as dispersões podem serfiles.professoragratianequimica.webnode.com.br/200000082-c7454c83e0... ·...
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São misturas homogêneas de duas ou mais
substâncias. Nas soluções o disperso recebe o
nome de soluto e o dispersante de solvente.
São sistemas nos quais uma substância esta
disseminada sob a forma de pequenas
partículas numa segunda substância. Disperso
é a primeira substância e a segunda e o
Dispersante.
Soluto: Em uma solução, as partículas do
soluto são átomos, íons ou moléculas
totalmente dissolvidas no solvente.
Solvente: é aquele que dissolve o Soluto.
Exemplo: água mineral
Polaridade:
Semelhante dissolve semelhante
Uma substância polar tende a se dissolver
num solvente polar e uma substância apolar
num solvente apolar. Exemplo:
NaCl em H2O (ambos são polares).
I2 em CCl4 (ambos são apolares).
De acordo com a Fase de Agregação
Soluções sólidas: aliança de ouro
Soluções líquidas: água mineral
Soluções gasosas: ar atmosférico
De acordo com a natureza do soluto
Soluções moleculares: quando as partículas
dispersas são moléculas,
Ex: moléculas de açúcar (C12H22O11) em água.
Soluções iônicas: quando as partículas dispersas
são íons. Ex: os íons do sal de cozinha Na+
e Cl-
em água.
As dispersões podem ser classificadas, com
base na dimensão média das partículas da fase
dispersa.
Quando as partículas dispersas têm até 1nm
(10-9
m) de diâmetro. Não é possível ver as
partículas dissolvidas nem com microscopia
eletrônica. Exemplos: Solução de sal em água;
solução de açúcar em água.
Colóides ou dispersão coloidal: quando as
partículas dispersas têm entre 1nm e 100nm de
diâmetro. São misturas que a olho nu aparentam
ser homogêneas, mas na realidade não o são. Ex:
sangue humano, fumaça, gelatina.
Quando as partículas dispersas têm mais de
100nm de diâmetro. É possível ver as partículas
a olho nu. Ex: água e areia.
Observação: 1 nm (nanômetro) = 10-9
metros
1 nm (angstron) = 1O Å = 10-10
metros
É a quantidade máxima de soluto capaz de se
dissolver em uma quantidade fixa de solvente
sob certas condições de temperatura e pressão.
Ex: o coeficiente de solubilidade do KNO3 em
água é 31,6g de KNO3 para 100g de H2O a 20ºC.
51
Mg(HCO3)2
NaHCO3
KHCO3
H2O
Ca(HCO3)2
Com base no coeficiente de solubilidade de
um soluto em determinado solvente se
classifica as soluções em:
(a) Solução Insaturada: Dizemos que uma
solução é insaturada, quando ela contém uma
quantidade de soluto inferior ao seu
coeficiente de solubilidade na temperatura que
se encontra a solução.
Observação: todos os pontos do gráfico que
estão abaixo da curva de solubilidade
correspondem a concentrações de soluções
insaturadas
Dependendo da quantidade de soluto em
relação à quantidade de solvente, uma solução
insaturada pode ser classificada em:
- Solução Diluída: A quantidade de soluto
dissolvida na solução é bem abaixo do
coeficiente de solubilidade.
- Solução Concentrada: A quantidade de
soluto dissolvido na solução é bem próximo
do coeficiente de solubilidade.
(b) Solução Saturada: Dizemos que uma
solução é saturada quando ela contém uma
quantidade de soluto igual ao seu coeficiente
de solubilidade na temperatura em que se
encontra a solução.
Se acrescentarmos 36,0g de NaCl a 20ºC
todo o sal irá se dissolver na água e a solução
será saturada sem a presença de corpo de
fundo.
Se acrescentarmos 38,0g de NaCl em 100g
de água a 20ºC, apenas 36,0g do sal irá se
dissolver na água e 2,0g do sal precipitará para
o fundo do recipiente. A solução obtida será
saturada com presença de corpo de fundo.
(c) Solução Supersaturada: Uma solução é
supersaturada quando contém uma quantidade
de soluto superior ao seu coeficiente de
solubilidade na temperatura que se encontra.
A solução supersaturada é instável, e a
mínima perturbação do sistema faz com que o
Excesso de soluto sofra cristalização. Nesse
caso, a solução torna-se saturada em presença
de corpo de fundo.
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É a representação gráfica dos coeficientes de
solubilidade de uma solução em função da
temperatura
Supersaturada
Saturada
Insaturada
Temperatura/ºC
Gráfico de dissolução Endotérmica
Curva de solubilidade do KNO3 em
água em função da temperatura
160 -
140 - 120 - 100 - 80 -
60 -
40 -
20 -
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura/ºC
Quando o aumento da temperatura provoca um
aumento da solubilidade ou do coeficiente de
solubilidade. A dissolução endotérmica ocorre
com absorção de energia e é favorecida pelo
aumento da temperatura.
Gráfico de dissolução Exotérmica
Curva de solubilidade do Ca(OH)2 em
água em função da temperatura
0.200 -
0.180 - 0.160 - 0.120 - 0.100 -
0.060 -
0.040 -
0.020 -
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
Temperatura/ºC
Quando o aumento da temperatura provoca
uma diminuição da solubilidade ou do
coeficiente de solubilidade. Ocorre com
liberação de energia e por isso é inibida pelo
fornecimento de energia térmica.
Gráfico de Compostos Hidratados
Curva de solubilidade Na2SO4 .10 H2O e do Na2SO4
50 - Ponto de Inflexão
40 -
30 -
20 -
10 -
Temperatura/ºC
O 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
Gráfico da solubilidade
de gases em líquidos
Os gases em geral são poucos solúveis em
líquidos. Podemos tomar como exemplo lL de
água dissolve apenas 19mL de ar em
condições ambientes.
Efeito da Temperatura
A solubilidade do gás no líquido sempre
diminui com o aumento da temperatura. Por
isso os peixes não vivem bem em águas
quentes, pois tem pouco oxigênio dissolvido.
0,006 -
0,005 - O2
0.004 -
0,003 -
0,002 - N2
0,001 -
O 10 20 30 40 50
Efeito da Pressão
A pressão só influi na solubilidade de
solutos gasosos. Praticamente não influi na
solubilidade de solutos sólidos ou líquidos.
Aumentando-se a pressão sobre o gás
estaremos empurrando o gás para dentro do
líquido, portanto, a solubilidade do gás
aumenta.
Em temperaturas constantes a solubilidade de
um gás é diretamente proporcional à pressão
do gás.
Nas expressões adotamos a seguinte convenção
para diferenciar soluto, solvente e solução.
Soluto Índice (1)
Soluto Índice (2)
Solução não terá índice
n1 = Quantidade de matéria do soluto
m2 = massa do solvente
V = Volume da solução
Essa convenção está relacionada ao proce-
dimento correto em laboratório. O soluto (1) é
colocado primeiro no recipiente o solvente (2) é
acrescentado depois para complementar deter-
minado volume da solução.
1) Titulo ou Porcentagem
em massa ou volume
a) Titulo em massa: É a relação entre a massa do
soluto e a massa da solução.
b) Titulo Percentual ou Percentagem em massa:
É a relação entre o volume do soluto e o volume
da solução.
ou
c) Titulo em volume: é a relação entre o volume
do soluto e o volume da solução.
Onde V ≠ V1 + V2
Como a relação entre a massa é feita sempre
numa mesma unidade o título sempre será um
número puro e menor que a unidade, pois a
massa do soluto é sempre menor que a massa da
solução. Quando dizemos que uma solução
possui um título igual a 0,25, isso significa que a
unidade de massa do solvente é de 0,75. É um
valor que varia entre 0 e 1. Por este motivo que
geralmente é escrito na forma percentual ou
percentagem em massa do soluto.
53
m2+= m1mEm que
m1=T
+ m2
m1Logo
=T% 100 T.=T m1% 100 .
m
=TV
v1
=Tm1
m
Quando calculamos o titulo em volume, o
volume da solução (V) não é sempre igual à
soma do volume do soluto com o volume do
solvente, porque ao misturarmos água e álcool
etílico ocorre uma contração de volume, ou
seja, o volume da solução V é menor que a
soma dos volumes. Quando dizemos, por
exemplo, que uma solução de água dissolvida
em álcool etílico apresenta título em volume
igual a 0,04 ou 4% isso significa que, de cada
100 unidades de volume da solução, apenas 4
unidades de volume são de soluto nesse caso,
a água.
2) Concentração Comum ou
Concentração em g/l
A concentração em massa (C) indica a quanti-
dade de soluto (m1) que se encontra dissolvida
em um volume-padrão de solução (V).
Simplificamente podemos escrever:
Quando dizemos, por exemplo, que uma
solução possui concentração igual a 150g/L,
isso significa que em cada litro de solução, há
150g de soluto dissolvido.
3) Densidade
A densidade (d) de uma solução é a relação
entre a massa (m) e o volume (V) dessa
solução.
Simplificamente podemos escrever:
A densidade da solução é geralmente ex-
pressa em g/mL, mas também pode ser
expressa em g/L, g/cm3, etc.
Quando dizemos que uma solução apresenta,
por exemplo, densidade igual a 0,8g/mL, isso
significa que cada 1 mL da solução tem massa
igual a 0,8g.
Relação entre as expressões físicas
Observando atentamente as expressões da
concentração (C), da densidade (d) e do título
em massa (T), verificamos que é possível
relacionar todas elas numa única expressão.
54
Acompanhe:
Portanto, podemos escrever:
Portanto, podemos escrever:
Substituindo na expressão da concentração em
massa, teremos:
Se a concentração estiver expressa em g/L e a
densidade em g/mL, basta multiplicar a
densidade por 1000, pois 1L = 1000mL. Nesse
caso, temos:
C (g/L) = 1000. d (g/mL) .T
4) Concentração em quantidade de matéria
por volume, concentração molar,
concentração mol/L ou simplesmente
molaridade
É a razão entre o número de mols de soluto e o
volume de solução dado em L.
Como Então:
Unidade
Mol/L ou Molar
M = Molaridade;
n1= número de mols de soluto;
V= Volume da solução (litros);
m1= massa do soluto (gramas);
M1 ou Mol = massa molar do soluto.
Quando se diz, por exemplo, que uma solução
apresenta concentração em quantidade de
matéria igual a 2,5 mol/L, isso significa que
existem 2,5 mol de soluto a cada litro de
solução.
=Tm1
m
m1 = T m.d =
m
V
d=
mV
d=Cm
.mT .=C T d.
T m.
d
mC =C =
m1
V
n1 =m1
M1
g/LV
m1=C
d =m
Vg/mL
.VM =
m1
M1
(g)
(g/mol) (L)
(L)V=M
n1
Relação entre concentração
comum e molaridade
e
Dividindo a concentração comum pela
molaridade temos:
Simplificando a massa pelo volume
5) Fração em quantidade de matéria ou
Fração Molar
A fração em quantidade de matéria de soluto
(X1) em uma solução é a relação entre a
quantidade de matéria do soluto (n1) é a
quantidade de matéria da solução (n).
X1 = Fração molar do soluto
X2 = Fração molar do solvente
n1 = número de mols de soluto
n2 = número de mols de solvente
Por ser uma relação entre quantidades de
matéria, X1 e X2 são sempre números
adimensionais e menores que a unidade.
X1 + X2 = 1
Se uma solução é feita de dois ou mais solutos
diferentes, cada soluto terá a sua respectiva
fração em quantidade de matéria na solução.
6) Equivalente-grama (Eq-g)
Equivalente-grama para um
elemento químico
K é o nox do elemento químico em módulo
Ex: cálcio Ca E = M1/K E = 40/2 = 20g
Equivalente-grama para uma
substância simples
K é a valência do elemento que forma a
substância, multiplicada pelo número de vezes
que ele aparece na fórmula.
Ex: gás flúor F2
E = M1/K E = 38/1.2 E = 19g
Equivalente-grama de um ácido
Pode ser calculado pela razão entre a massa
molar do composto anidro (não ionizado) e o
número de hidrogênios ionizáveis.
E = Equivalente-grama
M1 = Massa Molar
K = número de hidrogênios ionizáveis
unidade eq-g
Equivalente-grama de uma base
O equivalente-grama de uma base é calculado
pela razão entre a massa molar dessa base e o
número de grupos hidróxidos, OH-1
.
E = Equivalente-grama
M1 = Massa Molar
K = número de grupos OH-1
unidade eq-g
Equivalente-grama de um sal
O equivalente-grama de um sal é calculado
pela razão entre a massa molar desse sal e a
carga total de cátion ou de ânions em módulo.
E = Equivalente grama
M1 = Massa molar
K = módulo do produto x.y
unidade eq-g
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X1 =n1
nX1 =
n1
n2+n1
X1 =
+m1 m2
M1 M2
M1
m1
X2n2
n= X2
n2
n1 + n2=
X2 =
+m1 m2
M1 M2
m2
M2
.V
M m1
M1
C=
m1
V
V..
m1
=C M1m1
M
V.
C =m1
V
=C
M1M
.VM =
m1
M1
MM1C = .
KE
M1=
KE
M1=
KE
M1=
7) Número de equivalente-grama (eq-g)
Calcula-se o número de equivalentes-gramas
em uma massa qualquer de determinada
substância pela razão entre essa massa (m) em
gramas e a massa de 1 equivalente-grama (E)
da substância.
e = nº de equivalente grama
m = massa da substância(g)
E = 1 equivalente grama
8) Normalidade
A normalidade (N) é a relação entre o número
de equivalentes-gramas do soluto (e1) e o
volume da solução em litro (V).
Quando se diz que a normalidade, por
exemplo, possui 2,5 eq/L ou que a solução é
2,5 normal (2,5 N), isso significa que em cada
litro de solução há 2,5 equivalentes-gramas de
soluto.
Relação entre
Normalidade (N) e Molaridade (M)
e
Sabendo que:
Portanto:
Relação entre Normalidade (N) e
(C) concentração em massa
Temos que: e
Portanto: ou
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Diluição de Soluções
Diluir uma solução significa acrescentar
solvente a essa solução de modo a
diminuir a sua concentração. A quantidade
de soluto permanece inalterada.
1 2
V2 = V1 + Vadicionado
Misturas de Soluções
Na mistura de soluções de um mesmo
soluto, sem reação química, obtemos uma
nova solução, onde a solução é intermediária
as concentrações misturadas.
A + B C
O volume final é a soma dos volumes
de todas Soluções intermediárias
Titulação
Titulação: Em geral utiliza-se um ácido para
titular uma base e vice-versa. No instante em
que ocorre a neutralização ácido-Base total
(ponto de viragem), verifica-se a mudança de
cor de um indicador (geralmente Fenolftaleína).
A = ácido B = base
n° eq-g = V. N
Na.Va = Nb.Vb
Xa.ma.Va = Xb. mb.Vb
e =m(g)
(g/eq)E
=(g)
(g/eq)N
V(L)
m1
E1 .
(L)V
e1N =
E1
m1e1 =
KE1
M1=
=N .K M
=NV(L)
m1
E1.
(L)M1
KV
m1
.N =
(L)
=N. m1
V
K
M1.
(L).VM =
m1
M1
=NV(L)
m1
E1. (L)V
m1=C
=NE1
CE1.N=C
C1 > C2
V1 < V2
m1(soluto) = m2(soluto)
C1.V1 = C2.V2
M1.V1 = M2.V2
N1.V1 = N2.V2
Cc.Vc = Ca.Va Cb.Vb +
+Nc.Vc = Na.Va Nb.Vb
Mc.Vc = Ma.Va Mb.Vb +
Propriedades coligativas das soluções
Significado: A água pura mantém temperatura
constante durante a ebulição 100ºC ao nível do
mar, o que não acontece se a ela misturarmos
sal. Nesse caso a água inicia a ebulição a
temperatura superior a 100ºC. Dizemos que a
temperatura de ebulição é uma propriedade
coligativa.
Propriedades coligativas: São aquelas que
surgem com a presença de um soluto e
dependem única e exclusivamente do número
de partículas que estão dispersas na solução,
não dependendo da natureza do soluto. Isso
significa dizer que a quantidade de partículas
que estão dispersas na solução é que irá
influenciar na intensidade das propriedades
coligativas.
Pressão máxima de vapor: É a pressão que
seu vapor exerce num recipiente fechado
quando se está em equilíbrio com o líquido, a
uma certa temperatura.
- Quanto maior a temperatura, maior a pressão
de vapor de uma substância.
- Quanto mais volátil uma substância, maior a
sua pressão de vapor, ou seja, entram em
ebulição antes.
- Maior pressão de vapor implica atingir o
ponto de ebulição mais rápido.
- Quando a pressão de vapor se iguala a
pressão externa local o líquido entra em
ebulição.
- A pressão atmosférica diminui conforme a
altitude aumenta, ou seja, quanto maior a
altitude menor a pressão atmosférica.
- O tempo de cozimento dos alimentos
aumenta quando a pressão externa diminui.
Efeitos coligativos
Tonoscopia
Abaixamento da pressão máxima de vapor
de um solvente causado pela adição de um
soluto não-volatil.
Ebulioscopia
Aumento do ponto de ebulição do solvente
causado pela adição de um soluto não-volátil.
Crioscopia
Abaixamento do ponto de solidificação do
solvente causado pela adição de um soluto não-
volátil.
Osmocopia
Pressão osmótica: Líquidos podem aparecer
separados por uma membrana semipermeável. A
membrana semipermeável é uma barreira fina
que permite a passagem de certas espécies
atômicas, mas de outras não neste caso, permite
a passagem de moléculas do solvente e do
Soluto não.
Osmose: Passagem do solvente do meio mais
diluído para o meio mais concentrado através de
uma membrana semipermeável.
Diagrama de fases
Diagrama de fases e o ponto triplo característico
de cada substância.
O ponto exato em que as curvas da variação
das temperaturas de ebulição e de solidificação
em função da pressão de vapor coincidem é
denominado ponto triplo da substância e
representa o equilíbrio entre as fases sólida,
líquida e vapor.
Exemplo: Para a água, isso ocorre quando a
pressão é igual a 4,579mmHg e a temperatura é
igual a 0,0098ºC.
760
4,579
0 0.0098 100 t/ºC
No ponto triplo coexistem as 3 fases
fase sólida fase líquida fase vapor
Na curva de sublimação coexistem as fases
fase sólida fase vapor
Na curva da solidificação coexistem as fases
fase sólida fase líquida
Na curva de ebulição coexistem as fases
fase líquida fase vapor
57
A termoquímica é a parte de uma ciência
denominada termodinâmica que estuda as
trocas de calor entre o sistema e o meio
ambiente. Desenvolvida durante uma reação
química.
» Conceitos
» Sistema: parte isolada do universo físico
cujas propriedades estão sendo estudadas.
» Fronteira: são os limites que definem o
espaço físico do sistema, separando-o do resto
do universo.
» Meio ambiente: é a porção do universo que
rodeia as fronteiras do sistema e que pode, na
maioria dos casos, interagir com o sistema.
» Calor: é a energia que é diretamente
transferida de um sistema para outro, ou entre
o sistema e o meio. Normalmente é medido
em cal ou Kcal.
» Temperatura: medida da energia cinética
média das partículas de um corpo qualquer
que estamos considerando.
Entalpia (H)
É o calor trocado a pressão constante
Variação da entalpia (ΔH)
É o calor liberado ou absorvido em uma
reação a pressão constante.
Variação de entalpia ΔH: é a diferença entre
a entalpia dos produtos e a entalpia dos
reagentes.
Reagente → Produto
↓ ↓
Inicio Fim
ΔH = H(fim) – H(inicio)
ΔH = H(produto) – H(reagente)
ΔH = HP – HR
Unidades: Caloria (cal) e Joule (J) ou em um
dos seus múltiplos como quilojoule (KJ).
1 cal = 4,18J ou 1 Kcal = 1 KJ
Classificação
As reações podem ser classificadas como
58 endotérmicas ou exotérmicas.
São aquelas que liberam energia
na forma de calor.
A + B → C + D + calor
Numa reação exotérmica, a entalpia dos
reagentes é maior do que a entalpia dos produtos
uma vez que ocorre liberação de energia.
Reação exotérmica: HR > HP
Sendo, ΔH = HP - HR
Concluímos que: ΔH < O (-)
Reação exotérmica representada em gráfico.
H
A + B
HR
AH < O C + D
HP
Caminho da Reação
São aquelas que absorvem energia
na forma de calor.
A + B + calor → C + D
Numa reação endotérmica a entalpia dos
produtos é maior que a entalpia dos reagentes
uma vez que ocorre absorção de energia.
Reação endotérmica: HR < HP
Sendo, ΔH = HP - HR
Concluímos que ΔH > O (+)
Reação endotérmica representada em gráfico.
H
C + D
HP
A + B AH > O
HR
Caminho da reação
Há um princípio fundamental da Termoquímica,
determinado por Thompsen e Berthelot (1867).
Segundo o qual:
“Dentre um conjunto de reações químicas
possíveis ocorrerá primeiro, espontaneamente,
aquela que for mais exotérmica”.
Equação Termoquímica
Como o valor do ΔH de uma reação varia
em função de vários fatores, é preciso fornecer
na equação as seguintes informações.
► As substâncias que reagem e que são
produzidas, com os respectivos coeficientes.
► A temperatura e a pressão.
► A fase de agregação (sólido-líquido-gasoso).
► A variedade alotrópica.
► A quantidade de calor que foi liberada ou
absorvida durante a reação.
Notações utilizadas
Para informar que uma reação é exotérmica
ou endotérmica, utiliza-se uma das notações
indicadas nos exemplos a seguir.
Reação exotérmica
O calor é liberado, portanto é um produto da
reação retirado dos reagentes:
2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(L) ΔH = - 136,6 Kcal
2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(L) + 136,6 Kcal
2H2(g) + 1O2(g) - 136,6 Kcal → 2H2O(L)
Reação endotérmica
O calor é absorvido, integrando aos reagentes
da reação.
4C(graf) + 1S8(romb) → 4CS2(L) ΔH= + 104,4 Kcal
4C(graf) + 1S8(romb) → 4CS2(L) -104,4 Kcal
4C(graf) + 1S8(romb) + 104,4 Kcal → 4CS2(L)
Fatores que influenciam o ΔH de uma reação
» Fase de agregação.
fase sólida < fase líquida < fase gasosa
H2 + ½ O2 → H2O(g) ΔH = - 57,8 Kcal/mol
H2 + ½ O2 → H2O(l) ΔH = - 68,3 Kcal/mol
» A forma alotrópica.
Entre as formas alotrópicas de um mesmo
elemento, há aquela mais estável e, portanto,
menos energética, e a menos estável, portanto,
mais energética. Em geral, quanto maior a
estabilidade, menor a energia e vice-versa.
C(grafite) + O2 → CO2 ΔH = - 94,0 Kcal
C(diamante) + O2 → CO2 ΔH = - 94,45 Kcal
» Temperatura: O aumento da temperatura pro-
voca um aumento da quantidade de calor
liberado.
CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O
ΔH = - 210,8 Kcal/mol (20ºC)
CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O
ΔH = - 212,8 Kcal/mol (25ºC)
» Quantidade de matéria.
A quantidade de calor envolvida em uma
reação é proporcional à quantidade de reagentes
e produtos que participam da reação (ou seja,
dependem da massa). Se, por exemplo,
dobrarmos a quantidade de reagentes e produtos,
a quantidade de calor irá dobrar igualmente.
1H2 + 1Cl2 → 2HCl ΔH = - 44,2 Kcal
2H2 + 2Cl2 → 4HCl ΔH = - 88,4 Kcal
» Dissolução (presença ou não de solvente)
Quando dissolvemos uma substância em um
solvente qualquer, ocorre liberação ou absorção
de energia na forma de calor.
1H2 + 1Cl2 → 2HCl(g) ΔH = - 44,2 Kcal
2H2 + 2Cl2 → 4HCl(aq) ΔH = - 80,2 Kcal
A diferença 80,2 – 44,2 = 36,0 Kcal é igual à
energia liberada na dissolução de 2 mol de HCl em água (cada 1 mol de HCl dissolvido em água
liberada 18,0 Kcal).
Entalpia Padrão (HO)
Para Toda substância simples, no estado
padrão possui entalpia (H) igual a zero.
O estado padrão obedece à seguinte condição.
► condições ambientes de 25ºC e 1 atm;
► estado alotrópico mais estável;
Variações de entalpia de uma reação
Para simplificar o estudo, classificam-se as
variações de entalpia que ocorrem nas reações
termoquímicas conforme o tipo de fenômeno
químico envolvido, a saber: ΔH de combustão,
ΔH de neutralização, ΔH de formação. Em todos
os casos, convenciona-se que o valor de ΔH
deve ser medido em condições padrão. O ΔH
para combustão, neutralização, ou formação de
1 mol de determinada substância é indicado pela
notação ΔH0.
59
Entalpia padrão de combustão
Denomina-se entalpia-padrão de combustão
a variação de entalpia, ΔH0, envolvida na
combustão completa de l mol de determinada
substância em que todos os participantes da
reação se encontram em condições padrão.
Ex: Combustão completa do metano. CH4.
1 CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2(g) + 2 H2O(L)
ΔH0combustão
= -212,8 Kcal
Note que a combustão completa de qualquer
composto que possua apenas carbono e
hidrogênio ou carbono, hidrogênio e oxigênio
irá produzir sempre gás carbônico e água.
- Combustão: é a reação entre um combustível
e um comburente, liberando calor.
- combustível: pode ser qualquer substância.
- comburente: o principal deles é o oxigênio.
OBS: a combustão sempre é exotérmica.
Entalpia padrão de formação
Denomina-se entalpia padrão de formação a
variação de entalpia, ΔHf envolvida na reação
de formação de 1 mol de moléculas de
determinada substância, a partir de substâncias
simples na forma alotrópica mais estável, em
condições padrão. Ex: H2O; HCl, O3.
1 H2(g) + ½ O2 → 1 H2O(L) ΔHf = -68,3 Kcal
½ H2 + ½ Cl2(g) → 1 HCl(g) ΔHf = -22,1 Kcal
3/2 O2(g) → 1 O3(g) ΔHf = +34,0 Kcal
Pela definição de entalpia padrão de
formação, concluímos que a entalpia padrão
de qualquer substância simples, na forma
alotrópica mais estável e em condições padrão,
é zero.
