335
6/7/05, 15:02
Capitulo 13-QF1-PNLEM
335
Tópicos do capítulo
1 Introdução
2 Casos gerais de cálculo
estequiométrico
3 Casos particulares de cálculo
estequiométrico
Leitura: Produção do ferro e do aço
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Indústria química em Runcorn, Cheschire, Inglaterra.
Apresentação do capítulo
0 padeiro estima a quantidade de farinha para fazer certo número de pães. A montadora
de automóveis caicuia o número de peças que irá precisar no mês. As equipes de Fórmula 7
calculam a quantidade de combustível para os carros completarem um certo número de
voltas no circuito. Num exame de sangue , o laboratório caicuia os índices pedidos peio
médico. 0 banco caicuia os juros a serem cobrados por um empréstimo. E assim por diante.
Lembre-se também que muitas profissões são baseadas em cá/cu/os: economistas ,
administradores , contadores , engenheiros , agrimensores, projetistas etc.
Na Química, não podia ser diferente. Um dos interesses principais é o cáicuio das
quantidades de reagentes e/ou produtos de uma reação, isto é, o cáicuio estequiométrico.
Capitulo 14a-QF1-PNLEM 336 29/5/05,21:08
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
INTRODUÇÃO
Tanto no laboratório como na indústria química, é muito importante calcular as quantidades das
substâncias que são utilizadas ou produzidas nas reações químicas. Aliás, esse cálculo é importante
também em nosso cotidiano. Ao preparar um bolo, por exemplo, devemos misturar os ingredientes
(farinha, ovos, açúcar etc.) numa proporção adequada. Caso contrário, ao levar o bolo ao forno, a
reação química que aí se processa não atingirá o resultado desejado.
O consumo de combustível depende do tamanho, da potência e
da velocidade do veículo.
Quando um bolo é preparado, os ingredientes são misturados
em quantidades muito bem definidas.
De modo geral, esses cálculos são simples. Por exemplo, se fizermos a seguinte pergunta: "Se, para
preparar um bolo, precisamos de 3 ovos, então quantos ovos serão necessários para preparar dois
bolos? Qualquer pessoa responderá "de cabeça": 6 ovos. Esse é um cálculo típico entre duas grandezas
(bolos e ovos) diretamente proporcionais. Essa é também a idéia fundamental do cálculo
estequiométrico.
Do ponto de vista matemático, o cálculo estequiométrico exige apenas as quatro operações funda-
mentais: soma, subtração, multiplicação e divisão.
Daí a definição
Cálculo estequiométrico ou estequiometria (do grego: stoikheion, elemento; metron,
medição) é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas
feito com base nas leis das reações e executado, em geral, com o auxílio das equações
químicas correspondentes.
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
337
Capitulo 14a-QF1 -PNLEM
337
29/5/05, 21 :08
MAURÍCIO DE SOUSA PRODUÇÕES EDUARDO SANTALIESTRA / CID
A
O cálculo estequiométrico é uma decorrência das leis das reações químicas e da teoria atômico-
molecular. Nesse cálculo, são utilizadas, normalmente, as informações quantitativas existentes na pró-
pria equação que representa a reação química. Por exemplo:
• a equação
n 2 (g)
+
3 H 2 (g)
* 2 NH 3 (g)
• nos indica que
1 molécula de N 2
+
3 moléculas de H 2
2 moléculas de NH 3
• e também que
1 mol de N 2
+
3 mols de H 2
* 2 mols de NH 3
• ou que
28 g de N 2
+
3 • 2 g de H 2
* 2 • 1 7 g de NH 3
• ou ainda que
1 litro de N 2
+
3 litros de H 2
* 2 litros de NH 3
(Esta última linha só vale para gases a P e T constantes.)
De acordo com as leis das reações, as proporções acima são constantes, permitindo a montagem
de uma regra de três para calcular as quantidades envolvidas na reação. Por exemplo:
• a equação 1 N 2 + 3 H 2 * 2 NH 3
• indica que 1 mol N 2 reage com 3 mol H 2 produzindo 2 mol NH 3
Sendo assim, o cálculo das quantidades que reagem e são produzidas é facílimo, quando feito em
mols. Por exemplo, se fosse perguntado quantos mols de NH 3 são produzidos a partir de 1 0 mols de N 2 ,
bastaria "olhar" para as relações acima e responder "de cabeça" que são produzidos 20 mols de NH 3 .
Esse cálculo é traduzido matematicamente pela seguinte regra de três:
1 N 2 + 3 H 2 * 2 NH 3
2 mol de NH 3
[ 1 -x = 2 • 10 =>
Veja que, no cálculo acima, usamos uma regra matemática: "Entre grandezas diretamente propor-
cionais, a multiplicação 'em cruz' dará produtos iguais".
Generalizando, o cálculo estequiométrico (ou seja, a regra de três) poderá ser feito em outras
unidades — gramas, quilogramas, toneladas, número de moléculas etc. Bastará "traduzir" a quantidade
de mols que aparece na equação química para a unidade que for mais conveniente à resolução do
problema. Por exemplo, se fosse perguntado qual é a massa de NH 3 , em gramas, produzida a partir de
1 0 g de N 2 , teríamos, após calcular as massas molares, N 2 = 2-14 = 28 g e NH 3 = 14 + 3-1 =17 g:
N 2 + 3 H 2
28 g de N 2
1 0 g de N 2
Para resolver problemas envolvendo cálculo estequiométrico mais rapidamente, vamos mencionar
algumas regras:
2 NH,
2 • 1 7 g de NH 3
28 -x = 10-2-17
x = 12,14 g de NH 3
x = 20 mol de NH 3
1 mol de N 2
1 0 mol de N 2
Regras fundamentais
1- ) Escrever a equação química mencionada no problema.
2- ) Balancear ou acertar os coeficientes dessa equação (lembre-se de que os coeficientes
indicam a proporção em mols existente entre os participantes da reação).
3 â ) Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo
aos coeficientes da equação, que poderá ser escrita em massa, ou em volume, ou em
mols, conforme as conveniências do problema.
338
Capitulo 14a-QF1 -PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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2
CASOS GERAIS DE CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
2 . 1 . Quando o dado e a pergunta são expressos em massa
Exemplo
Calcular a massa de óxido cúprico obtida a partir de 2,54 g de cobre metálico (massas atômicas:
O = 1 6; Cu = 63,5).
Resolução:
• equação balanceada: 2 Cu + 0 2 *• 2 CuO
• informação da equação: 2 mols de Cu P roc| uzem ^ 2 mols de CuO
Dado em
massa
2 • 63,5 g
2,54 g
2 • 79,5 g
x
Pergunta
em massa
2,54-2-79,5
x = — —
2 • 63,5
x = 3,1 8 g de CuO
Neste exemplo, a regra de três obtida da equação foi montada em massa (gramas), pois tanto o
dado como a pergunta do problema estão expressos em massa.
' —
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Atenção: Use as massas atômicas que forem necessárias.
Exercício resolvido
1 (UFSM-RS) O ácido fosfórico, usado em refrigerantes do tipo "cola" e possível causador da osteoporose, pode ser
formado a partir da equação não-balanceada:
Ca 3 (P0 4 ) 2 + H 2 S0 4 H3PO4 + CaS0 4
Partindo-se de 62 g de Ca 3 (P0 4 ) 2 e usando-se quantidade suficiente de H 2 S0 4/ qual, em gramas, a massa aproximada
de H 3 P0 4 obtida?
a) 19 c) 39 e) 51
b) 25 d) 45
Resolução
Inicialmente devemos acertar os coeficientes da equação:
Alternativa c
Ca 3 (P0 4 ) 2 + 3 H 2 S0 4
310 g
62 g
2 H 3 P0 4
2 • 98 g
4- 3 CaS0 4
x = 39,2 g de H 3 P0 4
2 (UFV-MG) O alumínio (Al) reage com o oxigênio (0 2 ) de acordo com a equaçao química balanceada a seguir:
4 Al (s) + 3 0 2 (g) ► 2 Al 2 0 3 (s)
A massa, em gramas, de óxido de alumínio (Aí 2 0 3 ) produzida pela reação de 9,0 g de alumínio com excesso de oxigênio é:
a) 17 c) 8,5 e) 27
b) 34 d) 9,0
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico 339
Capitulo 14a-QF1-PNLEM
339
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3 (Ufac) Utilizando 148 g de hidróxido de cálcio Ca(OH) 2 , a
massa obtida de CaCÍ 2 , segundo a equação balanceada, é:
2 HCÍ (aq) + Ca(OH) 2 CaCl 2 (aq) + 2 H 2 0
Dados: Ca — 40 g/mol; Cl — 35,5 g/mol;
O — 16 g/mol; H — 1 g/mol.
a) 1 1 1 g c) 222 g e) 22,4 g
b) 75,5 g d) 74 g
4 (UFF-RJ) Acompanhando a evolução dos transportes aé-
reos, as modernas caixas-pretas registram centenas de
parâmetros a cada segundo, constituindo recurso funda-
mental na determinação das causas de acidentes aero-
náuticos. Esses equipamentos devem suportar ações
destrutivas e o titânio, metal duro e resistente, pode ser
usado para revesti-los externamente.
O titânio é um elemento possível de ser obtido a partir do
tetracloreto de titânio por meio da reação não-balanceada:
TiCÍ 4 (g) + Mg(s) ► MgCÍ 2 (l) + Ti (s)
Considere que essa reação foi iniciada com 9,5 g de TiCl 4 (g).
Supondo-se que tal reação seja total, a massa de titânio
obtida será, aproximadamente:
a) 1,2 g c) 3,6 g e) 7,2 g
b) 2,4 g d) 4,8 g
5 (Vunesp) O carbonato de cálcio (CaC0 3 ), principal cons-
tituinte do calcário, é um sal usado na agricultura para
corrigir a acidez do solo. Esse sal, ao ser aquecido
vigorosamente, sofre decomposição térmica, produzin-
do óxido de cálcio (CaO) e gás carbônico (C0 2 ). Con-
siderando a massa molar do CaC0 3 = 100 g/mol, do
CaO = 56 g/mol e do C0 2 = 44 g/mol, e que 1 0 kg de
carbonato de cálcio puro sofreram decomposição térmi-
ca, a quantidade de óxido de cálcio produzido será de:
a) 2.200 g d) 5.600 g
b) 2.800 g e) 1 1 .200 g
c) 4.400 g
6 (Ceeteps-SP) Um dos mecanismos de destruição da cama-
da de ozônio na atmosfera é representado pela equação:
NO (g) + 0 3 (g) » NO, (g) + 0 2 (g)
(massas molares: N = 14 g • mol -1 ; O = 16 g • moC 1 .)
Considerando que um avião supersônico de transporte
de passageiros emita 3 toneladas de NO (g) por hora de
vôo, a quantidade de ozônio, em toneladas, consumida
em um vôo de 7 horas de duração é:
a) 336,0 d) 21,0
b) 70,0 e) 13,1
c) 33,6
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
7 (UFF-RJ) O fósforo elementar é industrialmente obtido
pelo aquecimento de rochas fosfáticas com coque, na
presença de sílica.
Considere a reação
2 Ca 3 (P0 4 ) 2 + 6 Si0 2 + 10 C *
* P 4 + 6 CaSi0 3 + 10 CO
e determine quantos gramas de fósforo elementar são
produzidos a partir de 31,0 g de fosfato de cálcio.
a) 3,10 g c) 12,40 g e) 62,00 g
b) 6,20 g d) 32,00 g
8 (UnB-DF) A respiração aeróbia, processo complexo que
ocorre nas células das plantas e dos animais, pode,
simplificadamente, ser representada pela seguinte equa-
ção não-balanceada:
C 6 H 12 0 6 + 0 2 C0 2 + H 2 0
Considerando as massas atômicas /W a (C) = 12 u, M a ( H)
= 1 u e M a ( O) = 1 6 u, calcule, em gramas, a quantidade
de gás carbônico produzida na reação completa de 36 g
de glicose. Despreze a parte fracionária de seu resultado,
caso exista.
9 (PUC-MC) Fosfogênio, COCÍ 2 , é um gás venenoso. Quan-
do inalado, reage com a água nos pulmões para produzir
ácido clorídrico (HCÍ), que causa graves danos pulmo-
nares, levando, finalmente, à morte: por causa disso, já
foi até usado como gás de guerra. A equação química
dessa reação é:
COCl 2 + H 2 0 > C0 2 + 2 HCÍ
Se uma pessoa inalar 198 mg de fosfogênio, a massa de
ácido clorídrico, em gramas, que se forma nos pulmões,
é igual a:
a) 1,09 • 10 -1 d) 3,65 • 1 CT 2
b) 1,46 • 10 -1 e) 7,30 • 1 CT 2
c) 2,92 • 10 _1
340
10 (Vunesp) Um químico quer extrair todo o ouro contido
em 68,50 g de cloreto de ouro (III) di-hidratado,
AuCÍ 3 • 2 H 2 0, através da eletrólise de solução aquosa do
sal. Indique a massa de ouro, em gramas, obtida, após
redução de todo o metal (Dados: Au = 200 g/mol;
AuCÍ 3 • 2 H 2 0 = 342,5 g/mol.)
a) 34,25 b) 40,00 c) 44,70 d) 68,50 e) 100,0
Observação: Basta considerar que cada molécula
AuCC 3 • 2 H 2 0 encerra um átomo Au.
1 1 (UFSCar-SP) O alumínio metálico é obtido pela redução
eletrolítica da bauxita, na presença da criolita que age
como fundente, abaixando o ponto de fusão da bauxita
de 2.600 °C para cerca de 1 .000 °C.
Considerando que a bauxita é composta por óxido de
alumínio, Aí 2 0 3 , a massa em toneladas de alumínio me-
tálico a partir de 51,0 toneladas de bauxita é de:
a) 23,5 b) 25,5 c) 27,0 d) 32,0 e) 39,3
12 (UCB-DF) Através do aquecimento em corrente de oxi-
gênio, um metal Me é transformado no seu óxido corres-
pondente de acordo com a equação:
Me + — 0 2 * Me O
2
Sabendo que, quando 4 g desse metal reagem com oxi-
gênio, obtêm-se 5,6 g do óxido, determine a massa atô-
mica desse metal. (Dado: 0 = 16.)
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2.2. Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em volume (ou vice-versa)
Exemplo
Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas condições normais de pressão e temperatura, por
calcinação de 200 g de carbonato de cálcio (massas atômicas: C = 1 2; O = 1 6; Ca = 40).
Resolução:
• equação balanceada: CaC0 3 A > CaO + C0 2
• informação da equação: 1 mol de CaC0 3 - — 1 mol de C0 2
Dado em
massa
100 g
200 g
22,4 L(CNPT)
Vo
Pergunta
em volume
V 0 =
200 • 22,4
100
1/ 0 = 44,8 L de C0 2 (CNPT)
Agora a regra de três é, "de um lado", em massa (porque o dado foi fornecido em massa) e, "do
outro lado", em volume (porque a pergunta foi feita em volume).
Uma variação interessante desse problema seria o caso de o enunciado pedir o volume final do C0 2
não nas condições normais de pressão e temperatura, mas sim em outras condições. Digamos, a
700 mmHg e 27 °C. Um dos caminhos possíveis seria efetuar a resolução, chegar aos 44,8 L de C0 2
(CNPT) e, em seguida, aplicar a equação geral dos gases:
PV
P n V n
700 • 1/
760-44,8
V= 53,4 Lde C0 2
T T 0 300 273
Outro caminho possível seria efetuar a regra de três anterior da seguinte maneira:
CaC0 3 *- CaO + C0 2
100g 1 mol
200 g n
E, em seguida, aplicar a equação de Clapeyron:
PV = nRT => 700 ■ V = 2 ■ 62,3 • 300
n = 2 mol de CO,
V = 53,4 L de C0 2
Evidentemente, é bom recordar que o uso do volume molar (22,4 L) e das relações YY- e PV = nRT
somente pode ser feito para substâncias gasosas.
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Atenção: Use as massas atômicas que forem necessárias.
Exercício resolvido
1 3 (Cesgranrio-RJ) O CO, produzido pela decomposição térmica de 320 g de carbonato de cálcio teve seu volume medido
atm • L
a 27 °C e 0,8 atm. Dados: Ca = 40; C = 1 2; O = 1 6; R = 0,082
a) 22,4
J- resolução
b) 44,8
CaCQ 3
100 g
320 g
fX
To
CaO
mol • K
d) 71,6
|. O valor, em litros, encontrado foi:
e) 98,4
22,4 L (CN)
V„
1 • 71,68 _ 0,8 • V
V 0 = 71,68 Lde C0 2 (CNPT)
273
300
V= 98,4 Lde C0 2
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
341
Capitulo 14a-QF1-PNLEM
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2- resolução
CaC0 3
CaO + CO
100 g
320 g
1 mol
n
n = 3,2 mol de C0 2
PV = nRT => 0,8 • V = 3,2 • 0,082
300 =>
1/ = 98,4 L de C0 2
A pequena diferença entre as duas respostas deve-se ao valor aproximado da constante R.
Alternativa e
14 (Mackenzie-SP)
CH 4 (g) + 2 0 2 (g) C0 2 (g) + 2 H 2 0 (g)
O volume de C0 2 , medido a 27 °C e 1 atm, produzido na combustão de 960,0 g de metano, é:
a) 60,0 L c) 1 .344,0 L e) 960,0 L
b) 1.620,0 L d) 1.476,0 L
Dados:
• massa molar do CH 4 = 1 6 g/mol
• constante universal dos gases: R = 0,082 — — .
mol • K
15 (Ceeteps-SP) Antiácido estomacal, preparado à base de bicarbonato de sódio (NaHCOj), reduza acidez estomacal provocada
pelo excesso de ácido clorídrico segundo a reação:
HCl(aq) 4- NaHC0 3 (aq) NaCÍ (aq) + H 2 0 (L) + C0 2 (g)
(massa molar NaHC0 3 = 84 g/mol; volume molar = 22,4 L/mol a 0 °C e 1 atm).
Para cada 1,87 g de bicarbonato de sódio, o volume de gás carbônico liberado a 0 °C e 1 atm é de aproximadamente:
a) 900 ml_ c) 645 mL e) 224 mL
b) 778 mL d) 493 mL
16 (Unifor-CE) A decomposição total de 100 g de carbonato de cálcio (CaC0 3 ) em óxido de cálcio e dióxido de carbono, que
volume produzirá deste último quando medido a 1 atm e 25 °C? (Dados: volume molar de gás a 1 atm e 25 °C = 25 L/mol;
massas molares, em g/mol: CaC0 3 = 100; C0 2 = 44.)
a) 1 0 L c) 25 L e) 1 00 L
b) 15 L d) 50 L
17 (Cesgranrio-RJ) Numa estação espacial, emprega-se óxido de lítio para remover o C0 2 no processo de renovação do ar de
respiração, segundo a equação:
Li 2 0 + co 2 *■ lí 2 co 3
(Dados: C = 12; O = 16; Li = 7.)
Sabendo-se que são utilizadas unidades de absorção contendo 1,8 kg de U 2 0, o volume máximo de C0 2 , medido nas
CNPT, que cada uma delas pode absorver, é:
a) 1.800 L c) 1.120 L e) 672 L
b) 1.344 L d) 980 L
18 (UFPI) Pilotos levam tabletes de LiH para, no caso de acidente no mar, encher barcos ou coletes salva-vidas com gás
hidrogênio obtido da reação desse composto com água:
LiH + H 2 0 ► LiOH + H 2
Considerando R- 0,082 atrr | ^ , indique quantos gramas de LiH são necessárias para inflar um barco salva-vidas, de
volume igual a 8,20 L, pressão de 3,00 atm e temperatura de 27,0 °C.
a) 7,94 g c) 37,8 g e)87,7g
b) 11,1 g d) 44,4 g
19 (UFSM-RS) O airbag é inflado quando o nitrogênio (N 2 ) é produzido através do azoteto de sódio, em condições especiais.
Uma das reações envolvidas nesse processo é
2 NaN 3 (s) ► 2 Na (s) + 3 N 2 (g)
Considerando CNPT e o volume molar 22,7 L, a massa de azoteto de sódio necessária para inflar um airbag de 10 L com
nitrogênio, conforme a equação dada, é, aproximadamente:
a) 0,19 g c ) 1 9 g e) 68 g
b) 1,9 g d) 1 30 g
342
Capitulo 14a-QF1-PNLEM
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EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
20 (UFSM-RS) Os CFCs, gases clorofluorcarbonetos, propelentes de sprays, ao atingirem 40 km de altitude, são decompostos
pela radiação ultravioleta. Em conseqüência, átomos de cloro são liberados, destruindo a camada de ozônio, conforme a
reação:
Cl + 0 3 (g) ► CIO (g) + 0 2 (g).
Atendendo a essa equação balanceada e considerando volume molar 22,7 L e CNPT, pode-se afirmar que 0,71 g de Cl,
nesse processo, fornecerá:
a) 0,454 L de 0 2 b) 4,54 L de 0 2 c) 45,4 L de 0 2 d) 22,7 L de 0 2 e) 1 1 ,4 L de 0 2
21 (UFF-RJ) O hidróxido de lítio, LiOH, por seu baixo peso molecular, tem sido utilizado para a renovação do ar no interior das
espaçonaves, onde absorve o C0 2 exalado pelos astronautas, segundo a reação incompleta:
LiOH (s) + C0 2 (g) * X (s) 4- H 2 0 (l)
Determine o volume máximo de C0 2 à pressão de 781 mmHg que pode ser absorvido por 348 mg de LiOH à temperatura
de 21 °C.
22 (Fatec-SP) A destruição em massa por armas químicas constitui-se num dos maiores temores da sociedade civilizada atual.
Entre os mais temidos agentes químicos destacam-se o VX, de propriedades semelhantes às do Sarin, porém mais tóxico, e
o gás mostarda, também letal. A denominação do "gás mostarda" foi dada devido à cor semelhante do condimento e a seu
efeito picante sobre a pele. A atuação desse gás se deve, entre outras coisas, à sua reação com a água, produzindo HCl, o
responsável pela irritação da pele, dos olhos e do sistema respiratório. Assim, com base na equação:
Cl — CH 2 CH 2 — S — CH 2 CH 2 — CL + 2 HOH ► HO— CH 2 CH 2 — S— CH 2 CH 2 — OH + 2 HCl
Gás mostarda Gás clorídrico
e supondo um rendimento de 1 00% no processo, o volume de gás clorídrico, nas condições ambiente, obtido a partir de
1 tonelada de gás mostarda é aproximadamente: (Dados: volume molar, nas condições ambiente = 24,5 L/mol; massa
molar do gás mostarda = 1 59 g/mol.)
a) 1,5 • 10 5 L b) 3,1 • 1 0 5 L c)6,5-10 s L d)3,2-10 ? L e)2,8-10 4 L
23 (UF)F-MG) Sabendo-se que, nas CNPT, 1 mol de qualquer gás ocupa um volume igual a 22,4 L, determine a massa, em
gramas, de gás carbônico que se obtém, quando se provoca a combustão completa de 5,6 L do gás metano nas CNPT.
a) 22,4 b) 5,6 c) 28 d) 44 e) 1 1
24 (UFR-RJ) Um motor a álcool emite, na queima do combustível, gás carbônico e água. Levando-se em conta que o oxigênio
queima estequiometricamente o álcool e que foram consumidos 30 litros de combustível, calcule o que se solicita abaixo,
considerando:
1) densidade do etanol = 0,8 kg/litro
2) C 2 H 6 0 + 3 0 2 ► 2 C0 2 + 3 H 2 0
a) a quantidade de água produzida na descarga;
b) o volume de gás carbônico emitido nas condições normais;
c) o volume de oxigênio utilizado a 30 °C em pressão atmosférica.
