Apostila de Química Profª Fátima Serrado CMB -1- Apostila de Química Química Inorgânica Substância – Matéria Matéria “Matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa um lugar no espaço (tem volume).” Ex: Madeira, pedra, água, bola, etc. Corpo é qualquer porção limitada da matéria. Energia é a propriedade de um sistema que lhe permita realizar um trabalho. - Solubilidade: é a quantidade máxima de um material que se dissolve em 100 g de um solvente específico a uma dada temperatura. É uma característica que depende também do solvente e depende da temperatura (de forma geral, a solubilidade das substâncias é diretamente proporcional à temperatura do sistema, com exceção do sulfato de sódio). O sólido dissolvido é chamado de soluto, e o líquido que o dissolve, solvente. Os dois compõem um material que é chamado de solução. Solutos dissolvidos em água são chamados de soluções aquosas. A solubilidade é muito utilizada pelos químicos na separação de misturas de substâncias, como a extração de substâncias ativas de medicamentos contidas em plantas. Propriedades da matéria Gerais 1) Impenetrabilidade – “dois corpos não ocupam o mesmo lugar no espaço”. 2) Divisibilidade – a matéria pode ser dividida inúmeras vezes sem alterar suas características. 3) Compressibilidade – o volume ocupado por certa porção de substância na fase gasosa pode diminuir se ela for submetida a não de forças externas. 4) Elasticidade – se um material na fase sólida for esticado ou comprimido pela ação de forças externas ele voltará a sua forma original assim que essa força deixar de agir. 5) Inércia – os materiais tendem a se manter como estão, isto é, em repouso ou em movimento até que uma força atue sobre eles modificando a situação original. Específicas Organolépticas – Podemos diferenciar um anel de ouro de um de prata pela sua cor, utilizando a visão; a água do álcool, pelo olfato; o açúcar do sal, pelo sabor; um objeto de alumínio ao aço inox, pelo brilho. Essas propriedades que percebemos pelos nossos sentidos são chamadas propriedades organolépticas. Um químico sem sempre pode utilizar as propriedades organolépticas, pois muitos materiais são potencialmente tóxicos. Funcionais – Acidez (ex. vinagre, frutas cítricas); Basicidade (ex. leite de magnésia, cal) e Salinidade (sais). Químicas – são as propriedades que determinam o tipo de fenômeno químico que cada material específico é capas de sofrer Físicas: - Densidade: é uma grandeza que expressa quanto há de massa por unidade de volume de uma dada porção de matéria a uma dada temperatura: d = m/V. Todos os materiais apresentam um valor constante de densidade, que é uma propriedade característica. Um uso bem comum da determinação da densidade é o controle de qualidade do álcool combustível. Quando este é adulterado, modifica-se a densidade. - Pontos de Fusão e de Ebulição: Na natureza encontramos as substâncias em diferentes estados físicos. O estado físico de um material é uma propriedade que depende das condições de temperatura e pressão em que este se encontra. Profª Fátima Serrado CMB Um sólido ao atinge uma determinada temperatura começa a fundir (derreter), tornando-se líquido (Ponto de Fusão). Esse líquido, continuando sobre aquecimento, chegará a uma temperatura em que se inicia a evaporação, ou seja, a passagem do estado líquido para o gasoso (Ponto de Ebulição). Os materiais que possuem propriedades específicas definidas são materiais purificados, ou seja, são constituídos, quase que exclusivamente, por um mesmo tipo de matéria (denominados substâncias). Os materiais em que as propriedades específicas variam não são purificados, ou seja, são compostos de mais de um tipo de matéria (denominados misturas de substâncias). A água do mar não é um material purificado, pois contém