Ex: H2(g) → H2(g) ΔHf = 0,0 Kcal
O2(g) → O2(g) ΔHf = 0,0 Kcal
Entalpia padrão de neutralização
Denomina-se entalpia padrão de neutralização
a variação de entalpia, (ΔHN), envolvida na
neutralização de 1 equivalente-grama de um
ácido, por um equivalente-grama de uma base,
ambos em soluções aquosas diluídas.
1HCl(aq) + 1NaOH(aq) →1NaCl(aq) + 1 H2O(L)
ΔHN = -13,8 Kcal
1HNO3(aq) + 1KOH(aq) → 1KNO3(aq) + 1 H2O(L)
60 ΔHN = -13,8 Kcal
Observe que o ΔHN de neutralização entre
ácidos fortes e bases fortes é constante e igual a
-13,8 Kcal/equivalente. Isso se justifica porque
todos os ácidos fortes e as bases fortes se
encontram praticamente 100% ionizados ou
dissociados em soluções aquosas diluídas.
Energia de Ligação
É a medida pela energia média (ΔH) que é
necessária para romper 1 mol de ligações
covalentes (simples, dupla ou tripla) entre 2
átomos de modo a obter esses átomos na fase
gasosa.
» Quebra de ligações: O processo de romper
uma ligação química é sempre endotérmico.
Ex: H – H(g) → H(g) + H(g) ΔH = +104,2 Kcal
» Formação de ligações: O processo de formar
uma ligação química é sempre exotérmico.
Ex: H(g) + H(g) → H – H(g) ΔH = -104,2 Kcal
Calculando a entalpia de formação
ΔH = ΔHP - ΔHR
Ex: Reação de obtenção do ferro a partir da
hematita: A partir das entalpias de formação
das substâncias:
ΔHf Fe2O3(S) = - 196,5 Kcal
ΔHf CO(g) = - 26,4 Kcal
ΔHf Fe(S) = 0,0 Kcal
ΔHf CO2(g) = - 94,1 Kcal
1 Fe2O3(S) + 3CO(g) → 2 Fe(S) + 3 CO2(g)
- 196,5 + 3x (-26,4) → 2x (0) + 3x (-94,1)
- 275,7 → - 282,3
ΔH = ΔHP - ΔHR
ΔH = -282,3 - (- 275,7)
ΔH = - 6,6 Kcal
Calculando a energia de ligação
O ΔH pode ser calculado através das energias de
ligação das substâncias compostas, a partir da
seguinte equação:
ΔH = ΣΔH ligações rompidas + ΣΔH ligações formadas
dos reagentes dos produtos
ΔH = ΣΔH0
reagentes + ΔH = ΣΔH0produtos
Ex: H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ΔH = ?
H – H(g) + Cl – Cl(g) → 2 H – Cl(g)
436KJ + 242,6KJ → 2x 431,8KJ
+ 678,6 - 863,6
ΔH = ΣΔH0reagentes + ΔH = ΣΔH
0produtos
ΔH = + 678,6 + (-868,6)
ΔH = - 185 KJ
LEI DE HESS
A quantidade de calor liberada ou absorvida
numa reação química depende unicamente do
estado inicial e final da mesma e não dos
estados intermediários.
Ex: A reação de combustão incompleta do
carbono produzindo apenas CO(g):
Equação x: 2C(graf) + 1O2(g) → 2CO(g) ΔH = ?
Equação I.
1C(graf) + 1O2(g) → 1CO2(g) ΔH = -94,1 Kcal
Equação II.
2C(graf) + 1O2(g) → 2CO2(g) ΔH = - 135,4 Kcal
Obedecendo algumas regras matemáticas
podemos “manipular” as equações I e II, de
modo que ao somá-la o resultado seja a
equação x.
Na equação I devemos multiplicar toda a
equação por 2.
Importante: ao multiplicar ou dividir os
coeficientes de uma reação termoquímica por
um número qualquer, deve-se multiplicar ou
dividir o valor de ΔH dessa reação pelo
mesmo número.
Na equação II devemos inverter a reação para
que possamos obter a reação x.
Importante: Ao inverter uma reação termo-
química , deve-se trocar o sinal do ΔH, pois,
se em determinado sentido a reação libera
calor, em sentido contrário a reação terá de
absorver a mesma quantidade de calor que
havia liberado e vice-versa.
Somando-se a equação I e II, após a aplicação
das regras iremos obter a equação x.
2C(graf) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH = -188,2 Kcal
2CO2(g) → 2CO(g) + 1O2(g) ΔH = +135,4 Kcal
2C(graf) + 1O2(g → 2CO(g) ΔH = - 52,8 Kcal
A Cinética Química estuda a velocidade das
reações e os fatores que a influenciam. Estuda
ainda a possibilidade de controlar essa
velocidade, tornando as reações mais rápidas ou
mais lentas.
O termo velocidade em Química não tem o
mesmo sentido que em Física ou seja, espaço
percorrido em função do tempo. Em química o
termo velocidade está relacionado a quanto uma
reação química se desenvolve mais rapidamente
ou mais lentamente.
Classificação quanto à velocidade
► Reações Lentas: Formação do petróleo.
► Reações Moderadas: Digestão dos alimentos.
► Reações Rápidas: A combustão do TNT.
Velocidade Média das substâncias
A velocidade média, Vm, calculada em função
de uma das substâncias participantes da reação é
a razão entre a quantidade consumida ou
produzida da substância e o intervalo de tempo,
Δt, em que isso ocorreu.
Vm = Velocidade média a reação em função de
qualquer substância participante.
Δ|substância| = variação da concentração molar.
Δt = intervalo de tempo. Δt = tfinal - tinicial
Velocidade Média da reação
A velocidade média da reação é o módulo da
velocidade de consumo de um dos reagentes, ou
da velocidade de formação de um dos produtos,
dividido pelo respectivo coeficiente da
substância na equação da reação corretamente
balanceada.
Se considerarmos a equação genérica:
aA + bB → cC + dD
OBS: Podem ser expressas também em variação
de massa Δm, variação de quantidade de matéria
Δn, ou em variação de pressão Δp.
61
Vm = Quantidade
t
[A]
t
- =Vm =a
=Vm =-
t
[B]
b
[D]
t=Vm=Vm =
t
[C]
c d
+ +
Gráfico: Velocidade da Reação
Antes que uma reação tenha início, a
quantidade de reagentes é máxima e a
quantidade de produtos é zero. À medida que a
reação se desenvolve, os reagentes vão sendo
consumidos e, portanto, a quantidade de
reagentes vai diminuindo até se tornar mínima
(ou eventualmente zero). Ao mesmo tempo, os
produtos vão sendo formados. Logo, a
quantidade de produtos, que no inicio é baixa
começa a aumentar, até que no final da reação,
se torna máxima.
produtos
reagentes
Gráfico da velocidade em função do tempo
para uma reação genérica:
Condições fundamentais para que ocorra
uma reação química
Há duas condições que são fundamentais
(embora não sejam suficientes) para que uma
reação química possa ocorre:
► Contato entre os reagentes (colisão efetiva)
► Afinidade química
Além disso é necessário que as partículas
(moléculas,íons) dos reagentes colidam entre
si, e a colisão entre as partículas dos reagentes
deve ocorrer numa orientação favorável, com
energia suficiente para romper as ligações
existentes.
Teoria das colisões: Quanto maior o número
de colisões efetivas maior será a velocidade da
reação.
62
Energia de ativação (Ea)
É a quantidade mínima de energia necessária
para que ocorra uma reação. Ex: faísca elétrica.
Complexo ativado
Estado intermediário ou estado de transição
formado entre reagentes e produtos, cuja
estrutura existe ligações fracas nos reagentes
permitindo a formação de novas ligações
ocorrendo assim à formação dos produtos.
Gráfico da Reação Endotérmica
Complexo ativado
Produtos
Ea
Reagentes ΔH > 0
caminho da reação
Gráfico da Reação Exotérmica
Complexo ativado
Reagentes Ea
ΔH < 0
Produtos
caminho da reação
OBS: Quanto menor a Ea maior a velocidade da
reação e vice-versa.
Fatores que influenciam a
velocidade da reação
► Superfície de Contato: Em reações das quais
participa um sólido, a velocidade será tanto
maior quanto maior for à superfície de contato
desse sólido.
► Temperatura: Quanto maior a temperatura,
maior a energia cinética das moléculas
reagentes, aumentando o número de colisões,
portanto maior a velocidade de reação.
Regra de Vant’Hoff
Um aumento de 10ºC faz com que a
velocidade da reação dobre.
Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC
Velocidade V 2V 4V
►Concentração dos reagentes: Quanto
maior o número de partículas de reagente por
unidade de volume, maior a chance de haver
colisão efetiva entre essas partículas e maior a
velocidade da reação.
►Pressão: A pressão só provoca a variação
na velocidade de uma reação onde exista pelo
menos um reagente gasoso. Caso esta
condição exista, o aumento da pressão provoca
a redução no volume do sistema, provocando
um aumento na concentração dos reagentes, o
que aumenta a velocidade da reação.
►Natureza dos reagentes: Reações que
envolvem a separação de muitos átomos
tendem a ser mais lentas e as que envolvem a
separação de poucos átomos tendem a ser mais
rápidas. Exemplos:
Reação muito lenta a 20ºC
1C3H6(s) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4 H2O(v)
Reação muito rápida a 20ºC
1HCl(aq) + 1NaOH(aq) → 1NaCl(aq) + 1 H2O(L)
►Luz e Eletricidade: Muitas reações só são
ativadas na presença de luz (reações
fotoquímicas) ou de eletricidade (eletrólise).
Quanto maior o fornecimento de luz e de
eletricidade maior a velocidade das reações.
* Fotossíntese
6CO2 + 6H2O Luz C6H12O6 + 6O2
clorofila
* Fotólise
2H2O(L) faísca 2H2(g) + O2(g)
►Catalisador: o catalisador é uma substância
que interage com os reagentes fornecendo um
caminho mais fácil para que a reação se
efetive. Todo catalisador possui em comum as
seguintes características:
- Não sofre alteração permanente na sua massa
ou na sua composição, ele será integralmente
recuperado no final da reação.
- A ação catalítica só é possível quando existe
afinidade química entre os reagentes. Isso
significa que não há catalisador que faça ocorrer
uma reação não espontânea, por exemplo, a água
reagir com o monóxido de carbono.
- Se a reação for reversível, os produtos reagem
entre si formando novamente os reagentes.
reação direta
Reagentes Produtos
reação indireta
A adição de um catalisador irá aumenta
igualmente as velocidades das reações direta e
inversa não alterando o ΔH das reações.
Podemos representar graficamente
a ação de um catalisador.
Gráfico da Reação Endotérmica
Sem
Com catalisador
catalisador
Ea
caminho da reação
Gráfico da Reação Exotérmica
Com Sem
Catalisador Ea catalisador
caminho da reação
Catálise
São reações que ocorrem na presença de
catalisadores tais como:
Metais (Co, Ni ,Pd ,Pt), óxidos metálicos Al2O3
Fe2O3,V2O5, ácidos,bases, enzimas.
Catálise homogênea
Quando o catalisador forma com os reagentes
um sistema monofásico.
NO2(g)
2 SO2(g) + 1O2(g)
2SO3(g)
63
Catálise heterogênea
Nesse tipo de reação, os reagentes e o
catalisador formam um sistema com mais
de uma fase.
V2O5(S)
2SO2(g) + 1O2(g) 2SO3(g)
Autocatálise
É um tipo de reação na qual um dos produtos
reage como catalisador.
Ex: reação entre cobre metálico e ácido nítrico
catalisada pelo monóxido de nitrogênio que é
um dos produtos da reação:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
Outros conceitos
- Inibidor: também chamado de catalisador
negativo, é a substância que diminui a
velocidade de uma reação. Ex: o nitrito de
sódio, NaNO2(s) diminui a velocidade da
reação de decomposição das carnes.
- Ativador: também chamado de promotor do
catalisador, é a substância que intensifica o
efeito do catalisador que sozinha, não
exerceria nenhum efeito sobre a reação.
Ex: a fabricação da amônia que utiliza o ferro
como catalisador e é ativada pelo óxido de
potássio K2O(s) e óxido de alumínio Al2O3(S).
- Veneno do catalisador: é a substância que
diminui ou mesmo anula o efeito do
catalisador. Ex: Arsênio As(s) anula a ação
catalítica da platina.
- Catálise enzimática: Algumas reações
que seriam lentas em um tubo de ensaio
ocorrem rapidamente em organismos
vivos pela presença de catalisadores deno-
minados enzimas. Também chamados de
catalisadores biológicos, as enzimas são
moléculas de proteínas com grande massa
molar. A ação de uma enzima é altamente
específica, ou seja, geralmente cada
enzima catalisa uma única reação.
Ex: A enzima maltase catalisa apenas o
processo de transformação da maltose em
glicose.
maltase
C12H22O11 + H2O 2C6H12O6
maltose glicose
64
A LEI DA AÇÃO DAS MASSAS DE
GULDBERG E WAAGE
Condisere a equação genérica, corretamente
balanceada abaixo:
aA + Bb → cC + dD
A velocidade dessa reação pode ser calculada
pela equação:
V = K.[A]a . [B]
b
Na qual K é uma constante que só depende da
temperatura.
Reação elementar: Quando uma reação química
se desenvolve em uma única etapa.
H3O+1
(aq) + OH-1
(aq) → 2 H2O(L)
V = K. [H3O+].[ OH
-1]
Reação não elementar: Quando a reação se
desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a
velocidade da reação depende apenas da
velocidade da etapa lenta.
A etapa lenta é a etapa
determinante da velocidade da reação
Etapa I H2 + 2NO → N2O + H2O (lenta)
Etapa II H2 + N2O → N2 + H2O (rápida)
2H2 + NO → N2 + 2H2O
A velocidade da reação será determinada pela
velocidade da etapa I, que é a etapa lenta.
V = K.[H2].[NO]2
Ordem de uma reação: Chamamos de ordem
de uma reação à soma de todos os expoentes que
aparecem na expressão da velocidade da reação.
V = K.[H2].[NO]2
Ordem da reação: 1+ 2 = 3 (3ª ordem)
Ordem da reação em relação ao H2: 1ª ordem
Ordem da reação em relação ao NO: 2ª ordem
Isso significa que se dobrarmos a concentração
de H2(g) e mantivermos a concentração do NO(g)
constante, a velocidade da reação dobra.
Por outro lado, se dobrarmos a concentração de
NO(g) e mantivermos constante a concentração
do H2(g) a velocidade da reação quadruplica.
Muitas das reações químicas, realizadas em
determinadas condições são reversíveis, nos
quais os reagentes dão origem a produtos e os
produtos reagem entre si, reconstituindo os
reagentes.
Reações irreversíveis: Queima de um fósforo.
Reações reversíveis: H2O(s) ↔ H2O(L)
O equilíbrio químico ocorre em:
► Sistema fechado: Não há troca de matéria
com o meio ambiente.
► Temperatura constante: Não há troca de
energia com o meio ambiente.
Ex: reação realizada em ambiente fechado e a
pressão constante.
Reação direta
H2(g) + CO2(g) H2O(L) + CO(g)
Reação indireta
Característica do equilíbrio
1ª) Velocidade direta = Velocidade indireta
No equilíbrio químico no inicio da reação,
têm-se apenas as substância reagentes. A
quantidade de produtos é igual a zero. A
reação inicia-se e a velocidade da reação direta
é máxima, pois a concentração de reagentes é
máxima. Os produtos vão sendo formados. A
reação inversa inicia-se. Em certo instante, as
velocidades das reações direta igualam-se e o
equilíbrio é atingindo.
2ª) O equilíbrio é dinâmico
As propriedades macroscópicas de um siste-
ma em equilíbrio químico, permanecem cons-
tantes. As propriedades microscópicas de um
sistema em equilíbrio tais como transformação
de uma substância em outra, permanecem em
evolução, ou seja, não para.
3ª) As concentrações permanecem constante
No inicio da reação, a concentração dos
reagentes é máxima com o passar do tempo, a
concentração dos reagentes vai diminuindo e a
dos produtos aumentando, até atingir o tempo
de equilíbrio e as concentrações de reagentes e
produtos se estabilizarem.
Gráfico da Velocidade x Tempo
Velocidade
Reagentes (Velocidade direta) = V1
V1 = V2 ≠ 0
Produtos (Velocidade indireta) = V2
te Tempo
OBS: A adição de um catalisador em um sistema
em equilíbrio químico aumenta igualmente as
velocidades das reações direta e inversa, sem
favorecer nenhuma das reações.
Gráfico da Concentração x Tempo
[ ] mol.L-1
[Reagentes] = [Produtos]
te Tempo
[r] = [p]
Reação direta
Reagentes Produtos
Reação indireta
[ ] mol.L-1
[Reagentes] > [Produtos]
te Tempo
[r] > [p]
Reação direta
Reagentes Produtos
Reação inversa
[ ] mol/L-1
[Reagentes] < [Produtos]
te Tempo
[r] < [p]
Reação direta
Reagentes Produtos
Reação inversa
65
onstante em termos de Concentração
Dada a equação genérica
V1
aA + bB cC + dD
V2
V1 = K1. [A]a. [B]
b
V2 = K1. [C]c. [D]
d
Sabendo que no equilíbrio V1 = V2
K1. [A]a. [B]
b = K2. [C]
c. [D]
d
Isolando as constantes K1/K2
K1 = [C]c. [D]
d
K2 = [A]a. [B]
b
Convencionou-se chamar K1/K2 = K
Genericamente, temos:
Kc = [PRODUTO]
[REAGENTE]
Ex: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
- Na expressão do Kc não entra sólido
somente substâncias que se encontram no
estado líquido e gasoso.
Constante em termos de
ressão parcial
A definição da constante de equilíbrio em
termos de pressão parcial, Kp, é análoga à
definição de Kc.
Dada a reação genérica:
V1
aA + bB cC + dD
V2
66
Exemplo: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
- Na expressão de Kp só entram gases,
pois a pressão parcial de sólidos e líquidos é
desprezível.
- A constante de equilíbrio é característica de
cada reação e também da temperatura, ou seja, o
valor de Kc ou de Kp para uma mesma reação,
só irá variar se a temperatura variar.
- Um valor alto de Kc ou de Kp indica que a
quantidade de produtos é alta em relação à
quantidade de reagentes, sendo assim, o
equilíbrio tende para a direita, ou seja, no
sentido de formação dos produtos.
Relação entre Kc e Kp
Kp = Kc . (R.T)Δn
Kp = constante de pressões parciais
Kc = constante de concentrações molares
R = constante universal (0,082 atm.L.mol-1
.k-1
)
T = temperatura absoluta (Kevin)
T/K = T/ºC + 273
Δn = (nº de mol produtos ) - (nº de mol reagente)
Exemplo: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)
Δn = 2 – (1+3) → Δn = -2
Grau de equilíbrio (α)
Denomina-se grau de equilíbrio α de uma
reação química em relação a um reagente o
quociente entre a quantidade de matéria
consumida desse reagente e a quantidade de
matéria que havia no inicio.
α =
ou
α =
Ex: Na reação A(g) + B(g) ↔ C(g) + D(g) temos no
inicio da reação 50 mol de A e, ao chegarmos ao
equilíbrio, ainda sobram 20 mol de A sem
reagir, isso indica que reagiram:
50 – 20 = 30 mol
α = 30 ÷ 50 = 0,6
É comum expressar α em porcentagem, logo no
exemplo citado teríamos α = 60%.
Kc =[NH3]
[H2][N2]
2
.3
=. 3
Unidade(mol/L)2
(mol/L)(mol/L)
2(mol/L)=-
=.
Kc( )pC c
. pD( )d
( )pBpA( )a b
=. 3
22(atm)
=Kc( )pNH3
.( )( )pN2 pH2 (atm)(atm)=
3(atm)-2
quantidade de matéria consumida
quantidade de matéria inicial
quantidade de matéria que sofreu dissociação
quantidade de matéria inicial
Quando um sistema de reação atinge o
equilíbrio químico, ele tende a permanecer
dessa maneira indefinidamente, desde que não
seja perturbado por algum fator externo, que
pode ser uma mudança na concentração das
substâncias participantes da reação, na pressão
ou na temperatura. Le Chatelier, estudando o
comportamento de sistemas em equilíbrio
químico quando sujeitos à variação de um
desses três fatores, chegou à conclusão
experimental.
Quando se provoca uma perturbação
sobre um sistema em equilíbrio, este se
desloca no sentido que tende a anular essa
perturbação, procurando se ajustar a um
novo equilíbrio.
Fatores que deslocam o equilíbrio
» Concentração
► Quando aumentamos a concentração de um
lado da reação, deslocamos o equilíbrio para o
lado oposto.
► Quando reduzimos a concentração de um
lado da reação, deslocamos o equilíbrio para o
mesmo lado.
» Pressão
► Quando aumentamos a pressão sobre o
sistema o equilíbrio é deslocado no sentido do
maior número de mols gasosos para o menor.
► Quando reduzimos a pressão sobre o
sistema, o equilíbrio é deslocado no sentido do
menor número de mols gasosos para o maior.
» Temperatura
► Quando aumentamos a temperatura de um
sistema, favorecemos a reação endotérmica,
deslocando o equilíbrio no sentido da mesma.
► Quando reduzimos a temperatura de um
sistema, favorecemos a reação exotérmica,
deslocando o equilíbrio no sentido da mesma.
A reação direta é exotérmica
e a reação inversa é endotérmica.
Influencia do Catalisador
O catalisador faz com que o equilíbrio seja
atingido mais depressa, mas não o desloca no
sentido de nenhuma das reações.
Equilíbrio Iônico é um caso particular de
equilíbrio químico onde aparecem íons.
Como em qualquer equilíbrio, aqui também
serão definidos um α e um K, que agora recebem
nomes definidos:
α = Grau de ionização ou dissociação iônica.
Ki = Constante de ionização ou dissociação iônica.
ÁCIDOS
Considere, por exemplo, a reação reversível de
ionização de um ácido genérico:
A expressão de kc para essa reação é:
Como a água também atua como solvente,
podemos considerar sua concentração prati-
camente constante e incluir o valor [H2O] no
valor do kc.
Se chamarmos kc.[H2O] = Ki
No caso dos ácidos Ki = ka
BASES
Da mesma maneira como definimos cons-tante
de ionização para ácidos, podemos fazê-lo para
bases fracas.
No caso das bases Ki também é simbolizado por
Kb.
Observações sobre ácidos e bases
» Quanto maior for o valor de Ka, maior a
ionização do ácido; portanto, maior a sua força e
vice-versa.
» Quanto maior o valor de Kb, maior a
dissociação da base; portanto, maior a sua força
e vice-versa.
» Os valores de ka e Kb assim como os valores
de Kc só dependem da temperatura.
67
Kc =[H3O
+]
[H2O][HA]
[A-]
.
.
Kc =[H3O
+]
[H2O][HA]
[A-]
..
.[A-]
[HA]
[H3O+]
=Ka
HA + H2O H3O+
+ A-
BOH + H2O B+
+ OH-
. [OH-]
[BOH]
[B+]
=Kb
ÁGUA
Produto Iônica da água
Sabe-se que a água sofre auto-ionização em
escala muito pequena, ou seja, a água é um
eletrólito fraco que apresenta valores baixos
de α e de kc o que significa a baixa
condutibilidade elétrica da água pura.
Equação que representa a auto ionização da
água
2H2O(L) ↔ 1H3O+
+ 1OH-
Expressando kc para essa reação, temos:
Simplificando: H2O(L) ↔ H+
(aq) + OH-(aq)
Como a auto-ionização da água é extrema-
mente pequena, podemos considerar a concen-
tração em quantidade de matéria da água
praticamente constante e, desse modo, embutir
seu valor de kc.
Kc . [H2O] = [H+] . [OH
-]
O produto [H+].[OH-] é denominado produto
iônico da água e é simbolizado por kW
(W = Walter, água).
kW = [H+].[OH
-]
10-14
= 10-7
. 10-7
Assim como o Kc e Ki, o produto iônica da
água, Kw, só varia com a temperatura.
Dentro deste contexto, definem-se o meio
neutro, ácido e básico.
Neutro
[H+] = [OH
-]
[H+] =10-7
Ácido
[H+] > [OH
-]
[H+] >10-7
Básico
[H+] < [OH
-]
[H+] <10-7
68
► Potencial Hidrogeniônico (pH)
pH = - log [H+]
► Potencial hidroxiliônico (pOH)
pOH = - log [OH-]
Assim se Kw = 1,0 x 10-14
podemos afirmar:
pH + pOH = 14
Escala de pH e pOH
Neutro
Ácido Básico
Indicadores
São substâncias orgânicas que mudam de cor
na presença de ácido ou base.
Peagâmetro
Aparelho que medem a
condutividade elétrica da
solução e possuem uma
escala já graduada em
valores de pH.
Nas piscinas, para controle
de pH, se usam aparelhos
menos sofisticados.
Indicadores Meio ácido Meio básico
Fenolftaleina Incolor Vermelho
Papel Tornassol Vermelho Azul
Metilorange Vermelho Laranja
Azul de bromotimol Amarelo Azul
Kc = .
[H2O]
[OH-][H
+]
[OH-][H3O
+]
[H2O]
.Kc =2
Deslocando equilíbrios ácido-base
Por envolverem a presença de íons, os
equilíbrios ácido-base pertencem à categoria
dos equilíbrios iônicos. Um equilíbrio iônico
pode ser deslocado para um dos lados por
meio da remoção ou adição de algum íon
presente na solução.
Por exemplo: Considere a dissolução em
meio ácido dos sais cromato de potássio,
K2CrO4(S) que forma solução de cor amarela,
e dicromato de potássio, K2Cr2O7(S) que
forma solução de cor laranja, representada
pela equação iônica.
Se adicionarmos um ácido como o ácido
clorídrico ao sistema ele irá se ionizar
formando o íon hidrônio.
1HCl + 1H2O ↔ 1H3O+ + 1Cl-
O equilíbrio, então irá se deslocar no
sentido da reação direta, de modo a
consumir o excesso de íons H3O+.
A coloração final do sistema é diferente da
coloração inicial porque, a concentração de
cada íon no equilíbrio foi alterada.