2.3. Quando o dado e a pergunta são expressos em volume
Exemplo
Um volume de 15 L de hidrogênio, medido a 15 °C e 720 mmHg, reage completamente com
cloro. Qual é o volume de gás clorídrico produzido na mesma temperatura e pressão?
Resolução:
2 HCÍ(g)
2 volumes de HCÍ
equação balanceada:
H 2 (g) +
• informação da equação: 1 volume
rio I— I
Cí 2 (g)-
produz
Dado em
|— 1 L
2 L < —
Pergunta
volume
► 15 L
1/ -<
em volume
V =
15-2
1
1/ = 30 L de HCÍ (a 1 5 °C e 720 mmHg)
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
343
Capitulo 14a-QF1 -PNLEM
343
29/5/05, 21:10
O cálculo estequiométrico entre volumes de gases é um cálculo direto e imediato, desde que os
gases estejam nas mesmas condições de pressão e temperatura. De fato, as leis volumétricas de Gay-
Lussac (página 291 ) e a lei de Avogadro (página 291 ) permitem afirmar que a proporção dos volumes
gasosos que reagem e são produzidos numa reação coincide com a própria proporção dos coeficien-
tes da equação química dessa reação. No entanto, se o dado e a pergunta do problema são volumes
gasosos em condições diferentes de pressão e temperatura entre si, devemos usar a relação no
início ou no fim dos cálculos, pois a regra de três somente admite volumes nas mesmas pressão e
temperatura (quaisquer que sejam P e T ).
EXERCÍCIOS
■7 1
Registre as respostas
em seu caderno
Atenção: Use as massas atômicas que forem necessárias.
25 Considerando a reação
N 2 (g) + 3 H 2 (g) ► 2 NH 3 (g), calcule
quantos litros de NH 3 (g) sao obtidos a partir de 3 litros
de N 2 (g). Considere todos os gases nas CNPT.
26
(UCF-RJ) Uma das transformações que acontecem no in-
terior dos "catalisadores" dos automóveis modernos é a
conversão do CO em C0 2 , segundo a reação
CO + — o 2
2
C0 2 . Admitindo-se que um
motor tenha liberado 1 .120 Lde CO (medido nas CNPT),
o volume de 0 2 (medido nas CNPT) necessário para con-
verter todo o CO em C0 2 é, em litros, igual a:
a) 2.240 c) 560 e) 336
b) 1.120 d) 448
27 Quantos litros de oxigênio são necessários para reagir
completamente com 40 L de monóxido de carbono?
Quantos litros de gás carbônico serão formados nessa
reação? (Os três gases foram medidos a 22 °C e 720 mm
de mercúrio.)
2.4. Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em mols (ou vice-versa)
Exemplo
Quantos mols de ácido clorídrico são necessários para produzir 23,4 gramas de cloreto de sódio?
(Massas atômicas: Na = 23; Cí = 35,5)
Resolução:
• equação balanceada:
• informação da equação:
HCÍ +
1 mol de HCÍ
NaOH — NaCÍ + H 2 0
— produz — ► 1 mol de NaCÍ
Pergunta
em mols
1 mol
n
58,5 g
23,4 g
Dado em
massa
n =
23.4
58.5
n = 0,4 mol de HCÍ
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
Atenção: Use as massas atômicas que forem necessárias.
28 (UCB-MS) Dada a equação química não-balanceada:
Na 2 C0 3 + HCÍ * NaCÍ + C0 2 + H 2 0
A massa de carbonato de sódio que reage completamen-
te com 0,25 mol de ácido clorídrico é:
a) 6,62 g c) 1 3,25 g e) 20,75 g
b) 26,50 g d)10,37g
29 (UEMG) O ferro metálico, em contato com o gás oxigê-
nio, durante alguns meses, sofre oxidação chegando a
um tipo de ferrugem denominado óxido férrico. Quantos
mols de ferro metálico são oxidados por 1 34,4 litros de
gás oxigênio, medido nas CNPT? (Fe = 56; 0 = 16).
a) 2,0 mols c) 6,0 mols e) 8,0 mols
b) 4,0 mols d) 10,0 mols
30 (PUC-RJ) Na poluição atmosférica, um dos principais irri-
tantes para os olhos é o formaldeído, CH 2 0, o qual é
formado pela reação do ozônio com o etileno:
0 3 (g) + C 2 H 4 (g) ► 2 CH 2 0 (g) + O (g)
Num ambiente com excesso de 0 3 (g), quantos mols
de etileno são necessários para formar 1 0 mols de for-
maldeído?
a) 10 mols d) 2 mols
b) 5 mols e) 1 mol
c) 3 mols
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Capitulo 14a-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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31 (UFMC) Um ser humano adulto sedentário libera, ao respirar, em média, 0,880 mol de C0 2 por hora. A massa de C0 2 pode
ser calculada, medindo-se a quantidade de BaC0 3 (s), produzida pela reação:
Ba(OH) 2 (aq) + C0 2 (g) ► BaC0 3 (s) + H 2 0 (l)
Suponha que a liberação de C0 2 (g) seja uniforme nos períodos de sono e de vigília. A alternativa que indica a massa de
carbonato de bário que seria formada pela reação do hidróxido de bário com o C0 2 (g), produzido durante 30 minutos, é
aproximadamente:
a) 197 g b) 1 73 g c)112g d) 86,7 g e) 0,440 g
32 (UFR-RJ) Considere a reação Zn (s) 4- HCl (aq) *- ZnCl 2 (aq) + H 2 (g).
a) Faça o balanceamento da referida reação.
b) Sabendo-se que 73 g do ácido clorídrico reagem completamente, calcule o número de mols do cloreto de zinco formado.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
33 (UFPE) O azoteto de sódio, NaN 3 , quando inflamado so-
fre decomposição rápida fornecendo nitrogênio gasoso
que é utilizado para inflar os sacos de ar ( airbags ) de au-
tomóveis, de acordo com a reação:
2 NaN 3 (s) »- 2 Na (s) + 3 N 2 (g).
Quantos mols de azida de sódio são necessários para gerar
nitrogênio suficiente para encher um saco de plástico de
44,8 L a 0 °C e à pressão atmosférica?
Dados: R = 0,082 atm ' 1 2
mol ■ K
Massa atômica (g/mol): N = 14; Na = 23
Considere que o nitrogênio gasoso tem comportamento
ideal nas condições acima.
a) y b) 2 c) 3 d) | e) ±
34 (Unifor-CE) A dissolução de N0 2 (g) em água produz áci-
do nítrico, de acordo com a equação não-balanceada:
NO, + H 2 0 ► H + + N0 3 “ + NO
Nessa reação, quantos mols de ácido nítrico são obtidos
pelo consumo de 3 mols de N0 2 ?
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
35 (Fatec-SP) O enxofre é uma impureza presente na gasoli-
na e um dos responsáveis pela chuva ácida nos grandes
centros urbanos. O teor de enxofre na gasolina pode ser
determinado queimando-se uma amostra do combustí-
vel, oxidando-se os produtos gasosos com solução de
peróxido de hidrogênio e titulando-se o ácido sulfúrico
(H 2 S0 4 ) assim formado.
A partir de uma amostra de 10,0 g de gasolina obtive-
ram-se 2,00 • 1CT 3 mol de H 2 S0 4 pelo método descrito.
A porcentagem de enxofre, em massa, na gasolina anali-
sada, é de (Dado: massa molar do S = 32 g/mol.):
a) 0,196% c) 1,96% e) 20,0%
b) 0,640% d) 6,40%
36 (ITA-SP) Uma mistura de azoteto de sódio, NaN 3 , e de óxido
de ferro (III), Fe 2 0 3 , submetida a uma centelha elétrica reage
muito rapidamente produzindo, entre outras substâncias,
nitrogênio gasoso e ferro metálico. Na reação entre o
azoteto de sódio e o óxido de ferro (III) misturados em
proporções estequiométricas, a relação (em mol/mol)
N 2 (g)/Fe 2 0 3 é igual a:
a) — c) — e) 9
2 2
b) 1 d) 3
2.5. Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em número de partículas
(ou vice-versa)
Exemplo
Quantas moléculas de gás carbônico podem ser obtidas pela queima completa de 4,8 g de carbo-
no puro? (Massa atômica: C = 12)
Resolução:
• equação balanceada: C + 0 2 * C0 2
• informação da equação: 1 mol de C ► 1 mol de C0 2
Dado em
massa
1 2 g
4,8 g
6,02 • IO 23 moléculas -* —
Pergunta
em número
X <
de partículas
x =
4,8 • 6,02 - IO 23
12
x = 2,4 • 1 0 23 moléculas de C0 2
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
345
Capitulo 14a-QF1 -PNLEM
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f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
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Atenção: Use as massas atômicas que forem necessárias.
37 (UFR-RJ) O gás cianídrico é uma substância utilizada em
câmara de gás. Esse composto é preparado por uma rea-
ção do ácido sulfúrico (H 2 S0 4 ) com o cianeto de potássio
(KCN). Com relação a esse composto, pede-se:
a) a equação química balanceada para sua obtenção;
b) o número de moléculas formado a partir de 32,5 g de
cianeto de potássio.
38 (PUC-MC) Dada a reaçao:
Ácido
Ferro + . - , .
clorídrico
Cloreto
férrico
Hidrogênio
o número de moléculas de gás hidrogênio, produzidas
pela reação de 1 1 2 g de ferro, é igual a:
a) 1,5 c) 9,0 -IO 23 e) 3,0 -IO 24
b) 3,0 d) 1,8 -IO 24
39 (UFPE) Nas usinas siderúrgicas, a obtenção de ferro me-
tálico a partir da hematita envolve a seguinte reação (não-
balanceada):
Fe 2 0 3 (s) + CO (g) * Fe (s) + C0 2 (g)
Percebe-se dessa reação que o C0 2 é liberado para a at-
mosfera, podendo ter um impacto ambiental grave rela-
cionado com o efeito estufa. Qual o número de molécu-
las de C0 2 liberadas na atmosfera, quando um mol de
óxido de ferro (III) é consumido na reação?
Considere: número de Avogadro igual a 6 • 1 0 23 mor'.
a) 6 • 1 0 23 c) 1 2 ■ 1 0 23 e) 1 8 • 1 0 23
b) 24 • 1 0 23 d) 36 • 1 0 23
40 (UFRGS-RS) Os clorofluorcarbonos (CFCs) sofrem decom-
posição nas altas camadas da atmosfera, originando áto-
mos de cloro, os quais atacam moléculas de ozônio (0 3 ),
produzindo oxigênio. Supondo que 1 mol de ozônio seja
totalmente transformado em moléculas de oxigênio, o
número de moléculas produzidas é:
a) 3,01 -IO 23 c) 9,03 -10 23 e) 18, 06 -10 23
b) 6,02 • 1 0 23 d) 1 2,04 • 1 0 23
41 (UFF-Rj) Em relação à produção de fosfato de sódio por
meio da reação do ácido fosfórico com um excesso de
hidróxido de sódio, pede-se:
a) a equação balanceada para a reação;
b) a quantidade, em gramas, de fosfato de sódio produ-
zido ao se utilizar 2,5 • 1 0 23 moléculas de ácido
fosfórico.
42 (Vunesp) Para transformar uma molécula de P 4 O, 0 em
ácido ortofosfórico, o número mínimo de moléculas de
água necessário é:
a) 1 c) 4 e) 6 • 1 0 23
b) 2 d) 6
43 (UEM-PR) O principal componente do cimento do tipo
portland é a cal virgem, nome popular do óxido de cál-
cio. Esse composto, quando hidratado, forma o hidróxido
de cálcio, também conhecido como cal apagada. O vo-
lume de água necessário para reagir estequiome-
tricamente com 1 8 • 1 0 23 moléculas de cal virgem é, em
mL, igual a ...
Considere a densidade água igual a 1 g/mL.
(Dados: Ca = 40; O = 1 6 e H = 1 .)
2.6. Havendo duas ou mais perguntas
Neste caso, teremos uma resolução para cada uma das perguntas feitas.
Exemplo
Quais são as massas de ácido sulfúrico e hidróxido de sódio necessárias para preparar 28,4 g de
sulfato de sódio? (Massas atômicas: H = 1; O = 1 6; Na = 23; S = 32)
Efetuando dois cálculos estequiométricos separadamente:
• para obter a massa de ácido sulfúrico:
H 2 S0 4 + 2 NaOH
98 g
x
Na 2 S0 4
142 g
28,4 g
+ 2 H 2 0
x = 1 9,6 g de H 2 S0 4
• para obter a massa de hidróxido de sódio:
H 2 S0 4 + 2 NaOH
1 v 1
2 • 40 g
y —
Na 2 S0 4
142 g
28,4 g
+ 2 H 2 0
y = 1 6,0 g de NaOH
Uma outra maneira de resolver o problema é transformar a quantidade dada para mols, usando-a
para obter as respostas pedidas. No caso, foram dadas 28,4 g de sulfato de sódio, que correspondem a:
m _ 28,4
M ~ 142
n = 0,2 mol de Na 2 S0 4
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Capitulo 14a-QF1 -PNLEM
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Temos então:
h 2 so 4
+
2 NaOH
Na 2 S0 4
+
2 H 2 0
• informação da equação:
1 mol
+
2 mols
*• 1 mol
+
2 mols
• obedecendo à equação:
0,2 mol
+
0,4 mol
* 0,2 mol
+
0,4 mol
V resposta:
2- resposta:
m = nM
m = nM
m = 0,2 ■ 98
m = 0,4 • 40
m = 1 9,6 g de H 2 S0 4
m = 1 6,0 g de NaOH
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
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Atenção: Use as massas atômicas que forem necessárias.
44 (Vunesp) Mergulha-se uma barra de 3,27 g de zinco metá-
lico em ácido nítrico diluído até dissolução total do metal.
a) Escreva a equação química da reação que ocorre, in-
dicando os nomes dos produtos formados.
b) Sabendo-se que as massas molares (em g/mol) são
H = 1,0; N = 14; O = 16 e Zn = 65,4; calcule as
massas (em gramas) dos produtos formados.
45 (UFV-MC) O gás hidrogênio é facilmente produzido em
laboratórios, fazendo-se reagir ferro com uma solução de
ácido sulfúrico, de acordo com a equação abaixo:
Fe(s) + H 2 S0 4 (aq) * FeS0 4 (aq) + H 2 (g)
Ao se reagirem 1 1 ,2 gramas de esponja de aço com exces-
so de ácido sulfúrico, em condições normais de pressão e
temperatura (1 atm e 0 °C), considerando que a esponja de
aço seja constituída de puro ferro, qual a massa de sulfato
ferroso produzida e o volume de gás hidrogênio liberado?
a) 30,4 gramas e 4,5 litros d) 15,2 gramas e 2,3 litros
b) 1 54 gramas de 24 litros e) 1 5,2 gramas e 22,4 litros
c) 152 gramas de 23 litros
46 (Fuc-MT) Na síntese de 1 1 0 g de gás carbônico, as quan-
tidades mínimas necessárias de reagentes são:
a) 30 g de carbono e 40 g de oxigênio
b) 60 g de carbono e 80 g de oxigênio
c) 55 g de carbono e 55 g de oxigênio
d) 60 g de carbono e 50 g de oxigênio
e) 30 g de carbono e 80 g de oxigênio
47 (UFMG) Um bom método para a preparação controlada
de oxigênio muito puro é a decomposição térmica de
permanganato de potássio sob vácuo. Essa reação pode
ser representada pela equação:
2 KMn0 4 (s) ► K 2 MnO„ (s) + MnO, (s) + 0 2 (g)
Com relação à decomposição completa de 2 mols de
permanganato de potássio, é incorreto afirmar que:
a) a massa de KMnCt, (s) decomposta é 31 6,0 g.
b) a massa total dos produtos sólidos é 300,0 g.
c) a quantidade de 0 2 (g) produzida é 1 mol.
d) as quantidades, em mols, de cada um dos produtos
são iguais.
Massas
atômicas:
C = 12;
0 = 16
CASOS PARTICULARES DE CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
Vamos agora considerar alguns casos particulares de cálculo estequiométrico. Continuam valendo
as regras fundamentais já mencionadas na página 338. Iremos apenas acrescentar alguns cuidados ou
alguns detalhes.
3.1. Quando aparecem reações consecutivas
Consideremos, como exemplo, a fabricação industrial do ácido sulfúrico a partir do enxofre. Ela se
processa por meio das três reações consecutivas dadas a seguir:
S + 0 2 - > - — so 2
sorr io 2 — *- so 3
so 3 *"+ h 2 o ► h 2 so 4
Quando um problema fornece, por exemplo, a massa do enxofre inicial e pede a massa do H 2 S0 4
produzido, um dos caminhos do cálculo seria manter as três equações separadas e calcular primeiro a
massa de S0 2 , depois a massa de S0 3 e, finalmente, a massa de H 2 S0 4 . No entanto, é muito mais
prático "somar algebricamente" as equações químicas e efetuar o cálculo estequiométrico direta-
mente na equação final.
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
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Capitulo 14b-QF1 -PNLEM
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Exemplo
Qual é a massa de H 2 S0 4 produzida a partir de 8 toneladas de enxofre?
Resolução:
S + 0 2 ' -S02
-80^ + — O 2 _ . . — " -803 4h
.sef'+ h 2 o * h 2 so 4
s +
32 t —
8 t —
0 2 + H 2 0
2 2 2
x = 24,5 t de H 2 S0 4
Nesse tipo de problema é indispensável que:
• todas as equações estejam balanceadas individualmente;
• as substâncias "intermediárias" (no caso S0 2 e S0 3 ) sejam canceladas; em certos problemas,
isso obriga a "multiplicar" ou "dividir" uma ou outra equação por números convenientes, que
levem ao cancelamento desejado.
Daí para diante recaímos num cálculo estequiométrico comum, em que a regra de três é estabelecida
em função da equação química que resulta da soma das equações intermediárias.
f
EXERCÍCIOS
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Exercício resolvido
48 (Fuvest-SP) Duas das reações que ocorrem na produção do ferro são representadas por:
2 C (s) + 0 2 (g) * 2CO(g)
Fe 2 0 3 (s) + 3 CO (g) ► 2 Fe (s) + 3 C0 2 (g)
O monóxido de carbono formado na primeira reação é consumido na segunda. Considerando apenas essas duas
etapas do processo, calcule a massa aproximada, em quilogramas, de carvão consumido na produção de 1 tonelada de
ferro (massas atômicas: Fe = 56; C = 1 2; O = 1 6).
Resolução
Multiplicando a 1- equação por três e a 2- equação por dois, temos:
Equaçao-soma:
6 c + 3 o 2 *• -é-eer
2 Fe 2 Q 3 + _6 -eer * 4 Fe + 6 C0 2
6 C + 3 0 2 + 2 Fe 2 0 3
6 • 1 2 kg
x
• 4 Fe +
4 • 56 kg
1 .000 kg
6 C0 2
x = 321 kg de C
Note que foi necessário multiplicar a I a equaçao por 3 e a 2 a por 2 para podermos cancelar o CO que está presente
tanto na I a como na 2 a equação.
49 (UFF-RJ) Garimpeiros inexperientes, quando encontram pirita, pensam estar diante de
ouro, por isso, a pirita é chamada "ouro dos tolos".
Entretanto, a pirita não é um mineral sem aplicação. O H 2 S0 4 , ácido muito utilizado
nos laboratórios de química, pode ser obtido a partir da pirita por meio do processo:
4 FeS 2
2 S0 2
+
11 o 2
o 2
<
p
2 Fe 2 0
2 S0 3
so 3
+
h 2 o
h 2 so 4
Qual é a opção que indica a massa de H 2 S0 4 obtida a partir de 60,0 kg de pirita, com
100% de pureza, por meio do processo equacionado acima?
a) 9,8 kg b) 1 2,4 kg c) 49,0 kg d) 60,0 kg e) 98,0 kg
Amostra de pirita (FeS 2 ).
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Capitulo 14b-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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50 (PUC-RS) Um dos efeitos da chamada "chuva ácida" causada pelo S0 2 (g) lançado na atmosfera é a transformaçao do
mármore, CaC0 3 (s), em gesso, CaS0 4 (s), que pode ser representado pelas seguintes equações:
2 S0 2 (g) + 0 2 (g) * 2 S0 3 (g)
S0 3 (g) + H 2 0(l) ► H 2 S0 4 (aq)
H 2 S0 4 (aq) + CaC0 3 (s) - CaS0 4 (s) + H 2 0 (l) + C0 2 (g)
A quantidade de gesso que pode ser formada, no máximo, pela reação de 44,8 litros de S0 2 (g) lançado na atmosfera,
nas CNPT, é:
a) 34 g b) 68 g c) 1 36 g d) 272 g e) 340 g
51 (PUC-RS) Em 2,8 kg de óxido de cálcio, também conhecido como "cal virgem", foi adicionada água, formando hidróxido
de cálcio, usado para pintar uma parede. Após a sua aplicação, transformou-se numa camada dura, pela reação química
com gás carbônico existente no ar, formando carbonato de cálcio. A massa de sal obtida é, aproximadamente, igual a:
a) 5,0 kg b) 2,8 kg c) 1,6 kg d) 1,0 kg e) 0,6 kg
52 (Fuvest-SP) Uma instalação petrolífera produz 12,8 kg de S0 2 por hora. A liberação desse gás poluente pode ser evitada
usando-se calcário, o qual por decomposição fornece cal, que reage com o S0 2 formando CaS0 3 , de acordo com as equações:
CaC0 3 (s) *- CaO (s) + C0 2 (g)
CaO (s) + S0 2 (g) ► CaS0 3 (s)
Qual a massa mínima de calcário (em kg), por dia, necessária para eliminar todo o S0 2
formado?
Suponha 100% de rendimento para as reações.
a) 128 b) 240 c) 480 d) 720
53 (Unb-DF) Na seqüência de reações:
Na 2 0 + H 2 0 ► 2 NaOH
H 3 P0 4 + 3 NaOH ► Na 3 P0 4 4- 3 H 2 0
Se partirmos de 1 0 mols de Na 2 0, obteremos:
a) 10molsdeH 2 O c) mols de Na 3 P0 4 e) 20 mols de Na 3 P0 4
b) 20 mols de H 2 0 d) 1 5 mols de Na 3 P0 4
Massas molares (g/mol):
CaCO . 1 00
SO, 64
e) 1.200
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
54 (Uerj) Uma das principais causas da poluição atmosférica
é a queima de óleos e carvão, que libera para o ambiente
gases sulfurados. A seqüência reacional abaixo demons-
tra um procedimento moderno de eliminação de anidrido
sulfuroso, que consiste em sua conversão a gesso.
S0 2 + H 2 0 ► H + + HS0 3
H + + HS0 3 + J o 2 * 2 H + + so; 2
2 H + + SO; 2 + Ca(OH) 2 * CaS0 4 • 2 H 2 0
Gesso
Calcule a massa de gesso, em gramas, que pode ser ob-
tida a partir de 192 g de anidrido sulfuroso, consideran-
do um rendimento de 100% no processo de conversão.