uma infinidade de outras substâncias, como os sais. O álcool combustível contém basicamente as substâncias água e etanol (álcool etílico). O leite é um material de origem animal que contém diversas substâncias: água, proteínas, gorduras e sais minerais. A água destilada é considerada um material purificado, como o mercúrio utilizado nos termômetros clínicos. Logo, eles são considerados substâncias puras. Os materiais podem ser classificados, em homogêneos e heterogêneos. Os materiais homogêneos apresentam mais de um aspecto em sua extensão, ou seja, são multiformes de ponto a ponto. Quando temos um material heterogêneo, cada região do material que apresenta os mesmos aspectos é denominada de fase. Os materiais homogêneos apresentam apenas uma fase (monofásicos). Os materiais heterogêneos, dependendo do instrumento utilizado para a sua observação, classificam-se em colóides e agregados. O colóide tem aspecto multiforme somente se utilizados instrumentos ópticos de alta resolução. No agregado, este aspecto multiforme é observado a olho nu ou com instrumentos ópticos de baixa resolução. Nos materiais homogêneos, mesmo utilizando instrumentos ópticos de alta resolução têm aspecto uniforme. Os materiais homogêneos são denominados soluções. -2- Matéria e Substância Apostila de Química CMB SUBSTÂNCIA Transformações da matéria Toda espécie de matéria pode ser separada em pequenas partes que, unidas, formam um todo, qualquer que seja a fase a agregação. Substância pura - possui composição fixa e propriedades constantes (Ponto de fusão, ponto ebulição, densidade, etc) Fase Sólida – as particular que formam a matéria estão mais organizadas (têm forma e volume próprios) e possuem a menor energia mecânica total. “As forças de coesão que atuam entre as moléculas são maiores que as de repulsão”. Fase Líquida – a matéria possui forma variável e volume próprio. Nessa fase as partículas da matéria possuem um grau de organização menor que na fase sólida e maior que na fase gasosa. “As forças de coesão e repulsão que atuam entre as moléculas são iguais”. Fase gasosa - as partículas da matéria possuem forma e volume variáveis, adaptando-se ao formato de qualquer recipiente. “As forças de coesão que atuam entre as moléculas são menores que as de repulsão”. Substância simples - constituída por um único elemento. Ex: O2, Fe, N2 Substância composta - constituída por vários elementos químicos. Ex: H2SO4, CO2 Mistura - reunião de duas ou mais substâncias, sem reação química entre elas. Ex. H2O + glicose. MUDANÇA DE ESTADO FÍSICO solidificação SÓLIDO liquefação (p/gases) condensação (p/vapor) LÍQUIDO fusão GASOSO Eutética - P.F. constante e P.E. variável. vaporização sublimação Endotérmico (absorve energia) Exotérmico (libera energia) OBS: A vaporização ocorre de três maneiras: - evaporação: processo lento da vaporização. - ebulição: processo rápido da vaporização. - calefação: processo muito rápido da vaporização. Exemplo: ligas metálicas. Azeotrópica - P.E constante e P.E. variável. FENÔMENO FÍSICO E QUÍMICO Fenômeno físico - não há alteração nas moléculas. Ex: Mudança de estado físico Processos de separação (filtração,...) Compressão e expansão dos gases. Dilatação por aquecimento. Queda de um corpo. Papel rasgado. Fenômeno químico - há alteração nas moléculas. Ex: Queima do papel, gasolina, etc. Formação da ferrugem. Transformação de vinho em vinagre. Exemplo: água+álcool Exemplo de algumas importantes misturas e seus componentes: - Profª Fátima Serrado -3- Ar: N2 (78%), O2 (21%), demais (1%) Água do mar: água, NaCl, outros sais. Vinagre: água, ácido acético Álcool hidratado: álcool etílico (etanol)+água Gás de bujão: propano+butano. Gasolina: hidrocarbonetos tendo 5 a 10C na molécula. Querosene: hidrocarbonetos tendo 10 a 16C. Apostila de