Se adicionarmos no sistema uma base
como, por exemplo, o NaOH o equilíbrio se
deslocará para o sentido inverso de modo a
repor os íons H3O+.
Efeito do íon comum
É o deslocamento da posição de equilíbrio
de um eletrólito, causado pela adição de um
segundo eletrólito possuidor de um íon
comum com o primeiro.
Exemplo: HF(aq) ↔ H+
(aq) + F-(aq)
Adicionando NaF à solução, ocorrerá a
dissociação do sal.
NaF(S) + H2O(L) ↔ Na+
(aq) + F-(aq)
Os dois processos possuem o íon fluoreto,
ou seja, F- é comum ao ácido e ao sal.
HF(aq) H+ + F
-
De acordo com o princípio de Le Chatelier é
possível prever que a adição de F- deslocará
o equilíbrio do ácido para a esquerda.
Solução Tampão
Denomina-se solução-tampão a solução que
praticamente não sofre variação de pH ou de
pOH pela adição de pequenas quantidades de
ácidos fortes ou de bases fortes.
Há dois tipos de soluções-tampão mais comuns:
► Um ácido fraco e um sal dele derivado.
HCN e NaCN (ânion comum CN-)
► Uma base fraca e um sal dela derivado.
NH4OH e NH4Cl (cátion comum NH4+)
O sangue é um exemplo de solução-tampão cujo
pH se mantém praticamente constante e igual a
7,4 mesmo quando ingerimos pequenas
quantidades de ácidos fortes ou bases fortes.
Hidrólise de Sais
Hidrólise de um sal é a reação entre o sal e água
produzindo o ácido e a base correspondentes.
SAL + ÁGUA ↔ ÁCIDO + BASE
Considerações importantes:
► Sal: Se dissocia muito (é iônico)
► Água: Se ioniza muito pouco (é molecular)
► Somente sofrem hidrólise os sais solúveis que
liberam seus íons para reagir com a água
formados por um cátion proveniente de uma
base fraca e/ou um ânion proveniente de um
ácido fraco. Sais formados pela reação entre um
ácido forte e uma base forte não sofrem
hidrólise.
1. Sal de ácido fraco e base fraca.
» caráter neutro
Ex: NH4CN
2. Sal de ácido fraco e base forte.
» caráter básico (alcalino)
Ex: NaCN
3. Sal de ácido forte e base fraca.
» caráter ácido
Ex: NH4Cl
4. Sal de ácido forte e base forte.
» não ocorre a Hidrólise
» caráter neutro
Ex: NaCl
69
CrO4-2
tende para o laranja
tende para o amarelo
++ 2 H3O+ Cr2O7
-23H2O
Amarelo Laranja
Kw
Ka Kb.Kh =
Kw
KaKh =
Kw
KbKh =
Produto de Solubilidade (KPS,KS,PS)
Ocorrem em soluções saturadas de sais
pouco solúveis, onde existe um equilíbrio
químico entre a solução e o precipitado
(equilíbrio Heterogêneo).
O estudo de compostos poucos solúveis é
fundamental a várias situações ligadas a
saúde das comunidades. Exemplo:
Al(OH)3 O hidróxido de alumínio, um
precipitado branco e gelatinoso, bastante
utilizado no tratamento de águas para as
cidades.
BaSO4 O sulfato de bário, devido a sua
pouca solubilidade ele é aproveitado em
exames do sistema gastro-intestinal, para
formar contrastes em raios x.
Vamos analisar o cloreto de prata,AgCl,
que precipita facilmente a partir de uma
mistura de nitrato de prata, AgNO3, e cloreto
de sódio NaCl.
Note que deve haver um equilíbrio dinâmico
entre os íons do sólido e os íons dissolvidos.
1: dissolução
2: precipitado
Temos então, a expressão da constante de
equilíbrio.
Lembre-se, porém que nessa expressão
devemos considerar como constante a
concentração molar dos participantes sólidos
assim temos: Precipitado → [Ag+].[Cl
-] = k’
Logo AgCl(S) ↔ Ag+
(aq) + Cl-(aq)
KPS = [Ag+].[Cl
-]
Outro exemplo:
Equilíbrio
Produto de solubilidade: É o produto das
concentrações em mol/L dos íons existentes
numa solução saturada, estando cada con-
centração elevada à potência igual ao
coeficiente do íon na equação de dissolução
iônica correspondente.
70
Cálculo do KPS
Ex: Cloreto de prata sólido, AgCl, é adicionado
em água pura a 25ºC. O sistema é deixado em
repouso por alguns dias, para que se tenha
certeza de que foi atingido o equilíbrio entre o
sólido e os íons Ag+ e Cl
- em solução. Qual o
KPS do cloreto de prata.
1,34.10
-5mol/L 1,34.10
-5 mol/L
AgCl(s)
A expressão do KPS é [Ag+].[Cl
-]
Substituindo na expressão os valores
apresentados temos:
KPS = [1,34.10-5
].[1,34.10-5
] = 1,8.10-10
Outro exemplo: Suponha a concentração da
solução igual a 1 mol/L, qual o valor de KPS?
Ca3(PO4)2(S) ↔ 3Ca2+
(aq) + 2PO42-
(aq)
1 mol/L 3 mol/L 2 mol/L
Portanto:
KPS = [Ca2+
]3.[PO4
2-]
2 » (3mol/L)
3. (2mol/L)
2
KPS = 108 (mol/L)5
OBS: BA ↔ B+ + A
-
» quando [B+].[A
+] < solução insaturada
» quando [B+].[A
+] = solução saturada
» quando [B+].[A
+] > solução super saturada
» quanto menor o valor de KPS de um eletrólito,
menos solúvel será esse eletrólito e vice-versa.
Introdução a eletroquímica
A eletroquímica estuda o aproveitamento
prático do fenômeno de transferência de elétrons
entre diferentes substâncias para converter
energia química em energia elétrica e vice-versa.
A conversão de energia química em energia
elétrica é um processo espontâneo, denominado
pilha ou célula galvânica.
A conversão de energia elétrica em energia
química é um processo não-espontâneo, deno-
minado eletrólise.
+(S) (aq)(aq)BaSO4 Ba SO4-2+2
KPS = [Ba ].[ ]SO4-2+2
K=[AgCl]
[Ag+].[Cl
-]
[Ag+].[Cl
-]=PSKK.K' =
[AgCl]K=
[Ag+].[Cl
-]
(aq) (aq)(S)2
1
+ Cl-
Ag+
AgCl
Cl-Ag
+
Pilha: Processo espontâneo
Eletrólise: Processo não-espontâneo
Processo espontâneo: É aquele que ocorre
naturalmente. Ex: combustão da madeira.
Processo não-espontâneo: Necessita de um
fornecimento constante de energia.
Ex: Empurrar um carro ladeira acima.
Em 1791 Luigi Galvani estava dissecando
uma rã e amarrou um de seus nervos a um
fio de cobre. Acidentalmente o fio tocou
uma placa de ferro e a rã morta entrou em
violentas convulsões. Galvani não soube
explicar o fato.
O cientista italiano Alessandro Volta certa-
mente não imaginava a enorme agitação que
iria provocar no mundo científico quando
em, 1800, empilhou alternadamente discos
de zinco e de cobre, separando-os por
pedaços de tecido embebidos em solução de
ácido sulfúrico. A pilha de Volta, como
ficou conhecida produzia energia elétrica
sempre que um fio condutor era ligado aos
discos de zinco e de cobre, colocados nas
extremidades da pilha. Volta apresentando a
sua pilha a Napoleão Bonaparte diante dos
membros da Academia de Ciências em
1801. Dessa data em diante, todos os
aparelhos que produziam eletricidade a
partir de processos químicos passaram a ser
chamados de celas voltaicas ou, simples-
mente, pilhas.
PILHA DE DANIELL
anôdo R cátado
(-) (+)
Zn Cu
ZnSO4 CuSO4
Em 1836, Jonh Frederic Daniell construiu
uma pilha diferente, substituindo as soluções
ácidas utilizadas por Alessandro Volta que
produziam gases tóxicos por soluções de
sais, tornando as experiências com pilha
menos arriscadas.
Eletrodos da pilha: ânodo [-] e cátodo [+]
► Ânodo ou pólo negativo da pilha: é o eletrodo
de onde saem os elétrons, no qual ocorre
oxidação. No esquema, o zinco metálico da
placa doa 2 elétrons que “correm” pelo fio
condutor em direção ao eletrodo de cobre e se
transforma em cátion zinco, Zn+2
(aq) que passa a
fazer parte da solução.
► Cátodo ou pólo positivo da pilha: é o eletrodo
para onde vão os elétrons, no qual ocorre
redução. No esquema, o cátion cobre, Cu2+
(aq)
que estava em solução, recebe os 2 elétrons
doados pelo zinco que vieram pelo fio condutor
até a placa de cobre e se transforma em Cu(S),
que passa a fazer parte da placa metálica.
A reação global da pilha (de óxido-redução) é a
soma das reações parciais de cada eletrodo:
Representação da pilha
Zn/Zn+2
//Cu+2
/Cu
Ponte salina: Em consequência dos fenômenos
descritos na pilha de Daniell, teremos:
» No ânodo: a placa de zinco diminui de massa
ao mesmo tempo em que a concentração de
cátions zinco em solução aumenta.
» No cátodo: a placa de cobre aumenta de massa
ao mesmo tempo em que a concentração de
cátions cobre em solução diminui.
Neste processo, as soluções de ambos os
eletrodos vão perdendo a neutralidade elétrica e
interromperiam precocemente o funcionamento
da pilha se não fosse adaptada ao sistema uma
ponte salina. A ponte salina é constituída de um
tubo de vidro em U contendo uma solução
aquosa concentrada de um bastante solúvel,
como por exemplo, KCl(aq) cloreto de potássio. A
função da ponte salina é permitir a migração de
íons de uma solução para a outra, de modo que o
número de íons positivos e negativos na solução
de cada eletrodo permaneça em equilíbrio.
71
Zn+2oxidação
2e-
+Zn(S) (aq)
2e-
+Cu+2
(S)(aq)redução Cu
Zn+2
2e-
+
Cu+2
(aq)Zn
Cu
(S)
(S)(aq)+ e
-2
+(aq) (S)(S) CuZn (aq)Cu
+2+ Zn
+2
Medida de potencial de um eletrodo
A capacidade de perder elétrons ou sofrer
oxidação é diferente para cada substância,
dizemos que um metal é reativo quando ele
possui grande facilidade em doar elétrons.
O funcionamento de uma pilha depende
principalmente de conectarmos metais com
diferentes capacidades de sofrer oxidação, ou
melhor, de diferentes potencias de oxidação.
Quanto maior a diferença de potencial (ddp)
dos eletrodos de uma pilha, maior será a
intensidade de corrente elétrica produzida.
potencial padrão (Eº)
O potencial padrão de um eletrodo varia
com a temperatura e a concentração da
solução. Convencionou-se o potencial de cada
eletrodo em relação a um eletrodo padrão
descrito a seguir.
» 25ºC; » gases participantes com pressão de 1
atm » íons participantes com concentração
molar igual a 1M » o eletrodo escolhido como
referência para servir de padrão de compara-
ção para os demais foi o eletrodo de
hidrogênio. Por convenção, foi atribuído a este
eletrodo o valor zero.
Potencial de Redução e Oxidação (Eº)
Nas pilhas, os elétrons fluem do eletrodo
onde ocorre oxidação (ânodo) para o eletrodo
onde ocorre a redução (cátodo), através do fio
externo, se colocarmos, nesse fio externo, um
aparelho denominado voltímetro conseguire-
mos medir a força eletromotriz (f.e.m. ou E)
da pilha.
U = E - r.i
Considerando as pilhas como geradores
ideais, r = zero. Assim temos:
U = E
A diferença de Potencial da pilha (ΔEº)
ΔEº = Eºred cátado - Eºred ânado
ΔEº = Eºoxid ânado - Eºoxid cátado
Em termos práticos, o valor de ΔEº sempre
pode ser calculado pela diferença algébrica
entre o potencial maior e o menor.
ΔEº = Eºred maior - Eºred menor
ΔEº = Eºoxid maior - Eºoxid menor
72
Exemplo:
1,10 V
Zn(S) CU(S)
Zn+2
CU+2
Eº red = - 0,76 V Eº red = + 0,34 V
oxidação redução
ΔEº = Eºred maior - Eºred menor
ΔEº = (+0,34) – (-0,76) = 1,10V
Algumas conclusões sobre potenciais:
● Em uma pilha, a espécie que apresenta maior
Eºred sofre redução e portanto, a outra espécie, de
maior Eºoxi sofre oxidação.
● Os melhores agentes oxidantes são aqueles
que apresentam maior potencial de redução.
● Os melhores agentes redutores são aqueles que
apresentam maior potencial de oxidação.
Por que as pilhas deixam de funcionar?
No caso das pilhas, a ddp diminui com o passar
do tempo, até chegar praticamente a zero. Nesse
momento, as pilhas deixam de funcionar e uma
das razões mais importantes para que isso ocorra
não é o esgotamento dos reagentes, mas a
variação das concentrações dos íons partici-
pantes. Por exemplo: à medida que a pilha Zn-
Cu for sendo utilizada, [Zn2+
] aumenta e a [Cu2+
]
diminui.
Outros tipos de pilhas
As pilhas feitas em solução aquosa só
apresentam aplicação em termos de pesquisa.
A pilha seca, entretanto, além de ser muito
prática, fornece uma corrente elétrica razoável
por um período de tempo prolongado. Esse tipo
de pilha foi desenvolvida pelo engenheiro
francês Georges Leclanché, por volta de 1866.
A reação química numa pilha seca é
considerada irreversível, ou seja, uma vez que
todos os reagentes foram transformados em
produtos, a pilha cessa seu funcionamento.
As pilhas comum possuem voltagem de 1,5V.
O esquema a seguir ilustra a composição de
uma pilha comum.
►Pilhas alcalinas: As pilhas comuns são
consideradas ácidas porque o cloreto de
amônio, NH4Cl(aq) sofre hidrólise tornando o
meio ácido, Assim, se na pasta externa, no
lugar do cloreto de amônio, for utilizada uma
substância de caráter básico, como o hidróxido
de potássio, KOH(aq), por exemplo, temos
uma pilha alcalina. As pilhas alcalinas
possuem rendimento de cinco a oito vezes
maior que o de uma pilha comum.
Porque as pilhas alcalinas duram mais que
as pilhas comuns? Na pilha alcalina não
ocorre à formação de amônia que “dificulta” a
passagem dos elétrons ao redor da barra de
grafite, além disso, o hidróxido de potássio é
melhor condutor eletrolítico resultando numa
resistência interna menor que na pilha de
lecanché e por este motivo possuem voltagem
praticamente constante de 1,5V.
Acumuladores ou baterias
Quando associamos um conjunto de pilhas
em série, ou seja, ligamos o pólo positivo de
uma pilha ao negativo de outra de modo que a
primeira e a última pilha sejam ligadas a um
aparelho que consuma energia elétrica,
formamos uma bateria ou um acumulador
capaz de adicionar esse aparelho.
● Bateria do automóvel: é composta de 6
pilhas cada uma planejada para apresentar
uma força eletromotriz de 2 volts, produzindo
12V no total.
Porque uma bateria de automóvel dura
tanto? Em uso contínuo, a bateria de chumbo
duraria poucas horas, mas no automóvel, ela é
recarregada pelo gerador, através da aplicação
de uma diferença de potencial superior a da
bateria em sentido contrário (eletrólise).
A eletrólise é um processo não-espontâneo de
descarga de íons, no qual, à custa de energia
elétrica, se faz o cátion receber elétrons e o
ânion doar elétrons, de modo que ambos fiquem
com carga elétrica zero e com energia química
acumulada. Para efetuar o processo de eletrólise,
é nece-ssário que haja íons livres no sistema, o
que só pode ser conseguido de duas maneiras:
► Pela Fusão de uma substância iônica
► Pela dissociação ou ionização de certas subs-
tâncias em meio aquoso.
A eletrólise permite obter uma série de subs-
tâncias que não são encontradas na natureza,
como cloro, iodo, soda cáustica e outros.
A eletrólise ígnea é feita com a substância
iônica na fase líquida (fundida). Na ausência da
água. O recipiente onde ocorre a eletrólise é
denominado célula ou cuba eletrolítica e é
construído de modo a suportar temperaturas
bastante elevadas, pois o ponto de fusão das
substâncias iônicas em geral é muito alto.
Ânado: onde ocorre a oxidação. É o eletrodo
ligado ao pólo positivo do gerador, é do ânado
que saem os elétrons e, portanto, é onde os
ânions se descarregam.
Catado: onde ocorre a redução: é o eletrodo
ligado ao pólo negativo que chegam os elétrons
e, portanto, é onde os cátions descarregam.
(+) (-)
(+) (-)
Na+
Cl-
Na temperatura de 800,4ºC, a eletrólise ígnea
do cloreto de sódio, passa do estado solido para
a fase líquida. No estado líquido o cloreto de
sódio se dissocia-se em íons Na+ + Cl
-.
Na+ + 1e
- ↔ Na Ered = - 2,71
2Cl- ↔ 2e- + Cl2 Ered = + 1,36
ΔE = Ered do cátado - Ered do ânado
ΔE = - 2,71 – (+1,36) → ΔE = - 4,07
Por se tratar de uma reação não-espontânea, o
sinal da força eletromotriz é negativo.
73
pasta externa
ZnCl (aq)+ NH4Cl (aq)
H2O + amido
pasta interna
(aq) + NH4Cl (aq)
H2O + amido
MnO2
barra de grafite:
polo positivo
envoltório de Zn(s)polo negativo
Considere uma solução aquosa de NaCl.
Quais íons estarão presentes nessa solução?
H+ OH
-
- +
Na+ Cl
-
A ionização da água é muito fraca são
necessários 555 milhões de moléculas de água
para apenas uma se ionizar. Ocorrendo a
ionização esses íons vão “competir” com os
íons provenientes da dissociação do NaCl.
» entre o Na+ e o H
+, o pólo negativo (catado)
“prefere” descarregar o H+;
» entre o Cl- e o OH
-, o pólo positivo (ânado)
“prefere” descarregar o Cl-.
Através da eletrólise do NaCl pode se obter
três substâncias de grande valor comercial:
NaOH, H2 e Cl2.
Ordem de preferência (prioridade) de descarga.
cátion ânion
1º) Grupo B 1º) ânion
desoxigenados
2º) H+ 2º) OH
-
3º) Família 1A 3º) ânion oxigenados
4º) Família 2A 4º) Flúor
5º) Família 3A
OBS: a eletrólise do hidrogênio produz gás
hidrogênio. A eletrólise da hidroxila produz
água e oxigênio gasoso. A descarga de um
cátion produz o metal correspondente. A
descarga de um ânion simples libera o próprio
ânion.
O ato de recobrir uma superfície de metal
com uma camada fina de outro metal é
conhecido como galvanização.
74
Cálculos que envolvem a eletrólise
1 mol de elétrons corresponde a 6,02.1023
e-
Carga elétrica de um elétron é igual a 1,6.10-19
C
1 elétrons → 1,6.10-19
C
6,02.1023
elétrons → X
X = (6,02.1023
)(1,6.10-19
C) = 96500C
O valor 96500C foi denominado
unidade faraday (F)
Uma das relações fundamentais de eletricidade:
Q = i . t
Q = carga Coulomb
i = intensidade da corrente (A) ampères
t = tempo segundos
Leis da eletroquímica: 1ª e 2ª Lei de Faraday
Michael Faraday (1791-1867) Formulou as
duas leis que regem a parte quantitativa dos
fenômenos ligados à eletrólise. Essas leis
relacionam a quantidade de eletricidade que
percorre o sistema com a massa e o equivalente-
grama das substâncias formadas nos eletrodos.
1ª Lei : A massa ,m, de determinada substância,
formada ou transformada pela eletrólise, é
diretamente proporcional à carga elétrica, Q, que
atravessa o sistema de um eletrodo a outro.
m = k’.Q
Deste modo, podemos escrever: m = k’. i . t
2ª Lei : A massa, m, de determinada substância
formada ou transformada por eletrólise, na
passagem de uma carga elétrica, Q, entre os
eletrodos, é diretamente proporcional ao
equivalente-grama, E, dessa substância.
m = k”. E
K” é uma constante de proporcionalidade.
Equação Geral da Eletrólise
Como Q = i.t, Podemos escrever:
Equivalente eletroquímico: Massa da substância
formada, liberada ou depositada num eletrodo,
quando numa eletrólise passa pela solução uma
carga de 1 Coulomb.
m = e Q ou m = e i t
m = Q . E
96 500
m = i . t . E
96 500
=96 500
e E
Denomina-se radioatividade a atividade que
certos átomos possuem em emitir radiações
eletromagnéticas e partículas de seus núcleos
instáveis com o propósito de adquirir estabi-
lidade.
Radiações nucleares naturais
Em 1896 o físico Antoine Henri becquerel,
ao fazer pesquisa sobre os raios X, que havia
sido recentemente descoberto por Röetgen,
descobriu a possibilidade de um elemento
químico emitir radiações naturalmente.
Maria Sklodowska Curie, jovem física
polonesa, ao pesquisar a radioatividade de um
minério de urânio descobriu o polônio
elemento com maior capacidade de emitir
radiações, ela e seu marido Pierre Curie
dedicaram sua vida ao estudo de tal fenômeno.
Ernest Rutherford realizou em 1903 um
experimento através no qual pode separar as
radiações emitidas determinando a natureza
delas.
Material fluorescente
γ
β α
Chumbo material
radioativo
α desviada para a placa negativa
β desviada para a placa positiva
γ não ocorre desvio
Emissões Alfa ( α )
Características: são partículas pesadas com
carga elétrica positiva constituída de 2 prótons
e de 2 nêutrons (como o núcleo de um átomo
de Hélio.
Velocidade: de 3000 até 30 000 Km/s (5% da
velocidade da luz).
Poder de Ionização: alto, a partícula alfa
captura 2 elétrons do meio ambiente, transfor-
mando-se em um átomo de hélio.
4
2α + 2e- →
42He
Poder de penetração: pequeno, são detidos por
uma folha de papel ou pela camada de células
mortas que reveste o corpo humano, podendo no
máximo causar queimaduras.
Emissões Beta ( -1β0 )
Características: partículas leves, com carga
elétrica negativa e massa desprezível (seme-
lhante a elétrons).
Velocidade: varia de 100 000 Km/s até 290 000
Km/s (95% da velocidade da luz).
Poder de ionização: médio, como as partículas
beta possuem carga elétrica menor que a das
partículas alfa, a ionização que provoca é menor.
Poder de penetração: médio, são detidas por
uma chapa de chumbo de 2 mm, podem penetrar
até 2 cm do corpo humano e causar sérios danos.
Emissões Gama ( γ )
Características: São radiações eletromagnéticas
semelhantes aos raios X. Não possuem carga
elétrica e não possuem massa.
Velocidade: possuem velocidade igual à da luz,
ou seja, aproximadamente 300 000 Km/s.
Poder de ionização: pequeno, o poder de
ionização depende quase que exclusivamente da
carga elétrica; por isso, a radiação gama
praticamente não forma íons.
Poder de penetração: Alto, são detidas por
placas de chumbo de pelo menos 5 cm. São mais
penetrantes que os raios X. Atravessam o corpo
humano e causam danos irreparáveis.
Leis da Radioatividade
A emissão de partículas do núcleo de um
átomo instável, isto é, o decaimento radioativo,
ocorre de acordo com algumas leis básicas,
estabelecidas por Ernest Rutherford e pelo
físico-químico Frederick Soddy.
►Quando um átomo de determinado elemento
químico emite uma partícula 4
2α ou uma
partícula 0
-1 β ele se transforma em um átomo de
outro elemento químico.
►Na radioatividade natural, a radiação 0
0γ
nunca é emitida sozinha, mas sempre acom-
panhando a emissão de uma partícula 42α e
0-1 β.
► A intensidade da emissão de partículas é pro-
porcional à quantidade de elemento radioativo
presente.
Soddy determinou exatamente o que ocorre com
um átomo que se desintegra emitindo partícula α
ou β e elaborou as leis da radioatividade.
75
42
00
0-1
Primeira Lei de Soddy
Quando um átomo emite uma partícula
42α
seu número atômico (Z) diminui de 2 unidades
e seu número de massa (A) diminui de 4
unidades.
ZXA → 4
2α + Z - 2Y A – 4
Ex: 92U238
→ 42α + 90Th
234
Segunda Lei de Soddy
Quando um átomo emite uma partícula -1β
0
seu número atômico (Z) aumenta de 1 unidade
e seu número de massa (A) permanece
constante.
ZQA → -1β
0 + Z + 1R
A
Ex: 55Cs137
→ -1β0
+ 56Ba137
Hipótese de Fermi
►A partícula -1β
0 é emitida quando um
nêutron instável se desintegra convertendo-se
em um próton.
Ex: 0n1 → 1P
1 + -1β
0 + 0γ
0 + 0ν
0
são eliminados do núcleo
► O próton fica no núcleo e, como a massa do
próton é praticamente igual à massa do
nêutron, a massa total do núcleo atômico não
se altera.
►A partícula -1β0 é expulsa do núcleo com
radiação 0γ0 e uma outra partícula chamada
neutrino (0ν0), de carga, elétrica igual a zero e
massa desprezível.
► O pósitron ou partícula beta positiva, +1β0 é
na verdade uma antipartícula beta negativa -1β0
quando um pósitron e uma partícula beta se
chocam, há extinção de matéria e liberação de
energia na forma de radiação gama.
Ex: 15P30
→ +1β0 + 14Si
30
+1β0 + -1β
0 → 0γ
Transmutação
Natural: através de emissões sucessivas alfa e
beta os radioisótopos pesados sofrem trans-
formações originando uma série de elementos
intermediários, resultando como produto final
um isótopo estável do chumbo.
Artificial: obtida por bombardeamento de
núcleos estáveis com partículas alfa, prótons,
nêutrons, etc.
76
Período de meia-vida
Denomina-se período de meia vida ou período
de semi-desintegração ( P ou T1/2 ) o tempo
necessário para que a metade dos núcleos
radioativos se desintegre, ou seja, para que uma
amostra radioativa se reduza a metade.
