APOSTILA DE QUÍMICA APLICADA

Iusseny Vieira

1º Semestre/2011Xapuri – Acre

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1) INTRODUÇÃO À QUÍMICA

1.1. Estrutura da matéria

Matéria: tudo que ocupa lugar no espaço e possui massa. (madeira)Corpo: porção definida da matéria. (tronco)Objeto: corpo feito pelo homem com o intuito de se utilizá-lo para algum fim. (banco de madeira)

1.1.1. Estados físicos da matéria

A matéria pode existir em três estados físicos diferentes, o sólido, o líquido e o gasoso. É também possível verificar que alguns corpos podem mudar de estado físico, ou seja, deixar de ser sólido e passar para líquido e do líquido passar para o estado gasoso. Um exemplo disso é a água, que pode existir no estado sólido (como gelo), no estado líquido (como água), ou no estado gasoso (como vapor). Sendo assim, estas transformações recebem nomes como:

- fusão: passagem do sólido para o líquido;- solidificação: passagem do estado líquido para o sólido;- vaporização: a passagem do estado líquido para o gasoso. No entanto, a vaporização pode ser subdividida em:

- ebulição, que é induzida, ou seja, quando se fornece energia a um líquido para ele se transformar no estado gasoso. Exemplo: ferver água em uma panela.- evaporação, que é a passagem do estado líquido para o gasoso de forma espontânea, ou seja, quando você não induz esta transformação. Um exemplo é uma roupa secando no varal, ou uma poça d’água que evapora pela ação do Sol.- calefação, que é a passagem do líquido para o gasoso de forma instantânea, ou seja, é uma passagem muito rápida. Um exemplo é quando jogamos gotas d’água em uma panela quente, o que ocorre naquele momento é a calefação.

- Condensação: para a passagem do estado gasoso para o líquido. Exemplo é a formação de gotículas na parte de fora de um copo com água gelada. Neste fenômeno o que se observa é que o ar (que contém vapor d’água) próximo da superfície do copo se resfria e o vapor d’água torna-se água líquida na superfície externa do copo. (As gotículas)- Sublimação: para a passagem direta do estado sólido para o gasoso e do gasoso para o sólido. Um exemplo de sublimação é a passagem da naftalina (que é sólida) para o estado gasoso, diretamente sem que passe pelo estado líquido. A naftalina é utilizada para espantar baratas e traças de gavetas e armários. Ela possui um odor característico.

A partir disso, pode-se desenvolver um esquema para facilitar o seu entendimento.

Estas transformações podem também ser representadas graficamente. Nesta representação, aborda a temperatura de fusão e a temperatura de ebulição, pois se parte de um sólido e induz ele a passar pelos três estados físicos da matéria, para tal, basta fornecer energia a ele.

Tanto na fusão e na ebulição, a temperatura permanece constante, ou seja, existem duas fases presentes e a temperatura é constante. Isso para substâncias puras.

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Temperatura de fusão: temperatura constante na qual coexistem os estados sólido e líquido em equilíbrio. A temperatura será constante até que existam as duas fases.Temperatura de ebulição: temperatura constante na qual coexistem os estados líquido e gasoso em equilíbrio. A temperatura será constante até que existam as duas fases.

Nos intervalos entre fusão e ebulição, a temperatura aumenta com o decorrer do tempo e o líquido vai aquecendo até que ele comece a ferver, aí teremos início à ebulição.A partir deste gráfico também é possível verificar a temperatura de condensação e a temperatura de solidificação que são as mesmas que a temperatura de ebulição e temperatura de fusão, respectivamente.

A temperatura de fusão e de ebulição são propriedades específicas de uma determinada substancia, ou seja, por meio delas, podemos identificar essa substância. Outra propriedade especifica importante é a densidade. A densidade é uma propriedade que estabelece uma relação entre a massa e o volume de uma substancia.

d = m/V

Comparando-se substancias de densidades diferentes: Se tivermos a mesma quantidade de matéria (massa) de duas substâncias de densidades diferentes,

a que tiver menor densidade, terá um volume maior. Se tivermos volumes iguais de substancias diferentes, terá maior massa a substancia mais densa.

EXERCÍCIOS

1) O que é matéria?_________________________________________________________________________

2) Indique se as afirmativas são verdadeiras com a letra (V) ou falsas com a letra (F).

( ) Quando penduramos roupas molhadas no varal, notamos que após algum tempo elas secam. Nesse caso a água mudou do estado líquido para o estado gasoso.( ) Fusão é a passagem da água do estado líquido para o estado gasoso.( ) A água é mais importante para os seres vivos no estado gasoso.( ) A passagem da água do estado gasoso para o líquido se chama condensação.( ) O ar que está a nossa volta sempre possui um pouco de água no estado líquido: é o vapor d'água, invisível a nossos olhos.

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3) Dos processos citados a seguir, o que não ocorre um fenômeno químico é:

a) queima do papelb) queima da gasolinac) digestão de um alimentod) explosão de pólvorae) fusão da parafina

4) Sabendo que a densidade de um certo material é 23,5g/mL, determine a massa necessária para se preparar 100mL desse material.

5) Relacione as colunas abaixo quanto à mudança de estado:

(a) Fusão ( ) do gasoso para o sólido(b) Solidificação ( ) do sólido para o líquido(c) Vaporização ( ) do sólido para o gasoso(d) Condensação ou liquefação ( ) do líquido para o sólido(e) Sublimação ( ) do líquido para o gasoso

( ) do gasoso para o líquido

6) Ao nível do mar, a água ferve a 100º C. Numa cidade que está a 1400m acima do nível do mar, o que acontece:

a) A água ferve mais rápido? Explique._____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

b) Numa panela de pressão, a comida cozinha mais rápido ao nível do mar? Justifique sua resposta.______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

7) Observe a tabela abaixo:

SUBSTÂNCIA PONTO DE FUSÃO PONTO DE EBULIÇÃOÁlcool - 117º 78,5ºÁgua 0º 100º

À temperatura ambiente (25º C), estas substâncias encontram-se em que estado físico?

8) Caracterize os fenômenos abaixo como físicos ou químicos:

a) fruta apodrecendob) ligar o ventiladorc) fazer iogurted) água fervendoe) queimar uma folha de papel

9) Qual será a massa de uma amostra de 150 mL de urina, sabendo-se que a sua densidade é igual a 1,085 g/mL?

10) Quem tem maior volume: 1kg de água, 1Kg de clorofórmio ou 1 Kg de etanol? (dados: dagua = 1g/mL; dclorofórmio = 1,4g/mL; detanol = 0,8 g/mL).

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2) SUBSTÂNCIAS PURAS E MISTURAS

As substâncias puras podem ser classificadas em:

Substâncias puras simples: que são formadas pela combinação de átomos de um único elemento químico, como por exemplo, o gás hidrogênio formado por dois átomos de hidrogênio ligados entre si; o ozônio formado por três átomos de oxigênio.

Substâncias puras compostas: que são formadas pela combinação de átomos de dois ou mais elementos químicos diferentes, como por exemplo, a água formada por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio; ácido clorídrico (nome comercial ácido de muriático) formado por um átomo de hidrogênio e um átomo de cloro.

Outra característica importante das substâncias puras refere-se a sua composição, que é sempre fixa e definida, por exemplo, para se formar água é necessário a combinação de dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. A água é formada na proporção de 2 gramas de hidrogênio para 16 gramas de oxigênio.

2.1. Misturas Homogêneas e Heterogêneas

A matéria encontrada na natureza, na sua grande maioria, é formada por duas ou mais substâncias puras, portanto são misturas. Observe as misturas:

Nas misturas B, D, E observa-se uma superfície de separação entre os componentes que as formam e, por isso, recebem a denominação de misturas heterogêneas. Nesse caso, as espécies químicas que formam a mistura são insolúveis entre si; no caso de dois líquidos, usa-se termo imiscível.

Nas misturas A e C não se percebe superfície de separação entre os componentes, a mistura apresenta o mesmo aspecto em toda sua extensão e recebem a denominação de misturas homogêneas. Nesse caso, as espécies químicas que formam a mistura são solúveis entre si; quando as substâncias solúveis entre si são dois líquidos, usa-se o termo miscível.

As misturas homogêneas são monofásicas ou unifásicas, isto é, possuem uma única fase e as heterogêneas polifásicas, isto é, possuem duas ou mais fases.

Recebe a denominação de fase cada porção uniforme de uma determinada matéria, com as mesmas características em toda sua extensão.

O granito, uma matéria heterogênea, constituído de três fases, isto é, de três porções visualmente uniformes, a fase da mica (brilhante), a fase do quartzo (transparente) e a fase do feldspato.

PARA PENSAR: Uma mistura constituída de água líquida, gelo, sal de cozinha, gasolina e areia possui quantas fases e quantos componentes? 

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2.2. Métodos de separação de misturas

Os processos mais utilizados para separação de misturas são:

2.2.1. Separação de mistura heterogênea entre sólidos.

Catação: os grãos ou fragmentos de um dos componentes são catados com as mãos ou com uma pinça. Ventilação: passa-se pela mistura uma corrente de ar e este arrasta o mais leve. Levigação: passa-se pela mistura uma corrente de água e esta arrasta o mais leve. Separação magnética: passa-se pela mistura um imã, se um dos componentes possuir propriedades magnéticas, será atraído pelo imã. Peneiração: usada quando os grãos que formam os componentes têm tamanhos diferentes. Flotação: é um processo de separação onde estão envolvidos os três estados da matéria - sólido líquido e gasoso. As partículas sólidas desejadas acumulam-se nas bolhas gasosas introduzidas no líquido. As bolhas têm densidade menor que a da fase líquida e migram para superfície arrastando as partículas seletivamente aderidas. O produto não desejável é retirado pela parte inferior do recipiente.

2.2.2. Separação de mistura heterogênea entre sólido e líquido

Decantação: usado para separar os componentes de misturas heterogêneas, constituídas de um componente sólido e outro líquido ou de dois componentes líquidos, estes líquidos devem ser imiscíveis. Esse método consiste em deixar a mistura em repouso e o componente mais denso, sob a ação da força da gravidade, formará a fase inferior e o menos denso ocupará a fase superior. Quando a mistura a ser separada é constituída de dois líquidos imiscíveis, pode se utilizar um funil de vidro, conhecido como Funil de Decantação ou Funil de Bromo. A decantação é usada nas estações de tratamento de água, para precipitar os componentes sólidos que estão misturados com a água.

Centrifugação: é usado para acelerar a decantação da fase mais densa de uma mistura heterogênea constituída de um componente sólido e outro líquido. Esse método consiste em submeter a mistura a um movimento de rotação intenso de tal forma que o componente mais denso se deposite no fundo do recipiente.

A manteiga é separada do leite por centrifugação. Como o leite é mais denso que a manteiga, formará a fase inferior. Nos laboratórios de análise clínica o sangue, que é uma mistura heterogênea, é submetido à centrifugação para separação dos seus componentes.

A centrifugação é utilizada na máquina de lavar roupa, na separação da água e do tecido que constitui a roupa.

Filtração: é usada para separação de misturas heterogêneas, constituídas de um componente sólido e outro líquido ou de um componente sólido e outro gasoso. A mistura deve passar através de um filtro, que é constituído de um material poroso, e as partículas de maior diâmetro ficam retidas no filtro. Para um material poder ser utilizado como filtro seus poros devem ter um diâmetro muitíssimo pequeno.

A filtração é o processo de separação utilizado no aspirador de pó. O ar e a poeira são aspirados, passa pelo filtro, que é chamado saco de poeira, as partículas sólidas da poeira ficam retidas no filtro e o ar sai.

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2.2.3. Separação de misturas homogêneas entre sólido e líquido

Evaporação: é usado para separação de misturas homogêneas constituída de um componente sólido e o outro líquido. A evaporação é usada para separar misturas, quando apenas a fase sólida é de interesse.

O sal de cozinha é extraído da água do mar por evaporação. A água do mar é represada em grandes tanques, de pequena profundidade, construídos na areia, chamados de salinas. Sob a ação do sol e dos ventos a água do mar represada nas salinas sofre evaporação e o sal de cozinha e outros componentes sólidos vão se depositando no fundo dos tanques. O sal grosso obtido nas salinas, além do uso doméstico, também é utilizado em países de inverno muito rigoroso, para derreter a neve, visto que o gelo cobre as ruas, estradas, pastagens. Isso ocorre porque ao dissolvermos uma substância em um líquido esta diminui o ponto de congelação do líquido.

Destilação simples: é usada para separar misturas homogêneas quando um dos componentes é sólido e o outro líquido. A destilação simples é utilizada quando há interesse nas duas fases. Este processo consiste em aquecer a mistura em uma aparelhagem apropriada, como a esquematizada abaixo, até que o líquido entre em ebulição. Como o vapor do líquido é menos denso, sairá pela parte superior do balão de destilação chegando ao condensador, que é refrigerado com água, entra em contato com as paredes frias, se condensa, voltando novamente ao estado líquido. Em seguida, é recolhido em um recipiente adequado, e o sólido permanece no balão de destilação.

2.2.4. Separação de mistura homogênea entre líquidos

Destilação Fracionada: é usada na separação de misturas homogêneas quando os componentes da mistura são líquidos. A destilação fracionada é baseada nos diferentes pontos de ebulição dos componentes da mistura. A técnica e a aparelhagem utilizada na destilação fracionada é a mesma utilizada na destilação simples, apenas deve ser colocado um termômetro no balão de destilação, para que se possa saber o término da destilação do líquido de menor ponto de ebulição. O término da destilação do líquido de menor ponto de ebulição ocorrerá quando a temperatura voltar a se elevar rapidamente.

A destilação fracionada é utilizada na separação dos componentes do petróleo. O petróleo é uma substância oleosa, menos densa que a água, formado por uma mistura de substâncias. O petróleo bruto é extraído do subsolo da crosta terrestre e pode estar misturado com água salgada, areia e argila. Por decantação separa-se a água salgada, por filtração a areia e a argila. Após este tratamento, o petróleo, é submetido a um fracionamento para separação de seus componentes, por destilação fracionada. As principais frações obtidas na destilação do petróleo são: fração gasosa, na qual se encontra o gás de cozinha; fração da gasolina e da benzina; fração do óleo diesel e óleos lubrificantes, e resíduos como a vaselina, asfalto e pixe.