Química - CMB Granito: quartzo, feldspato e mica. Pólvora (negra): salitre, carvão e enxofre. Aço: ferro, carbono Aço inox: ferro carbono, Ni e Cr Amálgama: mercúrio (Hg) + outro metal. Madeira: celulose + compostos orgânicos. Leite: água, gorduras, proteínas, açúcares. Ouro 18 quilates: ouro, Au (75%) + cobre (25%) ou ouro (75%) + (cobre+prata) (25%) OBS: Ouro puro = 24 quilates (4) Um recipiente com O2 e O3 contém uma única substância, visto que suas moléculas são formadas pelo mesmo elemento químico. (5) O2 e O3; P (branco) e P (vermelho). C (grafite) e C (diamante) são exemplos de alotropia, ou seja, átomos iguais com o número de prótons diferentes. CCCEE 2) Os gráficos I e II representam a variação de temperatura de dois sistemas distintos em função do tempo de aquecimento, mostrando as temperaturas em que ocorrem as transições de fases. Pela análise do gráfico, julgue os itens abaixo: MISTURAS HOMOGÊNEAS E HETEROGÊNEAS Misturas Homogêneas – contém apenas uma fase. São chamadas de soluções. Misturas Heterogêneas – contém mais de uma fase. T(ºC) Sistema Homogêneo – apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão. Pode ser uma mistura (solução) ou uma substância pura. Ex: água ou solução de água e açúcar. D T2 B Sistema Heterogêneo – não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão. Pode ser substância pura em mudança de estado físico (fusão, vaporização, etc) ou uma mistura. Ex: água e gelo ou água e areia. (I) T A 1 Tempo(s) T(ºC) OBS: 1) Mistura de n gases constitui sempre uma única fase. 2) Mistura de n sólidos constitui sistema com n fases na maioria dos casos. Assim, o granito, constituído de três componentes sólidos, é um sistema trifásico. Alotropia - é o fenômeno em que um mesmo elemento químico (átomos de mesmo número atômico) forma duas ou mais substâncias simples diferentes, denominadas variedades alotrópicas do elemento. Elemento Carbono (C) Variedades alotrópicas Grafite (Cn) Diamante (Cn) Oxigênio (O) Oxigênio (O2) Ozônio (O3) Fósforo (P) P vermelho (Pn) P branco (P4) Enxofre (S) S rômbico (S8) S monoclínico (S8) II (1) (2) (3) (4) (5) Exercícios (1) Uma substância ao ser fracionada apresenta as mesmas características físicas e químicas da amostra original. (2) As diferenças das propriedades físicas e químicas de amostras de água coletadas desde o Ártico até a Antártida são justificadas pela diferença nas suas composições. (3) A densidade do cobre não é modificada se dispomos de duas toneladas ou um grama deste metal. Profª Fátima Serrado T2 C T1 A B D Tempo(s) 3) 1) Considerando os conceitos de substâncias simples, composta e de mistura, julgue os itens. C I. Para temperaturas inferiores a T1, podem coexistir duas fases em ambos os sistemas. No gráfico II existe uma fase sólida, no ponto A, à temperatura T1 enquanto no ponto B existe uma fase líquida à mesma temperatura. Acima do ponto D há uma fase vapor em aquecimento em ambos os sistemas. Entre o ponto B e C existem apenas líquido nos dois sistemas. O gráfico I representa uma mistura, podendo ser uma mistura azeotrópica. EECCE Ao realizar um experimento no laboratório de sua escola, um estudante anotou o seguinte: Observou-se, no aquecimento de uma substância (sólido vermelho), a formação de um líquido prateado e de um gás incolor II. Observou-se que a água oxigenada, após estar guardada por algum tempo, não mais produzia efervescência ao entrar em contato com um ferimento aberto. III. Observou-se a diminuição de tamanho de “bolinhas” de naftalina expostas por alguns dias sobre a bancada do laboratório. IV. Observou-se, ao se aquecer uma porção escura e a mudança de odor. V. Observou-se a diminuição no volume de álcool contido em um frasco que foi deixado aberto. -4- Apostila de Química CMB Com base nas anotações acima, julgue