P P P
mo mo/2 mo/4 mo/8
(massa inicial)
Curva de decaimento do
radioisótopo oxigênio 15.
20
10
5
2,5
0 2 4 6 tempo (min)
No gráfico, uma amostra inicial de 20 mg de
8O15
após 2 minutos, se reduz a 10 mg que , após
2 minutos se reduz a 5 mg e assim sucessi-
vamente, logo, podemos concluir que a meia
vida do isótopo 8O15
é de 2 minutos, ou seja,
cada 2 minutos a amostra se reduz à metade.
A meia-vida não depende da quantidade inicial
e também não é afetada por variações de pressão
e temperatura, já que essas transformações
envolvem um processo nuclear. As curvas de
decaimento sempre apresentam o mesmo
aspecto, mas os tempos de meia-vida podem
variar de frações de segundo a bilhões de anos,
como mostra a tabela abaixo:
Elemento Isótopo T1/2
polônio
214 0,001 s
218 3 min
210 138 dias
potássio 42 12,4 horas
iodo 131 8 dias
cobalto 60 5,27 anos
urânio
235 710milhões de anos
238 4,5bilhões de anos
carbono 14 5730 anos
Aplicações da radioatividade
Uma aplicação importante para o conceito
de meia-vida é o método de datação baseado
no isótopo 14 do carbono. Qualquer fóssil,
animal ou vegetal, ou mesmo um objeto
arqueológico que seja um subproduto de um
ser vivo, como um pedaço de madeira ou um
pedaço de pano, podem ter sua idade
determinada com certa precisão por esse
método. O carbono 14 forma-se naturalmente
no ar atmosférico quando nêutrons dos raios
cósmicos colidem com núcleos de nitrogênio:
7N14
+ 0n1 → 6C
14 + 1P
1
O carbono 14 reage então com o oxigênio do
ar formando gás carbônico radioativo, *CO2(g)
Esse *CO2(g) radioativo é absorvido pelos
vegetais por meio da fotossíntese e pelos
animais por meio da alimentação composta
por esses vegetais ou por animais que os
ingeriram.’’.
Assim a quantidade de carbono 14 nos
tecidos vegetais e animais vivos é pratica-
mente constante, pois, ao mesmo tempo em
que o carbono é absorvido pela alimentação,
ele também decai por emissão de partículas
beta negativa.
6C14
→ -1β0 + 7N
14
Quando o organismo morre, o 6C14
deixa de
ser reposto e a quantidade desse elemento no
organismo começa a decrescer. Com base
nesse fato e conhecendo o período de meia-
vida do carbono 14 que é de aproximadamente
5730 anos.
Os cientistas conseguem determinar a idade
de um fóssil ou de um objeto a partir da
relação entre a quantidade de 6C14
restante e a
quantidade que existe em uma espécie
semelhante atual.
Aplicação na medicina
Vários radioisótopos podem ser usados na
medicina nuclear, com o auxílio da física
médica, tanto no diagnóstico quanto no
tratamento de doenças. Por exemplo:
Isótopo Radiação Usos 51Cr γ Determinação de
volume do sangue. 60Co β, γ Tratamento do câncer
24Na β, γ Detecção de obstrução
no sistema circulatório. 59Tc γ Imagem do cérebro,
tireóide, fígado, rins.
Fissão Nuclear
( A quebra do núcleo atômico )
Fissão Nuclear é a partição de um núcleo
atômico pesado e instável provocada por um
bombardeamento de nêutrons com velocidade
moderada, originando 2 núcleos atômicos
médios, ocorrendo liberação de 2 ou 3 nêutrons
e uma quantidade muito grande de energia e de
outros neutros, que poderão repetir o processo
originando uma reação em cadeia.
92U235
+ 1
0n → 38Sr94
+ 54Xe139
+ 3 1
0n + energia
A fissão nuclear tem como principais aplicações
as bombas atômicas, como as que foram
lançadas em Hiroshima e Nagasaki, e as atuais
usinas nucleares, onde reatores nucleares usam a
fissão controlada para fornecer calor para a
água. A água, transformada em vapor move uma
turbina, “gerando” energia elétrica.
Fusão Nuclear
(União de núcleos atômicos)
Fusão Nuclear é a junção de dois ou mais
núcleos leves originando um único núcleo e a
liberação de uma quantidade colossal de energia.
Exemplo:
21H +
31H →
42He +
10n + energia
Atualmente existem pesquisas para o
aproveitamento da energia liberada na fusão
nuclear em reatores nucleares mais eficientes
que os atuais, movidos por fissão. Entretanto
os reatores de fusão nuclear ainda são um
sonho. No estágio tecnológico atual.
77
H21deutério
H13
trítioH2
4
hélio
10n
nêutron
Reações de Substituição
Troca de um átomo ou radical por
outro átomo ou radical
Halogenação
Substituição de alcanos ( Cl2 e Br2)
Nitração (HNO3 ácido nítrico)
Sulfonação (H2SO4 = HOSO3H)
OBS: carbonos terciários reagem mais rápida-
mente que carbonos secundários e carbonos
secundários mais rapidamente que carbonos
primários. As reações orgânicas são em geral
lentas e reversíveis.
Substituição em aromáticos
Halogenação
78
Nitração
Sulfonação
Radicais Dirigentes nos Aromáticos
Quando um radical ou grupo funcional estiver
ligado ao anel benzênico, estes dirigiram a
substituição (radicais dirigentes). As posições
1,2; 1,3; 1,4 nos compostos aromáticos são
chamadas respectivamente de orto, meta, para.
Radicais Orto e Para dirigentes: Orientam a
substituição para as posições orto e para.
Os principais radicais orto-para-dirigentes são:
-NH2, -OH, -OCH3, -CH3-CH2-CH3... F,Cl,Br,I.
Ex: Grupo orto-para-dirigente
Radicais Meta dirigentes: Orientam a subs-
tituição para a posição meta.
Os principais radicais meta-dirigentes são:
-NO2, -SO3H, -CHO, -COOH, -CN.
H3C Cl + NaOH H3C OH + NaCl
+C
H
H
H
H + Cl2Luz
C
H
H
H
Cl HCl
metano clorometano
ác. clorídrico
+C
H
H
H
H + C
H
H
H
NO2
metano
HONO2 H2O
ác.nítrico
nitrometano
água
+C
H
H
H
H + C
H
H
H
SO3H
metano ác. metanossulfônico
HOSO3H H2O
ác.sulfúrico água
+
AlCl3
Cl
HCl+ Cl2
H
HO NO2+H2SO4
+ HOH
NO2
benzeno nitrobenzeno
HO SO3H+
benzeno
SO3H
ác.benzeno sulfônico-
OH
+ Cl2
OH
Cl2
OH
Cl2
+
+HCl
HCl
+Cl2+ HCl
C
O HC
O H
Cl2
Reações de Adição
Consiste em adicionar compostos, átomos ou
radicais. Ocorrendo a quebra da ligação dupla
e tripla (ligações do tipo π) ligações mais
fracas.
Hidrogenação catalítica
Essa reação ocorre entre os hidrocarbonetos
alcenos, alcinos e dienos e o gás hidrogênio na
presença de catalisadores metálicos apropri-
ados, tais como Ni, Pt,Pd.
Regra de Markovnikov
O hidrogênio adiciona-se ao carbono que está
mais hidrogenado.
Reagentes H-X ( onde X = Cl; Br; I) e H2O.
Halogenação
eteno 1,2 dibromoetano
Adição de H-X (HCl,HBr,HI)
etino cloroeteno
Reação de Hidratação
Essas reações consistem na adição de água
(H2O ou HOH), na presença de catalisadores e
em meio ácido.
eteno etanol
Reações de Oxidação
Combustão: São reações exotérmicas que uti-
lizam como combustível os compostos orgânicos
e como comburente o gás oxigênio presente no
ar atmosférico.
Combustão completa: Ocorre produção de gás
carbônico e água como produtos finais.
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + calor
Combustão incompleta: Em geral, ocorrem por
deficiência de oxigênio, ocorrendo a formação
de substâncias como o monóxido de carbono
(CO), fuligem (C), CO2, etc.
CH4 + O2 → C + 2H2O + calor
Oxidação de Alcenos
Reação de Oxidação Branda
A oxidação Branda ocorre com hidrocarbonetos
insaturados e o elemento oxigênio é obtido, ge-
ralmente, a partir do permanganato de potássio
(KMnO4) em meio neutro ou ligeiramente
básico, diluído e a frio. Nessas condições o
KMnO4 é o agente oxidante, denominado
reativo de Baeyer.
Oxidação energética de alcenos: Os dois
oxidantes mais utilizados na reação é o KMnO4
e o K2Cr2O7 em meio ácido e a quente.
alceno → ácido + cetona
2-metilbut-2-eno ác. etanóico propanona
Ozonólise de alcenos:A ozonólise utiliza ozônio
(O3) na presença de água e zinco que evita que a
água oxigenada formada oxide os aldeídos.
2-metilbut-2-eno etanal propanona
Carbono primário e secundário: produz aldeído.
Carbono terciário: produz cetona.
79
C
H
H C
H
H + H H C
H
H
H
C
H
H
H
eteno etano
Ni
+Ni
H3C C
H
CH2 HCl H3C C
Cl
H
CH3
H2C CH2 + Br2 H2C CH2
Br Br
HC CH + HCl H2C CH
Cl
H2C CH2 + HOH H3C CH2
OH
+2 KMNO4 + H2OOH
-
2KOH + MnO22 3 [O]violeta castanho
H3C CH CH2
[O]/H2O
brandaH3C CH
OH
CH2
OH
alceno diálcool
[O]
energéticaCH3 C
O
OH
+H3C C
CH3
C
H
CH3 H3C C
O
CH3
CH3 C
O
H
H3C C
CH3
C
H
CH3 H3C C
O
CH3
+ O3 + +
H2OH2O
Zn
Oxidação de álcoois
etanol etanal ác. etanóico
álcool primário → aldeído → ác. carboxílico
Oxidação de álcool secundário
Propan-2-ol propanona
álcool secundário → cetona
A oxidação de álcool terciário não ocorre.
Por não apresentar hidrogênio ligado ao
carbono do grupo funcional, esses álcoois não
sofrem oxidação, mas apenas, combustão.
Oxidação em aldeídos e Cetonas
As reações de oxidação podem ser feitas
utilizando agentes oxidantes, tais como
KMnO4, K2Cr2O7, etc.
Em laboratório, para diferenciar aldeídos de
cetonas através de reações de oxidação, são
usadas algumas misturas oxidantes que
identificam o poder redutor dos aldeídos.
Reativo de Tollens: solução aquosa amoni-
acal de nitrato de prata (AgNO3/NH4OH). O
poder redutor dos aldeídos é identificado pela
formação de um espelho de prata, pelo
depósito de prata metálica.
Reativo de Fehling: solução aquosa de
sulfato cúprico pentahidratado em meio básico
e tartarato duplo de sódio e potássio. O poder
redutor dos aldeídos é identificado pela
formação de um precipitado laranja de Cu2O.
Reativo de Benedict: solução aquosa de
sulfato de cobre em meio básico e citrato de
sódio. O poder redutor dos aldeídos é
identificado pela formação de um precipitado
laranja de Cu2O.
80
Desidratação de álcoois
Desidratação intramolecular: Nessa reação
ocorre à saída de uma molécula de água de
“dentro” de cada molécula de álcool. Nesse tipo
de reação ocorre a saída do grupo OH, e do
carbono vizinho sai o outro hidrogênio,
originando um alceno e água.
Desidratação intermolecular: Nessa reação
ocorre a saída de uma molécula de água a partir
de duas moléculas de álcool, que interagem
pelos grupos OH devido a ligação de hidrogênio
que ocorre.
Reação de Esterificação
A reação de esterificação ocorre quando um
ácido reage com um álcool, produzindo éster e
água, o processo inverso é denominado
hidrólise.
etanol
ác.acético acetato de etila
Reação de Saponificação
Os glicerídeos são triésteres formados a partir
de três moléculas de ácidos graxos e uma
molécula do triálcool glicerina (propanotriol).
C
OH
H3C
H
H[O]
-1+2 +3H2O
H3C C
O
H
[O]H3C C
O
OH
[O][O]C
OH
H3C
H
CH3 H3C C
O
CH3não reage
R C
O
H
R C
O
OH
[O]
[O]
R C
O
R não reage
aldeído ácido carboxílico
cetona
C
H
H
H
C
OH
H
HH2SO4 conc
170 ºC
H C
H
C
H
H + H2O
etanoletileno
H3C CH2 OH
H3C CH2 OH ºC140
H2SO4 ConcH3C CH2 O CH2 CH3
+ H2O
etanol
éter dietílico
ácido + álcool éster +águaesterificação
hidrólise
H3C C
O
OH
+ HO CH2 CH3 H3C C
O
O CH2 CH3
+ HOH
glicerídeos
base forte
OC CH2
+CO
CO
CH
CH2
O
OC
O
OC
CO
O
CH2
CH
CH2
+ NaOH3
O-Na+
O-Na+
O-Na+
sais de ácidos
carboxílicos
(sabão)
OH
triálcool
glicerina
OH
OH
R1
R2
R3
R2
R1
R3
R1
R2
R3
hidrólise
esterificação
água
triésterestriálcoolácidos graxos
O
OHC CH2
+
HO
COH
O
COH
O
HO CH
CH2HO
O
OC
O
OC
CO
O
CH2
CH
CH2
+ H2O3R2
R1
R3
É o fenômeno caracterizado pela oco-
rrência de duas ou mais substâncias
diferentes, que apresentam a mesma
fórmula molecular, mas diferentes fórmu-
las estruturais.
Isomeria Plana
Mesma fórmula molecular
compostos diferentes
A isomeria plana é dividida em cinco casos:
1) Isomeria plana de função
A diferença entre os isômeros está
no grupo funcional
2) Isomeria plana de cadeia
A diferença entre os isômeros está no tipo de
cadeia carbônica
Cadeia fechada e cadeia aberta
Cadeia ramificada e cadeia normal
Cadeia heterogênea e cadeia homogênea
3) Isomeria plana de posição
A diferença entre os isômeros está na posição
de um grupo funcional, de uma insaturação ou
de um substituinte.
Diferente posição de um grupo funcional
Propan-1-ol propan-2-ol
Diferente posição de uma insaturação
but-1-eno but-2-eno
Diferente posição de um substituinte
1,1-dimetilciclopropano 1,2-dimetilciclopropano
4) Compensação ou metameria
A diferença entre os isômeros está apenas na
posição de um heteroátomo.
5) Dinâmica ou tautomeria
Esse tipo de isomeria ocorre quando dois
compostos de mesma fórmula molecular e
grupos funcionais diferentes coexistem em
equilíbrio dinâmico no qual um deles está
continuamente se transformando no outro e vice-
versa.
Tautomeria aldo-enólica (enol ↔ aldeído)
Tautomeria ceto-enólica (enol ↔ cetona)
Prop-1-eno propanona 81
H3C O CH3 H3C CH2 OH
metoximetano etanolC2H6O C2H6O
H3C
C
O
CH3
propanona
H3C CH2 C
O
Hpropanal
C3H6OC3H6O
CH2
CH2
H2C
H2C CH CH3
ciclopropano
propeno
C3H6
C3H6
H3C CH
CH3
CH3
metilpropano
H3C CH2 CH2 CH3
butano
C4H10C4H10
H3C N CH3
H H3C CH2 NH2
dimetilamina etilaminaC3H6 C3H6
H3C CH2 CH2 OH H3C CH CH3
OH
C3H8O C3H8O
H2C CH CH2 CH3 H3C CH CH CH3
C4H8 C4H8
CH2
C
H2C
H3C CH3
C
C
C
H CH3
CH3
H
H
HC5H10C5H10
C C
H
H
OH
H
C C
O
H
H
H
HC2H4O
C2H4Oetenol
etanal
H3C O CH2 CH2 CH3
H3C CH2 O CH2 CH3
metoxipropano
etoxietano
H3C C
OH
CH2H3C C C
O H
H
HC3H6O C3H6O
Isomeria Espacial
A isomeria espacial, também chamada
estereoisomeria, é um outro tipo de isomeria
que pode ocorrer em compostos orgânicos,
onde seus isômeros apresentam a mesma
fórmula molecular, mas as ligações entre os
átomos estão dispostas (orientadas) de maneira
diferente no espaço. Existem dois tipos de
isomeria espacial.
- Isomeria geométrica
- Isomeria óptica
Isomeria Geométrica ou Cis-Trans
Os isômeros cis e trans apresentam proprie-
dades físicas ligeiramente diferentes.
Isômero densidade PE
Cis 1,282 ≡ 59
Trans 1,257 ≡ 48
Isomeria geométrica de cadeia acíclica
» é necessário que os ligantes de cada
carbonos sejam diferentes entre si, pois se
forem iguais não haverá isomeria.
Ex:
As moléculas acima representam um único
composto.
►Isomeria cis-trans é o que ocorre no ácido
butenodióico.
Isomeria geométrica em compostos
de cadeia cíclica
A estrutura cíclica é “rígida”, logo para que
haja isomeria geométrica basta que pelo
menos dois átomos de carbono do ciclo
possuam ligantes diferentes entre si e iguais
aos de um outro átomo de carbono.
82
Traçando uma linha imaginária no sentido da
ligação dos átomos de carbono que possuem
ligantes diferentes, definimos os isômeros cis e
trans.
Considere por exemplo, o hidrocarboneto 1,2-
dimetilciclopropano
cis-1,2-dimetilciclopentano trans-1,2-dimetilciclopentano
OBS: Toda molécula cíclica que sofre isomeria
trans é assimétrica (não tem plano de simetria).
cis-1,2-dibromociclopropano trans-1,2-dibromociclopropano
Isomeria óptica
A isomeria óptica estuda o comportamento das
substâncias quando submetidas a um feixe de luz
polarizada, que pode ser obtida a partir da luz
natural (não polarizada). Esse fenômeno só
ocorre quando a molécula é assimétrica, ou seja,
quando não é possível dividi-la de modo que os
dois lados resultantes dessa divisão fique iguais.
Moléculas com um carbono assimétrico
Um modo de verificarmos se a molécula de
determinado composto é assimétrica e, portanto,
se possui atividade óptica, é observar se essa
molécula possui átomo de carbono assimétrico.
Átomos de carbono assimétrico, C*, é aquele
que sofre hibridação sp3 e possui todos os 4
ligantes diferentes entre sí.
Ligantes do C* : etil ≠ metil ≠ n-propil ≠ hidrogênio
C C
H
H3C
H
CH3
C C
H
CH3
CH3
H
CIS TRANS
C C
H
H
H
CH3
é igual aC C
H
CH3
H
H
C C
H
C
C
CH3
OOH
OOH
C C
C
H
C
H
OHH O OH
ácido cis butenodióicoácido maléico ácido fumárico
butenodióicoácido trans
H Br
Br H
H H
Br Br
H3C CH2 C
H
CH3
CH2 CH2 CH3
A presença de um carbono assimétrico
(quiral) em uma molécula garante a existência
de duas estruturas não sobreponíveis, as quais
correspondem a duas substâncias denominadas
isômeros ópticos, Esses isômeros têm a
capacidade de desviar o plano da luz
polarizada de mesmo ângulo, mas em sentidos
opostos, e são denominados opticamente
ativos.
A molécula assimétrica e seu isômero óptico
não são sobreponíveis e por isso, são
chamados de moléculas quirais. A palavra
quiral vem de mão (em grego).
Utilizando um polarímetro, verifica-se que
ambos os isômeros provocam o mesmo desvio
angular, mas em sentido opostos. O isômero
que produz o desvio para a direita é
denominado isômero dextrogiro (d), enquanto
o outro, que provoca o desvio para a esquerda,
é denominado isômero levogiro (l). Se misturarmos partes iguais de dois
antípodas ópticos (dextrogiro e levogiro),
obteremos uma mistura racêmica, que é
opticamente inativa por compensação
externa.
Regra de van’t Hoff
Indica o número de isômeros opticamente
ativos (IOA) e inativos ou racêmicos (IOI)
IOA = 2n onde n é o número de carbonos
assimétricos. IOI = 2n-1
O número de misturas racêmicas é sempre a
metade do número de isômeros ópticos ativos.
O composto 3-metilpentan-2-ol possui 2
átomos de carbono assimétricos diferentes
logo possuem 4 isômeros ópticos ativos e duas
misturas racêmicas.
Composto meso: Quando um composto
apresenta 2 carbonos assimétricos iguais, ou
seja apresentando os mesmos grupos ligantes.
2,3-dihidroxibutanodióico
ácido tartárico
A Bioquímica estuda os processos químicos
que ocorrem nos organismos vivos, animais e
vegetais, os compostos bioquímicos e sua
importância industrial. De modo simplificado,
para efeito de estudo, dividimos os compostos
bioquímicos em três classes principais:
- Glicídios
- Lipídios
- Proteínas
Glicídios (Carboidratos)
Os Glicídios ou açucares também são cha-
mados de carboidratos ou hidratos de carbonos.
O nome hidrato de carbono é devido ao fato de
que praticamente todos os compostos dessa
classe obedecem à seguinte fórmula geral:
Cx(H2O)y.
Os hidratos de carbonos são usados pelos
organismos vivos essencialmente na produção
de energia. As plantas fabricam os hidratos de
carbono por meio da reação de fotossíntese. Na
qual, utilizando a clorofila para reter a energia
luminosa, combinam água e gás carbônico para
produzir glicose, C6H12O6.
A reação de fotossíntese acima é simplificada.
Na verdade a reação entre o gás carbônico e
água não ocorre diretamente, mas desenvolve-se
por meio de uma série de reações, com a
participação de várias enzimas catalisadoras. A
fotossíntese pode ser dividida em duas fases:
uma que se processa em presença da luz, a etapa
de claro, e outra que independe da luz, a etapa
de escuro.
Os compostos ou hidratos de carbono são
compostos de função mista, poliálcool-aldeído
ou poliálcool-cetona, ou qualquer outro que, ao
sofrer hidrólise, se transforme num composto
desse tipo.
As fontes de carboidratos na alimentação são as
massas, os pães e os alimentos ricos em amido
(arroz, milho, batata).
Classificação de Glicídios
83
H3C C
OH
H
C CH2
H
CH3
CH3
C C
O
HO
OH
H
C C
OH
H
O
OH
Oses ou monossacarídios
OsídiosHolosídios
Aldoses
Cetoses
Oligossacarídios
Polissacarídios
Dissacarídios
Trissacarídios
Glicídios
Heterosídios
6O2+C6H12O6H2O+6CO2
luz e clorofila
6
OSES e OSÍDEOS
As oses são unidades básica de carboidratos
não sofrem hidrólise (monossacarídeos).
Os osídeos sofrem hidrólise (dissacarídeos,
tri, polissacarídeos).
Os carboidratos (glicídios) são compostos de
função mista poliálcool ou poliálcool cetona.
Glicose Frutose
(C6H12O6) (C6H12O6)
aldo-hexose ceto-hexose
C12H22O11 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6
Sacarose água glicose frutose
osídeo ose ose
dissacarídeo monossacarídeo
Nomenclatura monossacarídeos (oses)
1º Prefixo “aldo” (função mista polialcool-
aldeído).
2º Prefixo “ceto” (função mista poliálcool-
cetona).
3º Indicar o número de carbonos.
3-C- Triose
4-C- Tetrose
5-C- Pentose
6-C- Hexose (separa-se por hífen)
OBS: Série “D” direita (hidroxila à direita no
penúltimo carbono). Série “L” esquerda
(hidroxila a esquerda no penúltimo carbono).
aldotriose aldotriose
D-gliceraldeido L-gliceraldeido
cetopentose
L-cetopentose
84
Nas oses ocorre um fenômeno muito importante
de ciclização da molécula, o grupo aldeído ou
cetona pode reagir com uma hidroxila da própria
molécula, dando uma cadeia fechada ou cíclica.
Quando α-glicose pura e β-glicose pura são
colocadas em água, uma transforma-se na outra
espontaneamente, essa transformação chama-se
mutarrotação.
Oligossacarídeos e Polissacarídeos
Oligossacarídeos: Sofrem hidrólise produzindo
um número pequeno de oses.
Ex: sacarose, rafinose.
C18H34O17 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6 + C6H12O6
Rafinose glicose frutose galactose
Trissacarídeo mono mono mono
Osídeo ose ose ose
Polissacarídeos: Sofrem hidrólise produzem
um número muito grande de oses.
Ex: amido, celulose.
1(C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6
amido α-glicose
1(C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6
celulose β-glicose
Sacarose: dissacarídeo formado pela conden-
sação de uma molécula de glicose e uma
molécula de frutose. É o açúcar comum obtido
da cana de açúcar. Formula molecular C12H22O11
Amido: Polissacarídeo, formado pela conden-
sação de 30 a 3000 moléculas de α-glicose.
Reserva energética dos vegetais.
Celulose: Polissacarídeo, formado pela conden-
sação de 1200 a 12000 moléculas de β-glicose.
Importante componente estrutural dos vegetais é o
polissacarídeo mais abundante na natureza.
Maltose: dissacarídeo (açúcar da cerveja)
galactose + glicose.
Lactose: dissacarídeo (açúcar do leite) glicose +
glicose.
Glicogênio: polissacarídeo (armazenamento de
energia dos animais.
Glicogênese: ocorre quando ingerirmos um
alimento que é ingerido e produz glicose. A
glicose obtida é transformada em glicogênio.
Glicogenólise: Ocorre quando o nível de glicose
diminui na corrente sanguínea.
C OHH2
H
H
OH
OH
C
C
C
CO
C
OH
OH
H
H
H
H2OHC
C O
COH H
C OHH2
H
H
OH
OH
C
C
C
C
O H
OHH
C
C
O H
HHO
H2C OHH2C OH
H2C OH
C O
C H
C
HO
OHH
H2C OH
LIPÍDIOS
A palavra lipídio vem do grego lipos, que
significa gordura. Os lipídios são altamente
energéticos e pouco solúveis em água e se
dissolvem em solventes orgânicos (como
clorofórmio, éter e benzeno), por isso cons-
tituem a maior forma de armazenamento de
energia do organismo. O tecido adiposo
(gorduroso) ajuda a manter os órgãos e nervos
no lugar, protegendo-os contra choques e
lesões traumáticas. A camada subcutânea de
gordura isola o organismo, preservando o
calor do corpo e mantendo a temperatura
constante. Os lipídios ainda auxiliam no
transporte e na absorção de vitaminas
lipossolúveis (A, D e E). As fontes de lipídios
na alimentação são óleos, azeites, margarina
maionese, amendoim, chocolate, etc.