A destilação fracionada também é utilizada na separação dos componentes de uma mistura gasosa. Primeiro, a mistura gasosa deve ser liquefeita através da diminuição da temperatura e aumento da pressão. Após a liquefação, submete-se a mistura a uma destilação fracionada: o gás de menor ponto de ebulição volta para o estado gasoso. Esse processo é utilizado para separação do oxigênio do ar atmosférico, que é constituído de aproximadamente 79% de nitrogênio e 20% de oxigênio e 1% de outros gases. No caso desta mistura o gás de menor ponto de ebulição é o nitrogênio.

PARA PENSAR: Uma pessoa ao se levantar de manhã, coou o café, adoçou-o com açúcar, em seguida, separou o feijão das pedrinhas. Foi ao quintal, lavou as roupas e as colocou para secar ao sol. Resolveu a seguir limpar a sala usando um aspirador de pó. Quais as misturas heterogêneas bifásicas e quais os métodos de separação que você pode identificar no texto, quando a pessoa realiza essas atividades?    

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EXERCÍCIOS

1) Assinale a alternativa que apresenta, na sequência, os termos corretos que preenchem as lacunas da seguinte afirmativa:

"UMA SUBSTÂNCIA_______ É FORMADA POR_______, CONTENDO APENAS_____ DE UM MESMO______".

a) composta; moléculas; elementos; átomo.b) composta; moléculas; átomos; elemento.c) química; elementos; moléculas; átomo.d) simples; átomos; moléculas; elementos.e) simples; moléculas; átomos; elemento.2) Classifique as substâncias como simples ou compostas:

a) H2SO4 b) O2 c) N2 d) I2 e) CaCO3

3) Indique quais os métodos de separação mais adequados para separar as misturas abaixo:

a) Areia e limalha de ferro;b) Água e clorofórmio;c) Sal e areia;d) Café em pó e água;e) Sal e naftalina (triturada)

4) Utilizando um fundo de garrafa plástica descartável, adaptado a uma mangueira conforme o esquema abaixo, podemos separar uma mistura formada por ___________________, sendo que esse equipamento substitui de maneira rudimentar o ____________________________. Marque a alternativa correta:

a) Água e sal dissolvido, funil de decantação;b) Água e óleo, condensador;c) Água e açúcar dissolvido, condensador;d) Água e óleo, funil de decantação;e) Água e barro, papel de filtro.

5) Num acampamento, todo o sal de cozinha foi derramado na areia. As pessoas recuperaram o sal realizando sucessivamente, as operações de:

a) Dissolução fracionada, filtração, evaporação.b) Fusão, decantação, sublimação.c) Liquefação, filtração, vaporização.d) Adição de água, destilação.e) Diluição, sedimentação, vaporização.

6) Uma mistura formada por gasolina, água, serragem e sal de cozinha pode ser separada nos seus diversos componentes seguindo-se as seguintes etapas:

a) filtração, decantação e destilação.b) catação e decantação.c) sublimação e destilação.d) prensagem e decantação.e) destilação e decantação.

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3) ESTRUTURA ATÔMICA

Teorias atômicas

O conceito de átomo (grego – indivisível) surgiu na Grécia por volta de 400 a.c. quando os filósofos Demócrito e Leucipo sugeriram que a matéria não poderia ser indefinidamente dividida em partes iguais e cada vez menores.Ao final do processo seriam encontradas partículas INDIVISÍVEIS

John Dalton (1803) Grande revolução no desenvolvimento da Química.

Postulados:1. A matéria é composta de partículas indivisíveis chamadas ÁTOMOS2. Todos os átomos de um dado elemento apresentam as mesmas propriedades (tamanho, forma,

massa), as quais são diferentes das propriedades de outros elementos.3. Uma reação química consiste num rearranjo de átomos de um conjunto de combinações para outro,

sendo que os átomos individuais permanecem inalterados.

Lei de Dalton das proporções múltiplas quando dois elementos formam diferentes compostos, a proporção da massa dos elementos em um composto está relacionada à proporção da massa do outro através de um número inteiro pequeno.

Thomson – Descobriu a natureza elétrica do átomo. Thomson propôs que um átomo era uma esfera uniforme, carregada positivamente, com raio de cerca de 10-8 cm, na qual os elétrons estariam inseridos de modo a se obter o arranjo eletrostaticamente mais estável.

Rutherford - pouco depois do início do século XX (em 1911), os experimentos realizados por E. R. Rutherford mostraram que esta teoria era completamente inconsistente com os resultados obtidos em suas observações sobre o espalhamento de partículas a por finas folhas de metal.

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Diâmetro do núcleo 10-13 cmDiâmetro do átomo 10-8 cm

Rutherford havia observado que apenas cerca de metade da massa do núcleo podia ser atribuída aos prótons sugeriu que partículas de carga zero e de massa aproximadamente igual a dos prótons também estavam presentes no núcleo. A existência dessas partículas foi confirmada em 1932 por J. Chadwick, que bombardeou Be com partículas a e descobriu que eram emitidas partículas não carregadas, altamente energéticas. Comprovando assim, a existência dos nêutrons.

O modelo atual do átomo está fundamentado no modelo de Rutherford: Núcleo – minúsculo, compreendendo toda a carga positiva e praticamente toda a massa do átomo.

PRÓTONS (carga +1) e NÊUTRONS (carga 0)

Eletrosfera - Região extranuclear, que é principalmente um espaço vazio, onde estão distribuídos os ELÉTRONS (carga -1).

4) NÚMEROS ATÔMICOS, NÚMEROS DE MASSA

Um átomo individual é geralmente identificado especificando-se dois números inteiros:

Número atômico (Z) - número de prótons no núcleo. Número de massa (A) - número total de prótons e nêutrons no núcleo.

Por convenção, para um elemento X, escreve-se ZXA

Exemplo: 8O16

O número de nêutrons no núcleo é dado então por A – Z

4.1. Isótopos

Todos os átomos de um dado elemento têm o mesmo número atômico, pois todos têm o mesmo número de prótons no núcleo. Entretanto, esses átomos podem ter diferentes números de massa - diferentes números de nêutrons em seu núcleo.

Exemplos práticos de aplicação de isótopos:

Datação arqueológica: 6C14

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IsótopoAbundância Natural

Radioativo?

6C12 98,9% Não

6C13 1,1% Não

6C14 0,000001% Sim

Quimioterapia com 53I131 tireóide

IMPORTANTE!!!Deve-se observar a diferença entre número de massa e massa atômica.

Número de massa - número inteiro e representa o número de partículas no núcleo.Massa atômica - massa média das massas de todos os seus isótopos de ocorrência natural. Não são números inteiros. As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.

4.2. Isóbaros

Conjunto de átomos que possuem o mesmo numero de massa. São elementos químicos diferentes, pois possuem numero atômico diferente.

26Fe55 e 25Mn55

4.3. Isótonos

Conjunto de átomos que possuem o mesmo número de nêutrons.

5B11 e 6C12

4.4. Isoeletrônicos

Espécies que possuem o mesmo número de elétrons.

11Na+ 10Ne 9F- 8O2- 12Mg2+

EXERCÍCIOS

1) Todos os átomos são constituídos de prótons e de elétrons. O que faz um átomo ser diferente do outro?__________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2) Observe o conjunto abaixo:

17Cl3520Ca40

19K3917Cl37

19K4021Sc41

Quais são:

a) Isóbaros?

b) Isótopos?

c) Isótonos?

3)O mercúrio tem 80 prótons, 80 elétrons e 120 nêutrons. Qual seu número atômico e seu número de massa?

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4)A Teoria Atômica diz que os átomos de um mesmo elemento químico têm a mesma massa. Sobre esta afirmação podemos dizer que:

a) está absolutamente certa.b) está errada, pois os isótopos têm massas diferentes e tratam-se do mesmo elemento.c) foi formulada por Dalton, na época da segunda guerra mundial.d) está errada, pois os isóbaros têm a mesma massa e não são elementos químicos.e) está errada, pois alguns átomos são tão leves que não têm massa.

5)O átomo de A é um dos isótopos do cobalto (Z=27) e é isóbaro do Cu60. Quantos nêutrons tem A?

6)Um átomo de X tem 74 nêutrons e 53 prótons. Seu isótopo Y, utilizado na medicina, tem 4 unidades a mais em seu número de massa, sendo isóbaro de Z. Z tem 1 unidade a mais que Y em seu numero atômico. Represente X, Y e Z com símbolo, número atômico e número de massa.

5) DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE ELÉTRONS - LINUS PAULING Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de 7 camadas

eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados.

As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K, L, M, N, O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente. Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é: Nível de energia Camada Número máximo de elétrons1º K 22º L 83º M 184º N 325º O 326º P 187º Q 2 Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s, p, d, f, em ordem crescente de energia.O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnível de energia, também foi determinado experimentalmente: Energia crescente---------------------------------->

Subnível s p d fNúmero máximo de elétrons 2 6 10 14 O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1º nível cabem no máximo 2 elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons. O subnível s do 1º nível de energia é representado por 1s. Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s, no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p, e assim por diante. Nível Camada Nº máximo de elétrons Subníveis conhecidos1º K 2 1s

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2º L 8 2s e 2p3º M 18 3s, 3p e 3d4º N 32 4s, 4p, 4d e 4f5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f6º P 18 6s, 6p e 6d7º Q 8 7s

Linus Gari Pauling (1901-1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de energia. É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na sequência das diagonais. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d---------------------------------------------------------------------> ordem crescente de energia

EXERCÍCIOS 1) Distribuir os elétrons do átomo normal de manganês (Z=25) em ordem de camada.

2) Distribuir os elétrons do átomo normal de xenônio (Z=54) em ordem de camada.

3) Qual o número atômico de um átomo cuja configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2?

4) Quantos elétrons apresenta na camada mais externa, um átomo que possui configuração 1s2 2s2 2p6 3s2

3p3?

5) Qual a distribuição eletrônica do íon Ni2+ (Z=28)?

6) Qual a configuração eletrônica do íon Cl-, sabendo que o átomo neutro de cloro tem dezessete elétrons?

6) TABELA PERIÓDICA

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A Tabela Periódica surgiu devido à crescente descoberta de elementos químicos e suas propriedades, os quais necessitavam ser organizados segundo suas características. Até 1800 aproximadamente 30 elementos eram conhecidos; nos dias de hoje a Tabela Periódica consta de 109 elementos. Com a Tabela Periódica podemos analisar uma série de propriedades dos elementos.

O nome "Tabela Periódica" é devido à periodicidade, ou seja, à repetição de propriedades, de intervalos em intervalos. A base da classificação periódica atual é a tabela de Mendeleev, com a diferença de que as propriedades dos elementos variam periodicamente com seus números atômicos e não com os pesos atômicos, como era a classificação feita por Mendeleev.

A Tabela Periódica atual é formada por 109 elementos distribuídos em 7 linhas horizontais, cada uma sendo chamada de período. Os elementos pertencentes ao mesmo período possuem o mesmo número de camadas de elétrons.

Li C NeK 2 K 2 K 2L 1 L 4 L 8

O lítio, o carbono e o neônio possuem 2 camadas (K e L); portanto são do segundo período.As linhas verticais da Tabela Periódica são denominadas de famílias e estão divididas em 18

colunas. Os elementos químicos que estão na mesma coluna na Tabela Periódica possuem propriedades químicas e físicas semelhantes.

A família é caracterizada pelos elétrons do subnível mais energético, portanto os elementos de uma mesma família apresentam a mesma configuração na última camada. O berílio e o cálcio tem a mesma configuração na última camada, isto é, s2; portanto ambos pertencem à família 2A.

Algumas colunas possuem nomes especiais. Vamos conhecer quais são elas:

Família 1 (1A) - Metais alcalinos Família 2 (2A) - Metais alcalino-terrosos Família 13 (3A) - Família do boro Família 14 (4A) - Família do carbono Família 15 (5A) - Família do nitrogênio

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Família 16 (6A) - Calcogênios Família 17 (7A) - Halogênios Família 18 (Zero) - Gases Nobres

Os elementos da Tabela Periódica podem ser classificados como:

Metais: Eles são a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do mercúrio.

Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os metais.

Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia química. Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único.

EXERCÍCIOS

1) Qual o número atômico do elemento que se encontra no período III e na família 3A?

2) Em qual família se encontra um elemento químico cujo número atômico é igual a 18?

3) Classifique os metais abaixo em de transição, alcalinos e alcalinos-terrosos:

a) Sódio f) Cálciob) Ferro g) Césioc) Níquel h) Cromod) Manganês i) Lítioe) Magnésio j) Rádio

4) Dados os elementos químicos:

G: 1s2J: 1s2 2s1L: 1s2 2s2M: 1s2 2s2 2p6 3s2

Apresentam propriedades químicas semelhantes:a) G e L, pois são gases nobres.b) G e M, pois têm dois elétrons no subnível mais energético.c) J e G, pois são metais alcalinos.d) L e M, pois são metais alcalino-terrosos.

5) Os átomos ISÓBAROS X e Y pertencem a metal alcalino e alcalino-terroso do mesmo período da classificação periódica. Sabendo-se que X é formado por 37 prótons e 51 nêutrons, pode-se afirmar que os números atômicos e de massa de Y são, respectivamente:

a) 36 e 87b) 37 e 87c) 38 e 87d) 38 e 88e) 39 e 88

6) Um átomo apresenta 7 elétrons na sua quarta camada eletrônica. A família e o período em que se encontra este elemento são:

a) família dos halogênios, sétimo períodob) família do carbono, quarto períodoc) família dos halogênios, quarto período.d) família dos calcogênios, quarto período.

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7) Um elemento X é isótopo do cálcio (A = 41 e Z = 20) e isótono do potássio (A = 41 e Z = 19). O número de massa de X é igual a:

a) 41. b) 40. c) 39. d) 42. e) 20.

8) Quanto aos períodos da tabela periódica, assinale a alternativa errada:

a) Os números atômicos são consecutivos.b) Os elementos possuem o mesmo numero de camadas eletrônicas.c) Os elementos possuem o mesmo número de elétrons na ultima camada.d) Os elementos não apresentam semelhanças.e) O numero de massa está organizado de forma decrescente.

9) O ar é uma mistura de vários gases. Dentre eles, são gases nobres:

a) Nitrogênio, oxigênio, argônio.b) Argônio, nitrogênio, hidrogênio.c) Hélio, hidrogênio, oxigênio.d) Hélio, argônio, neônio.e) Nitrogênio, oxigênio, hidrogênio

7) LIGAÇÕES QUÍMICAS

7.1. Teoria do octeto

Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados.

Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis.

Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K). Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo. A configuração eletrônica com a camada da valência completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a camada da valência completa.

Teoria do octeto - Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas.