55 (UFPA) Uma das formas de poluição de nossos dias é a
chuva ácida. Ela provoca a destruição de monumentos his-
tóricos, como a Basílica de Nazaré, em Belém, cuja facha-
da é revestida de mármore, através da corrosão provocada
pelo ácido. A origem dessa forma de poluição encontra-se
na queima de derivados de petróleo que contêm impure-
zas como o enxofre, e se processa segundo as reações:
S
+
o 2 —
— * so 2
Massas atômicas:
2 S0 2
+
o 2 —
— * 2 S0 3
S = 32; O = 16;
so 3
+
h 2 o —
— h 2 so 4
H = 1
Considerando-se que em 100 L de gasolina encontram-
se 3,2 mg de enxofre, a quantidade (em gramas) de áci-
do sulfúrico formada pela queima desse volume de com-
bustível será de:
a) 98 c) 98-1 (T 2 e) 98-1 0“ 4
b) 98 • 1 0 _1 d) 98 -1(T 3
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
56 (UnB-DF) Um aluno decidiu realizar um projeto de Quí-
mica para sua escola, investigando o teor de iodato de
potássio em uma marca de sal. Uma amostra de massa
igual a 1 ,0 g do sal de cozinha foi dissolvida em água e o
iodo foi precipitado na forma de iodeto de prata (Agl),
conforme representado pelas seguintes equações:
KIO, (aq) + 3 H 2 S0 3 (aq) Kl (aq) + 3 H 2 SO„ (aq)
Kl (aq) + AgN0 3 (aq) Agl (s) + KN0 3 (aq)
Sabendo que a massa de iodeto de prata obtida foi de
4,70 • 10 -5 g e considerando que M(KI0 3 ) = 214 g/mol
e M( Agl) = 235 g/mol, calcule, em gramas, a massa de
iodato de potássio presente em uma tonelada de sal. Des-
preze a parte fracionária de seu resultado, caso exista.
57 (Fuvest-SP) O equipamento de proteção conhecido como
airbag, usado em automóveis, contém substâncias que
se transformam, em determinadas condições, liberando
N 2 que infla um recipiente de plástico. As equações das
reações envolvidas no processo são:
2 NaN 3 * 2 Na + 3 N 2
Azoteto de sódio
10 Na + 2 KN0 3 > K 2 0 + 5 Na 2 0 + N 2
a) Considerando que N 2 é gerado nas duas reações,
calcule a massa de azoteto de sódio necessária para
que sejam gerados 80 L de nitrogênio, nas condi-
ções ambientes.
b) Os óxidos formados, em contato com a pele, podem
provocar queimaduras. Escreva a equação da reação
de um desses óxidos com a água contida na pele.
(Dados: volume molar de gás nas condições ambien-
tes: 25 L/mol; massa molar do NaN 3 : 65 g/mol.)
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A
*=315:5=»* = 63 carros
3.2. Quando são dadas as quantidades de dois (ou mais) reagentes
Analise a seguinte situação: se, para montar um carro, são necessários 5 pneus (4 mais 1 de reserva)
e 1 volante, quantos carros poderemos montar com 315 pneus e 95 volantes?
5 pneus 1 carro
315 pneus *
Considerando que cada carro precisa de apenas 1 volante, serão necessários apenas 63 volantes para
montar o número de carros que calculamos acima — sobrando, portanto, 32 volantes (95 - 63 = 32).
Concluímos assim que, na questão proposta, existem volantes "em excesso" (ou pneus "em falta").
Podemos ainda dizer que o número de pneus constitui o fator limitante em nossa linha de montagem.
Com as reações químicas acontece algo semelhante. Vamos considerar o seguinte exemplo: mistu-
ram-se 147 g de ácido sulfúrico e 100 g de hidróxido de sódio para que reajam segundo a equação
H 2 S0 4 + 2 NaOH * Na 2 S0 4 + 2 H 2 0 (massas atômicas: H = 1 ; O = 1 6; Na = 23; S = 32). Pede-
se calcular:
a) a massa de sulfato de sódio formada;
b) a massa do reagente que sobra (em excesso) após a reação.
Vamos calcular inicialmente a massa de NaOH que reagiria com os 147 g de H 2 S0 4 mencionados
no enunciado do problema:
H,S0 4 + 2 NaOH
Na,S0 4
2 H,0
* = 120 g de NaOH
Isso é impossível, pois o enunciado do problema informa que temos apenas 100 g de NaOH.
Dizemos então que, neste problema, o H 2 S0 4 é o reagente em excesso, pois seus 147 g "precisariam"
de 1 20 g de NaOH para reagir completamente — mas nós só temos 1 00 g de NaOH.
Vamos, agora, "inverter" o cálculo, isto é, determinar a massa de H 2 S0 4 que reage com os 100 g
de NaOH dados no enunciado do problema:
h 2 so 4
98 g
Y
2 NaOH
2 -40 g
100 g
Na,S0 4
2 H 2 0
y= 122,5 g de H 2 S0 4
Agora isso é possível, e significa que os 100 g de NaOH dados no problema reagem com 122,5 g
de H 2 S0 4 . Como temos 1 47 g de H 2 S0 4 , sobrarão ainda 24,5 g de H 2 S0 4 (147 - 1 22,5 = 24,5), o que
responde à pergunta (b) do problema.
Ao contrário do H 2 S0 4 que, neste problema, é o reagente em excesso, dizemos que o NaOH é o
reagente em falta, ou melhor, o reagente limitante da reação, pois o NaOH será o primeiro reagente
a acabar ou se esgotar, pondo assim um ponto final na reação e determinando as quantidades de
produtos que poderão ser formados.
De fato, podemos calcular:
Reagente em
excesso
Reagente
limitante
H 2 S0 4 + 2 NaOH
2 -40 g
1 00 g
Na 2 S0 4 + 2 H,0
142 g
z = 1 77,5 de Na 2 S0 4
Isso responde à pergunta (a) do problema. Veja que o cálculo foi feito a partir dos 1 00 g de NaOH
(reagente limitante), mas nunca poderia ter sido feito a partir dos 147 g de H 2 S0 4 (reagente em
excesso), pois chegaríamos a um resultado falso — note que os 147 g de H 2 S0 4 não podem reagir
integralmente, por falta de NaOH.
350
Capitulo 14b-QF1 -PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
• E importante notar que as substâncias não reagem na proporção em que nós as misturamos, mas
sim na proporção em que a equação (ou seja, a lei de Proust) determina. Daí o cuidado ao resolver
problemas que dão as quantidades de dois reagentes. Devemos sempre lembrar que é o reagente em
falta (ou reagente limitante ou fator limitante) que "comanda" toda a reação, pois, no instante
em que ele acaba, a reação será interrompida.
• Problemas desse tipo são resolvidos mais facilmente quando trabalhamos com as quantidades dos
reagentes em mols. De fato, no problema anterior temos:
Dados •
147 g de H 2 S0 4
100 g de NaOH
n =
m 147
n =
M 98
m 100
M 40
n = 1,5 mol de H 2 S0 4
n = 2,5 mol de NaOH
Ora, pela própria equação vemos que só será possível:
Reagente limitante
Segundo a equação,
somente podem reagir
Como tínhamos j 1,50 mol
Sobrarão
| 0,25 mol
X 98
v
zero
' "A
i h 2 so 4
+ 2
NaOH -
*■ 1
Na 2 SO
''v
'A
1,25 mol
+ 2,5
mol
* 1,
25 mol
t
t
1,50 mol
2,5
mol
X 142
2 H,0
24,5 g de H 2 S0 4 em excesso
1 77,5 g de Na 2 S0 4 produzido
CYEDfíriOÇ Registre as respostas
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58
(Vunesp) Na indústria, a amónia é obtida pelo processo
denominado Haber-Bosh, pela reação entre o nitrogênio
e o hidrogênio na presença de um catalisador apropria-
do, conforme mostra a reação não-balanceada:
Catalisador
N 2 (g) + H 2 (g) ► NH 3 (g)
Com base nessas informações, considerando um ren-
dimento de 100% e sabendo que as massas molares
desses compostos são: N 2 = 28 g/mol, H 2 = 2 g/mol,
NHj = 17 g/mol, calcule:
a) a massa de amónia produzida reagindo-se 7 g de ni-
trogênio com 3 g de hidrogênio;
b) nas condições descritas no item a, existe reagente em
excesso? Se existir, qual a massa em excesso desse
reagente?
59 (UFF-RJ) O cloreto de alumínio é um reagente muito uti-
lizado em processos industriais que pode ser obtido por
meio da reação entre alumínio metálico e cloro gasoso.
Se 2,70 g de alumínio são misturados a 4,0 g de cloro, a
massa produzida, em gramas, de cloreto de alumínio é:
a) 5,01 c) 9,80 e) 15,04
b) 5,52 d) 13,35
60 (UVA-CE) O brometo de cálcio encerra 20% de cálcio em
massa, juntando 4 g de cálcio e 4 g de bromo, teremos,
no máximo:
a) 8 g de brometo de cálcio
b) 7 g de brometo de cálcio
c) 6 g de brometo de cálcio
d) 5 g de brometo de cálcio
61 Em 200 g de hidróxido de bário, mantidos em suspensão
aquosa, são borbulhados 1 6 L de anidrido sulfúrico, me-
didos a 27 °C e 950 mmHg. Pergunta-se:
a) Qual é a substância em excesso e qual é sua massa?
b) Qual é a massa do sulfato de bário formado na reação?
Sugestão: Faça o cálculo em mols.
62 (Cesgranrio-Rj) O H 2 S reage com o S0 2 segundo a reação:
2 H 2 S + S0 2 » 3 S + 2 H 2 0
Dentre as opções abaixo, qual indica o número máximo
de mols de S que pode ser formado quando se faz reagi-
rem 5 mols de H 2 S com 2 mols de S0 2 ?
a) 3 c) 6 e) 15
b) 4 d) 7,5
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
351
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Capitulo 14b-QF1-PNLEM
351
Exercício resolvido
63 (Fuvest-SP) A combustão do gás metano, CH 4/ dá como produtos C0 2 e H 2 0, ambos na fase gasosa. Se 1 L de metano for
queimado na presença de 1 0 L de 0 2/ qual o volume final da mistura resultante? Suponha todos os volumes medidos nas
mesmas condições de temperatura e pressão e comportamento ideal para todos os gases.
Resolução
Esta questão é de resolução fácil porque a proporção dos volumes gasosos (a P e T constantes) em uma reação química
coincide com a própria proporção dos coeficientes da equação correspondente. Temos, pois:
CH 4 (g) +2 0; (g) ► C0 2 (g) + 2 H 2 0 (g) + excesso (?)
Portanto, o volume final da mistura (\? fina i) resultante será:
Vi™, = 1 L + 2 L + 8 L
Afinal = 1 1 L
64 (Vunesp) Considere a reaçao em fase gasosa:
N 2 + 3 H 2 ► 2 NH 3
Fazendo-se reagir 4 L de N 2 com 9 L de H 2 em condições de pressão e temperatura constantes, pode-se afirmar que:
a) os reagentes estão em quantidades estequiométricas.
b) o N 2 está em excesso.
c) após o término da reação, os reagentes serão totalmente convertidos em amónia.
d) a reação se processa com aumento do volume total.
e) após o término da reação, serão formados 8 L de NH 3 .
65 Um recipiente contém 5 L de 0 2 , a 20 °C e 700 mmHg; outro recipiente contém 1 0 L de H 2 , a 20 °C e 700 mmHg. Os dois
gases são transferidos para um terceiro recipiente e, sob ação de um catalisador e aquecimento, reagem formando água:
H 2 + yO ; * H 2 0
A massa de água obtida será:
a) 6,9 g b) 6,4 g c) 5,3 g d) 6,1 g e)1,7g
Sugestão: Faça o cálculo em mols.
/
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
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66 (PUC-SP) Misturam-se 1 ,000 kg de CS 2 e 2,000 kg de Ct 2
num reator, onde se processa a transformação:
CS 2 + 3 Cí 2 1 CCÍ ; + S Ct 2
As massas do CCÍ 4 formado e do reagente em excesso
que resta quando a reação se completa são:
a) 1,446 kg de CCt 4 e 0,286 kg de CS 2
b) 2,026 kg de CCt 4 e 0,286 kg de CS 2
c) 1,446 kg de CCl 4 e 0,286 kg de Cl 2
d) 2,026 kg de CCl 4 e 0,286 kg de Cl 2
e) 1,286 kg de CCl 4 e 0,732 kg de Cl 2
67 (PUC-RJ) A nave estelar Enterprise, de / ornada nas estre-
las, usou B 5 H 9 e 0 2 como mistura combustível. As duas
substâncias reagem de acordo com a seguinte equação
balanceada:
2 B 5 H 9 (Q + 1 2 0 2 (g) > 5 B 2 0 3 (s) + 9 H 2 0 (g)
a) Se um tanque contém 1 26 kg de B 5 H 9 e o outro 240 kg
de 0 2 líquido, qual tanque esvaziará primeiro? Mostre
com cálculos.
b) Quanta água terá sido formada (em kg) quando um
dos reagentes tiver sido completamente consumido?
68 (Ceeteps-SP) Amónia é matéria-prima fundamental na fa-
bricação de produtos importantes, como fertilizantes, ex-
plosivos, antibióticos e muitos outros. Na indústria, em
condições apropriadas, a síntese da amónia se realiza a
partir de nitrogênio e hidrogênio gasosos, como mostra
a equação:
N 2 (g) + 3 H 2 (g) ► 2 NH 3 (g)
Considerando que nitrogênio e hidrogênio foram coloca-
dos para reagir em quantidades tais como ilustrado na figu-
ra, onde CD representa H 2 e QO representa N 2
c?£ o
C ò
D
CO ^0
Qd
CP
O
e supondo rendimento de 100%, pode-se afirmar que:
a) nitrogênio e hidrogênio estão em proporções
estequiométricas.
b) hidrogênio foi colocado em excesso.
c) nitrogênio é o reagente limitante.
d) hidrogênio é o reagente limitante.
e) ambos os reagentes estão em excesso.
Sugestão: Para ter os dados do problema, basta contar as
moléculas CO e existentes na figura.
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Capitulo 14b-QF1-PNLEM
352
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
69 (Vunesp) São colocadas para reagir entre si as massas de
1 ,00 g de sódio metálico e 1 ,00 g de cloro gasoso. Con-
sidere que o rendimento da reação é 1 00%. São dadas as
massas molares, em g/mol: Na = 23,0 e Cl = 35,5. A
afirmação correta é:
a) há excesso de 0,1 53 g de sódio metálico.
b) há excesso de 0,352 g de sódio metálico.
c) há excesso de 0,282 g de cloro gasoso.
d) há excesso de 0,1 53 g de cloro gasoso.
e) nenhum dos dois elementos está em excesso.
70 (Unb-DF) Em um recipiente, colocam-se 5 mols de áto-
mos de ferro e 4 mols de vapor d' água para reagir se-
gundo a equação não-balanceada:
Fe (s) + H 2 0 (v) Fe 3 0 4 (s) + H 2 (g)
Espera-se:
a) a formação de um mol de Fe 3 0 4 .
b) a formação de dois mols de H 2 .
c) um excesso de 3 mols de Fe.
d) um excesso de 1 mol de vapor d'água.
e) que nada ocorra, pois o ferro não reage com vapor
d'água.
71 (Fuvest-SP) H 2 (g) e Cí 2 (g) estão contidos em balões in-
terligados por meio de um tubo com torneira, nas condi-
ções indicadas no desenho. Ao se abrir a torneira, os ga-
ses se misturam e a reação entre eles é iniciada por expo-
sição à luz difusa. Forma-se então HCÍ (g), em uma rea-
ção completa, até desaparecer totalmente pelo menos
um dos reagentes.
0 = 25°C 6 = 25°C
P = 1 atm P = 5 atm
Quanto vale a razão entre as quantidades, em mols, de
Cí 2 (g) e de HCÍ (g), após o término da reação?
a) 1 d) 4
b) 2 e) 6
c) 3
3.3. Quando os reagentes são substâncias impuras
Imagine a seguinte situação: vamos convidar para um churrasco 25 parentes e amigos. Supondo
que, em média, cada pessoa coma 300 g de carne "limpa", precisaremos comprar 25 • 300 g = 7.500 g
(ou 7,5 kg) de carne "limpa". Se formos comprar carne com osso, deveremos comprar mais de 7,5 kg
para que, retirados os ossos, sobrem 300 g de carne "limpa" para cada convidado.
Na Química acontece algo semelhante. É comum o uso de reagentes impuros, principalmente
em reações industriais, ou porque são mais baratos ou porque já são encontrados na natureza acompa-
nhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios). Consideremos o caso do calcário,
que é um mineral formado principalmente por CaC0 3 (substância principal), porém acompanhado de
várias outras substâncias (impurezas), supondo o seguinte exemplo numérico:
r
100 g de calcário —
é a amostra de
material impuro
(substância impura)
v.
90 g de CaC0 3 — é a "parte
pura", que nos interessa
(substância pura ou principal)
10 g de impurezas — é o
"restante", que não interessa
(não irá participar das reações)
Sendo assim, define-se:
Grau de pureza (p) é o quociente entre a massa da substância pura e a massa total da
amostra.
90
No exemplo, temos: p = = 0,9
K F 100
Porcentagem de pureza (P) é a porcentagem da massa da substância pura em rela-
ção à massa total da amostra.
No exemplo, temos:
1 00% de calcário
90 g de CaC0 3 puro
1 00%
P
P = 90%
Como notamos:
P = 1 00p
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
353
Capitulo 14b-QF1 -PNLEM
353
29/5/05, 21:15
1 e exemplo
A
(UFRN) Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quan-
do submetida a aquecimento, segundo a equação abaixo:
A
CaC0 3 *• CaO + C0 2
Qual a massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800 g de calcita?
Resolução:
O enunciado nos diz que a calcita contém apenas 80% de CaC0 3 . Temos então o seguinte cálculo
de porcentagem:
1 00 g de calcita 80 g de CaCO B 1
?• x = 640 g de CaC0 3 puro
800 g de calcita x J
Note que é apenas essa massa (640 g de CaC0 3 puro) que irá participar da reação. Assim , teremos
o seguinte cálculo estequiométrico:
+ co 2
CaC0 3
► CaO
1 00 g
56 g
640 g
y
y = 358,4 g de CaO
2 a exemplo
Deseja-se obter 180 L de dióxido de carbono, medidos nas condições normais, pela calcinação
de um calcário de 90% de pureza (massas atômicas: C = 1 2; O = 1 6; Ca = 40). Qual é a massa de
calcário necessária?
Resolução:
Esta questão é do "tipo inverso" da anterior. De fato, na anterior era dada a quantidade do reagente
impuro e pedida a quantidade do produto obtido.
Agora é dada a quantidade do produto que se deseja obter e pedida a quantidade do reagente
impuro que será necessária. Pelo cálculo estequiométrico normal, teremos sempre quantidades de
substâncias puras:
CaC0 3 CaO + C0 2
1 00 g 22,4 L (CNPT) 1
l x = 803,57 g de CaC0 3 puro
x 1 80 L (CNPT) J
A seguir, um cálculo de porcentagem nos dará a massa de calcário impuro que foi pedida no
problema:
100 g de calcário impuro
x
90 g de CaC0 3 puro
803,57 g CaCO B puro
x = 892,85 g de calcário impuro
Note que a massa obtida (892,85 g) é forçosamente maior que a massa de CaC0 3 puro (803,57 g)
obtida no cálculo estequiométrico (relembre a estória contada na página anterior, quando mencionamos
a compra de "carne com osso" para um churrasco).
3 a exemplo
(UFRGS-RS) O gás hilariante (N 2 0) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amónio
(NH 4 N0 3 ). Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g do gás hilariante, podemos prever que a pureza do sal é
da ordem de:
a) 1 00% b) 90% c) 75% d) 50% e) 20%
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Capitulo 14b-QF1 -PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Resolução:
Esta questão é diferente das anteriores, pois agora a pergunta é o valor da pureza do reagente.
Pelo cálculo estequiométrico, temos:
NH 4 NO b — N 2 0 + 2 H 2 0
80 g 44 g 1
l x = 3,636 g de NH 4 N0 3 puro
x 2,0 g J
Veja que a resposta (3,636 g) se refere ao NH 4 NO B puro, pois o cálculo baseado diretamente na
equação se refere sempre às quantidades que efetivamente reagem.
Podemos agora efetuar o seguinte cálculo de porcentagem:
4,0 g do "sal" 3,636 g de NH 4 N0 3 puro
100% do "sal" y% de NH 4 NO s puro
Alternativa b
y = 90,9%
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cAEKUUUj em seu caderno
72 (Mackenzie-SP)
O HF é obtido a partir da fluorita (CaF 2 ), segundo a rea-
ção equacionada a seguir:
CaF 2 + H 2 SO„ CaS0 4 + 2 HF
A massa de HF obtida na reaçao de 500,0 g de fluorita de
78% de pureza é:
a) 390,0 g c)100,0g e) 250,0 g
b) 304,2 g d) 200,0 g
73 (Mackenzie-SP) Uma amostra de 340,0 g de salitre-do-
chile, cujo teor em nitrato de sódio é de 75%, reage
com ácido sulfúrico concentrado, produzindo bissulfato
de sódio (NaHS0 4 ) e ácido nítrico (dadas as massas
molares, em g/mol: H = 1 ; N = 1 4; O = 1 6; Na = 23;
S = 32). A massa mínima de ácido, necessária para
reagir com todo o nitrato de sódio é igual a:
a) 392,0 g c) 522,7 g e) 294,0 g
b) 147,0 g d) 73,5 g
74 (Mackenzie-SP) Na queima de 10 kg de carvão de 80%
de pureza, a quantidade de moléculas de gás carbônico
produzida é:
Dados: massa molar (g/mol) C = 12; O = 16;
equação química: C + 0 2 ► C0 2 .
a) 17,6 -IO 28 c) 57,6 -IO 19 e) 4,0 -IO 26
b) 6,25 -10 27 d) 4,8 -IO 26
75 (Cesgranrio-R|) Os combustíveis fósseis, como carvão e pe-
tróleo, apresentam impurezas, dentre elas o enxofre. Na
queima desses combustíveis, são lançados na atmosfera
óxidos de enxofre que, em determinadas condições, são
oxidados e, em contato com a umidade do ar, se transfor-
mam em ácido sulfúrico. Este último precipita sob forma
de "chuva ácida", causando sérios danos ao meio ambien-
te. Esses fenômenos estão representados pelas equações:
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
s + o 2 * so 2
so 2 + J o 2 so 3
so 3 + h 2 o ► h 2 so 4
A massa de ácido sulfúrico formada com a queima total
de 1 2,8 kg de carvão contendo 2,5% em massa de enxo-
fre é igual a:
a) 0,32 kg c) 0,98 kg e) 1,32 kg
b) 0,64 kg d) 1,28 kg
76 Para obtermos 8,8 g de anidrido carbônico pela queima
total de um carvão de 75% de pureza, iremos precisar de:
a) 3,2 g de carvão d) 0,9 g de carvão
b) 2,4 g de carvão e) 2,0 g de carvão
c) 1,8 g de carvão
77 (Uece) Partindo-se de 200 g da soda cáustica, por
neutralização completa com ácido clorídrico obtêm-se
234 g de cloreto de sódio.
A porcentagem de pureza da soda cáustica é de:
a) 58,5% b) 23,4% c) 60% d) 80%
78 (PUC-SP) O clorato de potássio (KC10 3 ) pode ser decom-
posto por aquecimento, segundo a equação:
2 KC10 3 (s) ► 2 KCl (s) + 3 0 2 (g)
A decomposição de 2,45 g de uma amostra contendo
KCÍ0 3 produziu 0,72 g de 0 2 .