Cerídeos
São conhecidos como ceras e podem ser de
origem animal ou vegetal.
Os cerídeos são ésteres formados a partir
de um ácido graxo superior e de um álcool
graxo superior.
Ácidos graxos: é todo ácido obtido a partir de
óleos e gordura animais e vegetais. Os ácidos
graxos são compostos monocarboxílicos, ou
seja, que apresentam um único grupo –COOH
na extremidade da cadeia.
Os compostos que apresentam mais de 10
átomos de carbono são chamados de ácidos
graxos superiores. Exemplo:
Ácido oléico ou ácido cis-9-octadecenóico
(constitui 83% azeite de oliva)
Álcoois graxos: são alcoóis com mais de 8
átomos de carbono na cadeia, que geralmente
é linear, compostos com mais de 16 átomos de
carbono são denominados alcoóis graxos
superiores.
Os cerídeos são utilizados na fabricação de
cosméticos, velas, sabões, graxa de sapato etc.
Exemplo: palmitato de merissila encontrado
nos favos de cera de abelha.
Glicerídeos
Os glicerídeos são óleos ou gorduras e podem
ser de origem animal ou vegetal.
Os glicerídeos são triésteres formados a
partir de três moléculas de ácidos graxos
superiores (iguais ou diferentes) e uma
molécula do triálcool glicerina (propanotriol).
Óleos: são derivados predominantemente de
ácidos graxos insaturados e apresentam-se na
fase líquida em condições ambientes.
Gorduras: são derivados predominantemente de
ácidos graxos saturados e apresentam-se na fase
sólida em condições ambientes.
Hidrogenação
Como a insaturação é a única diferença
química entre um óleo e uma gordura, é possível
transformar óleos em gorduras pela adição
catalítica de hidrogênio, que é o método que a
indústria utiliza para fabricar margarina (gordura
vegeta) a partir de óleos vegetais.
Saponificação
As gorduras animais como os sebos de porco ou
de boi são usadas na fabricação de sabão. Sabões
são sais de ácido graxo obtido (junto com a
glicerina) pela reação entre um glicerídeo e uma
base forte (NaOH ou KOH).
O sabão é biodegradável, isto é, consumido e
destruído por microorganismos existentes na
água, que deste modo não fica poluída.
85
H3C CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 C
C C
H
C
H
CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 C
O
OH
H2H2
H3C C C
O
OHH214
+ HO CH2 C CH3
14H2 29
H3C C C
O
O CH2 C CH329
H2
H2
+ H2O
ácido palmíticoálcool merissílico
palmitato de merissila
água
ácido graxo superiorálcool graxo superior
R1
R2
R3
hidrólise
esterificação
água
triésterestriálcoolácidos graxos
O
OHC CH2
+
HO
COH
O
COH
O
HO CH
CH2HO
O
OC
O
OC
CO
O
CH2
CH
CH2
+ H2O3R2
R1
R3
C C
H H
+ H2Ni (pó)
C CH H
H H
óleo vegetal margarina
glicerídeos
base forte
OC CH2
+CO
CO
CH
CH2
O
OC
O
OC
CO
O
CH2
CH
CH2
+ NaOH3
O-Na+
O-Na+
O-Na+
sais de ácidos
carboxílicos
(sabão)
OH
triálcool
glicerina
OH
OH
R1
R2
R3
R2
R1
R3
Sabão e Detergentes
O uso de KOH no lugar do NaOH permite
obter sabões moles que tem utilidade na
fabricação de cremes para barbear. A glicerina
ou (glicerol) é um subproduto da fabricação do
sabão. Por esse motivo, toda fábrica de sabão
vende também glicerina. Ela é adicionada aos
cremes de beleza e sabonetes, pois é um
umectante, isto é, mantém a umidade da pele.
A água por si só não consegue remover
certos tipos de sujeira, como, por exemplo,
restos de óleo em um prato, isso acontece
porque as moléculas de água são polares e as
de óleo, apolares. O sabão exerce um papel
importantíssimo na limpeza porque consegue,
assim dizer, “jogar nos dois times”, no das
substância polares e no das apolares.
Os detergentes sintéticos atuam da mesma
maneira, porém diferem dos sabões na
estrutura da molécula, Os sabões são sais de
ácido carboxílico de cadeia longa, e os
detergentes sintéticos, na grande maioria, sais
de ácidos sulfônicos de cadeia longa. Os
sabões em pó são, na verdade, detergentes
(sais de ácidos sulfônicos). Contêm também
outras substâncias, como Na2SO4, Na2CO3 etc.
PROTEÍNAS
As proteínas desempenham um papel estru-
tural, ou seja, são responsáveis pelo desenvol-
vimento da estrutura do organismo e são
formadas pela união de α-aminoácidos. As
fontes de proteínas na alimentação são carnes,
peixes, ovos e leguminosas, como feijão e soja
α-aminoácidos
Os α-aminoácidos (α indica que o grupo
amina se encontra no carbono 2 contando a
partir do grupo carboxila) são os monômeros
que dão origem às proteínas, polímeros
naturais.
86
Aminoácidos são compostos orgânicos de
função mista: amina e ácido carboxílico.
2 ou α 1
Nomenclatura
ácido (opcional) + localização do grupo amina
+amino + nome do ácido.
(ácido) α-aminoetanóico
glicina
(ácido) α-aminopropanóico
alanina
α-amino-3-metilbutanóico
valina
Como o átomo de carbono 1 é sempre o que
possui o grupo carboxila, é comum designar,
alga,α; beta,β; gama,γ ;delta,δ ;epsílon,ε; etc.
Assim, o α-amino valina, por exemplo, poderia
ser chamado de α-amino- β-metilbutanóico.
Ligação peptídica: É a ligação formada quando ocorre reação entre
um ácido carboxílico e uma amina.
Considere, por exemplo, dois α-aminoácidos
genéricos em que R e R’ são radicais quaisquer.
As proteínas são compostos formados pela
reação de polimerização (por condensação) de
um número muito grande de α-aminoácidos,
dando origem a mais de 100 ligações peptídicas.
constituintes básicos dos músculos, do sangue,
dos tecidos, da pele, hormônios e das enzimas
que catalisam as reações que ocorrem no nosso
organismo. As proteínas são constituídas pela
interação de 20 aminoácidos, desses oito são
essenciais ao organismo humano que não são
capazes de sintetizá-los. Por isso, esses
aminoácidos devem ser ingeridos durante o
consumo de alimentos como ovos, carnes
vermelhas e branca, arroz, milho e trigo.
CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2 C
O
O-Na
+
cadeia apolar
capaz de interagir com a gordura
extremidade polar
capaz de interagir
com a água
C
O
OH
C
O
O-Na
+
SO3HSO3
- Na
+
sabão
detergente
C
NH2
C
O
OH
H2C C
NH2
O
OH
C
H
H3C
NH2
C
O
OH
C
H
C
NH2
C
O
OH
H3C
CH3
H
R CH C
N
H H
O
OH
+ R' CH C
N
H H
O
OH
H3O+
H3O+ R CH C
N
H H
O
N
H
CH C
O
OH
+ HOH
ligação peptídica (grupo amida)
POLÍMEROS
POLÍMERO DE ADIÇÃO
Os químicos na década de 30, através de
reações de adição, unir várias moléculas de
eteno(etileno) produzindo um composto de
alta massa molecular, chamado de polímero.
O reagente recebe o nome de monômero e a
reação de polimerização. As palavras
polímero e monômero vem do grego
poli(muitas), mono(uma) e mero(partes).
Polietileno
Onde n varia de 2000 até 50000
O polietileno de cadeia reta origina material
rígido, utilizado na fabricação de garrafas,
brinquedos e outros objetos, enquanto o
polietileno de cadeia ramificada produz um
material macio e flexível, tais como sacos e
embalagens.
Poliestireno
Polímero obtido pela adição sucessiva do
vinil-benzeno (estireno).
O poliestireno é usado na produção de
objetos moldados, como pratos, copos,
xícaras, seringas e objetos transparentes.
Quando sofre expansão provocada por gases,
origina o isopor.
Policloreto de vinila (PVC)
Aplicado em tubos para encanamento,
isolantes elétricos, pisos plásticos, etc.
Polipropileno
O polipropileno é obtido pela polimerização do
propeno(propileno).
É utilizado em pára-choques de automóvel,
peças moldadas, tapetes, etc.
Teflon
É o produto da polimerização do tetrafluoreteno
ou tetrafluoretileno.
Aplicado em revestimento de panelas e
frigideiras, veda-rosca usado por encanadores.
Poliacetato de vinila (PVA)
Utilizado em tintas, gomas de mascar, adesivos.
Poliacrilonitrila
Borracha
A borracha em geral, tanto as naturais como
as sintéticas são denominadas elastômeros
(polímeros que possuem alta elastidade).
Borracha Natural ou poliisopreno
É obtido a partir do metilbut-1,3-dieno,
conhecido como isopreno.
87
C C
H
H
H
Hn
P,T
catalisadorC
H
H
C
H
H netilenopolietileno
nP,T
catalisador
n
C C
HH
H
C C
HH
H
estirenopoliestireno
nP,T
catalisador
n
C C
H
H
H
ClC C
H
H
H
Cl
monômeropolímero
cloreto de vinilapolicloreto de vinila
nP,T
catalisador
n
C C
H
H
H
CH3
C C
H
H
H
CH3
monômeropolímero
propileno
polipropileno
n P,T
catalisador
n
C C
F
F
F
F
monômeropolímero
C C
F
F
F
F
tetrafluoretileno
politetrafluoretileno
teflon
nP,T
catalisador
n
C C
H
H
H
O C
O
CH3
monômero
polímero
C CH
H
H
O C
O
CH3
acetato de vinilapoliacetato de vinila (PVA)
C C
H
H
H
CN
polímeromonômero
C C
H
H
H
CNn
catalisador
P,Tn
cianeto de vinila
acrilonitrila policianeto de vinila
poliacrilonitrila
catalisadorH2C C CH CH2
CH3
H2C C CH CH2
CH3
isopreno poliisopreno (borracha natural)
Vulcanização da borracha
O látex obtido da seringueira é precipitado,
dando origem a uma massa viscosa que é a
borracha natural. Essa borracha é prensada
com o auxílio de cilindros, originando lâminas
moles de pequena resistência e elasticidade.
Essa borracha se torna quebradiça em dias
frios e extremamente gosmenta em dias
quentes. O aquecimento dessa massa viscosa
com enxofre produz um material bastante
elástico que praticamente não se altera com
pequena variações de temperatura. A esse
processo foi dado o nome de vulcanização.
Aplicação 70% utilizada para produção de
pneus. A borracha natural também é utilizada
para fabricação de luvas cirúrgicas, balões de
aniversários, borrachas escolares, etc.
Borracha sintética
A borracha sintética pode ser obtida a partir
do acetileno, C2H2(g), de acordo com as
seguintes etapas.
Dimerização do acetileno: duas moléculas de
acetileno associam-se para forma o vinil
acetileno.
Reação do vinilacetileno com gás hidrogênio,
produzindo o monômero but-1,3-dieno.
O monômero que dá origem ao polibutadieno
é o but-1,3-dieno. Reação de obtenção.
Semelhante às da borracha natural quando
vulcanizada, maior resistência à abrasão e
menor recuperação elástica que a borracha
natural. Mesma aplicação que a borracha
natural, exceto quando é necessário maior
elasticidade.
POLÍMEROS DE CONDENSAÇÃO
Formados a partir de um único monômero,
através de uma reação de condensação, com
eliminação de outra molécula, H2O, HCl, NH3.
nC6H12O6 → (C5H10O5)n + nH2O α-glicose amido (polímero
monômero de condensação)
nC6H12O6 → (C5H10O5)n + nH2O
β-glicose celulose (polímero
88 monômero de condensação
COPOLÍMEROS
Formados a partir de mais de um monômero,
através de reação de adição ou de condensação.
É o caso em que o polímero é obtido a partir de
dois ou mais monômeros diferentes.
Simbolicamente, podemos imaginar como uma
corrente formada por elos diferentes.
Energias Químicas no Cotidiano
PETRÓLEO
Como se Formou o Petróleo
A teoria mais aceita é que tudo começou a
milhares de anos, quando restos de animais e
vegetais mortos se depositaram no fundo dos
mares, nas vizinhanças de terra firme. Esses
restos foram sendo lentamente cobertos por
sedimentos (pó de calcário e areia) que com o
passar dos anos, se transformaram em rocha,
chamadas de rochas sedimentares (calcário e
arenito). Abaixo da superfície, sob efeito da alta
temperatura e da alta pressão aí, existentes, os
restos orgânicos dos animais e vegetais
sofreram, ao longo dos milhares de anos que se
seguiram, transformações químicas bastante
complicadas, formando o que hoje conhecemos
como petróleo, um líquido viscoso e geralmente
de coloração escura.
Composição do Petróleo
Constituído fundamentalmente por compostos
que contém apenas carbono hidrogênio ou seja
hidrocarbonetos, além dos hidrocarbonetos
contém em pequenas quantidades, substâncias
contendo nitrogênio, oxigênio e enxofre. Este
último é a pior impureza existente no petróleo,
estando presente na forma de substância simples
(S8), de gás sulfídrico (H2S) e também na
composição de substâncias orgânicas. O enxofre
deve ser retirado dos combustíveis, pois é
responsável pelo mau cheiro dos produtos na
queíma, atrapalha o funcionamento do motor e
faz com que o combustível fique corrosivo. É
também um dos responsáveis pelo fenômeno da
chuva ácida.
H C C C C H
HH
cat H C C C C H
H H H H
H C C C C H
H HCu2Cl2
NH4ClH C C H+H C C H
n
catH C C C C H
H H H H
C C C C
H2 H H H2
P,
H2C C
H
C
H
CH2 +n n H2C CH
eritreno
(monômero)
estireno(monômero)
C C
H
H
H
C C
H
H
C
H
H
C
H
buna S(copolímero de adição) n
Destilação do Petróleo
O processo de separação utilizado chama-se
destilação fracionada e é executado com o
auxílio de uma torre de fracionamento, uma
coluna de aço inoxidável cheia de “obstáculos
em seu interior. O petróleo aquecido é
introduzido próximo à base da coluna, às
moléculas menores (hidrocarbonetos com
baixo ponto de ebulição) conseguem contornar
esses “obstáculos” e chega ao topo da coluna.
Moléculas maiores (de hidrocarbonetos com
ponto de ebulição mais alto) não conseguem
chegar ao topo, acumulando-se nos diversos
níveis da coluna.
A destilação fracionada baseia-se na diferença de
volatilidade entre os vários componentes do
petróleo
Fração
Carbonos
Ebulição
Gases 1 a 4 Abaixo de 20
Éter de petróleo 5 a 6 20 a 60
Benzina 6 a 8 60 a 110
Gasolina 5 a 10 40 a 200
Querosene 12 a 18 175 a 235
Óleo diesel 12 a 20 250 a 400
Óleo lubrificante Acima de 20 300 a 500
Resíduos Acima de 20 ------
Craqueamento catalítico
Para obter ao grande consumo de gasolina, as
refinarias processam muito petróleo e, em
conseqüência, sobra óleo. Não haveria algum
meio de transformar esse excesso de óleo em
mais gasolina? A resposta é sim, bastando
quebrar, uma molécula de óleo com 16 átomos
de carbono em duas moléculas de 8, que
correspondem à gasolina. Essa quebra é feita sob
aquecimento (cerca de 500ºC) e utilizando um
catalisador apropriado. É chamada de pirólise ou
craqueamento catalítico.
Gasolina aditivada
A gasolina aditivada, disponível em alguns
poços, é uma gasolina comum acrescentada de
aditivos detergentes dispersantes. Esses aditivos
tem a finalidade a limpeza do sistema de
alimentação de combustível, incluindo linha de
combustível, bomba, injetores, válvulas, etc. Seu
uso permite que o motor opere nas condições
específicas pelo fabricante por mais tempo. A
gasolina aditivada possui maior octanagem em
relação a gasolina comum, possuindo melhor
desempenho.
Octanagem
Uma gasolina é de baixa qualidade quando não
espera a faísca da vela para explodir.Ela explode
antes do momento adequado, reduzindo assim o
rendimento do motor, que não funciona como
deveria.
A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos
com um número de carbonos em torno de 8. A
presença do heptano faz com que a gasolina seja
ruim. Já o isooctano torna-a de ótima qualidade.
A qualidade de uma gasolina é expressa através
de um número chamado de octanagem ou índice
de octanos. Ao heptano foi atribuído o valor
(zero) e ao isoocatno 100.
Há vários aditivos que aumentam a octanagem
de uma gasolina, são chamados de antideto-
nantes, pois evitam a explosão antes da faísca da
vela. Um exemplo desses aditivos é o etanol,
usado no Brasil com essa finalidade desde a
década de 80.
89
Hidrocarboneto
Hidrocarboneto
Hidrocarbonetomolécula grande
Óleo molécula pequena
Gasolina
catalisador
Gás Natural
Denomina-se gás natural a mistura de gases
aprisionada em bolsões no subsolo de algumas
regiões, aparece junto com o petróleo,
evidenciando a origem comum de ambos, ou
seja, a partir de resto de antigos organismos
marinhos. Embora a sua composição seja
bastante variável do local onde é encontrado, o
constituinte majoritário é sempre o metano
(CH4). Outros compostos são etano (C2H6),
propano (C3H8) e geralmente em quantidades
menores, butano (C4H10), metilbutano (C4H10),
dióxido de carbono (CO2), sulfeto de
hidrogênio (H2S), nitrogênio (N2) e outros.
A principal aplicação do gás natural é como
combustível. Para as indústrias, ele apresenta
algumas vantagens em relação ao carvão e ao
óleo combustível; seu transporte é bem mais
simples, é levado através de uma tubulação
(gasoduto) até o local de utilização e sua
combustão não deixa resíduos nos fornos e
caldeiras. No Brasil vem sendo utilizado em
alguns automóveis, tais como táxis e ônibus.
Hulha
A hulha é uma variedade de carvão mineral
que apresenta, aproximadamente, 80% em
carbono e possui um grande interesse
industrial. A destilação seca é o processo que
permite que a hulha ao ser aquecida entre
1000ºC e 1300ºC, numa retorta e em presença
de corrente de ar, obter três importantes
frações: a fração gasosa, a líquida e a sólida.
Fração gasosa: é usada como combustível
doméstico e também na indústria.
Fração liquida: formado por duas fases:
águas amoniacais e alcatrão da hulha.
Águas amoniacais; fase clara, menos densa
que a água é rica em NH3, que é empregado na
preparação de ácido nítrico (HNO3) e na
produção de fertilizantes (agricultura).
Alcatrão da hulha; fase escura e mais densa
que a água, constitui-se na mais importante
fonte natural de compostos aromáticos.
Frações que se obtêm do alcatrão da hulha
1ª fração: óleo leve ( benzeno, tolueno, etc.)
2ª fração: óleo médio ( fenol, naftaleno, etc.)
3 fração: óleo pesado ( naftóis, cresóis, etc.)
4ª fração: óleo verde ( antraceno, fenantreno)
5ª fração: resíduo (piche)
Fração sólida: Chamado carvão coque. Este
carvão é utilizado na siderurgia para produção
de ferro e aço e também na produção de
gasolina sintética.
90
Carvão Vegetal
Carvão vegetal é uma substância de cor negra
obtida pela carbonização da madeira ou lenha. É
muito utilizado como combustível para
aquecedores, lareiras, churrasqueiras e fogões a
lenha.
Biomassa
A biomassa é recurso natural renovável,
enquanto que os combustíveis fósseis não se
renovam a curto prazo. A biomassa é utilizada
na produção de energia a partir de processos
como a combustão de material orgânico
produzida e acumulada em um ecossistema,
porém nem toda a produção primária passa a
incrementar a biomassa vegetal do ecossistema.
Parte dessa energia acumulada é empregada pelo
ecossistema para sua própria manutenção. Suas
vantagens: baixo custo, é renovável, permite o
reaproveitamento de resíduos e é menos
poluente que outras formas de energias como
aquela obtida a partir de combustíveis fósseis. A
queima de biomassa provoca a liberação de
dióxido de carbono na atmosfera, mas como este
composto havia sido previamente absorvido
pelas plantas que deram origem ao combustível,
o balanço de emissões de CO2 é nulo. Um
exemplo de biomassa é a palha do arroz que
pode ser queimada para a produção de energia.
Biocombustíveis
Os biocombustíveis são apresentados como
alternativas aos combustíveis fosseis, visto que
são energias renováveis derivados de matérias
agrícolas como plantas oleaginosas, biomassa
florestal, cana-de-açúcar e outras matérias
orgânicas. Existem vários tipos de biocombus-
tíveis mas os principais biocombustiveis são: a biomassa, o bioetanol, o biodiesel e o biogás. Bioetanol: O bioetanol é a obtenção do etanol
através da biomassa, para ser usado diretamente
como combustível ou se juntar com os ésteres do
óleo vegetal e formar um combustível, a esse
processo se dá o nome de transesterificação.
Biogás é um tipo de mistura gasosa de dióxido
de carbono e metano produzida naturalmente em
meio anaeróbico pela ação de bactérias em
matérias orgânicas, que são fermentadas dentro
de determinados limites de temperatura, teor de
umidade e acidez.
OBS: As energias são consideradas energias
renováveis quando a sua produção ultrapassa o
seu consumo.
Biodiesel
Biodiesel é um combustível biodegradável
derivado de fontes renováveis, Pode ser produ-
zido a partir de gorduras animais ou de óleos
vegetais, tais como mamona, dendê ( palma ),
girassol, babaçu, amendoim, pinhão e soja,
dentre outras. O biodiesel substitui total ou
parcialmente o óleo diesel de petróleo em
motores automotivos (de caminhões, tratores,
camionetas, etc. Ou estacionários geradores de
eletricidade, calor, etc. Pode ser usado puro ou
misturado ao diesel em diversas proporções. A
mistura de 2% de biodiesel ao diesel de
petróleo é chamada de B2 e assim sucessi-
vamente, até o biodiesel puro, denominado
B100.
Segundo a Lei nº 11.097, de 13 de janeiro de
2005, biodiesel é um “bicombustível derivado
de biomassa renovável para uso em motores a
combustão interna com ignição por
compressão ou, conforme regulamento para
geração de outro tipo de energia, que possa
substituir parcial ou totalmente combustíveis
de origem fóssil”.
A transesterificação é o processo mais utili-
zado atualmente para a produção de biodiesel.
Consiste numa reação química dos óleos
vegetais ou gorduras animais com o álcool
comum (etanol) ou o metanol, estimulada por
um catalisador, da qual também se extrai a
glicerina, produto com aplicações diversas na
indústria química. Além da glicerina, a cadeia
produtiva do biodiesel gera uma série de
outros co-produtos (torta, farelo etc.) que
podem agregar valor e se constituir em outras
fontes de renda importantes para os produ-
tores. A transesterificação é uma reação
química entre um éster (RCOOR’) e um álcool
(R’’OH) da qual resulta um novo éster
(RCOOR’’) e um álcool (R’OH).
onde R,R’ e R’’ são radicais orgânicos
Esta reação, origina-se um éster de ácido
graxo e glicerol como subproduto. O processo
inicia-se juntando o óleo vegetal com um
álcool (metanol, etanol, propanol, butanol) e
catalisadores (que podem ser ácidos, básicos
ou enzimáticos) para acelerar a reação. Nesse
processo, obtém-se um éster de ácido graxo
(biodiesel) e glicerina como subproduto.
Água
A água em termos químicos também designa-
se por: hidróxido de hidrogênio, monóxido de
di-hidrogênio ou ainda protóxido de hidrogênio
é uma substância que, nas Condições Normais
de Temperatura e Pressão (0°C; 1atm), encontra-
se em seu ponto de fusão. Em condições
ambientes (25 °C; 1 atm) encontra-se no estado
líquido, visualmente incolor (em pequenas quan-
tidades), inodora e insípida.
Função Biológica
A água possui muitas propriedades incomuns
que são críticas para a vida: é um bom solvente e
possui alta tensão superficial. Por ser uma
substância estável na atmosfera, desempenha um
papel importante como absorvente da radiação
infravermelha, crucial no efeito estufa da
atmosfera. A água também possui um calor
específico peculiarmente alto que desempenha
um grande papel na regulação do clima global.
A água dissolve vários tipos de substâncias
polares e iônicas, como vários sais e açúcares,
facilitando na interação química entre as
diferentes substâncias fora e dentro dos
organismos vivos apesar disso, algumas subs-
tâncias não se misturam bem com a água,
incluindo óleos e outras, podendo ser classi-
ficadas como insolúveis e, em alguns casos,
hidrofóbicas. As membranas celulares, com-
postas por lipídios e proteínas, levam vantagem
das propriedades hidrofóbicas para controlar as
interações entre os seus conteúdos e o meio
externo.
Propriedades Físicas e Químicas
Uma característica incomum da água é a sua
dilatação anômala. Ela se contrai com a queda
de temperatura, mas a partir de 4°C começa a se
expandir, voltando a se contrair após sua
solidificação. Isso explica porque a água congela
primeiro na superfície, pois a água que atinge a
temperatura de 0°C se torna menos densa que a
água a 4°C, consequentemente ficando na
superfície. Esse fenômeno também é importante
para a manutenção da vida nas águas frias, pois
faz com que a água a 4°C fique no fundo e
mantenha mais aquecidas as criaturas que ali
vivem. Cerca de dois terços da superfície da
Terra está coberta por água, 97,2% dos quais
contêm os cinco oceanos. O aglomerado de gelo
do Antártico contém cerca de 90% de toda a
água potável existente no planeta.
91
R C
O
O R'
+ R'' OH R C
O
O R''
R' OH+
Relações de Química com as Tecnologias
a Sociedade e o Meio Ambiente
Química no cotidiano
O ensino de Química
deve ser um facilitador da
leitura do mundo.