7.2. Ligações químicas

7.2.1. Ligação iônica ou eletrovalente - é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento. Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons.

Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos tendência a ceder ou a receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica entre eles. Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois ou três elétrons na camada da valência; são todos átomos de metais, com exceção dos átomos de H e He. Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada da valência; são os átomos dos não metais e do H.

Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um não-metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não-metais ou para o H. Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos ou cátions, e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos ou ânions.

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Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre, porque, na formação do ânion, o átomo recebe exatamente o número de elétrons que falta para ser atingida a configuração estável. Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os elétrons de sua camada da valência, nem sempre fica com configuração estável.

Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável.

Valência é o poder de combinação dos elementos. O conceito de valência foi criado por Berzelius, em 1820. Eletrovalência é a valência do elemento na forma iônica. É igual à carga do seu íon monoatômico.

Exemplos de compostos iônicos: NaCl, BaO, LiF, NaH, KBr 7.2.2. Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação. Ocorre entre o hidrogênio e um não-metal ou entre não metais.

Exemplos de compostos moleculares: HBr, H2O, CO2, H2SO4

Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo elétrico. Forma-se quando as eletronegatividades dos elementos ligados são diferentes.Exemplo: HCl, HF, CO2

Ligação covalente apolar é aquela que não constitui dipolo elétrico. Neste caso, as eletronegatividades dos átomos ligados são iguais. Exemplo: O2, F2, H2, O3, N2

7.2.3. Ligação metálica é constituída pelos elétrons livres que ficam entre os cátions dos metais (modelo do gás eletrônico ou do mar de elétrons). Os metais são constituídos por seus cátions mergulhados em um mar de elétrons. A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.

Eletronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa. Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade.

7.3. Tipos de substâncias

Substância iônica ou eletrovalente é toda substância que apresenta pelo menos uma ligação iônica. Mesmo as substâncias que apresentam ligações iônicas e covalentes são classificadas como iônicas.

Substância molecular apresenta somente ligações covalentes.

Propriedade das substâncias iônicas

Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).

Sólidas à temperatura ambiente.

Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no estado sólido.

Cristais duros e quebradiços.

As substâncias moleculares não apresentam as propriedades acima.

7.4. Fórmulas eletrônicas e estruturais

Estruturas de Lewis ou fórmulas eletrônicas são representações dos pares de elétrons das ligações covalentes entre todos os átomos da molécula, bem como dos elétrons das camadas da valência que não participam das ligações covalentes.

Estruturas de Couper ou fórmulas estruturais planas são representações, por traços de união, de todas as ligações covalentes entre todos os átomos da molécula.

Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A - B).Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B).Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A = B).

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7.5. Número de oxidação

Número de oxidação (nox) é um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon. O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon. O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.

Elementos com nox fixo em seus compostos

metais alcalinos (+1)

metais alcalino-terroso (+2)

alumínio (+3)

prata (+1)

zinco (+2)

O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor.Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = 2. Nos peróxidos (grupo OO) o oxigênio tem nox = 1.

O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1.O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a 1.

A soma dos nox de todos os átomos de:

uma molécula é igual a zero. um íon composto é igual à carga do íon.

O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero.

EXERCÍCIOS

1) (UFMG) Os íons 9F- e 11Na+ possuem o mesmo número:

Dados Flúor (A =19) e Sódio (A = 23)

a) atômico.b) de elétrons.c) de massa.d) de nêutrons.e) de prótons.

2) O íon 19K39 + possui:

a) 19 prótons.b) 19 nêutrons.c) 39 elétrons.d) número de massa igual a 20.e) número atômico igual a 39.

3) Quantos prótons há na espécie química 28Ni60 2+?

4) As espécies químicas N2, KCl, HF e Cu(s) apresentam, respectivamente, ligações:

a) Covalente apolar, covalente polar, iônica e metálica.b) Covalente polar, iônica, covalente apolar e metálica.

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c) Metálica, covalente polar, iônica e covalente apolar.d) Covalente apolar, iônica, covalente polar e metálica.e) Iônica, covalente apolar, covalente polar e metálica.

5) Dê o número de oxidação (Nox) de cada átomo nas substancias abaixo:

a) MgCl2b) CH4

c) H2Sd) N2

e) NaClO

6) Dados os compostos: LiCl, Na2O, HF, H2, as ligações existentes entre seus átomos são, respectivamente:

a) Iônica, covalente polar, covalente apolar, iônica.b) Covalente polar, covalente apolar, iônica, iônica.c) Iônica, iônica, covalente polar, covalente apolar.d) Covalente apolar, iônica, iônica, covalente polar.e) Covalente apolar, iônica, covalente polar, covalente polar.

7) Dadas as seguintes substancias: O2, O3, Na2O, CCl4, HCl, CaCl2, AgCl, Cu(s). Marque V ou F:

( ) O O2 e O3 são alótropos do oxigênio.( ) São compostos iônicos: Na2O, HCl e CaCl2.( ) O CCl4, CaCl2 e AgCl são compostos moleculares.( ) O Cu(s) é formado por ligação metálica.

8) As fórmulas eletrônicas 1, 2 e 3 a seguir, representam, respectivamente:

a) três substâncias moleculares.b) uma substância composta, um óxido iônico e uma molécula apolar.c) uma molécula apolar, uma substância iônica e uma substância polar.d) três substâncias apolares.e) a água, o hidróxido de cálcio e o gás oxigênio.

9) Classifique as substancias abaixo como compostos iônicos ou moleculares:

a) HBrb) KFc) H2Od) CaCl2e) NH3

10) As ligações químicas nas substâncias K(s), HCℓ(g), KCℓ(s) e Cℓ2(g), são respectivamente:

a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar.b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar.c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente apolar.d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar.e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica.

8) FUNÇÕES INORGÂNICAS

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É um grupamento de substancias compostas que apresentam propriedades químicas semelhantes.

8.1. Tipos de funções:

Ácidos: São compostos com hidrogênio (como elemento menos eletronegativo), e que em meio aquoso liberam íons H+.

HCl H+ + Cl-

OBS: quando o ácido é oxigenado o número mínimo de elementos no composto será 3.Ex: H2SO4, HClO3, HNO3, H3PO4

Bases: são compostos que em meio aquoso liberam íons OH- (hidroxila). Ex.: NaOH, Ca(OH)2

Sais: são compostos que resultam da reação entre um ácido e uma base. Apresentam um metal ou NH4+ (amônia) na ponta esquerda da fórmula e um ametal diferente de Oxigênio ou um grupo de ametais na ponta direita.

HCl + NaOH NaCl + H2O

Podem Ter H+ ou OH- (hidroxila) no meio.Ex.: CaOHCl, CaCl2, NaHCO3

Óxidos: são compostos binários sendo que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.Ex.: CO2, H2O, N2O5, CO

Hidretos metálicos: são substancias compostas binárias entre hidrogênio e um metal.Ex: NaH

8.2. Estudo dos Ácidos

Conceito de Arrhenius: Ácidos são compostos que na presença de água se ionizam e liberam um íon H+.

Ex.: HCl + H2O H+aq + Cl-aq + H2O

Como todo ácido é um composto covalente, em presença de água ele sofrerá ionização. O íon H+

tende a se ligar a uma molécula de água, formando um íon mais estável que ele que é H3O+.Ex: H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

- HSO4

- + H2O H3O+ + SO4-2

H2SO4 + H2O H3O+ + SO42-

8.2.1. Classificação:

1) Quanto a presença de oxigênio:- Hidrácidos : são aqueles que não apresentam oxigênio na molécula. EX: HCl, H4Fe(CN)6

- Oxiácidos: são aqueles que apresentam oxigênio na molécula. EX: HClO, H2SO4

2) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:Nos hidrácidos, todos os hidrogênios são ionizáveis. Nos oxiácidos, só são ionizáveis os hidrogênios

ligados a oxigênio. - Monoácidos: tem apenas um hidrogênio ionizável. Ex.: HCl, HNO3

- Diácidos: tem dois hidrogênio ionizável. Ex.: H2S- Triácido : tem três hidrogênios ionizáveis. Ex.: H3BO3

- Tetrácidos : tem quatro hidrogênios ionizáveis. Ex.:3) Quanto ao grau de ionização:

Grau de ionização (representado pela letra “alfa”) é a divisão entre moléculas ionizadas e moléculas dissolvidas, que entraram em contato com a água.

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- Ácidos fortes: são aqueles que ionizam a metade ou mais da molécula. - Ácidos moderados: são aqueles que ionizam entre 5% e 50% das moléculas dissolvidas.- Ácidos fracos: são aqueles que ionizam menos de 5% das moléculas dissolvidas.Dos hidracidos são fortes HCl, HBr e HI, em ordem crescente e HF é moderado.Dos óxiácidos pode-se classificai-los pelo grau de ionização através da regra empírica: HaBbOc

sendo “a” o numero de hidrogênios ionizáveis, “b” o número do outro elemento e “c” o número de oxigênios. x = c-a/b , se x for maior ou igual a 2 o oxiácido é forte; se x for maior ou igual a 1 e menor que 2 o oxiácido é moderado; se x for menor que 1 o oxiácido é fraco.

4) Quanto a volatilidade:

- Ácidos voláteis: são aqueles que têm ponto de ebulição por volta da temperatura ambiente (na faixa de 25º a 35º). A temperatura ambiente é 25º.

- Ácidos fixos: são aqueles que têm ponto de ebulição muito acima da temperatura ambiente.

8.2.2. Nomenclatura

Para oxiácidosNox: +7 ácido per_____ ico

+6, +5 ácido _____ico +4,+3 ácido _____oso+2,+1 ácido hipo_____oso

Para Hidrácidos

Ácido ______ idrico

8.3. Estudo das Bases

Bases são substancias que em contato com água se dissociam e liberam um único tipo de ânion que é OH-

Ca(OH)2 + H2O Ca+2aq + OH-

aq

8.3.1. Classificação

1) Quanto ao número de hidroxilas:

Monobases: bases com apenas uma hidroxila. Ex.: NaOH.Dibases: bases com duas hidroxilas. Ex.: Mg(OH)2.Tribases: bases com três hidroxilas. Al(OH)3.Tetrabases: bases com quatro hidroxilas. Ex.: Pb(OH)4

2) Quanto a força:

Bases fortes: > ou = a 50% de ionização. São fortes as bases com elementos dos grupos 1A e 2A.Bases fracas: < ou = a 5% de ionização. Bases com elementos dos demais grupos e NH3.

3) Quanto a solubilidade:

Por serem compostos iônicos, não há bases completamente insolúveis.

- Bases solúveis: bases com elementos do grupo 1A e NH4OH.- Bases pouco solúveis: bases com elementos do grupo 2A, exceto Mg(OH)2

- Bases praticamente insolúveis: bases com elementos dos demais grupos incluindo Mg(OH)2

8.3.2. Nomenclatura

Quando o elemento tem nox fixo:

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Hidróxido de ___________(nome do elemento)

Quando o elemento tem nox variável:Hidróxido ___________ ico (maior nox)

nome do elemento oso (menor nox) ou

Hidróxido de ___________ (__)nome do elemento nox em algarismos romanos

8.4. Estudo dos Sais

Um sal é formado pelo cátion de uma base e o âniom de um sal. O cátion que tiver hidroxilas só se liga com ânions sem hidrogênio. Ânions que tiverem hidrogênio só se ligam com cátions sem hidroxila. Ânions e cátions sem partes ionizáveis ligam-se com qualquer outro cátion e ânion, respectivamente.

Ácido + Base Sal + H2O

Cátion da + âniom do base ácido

Neutralização

A neutralização é feita para se verificar o número de moléculas que reagem, o número de moléculas de sal e de água que se originam. Começa verificando-se primeiro os metais, depois os semi-metais e após os ametais; em seguida verifica-se os oxigênios e hidrogênios.

8.4.1. Classificação

Sal Neutro: São aqueles que apresentam um cátion diferente de H+ e um âniom diferente de OH-. E que resultam da reação entre um ácido forte com base forte, ou da reação entre um ácido fraco e uma base fraca.

HCl + NaOH NaCl + H2O

Sal Ácido: São aqueles que apresentam um cátion diferente de H+, pelo menos um H+ e um ânion diferente de OH-. E que podem resultar da reação entre um ácido forte e de uma base fraca. Ex.: NH4Cl.

Sal Básico: São aqueles que apresentam um cátion diferente de H+, pelo menos um OH- e um ânion diferente de OH-. E que resultam da reação entre um ácido fraco e uma base forte. Na2CO3.

Sal Duplo: São aqueles que apresentam 2 cátions diferentes de H+ e entre si mais um ânion diferente de OH-. Podem apresentar apenas um cátion diferente de H+ mais dois ânions diferentes de OH- e entre si.

8.4.2. Nomenclatura

Estabelecemos aqui a nomenclatura de cátions. Elementos com nox fixo limita-se apenas ao nome do elemento; e que as nomenclaturas para nox variável são as seguintes:Sufixos ico para o maior nox do elemento e oso para o menor nox (considera-se apenas os dois menores nox do elemento.

Número do nox em algarismos romanos, dentro de um parêntesis após o nome do elemento. É necessário também estabelecer nomenclatura para os ânions, trocando o sufixo dos ácidos dos

quais se originam pelo seguintes sufixos: Idrico eto

Ico ato oso ito

Sais Neutros________ de ________ (nox variável ou não)

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nome do ânion nome do cátion

Sais Ácidos1- __________ (mono)ácido de __________(nox variável ou não) nome do ânion di, tri ... nome do cátion

2- (mono)hidrogeno - ____________ de ___________ di, tri ... nome do ânion nome do cátion

Sais Básicos __________ (mono) básico de __________ (nox variável ou não) nome do ânion di, tri ... nome do cátion

Sais Duplos1-Sais duplos com 2 cátions:

________ duplo de _________ e _________ (nox variável ou não) nome do ânion nome do cátion nome do outro da ponta esquerda cátion

2-Sais duplos com 2 ânions:_________ - _________ de _________ (nox variável ou não)

nome do ânion nome do outro nome do cátion da ponta direita ânion

8.5. Estudo dos Óxidos

8.5.1. Nomenclatura

Óxido ExOy:

nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome de E] O prefixo mono pode ser omitido. Os prefixos mono, di, tri... podem ser substituídos pelo nox de E, escrito em algarismo romano.

Nos óxidos de metais com nox fixo e nos quais o oxigênio tem nox = -2, não há necessidade de prefixos, nem de indicar o nox de E.