Considerando que a reação foi completa e que somente o
KCÍ0 3 reagiu sob o aquecimento, essa amostra contém:
a) 1 00% de KC10 3 d) 60% de KC10 3
b) 90% de KClOj e) 30% de KC10 3
c) 75% de KCÍ0 3
79 (Vunesp) Uma amostra de 12,5 g de carbonato de
magnésio foi tratada com excesso de solução de ácido
sulfúrico, ocorrendo a reação:
MgC0 3 + H 2 S0 4 ► MgS0 4 + C0 2 + H 2 0
Nessa reação obtiveram-se 600 cm 3 de gás carbônico me-
didos à temperatura de 27 °C e 5 atmosferas de pressão
(massas atômicas: H = 1 ; C = 1 2; O = 1 6; S = 32; Mg = 24;
volume de 1 mol de gás a 0 °C e 1 atm = 22,4 dm 3 ). A
porcentagem de pureza da amostra inicial é:
a) 82 c) 22 e) 75
b) 1 8 d) 43
355
Capitulo 14b-QF1-PNLEM
355
6/7/05, 15:03
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
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80 (PUC-MG) A equaçao da ustulaçao da pirita (FeS 2 ) é:
4 FeS 2 (s) + 1 1 0 2 (g) 8 S0 2 (g) + 2 Fe 2 0 3 (s)
A massa de óxido férrico obtida, em kg, a partir de 300 kg
de pirita, que apresenta 20% de impurezas, é igual a:
a) 160
b) 218
c) 250
d) 320
e) 480
81 (Unicamp-SP) Em 1 990 foram consumidos, em nosso país,
cerca de 1 64 bilhões (164-1 0 9 ) de cigarros. A massa de
um cigarro que é queimada corresponde a aproximada-
mente 0,85 g. Considerando que 40% da massa do ci-
garro seja do elemento carbono, quantas toneladas de
dióxido de carbono (C0 2 ) os fumantes lançaram na at-
mosfera em 1990, no Brasil? (Massas atômicas relativas:
C = 1 2; O = 1 6 e 1 tonelada = 1 0 6 g.)
82 (UFPA) O fósforo branco (P 4 ), usado na produção dos
ácidos fosfórico e fosforoso, é muito tóxico e emite luz,
quando em contato com o ar ou atmosfera de oxigênio.
É obtido em forno especial com eletrodos de grafite, se-
gundo a equação não-balanceada:
Ca 3 (P0 4 ) 2 4- Si0 2 + C *■ CaSi0 3 4- CO -l- P 4
Dê a nomenclatura do sal formado, faça o balanceamento
dos coeficientes da equação química e calcule a quanti-
dade em gramas de fosfato de cálcio (80% puro) neces-
sárias para se obterem 620 g de fósforo branco.
83 (UFPR) Na reação de 5 g de sódio com água, houve des-
prendimento de 2,41 5 L de hidrogênio nas CNPT. Qual é
o qrau de pureza do sódio? (Massas atômicas: Na = 23;
O = 16; H = 1.)
84 (Efoa-MG) Uma amostra de 1,225 g de KCÍ0 3 é decom-
posta por aquecimento em cloreto de potássio sólido e
oxigênio molecular gasoso. O oxigênio molecularforma-
do na reação ocupou um volume de 0,1 68 L nas condi-
ções normais de pressão e temperatura (CNPT).
a) Escreva a equação química balanceada que represen-
ta a decomposição térmica do KQ0 3 .
b) Calcule o grau de pureza da amostra.
(Dados: 1 mol de gás ideal ocupa um volume de 22,4 L
nas CNPT; massas molares, em q/mol: O = 1 6; Cl = 35,5;
K = 39.)
3.4. Quando o rendimento da reação não é total
Suponha que sejam necessárias 8 dúzias de laranjas para se fazerem 5 litros de suco. Se comprar-
mos 8 dúzias de laranjas e, por infortúnio, 1 dúzia apodrecer e for jogada fora, é evidente que só
conseguiremos fazer menos de 5 litros de suco.
Na Química ocorre, muitas vezes, algo parecido. De fato, é comum uma reação química produzir
uma quantidade de produto menor do que a esperada pela equação química correspondente.
Quando isso acontece, dizemos que o rendimento da reação não foi total. Esse fato pode ocorrer
porque a reação é "incompleta" (reação reversível) ou porque ocorrem "perdas" durante a reação
(por má qualidade da aparelhagem ou deficiência do operador).
Por exemplo, vamos considerar a reação C + 0 2 ► C0 2 , supondo que deveriam ser
produzidos 100 litros de C0 2 (CNPT); vamos admitir também que, devido a perdas, foram produzidos
apenas 90 litros de C0 2 (CNPT). Em casos assim, dizemos que:
Rendimento (r) é o quociente entre a quantidade de produto realmente obtida em
uma reação e a quantidade que teoricamente seria obtida, de acordo com a equação quí-
mica correspondente.
No exemplo acima, teríamos: r =
90
100
0,9.
Rendimento porcentual ( R ) é o rendimento de uma reação expresso em termos
porcentuais (o que é muito comum em exercícios).
No exemplo dado, temos: R = 90%.
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Capitulo 14b-QF1 -PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
I a exemplo
(Cesgranrio-RJ) Num processo de obtenção de ferro a partir da hematita (Fe 2 0 3 ), considere a equa-
ção não-balanceada:
Fe 2 0 3 + C * Fe + CO
(Massas atômicas: C = 1 2; O = 1 6; Fe = 56)
Utilizando-se 4,8 toneladas (t) de minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a
quantidade de ferro produzida será de:
a) 2.688 kg b) 3.360 kg c) 1.344 t d) 2.688 t e) 3.360 t
Resolução:
Após o balanceamento da equação, efetuamos o cálculo estequiométrico da forma usual:
Fe 2 0 3 + 3 C ► 2 Fe + 3 CO
1 60 t 2 • 56 t 1
t x = 3,36 t de Fe
4,8 t x
A massa de ferro (3,36 toneladas) seria obtida se a reação tivesse aproveitamento ou rendimento
total (100%). No entanto, no enunciado se diz que o rendimento é de apenas 80%. Devemos então
efetuar o cálculo envolvendo o rendimento percentual dado:
Rendimento de 100%
Rendimento de 80%
3,36 t de Fe
Y
y = 2,688 t de Fe
Alternativa a
2 a exemplo
(PUC-SP) Sabe-se que o cobre metálico reage com ácido nítrico diluído e produz óxido de nitrogê-
nio II, água e um composto iônico no qual o cobre tem número de oxidação +2.
a) Formule e ajuste a equação da reação entre cobre e ácido nítrico diluído.
b) Calcule a massa de metal que deve reagir com o ácido nítrico e produzir 4,48 L de gás (CNPT), em
um processo no qual o rendimento é de 50%.
Resolução:
Este problema é do "tipo inverso" do anterior. De fato, no anterior dava-se a quantidade do reagente
e pedia-se a quantidade do produto formado; agora, é dada a quantidade do produto e pedida a
quantidade de reagente necessária à reação. Pelo cálculo estequiométrico usual, temos:
3 Cu + 8 HNO b ► 2 NO" + 4 H 2 Q + 3 Cu(NQ 3 ) 2
3 • 63,5 g
x
2 -22,4 L (CNPT)
4,48 L (CNPT)
x = 1 9,05 g de Cu
No enunciado se diz, porém, que o rendimento da reação é de 50%, o que indica que apenas 50%
do cobre inicial será aproveitado na reação. Para compensar essa perda, devemos partir de uma quan-
tidade maior de cobre. Assim, temos:
50%
1 00%
1 9,05 g de Cu
y
y = 38,1 g de Cu
3 a exemplo
Uma massa de 32,70 g de zinco metálico reage com uma solução concentrada de hidróxido de
sódio, produzindo 64,53 g de zincato de sódio (Na 2 Zn0 2 ). Qual é o rendimento dessa reação?
Diferente dos anteriores, o problema pede agora o rendimento da reação.
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico 357
Capitulo 14C-QF1-PNLEM
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Façamos inicialmente um cálculo estequiométrico normal, sem pensar no rendimento:
Zn + 2 NaOH ► Na 2 Zn0 2 + H 2
65,4 g 143,5 g
> x = 71,75 g de Na 2 Zn0 2
32,7 g x J
Passemos, agora, para o cálculo do rendimento porcentual:
71,75 g
64,53 g
de Na 2 Zn0 2
de Na 2 Zn0 2
1 00%
y
y « 90%
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
85 (Ufes) A equação 2 NaCt + Mn0 2 + 2 H 2 S0 4 *■ Na 2 S0 4 + MnS0 4 + C l 2 + 2 H 2 0 representa a reação que se
passa para obtermos o cloro. Considerando que ela teve um rendimento de 85%, que foi realizada na temperatura de 27 °C
e a uma pressão de 1,5 atm, e que utilizamos 500 g de sal, o volume de cloro obtido, em litros, é:
a) 59,6 b) 82,5 c) 119,2 d) 280,5 e) 1 .650,0
86 Deseja-se obter 25,4 kg de cloreto de cal pela reação:
Ca(OH) 2 + Cl 2 *• CaCl(CÍO) + H 2 0
Cloreto de cal
Sendo de 80% o rendimento dessa reação, pede-se calcular a massa de hidróxido de cálcio necessária.
87 (Cesgranrio-RJ) Soluções de amónia sao utilizadas com frequência em produtos de limpeza doméstica. A amónia pode ser
preparada por inúmeras formas. Dentre elas:
CaO (s) + 2 NH 4 Cl (s) ► 2 NH 3 (g) + H 2 0 (g) + CaCl 2 (s)
(H = 1; N = 14; O = 16; O. = 35,5; Ca = 40)
Partindo-se de 224 g de CaO, obtiveram-se 1 02 g de NH 3 . O rendimento percentual da reação foi de:
a)100 b) 90 c) 80 d) 75 e) 70
88 (Unirio-RJ) "A contaminação da água com arsênio está preocupando a Primeira-Ministra de Bangladesh (...) que já pediu
ajuda internacional." (Jornal do Brasil, 05 out. 1999.)
O arsênio não reage rapidamente com a água. O risco da permanência do As em água é o seu depósito nos sedimentos. É
a seguinte a reação do arsênio com NaOH:
2 As + 6 NaOH ► 2 Na 3 As0 3 + 3 H 2
75 g de arsênio reagiram com NaOH suficiente, produzindo 25,2 L de H 2 , nas CNPT. (V M = 22,4 L; massa atômicas: H = 1 u;
O = 16 u, Na = 23 u; As = 75 u) O rendimento percentual da reação foi de:
a) 75% b) 80% c) 85% d) 90% e) 95%
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
Registre as respostas
em seu caderno
89 (PUC-MG) Em um tubo, 1 6,8 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 CNPT, supondo o
rendimento da reação igual a 90%, é igual a:
a) 2,02
b) 2,48
c) 4,48
d) 4,03
e) 8,96
90 (Vunesp) A reação entre amónia e metano é catalisada
por platina. Formam-se cianeto de hidrogênio e hidrogê-
nio gasosos (massas molares, em g/mol: H = 1 ; C = 1 2;
N = 14).
a) Escreva a equação química balanceada da reação.
b) Calcule as massas dos reagentes para a obtenção de
2,70 kg de cianeto de hidrogênio, supondo-se 80%
de rendimento da reação.
91 (Unip-SP) Uma amostra contendo 2,10 g de carbona-
to de magnésio foi tratada por ácido clorídrico, obten-
do-se 476 mL de gás carbônico, medidos nas condi-
ções normais de temperatura e pressão (massas atômi-
cas: C = 12; O = 16; Mg = 24; volume molar nas
CNPT = 22,4 L/mol). O rendimento da reação foi:
a) 75%
b) 80%
c) 85%
d) 90%
e) 95%
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A
3.5. Quando há participação do ar nas reações químicas
O ar seco e puro é uma mistura gasosa que contém 78,02% de nitrogênio, 20,99% de oxigênio e
0,94% de argônio em volume (além de porcentagens mínimas de outros gases nobres); o ar atmosféri-
co contém ainda umidade (vapor de água) e várias impurezas (monóxido de carbono, derivados de
enxofre etc.).
Para efeito de cálculo, costuma-se considerar que o ar tem aproximadamente 21 % de 0 2 e 79%
de N 2 (juntamente com os outros gases) em volume.
Note que a proporção 21% de 0 2 : 79% de N 2 : 100% de ar pode ser simplificada para 1 : 4 : 5, o
que facilita extraordinariamente muitos problemas de cálculo estequiométrico, como podemos perce-
ber pelas considerações feitas a seguir.
Dos componentes do ar, somente o oxigênio costuma participar das reações, provocando com-
bustões (queimas), ustulações (oxidações de sulfetos metálicos) e outras oxidações em geral. O nitro-
gênio (e muito menos os gases nobres) não reage, a não ser em casos muitos especiais; daí o motivo
de o nitrogênio ser chamado gás inerte.
Embora não reagindo, o nitrogênio faz parte tanto do ar que reage como dos gases finais que
são produzidos na reação. É esse aspecto importante que vamos abordar neste item.
Exemplo
Um volume de 56 L de metano são completamente queimados no ar, produzindo gás carbônico e
água. Supondo todas as substâncias no estado gasoso e nas mesmas condições de pressão e temperatura.
(Composição volumétrica do ar: 20% de 0 2 ; e 80% de N 2 )
a) Qual o volume de ar necessário à combustão?
b) Qual o volume total dos gases no final da reação?
Resolução:
Tratando-se de um cálculo estequiométrico entre volumes gasosos, nas mesmas condições de pres-
são e temperatura, a resolução é imediata — basta seguir os coeficientes da equação balanceada:
1
ch 4 +
2 0 2
- 1 co 2 +
2 H 2 0 (vapor)
I
1
1
1
1
• 56 L +
2 • 56 L
- 1 • 56 L +
2 • 56 L + Sobra de N 2
a) Cálculo do volume do ar necessário à combustão
Se o volume de oxigênio é 2 • 56 = 1 1 2 L, o volume de ar será:
20% de 0 2 1 00% de ar
112 L de 0 2 x L de ar
x = 560 L de ar
Veja que, em última análise, esse cálculo corresponde a multiplicar o volume do 0 2 por 5, de
acordo com a proporção já mencionada: 1 0 2 : 4 N 2 : 5 ar.
b) Cálculo do volume total dos gases no final da reação
Pela equação acima notamos que, no final, teremos: 56 L de C0 2 ; 2 • 56 = 1 1 2 L de vapor de água;
além da sobra de N 2 que existe no ar inicial e que não reage. Ora, sabendo a composição volumétrica
do ar, temos:
ou então:
1 00% de ar
560 L de ar
20% de 0 2
112 Lde 0 2
80% de N 2
x L de N 2
80% de N 2
y L de N 2
x = 448 L de N,
y = 448 L de N 2
Na verdade, esses cálculos são desnecessários, pois, relembrando a proporção 1 0 2 : 4 N 2 : 5 ar,
vemos que basta multiplicar o volume de 0 2 por 4, e teremos o volume do N 2 .
Concluindo, diremos que o volume da mistura gasosa final será:
56 L de C0 2 + 11 2 L de vapor de água + 448 L de N 2 , ou seja:
616 L
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
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Capitulo 14C-QF1-PNLEM
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f
EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
92 Qual é o volume de ar, medido a 27 °C e 700 mmHg,
necessário para oxidar 28 L de S0 2 (medidos nas condi-
ções normais), transformando-o em S0 3 ? (Dado: o ar
contém aproximadamente 20% de 0 2 em volume.)
93 Uma massa de 1 2 g de pirita (FeS 2 ) sofre ustulação com a
quantidade estequiométrica de 0 2 fornecida pelo ar, se-
gundo a equação:
4 FeS 2 + 1 1 0 2 » 2 Fe 2 0 3 + 8 S0 2
Qual o volume gasoso final, medido nas condições nor-
mais de pressão e temperatura?
(Dado: composição volumétrica do ar: 20% de 0 2 e 80%
de N 2 .)
Observação: Lembre-se de que o Fe 2 0 3 é sólido, nada
tendo a ver com o volume gasoso final pedido.
94 (Fuvest-SP) A combustão completa de 16 mols de
magnésio metálico foi realizada utilizando-se 50 mols
de uma mistura gasosa contendo 20% de 0 2 , 78% de N 2
e 2% de argônio (% em mols).
a) Escreva a equação química que representa essa com-
bustão.
b) Calcule a porcentagem em mols de 0 2 na mistura
gasosa, após a combustão.
95 (Mackenzie-SP) Numa cápsula de porcelana, de massa
igual a 15,0 g, foram queimados totalmente 4,8 g de
magnésio em presença de gás oxigênio suficiente, ob-
tendo-se óxido de magnésio. Após a queima, a cápsula
foi novamente pesada e o valor encontrado foi de 23,0 g.
Nesse experimento:
Dados:
Equação química: 2 Mg + 0 2 ► 2 MgO
Massa molar (g/mol): Mg = 24; 0 = 16
Considerar a composição do ar (em volume) = 20% de
oxigênio e 80% de nitrogênio
a) a lei de Lavoisier não foi obedecida.
b) a massa de oxigênio que reagiu com o magnésio foi
de 18,2 g.
c) o volume de ar necessário à combustão foi de 1 1 ,2 L,
medido nas CNPT.
d) foram produzidos 23,0 g de óxido de magnésio.
e) foram obtidos 19,8 g de óxido de magnésio.
3.6. Quando os reagentes são misturas
Em nosso dia-a-dia, é muito comum lidarmos com misturas. Quando comemos um pedaço de
bolo, por exemplo, devemos lembrar que esse bolo é o resultado de uma "mistura" de farinha, ovos,
manteiga etc.
Na Química é também muito comum aparecerem misturas participando como "reagentes" das
reações químicas. Podemos citar alguns exemplos:
• as ligas metálicas são misturas de metais;
• a gasolina, que queima nos motores dos automóveis, é uma mistura de hidrocarbonetos (pre-
ponderantemente C 7 H 16 e C 8 H 18 );
• certas misturas gasosas são usadas como combustíveis, como, por exemplo: o chamado "gás de
água" (mistura de CO e H 2 ); o "gás de botijão para fogões" (mistura de C 3 H 8 e C 4 H 10 ).
Nesses problemas, a dificuldade fundamental reside no seguinte: as misturas não são obriga-
das a obedecer a uma proporção constante; no entanto, toda equação química deve obedecer
a uma proporção constante, de acordo com a lei de Proust. Vamos então considerar dois exem-
plos ilustrativos:
I 2 exemplo — Quando a composição da mistura reagente é dada
Uma mistura formada por 5 mols de flúor e 1 0 mols de cloro reage completamente com o hidro-
gênio. Qual é a massa total dos produtos formados? (Massas atômicas: H = 1; F = 19; Cí = 35,5)
Resolução:
Vamos considerar separadamente as reações do flúor e do cloro e efetuar dois cálculos
estequiométricos separados.
• para o flúor:
H 2 + F 2 * 2 HF
1 mol 2 • 20 g 1
[ x = 200 g de HF
5 mol x
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
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2 HCÍ
rrr r
para o cloro:
H 2 +
Cí 2
1 mol
1 0 mol
/ = 7 30 g de HCÍ
A massa total dos produtos (m tota |) formados será, portanto:
m tota i = 200 g de HF + 730 g de HCÍ =
m.
total
= 930 g
(massa total)
Note que não podemos somar as duas equações vistas acima, pois a soma:
2 H 2 +
1 F 2 +
1 Cí,
2 HF + 2 HCÍ
apresenta a proporção de 1 mol de F 2 para 1 mol de Cí 2 , enquanto o enunciado do problema fala em
5 mols de F 2 e 1 0 mols de Cí 2 .
Sendo assim, em problemas com misturas de reagentes, o ideal é resolver as equações químicas
separadas, efetuando o cálculo estequiométrico também separadamente.
2 a exemplo — Quando a composição da mistura reagente não é conhecida — pelo
contrário, constitui a pergunta do problema
Uma massa de 24 g de uma mistura de H 2 e CO queima completamente, produzindo 112 g de
produtos finais. Pede-se calcular as massas de H 2 e de CO existentes na mistura inicial (massas atômicas:
H = 1; C = 12; O = 16).
As reações mencionadas no problema são:
2 H 2 +
O,
2 CO + O,
2 H 2 0
2 CO,
Neste caso também não podemos somar as equações porque não conhecemos a proporção em
que o H 2 e o CO estão misturados (aliás, esta é exatamente a pergunta do problema). Assim sendo, o
caminho é trabalhar com cada equação química separadamente, como foi feito no I a exemplo. Inicial-
mente vamos adotar o seguinte raciocínio:
• uma vez que a massa total da mistura de H 2 e CO foi dada (24 g), se chamarmos de x a massa de
H 2 , a massa de CO será igual a (24 - x) gramas;
• analogamente, a massa total da mistura final de H 2 0 e C0 2 também foi dada (112 g), e se
chamarmos de y a massa de H 2 0, a massa do C0 2 será igual a (1 1 2 — y) gramas.
Vamos agora retomar as equações químicas separadamente e efetuar os cálculos estequiométricos
correspondentes:
• para o H 2 , temos:
2 H 2
2 ' 2 g
x
O,
2 H,0
y = 9x
para o CO, temos:
2 CO + 0 2
2 CO,
2 -44 g
(112 y) g
44x - 28/ = -2.080
Temos, portanto, um sistema algébrico de duas equações e duas incógnitas que, resolvido,
fornecerá:
x=10gdeH 2 e /=14gdeCO
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
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EXERCÍCIOS
Registre as respostas
em seu caderno
96 (Fesp-SP) Uma amostra de 1 kg de calcário contém 90% de CaC0 3 , 5% de MgC0 2 e 5% de Si0 2 . O calcário é aquecido a
850 °C, ocorrendo as reações:
CaC0 3 *• CaO + C0 2
MgC0 3 *• MgO + C0 2
Si0 2 ► inalterado
A massa de mistura CaO + MgO + Si0 2 obtida será:
a) 504,5 g b) 527,8 g c) 577,9 g d) 900 g e) 628,9 g
97 Uma massa de 39,2 g de uma mistura de carbono e enxofre (na proporção de 3 : 5, em mols respectivamente) queima
completamente. Qual a massa total dos produtos formados?
98 Uma massa de 500 g de pólvora, cujos ingredientes foram misturados nas proporções da equação abaixo mencionada,
deu, após a detonação, os produtos igualmente mencionados. Quantos litros de gases serão produzidos, considerando-se
a pressão de 700 mmHg e a temperatura de 20 °C?
2 KN0 3 + S + 2 C * K 2 S0 4 + N 2 + 2 CO
Pólvora Gases formados
Sugestão: Use diretamente a equação dada, considerando o "mol" da pólvora como sendo a soma:
2 mol de KN0 3 + 1 mol de S + 2 mol de C
99 Uma massa de 300 mg de uma mistura de cloreto de sódio e cloreto de potássio produz, pela adição de excesso de
solução de nitrato de prata, 720 mg de cloreto de prata. Qual é a composição em massa da mistura inicial?
100 (IME-RJ) 1 0 g de uma liga de cobre e prata são tratados com ácido sulfúrico a quente, liberando 2,1 L de um gás, medidos
nas CNPT. Calcule a composição percentual da liqa, usando as seguintes massas atômicas aproximadas: O = 16; S = 32;
Cu = 64; Ag = 108.