Gabriel Gouveia
Desde muitos séculos se sabe que muitos materiais
podem emitir luz quando excitados. Isto ocorre
quando os elétrons dos átomos absorvem energia e
passam para níveis mais altos. Quando os elétrons
voltam para os níveis mais baixos, liberam a
diferença de energia. E esta liberação pode ocorrer
na forma de emissão de luz. Este fenômeno é
usado, por exemplo, na confecção dos fogos de
artifício. Quando os fabricantes desejam produzir
fogos de artifício coloridos, misturam à pólvora
compostos de certos elementos químicos apro-
priados, utilizam sais de diferentes metais na
mistura explosiva (pólvora) para que, quando
detonados, produzam cores diferentes. Para se
obter a cor amarela, por exemplo, adicionam sódio
(Na), para conseguir o vermelho-carmim, colocam
estrôncio (Sr). Quando querem o azul-esverdeado,
utilizam cobre (Cu). Na hora em que a pólvora
explode, a energia produzida excita os elétrons
desses átomos, ou seja, os elétrons "saltam" de
níveis de menor energia (mais próximos do núcleo)
para níveis de maior energia (mais distantes).
Quando retornam aos níveis de menor energia,
liberam a energia, na forma de luz colorida. As
diferentes cores são observadas quando os elétrons
dos íons metálicos retornam para níveis menores de
energia (mais internos), emitindo radiações com a
coloração característica de cada "salto" energético
(diferentes comprimentos de onda). Lembre-se do
que acontece na sua cozinha, quando a água com
sal do arroz escorre na panela e atinge a chama
azul do fogo. Aparece uma coloração amarela bem
forte. O sal de cozinha é o cloreto de sódio, e a cor
característica do sódio é amarela. Os luminosos de
neônio (Ne) e as lâmpadas de vapor de sódio ou
mercúrio (Hg), utilizadas em iluminação pública,
são dispositivos baseados em tubos de raios
catódicos. Estes tubos são ampolas de vidro com
um gás no seu interior, a baixa pressão, e que
possuem extremidades metálicas onde se aplica
uma diferença de potencial elétrico. Eles são
semelhantes aos tubos de imagem dos televisores.
Nestes, há uma substância no estado gasoso, cujos
elétrons são excitados por ação da corrente elétrica.
Quando esses elétrons retornam, há a emissão e
luz. Nos luminosos de gás neônio, a luz emitida é
vermelha, e nas lâmpadas de vapor de sódio é
amarela.
92
Reações químicas utilizam a energia dos alimentos
para excitar elétrons de alguns átomos. Quando os
elétrons voltam ao estado fundamental, há emissão de
luz. Esse fenômeno é chamado de bioluminescência.
O caso mais conhecido de bioluminescência é o dos
vaga-lumes (ou pirilampos). Há evidências de que
eles utilizam os sinais luminosos para se comuni-
carem com os parceiros do sexo oposto. Alguns
materiais, quando absorvem radiação, emitem de
volta luz visível. Esse fenômeno é chamado generi-
camente de luminescência. Quando a emissão ocorre
imediatamente após a incidência da radiação, o
fenômeno é chamado de fluorescência. Se, por outro
lado, a emissão demorar alguns segundos ou até
mesmo algumas horas, chamamos de fosforescência.
Portanto as lâmpadas são fluorescentes e os
interruptores de luz são fosforescentes. Podemos
notar que a química está mesmo presente em tudo,
desde a fabricação de fogos de artifício, até a
comunicação entre os insetos. Estes fenômenos
aparentemente são bem diferentes, mas, na realidade,
utilizam as mesmas propriedades básicas da matéria
como a espectroscopia, estrutura atômica, etc.
Química na agricultura
O solo agrícola tem profundidade em torno de 20
cm a 40 cm e é constituído de uma mistura complexa
de matéria orgânica (vegetais e húmus) e de minerais
proveniente da desagregação de rochas, como areias
grossa ou finas, argila, calcário e óxido de ferro.
O húmus é o produto de decomposição parcial de
restos de vegetais e animais e é importante como
fonte de matéria orgânica para a nutrição vegetal
além de possui alta capacidade de reter a água.
O primeiro fertilizante utilizado provavelmente foi o
estrume, pois somente no século XVII que ficou
constatado os benefícios do uso do salitre (NaNO3)
nitrato de sódio e do nitrato de potássio (KNO3), o
que difundiu a utilização de nitrato como fertili-
zantes. Na primeira metade do século XIX, a
agricultura científica identificou o desempenho dos
nutrientes, nitrogênio, fósforo e potássio (NPK) no
desenvolvimento dos vegetais considerados atual-
mente como macronutrientes.
Macronutrientes: são os nutrientes de que as plantas
necessitam em maiores quantidades para se
desenvolver plenamente. Podem ser primários: nitro-
gênio, fósforo e potássio; ou secundários: magnésio,
cálcio e enxofre. Além dos macronutrientes as
plantas necessitam em menor quantidades dos
Micronutrientes para se desenvolver plenamente:
ferro, manganês, cloro, cobre, boro, molibdênio,
cobalto e níquel. Entretanto, é preciso muito cuidado
na aplicação dos micronutrientes pelo fato de as
plantas as exigiram em quantidades mínimas. No
entanto, a deficiência de nutrientes pode compro-
meter o rendimento da lavoura.
Poluição por fertilizantes
Usados em grandes quantidades para aumentar as
colheitas, os fertilizantes que contêm principal-
mente os íons nitrato, NO31-
, nitrito, NO2-1
, fosfato-
monoácido HPO42-
e fosfato diácido,H2PO4-1
(muito
solúveis) são arrastados pela irrigação e pelas
chuvas para os lençóis subterrâneos, lagos e rios.
Quando esses íons alcançam as águas de lagos,
rios e represas passam a nutrir a população
microscopia de algas que constituem o chamado
fitoplancto. Bem nutrida, essa população de algas
se reproduz numa velocidade acima do normal.
Muitas vezes, os nutrientes também favorecem a
multiplicação de algas macroscópicas, que formam
um tapete cobrindo a superfície, isolando a água do
oxigênio do ar, o que diminui as chances de
preservação da vida no sistema aquático. Além
disso, quando as algas morrem, produzem grandes
quantidades de detritos que são decompostos por
microorganismos aeróbicos, ou seja, utilizam as
reservas de oxigênio da água para realizar seu
trabalho. Isso provoca a morte das plantas
aquáticas e de peixes num processo que vai se
agravando até atingir todo o ecossistema. A esse
fenômeno é dado o nome de eutrofização.
Química na Saúde
Desde a mais remota antiguidade, o homem
primitivo procurou alívio para suas dores e
enfermidades em extratos vegetais, poções, etc.
Com as descobertas de muitos medicamentos, a
incidência de epidemias pelo mundo diminuiu
bastante. No entanto, em muitos países várias
doenças consideradas “antigas” persistem em
forma endêmica, epidemia ocorre quando a doença
surge e rapidamente atinge um número muito
grande de pessoas; endemia, quando a doença
persiste por longo tempo num lugar, mas atingindo
um número menor de pessoas. No Brasil temos
muitos exemplos de situações endêmicas. Podendo
citar como exemplo a Febre amarela: causada por
um vírus, transmitido pelo Aedes aegypti (existe
vacina). Passando agora falar em medicamentos,
podemos dizer que droga é qualquer substância
que, por sua natureza química, altera a estrutura ou
o funcionamento de um organismo vivo. Além
disso, devemos lembrar que um determinado
composto químico pode ser remédio ou veneno,
dependendo da dose utilizada. Dentre os
medicamentos mais comuns podemos citar:
Antiácidos: Produtos que combatem a hiper-
acidez estomacal(azia). Eles contêm substâncias de
caráter básico como o bicarbonato de sódio
NaHCO3, o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2 etc.
capaz de neutralizar o excesso de ácido clorídrico
do suco gástrico.
Analgésicos e Antitérmicos: Os analgésicos
aliviam a dor, e os antitérmicos diminuem a febre.
Unindo essas duas características, temos os medica-
mentos mais vendidos no mundo a aspirina, que
corresponde quimicamente ao ácido acetilsalicílico
(AAS).
Em estado puro, um pó cristalino branco ou cristais
incolores, pouco solúvel na água, solúvel no álcool e
no éter.
Medicamentos contra infecções:Quando uma
pessoa é vítima de uma infeccção, isso significa que
os microorganismos que a invadiram estão se
multiplicando mais depressa do que o tempo que as
células brancas do sangue levam para devorá-los. E
significa também que as toxinas produzidas por esses
microorganismos aumentam mais depressa do que o
tempo que os anticorpos (proteínas do organismo)
gastam para neutralizá-las.
No início do século XX, as infecçõess eram as
maiores causadoras de mortes. Atualmente, porém, a
maior parte das infecções pode ser controlada. Um
dos primeiros medicamentos de grande sucesso no
combate às infecções foram as SULFAS, como por
exemplo, a sulfanilamida, a sulfadiazina, etc.
Posteriormente surgiu os ANTIBIÓTICOS, que são
compostos químicos produzidos por microorganis-
mos e que conseguem retardar o crescimento ou
mesmo matar outros microorganismos.
Como exemplo, podemos citar o caso da primeira
penicilina (penicilina G). As penicilinas são usadas
no combate à pneunomia, à furunculose, às infecções
urinárias, à sífilis, etc.
Anestésicos: Anestésicos são medicamentos que
causam a perda da sensação de dor. O óxido nitroso
(N2O), chamado de “gás hilariante” e o éter comum
(C2H5-O-C2H5) já foi utilizado como anestésicos na
época que o tratamento era feita a sangue frio ou seja
o paciente aguentava toda a dor acarretada pela
intervenção. Posteriormente foram descobertos
outros anestésicos, mais poderosos e com menos
efeitos colaterais. Como por exemplo, o clorofórmio
(CHCl3), o ciclopropano, o metoxiflurano (CH3-O-
CF2-CHCl2) o halonato (CHClBr-CF3), etc.
São conhecidos também os chamados anestésicos
locais,como, por exemplo, a novocaína (cloridrato de
procaína) e a benzocaína.
Atualmente, o número de medicamentos é muito
grande, e a maiorias deles é vendida livremente em
farmácias e drogarias. Isso leva muitas pessoas a
criarem o hábito da automedicação, o que é muito
perigoso.
93
COOH
O C
O
CH3
ácido acetilsalicílico
H2N SO2 NH2
sulfanilamida
H2N SO2 NH C
N
Nsulfadiazina
H2N C O
O
CH2 N
C2H5
C2H5
Cl-
novocaina
H2N C O
O
CH2 CH3
Benzocaína
BIOTECNOLOGIA
Biotecnologia é o conjunto de técnicas e processos
que utilizam organismos vivos na fabricação de
produtos de importância agrícola, industrial, farma-
cêutica, e também em serviços de utilidade pública,
como tratamento de águas.
A biotecnologia é uma área multidisciplinar que
engloba setores da Bioquímica, da Genética, da
Microbiologia, da Biologia Molecular, da Farma-
cologia, etc. Ela se desenvolve a passos largos e
causará, sem dúvida, um grande impacto econô-
mico num futuro próximo.
Alguns exemplos da Biotecnologia clássica são:
a) as fermentações que visam a fabricação de:
- produtos alimentícios, como bebidas, iogurtes,
pães, queijo, etc.
- produtos químicos: como etanol, acetona, etc.
- produtos farmacêuticos, como antibióticos, vita-
minas, etc.
- enzimas: que são catalisadores biológicos, muitos
dos quais usados nas indústrias de alimentos, de
medicamentos, de detergentes, etc.
b) Fabricação de vacinas: usadas na prevenção de
doenças, como o sarampo, coqueluche, paralisia
infantil, etc.
c) Fabricação de soro: usados no tratamento de
pacientes atacados pela raiva, por picadas de
cobras, etc.
d) O uso de biodigestores: que provocam a
fermentação de resíduos, vegetais e de fezes de
animais, produzindo o biogás (mistura de CH4 e
CO2), que é usado como combustível.
Ainda dentro dos processos da Biotecnologia
clássica podemos citar a seleção e o cruzamento de
animais e vegetais. Assim como é possível colocar
uma floresta dentro do tubo de ensaio para produzir
um determinado produto químico capaz de
combater o câncer como é o caso do taxol
encontrada em árvores raras. No entanto, o maior
avanço no campo da Biotecnologia ocorreu na
década de 1970 com o advento da Engenharia
genética. Que entre outras técnicas, possibilitou a
produção da insulina humana. (Insulina é um
hormônio produzido no pâncreas que controla o
metabolismo do açúcar no corpo humano; sua falta
acarreta o tipo comum de diabete). Hoje é extraída
do Pâncreas do boi ou do porco, a preços elevados.
Poluição e Tratamento das águas
A água potável é a que pode ser consumida pelas
pessoas, sem pôr em risco sua saúde, e que
apresenta certas características físicas, químicas e
bacteriológicas que são padronizadas nas Estações
de Tratamento (ETAs). A água que evapora para a
atmosfera proveniente de oceanos, lagos, rios etc.
entra em contato com os gases poluentes
produzidos pelos veículos de transporte e pelas
indústrias como os óxidos de enxofre e nitrogênio.
Quando essa água precipita ela reage com
compostos tóxicos, dando origem às chuvas ácidas.
94
que vão contaminar as águas destinadas às ETAs. A
água proveniente de precipitações, ao atravessar a
atmosfera, arrasta compostos químicos tóxicos e
matéria orgânica das mais diversas origens, poluindo
as reservas subterrâneas. Muitas vezes, as águas de
rios e represas destinada às ETAs recebem direta-
mente resíduos domésticos, que são recolhidos por
sistemas de esgotos oficiais ou clandestinos, causan-
do turvação e contaminação da água. Diante de todos
esses fatores antes de ser distribuída para as residên-
cias, a água precisa passar por uma série de tratamen-
tos para melhor seu aspecto e eliminar os tipos mais
comuns de contaminantes.
Coagulação ou floculação: Muitas das impurezas
contidas na água ficam dispersas uniformemente não
sofrendo sedimentação pela ação da gravidade, esse
fenômeno pode ser explicado pelo fato de essas
partículas possuírem a mesma carga elétrica e,
portanto sofrem repulsão mutua impedindo que se
choquem e formem aglomerados de dimensões
maiores que poderiam precipitar naturalmente. Para
resolver o problema coloca-se coagulantes químicos
que neutralizam a carga elétrica das partículas pro-
movendo a colisão entre elas. O coagulante mais
utilizado no Brasil é o sulfato de alumínio Al2(SO4)3
que é adicionado à água com óxido de cálcio CaO.
1CaO(S) + 1H2O(L) → 1Ca(OH)2(aq)
Al2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 → 2Al(OH)3 + 3CaSO4
As reações acima promovem o aglutinação das
partículas em suspensão ou dispersão coloidal,
facilitando sua deposição sobre a forma de flóculos.
Sedimentação ou decantação: A água contendo os
flóculos de impurezas segue diretamente para os
decantadores ou tanques de sedimetação. Ficando
cerca de quatro horas, tempo suficiente para que os
flóculos, lama, e microorganismos se sedimentem,
um vez que apresentam densidade maior que a água.
Filtração em areia e cascalho: A água isenta
praticamente de flóculos passa por filtros constituídos
de uma camada de areia, geralmente 75 cm de altura,
depositada sob uma camada de cascalho, com cerca
de 30 cm de altura, que por sua vez encontra-se sob
uma base de tijolos especiais dotados de orifícios
drenantes. Após a água é levada a grandes
reservatórios para o tratamento final com cloro para
matar as bactérias.
Arejamento da água: O arejamento da água tem por
objetivo introduzir gás oxigênio que atua removendo
o gosto ruim e o cheiro desagradável. Neste processo
a água é geralmente pulverizada ou projetadas por
fios através do ar.
ÁGUAS RESIDUAIS (ESGOTOS)
Estação de Tratamento de Águas Residuais
(ETAR) que, no Brasil, se designa oficialmente
também por Estação de Tratamento de Efluentes
(ETE), são estações que tratam as águas residuais
de origem doméstica ou industrial, comumente
chamadas de esgotos sanitários ou despejos
industriais , para depois serem escoadas para o mar
ou rio com um nível de poluição aceitável (ou
então, serem "reutilizadas" para usos domésticos).
Numa ETAR as águas residuais passam por vários
processos de tratamento com o objectivo de separar
ou diminuir a quantidade da matéria poluente da
água.
Fases do tratamento
Tratamento Preliminar: O esgoto é sujeito aos
processos de separação dos sólidos mais grosseiros
tais como a gradagem (no Brasil, chamado de
gradeamento) que pode ser composto por grades
grosseiras, grades finas ou peneiras rotativas, o
desarenamento nas caixas de areia e o desengor-
duramento nas chamadas caixas de gordura ou em
pré-decantadores. Nesta fase, o esgoto é, desta
forma, preparado para as fases de tratamento
subsequentes, podendo ser sujeito a um pré-
arejamento dos poluentes.
Tratamento Primário: Apesar do esgoto
apresentar um aspecto ligeiramente mais razoável
após a fase do tratamento preliminar, possui ainda
praticamente inalteradas as suas características
poluidoras. Segue-se, pois, o tratamento propria-
mente dito. onde a matéria poluente é separada da
água por sedimentação Este processo exclusiva-
mente de ação física pode, em alguns casos, ser
ajudado pela adição de agentes químicos que
através de uma floculação possibilitam a obtenção
de flocos de matéria poluente de maiores
dimensões e assim mais facilmente decantáveis.
Após o tratamento primário, a matéria poluente que
permanece na água é de reduzidas dimensões,
normalmente constituída por colóides, não sendo
por isso passível de ser removida por processos
exclusivamente físico-químicos. A eficiência de
um tratamento primário pode chegar a 60% ou
mais dependendo do tipo de tratamento e da
operação da ETE.
Tratamento Secundário: constitui num processo
biológico, do tipo iodo ativado ou do tipo filtro
biológico, onde a matéria orgânica (poluente) é
consumida por microorganismos nos chamados
reatores biológicos. Estes reatores são normal-
mente constituídos por tanques com grande
quantidade de microorganismos aeróbios, havendo
por isso a necessidade de promover o seu
arejamento. O esgoto saído do reator biológico
contem uma grande quantidade de microor-
ganismos, sendo muito reduzida a matéria orgânica
remanescente. A eficiência de um tratamento
secundário pode chegar a 95% ou mais dependendo
da operação da ETE. Os microorganismos sofrem
posteriormente um processo de sedimentação.
sedimentadores (decantadores) secundários. Fina-
lizado o tratamento secundário, as águas residuais
tratadas apresentam um reduzido nível de poluição
por matéria orgânica, podendo na maioria dos casos,
serem despejadas no meio ambiente receptor.
Tratamento Terciário: Antes do lançamento final
no corpo receptor, é necessário pro-ceder à desin-
fecção das águas residuais tratadas para a remoção
dos organismos patogênicos ou, em casos especiais,
à remoção de determinados nutrientes, como o
nitrogênio (azoto) e o fósforo, que podem potenciar,
isoladamente ou em conjunto, a eutrofização das
águas receptoras.
Remoção de Nutrientes: Águas residuárias podem
conter altos níveis de nutrientes como nitrogênio e
fósforo. A emissão em excesso destes pode levar ao
acúmulo de nutrientes, fenômeno chamado de
eutrofização, que encoraja o crescimento excessivo
(chamado bloom) de algas e cianobactérias (algas
azuis). A maior parte destas algas acaba morrendo,
porém a decomposição das mesmas por bactérias
remove oxigênio da água e a maioria dos peixes
morrem. Além disso, algumas espécies de algas
produzem toxinas que contaminam as fontes de água
potável (as chamadas cianotoxinas).
processos para remoção de nitrogênio e fósforo
A Desnitrificação requer condições anóxicas
(ausência de oxigênio) para que as comunidades
biológicas apropriadas se formem. A desnitrifi-
cação é facilitada por um grande número de
bactérias. Métodos de filtragem em areia, lagoa de
polimento, etc. pode reduzir a quantidade de
nitrogênio. O sistema de lodo ativado, se bem
projetado, também pode reduzir significante parte
do nitrogênio.
A Remoção de fósforo, que pode ser feita por
precipitação química, geralmente com sais de ferro
cloreto férrico ou alumínio sulfato de alumínio). O
lodo químico resultante é difícil de tratar e o uso dos
produtos químicos torna-se caro. Apesar disso, a
remoção química de fósforo requer equipamentos
muito menores que os usados por remoção biológica.
Desinfecção: A desinfecção das águas residuais tra-
tadas objetiva a remoção dos organismos pato-
gênicos. O método de cloração também tem contri-
buído significativamente na redução de odores em
estações de tratamento de esgoto. Revelou-se entre os
processos artificiais o de menor custo e de elevado
grau de eficiência em relação a outros processos
como a ozonização que é bastante dispendiosa e a
radiação ultra-violeta que não é aplicável a qualquer
situação. Neutralização: Utiliza produtos de caráter
básico ou ácido, como cal, CaO, carbonato de sódio,
Na2CO3, hidróxido de ´sodio, NaOH, e dolomita,
CaMg(CO3)2 ácido sulfúrico, H2SO4, para neutraliar
a água, que pod estar levemente ácida ou alcalina, A
água é considerada neutra quando possui a 25ºC um
índice de acidez (PH) igua a 7. Antes da água ser
devolvida para o meio ambiente deve ser submetida a
uma desinfecção, por meio de cloração, a fim de
perder a cor e as bactérias causadoras de doenças.
95
OBTENÇÃO OU PRODUÇÃO DE
SUBSTÂNCIAS QUÍMICA
Cloro
O cloro é obtido principalmente a partir do
cloreto de sódio, NaCl, em solução aquosa através
de um proceso denominado eletrólise.
Principais aplicações
- Um processo de purificação de águas ampla-
mente utilizado é a cloração. O agente é o ácido
hipocloroso , HClO , que se produz dissolvendo
cloro na água e regulando o pH.
- Outra aplicação que vem ampliando sobremaneira
os níveis de qualidade de vida das populações que
usufruem deste processo, é a aplicação de cloro em
estações de tratamento de esgoto.
- Na produção de papel se emprega cloro no
branqueamento da polpa, apesar de estar sendo
substituído pelo díoxido de cloro, ClO2.
- Uma grande parte de cloro é empregada na
produção de cloreto de vinila, composto orgânico
usado como matéria-prima para a obtenção de
policloreto de vinila, conhecido como PVC.
- Também é utilizado na síntese de numerosos
compostos orgânicos e inorgânicos como, por
exemplo, o tetracloreto de carbono (CCl4), o
clorofórmio (CHCl3) e diferentes halogenetos
metálicos.
- Preparação de cloreto de hidrogênio puro, que
pode ser obtido por síntese direta: H2 + Cl2 →
2HCl
- O cloro é usado como desinfetante (no tratamento
de água, na desinfecção de verduras).
Hidróxido de Sódio
O hidróxido de sódio (NaOH), é uma base forte
devido a seu baixo custo. No comércio é vendida
com o nome de soda cáustica. É um sólido branco
que ataca a pele, o vidro e alguns metais (Al, Zn).
Por sua grande afinidade com a água (higroscó-
pico), absorve o vapor de água do ar. O NaOH é
obtido por eletrólise do NaCl(aq). Utilizado na
preparação de sabões e detergentes, na refinação de
petróleo nas indústrias de papel e têxtil.
Ácido Sulfúrico
O ácido sulfúrico, H2SO4, é um ácido mineral
forte, e solúvel na água em qualquer concentração.
O ácido sulfúrico tem várias aplicações industriais
e é produzido em grande quantidade.
Obtenção do SO2: Pode ser feita por queima do
enxofre, naturalmente livre na natureza, de sulfe-
tos metálicos, como a pirita, FeS2. S(S) + O2(g) → SO2(g) ∆H < 0 (exotérmica)
4FeS2(S) + 11O2(g) → 8 SO2(g) + 2FeO3(g)
96
- Oxidação do SO2: Essa etapa é mais difícil do
processo, já que o rendimento em SO3 é baixo:
SO2(S) + O2(g) ↔ SO3(g) ∆H < 0 (exotérmica)
O SO3 em contato com água ou H2SO4 em solução
completará a síntese: SO3 + H2O → H2SO4
Principais Usos: O ácido sulfúrico é uma fonte
barata de íons H+. Tem largo emprego em obtenção
de ácidos voláteis, através de dupla troca.
2NaCl + H2SO4 → 2HCl + Na2SO4 (obtenção de HCl)
CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4 (obtenção de HF)
É utilizado na fabricação de fertilizantes, na indústria
petrolífera (para retirada de algumas impurezas), na
produção de baterias, tintas, plásticos, detergentes,
explosivos, entre inúmeras outras utilizações. Sendo
utilizado como desidratante eficaz. Assim, a obtenção
da nitroglicerina pode ser favorecida pela extração de
água pelo ácido sulfúrico.
Amônia
Amoníaco, gás amoníaco ou amônia é um com-
posto químico cuja molécula é constituída por um
átomo de Nitrogênio e três átomos de hidrogénio de
formula molecular NH3. A molécula não é plana,
apresenta geometria piramidal. Esta geometria ocorre
devido à formação de orbitais híbridos sp³. Em
solução aquosa se comporta como uma base
transformando-se num íon amônio, NH4+, com um
átomo de hidrogênio em cada vértice do tetraédro:
Obtenção: O processo de Haber (também conhecido
como Processo Haber-Bosch) é uma reação entre nitrogênio e hidrogênio para produzir amoníaco. Esta reação é catalisada com o ferro, sob as
condições de 250 atm de pressão e uma temperatura
de 450ºC. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + energia
Aplicações: Matéria-prima na preparação de fertili-
zantes que fornecem o nitrogênio necessário ao
crescimetno ds plantas. Atualmente, a amônia tem
sido usada diretamete como fertilizantes.
Ácido Nítrico
Tem a fórmula molecular HNO3, é um ácido de
elevado grau de ionização e volátil à temperatura
ambiente. É produzido industrialmente pelo processo
Ostwald. A amônia é aquecida com um catalisador
(platina) para a formação do óxido nítrico (NO), que
é oxidado para produzir dióxido de nitrogênio (NO2),
que reage com a água produzida anteriormente
originando finalmente o ácido nítrico:
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2
4 NO2 + O2 + 2 H2O → 4 HNO3(aq)
O nitrogênio fixado na amônia e ácido nítrico foi a
chave para o desenvolvimento da produção de
fertilizantes e explosivos. As fontes que originaram a
utilização do nitrogênio para a produção de fertili-
zantes foi o salitre do Chile ( NaNO3 ).