Óxidos nos quais o oxigênio tem nox = -1: nome do óxido = peróxido de + [nome de E ]

8.5.2. Classificação

Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros

Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como regra, são óxidos ácidos. Exceções: CO, NO e N2O.

Os óxidos dos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos) são óxidos básicos. Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos elementos da região central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.

Óxidos ácidosCl2O, Cl2O7, I2O5, SO2, SO3, N2O3, N2O5, P2O3, P2O5, CO2, SiO2, CrO3, MnO3, Mn2O7

Reações caraterísticas óxido ácido + água ácidoóxido ácido + base sal + água SO3 + H2O H2SO4

SO3 +2KOH K2SO4 + H2O N2O5 + H2O 2HNO3

N2O5 + 2KOH 2KNO3 + H2O Óxidos ácidos mistos

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NO2 Reações caraterísticas Exemplos de reações óxido ácido misto + água ácido(1) + ácido(2) Ex.: 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2

óxido ácido misto + base sal(1) + sal(2) + água Ex.: 2NO2 + 2KOH KNO3 + KNO2 + H2O

Óxidos básicos

Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O, MgO, CaO, SrO, BaO, RaO, Cu2O, CuO, Hg2O, HgO, Ag2O, FeO, NiO, CoO, MnO

Reações caraterísticas Exemplos de reações óxido básico + água base Ex.: Na2O + H2O 2NaOH CaO + H2O Ca(OH)2

óxido básico + ácido sal + água Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O CaO + 2HCl CaCl2

Óxidos anfóteros

As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, MnO2 Reações caraterísticas Exemplos de reações óxido anfótero + ácido sal + água ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2Oóxido anfótero + base sal + água ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O

Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2KOH 2KAlO2 + H2O

Óxidos neutros

NO, N2O, CO Não reagem com a água, nem com os ácidos, nem com as bases.

Óxidos salinos

Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4

Reações caraterísticas Exemplos de reações óxido salino + ácido sal(1) + sal(2) + água Fe3O4 + 8HCl 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

Peróxidos

Li2O2, Na2O2, K2O2, Rb2O2, Cs2O2, MgO2, CaO2, SrO2, BaO2, RaO2, Ag2O2, H2O2

Reações caraterísticas Exemplos de reações peróxido + água base + O2 Na2O2 + H2O 2NaOH + 1/2 O2

peróxido + ácido ® sal + H2O2 Na2O2 + 2HCl 2NaCl + H2O2

8.5.3. Óxidos mais comuns na química do cotidiano

Óxido de cálcio (CaO)

É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido industrialmente por pirólise de calcário. Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2. Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das paredes. Pintura a cal (caiação). Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.

Dióxido de carbono (CO2)

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É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio. O CO2 não é tóxico. O ar contendo maior teor em CO2 que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em O2 que o normal.

O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui ocorre a reação:CO2 + H2O H2CO3 (ácido carbônico)

O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas.

Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo chamado efeito estufa.

Monóxido de carbono (CO)

É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar atmosférico. Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc.

A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado:

álcool < gasolina < óleo diesel.

A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.

Dióxido de enxofre (SO2)

É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante. Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:

S + O2 (ar) SO2

O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões onde há fábricas de H2SO4. Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na queima do enxofre.

A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, é maior do que o da gasolina.

O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica.

O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação:

2SO2 + O2 (ar) 2SO3

SO3 + H2O H2SO4

Dióxido de nitrogênio (NO2)

É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico. Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera.

Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos do nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes).

Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental.

EXERCÍCIOS

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1) O sódio, assim como o hidrogênio, ambos reagem com cloro para formar respectivamente:

a) um sal e uma base.b) um composto iônico e um covalente.c) dois sais.d) dois compostos iônicos.e) dois compostos covalentes.

2) Os solos muito ácidos são, em geral, impróprios para o cultivo de vegetais. A correção do pH do solo poderia ser realizada pelos agricultores, através da adição, ao solo, de:

a) NH4NO3

b) KCℓc) BaCℓ2

d) CaCO3

e) (NH4)2SO4

3) A equação da reação que representa a neutralização total do ácido nítrico pela cal (óxido de cálcio) está CORRETAMENTE representada em:

a) 2 HNO3 + CaO Ca(NO3)2 + H2Ob) H2NO3 + CaO CaNO3 + H2Oc) HNO3 + CaOH CaNO3 + H2Od) H2NO3 + Ca(OH)2 CaNO3 + 2 H2O

4) Para o tratamento da acidez estomacal, recomenda-se a ingestão de antiácidos que contenham hidróxido de alumínio (Aℓ(OH)3) em sua formulação. A função dessa substância é neutralizar o excesso do ácido produzido pelo estômago (HCℓ). Os produtos da reação de neutralização total entre o hidróxido de alumínio e o ácido do estômago são água e um sal, cuja fórmula está contida na seguinte alternativa:

a) AℓCℓb) AℓCℓ3

c) AℓSO4

d) Aℓ2(SO4)3

5) As regras utilizadas para nomenclatura de substâncias inorgânicas estão baseadas no número de oxidação de seus elementos químicos. Observe o quadro abaixo, em que o cloro apresenta diferentes números de oxidação:

A alternativa que mostra a ordenação das substâncias citadas no quadro, segundo o número de oxidação crescente do cloro, é:

a) cloreto de sódio, cloro gasoso, hipoclorito de sódio e clorato de potássiob) clorato de potássio, cloreto de sódio, hipoclorito de sódio e cloro gasosoc) hipoclorito de sódio, cloro gasoso, cloreto de sódio e clorato de potássiod) hipoclorito de sódio, cloreto de sódio, cloro gasoso e clorato de potássio

6) O elemento químico iodo foi descoberto 1812 pela análise química de algas marinhas. Esse elemento é encontrado naturalmente na composição de sais de iodeto e de sais de iodato. Ele é parte essencial dos

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hormônios tireoidianos, que desempenham um papel vital na produção de energia nos seres humanos. No mundo, a deficiência de iodo ainda é a principal causa de hipotireoidismo, enfermidade que retarda o metabolismo humano. Entre outros problemas associados a essa deficiência, está o aumento da glândula tireóide (bócio, popularmente chamado de papo). O diagnóstico das doenças relacionadas à tireóide pode ser feito por meio do uso de radioisótopos de iodo.

Recentemente, a imprensa noticiou que maioria das marcas de sal comercializadas no Brasil contém uma quantidade de iodo aquém daquela recomendada pela legislação, que é de 40mg de iodo por quilograma de sal. Átomos desse elemento químico podem ser fornecidos à dieta alimentar, por exemplo, pela adição de iodato de potássio (KIO3) ao sal de cozinha.Com relação ao sal de cozinha e à sua composição, julgue os itens a seguir (V ou F).

( ) O sal de cozinha é geralmente obtido nas salinas por meio de reações em tanques de ácidos e bases.( ) O sal de cozinha é uma mistura que contém diversos sais.( ) Soluções aquosas de sal de cozinha não conduzem eletricidade.( ) O iodo adicionado ao sal de cozinha, conforme mencionado no texto, o é na forma de substância simples.

7) Numa prateleira de reagentes de um laboratório encontram-se quatro frascos rotulados conforme figura a seguir:

Os compostos nos frascos (I), (II), (III) e (IV) correspondem, respectivamente, às funções:

a) ácido - hidróxido - sal - óxidob) ácido - sal - hidróxido - óxidoc) hidróxido - ácido - óxido- sald) óxido - hidróxido - ácido - sale) sal - óxido - ácido - hidróxido

8) Com base na tabela de graus de ionização apresentada a seguir, podemos concluir que qual ácido é o mais forte?

9) Dê o nome das substâncias abaixo:a) H2S

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b) NaBr c) CaO d) Ca2(PO4)2

e) P2O5 f) BaSO4

g) LiCℓ10) O cloreto de sódio representa papel importantíssimo na fisiologia do ser humano e também na dos animais. Atua como gerador de ácido clorídrico no estômago e como mantenedor do equilíbrio osmótico das células vivas.

a) Qual a fórmula química representativa do cloreto de sódio?________________________________________________________________________

b) A que função química pertence o cloreto de sódio e qual seu estado físico na temperatura ambiente?__________________________________________________________________________________________________________________________________________________

c) Sabendo a que função pertence o cloreto de sódio, conceitue-a, explicando como pode ser obtida.____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

11) Escreva o nome das seguintes bases:

a) CsOHb) Fe(OH)3

c) NH4OHd) Ba(OH)2

e) Ca(OH)2

12) Escreva as equações de dissociação das bases e de ionização dos ácidos abaixo:

a) LiOH b) Ca(OH)2 c) H2SO4 d) Aℓ(OH)3 e) HCℓ

13) Classifique os óxidos abaixo como ácidos ou básicos e escreva a equação da reação desses óxidos com a água:

a) NO2 b) CaO c) SO3 d) Na2Oe) CO2

9) Reações Químicas

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São todas as transformações químicas que ocorrem nas substâncias. São as transformações que ocorrem de substâncias diferentes.

As reações químicas são representadas graficamente pelas equações químicas.A queima de uma vela, a obtenção de álcool etílico a partir de açúcar e o enferrujamento de um

pedaço de ferro são exemplos de transformações onde são formadas substâncias com propriedades diferentes das substâncias que interagem. Tais transformações são chamadas reações químicas. As substâncias que interagem são chamadas reagentes e as formadas, produtos.

No final do século XVIII, estudos experimentais levaram os cientistas da época a concluir que as reações químicas obedecem a certas leis.

9.1. LEIS PONDERAIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

9.1.1. Lei da conservação das massas (lei de Lavoisier)

Esta lei foi elaborada, em 1774, pelo químico francês Antome Laurent Lavoisier. Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que numa reação química, que se processa num sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos:

m (reagentes) = m (produtos)

Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

9.1.2. Lei das proporções constantes (lei de Proust)

Esta lei foi elaborada, em 1797, pelo químico Joseph Louis Proust. Ele verificou que as massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação química obedecem sempre a uma proporção constante. Esta proporção é característica de cada reação e independente da quantidade das substâncias que são colocadas para reagir. Assim, para a reação entre hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Experimento hidrogênio (g) oxigênio (g) água (g)

I 10 80 90

II 2 16 18

III 1 8 9

IV 0,4 3,2 3,6

Observe que:

para cada reação, a massa do produto é igual à massa dos reagentes, o que concorda com a lei de Lavoisier;

as massas dos reagentes e do produto que participam das reações são diferentes, mas as relações massa de oxigênio/massa de hidrogênio, massa de água/massa de hidrogênio e massa de água/massa de oxigênio são sempre constantes.

Experimentom oxigênio/

m hidrogênio

m água/

m hidrogênio

m água/

m oxigênio

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I 8/10 = 8 90/10 = 9 90/80 = 1,125

II 16/2 = 8 18/2 = 8 18/16 = 1,125

III 8/1 = 8 9/1 = 9 9/8 = 1,125

IV 3,2/0,4 = 8 3,6/0,4 = 9 3,6/3,2 = 1,125

No caso das reações de síntese, isto é, aquelas que originam uma substância, a partir de seus elementos constituintes, o enunciado da lei de Proust pode ser o seguinte:

Lei de Proust: A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independe do processo químico pelo qual a substância é obtida.

9.1.3. As leis ponderais e a teoria atômica de Dalton

Na tentativa de explicar as leis de Lavoisier e Proust, em 1803, Dalton elaborou uma teoria atômica, cujo postulado fundamental era que a matéria deveria ser formada por entidades extremamente pequenas, chamadas átomos. Estes seriam indestrutíveis e intransformáveis. A partir dessa idéia, Dalton conseguiu explicar as leis de Lavoisier e Proust:

Lei de Lavoisier: Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados.

9.2. Equações químicasOs químicos utilizam expressões, chamadas equações químicas, para representar as reações químicas.Para se escrever uma equação química é necessário:

saber quais substâncias são consumidas (reagentes) e quais são formadas (produtos); conhecer as fórmulas dos reagentes e dos produtos; escrever a equação sempre da seguinte forma: reagentes => produtos

Quando mais de um reagente, ou mais de um produto, participarem da reação, as fórmulas das substâncias serão separadas pelo sinal "+ ";

se for preciso, colocar números, chamados coeficientes estequiométricos, antes das fórmulas das substâncias de forma que a equação indique a conservação dos átomos. Esse procedimento é chamado balanceamento ou acerto de coeficientes de uma equação.

Utilizando as regras acima para representar a formação da água temos:

reagentes: hidrogênio e oxigênio;

            produto: água.

fórmulas das substâncias:

            hidrogênio: H2; oxigênio: 02; água: H20.

equação: H2 + O2 => H2O. acerto dos coeficientes: a expressão acima indica que uma molécula de hidrogênio (formada por dois

átomos) reage com uma molécula de oxigênio (formada por dois átomos) para formar uma molécula de água (formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio). Vemos, portanto, que a expressão contraria a lei da conservação dos átomos (lei da conservação das massas), pois antes da reação existiam dois átomos de oxigênio e, terminada a reação, existe apenas um. No entanto, se ocorresse o desaparecimento de algum tipo de átomo a massa dos reagentes deveria ser diferente da massa dos produtos, o que não é verificado experimentalmente.

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Como dois átomos de oxigênio (na forma de molécula 02) interagem, é lógico supor que duas moléculas de água sejam formadas. Mas como duas moléculas de água são formadas por quatro átomos de hidrogênio, serão necessárias duas moléculas de hidrogênio para fornecer essa quantidade de átomos. Assim sendo, o menor número de moléculas de cada substância que deve participar da reação é: hidrogênio, duas moléculas; oxigênio, uma molécula; água, duas moléculas.A equação química que representa a reação é: 2 H2 + 02 => 2 H20 (que é lida da seguinte maneira: duas moléculas de hidrogênio reagem com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de água.)  9.3. Energia de Reação

A maioria das reações químicas ocorre produzindo variações de energia, que freqüentemente se manifestam na forma de variações de calor. A termoquímica ocupa-se do estudo quantitativo das variações térmicas que acompanham as reações químicas. Essas reações são de dois tipos:

Reações exotérmicas: as que liberam calor para o meio ambiente.

Exemplos

combustão (queima) do gás butano, C4H10

C4H10(g) + 13/2 O2(g) => 4 CO2(g) + 5H20(g) + calor

combustão do etanol, C2H60:

C2H60(l) + 3O2(g) => 2 CO2(g) + 3 H2O(g) + calor

Na equação química, o calor é representado junto aos produtos para significar que foi produzido, isto á, liberado para o ambiente durante a reação.