Observação: As reações do problema são:
Cu + 2 H 2 S0 4 ► CuS0 4 + 2 H 2 0 + SO {
2 Ag + 2 H 2 S0 4 <- Ag 2 S0 4 + 2 H 2 0 + SO,''
101 (ITA-SP) 1,31 g de uma mistura de limalhas de cobre e zinco reagiu com excesso de solução de ácido clorídrico, numa
aparelhagem adequada, produzindo gás hidrogênio. Esse gás, depois de seco, ocupou um volume de 269 ml_ sob pressão
de 0,90 atm e a 300 K (que corresponde a 1,10-273 K). A fração de massa do zinco nessa mistura é:
a) 0,13 b) 0,25 c) 0,50 d) 0,75 e) 1,00
LEITURA
PRODUÇÃO DO FERRO E DO AÇO
Os principais minérios de ferro são: hematita (Fe 2 0 3 ), limonita (Fe 2 O s • 2 H 2 0), magnetita (Fe 3 0 4 )
etc. Os sulfetos de ferro, como, por exemplo, a pirita (FeS 2 ), são abundantes na natureza, mas não servem
para extração e produção do ferro, pois o enxofre é um dos elementos mais prejudiciais às propriedades do
ferro e do aço.
A extração ou metalurgia do ferro e de suas ligas recebe o nome especial de siderurgia. Os princi-
pais produtos siderúrgicos são:
• ferro-gusa (ou simplesmente gusa): liga de ferro que contém de 2 a 5% de carbono, além de
impurezas como Mn, Si, P etc.;
• ferro fundido: liga de ferro com 2 a 5% de carbono, mas com quantidades de impurezas menores
que o gusa;
• aço, aço comum ou aço carbono: liga de ferro com 0,2 a 1 % de carbono e baixa porcentagem de
impurezas (Mn, Si, P, S etc.);
• aço doce ou ferro doce: aço que contém menos de 0,2% de carbono;
• aços ligas ou aços especiais: aços que contêm outros elementos químicos e que apresentam quali-
dades especiais:
— aço inoxidável: Fe + C + Cr + Ni
— aço para trilhos: Fe + C + Mn
— aço para ferramentas de corte: Fe + C + W + Mo
— aço para ímãs: Fe + C + Aí + Ni + Co (Aí Ni Co)
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
A produção do ferro e de suas ligas começou na pré-história (Idade do Ferro) e cresceu muito a partir
de 1 750, quando começou a era da industrialização. Atualmente o processo siderúrgico começa, via de
regra, pela produção do gusa, nos chamados altos-fornos, de acordo com o esquema a seguir.
Alto-forno
Reações fundamentais
(nas alturas aproximadas em que
ocorrem no interior do alto-forno)
Cases
t
Estrutura
de aço
Tijolos
refratários
Fe 2 0 3 + CO -»■ C0 2 + 2 FeO
Tubulação
(ar quente)
Saída da
escória
Saída do
ferro fundido
: co 2 + c -►
2 CO
'-►FeO + CO -►
A
co 2
co, + c -*•
2 CO
A -
c + o, -*■
CO,
A "
Ar
200 °C
500 °C
1 .000 °C
Carga
Coque
Minério de ferro
Calcário
A
o
V I
Para melhor compreensão desse esquema, é importante lembrar que um alto-forno funciona
ininterruptamente, durante anos, e também assinalar os seguintes pontos:
a) a carga é levada por caçambas e introduzida na parte superior do alto-forno, e é formada fundamen-
talmente por:
• minério de ferro (em geral, Fe 2 0 3 );
• carvão coque: queima (C + 0 2 ► C0 2 + Calor), produzindo o calor necessário ao funcio-
namento do forno; e produz também o CO (C0 2 + C ► 2 CO), que é o principal redutor do
minério de ferro (acompanhe as reações no esquema anterior);
• fundente: considerando que as impurezas do minério de ferro são, em geral, sílica (Si0 2 ) e silicatos
de difícil fusão, usa-se como fundente o calcário (CaC0 3 ), que provoca a reação:
Si0 2 + CaC0 3 * CaSi0 3 + C0 2
(o CaSi0 3 irá formar a escória, que será retirada pela parte inferior do forno);
Um dos altos-fornos da Companhia
Siderúrgica Nacional (CSN).
b) os gases sobem pelo alto-forno e, na saída, ainda contêm uma porcentagem elevada de CO, que os
torna combustíveis, sendo então empregados no preaquecimento do ar que entrará no alto-forno;
c) pela parte inferior, são escoados, a cada 4 ou 5 h, em primeiro lugar a escória (que, depois de resfriada
e solidificada, serve como pedra para pavimentação ou para fabricação do cimento) e, em segundo
lugar, o ferro gusa (que normalmente é purificado para se obter o aço).
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Capitulo 14C-QF1-PNLEM
363
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O aço (liga ferro-carbono, como já vimos na página 362) é o produto siderúrgico mais importante e de
maior utilidade no mundo moderno. É obtido pela purificação do gusa, que pode ser feita por vários
processos; atualmente o mais comum é o conversor a oxigênio, no qual um jato de oxigênio queima as
impurezas do gusa, até chegar aos limites adequados ao aço (adiciona-se também um pouco de fundente,
que reagirá com parte das impurezas, formando a escória correspondente). Vemos abaixo um esquema do
conversor a oxigênio.
Conversor a oxigênio
Entrada de
çj oxigênio puro
Gases que irão passar
por um purificador
Chaminé
Saída do aço purificado
(inclina-se o conversor)
Aço fundido
Lança de
oxigênio
Conversor
Interior de fundição, vendo-se o
caldeirão despejando metal
derretido num forno.
As características do aço comum dependem fundamentalmente de dois fatores:
• a porcentagem de carbono: aços com teores baixos de carbono são mais maleáveis e dúcteis; aços
com mais carbono são duros e tenazes;
• o tratamento térmico: chamamos de "tratamento térmico" ao aquecimento seguido de resfriamento
do aço, com intensidades e velocidades variáveis; isso altera as propriedades do aço, pois modifica
sua estrutura cristalina.
Dois exemplos de tratamento térmico importantes são:
• a têmpera: é o aquecimento seguido de um resfriamento rápido do aço; com esse tratamento, o
aço fica mais "duro", porém mais "quebradiço";
• o recozimento: é o aquecimento seguido de um resfriamento mais lento do aço; com isso, ele fica
mais elástico, porém menos "duro".
O aço comum é utilizado na forma de:
• chapas (para automóveis, fogões, geladeiras; na construção civil);
• fios (arames, cabos, vergalhões para concreto);
• perfis (trilhos, vigas para construções, em várias formas);
• eixos (para máquinas e veículos).
O aço é também muito utilizado na produção de aços especiais ou aços-liga, que foram menciona-
dos na página 362.
ACADfMIA DE
GINASTICA
EU NÃO TO ESPERANDO
TER MÚSCULOS DE AÇO
OE CHUMBO JÁ TÁ BOM.
5 S
i
FRANK & ERNEST ® by Bob Thaves
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Questões sobre a leitura
Responda em
seu caderno
102 Qual é o nome da metalurgia do ferro e do aço?
103 Qual é a composição do aço comum?
104 Quais são os componentes da "carga" de um alto-forno?
105 Quais são os produtos de um alto-forno?
106 Em que consiste um tratamento térmico do aço? A que ele visa?
107 (UFV-MG) A reação da hematita (fórmula química Fe 2 0 3 ) com monóxido de carbono
(CO) em alto-forno representa o processo industrial para a obtenção do ferro metálico
(Fe), que, após resfriamento, solidifica-se.
Fe 2 0 3 (s) + CO (g) ► Fe (s) + C0 2 (g)
Qual é a alternativa correta?
a) O monóxido de carbono atua como agente catalisador.
b) Os coeficientes da equação química balanceada são 1, 2, 2, 2.
c) A hematita atua como agente redutor.
d) O átomo de ferro, na hematita, recebeu três elétrons.
e) Esse método de obtenção do ferro é chamado de processo eletrolítico.
Amostra de hematita.
r
DESAFIOS
Registre as respostas
em seu caderno
108 (Uece) O cloro nao é encontrado livre na natureza. Na indústria, ele é obtido pela eletrólise de solução aquosa de
cloreto de sódio.
2 NaCÍ + 2 H 2 0 * 2 NaOH + H 2 + Cl 2
Forma compostos importantes, tais como o NaCÍO, usado na purificação e tratamento da água, em piscinas; alvejante
doméstico; fungicida e também com aplicação na medicina.
Para obtenção de 2,84 toneladas de cloro, devem-se utilizar:
a) 1,44 • 10 5 g de água c) 2,88 toneladas de água
b) 4,68 toneladas de cloreto de sódio d) 2,34 • 1 0 6 g de cloreto de sódio
109 (UFMG) Em um creme dental, encontra-se um teor de flúor de 1,9 mg desse elemento por grama de dentifrício. O flúor
adicionado está contido no composto "monofluorfosfato de sódio", Na 2 P0 3 F (massa molar: 1 44 g/mol). A quantidade de
Na 2 P0 3 F utilizada na preparação de 100 g de creme dental é:
a) 0,144 g b) 0,190 g c)1,44g d) 1,90 g
110 (Unicamp-SP) Duas amostras de carbono, C, de massas iguais, foram totalmente queimadas separadamente, empregando-
se oxigênio, 0 2/ num dos casos, e ozônio, 0 3/ no outro. Houve sempre combustão completa, produzindo somente C0 2 .
a) A massa de dióxido de carbono, C0 2 , que se forma, é a mesma nos dois casos? Justifique sua resposta.
b) São iguais as quantidades, em mols, de 0 2 e de 0 3 consumidas nas duas reações? Justifique sua resposta.
111 (Vunesp) Os automóveis modernos estão equipados com airbags (bolsas de ar) para proteger os ocupantes em caso de
colisão. Muitos deles são inflados com nitrogênio, N 2 , gás liberado na reação muito rápida entre azida de sódio, NaN 3 , e
o óxido de ferro III, iniciada por centelha elétrica. A equação para a reação é:
6 NaN 3 (s) + Fe 2 0 3 (s) ► 3 Na 2 0 (s) + 2 Fe (s) + 9 N 2 (g)
a) Quantos mols de azida de sódio serão necessários para produzir 73,8 litros de nitrogênio (volume do airbag cheio) a
27 °C e 1 atm de pressão?
í Dados: R = 0,082 atm ' L
mol • K )
b) Nessa mesma temperatura, qual será a pressão interna do airbag após a reação se, durante uma colisão, o mesmo for
comprimido a um terço do seu volume?
112 (Unicamp-SP) Em um recipiente aberto à atmosfera com capacidade volumétrica igual a 2,24 litros, nas condições nor-
mais de temperatura e pressão, colocou-se uma massa de 0,36 g de grafite. Fechou-se o recipiente e, com o auxílio de
uma lente, focalizando a luz solar sobre a grafite, iniciou-se sua reação com o oxigênio presente produzindo apenas gás
carbônico. Assuma que todo o oxigênio presente tenha sido consumido na reação.
a) Escreva a equação química da reação.
b) Qual é a quantidade de gás carbônico formado, em mol?
c) Qual será a pressão dentro do recipiente quando o sistema for resfriado até a temperatura inicial? Justifique.
113 (Vunesp) Uma molécula de hemoglobina, que é uma proteína do sangue, combina-se com quatro moléculas de oxigênio.
A massa de 1,00 g de hemoglobina reage exatamente com 1,53 mL de oxigênio à temperatura do corpo (37 °C) e sob
pressão de 760 mmHg (constante universal dos gases= 0,082 atrr | ^ j.
a) Calcular o número de mols de oxigênio que se combina com a hemoglobina.
b) Calcular a massa molecular da hemoglobina.
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
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Capitulo 14C-QF1-PNLEM
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RUIZ RUIZ DE VELASCO / CID
114
(Fatec-SP) Uma mistura de metano (CH 4 ) e cloro (Cí 2 ), ambos
gasosos, em proporções estequiométricas, foi submetida à ação
da luz, como ilustrado ao lado.
A equação
CH 4 (g) + Cí 2 (g) * CH3CI (g) + HCÍ(g)
representa a reaçao que ocorreu. Considerando rendimento
de 100%, afirma-se que a diferença observada entre os volu-
mes gasosos nos estados inicial e final deve-se: Áj
I. à quantidade de mols de gás produzido, que aumentou a
pressão interna;
II. à dissolução do HCÍ gasoso na água, que causou redução
da pressão interna;
III. à água que, ao ser "empurrada" para dentro do tubo, com-
primiu a mistura gasosa.
Dessas afirmações, apenas:
a) a I está correta. c) a III está correta.
b) a II está correta. d) a I e a II estão corretas.
Mistura gasosa
Estado
inicial
Estado
final
Água
e) a II e a III estão corretas.
115 (Unicamp-SP) Temos as reações de magnésio metálico e de
alumínio metálico com ácido clorídrico. As quantidades em
mols dos sólidos são iguais. O alumínio está do lado A e o
magnésio do lado 8. Agitam-se as garrafas para virar os recipien-
tes contendo ácido de modo a iniciar as reações.
a) Escreva a equação que representa a reação entre o alumí-
nio e o ácido.
b) Após a reação ter-se completado, os níveis das colunas I e II
do líquido no tubo em forma de U irão se alterar? Explique.
At em
tiras
Conexões flexíveis
Solução
de ácido
Mg em
tiras
Solução
de ácido
116 (Vunesp) No preparo de um material semicondutor, uma matriz de silício ultrapuro é impurificada com quantidades
mínimas de gálio, através de um processo conhecido como dopagem. Numa preparação típica, foi utilizada uma massa de
2,81 g de silício ultrapuro, contendo 6,0 • 10 22 átomos de Si. Nessa matriz, foi introduzido gálio suficiente para que o
número de seus átomos fosse igual a 0,01 % do número de átomos de silício. Sabendo que a massa molar do gálio vale
70 g/mol e a constante de Avogadro vale 6,0 • 1 0 23 , a massa de gálio empregada na preparação é igual a:
a) 70 g b) 0,70 g c) 0,0281 g d) 7,0 • 1 0 4 g e) 6,0 • 1 0 23 g
117 (Vunesp) O valor considerado normal para a quantidade de ozônio na atmosfera terrestre é de aproximadamente
336 U.D. (Unidades Dobson), o que equivale a 3,36 L de ozônio por metro quadrado de superfície ao nível do mar e à
temperatura de 0 °C.
a) Calcule a quantidade de 0 3 , em número de mols por m 2 , nessas condições (336 U.D. ao nível do mar e a 0 °C).
b) Sabendo que um átomo de cloro (Cí) pode reagir com 1 00.000 moléculas de ozônio (um dos processos responsáveis
pela destruição da camada de ozônio), qual a massa de cloro, em gramas por metro quadrado, suficiente para reagir
com dois terços do ozônio nessas condições?
Dados: Massa molar do cloro (Cí): 35,5 g/mol.
Número de Avogadro: 6,0 ■ 1 0 23 .
118 (Unicamp-SP) Certos solos, por razões várias, costumam apresentar uma acidez relativamente elevada. A diminuição dessa
acidez pode ser feita pela adição, ao solo, de carbonato de cálcio, CaC0 3 , ou de hidróxido de cálcio, Ca(OH) 2 , ocorrendo
uma das reações a seguir representadas:
CaC0 3 + 2 H + ► Ca 2+ + C0 2 + H 2 0
Ca(OH) 2 + 2 H + > Ca 2+ + 2 H 2 0
Um fazendeiro recebeu uma oferta de fornecimento de carbonato de cálcio ou de hidróxido de cálcio, ambos a um
mesmo preço por quilograma. Qual dos dois seria mais vantajoso, em termos de menor custo, para se adicionar à mesma
extensão de terra? justifique.
119 (Unicamp-SP) júlio Verne, famoso escritor de ficção científica do século passado, num de seus romances, narrou uma
viagem realizada com um balão cheio de gás aquecido. Para manter o gás aquecido era utilizada uma chama obtida pela
combustão de hidrogênio, H 2 . O hidrogênio era produzido pela reação de um metal com ácido.
Suponha que o escritor fosse você, e que estivesse escrevendo o romance agora. Você sabe que, devido ao pequeno espaço
disponível no balão e ao poder de ascensão do mesmo, deve-se transportar o menor volume e a menor massa possíveis.
Considerando os três metais, magnésio, Mg, alumínio, Aí, e zinco, Zn, e que a quanti-
dade de hidrogênio para a viagem deve ser a mesma em qualquer dos casos, qual
desses metais você escolheria para ser usado na viagem:
a) pelo critério da massa de metal a ser transportada? justifique.
b) pelo critério do volume de metal a ser transportado? justifique.
Metal
Densidade (g/cm 3 )
Mg
1,7
Aí
2,7
Zn
7,1
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Capitulo 14C-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
120 (Fuvest-SP) As florestas, que cobrem parte do nosso planeta, participam da remoção do dióxido de carbono do ar atmosfé-
rico que respiramos. No entanto, em uma nave espacial, é preciso utilizar determinadas substâncias para retirar o dióxido de
carbono do ar que os astronautas respiram. Isso pode ser feito por meio de qualquer das seguintes transformações:
peróxido de sódio + dióxido de carbono ► carbonato de sódio + oxigênio
hidróxido de magnésio + dióxido de carbono ► carbonato de magnésio + água
hidróxido de lítio + dióxido de carbono ► carbonato de lítio + água
a) Utilizando fórmulas químicas, escreva as equações balanceadas que representam essas transformações.
b) Uma nave espacial deve carregar o mínimo de carga. Assim, qual dos reagentes das três transformações acima seria o
mais adequado para uma viagem interplanetária? Explique.
c) Um astronauta produz cerca de 400 L de C0 2 , medidos a 25 °C e 1 atm, a cada 24 horas. Calcule a massa do reagente,
escolhido no item b, que será necessária para remover esse volume de C0 2 .
Dados:
Volume molar de gás a 25 °C e 1 atm: 25 L/mol.
Massas molares (g/mol): H = 1,0; Li = 7,0; C = 1 2; O = 1 6; Na = 23; Mg = 24.
121 (Fuvest-SP) Um sólido 5 é decomposto por aquecimento e o produto sólido obtido, ao reagir com água, forma hidróxido
de cálcio. Este reage com carbonato de sódio, produzindo soda cáustica (NaOH) e regenerando o sólido S que é reciclado.
Qual a fórmula de S e sua respectiva massa necessária para iniciar um ciclo de produção de soda cáustica a partir de
1,06 tonelada de carbonato de sódio?
Admita em todas as etapas um rendimento de 100% (massas molares, em g/mol: C = 12; O = 16; Na = 23; Ca = 40).
a) CaO e 0,56 t c) Ca(OH) 2 e 1 ,06 t e) CaC0 3 e 2,00 t
b) CaO e 1 ,1 2 t d) CaC0 3 e 1,00 t
122 (PUC-SP) Os gases nitrogênio (N 2 ) e oxigênio (0 2 ) podem reagir em diversas proporções, formando diferentes óxidos de
nitrogênio (N x 0 2 ). Em uma determinada condição foram colocados em um reator 32,0 g de 0 2 e 20,0 g de N 2 . Terminada
a reação, supondo a formação de apenas um tipo de óxido, é coerente afirmar que foram obtidos:
a) 52,0 g de N 2 0 3 .
b) 40,0 g de NO, restando 1 2,0 g de 0 2 sem reagir.
c) 48,0 g de NO, restando 4,0 g de N 2 sem reagir.
d) 46,0 g de N0 2 , restando 6,0 g de N 2 sem reagir.
e) 50,0 g de N 2 0 3 , restando 2,0 g de 0 2 sem reagir.
123 (UFF-RJ) Para se determinar o percentual de Ca 2+ presente em amostra de leite materno, adiciona-se íon oxalato, C 2 0|“, na
forma de Na 2 C 2 0 4 à amostra, o que provoca precipitação de CaC 2 0 4 . A adoção do procedimento descrito, em determina-
da amostra de leite materno com 50,0 g de massa, originou 0,192 g de CaC 2 0 4 . Deduz-se, então, que o percentual de
Ca 2+ nessa amostra equivale a:
a) 0,12% b) 0,24% c) 0,50% d) 1,00% e) 2,00%
124 (Unifenas-MG) Os ácidos são substâncias químicas que, em solução aquosa, liberam o cátion hidroxônio ou hidrônio
(H 3 0 + ). Um dos ácidos de larga aplicação industrial é o H 3 P0 4 , usado como acidulante e conservante em refrigerantes,
como fertilizante para o solo, sob a forma de fosfatos etc.
Quando se ingerem alimentos ricos em cálcio, fundamentais para a calcificação dos ossos, há a possibilidade do arraste do
cálcio para as fezes, esfraquecendo a estrutura óssea do indivíduo.
Uma reação, não-balanceada, representativa da ação H 3 P0 4 , sobre um sal contendo cálcio, pode ser assim equacionada:
H 3 P0 4 + Ca« 2 ► Ca 3 (P0 4 ) 2 + HCt
Insolúvel
Se um indivíduo ingerir 490 g de um refrigerante, com 0,1 % de H 3 P0 4 , em paralelo com alimentos que contenham teor
de cálcio suficiente para a reação com total de H 3 P0 4 , presente na quantidade de refigerante ingerida, o organismo
expelirá a seguinte quantidade de cálcio:
a) 0,30 g b) 0,20 g c)0,15g d) 0,10 g e) 0,05 g
125 (Cesgranrio-RJ) Uma indústria adquire hidróxido de sódio impuro como matéria-prima para o seu processo. Segundo as
normas da empresa, devem ser recusadas as remessas com teor de NaOH inferior a 80%. Três amostras, designadas por I,
II e III, contendo cada uma 5 g do produto, são analisadas com H 2 S0 4 , sendo as massas de ácido consumidas na neutralização,
respectivamente:
Amostra
H 2 S0 4 (g)
1
4,98
II
4,63
III
4,52
(Dados: Na = 23; O = 16; H = 1; S = 32.)
Do resultado da análise acima depreende-se que a(s) amostra(s) aprovada(s) foi(foram):
a) apenas a 1 b) apenas a II
c) apenas a III
d) apenas a 1 e a II
e) apenas a II e a III
Capítulo 14 • Cálculo Estequiométrico
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Capitulo 14C-QF1-PNLEM
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126 (Faap-SP) Uma amostra de 100 g de carvão coque, contendo impurezas consideradas como cinzas, reage com oxigênio
de ar formando 623 L de uma mistura gasosa a 700 mmHg e 27 °C, que contém 30% em volume de C0 2 . Calcule a
porcentagem de impurezas do carvão (Dado: C = 12).
127 (Mackenzie-SP) Fe 2 0 3 + 3 CO 2 Fe + 3 C0 2
Relativamente à equação acima, que representa de forma simplificada a obtenção do ferro a partir da hematita, fazem-se
as afirmações abaixo.
I. O ferro é obtido por redução da hematita.
II. Ocorre uma reação de adição.
III. Obtêm-se 210 kg de ferro, se for usada uma tonelada de hematita com 40% de pureza e considerando que o rendi-
mento da reação foi de 75%.
IV. No monóxido de carbono ocorre redução.
Dados: Massas molares (g/mol): Fe = 56; O = 16; C = 12.