SOLUÇÕES
1) A principal característica de uma solução
consiste no fato de ser:
a) sempre uma mistura homogênea
b) sempre um líquido com outra substância
dissolvida.
c) um sistema com mais de uma fase.
d) homogênea ou heterogênea, dependendo da
condições de pressão e temperatura.
e) uma substância pura em um único estado
físico.
2) Assinale a alternativa que contém exemplos
de soluções.
a) água de torneira, mar, granito.
b) granito, mistura de água e óleo, ar.
c) petróleo no mar, granito, água destilada
d) água pura, gás nitrogênio, ouro
e) ar, água de torneira, ouro de 18 quilates.
Com relação ao texto abaixo, responda aos
testes 3 e 4.
“As soluções iônicas, ou eletrolíticas, condu-
zem eletricidade porque apresentam cátions e
ânions com movimentos relativamente livres,
Nessas soluções, o soluto é denominado
eletrólito. O eletrólito é uma substância que,
em presença de água, sofre ionização ou
dissociação iônica.”
3) São eletrólitos:
a) o sal de cozinha e o açúcar.
b) o açúcar e o óleo.
c) o sal de cozinha e a soda cáustica (NaOH).
d) a soda cáustica e o açúcar.
e) o ácido acético do vinagre e o óleo.
4. São soluções eletrolíticas;
a) a água de torneira, água do mar e o granito.
b) o ouro de 18 quilates e o ar.
c) uma mistura de água e óleo e o granito.
d) a água de torneira e o vinagre.
5) Adicionando-se soluto, a um solvente
chega-se a um ponto em que o solvente não
mais consegue dissolver o soluto. Neste ponto
a solução torna-se:
a) diluída b) concentrada c) fraca d) saturada
Responda as questões 6 e 7 abaixo com base no
gráfico em que constam as curvas de solubili-
dade de diversas substâncias em g/100g de H2O.
160 -
140 - NaNO3 120 - NH4Cl 100 - KNO3 80 - NaCl
60 -
40 -
20 - Ce2(SO4)3
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura/ºC
6) Quais as substâncias que sofrem dissolução
endotérmica ao entrar em contato com a água.
a) somente o KNO3
b) somente o NaNO3
c) somente o Ce2(SO4)3
d) KNO3, NaNO3, NH4Cl e NaCl
e) todos
7) Quais as substâncias que sofrem dissolução
exotérmica ao entrar em contato com a água.
a) somente o KNO3
b) somente o NaNO3
c) somente o Ce2(SO4)3
d) KNO3, NaNO3, NH4Cl e NaCl
e) todos
8) Um adulto possui em média, 5L de sangue
com cloreto de sódio dissolvido na concentração
de 5,8g/L. Qual a massa de NaCl no sangue de
uma pessoa adulta.
a) 29g b) 35g c) 37g d) 38g e) 39g
9) Sabendo que o leite bovino contém um
açúcar(lactose) na concentração de 45g/L,
determine a massa de lactose em uma xícara que
contém 50 mL de leite.
a) 225g b) 2,25g c) 325g d) 3,25g e) 4g
10) o ar livre de poluição pode conter ozônio na
concentração máxima de 80 microgramas(µg)
por metro cúbico. Uma sala com dimensões de
5m x 4m x 3m, contendo 7,2mg de ozônio
espalhados no ar. O ar da sala está poluido com:
a) 80µg b) 90µg c) 100µg d) 110µg e) 120µg
97
11) A secreção média de lágrimas de um ser
humano é de 1mL por dia. Admitindo que as
lágrimas possuam sais com concentração de
6g/L, indique a massa de sais em um dia.
a) 0,6mg b) 0,6g c) 0,006g d) 0,06g
12) A concentração de sais na água do mar,
em media, é igual a 35g/L. Em uma salina, um
tanque com dimensões de 10m x 5m x 1m foi
completamente preenchido com água do mar.
Após a evaporação, a massa de sal que restou
no tanque foi de: (dado 1m3 = 1000L)
a) 1750g b) 17,5Kg c) 700Kg d) 1750Kg
13) A sacarina é um adoçante artificial que
possui um sabor centenas de vezes mais
intenso que o açúcar comum.
No rótulo de um refrigerante
light, a concentração de sacarina
deste refrigerante é igual a:
(Dados: volume = 1,5L sacarina = 116mg)
a) 0,005 g/L b) 0,08g/L c) 1,0g/L d) 1,5g/L
14) Um químico dissolveu 60g de açúcar em
água suficiente para 800mL de solução. Em
seguida, colheu uma amostra de 10mL dessa
mistura. Qual a massa de açúcar contida na
amostra.
a) 0,25g b) 0,27g c) 0,30g d) 0,75g e) 1,0g
15) Sabendo que uma colher de chá contém
cerda de 5g de açúcar comum, quantas
colheres cheias devemos adicionar a um copo
de laranjada com 200mL para que a concen-
tração de açúcar comum seja de 50g/L.
a) 1 colher b) 2 colheres c) 3colheres
d) 5 colheres e) 10 colheres
16) Pode-se obter magnésio a partir da água
do mar, que contém íons Mg+2
na concen-
tração de 1,2g/L. Nessas condições, para obter
6,0Kg de magnésio uma indústria tem de
utilizar quantos litros da água do mar:
a) 5000L b) 7000L c) 9000L d) 20000L
17) sabendo que o soro fisiológico contém sal
de cozinha na concentração de 9g/L, calcule o
volume de soro que você pode preparar, com
45g de NaCl.
a) 2 litros b) 3 litros c) 4litros d) 5 litros
98
18) Uma xícara contém 90g de café com leite.
Considerando, que você adoce essa mistura com
duas colheres de chá. Contendo 5g de açúcar
cada uma; a porcentagem em massa de açúcar
comum será.
a) 12,5% b) 6,25% c) 25% d) 10% e) 5%
19) Uma xícara contém 200 cm3 de leite
adoçado com 6,84g de açúcar comum, C12H22O11
(sacarose).
Qual alternativa que contém a concentração
molar do açúcar comum. (Dado: massa molar da sacarose = 342g/mol)
a) 0,5mol/L b) 0,4mol/L c) 0,3mol/L
d) 0,2mol/L e) 0,1mol/L
20) Quando um gás é colocado em um líquido, o
volume do líquido praticamente não se altera.
Um químico preparou amoníaco, borbulhando
10g de gás amônia(NH3) em 500mL de água
destilada. Qual alternativa que contém a concen-
tração da amônia em g/L.
a) 80g/L b) 60g/L c) 40g/L d) 20g/L e) 10g/L
21) Uma solução de 0,8M de CaCl2 apresenta:
a) [Ca+2
] = 1,6 M e [Cl-] = 0,8 M
b) [Ca+2
] = [Cl-] = 0,8 M
c) [Ca+2
] = [Cl-] = 1,6 M
d) [Ca+2
] = 0,8 M e [Cl-] = 1,6 M
e) [Ca+2
] = [Cl-] = 0,4 M
22) Admitindo que a concentração molar de íons
cálcio no mar seja igual a 0,01M, cada litro de
água do mar irá conter uma massa de cálcio
igual a:
a) 0,1g b) 0,2g c) 0,3g d) 0,4g e) 0,5g
23) O vinagre contém ácido acético (C2H4O2) na
concentração média de 50g/L. Nessas condições,
indique a concentração molar aproximada desse
ácido.
a) 1,0 M b) 0,9 M c) 0,8 M d) 0,7 M
24) A bateria de um carro possui uma solução
aquosa de ácido sulfúrico, cuja concentração é
representada por [H2SO4] = 5,0 M
a) cada litro contém 5,0 mol de H2SO4
b) cada litro contém 5,0g de H2SO4
c) cada mililitro contém 5,0g de H2SO4
d) cada mililitro contém 5,0 mol de H2SO4
e) cada litro contém 9,8g de H2SO4
25) A figura abaixo mostra o rótulo de um
reagente muito importante para trabalhos
desenvolvidos em laboratórios.
H2SO4
d = 1,84g/cm3
T = 95%
Qual alternativa que representa a concentração
correta do ácido sulfúrico em gramas por litro.
a) 1500 g/L b) 1748 g/L c) 1848 g/L
d) 1800 g/L e) 1908 g/L
26) Baseando-se no exercício anterior calcule
a concentração em mols por litro e identifique
a alternativa correta.
a) 17,8 mol/L b) 19.7 mol/L c) 28 mol/L
d) 28,48 mol/L e) 29,2 mol/L
27) As soluções aquosas concentradas de sal
de cozinha são chamadas de salmouras.
Considere que uma salmoura tenha densidade
igual a 1,2g/cm3
e possua 20% em massa de
sal. A concentração da salmoura será:
a) 60 g/L b) 120 g/L c) 240 g/L d) 300 g/L
28) Uma solução de H2SO4 cuja concentração
é igual a 4,9g/L terá concentração molar igual
a:
a) 0,05 mol/L b) 0,1 mol/L c) 0,2 mol/L
d) 0,3 mol/L e) 0,4 mol/L
29) A “água de lavadeira” ou água sanitária
pode ser considerada uma solução de
hipoclorito de sódio (NaClO) a 5% em massa.
Qual a concentração desse sal em g/L? (dados
densidade da “água de lavadeira” = 1,0 g/mL)
a) 10 g/L b) 20 g/L c) 30 g/L d) 50 g/L
30) As baterias novas possuem soluções
aquosas de H2SO4 a 38% em massa e
densidade de 1,3g/mL. A concentração molar
dessa solução vale:
a) 1,5 M b) 5,0 M c) 7,0 M d) 0,05 M
31) O álcool iodado, usado como germicida, é
uma solução de álcool etílico com 10% em
massa de iodo. A concentração comum e a
concentração molar do iodo nessa mistura são
respectivamente iguais a: (Dados: massa molar
do ido (I2) = 254 g/moL; densidade do álcool
iodado = 0,8 g/mL).
a) 80 g/L e 0,6 mol/L b) 8 g/L e 0,3 mol/L
c) 80 g/L e 0,3 mol/L d) 0,8 g/L e 0,6 mol/L
32) Qual volume de água deve ser adicionado a
50cm3 de solução de NaOH, cuja concentração é
igual a 60g/L, para que seja obtida uma solução
a 5,0 g/L.
a) 350cm3 b) 450cm
3 c) 500cm
3 d) 550cm
3
33) Sabendo que 8cm3 de água destilada foram
adicionados a 2cm3 de solução de H2SO4 3,0M,
determine a concentração molar final da solução.
a) 0,8M b) 0,4M c) 0,6M d) 3,5M e) 3,8M
34) Para diluir 100 mL de solução de HCl 1,8M
de modo que a concentração diminua para 0,3M,
você deverá adicionar:
a) 600 mL de água
b) 500 mL de água
c) 400 mL de água
d) 300 mL de água
35) Que volume de solução 0,5 M de KOH
neutralizará completamente 500 mL de solução
0,1 M de HNO3.
a) 0,1 L b) 0,2 L c) 0,3 L d) 0,4 L e) 0,5 L
PROPRIEDADES COLIGATIVAS
36) Qual alternativa que engloba fatores que
influem na evaporação de um líquido.
a) Massa e temperatura
b) Superfície de contato com o ar e temperatura
c) Superfície de contato e densidade
d) Massa e densidade
e) Temperatura e volume
37) No diagrama de fases da água: as tempera-
turas tA e tB correspondem respectivamente, aos:
760 mmHg
tA tB
a) pontos normais de fusão e ebulição
b) pontos normais de ebulição e fusão
c) pontos de sublimação e fusão
d) pontos de ebulição e sublimação
99
38) Sob pressão atmosférica, têm-se dois siste-
mas contendo, respectivamente, (I) H2O e (II)
solução aquosa de NaCl. Comparando-se as
temperaturas de ebulição (te) e de congelação
(tc) inicias entre os sistemas, temos:
te tc te tc
a) II > I e I > II b) I > II e I > II
c) II > I e II > I d) II = I e II = I
39) Considere as seguintes amostras, à mesma
pressão:
I - água pura
II - solução aquosa 0,75 mol/L de glicose
III - solução aquosa 0,50 mol/L de glicose
IV - solução aquosa 0,25 mol/L de NaCl
V - solução aquosa 0,25 mol/L de glicose.
A amostra com maior temperatura de ebulição
é a alternativa:
a) I b) II c) III d) IV e) V
TERMOQUÍMICA
40) Observe o esquema abaixo:
De acordo com o esquema apresentado, pode-
mos dizer que esse processo deverá ser.
a) exotérmico e absorve 900 KJ
b) exotérmico e liberar 200 KJ
c) exotérmico com ∆H = - 900 KJ
d) endotérmico com ∆H = + 200 KJ
e) endotérmico com ∆H = - 200 KJ
41) Uma lata de spray esfria quando é agitada
ou quando lançamos no ambiente a substância
contida no frasco. Esse fenômeno ocorre
porque:
a) há vaporização do líquido e esse processo é
endotérmico.
b) há liquefação do vapor e esse processo é
exotérmico.
c) há solidificação do líquido e esse processo é
endotérmico.
d) há ebulição do líquido e esse processo é
exotérmico
e) há sublimação.
42) Observe o processo de vaporização da
água: H2O(L) → H2O(g) ∆H = + 44 KJ/mol
100
Determine a alternativa que representa o calor
absorvido na vaporização de 0,9g de água.
a) 5,2 KJ b) 4,2 KJ c) 3,2 KJ d) 2,2 KJ
43) O mercúrio pode ser obtido pela reação de
cinábrio, HgS (sulfeto de mercúrio), com o
oxigênio do ar.
HgS(S) + O2(g) → Hg(L) + SO2(g) ∆H = - 238KJ/mol
Determine a alternativa que representa o calor liberado
na formação de 4,0 g de mercúrio. (Dado: Hg = 200)
a) 5,24 KJ b) 4,76 KJ c) 3,22 KJ d) 2,24 KJ
44) Dado o diagrama de entalpia:
H2O(L)
∆H = - 10Kcal/mol
H2O(L)
Determine a alternativa que representa o valor
de ∆H na solidificação de 900 mL da água líquida
(Dados: d = 1,0 g/mL; massa molar = 18g/mol).
a) 700Kcal b) 600Kcal c) 500Kcal d) 400Kcal
45) Técnicos compararam a capacidade energé-
tica dos combustíveis em função do calor
liberado por massas iguais dessas substâncias.
Assim, montaram a tabela abaixo:
Qual desses combustíveis tem maior capacidade
energética?
a) o etanol tem maior capacidade energética
b) o metanol tem maior capacidade energética
c) a capacidade energética do metanol é de 44 kJ
d) a capacidade energética do etanol é de 44 kJ
46) É possível preparar gás oxigênio em labora-
ório pelo aquecimento cuidadoso de clorato de
potássio, de acordo com a equação:
2KClO3 → 2KCl + 3O2 ∆H = - 90 KJ
A entalpia do KCl vale – 436 KJ/mol, a entalpia
do KClO3 deverá valer:
a) –782 KJ/mol b) +782KJ/mol c) -391 KJ/mol
d) + 391 KJ/mol e) -196 KJ/mol
Combustíveis Massa Molar Entalpia
Álcool etílico 46 g/mol - 1369 KJ/mol
Álcool metílico 32 g/mol - 763 KJ/mol
47) A fotossíntese é a principal fonte de
energia alimentar das plantas, ocorrendo até
mesmo em alguns tipos de bactérias.
A equação química da fotossíntese é dada
por:
6CO(g) + 6H2O(L) → C6H12O6(S) + 6O2(g)
Substância Entalpia (kj/mol
CO2(g) - 394
H2O(L) - 286
C6H12O6(S) - 1275
Considerando a tabela de entalpias acima
determine a alternativa que possui a variação
de entalpia na produção de 1 mol de glicose.
a) + 1275 b) + 286 c) + 394 d) + 2805
48) Na respiração celular a glicose reage
com o oxigênio de acordo com a equação:
C6H12O6(S) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(L)
Qual o ∆H do processo. Dados:
I) 6Cgraf + 6H2(g) + 3O2(g) → C6H12O6(S)
∆H = - 1275 KJ
II) Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 394 KJ
III) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(L) ∆H = -286 KJ
a) + 2010 KJ
b) + 2009 KJ
c) - 2010 KJ
d) - 2009 KJ
e) - 2805 KJ
49) O diborano (B2H6) é um hidreto de boro
altamente reativo, considerado atualmente
como possível combustível de foguetes em
programas espaciais.
Qual alternativa que possui o ∆H da síntese
do diborano a partir dos elementos quími-
cos, de acordo com a equação abaixo:
2B(S) + 3H2(g) → B2H6(g)
I) 2B2(S) + 3/2O2(g) → B2O3(S) ∆H = - 1273KJ
II) B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(S) + 3H2O(g) ∆H = - 2035KJ
III) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) ∆H = - 242KJ
a) + 36KJ b) + 336KJ c) - 2226 KJ
d) - 3256 e) – 4894
50) Dadas as energias de ligação
F – F -------------------- ∆H = 155 KJ
Br – Br -------------------- ∆H = 193 KJ
Pode-se concluir que:
a) as ligações F-F e Br-Br rompem-se com a
mesma facilidade.
b) a quebra da ligação F-F libera energia
c) a união entre átomos de bromo absorve
energia.
d) a ligação F-F é mais fraca que a ligação Br-Br
e) é impossível romper as duas ligações.
51) São conhecidos os seguintes valores de
energia de ligação, a 25°C.
Determine a alternativa que possui a variação de
entalpia para a reação abaixo:
CH4(g) + Cl2(g) → H3CCl(g) + HCl(g)
a) - 74 Kcal b) + 74 Kcal c) - 24,2 Kcal
d) + 24,2 Kcal e) + 338.8 Kcal
CINÉTICA
52) No processo de hidrogenação do acetileno
produzindo etano C2H2 + 2H2 → C2H6 é possível
afirmar que a velocidade:
a) de consumo de C2H2 é o dobro da velocidade
de consumo de H2.
b) de consumo de H2 é igual à de formação de
C2H6.
c) de consumo de C2H2 é diferente da velocidade
de formação de C2H6.
d) de formação de C2H6 é a metade da
velocidade de consumo de H2.
e) de consumo de C2H2 é igual à do H2.
53) A chama de um aquecedor está queimando
10L de propano a cada minuto, de acordo com a
seguinte equação:
C3H8(g) +5O2(g) → CO2(g) + H2O(g)
Nas mesmas condições de pressão e temperatura
determine a alternativa que apresenta correta-
mente a velocidade de consumo de O2(g) em
L/min e a velocidade de formação de CO2(g) em
L/min. Respectivamente.
a) 30 L/min e 40 L/min
b) 30 L/min e 50 L/min
c) 50 L/min e 30 L/min
d) 40 L/min e 50 L/min
101
Ligação Energia de ligação
Cl - Cl 57,8
H - Cl 103,0
C - H 99,5
C - Cl 78,5
55) Considere o seguinte processo de for-
mação de ozônio.
3O2(g) → 2O3(g)
Se a velocidade de consumo de O2(g) for
igual a 6L/S, Qual é a alternativa que possui
a velocidade de formação de 2O3(g)
a) 12L/S b) 8L/S c) 6L/S d) 4L/S e) 2L/S
56) A transformação de ozônio é dada pela
equação abaixo:
2O3(g) → 3O2(g)
Um químico obteve a curva de concentração
de O3 mostrada abaixo:
[O3] (mol/L)
0,80
0,40
0,20
0 5 10 15 tempo
No intervalo entre 10 e 15min, determine a
alternativa correta que representa a veloci-
dade média de decomposição do O3.
a) 0,01 mol.L-1.min
-1
b) 0,02mol.L-1.min
-1
c) 0,03 mol.L-1.min
-1
d) 0,04 mol.L-1.min
-1
e) 0,05 mol.L-1.min
-1
57) Observe o diagrama de energia a seguir.
+ 90
- 10
- 40
caminho da reação
É correto afirmar que:
a) o processo é exotérmico
b) a reação tem ∆H = -30KJ
c) o complexo ativado é mais estável que os
reagentes e o produto
d) a energia de ativação vale +130KJ
102
58) Sobre o diagrama abaixo:
134 KJ
CO + NO2
- 226 KJ CO2 + NO
Caminho da reação
Um estudante afirmou.
I. O processo é endotérmico
II. O ∆H vale – 226 KJ
III. A energia de aivação vale +134 KJ
Estão correta(s) somente a(s) afirmativas(s)
a) I b) II c) III d) I e II e) II e III
59) Um aumento da temperatura da reação geral-
mente provoca:
I) diminuição da agitação molecular
II) aumento da agitação molecular
III) diminuição da velocidade de reação
IV) aumento da energia de ativação.
Está(ão) correta(s) somente a(s) afirmativas(s):
a) I b) II c) III d) IV e) I e III
60) O ferro reage com uma solução aquosa de
HCl, originando gás hidrogênio e cloreto de
ferro II. Assinale a alternativa que indica a
reação mais rápida entre o ferro e uma solução
de HCl 1,0 M.
Fe(s) + 2HCl → FeCl2(aq) + H2(g)
a) um prego de ferro, a 25ºC
b) um prego de ferro, a 40ºC
c) ferro em pó, a 40ºC
d) ferro a 25ºC
e) Essa reação não depende da superfície de
contato ou da temperatura.
61) Catalisador é:
a) uma substância que não possui participação
na reação.
b) sinônimo de luz.
c) sinônimo de calor
d) uma substância que acelera a reação e, no
final desaparece no sistema.
e) uma substância que acelera a reação e, no
final, apresenta massa constante.
62) Assinale a alternativa que traz agentes que
tendem a aumentar a velocidade de uma
reação:
a) calor, obscuridade, catalisador.
b) calor, maior superfície de contato entre rea-
gentes, ausência de catalisador.
c) calor, maior superfície de contato entre rea-
gentes, catalisador
d) Frio, obscuridade, ausência de catalisador.
63) Uma das reações mais importantes do
smog fotoquímico, tipo de poluição que ocorre
em cidades com muitos carros, é dada pelo
mecanismo.
NO2(g) → NO(g) + O(g) (etapa lenta)
O2(g) + O(g) → O3(g) (etapa rápida)
NO2(g) + O2(g) → NO(g) + O3(g)
Qual alternativa que apresenta a lei da velo-
cidade correta.
a) V = K[NO2]
b) V = K[NO] .[O] c) V = K[O2]
d) V= K[NO2] .[O2]
e) V = K[NO].[O3]
64) Para uma determinada reação experimen-
talmente verificou-se que a velocidade era
proporcional ao quadrado da concentração de
gás hidrogênio V = K[H2]2. Assim se a con-
centração de H2 for triplicada, a velocidade da
reação deverá:
a) aumentar três vezes
b) diminuir três vezes
c) aumentar seis vezes
d) aumentar nove vezes
e) diminuir nove vezes
65) A quantidade mínima de energia nece-
ssária para que as moléculas possam reagir
chama-se:
a) energia de ionização b) energia de ligação
c) energia de ativação d) energia de ionização
66) Uma reação química que apresenta energia
de ativação extremamente pequena deve ser:
a) lenta
b) exotérmica
c) endotérmica
d) instantânea
67) Em geral, o aumento de temperatura
aumenta a velocidade:
a) das reações exotérmicas
b) das reações endotérmicas
c) das reações endotérmicas e exotérmicas
d) apenas de determinadas reações
68) Quando se leva uma esponja de aço à chama
de um bico de gás, a velocidade da reação de
oxidação é tão grande que incendeia o material.
O mesmo não ocorre ao se levar uma lâmina de
aço à chama. Nessas experiências, o fator que
determina a diferença das velocidades da reação:
a) pressão b) catalisador c) o estado físico
d) a concentração e) a superfície de contado
69) Analise o gráfico referente a reação:
M + N → P + Q
Com temperatura a pressão constante.
+100
I
X II Y
0
M + N Z P + Q reagentes produto
-100
coordenada da reação
Entre as afirmativas que se seguem, referente ao
gráfico, assinale a única errada.
a) X representa a energia de ativação da reação
direta não catalisada.
b) Y representa a energia de ativação da reação
direta catalisada.
c) Z representa o calor liberado na reação exo-
térmica.
d) A velocidade da reação representada pela cur-
va I é a menor que a representada pela curva II.
e) O calor de reação correspondente à curva II é
menor que o correspondente à curva I.
70) A reação NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g)
é de segunda ordem em relação ao NO2(g) e de
ordem zero em relação ao CO(g). Em
determinadas condições de pressão e tempe-
ratura, essa reação ocorre com velocidade v. Se
triplicarmos a concentração de NO2(g) e
duplicarmos a concentração de CO(g), a nova
velocidade será:
a) 3v b) 6v c) 9v d) 12v e) 18v
103
Equilíbrio Químico
71) Em determinadas condições de pressão e
temperatura, um frasco fechado contém
0,4mol/L de O3(g) em equilíbrio com 0,2mol de
O2(g) de acordo com a seguinte equação:
3O2 ↔ 2O3
Determine a alternativa que apresenta o valor
de Kc.
a) Kc = 5 b) Kc = 10 c) Kc = 15
d) Kc = 20 b) Kc = 25
72) Considere as seguintes afirmações sobre
equilíbrio químicos:
I. As velocidades das reações opostas são
iguais
II. No equilíbrio não existem reações químicas
III. As concentrações dos participantes são
iguais entre si.
IV. As concentrações dos participantes são
constantes ao longo do tempo.
Está(ão) correta(s) somente a(s) afirmativas(s)
a) I e II b) I e III c) I e IV
d) II e III e) III e IV
73) A expressão de equilíbrio do processo
3O2 ↔ 2O3
a) K = [O2]3[O3]
2
b)
b)
d)
74) O fosfogênio COCl2 é um gás tóxico que
foi usado como arma durante a Primeira
Guerra Mundial. Atualmente, é utilizado na
produção de alguns polímeros e inseticidas.
No equilíbrio CO(g) + Cl2 ↔ COCl2(g) temos, a
100ºC.