Reações endotérmicas: as que para ocorrerem retiram calor do meio ambiente.Exemplos

decomposição da água em seus elementos:

H2O(l) + calor => H2(g) + 1/2 O2(g)

fotossíntese:

6 CO2(g) + 6 H2O(l) + calor => C6H12O6(aq) + 6 O2(g)

Na equação química, a energia absorvida á representada junto aos reagentes, significando que foi fornecida pelo ambiente aos reagentes.

9.4. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

9.4.1. Reação de Análise (decomposição)

Reação em que uma substância composta se divide em duas ou mais substâncias.

XY X + Y2Cu(NO3)2 2CuO + HNO2 + O2

Dependendo do agente causador a reação de análise pode ser denominada fotólise, pirólise, eletrólise, etc.

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Exemplos:

Pirólise (calor) CaCO (calor) CaO + CO2

Fotólise (luz) 2H2O (luz) 2H2O + O2

Eletrólise (corrente elétrica) H2O H2 + ½O2

9.4.2. Reação de Síntese (adição)

Quando duas ou mais substâncias se combinam formando uma única substância.

X + Y XY

Exemplos:

SO3 + H2O H2SO3

H2 + Cl2 2HCl

9.4.3. Reações de simples troca (deslocamento)

Quando uma substância simples desloca um elemento de uma composta.

Para metais: tabela de reatividade

Cs K Ba Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H As Cu Hg Ag Pt Au Ordem Decrescente de Reatividade

Para não-metais (ametal)

F O Cl N Br I S COrdem Decrescente de Reatividade

Esta reação só ocorre quando a substância simples for mais reativa que o elemento a ser deslocado.

*metal só desloca metal ou H2

Exemplo: Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu

**ametal só desloca ametalExemplo: Cl2 + 2NaI 2NaCl + I2

9.4.4. Reação de Dupla Troca

Quando ocorre troca de elementos ou radicais entre substâncias compostas.

AB + CD AD + CB

Exemplos:

NaOH + HCl NaCl + H2O

base + acido sal + água

Reação de neutralização

9.4.5. Reação de oxi-redução (Redox)

É toda a reação que apresenta oxidação e redução.

+1 -1 +4 -2 +2 -1 +1 -2 0

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HCl + MnO MnCl2 + H2O + Cl2

-1 oxidação 0

+4 redução

+2

HCl (oxidação) agente redutorMnO2 (redução) agente oxidante

Oxidação: perda de e- (NOX aumenta)Redução: ganho de e- (NOX diminui)Oxidante: aquele que reduzRedutor: aquele que oxida

EXERCÍCIOS

1) Foi aquecido 100g de mercúrio em presença do ar, dentro de um recipiente fechado, obtendo 54g de oxido de mercúrio, tendo ficado ainda sem reagir 50g de mercúrio.

a) Qual a razão entre a massa de oxigênio e mercúrio que reagiram?b) Qual a massa de mercúrio necessária para reagir com todo o mercúrio inicial?

2) Ao se aquecer 1Kg de carbonato de cálcio, obtêm-se 560g de oxido de cálcio, além do gás carbônico.

a) Qual a massa de gás obtida?b) Qual a relação entre a massa do oxido de cálcio e a do carbonato de cálcio que se decompõe?

3) Na reação de dióxido de enxofre com oxigênio para originar trióxido de enxofre, verifica-se que 64g de dióxido consomem 16 de oxigênio. Quais as massas de dióxido de enxofre e de oxigênio necessárias para obter 1,6g de trióxido de enxofre?

4) A composição centesimal da água é 88,88% de oxigênio e 11,11% de hidrogênio. Quais as massas de hidrogênio e oxigênio necessárias para obter 360g de água?

5) Para obtermos 16g de metano, devemos usar 12g de carbono e 4g de hidrogênio. Qual a composição centesimal do metano (x% de carbono e y% de hidrogênio)?

6) O trióxido de enxofre é um composto que contem 40% de enxofre e 60% de oxigênio. Qual a massa de enxofre necessária para transformar 9,6g de oxigênio em trióxido?

7) Sabe-se que 2g de hidrogênio reagem exatamente com 16g de oxigênio. Se colocarmos para reagir 6g de hidrogênio com 32g de oxigênio, a massa de água a ser formada será:

a) 36g. b)38g. c) 18g. d)19g. e) n.d.a

8) Verifica-se numa experiência que 2g de hidrogênio reagem com 71g de cloro para formar o cloreto de hidrogênio.

a) Qual a massa de cloreto de hidrogênio formada quando 10g de hidrogênio são colocados em contato com 380g de cloro?b) Qual o reagente e sua massa em excesso?

9) 56g de oxido de cálcio reagem completamente com gás carbônico. Pede-se:

a) Qual a massa de oxido de cálcio necessária para obter 25g de produto de reação?b) Qual o reagente em excesso, se colocarmos 12g de oxido em contato com 8,8g de gás carbônico? Calcule a massa do excesso.

10) O quociente entre as massas de dois elementos A e B, que reagem entre si formando o composto AB, é igual a 0,75. Misturando-se 24g de A e 40g de B, ao termino da reação, verifica-se:

a) Houve a formação de 64g de AB

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b) Houve a formação de 56g de AB, com excesso de 8g de A.c) 80% da massa de B reagiram completamente com 24g de A.d) 16g de A reagem completamente com 40g de B.e) Não há reação

11) A magnetita, importante minério de ferro que deu origem às bússolas, forma-se no interior da Terra pela reação expressa na equação química:

a FeO(s) + b CO2(g) → x Fe3O4(s) + y CO(g)

Quais os valores de a, b, x e y para deixar a equação balanceada?

12) Classifique as reações a seguir em síntese, análise, simples troca e dupla troca:

a) H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2Ob) SO3 + H2O H2SO4

c) Cu + 2 AgNO3 Cu(NO3)2 + 2 Agd) 2 KBrO3 3 O2 + 2 KBre) Ca CO3 CaO + CO2

13) As transformações listadas abaixo constituem fenômenos químicos, exceto uma delas. Assinale-a:

a) Queima do álcool no motor do automóvel.b) Desaparecimento das bolinhas de naftalina colocadas no armário.c) Queima do carvão na churrasqueira.d) Explosão de uma bomba.e) Digestão dos alimentos.

14) Uma reação de deslocamento simples, de cátion, é mostrada na equação:

a) H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2Ob) SO3 + H2O H2SO4

c) Cu + 2 AgNO3 Cu(NO3)2 + 2 Agd) 2 KBrO3 3 O2 + 2 KBre) 2 KBr + Cℓ2 2 KCℓ + Br2

14) Classifique as reações a seguir em síntese, análise, simples troca e dupla troca:

a) H2SO4 + Aℓ Aℓ2(SO4)3 + 3H2

b) KOH + HCN KCN + H2Oc) Ca CO3 CaO + CO2 d) 2Na + CuSO4 Cu + Na2SO4

e) Aℓ3(SO4)3 + 3NaCℓ AℓCℓ3 + 3NaSO4

f) 3H2 + 2Aℓ (NO3)3 + 6HNO3 + 2Aℓ

15) Classifique e faça o balanceamento da equação:

a) KBrO3 KBr + O2

b) Na + CuSO4 Na2SO4 + Cuc) CaO + HCℓ CaCℓ2 + H2Od) Ca(OH)2 CaO + H2O

16) Quatro gramas (4g) de hidrogênio reagiram com uma massa X de oxigênio, produzindo 36g de água. Observe a equação abaixo e responda:

2H2 + O2 H2O4g X 36g

a) Qual a massa de oxigênio que reagiu com o hidrogênio?b) Qual a proporção entre a massa de hidrogênio e oxigênio?

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17) A equação H2 + Cl2 2HCl representa uma reação de:

a) sínteseb) análisec) simples trocad) dupla troca

10) Cálculos estequiométricos

Massa atômica, massa molecular e mol

O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas de massas atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12 u.

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Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C.

Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.

Massa atômica de um elemento formado por uma mistura de isótopos é a massa média dos átomos desse elemento expressa em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos isótopos constituintes do elemento.

Massa molecular de uma substância - é a massa da molécula dessa substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C. A massa molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos de cada elemento presentes na molécula dessa substância. Exemplo: para a molécula C12H22O11 (açúcar), a massa molecular será:

12 átomos de carbono = 12 x 12,0111 u = 144,133 u

22 átomos de hidrogênio = 22 x 1,0079 u = 22,174 u

11 átomos de oxigênio = 11 x 15,9994 = 175,993 u e a soma 342,3 u.

Mol é a unidade de quantidade de matéria ou quantidade de substância.

Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) que contém tantas entidades elementares representadas pela respectiva fórmula, quantos são os átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C.

Constante de Avogadro (antigamente chamada número de Avogadro) é o número de átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C. Seu valor numérico é: 6,02 x 1023 mol -1

Massa molar é a massa de substância que contém 6,02 x 1023 entidades representadas pela fórmula dessa substância. É comumente expressa em g/mol ou g.mol-1.

EXERCÍCIOS

1) As considerações a seguir são referentes aos isótopos do ferro representados na tabela abaixo.

ISÓTOPO ABUNDÂNCIA (%)

54Fe 5,756Fe 91,957Fe 2,158Fe 0,3

Qual a massa atômica do ferro?

2) Quantos átomos existem em 6,4g de gás oxigênio(O2)? Dados: O = 16g/mol

3) Uma amostra continha 42,0g de NH4OH (hidróxido de amônio). Responda:

a) Qual a massa molar do hidróxido de amônio? Dados (N = 14g/mol, H = 1g/mol e O = 16g/mol).b) Quantos mols de hidróxido de amônio possui nessa amostra? E quantas moléculas?

4) O carbono ocorre na natureza como uma mistura de átomos dos quais 98,90% são 12C e 1,10% são 13C. (Dados: massas atômicas: 12C=12,000; 13C=13,003)

a) Explique o significado das representações 13C e 12C.__________________________________________________________________________________________________________________________________________________

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b) Com esses dados, calcule a massa atômica do carbono natural.

5) Uma assinatura a lápis representa, em média, o gasto de 1mg de grafite (C). Qual o número de átomos de carbono contidos nessa assinatura? Dados: C = 12g/mol.

6) Relate o resultado para as operações aritméticas indicadas utilizando o número correto de algarismos significativos. Considere que todos os valores são medições.

a) 4,30 x 0,31 b) 4,033 + 88,1 c) 5,61/17,32 d) 7,10 + 9,003 e) 0,004 x 1,13

7) Um químico necessita de 2,00 g de um composto líquido com densidade de 0,718 g.cm -3. Que volume do composto é necessário? 8) Uma rocha é colocada em uma balança e sua massa é determinada como 12,1 g. Quando a rocha é então colocada em um cilindro graduado que originalmente contém 11,3 mL de água, o novo volume é de aproximadamente 17 mL. Como a densidade da rocha deve ser relatada?

9) A massa de um determinado material de cobre é 3,20 g. Suponha que o material foi feito de cobre puro. Quantos mols de átomos de Cu deveria conter no material, dada a massa molar de Cu de 63,54 g mol -1? Quantos átomos Cu estão presentes?

10) Calcule a massa molar de:

a) Etanol (C2H5OH) b) Sulfato de Cobre II penta hidratado (CuSO4.5H2O) c) Permanganato de Potássio (KMnO4) d) Carbonato de cálcio (CaCO3)

11) Calcule a massa em gramas de:

a) 2,5 mol de Zn b) 1,25×10-3 mol de Ba c) 0,015 mol de Pt d) 653 mol de I

11) SOLUÇÕES

11.1. Classificação das soluções

A classificação das soluções pode ser feita sob diferentes critérios:

a) Classificação das soluções quanto à fase de agregação

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As soluções podem ser encontradas em qualquer fase de agregação: sólida, líquida e gasosa. A fase se agregação de uma solução é determinada pela fase de agregação do solvente. Observe, na tabela abaixo, alguns exemplos desta constatação:

Solução Solvente Soluto Exemplo

Gasosa Gasoso Gasoso Gás Oxigênio + Gás Nitrogênio

Líquida LíquidoGasosoLíquidoSólido

Água + Gás OxigênioÁgua + Álcool EtílicoÁgua + Sacarose

Sólida SólidoGasosaLíquidoSólido

Paládio + Gás HidrogênioOuro + MercúrioZinco + Cobre

b) Classificação das soluções quanto à condutibilidade elétrica

As soluções que apresentam apenas moléculas como partículas dispersas não conduzem corrente elétrica, pois as moléculas como são eletricamente neutras. Essas soluções são denominadas moleculares ou não eletrolíticas. As soluções que apresentam íons como partículas dispersas conduzem corrente elétrica, pois os íons são carregados eletricamente. Essas soluções são denominadas iônicas ou eletrolíticas.

c) De acordo com o tamanho das partículas dispersas:

Classificação Tamanho das partículas dispersas

Solução verdadeiraColóideSuspensão

Até 1 nm (nanômetro)de 1 nm a 100 nmmaior que 100 nm

As soluções verdadeiras, ou simplesmente soluções, são formadas por moléculas ou íons isolados, dispersos num solvente. São exemplos de soluções verdadeiras:- solução de sal em água;- solução de açúcar em água;- solução de enxofre em sulfeto de carbono.

As soluções coloidais apresentam como partículas dispersas agregados de moléculas ou íons, macromoléculas ou macroíons. Exemplos:- solução de moléculas de proteínas na água; - solução de amido em água.

As partículas dispersas de soluções grosseiras são agregados de moléculas ou íons. Exemplos:- solução de cloreto de prata (AgCl) em água;- solução de enxofre (S8) em água.

Características das soluções

As principais características das soluções estão descritas no quadro comparativo a seguir:

Características Solução verdadeira Solução coloidal Suspensão

Homogeneidade da solução

Homogênea Heterogênea Heterogênea

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Visibilidade do disperso

Não visível em nenhum aparelho

Visível em ultramicroscópio

Visível em microscópio comum

Sedimentação do disperso

Não sedimentaSedimenta apenas por meio de ultracentrífuga

Sedimenta espontaneamente ou por meio de centífuga comum

Retenção do disperso em filtros

Não é retido por nenhum tipo de filtro

É retido somente por ultrafiltros

É retido por filtros comuns

Soluções Verdadeiras

A solução verdadeira, que passaremos a denominar simplesmente de solução, é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias. Nas soluções, a fase dispersa e a fase dispersante recebem os nomes de soluto e solvente, respectivamente. O soluto é geralmente o componente que se apresenta em menor quantidade na solução, enquanto que o solvente se apresenta em maior quantidade. A água, no entanto, é sempre considerada como solvente, não importando a proporção desta na solução.