Dentre as afirmações, somente são corretas:
a) I e II b) II e IV c) II e III d) III e IV e) I e III
128 (UFC-CE) Uma amostra pesando 5,0 g de uma liga especial usada na fuselagem de aviões, contendo alumínio, magnésio
e cobre, foi tratada com álcali para dissolver o alumínio e reduziu seu peso para 2,0 g. Esse resíduo de 2,0 g, quando
tratado com ácido clorídrico para dissolver o magnésio, reduziu-se a 0,5 g de cobre. Determine a composição centesimal
dessa liga especial.
129 (Fuvest-SP) Num balão de aço, cuja capacidade é 120 mL, encontra-se confinada uma mistura eqüimolar de monóxido de
carbono, hidrogênio e oxigênio. A pressão da mistura é 1,2 atm e a temperatura é 20 °C. Num certo instante, provoca-se
a combustão completa da mistura. Se a temperatura após a combustão for reajustada para 20 °C, qual será aproximada-
mente a pressão total no interior do balão?
130 (Fuvest-SP) Uma mistura de carbonato de amónio e carbonato de cálcio foi aquecida até a completa decomposição.
Obteve-se 0,20 mol de um resíduo sólido, além de uma mistura gasosa que, resfriada a 25 °C, condensou-se parcialmente.
A fase gasosa restante, a essa mesma temperatura e sob 1 atm de pressão, ocupou 1 2,2 L.
a) Escreva a equação que representa a decomposição do carbonato de amónio e a que representa a decomposição do
carbonato de cálcio, indicando o estado físico de cada substância a 25 °C.
b) Calcule a quantidade, em mols, de carbonato de amónio e de carbonato de cálcio na mistura original.
(Dados: volume molar dos gases a 25 °C e 1 atm = 24,4 L/mol; a pressão do vapor d'água, a 25 °C, é desprezível.)
131 (UFMG) Suponha que 1 mol de nitrato de chumbo (II), Pb(N0 3 ) 2 , foi submetido a aquecimento e se decompôs totalmen-
te. A reação produziu óxido de chumbo (II), PbO, e uma mistura gasosa, cujo volume, medido a 25 °C e 1 atmosfera, foi
de 61,25 L.
Considere que 1 mol de um gás qualquer, a 25 °C e 1 atmosfera, ocupa o volume de 24,5 L.
Com base nessas informações, a alternativa que apresenta, corretamente, a equação da reação de decomposição do
nitrato de chumbo (II) é:
a) Pb(N0 3 ) 2 (s)
— ► PbO (s)
+
2 NO, (g)
+ y0 2 (g)
b) Pb(N0 3 ) 2 (s)
— * PbO (s)
+
N 2 0 4 (g)
+ y0 2 (g)
c) Pb(N0 3 ) 2 (s)
— ► PbO (s)
+
NO (g) +
NO, (g) +
d) Pb(NQ 3 ) 2 (s)
— * PbO (s)
+
n 2 (g) +
f 0 2 (g)
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Capitulo 14C-QF1-PNLEM
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
RESPOSTAS
Capítulo
Primeira visão
da Química
1. Por exemplo, a areia, o barro e o granito.
2. Não, pois a água pode se apresentar na forma sólida (gelo)
ou na forma gasosa (por exemplo, vapor d'água que consti-
tui a umidade do ar).
3. Por exemplo, o ar, o gás carbônico (dos extintores de incên-
dio) e o hidrogênio (nos balões de parques de diversão, que
"sobem" no ar).
4. Raspando e eliminando a ferrugem e, a seguir, pintando o
portão.
5. Os tubos de plástico são mais fáceis de fabricar, são mais ba-
ratos e não enferrujam.
6. Para melhorar a conservação do alimento e, muitas vezes,
para melhorar a sua cor, odor, consistência etc.
7. Para aquecer, iluminar a caverna, assar os alimentos, afugen-
tar animais perigosos etc.
8. Por exemplo, uma pilha comum que transforma energia quí-
mica em energia luminosa, por meio de uma lanterna.
9. Restos de comida, papel, latas de alumínio, sacos plásticos,
vidros etc.
10. Depende do seu uso.
11. b 12. b 13. d
14. São as regiões da Terra em que há vida vegetal e/ou animal.
15. Do ar, do solo e da água. 16. É o Sol. 17. e
Capítulo
Conhecendo a matéria
e suas transformações
1. c
5. b
2. d
6. a
3. b
4. a
7. a) 1 fase; b) 2 fases; c) 1 fase; d) 2 fases; e) 3 fases
8. c
9. a
10.
b
ii.
d
28.
12. e
13. (Resolvido)
14. A 20 °C, o oxigênio é gasoso, c
fenol é sólido e
o pentano é
líquido.
15. b
16. a
17.
c
18.
c
29.
19. (Resolvido)
20. e
21.
(Resolvido)
33.
22. 8.500 g
35.
23. a) 0,020 kg
; b) 1 5.000 mg
c)
2.500.000 g
36.
24. 1 0 g
25. (Resolvido)
26.
4.500 L
27. a) 1.820 mL; b) 0,250 L;
c) 0,015 m 3
40.
28. b
29. (Resolvido)
30.
d
41.
31. (Resolvido)
32. b
33.
a
34.
d
35. (Resolvido)
36. c
37.
a
38.
e
42.
39. d
40. b
41.
b
42.
c
43. e
44. d
45.
b
46.
c
43.
47. d
48. a
49.
c
50.
a
47.
51. e
52. d
53.
b
54.
c
49.
55. c
56. a
57.
a
58.
a
50.
59. d
60. d
61.
e
62.
b
54.
RESPOSTAS
• VOLUME 1
63. Destilam na sequência: nitrogênio (P.E. = -196 °C), argônio
(P.E. = -186 °C) e, por último, o oxigênio (P.E. = -183 °C),
respeitando a ordem crescente de suas temperaturas de
ebulição.
64. Água que contém compostos benéficos à saúde.
65. Água de gosto ruim e imprópria para beber.
66. O caminho da água evaporando da superfície terrestre,
condensando-se nas nuvens, voltando à superfície em forma
de chuva e, inclusive, percorrendo o subsolo terrestre.
67. d 68. c 69. b 70. b
71. a 72. b 73. c 74. a
75. a 76. b 77. a 78. c
79. b 80. b 81. e
Capítulo
Explicando a matéria e
suas transformações
1. c
2. d
3. c
4. (Resolvido)
4,9
5. Não, pois o quociente -y— , da 2 a experiência, é igual a 3,5
e não coincide com o quociente -y|- , da 1 a experiência, que
é igual a 3. Isto corresponde a dizer que a 2 a experiência não
pode ocorrer com os valores dados.
6. b
7. a) H; b) C; c) Ca; d) Cd; e) Cr; f) K; g) P; h) Pb; i) F; j) Fe
8. a) sódio; b) enxofre; c) silício; d) estanho; e) ouro; f) cloro;
g) bromo; h) alumínio; i) prata; j) mercúrio
9. c
10. b
11. e
12. b
13. d
14. d
15. (Resolvido)
16. e
17. b
18. e
19. a
20. d
21. d
22. e
23. a
24. c
25. e
26. b
27. b
28. Envolvem reações químicas as proposições 01, 02, 04 e 32.
Somando estes números temos: 01 + 02 + 04 + 32 = 39. Esta
é a resposta pedida. Observamos que essa maneira de enun-
ciar uma questão é usada em vários vestibulares brasileiros.
30. c 31. d 32. c
34. (Resolvido)
35. Liberam energia: a, d
Consomem energia: b, c, e
37. c 38. b 39. a
igem de todos os materiais é o planeta Terra. E da energia
é o Sol.
Os recursos renováveis são os que podem ser repostos com
uma certa rapidez. Não-renováveis são o contrário.
O aumento populacional, o aumento do consumo de maté-
ria e energia e o desperdício de matéria e energia.
44. e
48. c
ternativ
51. d
55. b
45. e
52. d
56. d
46. b
53. e
369
A
01 -Respostas-QFI -PNLEM
29/5/05, 21 :24
Capítulo
A evolução dos modelos
atômicos
1.
b
2. a
3.
e
25.
(Resolvido) 26. b
27. d
28. e
4.
23 kg; carga nula
5.
b
6. d
29.
e 30. d
31. b
32. c
7.
1 t; 543 g
8. b
9.
(Resolvido)
33.
c 34. b
35. b
36. e
10.
b
11. e
12.
(Resolvido)
37.
(Resolvido) 38. (Resolvido) 39. e
40. b
13.
b
14. b
15.
c
16. d
41.
e 42. (Resolvido) 43. a
44. d
17.
a
18. c
19.
c
20. a
45.
(Resolvido) 46. b
47. c
21.
d
22. a
23.
d
24. a
48.
Na < At < Zn < Ni < Pd
49. c
50. e
25.
b
26. a
27.
c
28. b
51.
e 52. d
53. c
54. b
29.
d
30. b
31.
d
32. e
55.
b 56. d
57. a
58. c
33. (Resolvido)
35. c 36. d
39. (Resolvido) 40. s, p, d, f
42. 32 elétrons
45. 1 0 elétrons
48. b
34. De 3,95 a 3,66 metros
37. b 38. c
41. (Resolvido)
43. c
46. a
44. (Resolvido)
47. (Resolvido)
1
49. n = 4; l = 3; m = -3; s = - —
2
50. n = 5; l = 0; m = 0; s = — — 51 . e
2
52. 5 orbitais 53. 14 elétrons 54. c
55. n = 4; l = 0 56. e 57. c
58. e 59. c 60. (Resolvido)
61. Is 2 2S 2 2 p 6 3s 2 3 p 3 62. d 63. (Resolvido)
64. d 65. 35 66. (Resolvido) 67. c
68. a; e 69. (Resolvido) 70. c
71 . 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 72. b
73. a) K = 2; í. = 8; M = 1 8; N « 8; O = 1
b) 1 s 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 4S 2 3d 10 4p 6 5s’
1
c) rr = 5; l = 0; m = 0; 5 = -y
74. d
77. d
80. d
75. b
78. b
81. e
76. d
79. e
82. a
83. Ao regresso dos elétrons de orbitais mais energéticos para
orbitais menos energéticos.
84. Na luz comum, as ondas se propagam de forma desordenada.
Na luz laser, ocorre o contrário.
85. Certos elementos, cujos elétrons vibram com frequência de
diferentes cores.
86. Um gerador de ondas eletromagnéticas que agita as molécu-
las dos alimentos, aquecendo-os.
87. Um aparelho que identifica elementos químicos, pelas raias
emitidas pelo elemento.
88. e 89. c 90. a 91 . d
92. Estão corretos: a, c, d. 93. Somente (1) está errado.
94. Somente (0) está correto. 95. Estão corretas: a, b, c, d.
96. Estão corretas: a, b. 97. c 98. d
99. e 100. d
Capítulo
A classificação periódica
dos elementos
1. e
2. d
3. c
4. a
47.
São processos de aquecimento seguido de resfriamento, para
5. c
6. a
7. e
8. a
alterar suas estruturas cristalinas.
9. b
10. c
11. c
12. a
48.
c
49. b
50. e
51. d
13. (Resolvido)
14. b
15. c
52.
c
53. d
54. b
55. b
16. a
17. (Resolvido)
18. a
56.
d
57. e
19. (Resolvido) 20. b 21. (Resolvido)
22. a 23. (Resolvido)
24. a) enxofre: [Ne] 3 s 2 3 p 4 ; b) ferro: [Ar] 4s 2 3 d 6 ; c) césio: [Xe] ós 1
59. Estando no mesmo grupo (mesma coluna) que o sódio, o
potássio também é muito reativo.
60. Porque o cálcio é muito mais abundante na natureza do que
o magnésio.
61 . A reatividade do bromo é intermediária à do cloro e à do iodo.
62. c
63. e
64. d
65. e
66. d
67. e
68. b
69. c
70. c
71. d
72. c
73. d
74. a
75. d
76. c
Capítulo
As ligações químicas
i.
5.
7.
11 .
14
15
19
21
24
26.
30.
34.
35.
38.
40.
41.
44.
45.
46.
(Resolvido) 2. c 3. a 4. (Resolvido)
At 3+ (2 - 8); 0 2 ~ (2 - 8); Ai 2 0 3 6. e
e 8. (Resolvido) 9. c 10. a
(Resolvido) 12. d 13. d
a) CT; b) Ca 2+ ; c) Zn 2+ ; d) K +
d 16. c 17. a 18. a
Na + : 96,5 pm; Sr 2 *: 1 1 7 pm 20. e
c 22. a 23. (Resolvido)
H xo p ox h 25. d
H — P — H
I
H
(Resolvido) 27. d
b 31. a
H
0
t
H — O — Ct -
1
O
-O H
28. (Resolvido) 29. a
32. a 33. c
XX
x n x
X U X
o
XX o
3X0 XoCl C
XX o
o
X o x
X U X
XX
37. d
XX
■o;
XX
a 36. b
c 39. d
O mercúrio, porque, apesar de ser líquido em condições am-
biente, apresenta brilho metálico, é bom condutor de calor e
eletricidade, tem densidade elevada e forma cátions em com-
postos iônicos.
c 42. b 43. e
Uma união de elementos com predominância dos metais.
Em geral, pela fusão conjunta de seus elementos constituintes.
Seus elementos formadores; a estrutura cristalina; os trata-
mentos térmicos.
370
01 -Respostas-QFI -PNLEM
4 -
29/5/05, 21 :24
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Capítulo
A geometria molecular
Capítulo
Ácidos, bases e sais
inorgânicos^
1. c
2. (Resolvido)
3. São corretas: b,
d.
4. c
5. (R
6. b 7.
a
8. e
9. e
10. d 11.
d
12. e
13. a
14. d 15.
a
16. c
17. (Resolvido)
18. a
19. e
20. a 21.
(Resolvido)
22. b
23. (Resolvido)
24. b
25. (Resolvido)
26. d
27. b
28. a) A (cloro): 7 elétrons de valência; grupo 1 7.
B(arsênio): 5 elétrons de valência; grupo 15.
C (estanho): 4 elétrons de valência; grupo 14.
b) O cloro é o mais eletronegativo, formando com o arsênio
o composto AsCX 3 .
29. a) As maiores eletronegatividades aparecem nos halogênios
(grupo 1 7 ou coluna 7A) e as menores, nos metais alcali-
nos (grupo 1 ou coluna IA),
b) Será uma ligação iônica.
30. a) O semimetal é o boro, que está no 2- período, grupo 1 3,
subgrupo A.
b) São covalentes porque A < 1,7.
31. a
32. d
33. a) As ligações são covalentes.
b) Porque na molécula de SiH 4 (tetraedro regular), os vetores
momento dipolar se anulam.
34.
d
35. (Resolvido)
36.
d
37.
e
38. e
39. b
40.
a
41.
(Resolvido)
42. a
43.
c
44.
(Resolvido)
45. d
46.
e
47.
b
48. a
49. a
50.
b
51.
d
52. a
53. b
54.
b
55.
c
56. d
57. (Resolvido)
58.
e
59. d
60. (Resolvido)
61.
d
62. (Resolvido)
63.
b
64.
e
65. (Resolvido)
66.
c
67.
a
68. (Resolvido)
69.
c
70.
e
71. c
72. d
73.
b
74.
c
75. c
76. d
77.
d
78.
e
79. d
80. c
81.
e
82. Os metais têm uma nuvem de elétrons livres que os torna
bons condutores de eletricidade. Os não-metais estão em
situação oposta. Os semicondutores que são, em geral,
semimetais, têm poucos elétrons livres, daí suas baixas
condutividades elétricas.
83. É a adição de pequenas quantidades de impurezas ao semi-
condutor, para aumentar sua condutividade elétrica.
84. Em diodos, transistores, células solares etc.
85. e 86. e 87. c
88. c 89. c 90. c
91. e 92. a 93. b
94. d
95. Estão corretas as alternativas 01 , 04, 08 e 1 6.
96. e 97. b 98. b
99. 3 100. d
1. (Resolvido)
2. a) Porque no estado líquido (fundido) os íons Na + e CfT estão
livres.
b) Porque é um composto molecular.
c) No NaCÍ a dissolução libera os íons Na + e Cf. . No HCi a
água provoca a ionização em H + e C(T.
3. a) E o cloreto de sódio (NaCÍ), pois fundido dispõe de íons
Na + e C(T livres.
b) E o iodo (l 2 ), pois suas moléculas são apoiares.
4. b 5. (Resolvido) 6. d
7. a) HMnO„; b) H 3 P0 3 ; c) H 2 C 2 0 4 ; d) H 2 S0 3 ; e) H 3 As0 4 ;
f) h 4 sío 4
8. a) ácido bromídrico;
b) ácido arsênico e ácido arsenioso;
c) ácido hipoiodoso, ácido iodoso, ácido iódico e ácido
periódico;
d) ácido (orto) antimônico, ácido piroantimônico
9. e 10. a 11. c
12. a) HBr ► H + + Br
b) HN0 2 H + + NO,
c) H 2 S0 3 ► 2 H + + SOr
d) H 4 P 2 0 7 ► 4 H + + P 2 Or
13. a) HBr + H 2 0 » H s O + + Br
b) HNO, + H 2 0 ► H 3 0 + + NO,
c) H 2 S0 3 + 2 H 2 0 ► 2 H 3 0 + + SÓ, -
d) H 4 P 2 0 7 + 4 H 2 0 ► 4 H 3 0 + + P 2 Or
14. a 15. b
16. Graus de ionização: H 2 S: 10%; H 2 S0 4 : 66%; HN0 3 : 80%
Força de ionização: H 2 S < H 2 S0 4 < HN0 3
O
t H-O^
17. H
1
0
1
n
r^>
1
o
18.
1
o
19. b
20. a
21. b
23. a
24. d
25. a
27. a) LiOH; b) Cr(OH) 3 ; c) Fe(OH) 2 ; d) Au(OH) 3 ; e) CuOH
28. a) hidróxido de magnésio;
b) hidróxido de césio;
c) hidróxido mercúrico ou hidróxido de mercúrio II;
d) hidróxido estanoso ou hidróxido de estanho II;
e) hidróxido platínico ou hidróxido de platina IV.
29. a 30. e 31. d
32. a) Ba(OH) 2 ► Ba 2+ + 2 OH~
b) KOH ► K + + OH~
33. NH 4 OH > Ca(OH) 2 > AgOH
34. Porque é praticamente insolúvel em água.
35. c
36. e
37. e
38. Apenas (08) está correta.
39. e
40. c
41. b
42. c
43. c
44. e
45. d
46. a
47. b
48. b
49. b
50. c
51. d
52. (Resolvido)
53. a
54. e
55. e
56. d
57. d
58. a) Mg(OH) 2 + H 2 S0 4 * MgS0 4 + 2 H 2 0
b) KOH + HNO, ► KN0 3 + H 2 0
c) Ba(OH) 2 + H 2 S0 4 » BaS0 4 + 2 H 2 0
d) Fe(OH) 2 + H 2 S0 4 » FeS0 4 + 2 H 2 0
RESPOSTAS • volume 1
371
01 -Respostas-QFI -PNLEM
371
29/5/05, 21 :25
43. c
59. e
63. e
67. a
69. a) NH
NH.OH
60. b
64. d
68. c
H,0 —
61. e
65. e
— ► nh 4 oh
NH: + OhT
b) Devido à reação: NH 4 OH
62. b
66. c
H,0 + NH,
70. Normalmente de lagos e rios. A chamada "água mineral" pro-
vém de fontes específicas.
71. É a água apropriada para se beber. Deve ser límpida, aerada,
não conter microorganismos nocivos e conter vestígios de
sais naturais em solução.
72. Numa série de processos e reações químicas visando purificar
a água até torná-la potável.
73. b
74. b
75. e
76. d
1. c
2. d
3. b
4. e
77. d
78. c
79. d
80. c
5. e
6. b
7. e
8. e
81. c
82. e
83. e
84. a
9. a
10. a
11. a
12. c
85. c
13. c
14. e
15. a
16. e
86. a) Mg 2+
< Ca 2+ < K +
17. b
18. a
19. c
20. c
H 1 +
21. d
22. e
23. e
b)
I
H — N — H
t
H
c) K 2 HPO„ e CaHPCX, (ou MgHP0 4 )
d) K: metal alcalino; Mg: metal alcalino-terroso.
87. a) Abriu a torneira.
b) Como o HCl (g) é muito solúvel na água, ela será "aspira-
da" para o balão formando um esguicho. Além disso, o
indicador tornassol mudará da cor azul para vermelha,
devido à ação do HCl.
88. e
Capítulo
Óxidos inorgânicos^
3. c
7. e
Mn0 2 — ► Mn0 3
SnCl, + H,0
Mn 2 0 7
1. a 2. d 3. c 4. e
5. e 6. b
8. MnO — ► Mn 2 0 3
9. SnO + 2 HCl
2 NaOH + SnO ► Na 2 Sn0 2 + H 2 0
10. e 11. a 12. d 13. b
14. d 15. d 16. e 17. c
18. e 19. (Resolvido)
20. a) Ga(OH) 3 ; b) Ra(OH) 2 ; c) FrOH; d) Be(OH) 2 ; e) RbOH
21. c 22. d 23. (Resolvido)
24. a 25. a 26. c
27. d 28. c 29. b
30. a) V 2 O s ; b) Ce0 2 ; c) Mn 2 0 7 ; d) Zr0 2 ; e) Cr0 3
31. a 32. a 33. e
34. b 35. c 36. d
37. Devido ao C0 2 existente na atmosfera, que reage com a água
produzindo ácido carbônico:
co 2 + h 2 o ► h 2 co 3
38. O S0 2 tem origem natural (vulcões, por exemplo) ou resulta
das atividades humanas (combustão do carvão e dos deri-
vados do petróleo). Os óxidos de nitrogênio também podem
ter origem natural (por exemplo, provocados pelos raios:
N 2 + 0 2 ► 2 NO) ou resultar das atividades humanas
(combustão dos derivados do petróleo).
39. Os ácidos sulfúrico e nítrico.
40. c
44. a
47. a) Na 2 0 2
b) 2 H 2 0 2
48. b
41. e
45. c
2 H 2 0
49. b
42. e
46. d
* 2 NaOH
2 H,0 + O?
h 7 o 2
50. a) Cálcio; b) Por exemplo, o bário (Ba); c) 2
51. b 52. b 53. a
Capítulo
As reações químicas
24. O CaC0 3 (calcário), porque reage com a acidez do solo (H + ),
segundo a equação:
2 H +
25. NH 4 HCO,
CaCO,
Ca 2
H,0 + co;
NH 3 (g) + CO/ (g) + H 2 0' (g)
A expansão dos gases formados faz crescer a massa do bolo.
26. b
27. e
28. a
29. d
30. b
31. e
32. a
33. d
34. d
35. c
36. d
37. a
38. O NH| em solução aquosa produz, junto com NaOH:
NHJ
NaOH
Na
H,0
NH,
39.
42.
44.
45.
49.
50.
O gás amónia (NH 3 ) em contato com o papel tornassol ver-
melho umedecido, reage com a água:
nh; + h 2 o » NH 4 OH
O NH 4 OH, que é básico, muda a cor do tornassol vermelho
para azul.
e 40. d 41. c
c 43. a
a) C0 2 + 2 NaOH * Na 2 C0 3 + H 2 0
b) Não reagem, pois são ambos de caráter ácido.
c) Al 2 0 3 + 3 H 2 S0 4 ► Al 2 (S0 4 ) 3 + 3 H 2 0
d) Não reagem, pois o CO é um óxido neutro (indiferente).
e) MgO + 2 HCl ► MgCl 2 + H 2 0
f) Fe 3 0 4 + 8 HCl ► FeCl 2 + 2 FeCl 3 + 4 H 2 0
(o Fe 3 0 4 é um óxido duplo equivalente a FeO + Fe 2 0 3 )
g) Não reagem, pois o Na 2 0 2 é um peróxido.
h) K 2 0 + H 2 S0 4 ► K 2 S0 4 + H 2 0
. d 46. e 47. c 48. d
51.