[CO] = 6.10-5
mol/L [Cl2 ] = 4.10
-7 mol/L
[COCl2] = 0,12 mol/L
Identifique a alternativa que determina o valor
de Kc.
a) 5.109 b) 15.10
12 c) 24.10
-12 d) 12.10
12
104
75) O diagrama abaixo mostra variações de con-
centração molar de NO2 e N2O, até atingirem o
equilíbrio, dado pela reação 2NO2 ↔ N2O4.
[ ] (mol/L)
4
3
[NO2] = constante
2
[N2O4] = constante
1
Tempo
a) Kc = 0,50 b) Kc = 0,25 c) Kc = 0,20
d) Kc = 0,15 e) Kc = 0,12
76) O equilíbrio 2A ↔ B apresenta Kc = 1.
Podemos concluir que:
a) [A] = 2[B]
b) 2[A] = [B]
c) [A] = [B]
d) [A]2 = [B]
77) Considere o seguinte equilíbrio em um
recipiente fechado: 3O2(g) ↔ 2O3(g)
Sabendo que as pressões parciais de O2 e O3
valem, respectivamente 1,0.10-3
atm e 2,0.10-4
atm, determine o valor de Kp para esse equi-
líbrio.
a) 10 b) 20 c) 30 d) 40 e) 50
78) No equilíbrio 2NO + Cl2 ↔ 2NOCl o
aumento da concentração de NO provocará:
a) menor produção de NOCl b) aumento da concentração de Cl2 c) deslocamento do equilíbrio par a esquerda
d) formação de maior número de moléculas
NOCl
79) ocorre o equilíbrio químico quando:
a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e
inverso.
b) as velocidades das reações direta e inversa
são iguais.
c) os reagentes são totalmente consumidos
d) a temperatura do sistema é igual à do
ambiente
[O3]K =
[O2]
3[O3]
2K =[O2]
3[O3]
2
K =[O2]
Equilíbrio Iônico
80) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de
lavadeira” apresenta [OH-] aproximadamente
igual a 1,0.10-4
mol/L Nessas condições, a
concentração de H+ será da ordem de:
a) 10-2
b) 10-3
c) 10-10
d) 10-14
e) zero
81) Observe o quadro atentamente os dados
abaixo:
Solução [H+] (25ºC)
A 1,0.-3
M
B 1,0.-7
M
C 1,0.-10
M
Com base nesses dados, assinale a alternativa
que traz as conclusões corretas:
a) a solução A tem pH = 11 é básica
b) a solução B tem pH = 7 é ácida
c) a solução C tem pH = 10 é neutra
d) a solução A tem pH = 3 e é ácida
e) a solução C tem pH = 4 e é ácida
82) A tabela abaixo fornece o intervalo
aproximadamente de pH de alguns líquidos do
nosso corpo. Observe:
Líquido pH
Suco gástrico 1 a 3
Saliva 6,2 a 6,9
Urina 4,8 a 7,5 (normal = 6)
Leite 6,6 a 7,6
Sangue 7,3 a 7,5
Lágrima 7,3
Assinale a alternativa que traz os líquidos que
estão na faixa das soluções alcalinas (básicas):
a) suco gástrico e sangue
b) sangue e lágrima
c) saliva e leite
d) suco gástrico e saliva
e) urina e saliva
83) A análise de um suco de laranja revelou
[H+] = 1,0.10
-4 mol/L. pode-se concluir sobre
esse suco que:
a) é uma solução básica, com pH = 4
b) é uma solução ácida, com pH = 10
c) é uma solução ácida, com pH = 4
d) é uma solução neutra
e) terá [OH-] também igual a 1,0.10
-4 mol/L
84) Na tabela abaixo, está representado o pH de
alguns sistemas
Sistema pH
I Urina 6
II Saliva em repouso 6,4 – 6,9
III Saliva (refeição) 7,0 – 7,3
IV Água do mar 7,8 – 8,3
V Ovos frescos 7,6 – 8,0
Com base nessa tabela, podemos concluir que:
a) I é o sistema mais básico.
b) a saliva não participa da digestão dos ali-
mentos.
c) na água do mar tem-se [H+] > [OH
-].
d) V é o sistema mais ácido, com pH < 7.
e) na urina tem-se [H+] > [OH
-].
85) O fluoreto de sódio é usado na prevenção da
cárie. A hidrólise desse sal produz.
a) NaOH (forte) e HF (fraco).
b) NaOH (fraco) e HF (fraco).
c) NaOH (forte) e HF (forte).
d) NaOH (fraco) e HF (fraco)
86) A análise de uma amostra de 500 mL de um
refresco de laranja (fruta rica em vitamina C)
mostrou a existência de 5.10-6
mol de íons H+.
Sabendo que o pH do suco de laranja puro é 4, é
correto afirmar que a concentração hidrogeniô-
nica molar desse refresco é:
a) superior à do suco de laranja puro, seu pH é
5,0.
b) inferior à do suco de laranja puro, seu pH é
6,0.
c) superior à do suco de laranja puro, seu pH é
6,0.
d) inferior à do suco de laranja puro, seu pH é
5,0.
87) Dada a afirmação “a urina é uma solução
aquosa que apresenta pH = 5”, podemos afirmar:
a) a solução tem caráter básico.
b) a concentração hidrogeniônica é 10-5
mol/L
c) a concentração hidroxiliônica é de 10-7
mol/L
d) a constante de ionização da água e 10-5
88) Sabendo que a clara do ovo tem [OH-] =
1,0.10-6
mol/L, determine o valor de seu pH.
a) 8 b) 6 c) 4 d) 2 e) 1
105
Eletroquímica
89) Sobre as pilhas, um estudante afirmou:
I. Sempre envolvem processos de oxirredução.
II. Catado é o eletrodo em que há redução.
III. Pólo negativo é aquele que emite elétrons
para o circuito externo.
Está(ão) correta(s) a(s) afirmativa(s):
a) I b) II c) II e III d) I, II e III e) III
90) Na pilha Al│Al+3║Cu+2
│Cu é correto
afirmar que:
a) o eletrodo de cobre é o ânodo
b) o eletrodo de alumínio é o pólo positivo
c) a massa da placa de alumínio aumenta
d) a concentração de íons Cu+2
aumenta
Responda as questões 91, 92 e 93 baseadas
nas seguintes semi-reações abaixo:
Pb+2
+ 2e- ↔ Eºred = - 0,13V
Al+3 + 3e
- ↔ Eºred = - 1,66V
91) Em uma pilha com eletrodos de chumbo e
alumínio, pode-se prever que:
a) o eletrodo de alumínio é o cátodo
b) o eletrodo de chumbo é o pólo negativo
c) a massa da placa de chumbo diminuirá
d) ∆Eº vale 1,53V
92) Em uma lista de potenciais, o melhor
oxidante é a espécie que possui tendência de
sofrer redução. Nas semi-reações acima, o
melhor oxidante será:
a) Pb+2
b) Pb0 c) Al+3
d) Al0 e) Pb+2
e Al+3
93) Nessa mesma lista, o melhor agente
redutor será:
a) Pb+2
b) Pb0 c) Al+3
d) Al0 e) Pb+2
e Al+3
94) Na pilha Znº│Zn+2
║Cu+2
│Cuº ocorrem
reações de oxirredução, Nesse sistema pode-se
afirmar que :
a) há oxidação de Cuº a Cu+2
no pólo negativo
b) há oxidação de Znº a Zn+2
no pólo negativo
c) há oxidação de Cuº a Cu+2
no pólo positivo
d) há oxidação de Znº a Zn+2
no pólo positivo
e) há redução de Zn+2
a Znº no pólo positivo
106
95) O cádmio é um elemento escasso na crosta
terrestre. Aproximadamente três quartas partes
desse metal produzido são empregadas na
fabricação de baterias. Geralmente ele ocorre em
minas misturado com zinco e, quando essa
mistura entra em contato com água. Forma a
célula galvânica representada a seguir.
Zn(s)│Zn+2
(aq) ║Cd+2
(aq) │Cd(s)
Sabendo que os potenciais das semi-reações são:
Cd+2
(aq) + 2e- → Cd(s) Eº = -0,40V
Zn+2
(aq) + 2e- → Zn(s) Eº = -0,76V
O potencial da reação espontânea que ocorre na
célula é:
a) – 1,16V b) + 0,36V c) + 1,16V d ) - 0,36V
96) A cromagem consiste na eletrólise de uma
solução de Cr2(SO4)3. O objeto a ser cromado é
preso ao pólo negativo do gerador, como mostra
a figura:
(+) (-)
(+) (-)
Cr+3
SO42-
Sobre uma cromagem pode-se afirmar que:
a) forma-se O2(g) no catado.
b) forma-se uma película de crômio no catado.
c) descarregará apenas H+ da água.
d) o objeto a ser cromado funcionará como pólo
positivo.
e) não é um processo de oxirredução.
97) 1,0F corresponde a 96500C. Em uma
eletrólise, 38600C atravessaram o circuito.
Assim, em cada eletrodo passou uma quan-
tidade de elétrons igual a:
a) 0,1 mol b) 0,2 mol c) 0,3 mol d) 0,4 mol
98) A massa de sódio produzida na eletrólise
ígnea de NaCl, após a passagem de 5,0F será
igual a: (Dado Na = 23)
a) 46g b) 2,3g c) 230g d) 115g e) 4,6g
Radioatividade
99) (Enem-MEC) na música Bye, bye, Brasil
de Chigo Buarque de Holanda e Roberto
Menescal, os versos: “puseram uma usina no
mar; Talvez fique ruim pra pescar”.
Poderiam estar se referindo à usina de Angra
dos Reis, no litoral do Estado do Rio de
janeiro. No caso de trata-se dessa usina, em
funcionamento normal, dificuldades para a
pesca nas proximidades poderiam se causadas
a) pelo aquecimento das águas, utilizadas para
refrigeração da usina, que alteraria a fauna
marinha.
b) pela oxidação de equipamentos pesados e
por detonações que espantariam os peixes.
c) pelos rejeitos radioativos lançados continu-
amente no mar que provocariam a morte dos
peixes.
d) pela contaminação por metais pesados dos
processos de enriquecimento do urânio.
e) pelo vazamento de lixo atômico colocado
em tonéis e lançado ao mar nas vizinhanças da
usina.
100) (Enem-MEC) A energia térmica liberada
em processos de fissão nuclear pode ser
utilizada na geração de vapor para produzir
energia elétrica.
Com base no esquema de uma usina nuclear,
são feitas as seguintes afirmações:
I. A energia liberada na reação é usada para
ferver a água que, como vapor a alta pressão,
aciona a turbina.
II. A turbina, que adquire uma energia cinética
de rotação, é acoplada mecanicamente ao
gerador para produção de energia elétrica.
III. A água depois de passar pela turbina é pré-
aquecida no condensador e bombeada de volta
ao reator.
IV. O aumento da temperatura da água do rio
ou do mar, reduz a quantidade de O2(g)
dissolvido, que é essencial para a vida
aquática e para a decomposição da matéria
orgânica.
V. O aumento da temperatura da água mo-
difica o metabolismo dos peixes.
VI. O aumento na temperatura da água
diminui o crescimento de bactérias e de algas,
favorecendo a vegetação.
Das afirmativas acima, somente estão corretas:
a) todas b) I, II, III e IV c) II, IV, V e VI
d) I, II, IV e V e) I,II, III e V
101) Ao acessar a rede internet, procurando
algum texto a respeito do tema radioatividade no
“cadê” (http://www.cade.com.br), um jovem
deparou-se com a seguinte figura, representativa
do poder de penetração de diferentes tipos de
radiação.
I metal chapa
chapa grossa
II fina chumbo
III papel
Com o auxilio da figura, julgue os itens abaixo:
1. A radiação esquematizada em II representa o
poder de penetração das partículas beta.
2. A radiação esquematizada em III representa o
poder de penetração das partículas alfa.
3. As partículas alfa e beta são neutras.
4. Quando um núcleo radioativo emite uma
radiação do tipo I, o número atômico fica inal-
terado.
a) 1(correto); 2(correto); 3(correto); 4(correto).
b) 1(correto); 2(errado); 3(correto); 4(errado).
c) 1(correto); 2(errado); 3(errado); 4(errado).
d) 1(errado); 2(correto); 3(correto); 4(correto).
102) Assinale a alternativa incorreta: Quando
um elemento emite uma partícula:
a) “ α ” seu número atômico diminui em duas
unidades;
b) “ β ” seu número atômico aumenta de uma
unidade;
c) “ γ ” ocorre emissão de uma onda eletro-
magnética
d) “ α ” seu número de massa diminui de quatro
unidades;
103) A pedra filosofal, sonho dos alquimistas,
consistia em uma fórmula secreta capaz de
converter metais comuns em ouro. Um cientista
moderno, mas não menos sonhador, afirma que
encontrou a fórmula secreta e a propôs na
seguinte versão: Diga quem é X:
a) 5X13
isótopo do Boro.
b) 5X14
isótopo do Ouro
c) 6X15
isótopo do Hélio
d) 6X16
isótopo do Chumbo
107
Pb206
82+ He
42
XAu197
79+
Reações Orgânicas/Isomeria/Bioquímica
104) Para obter tetracloreto a partir do metano
deve-se reagir esse gás com:
a) cloro
b) cloreto de hidrogênio
c) cloreto de sódio
d) diclorometano
e) 1,2-diclorometano
105) É dada a Reação:
Que é classificada como uma reação de:
a) adição b) ciclo adição c) condensação
d) eliminação e) substituição
106) O fenol (C6H5OH) é encontrado na urina
das pessoas expostas a ambientes poluídos por
benzeno (C6H6). Na transformação do benzeno
em fenol ocorre:
a) substituição do anel aromático
b) quebra da cadeia carbônica
c) rearranjo no anel aromático
d) formação de cicloalcanos
e) não ocorre a transformação
107) Considere a reação de substituição do
butano.
O nome do composto X é:
a) cloreto de hidrogênio
b) 1-clorobutano
c) 2-clorobutano
d) 1,1-diclorobutano
e) 2,2-diclorobutano
108) A hidrogenação das duplas ligações de 1
mol de benzeno produz:
a) ½ mol de naftaleno
b) 1 mol de fenol
c) 2 mol de ciclopropano
d) 1 mol de ciclo-Hexano
e) 3 mol de etileno
109) Pode-se prever pela regra do químico
russo Markovnikov que o produto da reação
do 2-metilpropeno com cloreto de hidrogênio
é a substância.
a) 2-cloro-2-metilpropano
108
b) 1,1-dicloro-2-metilpropano
c) 1-clorobutano
d) 1-cloro-2-metilpropano
e) 2-cloro-butano
110) Em condições adequadas, podemos hidratar
o eteno. O produto dessa reação é o:
a) acetileno
b) etileno
c) etano
d) etanol
e) etanal
O texto abaixo serve de base para as questões
111,112 e 113.
O ácido sórbico e seus sais de sódio e seus sais
de sódio e de potássio são usados, principal-
mente, como conservantes na industria de
alimentos para prevenir o crescimento de fungos
em queijos e derivados, bolos, refrigerantes etc.
A sua ação conservantes depende do pH do
meio, sendo mais efetiva até 6,5.
Também, em muitos alimentos, esse ácido é
usado como acidulante.
111) Assinale a alternativa que completa, corre-
tamente, as lacunas na seguinte frase:
O ácido sórbico, segundo as regras oficiais da
IUPAC, tem o nome de ________ e apresenta o
grupo funcional _______ numa cadeia _______
a) ácido 1,3-hexadienóico ou (ácido hexa-1,3-
dienóico); hidroxila; homogênea, alifática e
saturada.
b) ácido hexanóico; carboxila; heterogênea,
alifática e insaturada.
c) ácido 2,4-hexadienóico ou (acido hexa-2,4-
dienóico); carboxila; heterogênea, alifática e
saturada.
d) ácido 2,4-hexadienóico ou (acido hexa-2,4-
dienóico); carboxila; homogênea, alifática e
insaturada.
e) ácido 1,3-hexadienóico ou (ácido hexa-1,3-
dienóico); carbonila; homogênea, alifática e
saturada.
112) As reações do ácido sórbico com etano e
com hidróxido de sódio levam, respectivamente,
à formação de:
a) éster e aldeído
b) sal e álcool
c) aldeído e cetona
d) éster e sal
e) ácido carboxílico e sal
+ H2SO4 H2OSO3H +
+ +Cl2 X YCH2CH3 CH2 CH3
113) O ácido sórbico pode apresentar
a) isomeria geométrica, por apresentar um
centro de assimetria.
b) isomeria cis-trans, por ter ligantes diferen-
tes em cada carbono da insaturação.
c) isomeria espacial, por apresentar um centro
quiral.
d) isomeria óptica, por apresentar insaturação.
e) esteroisomeria, por apresentar carbono assi-
métrico.
114) Segundo o texto, na fração gasosa da
hulha aparecem compostos orgânicos da
função _________ as águas amoniacais são
encontradas aminas cujo grupo funcional é
__________ e, no óleo médio, o fenol e os
cresóis, que se caracterizam por apresentarem
__________ ligada diretamente ao anel
aromático.
Assinale a alternativa que apresenta os termos
que completam corretamente a frase acima.
a) hidrocarboneto; –NH2; carbonila
b) hidrocarboneto. –NH2; hidroxila
c) hidrocarboneto; CONH2; hidroxila
d) fenol; –NH2; carbonila
e) fenol; CONH2; hidroxila
115) Considerando os compostos citados no
texto como componentes dos diversos óleos
oriundos d destilação fracionada do alcatrão
da hulha, os que apresentam oito átomos de
hidrogênio na fórmula molecular são.
a) tolueno, o naftaleno e os cresóis.
b) o benzeno, o tolueno e os xilenos.
c) o fenol, o naftaleno e o antraceno.
d) o tolueno, os xilenos e os cresóis.
e) o benzeno, o antraceno e o fenol
O texto abaixo serve como subsídio para
responder às questões 116 a 117.
Num brejo, quando animais e vegetais
morrem, acabam ficando dentro da lama (sem
oxigênio) onde passam a sofrer decomposição
(apodrecendo), transformação provocada por
microorganismos e chamada de decomposição
anaeróbica.
Ela envolve muitas reações químicas, nas
quais se formam, entre outros gases, CH4; H2S
e CO2; desses gases apenas o metano e o gás
sulfídrico são inflamáveis, Uma dessas rea-
ções é a fermentação da celulose, substância
presente em grande quantidade nos vegetais e
está representada pela equação a seguir:
(C6H10O5)n + nH2O → 3nCH4 + 3nCO2
Processo semelhante acontece em biodigestores
com restos de animais, de vegetais, sobras de
comida e, até mesmo, fezes. A mistura gasosa
resultante, nesse caso, é chamada de biogás,
Algumas fazendas e cidades brasileiras já
exploram esse recurso energético, cujo resíduo
pode ser usado como adubo (fertilizante).
116) A equação apresentada no texto como
fermentação da celulose resume as seguintes
transformações:
I. (C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6
II. C6H12O6 → 3nCH4 + 3nCO2
Essas equações representam, respectivamente,
reações de:
a) combustão e de oxi-redução.
b) hidrólise e de redução.
c) hidrogenação e de redução.
d) polimerização e de combustão.
e) neutralização e de redução.
117) Como o biogás é proveniente da fermen-
tação de matéria orgânica pode se dizer que ele
também é proveniente da fermentação anaeró-
bica de proteínas, que apresentam em suas
estruturas aminoácidos, entre os quais, a
metionina e a cisteína, fontes de enxofre para a
produção do gás sulfídrico, cujas fórmulas são:
A respeito desses compostos, assinale a afir-
mativa correta.
a) A metionina é o antípoda óptico da cisteína
b) A cisteína é isômero de posição da metionina
c) Ambos possuem carbono assimétrico na es-
trutrutura; logo, apresentam atividade óptica.
d) A metionina e a cisteina apresentam isomeria
cis-trans.
e) ambos constituem um par de isômeros entre si
cuja isomeria é chamada de tautomeria.
109
H3C S CH2 CH2 CH COOH
NH2
Metionina
Cisteína
HS CH2 CH COOH
NH2
118) Ainda considerando a metionina e a cis-
teína (fórmulas na questão anterior), assinale a
afirmativa correta sobre suas estruturas.
a) ambos os aminoácidos apresentam um
átomo de carbono cuja hibridação é sp2 e
cadeia carbônica homogênea.
b) Ambos os aminoácidos apresentam um
átomo de carbono cuja hibridização é sp2, mas
a metionina tem cadeia carbônica heterogênea
e a cisteína homogênea.
c) Ambos os aminoácidos apresentam um
átomo de carbono cuja hibridação é sp2 e
cadeia carbônica heterogênea.
d) Ambos os aminoácidos apresentam os
átomos de carbono com hibridização sp,
cadeia carbônica homogênea.
e) Ambos os aminoácidos apresentam os
átomos de carbonos com hibridização sp, mas
a metionina tem cadeia carbônica homogênea
e a cisteína heterogênea.
119) Observe os aminoácidos abaixo:
Leucina: aminoácido de maior
concentração de proteína
Dos aminoácidos relacionados, podemos
afirmar que:
a) Isoleucina e valina são isômeros de cadeia
e, por apresentarem carbono assi-métrico
ambos são opticamente ativos.
b) Leucina e Isoleucina são isômeros de
posição e, por terem carbono assimétrico
apresentam isomeria óptica.
c) Leucina e Valina são isômeros de função e,
por apresentarem carbono assi-métrico, ambos
tem um par de enantio-meros.
d) Leucina e Isoleucina são isômeros de
função e não são opticamente ativos.
e) Valina e Isoleucina são isômeros de cadeia,
porém somente a valina é óptica-mente ativa.
110
120) O aldeído Glicérico, cuja fórmula es-
trutural é:
a) Glicídios
b) Lipídios
c) Glicerídeos
d) Protídios
e) Aminoácidos
121) apresentam ligações peptídicas:
a) Proteínas
b) Aminas
c) Lipídios
d) Ácidos Carboxílicos
e) Hidratos de carbonos
122) Margarinas são produtos comestíveis
obtidos por:
a) hidrogenação de gorduras animais
b) dedução de proteínas vegetais
c) hidrogenação de óleos vegetais
d) hidrogenação de glicídeos
e) oxidação de glicerídeos
123) As unidades constituintes das proteínas são
compostos orgânicos que apresentam ao mesmo
tempo, as funções:
a) álcool e éster
b) ácido carboxílico e amina
c) ácido carboxílico e éter
d) amina e álcool
e) cetona e aldeído
124) O BIOGÁS, que é uma mistura gasosa
formada pela atividade de bactérias sobre
matéria orgânica em decomposição, tem como
principal componente o:
a) acetileno
b) eteno
c) metano
d) naftaleno
e) oxigênio
125) O craqueamento de uma molécula de
tridecano pode originar:
a) CH4 + 2C3H6 + 3C2H4
b) CH4 + C5H10 + C7H14
c) C7H14 + C6H12 + H2O
d) C5H12 + C5H10+ C3H8
e) C7H16 + C5H12 + C2H2
CH3 CH2 CH
CH3
CH
NH2
COOH
Isoleucina
CH3 CH2
CH3
CH
NH2
COOH
Valina
CH3 CH CH2
CH3
CH COOH
NH2
Polímeros
126) Náilon e borracha sintética podem ser
citados como exemplos de:
a) hidratos de carbonos b) proteínas
c) lipídios d) polímeros e) enzimas
127) Polímeros (do grego poli, “muitas
partes”) são compostos naturais ou artificiais
formadas por macromoléculas que, por sua
vez, são constituídas por unidades estruturais
repetitivas, denominadas ____________ assim
entre outros exemplos, podemos citar que o
amido é um polímero originado a partir da
glicose que o polietileno se obtém o etileno,
que a borracha natural, extraída da espécie
vegetal Hevea brasilienses (seringueira), tem
como unidade o ____________ e que o
polipropileno é resultado da polimerização do
______________
As lacunas são preenchidas, correta e respecti-
vamente, por:
a) elastômeros, estirenos e propeno.
b) monômero, isopreno e propeno.
c) anômeros, cloropreno e neopreno.
d) monômero, propeno e isopreno.
e) elastômeros, eritreno e isopreno.
128) Os plásticos constituem uma classe de
materiais que confere conforto ao homem. Sob
ponto de vista químico, os plásticos e suas
unidades constituintes são, respectivamente:
a) hidrocarbonetos; peptídios;
b) macromoléculas; ácidos graxos;
c) polímeros; monômeros;
d) polímeros; proteínas;
e) proteínas; aminoácidos;
129) Esta é uma fibra conhecida como dácron.
A estrutura de uma seção de sua molécula
pode ser representada por:
a) poliálcool
b) poliamida
c) poliéter
d) poliéster
130) A Química do Amor ocorre quando uma
pessoa se apaixona, o organismo sintetiza e
libera muitos hormônios. Uma das substâncias
responsáveis pela paixão é a (etilfenilamina).
Podemos classificar essa substância como:
a) amina secundária e possui caráter básico.
b) amina primária e possui caráter ácido.
c) amina secundária e possui caráter neutro.
d) amina primária e possui caráter básico.
GABARITO
111
1. A 48. E 95. B 2. E 49. A 96. B 3. C 50. D 97. D 4. D 51. C 98. B 5. E 52. D 99. A 6. D 53. C 100. A 7. C 54. D 101. C 8. A 55. B 102. E 9. B 56. D 103. A 10. E 57. E 104. A 11. C 58. E 105. E 12. D 59. B 106. A 13. B 60. C 107. C 14. D 61. E 108. D 15. B 62. C 109. A 16. A 63. A 110. D 17. D 64. D 111. D 18. D 65. C 112. D 19. E 66. D 113. B 20. D 67. D 114. B 21. D 68. E 115. A 22. D 69. E 116. B 23. C 70. C 117. C 24. A 71. D 118. B 25. B 72. C 119. B 26. A 73. E 120. A 27. C 74. A 121. A 28. A 75. B 122. A 29. D 76. D 123. B 30. B 77. D 124. C 31. C 78. D 125. B 32. D 79. B 126. D 33. C 80. C 127. B 34. C 81. D 128. C 35. C 82. B 129. D 36. B 83. E 130. A 37. B 84. C 38. A 85. A 39. B 86. D 40. B 87. B 41. A 88. A 42. D 89. D 43. B 90. A 44. C 91. D 45. A 92. D 46. C 93. D
47. D 94. B
OOC COO CH2 CH2 OOC