Exemplos:- o vinagre, é uma solução com aproximadamente 4% de ácido acético. Nesta solução, o ácido acético é o soluto e a água é solvente.- o álcool a 70%, é uma solução na qual o soluto é o álcool e a água é o solvente.

Nas soluções que são aquosas não é necessário citar o solvente. Nas soluções em que o solvente é uma substância diferente da água, este deve ser citado. Exemplo:- A solução de ácido sulfúrico (H2SO4) a 10%; nesta solução o soluto é o ácido e o solvente é a água.- Solução alcoólica de fenolftaleína; o soluto é a fenolfnetaleína e o solvente é o álcool.

Coeficiente de solubilidade

É a quantidade máxima, em grama, de soluto que se dissolve numa quantidade fixa de solvente a uma dada temperatura.Exemplo: o coeficiente de solubilidade do KNO3 em água é 31,6 g de KNO3 para 100 g de H2O a 20 ºC.

Podemos estabelecer uma relação entre diferentes solutos e as características de suas soluções aquosas por meio de experimentos bem simples, feitos à mesma temperatura. Observe as situações a seguir:

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1L de água a 0°C

1L de água a 0°C

1L de água a 0°C

357 g de NaCl

SOLUÇÕES Misturas Homogêneas

CS do NaCl a 0°C = 35,7 g / 100g de H2O CS do NaCl a 25°C = 42,0 g / 100g de H2O

200 g de NaCl 400 g de NaCl

Saturada

Saturada com corpo de fundo insaturada

SOLUÇÃO SUPERSATURADA

1L de água a 0°C

1L de água a 25°C

1L de água a 0°C

400 g de NaCl

Supersaturada

A concentração na solução final está acima do CS do NaCl a 0°C.

c) Quanto à saturação:

- Solução saturada: é a que contém a máxima quantidade de soluto em uma dada quantidade de solvente, a determinada temperatura; a relação entre a quantidade máxima de soluto e a quantidade de solvente é denominada coeficiente de solubilidade. Exemplo: A quantidade máxima de sal (NaCl), que se dissolve em 100 g de H2O a 20ºC, é 36 g; a solução é denominada saturada.

- Solução não-saturada ou insaturada: Uma solução com quantidade de soluto inferior ao coeficiente de solubilidade.

- Solução supersaturada: é aquela que ultrapassou o coeficiente de solubilidade, são instáveis.

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Curvas de Solubilidade

São gráficos que apresentam a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias  em função da temperatura. Exemplo: Solubilidade de KNO3 (nitrato de potássio) em água. 

Temperatura ( ºC )gramas de KNO3 em 100 g de água

Gráfico

0102030405060708090100

132032466485110137169204246

 Observando o gráfico na tabela acima, vemos que a 40ºC : a solubilidade do KNO3 é 64g para cada 100g de água.

Observe agora o gráfico abaixo:

41

Verificamos que na maior parte das substâncias, a solubilidade aumenta, com a elevação da temperatura - quando o soluto sofre dissolução com absorção de calor. Ex.: KOH, KBr, NaCl.  O Ce2(SO4)3 tem a sua solubilidade diminuída com o aumento da temperatura. O CaCl2.6H2O apresenta pontos de inflexão, quando a sua estrutura é alterada.

Solubilidade de gases

Para que um gás se dissolva num líquido - exemplo: a água mineral gaseificada - é preciso aumentar a pressão sobre o gás e diminuir a temperatura do sistema. Gases são, em geral, pouco solúveis em líquidos. A solubilidade dos gases em líquidos depende consideravelmente da pressão e da temperatura:

Aumentando-se a temperatura, o liquido procura expulsar o gás, consequentemente a solubilidade do gás diminui rapidamente (em águas quentes os peixes não vivem bem por faltar ar dissolvido na água);

Aumentando-se a pressão sobre o gás, estaremos empurrando o gás para dentro do líquido , o que equivale dizer que a solubilidade do gás aumenta (isto é feito quando se dissolve gás carbônico em bebidas).

A influencia da pressão é estabelecida pela lei de HENRY.

Lei de Henry: "A solubilidade de um gás em um líquido é diretamente proporcional a sua pressão parcial."

Matematicamente S = kP, onde K é uma constante de proporcionalidade que depende da natureza do gás e da temperatura. P é a pressão do gás, S é a solubilidade do gás num certo liquido.

42

11.2. Cálculo de concentração de soluções

a) Percentual em massa (m/m)

%m/m = massa do soluto x 100 massa da solução

Solução aquosa 10% de NaCl (quer dizer que há 10 g de NaCl a cada 100g de solução)

b) Percentual em volume (v/v)

%v/v = volume do soluto x 100 volume da solução

c) Percentual em massa/ volume (m/v)

%m/v = massa do soluto x 100 volume da solução

d) Ppm, ppb, pptppm – partes por milhãoppb – partes por bilhãoppt – partes por trilhão

e) Fração molar

XA = fração molar do solutoXB = fração molar do solventeXA + XB = 1XA = nA . XB = nB . nA + nB nA + nB

43

f) Molaridade (M)

M = n onde: V

n é a quantidade de soluto (em mols) e V é o volume da solução (em litros)

g) Molalidade (ɱ)

ɱ = n onde: ms

n é a quantidade de soluto (em mols) e ms é a massa do solvente em Kg

11.3. Diluição de soluções

Quando acrescentamos solvente a uma solução a quantidade de soluto não se altera e consequentemente há uma redução da concentração, da molaridade e do título. 

Cálculo da concentração comum (C = m/V (g/L)

Condições Inicial Final

concentração Ci Cf

volume da solução Vi Vf

massa do soluto mi = Ci.Vi mf = Cf.Vf

Como a quantidade do soluto permanece constante mi = mf entãoCi.Vi = Cf.Vf

Cálculo da molaridade – M

Condições Inicial Final

molaridade Mi Mf

volume da solução Vi Vf

mols do soluto ni = Mi.Vi nf = Mf.Vf

Como a quantidade do soluto permanece constante ni = nf entãoMi.Vi = Mf.Vf

11.4. Mistura de soluções

        11.4.1. Mistura de soluções com solutos e solventes quimicamente iguais.

Cálculo da concentração comum - C

Condições Inicial Final

concentraçãosolução ACA

solução BCB

Cf

volume da soluçãosolução AVA

solução BVB

Vf = VA + VB

massa do solutosolução AmA = CA.VA

solução BmB = CB.VB

mf = mA + mB

Como a massa final do soluto é mf = Cf . Vf entãoCf . Vf = CA.VA + CB.VB

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Cálculo da molaridade - MRepetindo o cálculo para a molaridade teremos um resultado semelhanteMf . Vf = MA.VA + MB.VB

11.4.2. Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem quimicamente

Cálculo da concentração comum - CSerão consideradas duas soluções com solutos A e B

Condições Inicial Final

concentraçãosolução ACA

solução BCB

CAf e CBf

volume da soluçãosolução AVA

solução BVB

Vf = VA + VB

massa do solutosolução AmA = CA.VA

solução BmB = CB.VB

A massa do soluto A é:CAf . Vf = CA.VA   A massa do soluto B é:CBf . Vf = CB.VB  Cálculo da molaridade - M

Repetindo o cálculo para a molaridade teremos um resultado semelhanteMAf . Vf = MA.VA   MBf . Vf = MB.VB  

Exemplos:1 ) Misturamos 200 mL de uma solução 0,5 M ( leia 0,5 molar ou 0,5 mols / L ) de NaNO3 com 300 mL de uma solução 0,8 M de Na2SO4 . Determine a molaridade da solução de NaNO3 na mistura.

[NaNO3] Volume inicial # NaNO3 Volume final MAf

0,5 mols / L 0,2 L 0,2x0,5 = 0,1 mol 0,2 + 0,3 = 0,5 L 0,1 / 0,5 = 0,2 M

2 ) Misturamos 200 mL de uma solução 0,5 M de NaNO3 com 300 mL de uma solução 0,8 M de Na2SO4 . Determine a molaridade da solução do íon  Na+ na mistura, supondo que os sais estejam completamente ionizados.Sabendo que: NaNO3 Na + + NO3

-

Na2SO4 2 Na+ + SO42- 

[NaNO3] [Na+] Volume # Na+

0,5 mol / L 0,5 mol / L 0,2 L 0,5 x 0,2 = 0,1 mol

[Na2SO4] [Na+] Volume # Na+

0,8 mol / L 2 x 0,8 = 1,6 mol / L 0,3 L 1,6 x 0,3 = 0,48 mol

# Na+ Volume [Na+]

0,1 + 0,48 = 0,58 mol 0,2 + 0,3 = 0,5 L 0,58 / 0,5 = 1,16 mol / L

 11.4.3. Mistura de soluções com solutos que reagem quimicamente

O resultado depende da qualidade dos solutos e de suas quantidades para saber se a reação química foi completa ou sobrou reagente. Cada caso deve ser analisado separadamente não cabe uma solução geral.

45

a) Mistura de um ácido com uma base.

Nas soluções de ácido e bases em água são encontrados íons H+ e OH-. Misturadas estas soluções os íons se neutralizam na proporção de 1 para 1.H+   +   OH- H2O1 mol  1 mol   1 mol

Como resultado da mistura pode ocorrer:

Neutralização Quantidade de íons #

 total do ácido e da base  # H+   =  # OH-

parcial do ácido  # H+   >  # OH-

parcial da base  # H+   <  # OH-

Quando ocorre uma neutralização parcial do ácido ou da base, a solução resultante é uma solução do ácido ou da base mais diluída, uma vez que o volume da mistura é maior e a quantidade de soluto foi reduzida. Exemplos:

1) Foram misturados 600 mL de uma solução 2 M de HCl com 400 mL de uma solução 3 M de NaOH. Supondo o ácido e a base completamente ionizados, verifique se ocorreu ou não a neutralização total do ácido e da base.Sabemos que:HCl H+ + Cl- 1 mol 1 mol NaOH OH- + Na+

 1 mol     1 mol

[HCl] [H+] volume da solução quantidade de H+

2 M 2 M 0,6 L 1,2 mol

[NaOH] [OH-] volume da solução quantidade de OH-

3 M 3 M 0,4 L 1,2 mol

Como as quantidades de íons hidrogênio e hidroxila são iguais ocorreu uma neutralização total do ácido e da base.

2) Foram misturados 200 mL de uma solução 2 M de HCl com uma solução 3 M de NaOH. Supondo o ácido e a base completamente ionizados, determine o volume da solução da base para ocorrer uma neutralização total.Sabemos que:HCl H+ + Cl- 1 mol  1 mol NaOH OH- + Na+ 1 mol   1 mol

[HCl] [H+] volume da solução quantidade de H+

2 M 2 M 0,2 L 0,4 mol

[NaOH] [OH-] volume da solução quantidade de OH-

3 M 3 M x 3x mol

46

Para ocorrer neutralização total é necessário que as quantidades de íons hidrogênio e hidroxila sejam iguais.3x = 0,4 x = 0,133 L

3) Foram misturados 600 mL de uma solução 0,5 M de H3PO4  com 400 mL de uma solução 2 M de Ca(OH)2. Supondo o ácido e a base completamente ionizados, verifique se ocorreu ou não a neutralização total. Havendo uma neutralização parcial, determine a concentração do ácido ou da base residual.

Sabemos que:H3PO4 3 H+ + PO4

-

1 mol    3 mols Ca(OH)2 2 OH- + Ca+ 1 mol         2 mols

[H3PO4] [H+] volume da solução quantidade de H+

0,5 M 3 x 0,5 M 0,6 L 3 x 0,5 x 0,6 = 0,9 mol

[Ca(OH)2] [OH-] volume da solução quantidade de OH-

2 M 2 x 2 M 0,4 L 2 x 2 x 0,4 = 1,6 mol

Como a quantidade de íons hidroxila é maior que a de íons hidrogênio ocorreu uma neutralização parcial da base, tendo restado na solução 1,6 - 0,9 = 0,7 mol do íon hidroxila.Como o volume da mistura é 0,6 + 0,4 = 1 L, então a concentração molar da base restante é 0,7 M

EXERCÍCIOS

1) (UFRJ-99) Observe o gráfico a seguir e responda às questões que se seguem.

a) Qual a menor quantidade de água necessária para dissolver completamente, a 60°C, 120g de B?b) Qual a massa de A necessária para preparar, a 0°C, com 100g de água, uma solução saturada (I) e outra solução insaturada (II)?

2) (Fei 96) A tabela abaixo fornece as solubilidades do KCℓ e do Li2CO3 a várias temperaturas. Assinale a alternativa falsa:

47

a) a dissolução do KCℓ em água é endotérmica.b) o aquecimento diminui a solubilidade do Li2CO3 em água.c) a massa de KCℓ capaz de saturar 50g de água, a 40°C, é 20g.d) ao resfriar, de 50°C até 20°C, uma solução que contém inicialmente 108mg de Li2CO3 em 100g de água, haverá precipitação de 25mg de Li2CO3.e) a 10°C, a solubilidade do KCℓ é maior do que a do Li2CO3. 3) Uma solução de sulfato de alumínio, de concentração igual a 1,36g/mL, é utilizado para preparar 200mL de solução 1,0M de sulfato de alumínio. Determine, em mL, o volume utilizado da solução original, expressando o resultado com dois algarismos significativos. (Dados: Massa molar do sulfato de alumínio = 342g/mol)

4) Misturando-se 20mL de solução de NaCl, de concentração 6,0mol/L, com 80mL de solução de NaCl, de concentração 2,0mol/L, são obtidos 100mL de solução de NaCl, de concentração, em mol/L, igual a:

a) 1,4b) 2,8c) 4,2d) 5,6e) 4,0

5) Para preparar 500 mL de solução aquosa de soda cáustica (NaOH), de concentração 0,10 mol/L, partiu-se de uma solução aquosa contendo 20 g do soluto em um litro de solução aquosa. (Dado: Massa molar do NaOH = 40 g/mol). Indique, por cálculo, o volume de solução de partida que deve ser tomado para diluir, com água, até se obter 500 mL da solução desejada.

6) Soro fisiológico contém 0,9 gramas de NaCl, massa molar = 58,5 g/mol, em 100 mL de solução aquosa. A concentração do soro fisiológico, expressa em mol/L, é igual a:

a) 0,009. b) 0,015. c) 0,100. d) 0,154. e) 0,900.