55.
59.
61.
62.
Estão corretos os itens 0 e 3.
a) No primeiro erlenmeyer: S + 0 2 -
Adicionando-se água: S0 2 + H 2 0
tância A)
No segundo erlenmeyer: 2 Mg
Adicionando-se água: MgO -
(substância B)
b) H 2 S0 3 + Mg(OH) 2
a 52. b 53. b
d 56. a 57. b
a 60. c
Estão corretos os itens 0, 2 e 3.
a
f o 2 -
h 2 o
MgS0 3 4
so 2
► H 2 S0 3 (subs-
2 MgO
- Mg(OH) 2
2 H 2 0
54. e
58. d
372
A
01 -Respostas-QFI -PNLEM
372
29/5/05, 21 :25
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
63. Areia (Si0 2 ), soda ou barrilha (Na 2 C0 3 ) e calcário (CaC0 3 ).
64. Adicionando aos componentes normais pequenas quantida-
des de óxidos metálicos (Fe 2 0 3 , CaO etc) e aquecendo o con-
junto em fornos apropriados.
65. Calcário (CaC0 3 ), argila (em que predominam silicatos de
alumínio) e areia (Si0 2 ).
66. Devido à cristalização dos silicatos de cálcio e alumínio.
67. a
68. a) PbO, 2 + Na 2 S
► PbS; +
2 NaCX
b) C + 0 2 1
► co/
c) H 2 S0 4 + Na 2 S -
► Na 2 S0 4
+ H 2 S 2>
d) Zn + H 2 S0 4
► ZnS0 4 +
H/
69. b 70. e
71. b
72. b
73. e 74. d
75. c
76. c
77. d 78. a
79. c
80. d
81. Os quatro itens estão corretos.
82. d
83. b
Capítulo
Massa atômica e massa
molecular
i.
4.
7.
9.
10 .
14.
18.
21 .
24.
26.
29.
32.
35.
39.
42.
44.
47.
51.
53.
54.
55.
56.
57.
58.
59.
60.
61.
62.
(Resolvido)
2.
6,92 u
3.
(Resolvido)
d
5.
55% de 79 M e 45% de 81 M
6.
e
(Resolvido)
8.
24,6 u
a) 30 u; b)
i 64
u; c) 100
u; d) 1 20 u; e)
82
u; f) 149 u,
g) 860 u; h) 286 u
d
11.
b
12 .
a
13.
(Resolvido)
a
15.
e
16.
d
17.
(Resolvido)
b
19.
(Resolvido)
20.
b
(Resolvido)
22.
e
23.
(Resolvido)
5 • 1 0 23 g
25.
(Resolvido)
e
27.
b
28.
(Resolvido)
b
30.
b
31.
(Resolvido)
a
33.
c
34.
(Resolvido)
b
36.
a
37.
c
38.
b
a
40.
d
41.
e
e
43.
92,63% de
Ag
e 7,37% de
Cu
3,43 • 10~ 22
g
45.
30 u
46.
b
c
48.
d
49.
d
50.
b
d
52.
0,038 mol
No corpo humano (como o comprimento de um pé) ou no
esforço humano ou dos animais etc.
É um conjunto de unidades fáceis de se estabelecer e relacio-
nadas entre si, de um modo racional.
As básicas são sete: o metro (m); o quilograma (kg); o segundo
(s); o Ampere (A); o Kelvin (K); o mol (mol) e a candeia (cd).
c
e
d
Apenas a alternativa (02) está correta.
A remessa deve ser confiscada, pois contém 1,68 ■ 10~ 3 g de
Hg 2 ~ por quilo de atum.
a) 60% de 12, Sb e 40% de 123 Sb;
b) 1,20 ■ 1 0 23 átomos de alumínio
a) O mais abundante é o isótopo-24 cuja massa mais se apro-
xima de 24,3 g/mol.
b) 94 g/mol; 96 g/mol; 98 g/mol
Capítulo
Estudo dos gases
1. (Resolvido)
2. 2.500 mL (ou cm
3. (Resolvido)
4. 2,6 atm 5. a
6. c
7. (Resolvido)
8. -73 °C
9. (Resolvido)
10. e
11. d
12. b 13. b
14. a
15. (Resolvido)
16. a
17. a
18. e
19. (Resolvido)
20. a
21. e
22. d 23. d
24. c
25. 2,1 3 atm
26. a) 27 °C;
b) Transformação isotérmica
27. c
28. 600 K e 2 atm
29. b
30. c
31. (Resolvido)
32. Sim, pois obedecem à proporção 1 : 2 : 1 : 2.
33. c 34. (Resolvido)
35. a) 2 : 2 : 5;
b) 30 L
36. b
37. 50 moléculas de oxigênio e 100 moléculas de água.
38. c 39. b
40. Admitamos que no volume considerado existam x molécu-
las. Teremos então:
a) o maior número de átomos de oxigênio está no C0 2
(serão 2x átomos de oxigênio);
b) de carbono no C 2 H 4 (são 2x);
c) de hidrogênio no C 2 H 4 (são 4x)
41.
c
42. c
43. c
44.
(Resolvido)
45. b
46.
a
47. d
48. (Resolvido)
49.
c
50. b
51. a
52. d
53.
(Resolvido)
54. e
55.
(Resolvido)
56. 112 mL
57.
(Resolvido)
58. d
59.
(Resolvido)
60. c
61.
a
62. 30 u
63. d
64. a
65.
d
66. (Resolvido)
67. 3 g
68.
c
69. e
70. e
71.
a) 114,5 g;
b) 5,59 atm
72.
e
73.
Estão corretas as alternativas: (0), (1) e (2).
74.
b
75. e
76. c
77. 3,2 g
78.
a
79. e
80. b
81. a
82.
a
83. (Resolvido)
84. a
85.
b
86. 91 1 mmHg
87. (Resolvido)
88.
1 2,3 atm
89.
a) 1 2,3 atm;
b) 8,48 atm
90.
b
91. (Resolvido)
92. e
93.
a
94.
Massas: 3,2
g de CH 4 e 24 i
3 de C 2 H 6
Pressões parciais: 0,328 atm e 1,312 atm
95.
(Resolvido)
96. b
97. c
98.
e
99. (Resolvido)
100. d
RESPOSTAS • volume 1
373
01 -Respostas-QFI -PNLEM
373
13/7/05, 11:47
40. d
43. c
41. c
44. b
42. d
101. b
102. a) x H2 = 0,8; x 02 = 0,2
b) p H2 = 0,6 atm; p 0;
, = 0,1 5 atm;
c) P = 0,75 atm
103.
a 104. e
105. b
106.
F, F, V, F, V
107.
1 1 minutos
108. b
109.
a
110.
(Resolvido)
111. b
112.
a
113.
a) 1,25 g/L;
b) 14 u
114. b 115. a 1 16. (Resolvido)
117. a 118. b 119. (Resolvido)
120. Hidrogênio, hélio e metano 121. d
122. a) 131 g/mol; b) Xenônio
1 23. a) 2, 1 7 ■ 1 0 4 litros; b) 1,84-1 0 2 g/L
124. c 125. e 126. b 127. (Resolvido)
128. e 129. c 130. (Resolvido)
131. (Resolvido) 132. c 133. a
1 34. (Resolvido)
135. O gás mais denso difunde-se com a metade da velocidade
do gás menos denso.
136. Fundamentalmente, as radiações ultravioleta.
137. São os óxidos de nitrogênio e os clorofluorcarbonados.
138. Entre 12 km e 32 km de altitude, a camada de ozônio nos
protege das radiações solares, sendo, pois, um aliado. Junto
à superfície da Terra, o ozônio é um inimigo, pois é prejudi-
cial às pessoas, animais e plantas.
139. a 140. b 141. a 142. 10,8 kg
143. a) 1 atm; b) 546 K
144. 12 g
145. 5 litros de 0 2 por minuto (a 30 m de profundidade com 4
atm de pressão).
146. c 147. b 148. e 149. 95 cm 3
150. a) 98% de N 2 e 2% de vapor de água; b) 1 0,14 L
151. d 152. 44 u 153. a 154. e
Capítulo
Cálculo de fórmulas
i.
3.
4.
8.
11 .
14.
17 .
21 .
25.
29.
32.
33.
36.
37.
38.
39.
20% de Mg; 26,6% de S; 53,3% de O 2. d
25,5% de Cu; 1 2,8% de S; 25,6% de O; 36,1 % de H 2 0
d 5. d 6. a 7. c
c 9. b 10. e
57,48% de C 12. a 13. c
d 15. MgFe 2 0 4 16. CaCl 2 • 4 H 2 0
C 5 H 7 N 18. NaO 19. e 20. c
CH 5 N 22. c 23. d 24. d
d 26. d 27. NH; N0 3 ~ 28. (Resolvido)
AÍ 2 (S0 4 ) 3 • 1 8 H 2 0
30. e 31. P 4 O 10
3 ) C 6 H 12 0 2 ;
b) c 3 h 6 o
b 34. b 35. b
É o aumento do aquecimento da Terra causado pela poluição
atmosférica.
C0 2 , CO e óxidos do nitrogênio (NO, N0 2 etc).
Derretimento da calota polar, modificações no clima terrestre
e aumento da acidez dos oceanos.
É o abafamento da poluição do ar, próximo ao solo, causado
por um aquecimento irregular da atmosfera.
374
45. a) 1 0,8% de vanádio; b) 61 2 g de vanádio
46. c 47. e 48. d 49. d
50. a) Uréia;
b) (NH 4 ) 2 C0 3 + CaS0 4 —
(NH 4 ) 2 S0 4 + CaC0 3
Capítulo
Cálcul o este qui omét rico
i.
(Resolvido)
2. a
3. c
4. b
5.
d
6. c
7. b
8. 52 g de CO
9.
b
10. b
11. c
12. M = 40
13.
(Resolvido)
14. d
15. d
16.
c
17. b
18. a
19. c
20.
a
21. 0,17 L
22. b
23. e
24.
a)
28,17 kc
1 água;
b)
2,33 • 1C
I 4 L de C0 2 ;
c)
3,88 • 1C
I 4 L de 0 2
25.
6 L
.de NH 3
26. c
27. 20 L de 0 2
e 40 L de C0 2
28.
c
29. e
30. b
31. d
32.
a)
Zn + 2 HCt
► Zn« 2 + H 2
b)
1 mol
33.
e
34.
b
35. b
36. e
37.
a)
2 KCN 4
h 2 so 4 —
► K 2 S0 4 + 2 HCN
b)
3 • 1 0 23 moléculas de HCN
38.
d
39. e
40. c
41.
a)
h 3 po 4 +
3 NaOH -
► Na 3 P0 4 + 3
h 2 o
b)
68,3 g de Na 3 P0 4
42.
d
43. 54 mL
44.
a)
Zn +
2 HN0 3
» Zn(N0 3 ) 2
+ h 2
(nitrato de zinco
e hidrogênio)
b)
9,47 g de Zn(N0 3 ) 2
e 0,1 g de H 2
45.
a
46. e
47. b
48. (Resolvido)
49.
e
50. d
51. a
52. c
53.
a
54. 516 g
55. e
56. 42,8 g
57.
a)
1 30 g;
b)
K 2 0 + H
i 2 o .
• 2 KOH (idem para
o Na 2 0)
58.
a)
8,5 g de
NH 3 ; b) 4,5
i g de H 2 em excesso
59.
a
60. d
61.
a)
61 g de
Ba(OH) 2 em
excesso; b) 189,1
g de BaS0 4
62.
c
63. (Resolvido)
64. b
65.
a
66. a
67.
a)
O tanque que esvaziará primeiro é o de
o 2 .
b)
1 01 kg de água
Os
00
d
69. b
70. a
71. b
72.
d
73. e
74. e
75. c
76.
a
77. d
78. c
79. a
80.
a
81. 204.500 toneladas de C0 2
82. CaSi0 3 : silicato de cálcio
2 Ca 3 (P0 4 ) 2 + 6 Si0 2 + 1 0 C >- 6 CaSiO, + 1 0 CO + P 4
3.875 g de fosfato de cálcio impuro
83. 99%
84. a) 2 KCÍO ► 2 K« (s) + 3 0 2 (g)
b) 0,5 ou 50%
85. a 86. 18,5 kg 87. d
88. a 89. a
01 -Respostas-QFI -PNLEM
374
29/5/05, 21 :25
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
93. 29,1 L
90. a) NH 3 + CH 4 ► HCN + 3 H 2
b) 2,1 25 kg de NH 3 e 2 kg de CH 4
91. c 92. 83,5 L de ar
94. a) 2 Mg + 0 2 ► 2 MgO
b) 4,8%
95. c 96. c 97. 90,4 g 98. 151,6 L
99. 279 mg de NaCl e 21 mg de KCl
100. 42,68% de Cu e 57,32% de Ag
101. c 102. Siderurgia.
103. Ferro com 0,2% a 1% de carbono, além de impurezas.
1 04. Minério de ferro (em geral, Fe 2 0 3 ), fundente (em geral, calcário,
CaC0 3 ) e carvão coque.
105. Ferro-gusa e escória.
1 06. Consiste num aquecimento seguido de um resfriamento mais
ou menos rápido. Visa melhorar as propriedades do aço.
107. d 108. b 109. c
110. a) Sim, pois partimos de massas iguais de carbono.
b) Não, pois as equações indicam a proporção 3 0 2 : 2 0 3
em mol.
1 1 1. a) 2 mol de NaN 3 ;
b) 3 atm
112. a) C + 0 2 ► C0 2
b) 0,02 mol de C0 2
c) 1 atm
113. a) 6,0-10 5 mol de 0 2
b) 6,66 -1 0 4 u
114. b
1 15. a) 2 Al + 6 HCl ► 2 AlCl 3 + 3 H 2
b) Sim, pois em quantidades equimoiares, o alumínio pro-
duz um volume de H 2 maior, já que a reação do Mg é:
2 Mg + 4 HCl *- 2 MgCl 2 + 2 H 2
116. d
1 1 7. a) 0,1 5 mol de 0 3 / m 2
b) 3,55 • 10 5 g de Cl
118. E mais vantajoso comprar Ca(OH) 2 , pois a quantidade de
mols em 1 kg de Ca(OH) 2 é maior do que em 1 kg de CaC0 3
e ambos reagem com H + na mesma proporção molar.
1 19. a) O alumínio, de menor massa.
b) Também o alumínio, de menor volume.
120. a) 2 Na 2 0 2 + 2 C0 2 » 2 Na 2 C0 3 + 0 2
Mg(OH) 2 + C0 2 ► MgCO s + H 2 0
2 LiOH + C0 2 ► Li 2 C0 3 + H 2 0
b) O LiOH, devido a menor massa.
c) 2,08 g
121.
d
122. d
123. a 124. a
125.
a
126. 16% de
impurezas
127.
e
128. 60% de
Al; 30% de Mg; 1 0% de Cu
129.
0,4 atm
130.
a) (NH 4 ) 2
CO , (s)
— 2 NH 3 (g) + C0 2 (g) + H
CaCO
,(s) *■
CaO (s) + C0 2 (g)
b) 0,1 mol de (NH 4 ) 2 C0 3 e 0,2 mol de CaC0 3
131.
a
RESPOSTAS • volume 1
375
01 -Respostas-QFI -PNLEM
375
29/5/05, 21 :26
1 vèr-
□ nz
LISTA DE SIGLAS
Acafe-SC
Associação Catarinense das Fundações Educacionais
AEUDF
Associação de Ensino Unificado do Distrito Federal
Aman-RJ
Academia Militar das Agulhas Negras
Ceeteps-SP
Centro Estadual de Educação Tecnológica "Paula Souza"
Cefet-PR
Centro Federal de Educação Tecnológica do Paraná
Cesgranrio-RJ
Fundação Cesgranrio
EEM-SP
Escola de Engenharia Mauá
Efoa-MG
Escola de Farmácia e Odontologia de Alfenas
Enem-MEC
Exame Nacional de Ensino Médio
Esal-MG
Escola Superior de Agronomia de Lavras
Esan-SP
Escola Superior de Administração de Negócios
Esef-Jundiaí-SP
Escola Superior de Educação Física de Jundiaí
Estácio-RJ
Universidade Estácio de Sá
F. Ibero-Americana-SP
Faculdade Ibero-Americana de Letras e Ciências Humanas
F. M. Pouso Alegre-MG
Faculdade de Medicina de Pouso Alegre
Faap-SP
Fundação Armando Alvares Penteado
Faesa-ES
Faculdades Integradas Espírito-Santenses
Fafeod-MG
Faculdade Federal de Odontologia de Diamantina
Fasp-SP
Faculdades Associadas de São Paulo
Fatec-SP
Faculdade de Tecnologia de São Paulo
FCC-BA
Fundação Carlos Chagas da Bahia
FCMSCSP-SP
Faculdade de Ciências Médicas da Santa Casa de São Paulo
FEI-SP
Faculdade de Engenharia Industrial
FEP-PA
Fundação Educacional do Estado do Pará
FEQ-CE
Fundação Educacional Edson Queiroz
Fesp-PE
Fundação do Ensino Superior de Pernambuco
Fesp-SP
Faculdade de Engenharia de São Paulo
FGV-SP
Fundação Cetúlio Vargas
FMIt-MG
Faculdade de Medicina de Itajubá
FMTM-MG
Faculdade de Medicina do Triângulo Mineiro
FMU/Fiam-Faam/Fisp-SP
Faculdades Metropolitanas Unidas
FUERN
Fundação Universidade do Estado do Rio Grande do Norte
Fuvest-SP
Fundação Universitária para o Vestibular
IME-RJ
Instituto Militar de Engenharia
ITA-SP
Instituto Tecnológico de Aeronáutica
ITE-Bauru-SP
Instituto Toledo de Ensino
Mackenzie-SP
Universidade Presbiteriana Mackenzie
Osec-SP
Organização Santamarense de Ensino e Cultura
PUC-Campinas-SP
Pontifícia Universidade Católica de Campinas
PUC-MG
Pontifícia Universidade Católica de Minas Gerais
PUC-PR
Pontifícia Universidade Católica do Paraná
PUC-RJ
Pontifícia Universidade Católica do Rio de Janeiro
PUC-RS
Pontifícia Universidade Católica do Rio Grande do Sul
PUC-SP
Pontifícia Universidade Católica de São Paulo
U. São Judas-SP
Universidade São Judas Tadeu
UCB-DF
Universidade Católica de Brasília
UCB-MS
Universidade Católica Dom Bosco
UCG-GO
Universidade Católica de Goiás
UCSal-BA
Universidade Católica de Salvador
UCS-RS
Universidade de Caxias do Sul
Uece
Universidade Estadual do Ceará
UEL-PR
Universidade Estadual de Londrina
376
02-Siglas-QF1 -PNLEM
376
6/7/05, 15:04
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
UEMG
Universidade do Estado de Minas Gerais
UEM-PR
Universidade Estadual de Maringá
UEPG-PR
Universidade Estadual de Ponta Grossa
Uerj
Universidade Estadual do Rio de Janeiro
Uespi
Universidade Estadual do Piauí
Ufac
Fundação Universidade Federal do Acre
Ufam
Universidade Federal do Amazonas
UFBA
Universidade Federal da Bahia
UFC-CE
Universidade Federal do Ceará
Ufes
Universidade Federal do Espírito Santo
UFF-Rj
Universidade Federal Fluminense
UFG-GO
Universidade Federal de Goiás
UFJF-MG
Universidade Federal de Juiz de Fora
UFMA
Fundação Universidade Federal do Maranhão
UFMG
Universidade Federal de Minas Gerais
UFPA
Universidade Federal do Pará
UFPB
Universidade Federal da Paraíba
UFPE
Universidade Federal de Pernambuco
UFPel-RS
Fundação Universidade Federal de Pelotas
UFPI
Fundação Universidade Federal do Piauí
UFPR
Universidade Federal do Paraná
UFRGS-RS
Universidade Federal do Rio Grande do Sul
UFRJ
Universidade Federal do Rio de Janeiro
UFRN
Universidade Federal do Rio Grande do Norte
UFRRJ
Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro
UFSC
Universidade Federal de Santa Catarina
UFSCar-SP
Fundação Universidade Federal de São Carlos
UFSE
Fundação Universidade Federal de Sergipe
UFSM
Universidade Federal de Santa Maria
UFU-MG
Fundação Universidade Federal de Uberlândia
UFV-MG
Fundação Universidade Federal de Viçosa
UGF-RJ
Universidade Gama Filho
Ulbra-RS
Universidade Luterana do Brasil
UMC-SP
Universidade de Mogi das Cruzes
UnB-DF
Fundação Universidade de Brasília
Uneb-BA
Universidade Estadual da Bahia
Unicamp-SP
Universidade Estadual de Campinas
Unicenp-PR
Centro Universitário Positivo
Uniceub-DF
Centro Universitário de Brasília
Unicid-SP
Universidade Cidade de São Paulo
Uniderp-MS
Universidade para o Desenvolvimento do Estado e da Região do
Pantanal
UniFEI-SP
Centro Universitário da Faculdade de Engenharia Industrial
Unifenas-MG
Universidade de Alfenas
UniFMU-SP
Faculdades Metropolitanas Unidas
Unifor-CE
Universidade de Fortaleza
Unigranrio-RJ
Universidade do Grande Rio
Unip-SP
Universidade Paulista
Unirio-RJ
Fundação Universidade do Rio de Janeiro
Unisinos-RS
Universidade do Vale do Rio dos Sinos
Unitau
Universidade de Taubaté
Uniube
Universidade de Uberaba
Univali-SC
Universidade do Vale do Itajaí
UVA-CE
Universidade do Vale do Acaraú
Vunesp
Fundação para o Vestibular da Unesp
LISTA DE SIGLAS • volume 1
377
!-Siglas-QF1 -PNLEM
377
29/5/05, 21 :26
TABELAS AUXILIARES
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ELEMENTOS
Período
Elemento
Número
atômico
Número de elétrons em cada subcamada
Número de
elementos
por
período
Is
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p 4d 4f
5s 5 p 5 d 5f
6s 6p 6d
7s
H
1
1
1-
He
2
2
2
Li
3
2
1
Be
4
2
2
B
5
2
2
1
C
6
2
2
2
2-
N
7
2
2
3
8
0
8
2
2
4
F
9
2
2
5
Ne
10
2
2
6
Na
11
2
2
6
1
Mq
12
2
2
6
2
Al
13
2
2
6
2
1
3 S
Si
14
2
2
6
2
2
8
P
15
2
2
6
2
3
S
16
2
2
6
2
4
a
17
2
2
6
2
5
Ar
18
2
2
6
2
6
K
19
2
2
6
2
6
1
Ca
20
2
2
6
2
6
2
Sc
21
2
2
6
2
6
1
2
Ti
22
2
2
6
2
6
2
2
V
23
2
2
6
2
6
3
2
Cr
24
2
2
6
2
6
5
1
Mn
25
2
2
6
2
6
5
2
1 â série de
Fe
26
2
2
6
2
6
6
2
transição
Co
27
2
2
6
2
6
7
2
4 2
Ni
28
2
2
6
2
6
8
2
18
Cu
29
2
2
6
2
6
10
1
Zn
30
2
2
6
2
6
10
2
Ca
31
2
2
6
2
6
10
2
1
Ce
32
2
2
6
2
6
10
2
2
As
33
2
2
6
2
6
10
2
3
Se
34
2
2
6
2
6
10
2
4
Br
35
2
2
6
2
6
10
2
5
Kr
36
2
2
6
2
6
10
2
6
Rb
37
2
2
6
2
6
10
2
6
1
Sr
38
2
2
6
2
6
10
2
6
2
Y
39
2
2
6
2
6
10
2
6
1
2
Zr
40
2
2
6
2
6
10
2
6
2
2
Nb
41
2
2
6
2
6
10
2
6
4
1
Mo
42
2
2
6
2
6
10
2
6
5
1
Tc
43
2
2
6
2
6
10
2
6
6
1
2 â série de
Ru
44
2
2
6
2
6
10
2
6
7
1
transição
Rh
45
2
2
6
2
6
10
2
6
8
1
5 2
Pd
46
2
2
6
2
6
10
2
6 10
18
Ag
47
2
2
6
2
6
10
2
6 10
1
Cd
48
2
2
6
2
6
10
2
6 10
2
In
49
2
2
6
2
6
10
2
6 10
2 1
Sn
50
2
2
6
2
6
10
2
6 10
2 2
Sb
51
2
2
6
2
6
10
2
6 10
2 3
Te
52
2
2
6
2
6
10
2
6 10
2 4
1
53
2
2
6
2
6
10
2
6 10
2 5
Xe
54
2
2
6
2
6
10
2
6 10
2 6
378
03-Tabelas-QF1 -PNLEM
378
29/5/05, 21 :27
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ELEMENTOS
Período
O
+->
c
o>
E
o o
KJ
E !
n3 <0
Número de elétrons em cada subcamada
Número de
elementos
por
período
_a;
LU
Z (ü
Is
2s 2p
3s
3 p 3 d
4s
4p 4d
4f
5s
5p 5 d
5 f
6s 6p 6d
75
Cs
55
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
6
1
Ba
56
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
6
2
La
57
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
6
1
2
Ce
58
2
2
6
2
6
10
2
6
10
2
2
6
2
Pr
59
2
2
6
2
6
10
2
6
10
3
2
6
2
Nd
60
2
2
6
2
6
10
2
6
10
4
2
6
2
Pm
61
2
2
6
2
6
10
2
6
10
5
2
6
2
Sm
62
2
2
6
2
6
10
2
6
10
6
2
6
2
Ví
Eu
63
2
2
6
2
6
10
2
6
10
7
2
6
2
Cd
64
2
2
6
2
6
10
2
6
10
7
2
6
1
2
1 c
Tb
65
2
2
6
2
6
10
2
6
10
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2
6
2
+->
c
O
Dy
66
2
2
6
2
6
10
2
6
10
10
2
6
2
—1
HZ
V*
Ho
67
2
2
6
2
6
10
2
6
10
11
2
6
2
C
Er
68
2
2
6
2
6
10
2
6
10
12
2
6
2
i-
4— 1
Tm
69
2
2
6
2
6
10
2
6
10
13
2
6
2
• 0>
■O
6 o -
Yb
70
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
2
32
Lu
71
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
1
2
'OI
Ví
Hf
72
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
2
2
Ta
73
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
3
2
W
74
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
4
2
Re
75
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
5
2
Os
76
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
6
2
Ir
77
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
7
2
Pt
78
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
9
1
Au
79
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
1
Hq
80
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
Tl
81
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
1
Pb
82
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
2
Bi
83
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
3
Po
84
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
4
At
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2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
5
Rn
86
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
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2
6
Fr
87
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
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2
6
1
Ra
88
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
2
6
2
Ac
89
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
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2
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1
2
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2
2
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2
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2
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2
6
2
2
HZ
Pa
91
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
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2
2
6
1
2
Ví
C
U
92
2
2
6
2
6
10
2
6
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6
10
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2
6
1
2
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Np
93
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
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10
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2
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1
2
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Pu
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2
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6
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2
2
6
2
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10
2
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6
2
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Cm
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2
2
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2
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6
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7
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1
2
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2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
9
2
6
2
■M
u
1
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Cf
98
2
2
6
2
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10
2
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14
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10
10
2
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2
2
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2
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11
2
6
2
1
'<U
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Fm
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2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
12
2
6
2
rj-
Md
101
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
13
2
6
2
1
No
102
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
14
2
6
2
1
Lr
103
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
14
2
6
1
2
1
TABELAS AUXILIARES • VOLUME 1
379
03-Tabelas-QF1 -PNLEM
379
29/5/05, 21 :27
FUNÇÕES INORGÂNICAS
PRINCIPAIS CÁTIONS
Monovalentes (+1)
Bivalentes (+2)
Trivalentes (+3)
Tetravalentes (+4)
H +
Be 2+
b 3+
TO
nh;
Mg 2+
aí 3+
1
.5
Li +
Ca 2+
bí 3+
Ê
c
«u
Na +
Sr 2+
Cr 3+
a>
3
to
>
K +
Ba 2 '
t/>
O
'O
Ví
Rb
Ra 2+
CL
Cs +
Zn 2+
Ag +
Cd 2+
Cu +
Cu 2+
Hg 2 2+
Hg 2+
Au +
Au 3+
V)
Fe 2+
Fe 3+
TO
TO
Q.
*0
Co 2+
Co 3+
-o
§
L
Q.
Ni 2+
Ni 3+
3
Vi
VI
.5
’ü
Sn 2+
Sn 4+
CL
<s
TO
Pb 2+
Pb 4+
Mn 2+
Mn 4+
Pt 2+
Pt 4+
As 3+
Sb 3+
Indica o N ox mais comum.
PRINCIPAIS ÂNIONS
Ânions bivalentes
Nome
Ânion
Carbonato
cor
Cromato
CrO 2
Dicromato
Cr 2 0 2 -
Estanato
SnO 2 "
Estanito
SnOf
Fosfito
HPO 2-
Manganato
MnO 2 "
Metassilicato
SiOf
Oxalato
C 2 0 2
Sulfeto
S 2 "
Sulfato
sor
Sulfito
sor
Tiossulfato
s 2 or
Zincato
Zn0 2 2 “
Ânions monovalentes
Nome
Ânion
Nome
Ânion
Acetato
CHjCOO
Hipobromito
BrO
Aluminato
aeo 2
Hipoclorito
CIO
Bismutato
BiO 3
Hipofosfito
h 2 po 2
Bromato
Br 0 3
Hipoiodito
IO
Brometo
Br
lodato
IO 3
Cianato
OCN
lodeto
1
Cianeto
CN
Metafosfato
PO - 3
Clorato
ao 3
Nitrato
no 3
Cloreto
Cl
Nitrito
no 2
Clorito
ao 2
Perclorato
ao 4
Fluoreto
F
Periodato (meta)
I0 4
EHidreto
H
Permanganato
Mn0 4
EHidroxila
OH
Tiocianato
SCN
Ânions trivalentes
Nome
Ânion
Antimoniato
Antimonito
Arseniato
Arsenito
Borato
Ferricianeto
Ortofosfato
Sbor
Sbor
Asor
Asor
Bor
[Fe(CN) 6 ] 3 -
PO 3 -
Ânions tetravalentes
Nome
Ânion
Ferrocianeto
[Fe(CN) 6 ] 4 -
Ortossilicato
SiO 4
Piroantimoniato
Sb 2 0 4
Piroarseniato
As 2 0 4
Pirofosfato
p 2 o 4 -
Nomenclatura dos ânions
Terminação
Terminação
do ácido
do ânion
ídrico
eto
oso
ito
ico
ato
380
03-Tabelas-QF1-PNLEM
380
29/5/05, 21 :27
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
SUGESTÕES DE LEITURA PARA OS ALUNOS
▼ Ecologia
1 . Samuel Murgel Branco, O desafio amazônico,
2- edição, 2004, Editora Moderna.
2. José Lutzenberger, Manual de ecologia - do jardim
ao poder, I a edição, 2004, Editora L&PM Editores.
3. Ronaldo Rogério de Freitas Mourão, Ecologia Cós-
mica - Uma visão cósmica da ecologia, 1 a edição,
2000, Editora Itatiaia.
4. Núbia Melhem Santos e outros, Burle Marx- Jardins
e ecologia, I a edição, 2002, Editora Senac/Rio.
5. Samuel Murgel Branco, Agua: origem, uso e preser-
vação, 2 a edição, 2004, Editora Moderna.
6. Zysman Neiman, Era verde?, 9- edição, 1 989, Edi-
tora Atual.
7. Vera Lúcia Novaes, Ozônio: aliado e inimigo, 1 a edi-
ção, 1997, Editora Scipione.
8. Beatriz Marcondes e Maria Elisa Marcondes Helene,
Evolução e biodiversidade - o que nós temos com
isso?, I a edição, 1996, Editora Scipione.
▼ Energia
1 . Valdir Montanari, Energia nossa de cada dia, 2 a edi-
ção, 2003, Editora Moderna.
2. Paulo Roberto Moraes, Fontes de energia, I a edi-
ção, 2002, Editora Harbra.
3. Jean-Marie Martim, A economia mundial da energia,
I a edição, 1992, Editora Unesp.
T Esco lha p rofission al
1. Dulce Whitaker, A escolha da carreira e
globalização, 2 a edição, 1997, Editora Moderna.
2. Eliane Arbex Rodrigues, Escolhera profissão, I a edi-
ção, 2004, Editora Scipione.
▼ História da Química, Ciência
e Tecnologia
1 . Attico Chassot, A ciência através dos tempos, 2 a edi-
ção, 2004, Editora Moderna.
2. José Atílio Vanin, Alquimistas e químicos, I a edi-
ção, 1994, Editora Moderna.
3. Bernard Vidal, História da Química, 1 - edição, 1 986,
Edições 70.
4. Robson Fernandes de Farias e outros, História da
Química no Brasil, 1 a edição, 2004, Editora Átomo.
5. Andréa Guerra, Galileu e o nascimento da ciência
moderna, I a edição, 1998, Editora Atual.
6. Roberto de Andrade Martins, O universo: teoria
sobre sua origem e evolução, I a edição, 1994,
Editora Moderna.
7. Silvério Crestana, Centros e museus de ciência — vi-
sões e experiências, I a edição, 1998, Editora Saraiva.
8. Cientistas do Brasil, I a edição, Depoimentos, 1998,
SBPC.
▼ Poluição
1. M. Elisa Marcondes Helene, Poluentes atmosféri-
cos, I a edição, 1994, Editora Scipione.
2. Paulo Jorge Moraes Figueiredo, A sociedade do lixo,
2 a edição, 1995, Editora Unimep.
3. John Barnes, Chuva ácida, I a edição, 1993, Editora
Scipione.
4. Francisco Capuano Scarlato, Joel Arnaldo Pontin,
Do nicho ao lixo, 5 a edição, 1 992, Editora Atual.
5. Mário Tolentino, Romeu Filho, Roberto da Silva,
A atmosfera terrestre, 2- edição, 2004, Editora
Moderna.
6. Joel Arnaldo Pontin e Francisco Capuano Scarlato,
O ambiente urbano, 1 a edição, 1 999, Editora Atual.
7. Samuel Murgel Branco e Eduardo Murgel, Polui-
ção do ar, 2 a edição, 2004, Editora Moderna.
8. S. Massaro E. J. Pontin, Poluição química, 3 a edição,
1 994, Editora Brasiliense.
▼ Química Geral
1 . André Guinier, A estrutura da matéria: do céu azul
ao material plástico, I a edição, 1 996, Edusp.
2. Hans Christian von Baeyer, Arco-Íris, flocos de neve,
quarks, I a edição, 1994, Editora Campus.
3. Valdir Montanari, Viagem ao interior da matéria,
5 a edição, 1993, Editora Atual.
▼ Química In orgâ nica Descritiva
1 . Aécio Pereira Chagas, Argilas: as essências da terra,
I a edição, 1996, Editora Moderna.
2. Eduardo Leite do Canto, Minerais, minérios, metais.
De onde vêm? Para onde vão?, 2 a edição, 2004,
Editora Moderna.
3. Ivone Mussa Esperidião, Olímpio Nóbrega, Os
metais e o homem, 1 a edição, 1 999, Editora Ática.
SUGESTÕES DE LEITURA • VOLUME 1
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MUSEUS BRASILEIROS LIGADOS À CIÊNCIA
• Casa da Ciência
Centro Cultural de Ciência e Tecnologia da UFRJ
Rua Lauro Müller, 3 - Botafogo
22290-1 60 Rio de Janeiro (RJ)
teí/fax: (021) 2542-7494
e-mail:
site: http://www.casadaciencia.ufrj.br
Natureza: Pública Data de criação: 1995
Especialidade: Ciências
• Coleção de Fósseis, Minerais e Rochas
Universidade Estadual Paulista. Instituto de Biociências,
Letras e Ciências Exatas
Rua Cristóvão Colombo, 2.265
1 5054-000 São José do Rio Preto (SP)
tel: (01 7) 221 -2350 fax: (01 7) 221 -2356
Natureza: Pública Data de criação: 1963
Especialidade: Rochas. Minerais. Fósseis
• Espaço Ciência
Secretaria de Ciência, Tecnologia e Meio Ambiente
Complexo de Salgadinho
53111-960 Olinda (PE)
tel/fax: (081 ) 3301 -61 39 / 3301 -61 54 / 3301 -61 51
e-mail:
site: http://www.espacociencia.pe.gov.br
Natureza: Pública Data de criação: 1994
Especialidade: Ciências
• Estação Ciência
Universidade de São Paulo. Pró-Reitoria de Cultura e
Extensão Universitária
Rua Guaicurus, 1.274
05033-002 São Paulo (SP)
tel: (01 1 ) 3673-7022 fax: (01 1 ) 3673-2798
site: http://www.eciencia.usp.br
Natureza: Pública Data de criação: 1987
Especialidade: Ciências
• Museu de Minerais e Rochas Carlos Isotta
Departamento Nacional de Produção Mineral
Av. André Araújo, 2.150 - Aleixo
69060-001 Manaus (AM)
tel: (092) 61 1 -1 1 1 2 fax: (092) 61 1 -1 723
Natureza: Pública Data de criação: 1982
Especialidade: Minerais. Rochas. Mineração.
Metalurgia. Gemas
• Museu de Ciência e Tecnologia
Universidade Estadual da Bahia
Av. Jorge Amado, s/n
41710-050 Salvador (BA)
tel: (071) 231-9368
Natureza: Pública Data de criação: 1977
Especialidade: Ciência. Tecnologia
• Museu de Energia
Companhia Paranaense de Energia - Copei
Rua Desembargador Motta, 2.347
80420-190 Curitiba (PR)
tel: (041) 331-4407 / 310-5050, ramal 4407
fax: (041) 233-1592
Natureza: Pública Data de criação: 1994
Especialidade: Ciências
• Museu de Minerais Dr. Odorico Rodrigues
de Albuquerque
Secretaria Estadual de Turismo
Rua Senador Pompeu, 350 - Centro
60025-000 Fortaleza (CE)
tel: (085) 231-3566
fax: (085) 218-1167
Natureza: Pública Data de criação: 1975
Especialidade: Minerais. Pedras ornamentais
• Museu de Geociências
Universidade de Brasília. Instituto de Geociências
Campus Universitário Darcy Ribeiro
70910-900 Brasília (DF)
tel: (061) 273-4735
fax: (061 ) 347-4062
Natureza: Pública Data de criação: 1960
Especialidade: Geociências
• Museu de História Natural e Jardim
Botânico da UFMG
Universidade Federal de Minas Gerais
Rua Gustavo da Silveira, 1 .035 - Santa Inês
31 080-01 0 Belo Florizonte (MG)
tel: (031) 3461-7666
fax: (031) 3461-7486
Natureza: Pública Data de criação: 1968
Especialidade: Ciências naturais. Ciências da terra
• Museu de Mineralogia
Prefeitura Municipal de Congonhas. Fundação
Municipal de Cultura, Lazer e Turismo
Al. Cidade Matozinhos de Portugal, 153 - Romaria
36406-000 Congonhas (MG)
tel: (031) 3731-1300, ramal 302
fax: (031) 3731-3133
Natureza: Pública Data de criação: 1996
Especialidade: Mineralogia. Fósseis
• Museu de Ciência e Técnica
Universidade Federal de Ouro Preto. Escola de Minas
Praça Tiradentes, 20
35400-000 Ouro Preto (MG)
tel: (035) 3559-1 526 fax: (031 ) 3559-1 528
Natureza: Pública Data de criação: 2002
Especialidade: Mineralogia
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
• Museu de Minerais e Rochas
Universidade Federal de Uberlândia. Centro de
Ciências Humanas e Artes. Geografia.
Av. Universitária, s/n - Bloco Q, Campus Santa Mônica
38400-902 Uberlândia (MC)
tel: (034) 3239-4229 fax : (034) 3239-4506
Natureza: Pública Data de criação: 1987
Especialidade: Paleontologia. Mineralogia. Geologia
• Museu de Geologia
Universidade Estadual de Maringá. Centro de Ciências
Humanas, Letras e Artes. Geografia
Av. Colombo, 5.790 - Campus Universitário
87020-900 Maringá (PR)
tel/fax: (044) 26 1-4290, ramal 290
Natureza: Pública Data de criação: 1993
Especialidade: Geologia.
• Museu Amsterdam Sauer de Pedras
Preciosas e Minerais Raros
Rua Garcia D'Avila, 105 - Ipanema
22421-010 Rio de janeiro (RJ)
tel: (021) 2512-1132 fax: (021 ) 2294-4728
Natureza: Privada Data de criação: 1 989
Especialidade: Pedras preciosas. Minerais raros
• Museu de Geologia
Companhia de Pesquisa de Recursos Minerais.
Superintendência Regional de Porto Alegre.
Departamento de Gerência de Relações Institucionais e
Desenvolvimento
Rua Banco da Província, 105 - Santa Teresa
90840-030 Porto Alegre (RS)
tel: (051) 3233-7311 fax: (051) 3233-7772
e-mail:
Natureza: Pública Data de criação: 1995
Especialidade: Geologia. Mineralogia. Gemologia.
Petrografia.
MUSEUS • volume 1
• Museu de Geociências
Universidade de São Paulo. Instituto de Geociências
Rua do Lago, 562 - Cidade Universitária
05508-080 São Paulo (SP)
tel: (01 1 ) 3091 -3952 fax: (01 1 ) 3091 -4670
site: http://www.igc.usp.br
Natureza: Pública Data de criação: 1934
Especialidade: Geociências
• Museu de Rochas, Minerais e Minérios
Universidade de São Paulo. Escola Politécnica
Av. Prof. Martins Rodrigues, 2.373 - Butantã
05508-900 São Paulo (SP)
tel: (011) 3091-5435
Natureza: Pública Data de criação: década de 1 940
Especialidade: Rochas. Minerais. Minérios
• Museu Vivo de Ciência e Tecnologia de
Campina Grande
Secretaria Especial de Tecnologia e Informática
Prefeitura Municipal de Campina Grande
Largo do Açude Novo, s/n° - Centro
58100-000 Campina Grande (PB)
tel: (083) 31 0-61 71 / 31 0-631 9 / 31 0-6323
e-mail:
Natureza: Pública Data de criação: 1997
Especialidade: Ciências
• Seara da Ciência Universidade Federal do
Ceará
Rua Paulino Nogueira, 315, bloco 1, térreo
Benfica - 60020-270 Fortaleza (CE)
tel: (085) 288-7375 / 288-7376 / 288-8391
fax: (085) 288-8333
e-mail:
site: http://www.searadaciencia.ufc.br
Natureza: Pública Data de criação: 1999
Especialidade: Ciências
383
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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Kendall/Hunt Publishing Company, 1993.
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in Context; Appiying Chemistry to Society. 1 . ed.
Dubuque, Wm. C. Brown Publishers, 1994.
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and Change. New York, W. H. Freeman Co.,
1997.
BROWN, T. L; LE MAY JR., H. E.; BURSTEN, B. E.
Chemistry; the centrai Science. 7. ed., Upper
Saddle River, Prentice-Hall, 1997.
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1994.
COTTON, F. A. Advanced Inorganic Chemistry, 6. ed.
New York, John Wiley & Sons Inc., 1 999.
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in the Environment. 1. ed. Oxford, Oxford
University Press, 1 995.
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ed. Oxford, W. H. Freeman Co. 1994.
GILLESPIE, R. J. Atoms, Moiecules and Reactions; an
Introduction to Chemistry. New Jersey, Prentice-
Hall, 1994.
GREENWOOD, N. N.; EARNSHAW, A. Chemistry of
the Elements. 2. ed. Oxford, Butterworth-
Heinemann, 1 997.
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York, Macmillan, 1992.
KOTZ, J. C; JOESTEN, M. D.; WOOD, J. L; MOORE,
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applications 1 . ed. Orlando Saunders College
Publishing, 1994.
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Reactivity. 2. ed. Fort Worth, Saunders College
Publishing, 1991 .
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82. ed. Boca Raton, CRC Press, 2001.
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MASTERTON, W. L.; HURLEY, C. N. Chemistry
Principies & Reactions. 3. ed. Orlando, Saunders
College Publishing, 1997.
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Inc., 1996.
MILL, J. W.; PETRUCCI, R. H. General Chemistry. 2. ed.
Upper Saddle River, Prentice-Hall, 1996.
MURRY J.; Fay R. C. Chemistry. 3. ed. New Jersey,
Prentice-Hall, 2001 .
OLMSTED III, j.; WILLIAMS, G. M. Chemistry; the
Molecular Science. 1. ed. St. Louis, Mosby-Year
Book Inc., 1 994.
PARTINGTON, J. R. A short History of Chemistry . 3. ed.
New York, Dover Publications Inc., 1989.
PAULING, L. General Chemistry. New York, Dover
Publications Inc., 1970.
SCHWARTZ, A. T. Chemistry in Context. New York,
American Chemical Society, 1997.
SELINGER, B. Chemistry in the Marketpiace. 3. ed. Sydney,
Harcourt Brace Jovanovich Publishers, 1 986.
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W.; LANGFORD, C. H.
Inorganic Chemistry. 2. ed. Oxford, Oxford
University Press, 1994.
SNYDER, C. H. The Extraordinary Chemistry of Ordinary
Things. 1 . ed. New York, John Wiley & Sons Inc.,
1992.
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384
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Reprodução proibida. Art.184 do Código Penal e Lei 9.610 de 19 de fevereiro de 1998.
Que elemento apresenta esta distribuição eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10?Alternativa correta: d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2. O número atômico do titânio é 22, isso quer dizer que no núcleo atômico existem 22 prótons. O átomo no estado fundamental é eletricamente neutro e, por isso, o titânio apresenta 22 elétrons.
Qual e o subnível mais energético de um átomo?Número de elétrons no subnível mais energético: o subnível mais energético é o 6s. Assim, o número de elétrons nele é 2. Número de elétrons no subnível mais externo: o subnível mais externo também é o 6s.
Qual o número atômico do elemento que apresenta o subnível mais energético 5p3?1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p3 que da o numero 51 espero ter contribuido !!
Qual e o elemento químico que tem a seguinte distribuição eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2?O átomo de ferro (número atômico = 26) tem a seguinte distribuição eletrônica nos subníveis em ordem energética: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.
|
Qual o número atômico do elemento que apresenta o subnível mais energético 6p3 *?
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