7) Responda:

a)Qual a massa de CuSO4.5H2O necessária para preparar 318 cm3 de uma solução 1,52 molar (mol/L) de sulfato cúprico? Massas atômicas: O = 16; H = 1; Cu = 63 ,5; S = 32.

b) Que volume de solução 0,1 molar se pode obter dissolvendo 5,5 gramas de ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6]) em água destilada? Massas atômicas: Fe =56; C = 12; N = 14; K = 3 9.

8) A porcentagem, em massa, da água na solução produzida pela adição de 9,0g de ácido acético glacial em 41g de água, é:

48

a) 82 %b) 50 %c) 41 %d) 18 %e) 9,0 %

9) O ácido clorídrico concentrado, encontrado à venda no comércio especializado, é uma solução aquosa 12 mol/L em HCl. Um químico precisava preparar 1 litro de solução aquosa de HCl de concentração 1 mol/L. Para tal, utilizou 8,3ml do "ácido concentrado" que diluiu com água destilada, até obter 1 litro de solução. A solução assim preparada apresentou uma concentração molar igual a:

a) 1,2b) 1,0c) 0,2d) 2,0e) 0,1

10) Uma das maneiras de recuperar um soluto não volátil de uma solução aquosa, consiste no aquecimento da solução com o objetivo de evaporar mais rapidamente a água nela contida. Numa indústria um recipiente contém 500 litros de uma solução aquosa de NaCl de concentração 25,0 g/L. O volume dessa solução, expresso em litros, que deve sofrer aquecimento para propiciar a obtenção de 500g de NaCl(s), é:

a) 50,0b) 25,0c) 20,0d) 200e) 500

11) A concentração em g/L, da solução obtida ao se dissolverem 4g de cloreto de sódio em 50cm3 de água é:

a) 200 g/Lb) 20 g/Lc) 0,08 g/Ld) 12,5 g/Le) 80 g/L

12) A tabela a seguir fornece os valores de solubilidade do cloreto de sódio e do hidróxido de sódio, em água, a diferentes temperaturas. Marque V ou F:

( ) Soluções são misturas homogêneas.( ) Solução saturada é um mistura heterogênea.( ) O hidróxido de sódio é mais solúvel em água que o cloreto de sódio.( ) Quando se separa o soluto do solvente, obtêm-se substâncias diferentes daquelas que foram inicialmente misturadas.( ) Adicionando-se 145g de hidróxido de sódio a 100g de água, a 20°C, obtém-se um sistema bifásico, que, após aquecido a temperaturas acima de 50°C, apresenta-se monofásico.

49

13) A curva de solubilidade do KNO3 em função da temperatura é dada a seguir. Se a 20°C misturarmos 50g de KNO3 com 100g de água, quando for atingido o equilíbrio teremos:

a) um sistema homogêneo.b) um sistema heterogêneo.c) apenas uma solução insaturada.d) apenas uma solução saturada.e) uma solução supersaturada.

14) A partir do diagrama a seguir, que relaciona a solubilidade de dois sais A e B com a temperatura são feitas as afirmações:

I - existe uma única temperatura na qual a solubilidade de A é igual à de B.II - a 20°C, a solubilidade de A é menor que a de B.III - a 100°C, a solubilidade de B é maior que a de A.IV - a solubilidade de B mantém-se constante com o aumento da temperatura.V - a quantidade de B que satura a solução à temperatura de 80°C é igual a 150g.

Somente são corretas:a) I, II e III.b) II, III e V.c) I, III e V.d) II, IV e V.e) I, II e IV.

15) A 10°C a solubilidade do nitrato de potássio é de 20,0g/ 100g H2O. Uma solução contendo 18,0g de nitrato de potássio em 50,0g de água a 25°C é resfriada a 10°C. Quantos gramas do sal permanecem dissolvidos na água?

16) (Unicamp-SP) A gasolina comercializada nos postos de serviço contém um teor padrão de álcool de 22% (volume/ volume); permitido por lei. O teste utilizado para verificar esse teor é feito da seguinte maneira:

50

A uma proveta de 100cm3 adicionam-se 50cm3 de gasolina, 50cm3 de água e agita-se. Formam-se duas fases distintas, ou seja, uma fase superior da gasolina e uma inferior de água mais álcool.

a. Qual é o teor de álcool presente numa gasolina de um posto cuja a fase aquosa (álcool + água) possuía 64 cm3?

b. Como esse teste, pode-se dizer que a gasolina vendida neste posto contém a quantidade de álcool

especificada pela lei?

17) (Fuvest-SP) A análise de uma carga de batatas indicou a presença média de 1,0 x 10 -5 mol de mercúrio por amostra de 25g examinada. A legislação proíbe a comercialização ou doação de alimentos com teores de mercúrio acima de 0,50ppm (mg/kg). Determine se esta carga deve ser confiscada. (Dado: massa molar do mercúrio: 220g/mol).

 18) Diferencie as dispersões quanto ao tamanho das partículas e algumas propriedades._______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

12) INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA

51

O ramo da química que estuda os compostos do carbono é chamado de química orgânica. Isto se deve ao fato de que, antigamente, pensava-se que as substâncias que continham carbono só eram produzidas pelo organismo dos seres vivos, graças à ação de um misterioso princípio chamado “força vital”. Mas, em meados do século XIX, Friedrick Wöhler obteve uréia em laboratório e Kolbe produziu ácido acético a partir de substâncias minerais, provando que essa misteriosa “força vital” não existia, já que a uréia e o ácido acético são compostos de carbono.

12.1. Estudo do Carbono e Cadeias Carbônicas

Os átomos de carbono podem ligar-se uns aos outros formando CADEIAS carbônicas. São conhecidos compostos com cadeias formadas por 2, 3, 4, 5... Até milhares de átomos de carbono.

As ligações entre átomos de carbono são ligações covalentes (pares de elétrons compartilhados).

Exemplos de compostos orgânicos:

O álcool que você usa como desinfetante, o álcool que você usa como combustível, álcool que você ingere nas bebidas alcóolicas, é um composto orgânico cuja molécula apresenta uma cadeia de 2 átomos de carbono.

O ácido do vinagre que você utiliza no preparo de saladas, maioneses, etc., é o ácido acético, cuja molécula apresenta uma cadeia de dois átomos de carbono

Ácido Acético

O explosivo da dinamite é a nitroglicerina , que é fabricada pela reação da glicerina com o ácido nítrico .A glicerina é um composto orgânico cuja molécula apresenta uma cadeia de três carbono.

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Ácido Nítrico

C3H6O - Acetona

A acetona líquida, utilizada para remover o esmalte das unhas, é um composto orgânico cuja molécula apresenta uma cadeia de três átomos de carbono:

C3H6O

C6H12O6 - Glicose

Nos hospitais, os doentes após operações cirúrgicas são alimentados com glicose sob a forma de soro (solução de glicose). A glicose é um composto orgânico cuja molécula apresenta uma cadeia de seis átomos de carbono

C6H12O6

Glicose

A coloração amarela da cenoura é dada por um pigmento vegetal chamado caroteno, cuja molécula apresenta uma cadeia de 40 átomos de carbono (C40H56). A coloração avermelhada do tomate maduro é dada por outro pigmento chamado" licopeno", cuja molécula também apresenta cadeia de 40 átomos de carbono (C40H56). A cadeia carbônica do caroteno é diferente da do licopeno, mas ambos são (C40H56).

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Petróleo

O petróleo é uma mistura contendo inúmeros compostos orgânicos, predominando os formados de carbono e hidrogênio (CxHy). Por destilação fracionada do petróleo são obtidos inúmeros produtos, tais como: gasolina, querosene, óleo diesel , óleos lubrificantes , parafinas, vaselina, asfalto, etc.

12.2. Características gerais dos compostos orgânicos

As ligações mais frequentes envolvendo os compostos orgânicos acontecem entre átomos de carbono e hidrogênio. Nesse caso, como a atração exercida sobre os elétrons é praticamente a mesma, não ocorre acúmulo de cargas elétricas (pólos). Portanto, essas ligações são apolares, originando compostos apolares.

Quando, na molécula de um composto orgânico existe outro elemento químico além de carbono e hidrogênio, suas moléculas poderão apresentar certa polaridade.

ou

Essa característica é, entre outras, responsável por algumas propriedades dos compostos orgânicos. Vejamos algumas delas:

12.2.1. Ponto de fusão e ponto de ebulição

A ausência ou a baixa polaridade é responsável pelos menores pontos de fusão e ebulição quando comparado com os inorgânicos. Também essa característica justifica que, à temperatura ambiente, os compostos orgânicos sejam encontrados nos três estados físicos, enquanto os compostos iônicos sejam encontrados somente no estado sólido.

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Fórmula C4H10 C2H6O C6H6O NaCl

Nome Butano EtanolFenol(ácido Fênico)

Cloreto de Sódio

Aplicação Gás de Isqueiro Álcool Comum Bactericida Alimentação

Ponto Fusão -138 oC - 115 oC 41 oC 801 oC

Ponto Ebulição

0 oC 78 oC 182 oC 1413 oC

Estado Físico(a 25 oC--1

atm)Gasoso Líquido Sólido Sólido

12.2.2. Solubilidade

Os compostos orgânicos apolares são praticamente insolúveis em água e tendem a se dissolver em outros compostos orgânicos apolares (semelhante tende a dissolver semelhante).

A graxa (orgânica) é removida quando a dissolvemos com gasolina (orgânica). No entanto, também existem compostos orgânicos polares, portanto solúveis em água. Alguns deles: açúcar, álcool comum, ácido acético (contido no vinagre), éter comum, etc.

12.2.3. Combustibilidade

A grande maioria dos compostos que sofrem combustão (queima) são de origem orgânica.

12.2.4. Encadeamento

Os átomos de carbono têm a propriedade de se unir, formando estruturas denominadas cadeias carbônicas. Essa propriedade é a principal responsável pela existência de milhões de compostos orgânicos.

Veja alguns exemplos de cadeias:

Importante: Uma cadeia carbônica pode apresentar, além de átomos de carbono, átomos de outros elementos, desde que estes estejam entre os á tomos de carbono. Os elementos diferentes do carbono que mais frequentemente podem fazer parte da cadeia carbônica são: O, N, S, P. Nessa situação, estes átomos são denominados HETEROÁTOMOS.

Existe outra maneira de representar a cadeia de um composto orgânico. Nesse tipo de representação, não aparecem nem os carbonos, nem os hidrogênios ligados aos carbonos. As ligações entres os carbonos são indicados por traços (-) localizando-se os carbonos nos pontos de inflexão (quinas) e nas extremidades dos traços.

55

ciclopropano

1-buteno

Podemos também simplificar por meio de índices;

ou

H3C - CH2 - O - CH2 - CH3 ou

Simplificando a representação dos H

C2H5 - O - C2H5 ou

C4H10O

Simplificando a representação dos C Fórmula Molecular

12.3. CLASSIFICAÇÃO DO CARBONO

Podem ser classificados de acordo com o número de outros átomos de carbono ligado a ele na cadeia:

Carbono Definição Fórmula Estrutural

PrimárioLigado diretamente, no máximo, a um outro carbono

SecundárioLigado diretamente a dois outros carbonos

56

TerciárioLigado diretamente a três outros carbonos

QuaternárioLigado diretamente a quatro outros carbonos

12.4. CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS

Cadeia carbônica

É o conjunto de todos os átomos de carbono e de todos os heteroátomos que constituem a molécula de qualquer composto orgânico.

a) Quanto à disposição dos átomos de carbono

CADEIA ABERTA, ACÍCLICA ou ALIFÁTICA

Apresenta pelo menos duas extremidades e nenhum ciclo ou anel.

CADEIA FECHADA ou CÍCLICANão apresenta extremidades e os

átomos originam um ou mais ciclos (anéis).

Podem ser subdivididas:

1) CADEIA ABERTA, ACÍCLICA ou ALIFÁTICA

Podem ser Normal (reta ou linear) e Ramificada

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CADEIA NORMAL, RETA OU LINEARApresenta apenas duas extremidades e

seus átomos estão dispostos numa única seqüência.

CADEIA RAMIFICADAApresenta no mínimo três

extremidades e seus átomos não estão dispostos numa única seqüência.

2) CADEIAS FECHADAS OU CÍCLICAS

Podem ser: Aromáticas ou Alicíclicas (não aromáticas)

CADEIAS AROMÁTICASSão aquelas que apresentam pelo

menos um anel benzênico

CADEIAS ALICÍCLICAS ou NÃO AROMÁTICAS

São cadeias que não apresentam o núcleo aromático ou benzênico

Benzeno

Obs.: As cadeias carbônicas cuja estrutura apresentar extremidades livres e ciclos são denominadas mistas.

58

b) Quanto à ligação entre os átomos de carbono

Podem ser Saturada ou Insaturada (não saturada)

CADEIA SATURADAApresenta somente ligações simples

entre os átomos da cadeia

CADEIA INSATURADA ouNÃO SATURADA

Apresenta pelo menos uma dupla ou tripla ligação entre átomos da cadeia.

c) Quanto à natureza dos átomos que compõem a cadeia Podem ser classificadas em HOMOGÊNEA ou HETEROGÊNEA

CADEIA HOMOGÊNEAÉ constituída somente por átomo de

carbono.

CADEIA HETEROGÊNEAApresenta pelo menos um heteroátomo na

cadeia.

59

Ácido Fênico

12.5. Funções orgânicas

12.5.1. HidrocarbonetosPossuem apenas átomos de hidrogênio e carbono em sua estrutura.

Nomenclatura: Prefixo + intermediário + o

Alcanos ou parafinas – apresentam cadeia aberta e saturada.

metano etano n-butano

Fórmula geral: CnH2n+2

Alcenos, alquenos ou olefinas – apresentam cadeia aberta contendo uma dupla ligação.

propeno eteno

Alcinos ou alquinos – Apresentam cadeia aberta contendo uma tripla ligação.

2-butino propino

Alcadienos, dienos ou diolefinas – Apresentam cadeia aberta, contendo duas duplas ligações.

1,3-butadieno propadieno

Ciclanos ou cicloparafinas – Possuem cadeia carbônica fechada (alicíclica) e saturada.

60

ciclohexano

Ciclenos ou cicloalquenos – apresentam cadeia carbônica fechada, contendo uma dupla ligação no anel.

ciclohexeno

Hidrocarbonetos aromáticos – Apresentam pelo menos um anel benzênico.O composto mais simples é o benzeno.

tolueno ou naftaleno benzeno metil-benzeno

12.5.2. Álcoois

Apresentam o radical –OH (hidroxila) ligado ao carbono saturado.

Nomenclatura: IUPAC: prefixo + intermediário + ol USUAL: álcool + nome do radical + ico

ciclopropanol etanol

Mono-álcool:

etanolDi-álcool:

propanodiolTri-álcool:

propanotriol

61

EnóisApresentam hidroxila (-OH) em carbono insaturado por dupla ligação.

propenol etenol ou álcool vinílico

12.5.3. Fenóis –

Apresenta a hidroxila ligada a um carbono do anel aromático.

Nomenclatura: designa-se a hidroxila (com menor número). Nome hidróxi + nome da cadeia.

fenol ou 1-hidroxi-2-metilbenzeno ou hidroxibenzeno o-hidroxitolueno ou o-cresol

12.5.4. Haletos de alquilaSubstituindo um ou mais hidrogênio de um hidrocarboneto por átomos de flúor, cloro, bromo, iodo, ou seja, por um halogênio, teremos um haleto orgânico ou derivado halogenado de hidrocarboneto.IUPAC: nome do halogênio + nome da cadeiaUSUAL: Haleto + nome do radical

tri-cloro-metano ou di-fluor-metano cloro-benzeno tricloreto de metil (a) difluoreto de metil(a) cloreto de fenil (a)

12.5.5. ÉteresApresenta um átomo de oxigênio entre dois átomos de carbono.IUPAC: Prefixo do lado menor + oxi + nome do hidrocarboneto do lado maiorUSUAL: Éter + grupo menor + grupo maior + ico

éter metil-etílico éter di-metílico metoxi-etano metoxi-metano

12.5.6. Aldeídos

Apresenta o grupo funcional chamado carbonila (-C=O), que deve estar no final da cadeia e ligada a pelo menos um hidrogênio.Nome: prefixo + terminação al

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metanal ou etanal formaldeído ou formol

12.5.7. Cetonas - Apresentam o radical carbonila ligado a dois átomos de carbono.

propanona ou difenilcetona metiletilcetona ou dimetilcetona 2-butanona

Nomenclatura: dá-se o nome dos radicais ligados ao grupo carbonila em ordem crescente de complexidade, seguido da palavra cetona. Ou dá-se o nome do prefixo + intermediário + terminação ona. Não esquecendo de identificar onde está o grupo funcional, quando tiver quatro carbonos ou mais.

12.5.8. Ácidos carboxílicosSão ácidos orgânicos e apresentam o radical funcional (-COOH) carboxila.Na nomenclatura oficial, emprega-se a terminação óico ao nome da cadeia carbônica principal, este deve ser precedido da palavra ácido, do prefixo do nome e das posições das ramificações. Caso seja necessário, considera-se C1 o carbono da carboxila. Pode-se considerar o carbono vizinho à carboxila como C2 ou carbono α.

Ácido metanóico ácido α-metilbutanóico ou ácido etanóico ou ácido acético Ácido 2-metilbutanóico

12.5.9. Derivados de ácidos carboxílicos

Sais de ácidos carboxílicosComo ácidos, podem sofrer neutralização por meio de uma base.

+ NaOH + H2O

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Exemplos:

propanoato de potássio benzoato de amônio

Nomenclatura: dá-se o nome do radical obtido pela retirada do H da hidroxila do ácido + terminação ato + nome do cátion que o substitui.

ÉsteresSão compostos que resultam da reação de um ácido carboxílico com um álcool.

+ ácido etanóico ou metanol ou etanoato de metila ou ácido acético álcool metílico acetato de metila

Nome: os nomes oficiais e usuais consideram os ésteres como se fossem sais, substituindo a terminação ico do ácido correspondente por ato.

Nome do radical proveniente do ácido + ato + de + nome do radical proveniente do álcool.

Anidridos de ácidos carboxílicosSão compostos obtidos em geral pela desidratação intermolecular (entre moléculas) de ácidos carboxílicos.Na nomenclatura oficial e usual: nome anidrido + nome do ácido corespondente.

+ + H2Oácido etanóico anidrido etanóico

Amidas

Apresentam o grupo funcional .Nos nomes oficiais e usuais, substitui-se a terminação do nome do ácido derivado pela palavra amida.

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Exemplos:

metilpropanamida benzamida etanamida

Haletos de acila (derivados de ácidos carboxílicos)São derivados de um ácido carboxílico pela substituição do –OH por um halogênio (F, Cl, Br ou I).As nomenclaturas oficial e usual desses compostos utilizam o nome haleto seguido do nome do radical acila.

Iodeto de benzoíla Brometo de etanoíla cloreto de metanoíla

12.5.10. AminasSão compostos que podem ser considerados derivados da amônia (NH3) pela substituição de um, dois ou três hidrogenios por radicais obtidos de hidrocarbonetos. As aminas podem ser primárias, secundarias ou terciária,quanto ao número de hidrogenios substituídos da amônia. IUPAC:são dados os nomes dos radicais que estão substituindo os hidrogênios da amônia, em ordem crescente de complexidade, seguido do nome amina.

Aminas primárias Aminas secundárias Aminas terciárias

Metilamina

dimetilamina

trimetilamina

Etilamina

dietilamina dietilmetilamina

Propilamina

eetilpropilaminaetil-dimetilamina

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Fenilamina

fenilmetilaminaetil-fenil-metilamina

12.5.11. NitrilasCompostos que apresentam o radical - .IUPAC: coloca-se o nome do composto derivado do hidrocarboneto + nome nitrila.USUAL: dá-se o nome do radical - como cianeto seguido do nome do radical do hidrocarboneto.

etanonitrila cianeto de metila cianeto de fenila

12.5.12. NitrocompostosSão caracterizados pela presença do radical –NO2 (nitrogrupo).IUPAC: nitro + nome do hidrocarboneto derivado

Exemplos:

nitrobenzeno nitrometano 1-nitrometilpropano trinitrotolueno(TNT)

12.5.13. Compostos OrganometálicosSão compostos orgânicos que apresentam metais ligados carbono. Dá-se o nome dos radicais seguido do nome do metal.

tetraetilchumbo

Nas sínteses orgânicas, são de grande importância os reagentes de Grignard, constituídos de magnésio, halogênio e um radical orgânico. Estes são considerados como sais de magnésio, em sua nomenclatura, intercala-se o nome do radical do hidrocarboneto.

Cloreto de brometo de Brometo de cloreto de Metilmagnésio etilmagnésio fenilmagnésio isopropilmagnésio

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12.6. Tabela de prefixos de compostos orgânicos

No. de átomos de C (prefixo) Saturação ou instauração da cadeia

Terminação característica da função

1C MET Saturada an Hidrocarboneto o2C ET 1 dupla en Álcool ol3C PROP 2 duplas dien Aldeído al4C BUT 1 tripla in Cetona ona5C PENT Ácido carboxílico óico6C HEX Ésteres ato7C HEPT Sais orgânicos ato8C OCT Anidrido óico9C NON Haletos de acila óila10C DEC

12.7. COMPOSTOS DE CARBONO SINTETIZADOS PELOS SERES VIVOS

São muitas as substancias sintetizadas no interior dos organismos vivos (animais e vegetais). Estudaremos apenas as proteínas, os glicídios (açucares) e os lipídios (gorduras), por serem mais importantes e mais abundantes. Esses compostos que iremos estudar, na verdade, são formados a partir de outros compostos de carbono já estudados.

1. As proteínas

São grandes moléculas formadas pela associação de muitos aminoácidos. Na natureza, existem cerca de 20 aminoácidos diferentes. A diferença está nos cerca de 20 radicais diferentes que podem estar presentes.

AMINOÄCIDOS

GLICINA – VALINA – ISOLEUCINA – TREONINA – FENILALANINA – ÁCIDO ASPÁRTICO – LISINA – HISTIDINA – METIONINA – GLUTAMINA – ALANINA –LEUCINA – SERINA – TIROSINA – TRIPTOFANO – ÁCIDO GLUTÂMICO – ARGININA – CISTEÍNA – ASPARAGINA – PROLINA.

Os seres humanos têm aproximadamente 5.000.000 de proteínas diferentes. Todas essas proteínas e muitas outras que formam o corpo dos demais seres vivos são constituídas pelas combinações dos 20 tipos de aminoácidos citados acima.

2. Lipídios

Os lipídeos são os óleos (líquido), as gorduras (sólido) e as ceras (sólido).As gorduras e os óleos são formados por um glicerol (álcool) e por três ácidos graxos. De acordo com os ácidos graxos, temos óleos ou gorduras diferentes.

+ 3 ácidos graxos = óleos ou gorduras glicerol (álcool)

As ceras são lipídeos formados também por ácidos graxos, mas o álcool não é o glicerol, e sim, um álcool com longa cadeia de carbono, o que dá a consistência dura das ceras.

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3. Glicídios

Os glicídios (açucares) são os principais produtos da fotossíntese. Na verdade, uma molécula de açúcar

é um álcool com um grupo aldeído ( ) e grupo cetona (C=O).

glicose frutose (possui grupo aldeído) (possui grupo cetona)

Os açucares são moléculas pequena, mas podem se reunir, formando grandes aglomerados, como é o caso do amido (cerca de 1000 moléculas de glicose) e da celulose (cerca de 10000 moléculas de glicose). Essas substâncias são muito abundantes na natureza. Os açucares menores são doces. É o caso da glicose, da frutose, da sacarose e outros.

EXERCÍCIO

1) Por que o estudo dos compostos de carbono é também chamado de química orgânica?__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2) Quem produziu pela primeira vez, em laboratório, um composto orgânico?__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3) Preencha as lacunas:

a) Os hidrocarbonetos são compostos formados por _______________ e _______________.b) Os álcoois são compostos _________________ de carbono.c) Os aminoácidos são compostos __________________ de carbono.d) As proteínas são associações de muitos ___________________.e) Os lipídios são compostos de carbono formados por um _________________ e três

____________________.f) As ceras são lipídios cujo álcool possui uma ______________ cadeia de carbono.g) Os dois grandes reservatórios de compostos de carbono na natureza são o ________________ e a

_____________. 4) Cruzadinha:

1. Álcool que entra na formação de lipídios2. Combustível derivado do petróleo3. Composto formado por carbono e hidrogênio4. Cientista que sintetizou em laboratório ácido acético a partir de sais minerais.5. Composto oxigenado de carbono usado na preservação de cadáveres.

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6. Gás muito usado como combustível.7. Composto oxigenado de carbono usado para remover esmalte.

5) Dê titulo as definições abaixo:

a) Compostos orgânicos simples, formados por átomos de carbono e hidrogênio._______________________________________________________________________________________

b) Compostos de carbono formados por átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio._______________________________________________________________________________________

c) Compostos de carbono que tem em sua molécula um grupo amina (NH2) e um grupo ácido (COOH)._______________________________________________________________________________________

d) Grandes moléculas formadas pela associação de muitos aminoácidos._______________________________________________________________________________________

e) Composto formado pela associação de um álcool com ácidos graxos._______________________________________________________________________________________

f) Principais produtos da fotossíntese._______________________________________________________________________________________

6) O ácido hidróxi-etanóico, também conhecido por ácido glicólico, é bastante utilizado atualmente em cosméticos. Sua fórmula estrutural é:

Sobre essa molécula é CORRETO afirmar que sua cadeia carbônica apresenta:

a) insaturação;b) hetoroátomo;c) só carbonos primários;d) carbono assimétrico;e) carbono secundário;

7) Na estrutura do 1, 3-pentadieno, o número de carbonos insaturados é:

a) 1b) 2c) 3d) 4e) 5

8) Observe a fórmula abaixo. As quantidades totais de átomos de carbono primário, secundário e terciário são respectivamente:

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1 C2 A3 R4 B5 O6 N7 O

a) 5, 2 e 2.b) 3, 2 e 2.c) 3, 3 e 2.d) 2, 3 e 4.e) 5, 1 e 3.

9) Na estrutura do 1,3-pentadieno, o número de carbonos insaturados é: a) 1b) 2c) 3d) 4e) 5

10) O ácido acetil-salicílico de fórmula:

Um analgésico de diversos nomes comerciais (AAS, Aspirina, Buferin e outros), apresenta cadeia carbônica:

a) acíclica, heterogênea, saturada, ramificada.b) mista, heterogênea, insaturada, aromática.c) mista, homogênea, saturada, alicíclica.d) aberta, heterogênea, saturada, aromática.e) mista, homogênea, insaturada, aromática. 11) O 1, 2- benzopireno, mostrado na figura adiante, agente cancerígeno encontrado na fumaça do cigarro é um hidrocarboneto:

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a) aromático polinuclear.b) aromático mononuclear.c) alifático saturado.d) alifático insaturado.e) alicíclico polinuclear.

12) Na fabricação de tecidos de algodão, a adição de compostos do tipo N-haloamina confere a eles propriedades biocidas, matando até bactérias que produzem mau cheiro. O grande responsável por tal efeito é o cloro presente nesses composto.

A cadeia carbônica da N-haloamina acima representada pode ser classificada como:

a) homogênea, saturada, normal b) heterogênea, insaturada, normalc) heterogênea, saturada, ramificadad) homogênea, insaturada, ramificada

13) Os compostos abaixo pertencem, respectivamente, às funções:

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a) cetona, álcool, álcoolb) cetona, álcool, fenolc) aldeído, álcool, álcoold) ácido carboxílico, fenol, álcoole) ácido carboxílico, álcool, fenol

14) O nome do composto a seguir, que pode ser usado para dar o sabor "morango" a balas e refrescos é:

a) etanoato de butila.b) butanoato de etila.c) ácido etil-n-propil-metanóico.d) propanoato de metila.e) butanoato de metila.

15) As estruturas abaixo são, respectivamente, representantes das seguintes classes de compostos orgânicos:

1 2 3 4 5

Analisando as estruturas apresentadas, temos: A. anidrido, éter, amina, éster, cetona.B. éter, anidrido, amina, éster, éster.C. anidrido, éter, amida, éster, aldeído.D. anidrido, éter, amida, éster, cetona.E. éter, éter, amida, cetona, éster.

16) (Fuvest-2002) As figuras abaixo representam moléculas constituídas de carbono, hidrogênio e oxigênio.

Elas são, respectivamente:

a) etanoato de metila, propanona e 2-propanol.b) 2-propanol, propanona e etanoato de metila.c) 2-propanol, etanoato de metila e propanona.d) propanona, etanoato de metila e 2-propanol.e) propanona, 2-propanol e etanoato de metila.

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TABELA PERIÓDICA

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