os itens que se seguem: (1) Das transformações observadas pelo estudante, apenas três podem ser consideradas químicas. (2) O estudante pode classificar o sólido vermelho, citado na anotação I, como substância composta. (3) As transformações são denominadas químicas quando são irreversíveis. (4) As transformações anotadas em III e V são denominadas, respectivamente, fusão e ebulição. CCEE 4) O nitrogênio, N2, graças à ação do oxigênio do ar, O2, e das faíscas elétricas nos dias de chuva, forma compostos nitrogenados, alguns de ação corrosiva sobre as rochaS. Ao infiltrar-se no solo, a água dissolve os nitratos solúveis (KNO 3 ou NaNO3) de grande valor como adubo nitrogenado para os vegetais. De acordo com o texto, julgue os itens. (1) A reação de formação de compostos nitrogenados é um fenômeno químico. (2) O processo de dissolução dos nitratos é um fenômeno químico, pois são usados como adubo. (3) A reação que ocorre entre o nitrogênio e o oxigênio nos dias de chuva é química pois forma compostos nitrogenados. (4) As faíscas elétricas promovem a reação entre o oxigênio e o nitrogênio do ar. (5) As reações químicas são fatos isolados e que não são influenciados pelo ambiente e por outras reações químicas. CECCE 5) informações, julgue os (1) A mistura água e metanol será classificada como homogênea. (2) A mistura água e tetracloreto de carbono será heterogênea, ficando o tetracloreto de carbono na superfície, pois é uma substância apolar. (3) O benzeno e o tetracloreto de carbono por serem insolúveis em água deverão ser solúveis entre si. (4) A separação de uma mistura de água e benzeno pode ser realizada utilizando um balão de decantação. (5) A separação de uma mistura entre água e o metanol será por destilação fracionada desde que não forme uma mistura azeotrópica. CECCE PROCESSOS USUAIS DE PURIFICAÇÃO Separação de Misturas Heterogêneas 1) Filtração – separa a fase líquida da sólida ou gasosa de sólida. A água mineral com gás pode ser obtida com a introdução de gás carbônico na água, sob pressão superior a 1,5 atm. Em relação à água mineral, julgue os itens abaixo: (1) a água mineral é considerada potável e classificada como uma substância pura. (2) Uma garrafa aberta de água mineral gasosa tem o seu sabor alterado, pois o gás separa-se do líquido pela diminuição de pressão. (3) A molécula da água é composta de uma mistura de dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. (4) A água á chamada de dura quando é rica em cátions de magnésio e cálcio. (5) A água potável é considerada uma substância quimicamente pura. ECECE 6) Com base nessas seguintes itens: Três frascos não rotulados encontram-se na prateleira de um laboratório. Um contém benzeno, C6H6, outro, tetracloreto de carbono, CCl4 e o terceiro, metano, CH3OH. Sabendo-se que suas densidades são: 0,87 g/ml (benzeno); 1,59 g/ml (tetracloreto de carbono) e 0,79 g/ml (metanol). Dos três líquidos, apenas o metanol é solúvel em água, cuja densidade é 1,00 g/ml. Profª Fátima Serrado 2) Decantação – é uma sedimentação de fases devido à diferença de suas densidades. Numa mistura de sólido e líquido, depois da sedimentação do sólido, o líquido pode ser removido, entornando-se o frasco contendo a mistura ou, então, -5- Apostila de Química CMB por meio de um sifão. Neste caso, o processo chamase SIFONAÇÃO. medida que os seus pontos de ebulição vão sendo atingidos. Numa mistura de líquido com líquido, a decantação é feira em funil de bromo, também chamado de funil de decantação ou funil de separação. Esse balão, com uma torneira na sua parte inferior, permite o escoamento do líquido que constitui a fase mais densa. Numa mistura de sólido e gás, a decantação pode ser feita em câmara de poeira ou chicana. É usada industrialmente. 3) Centrifugação – é um processo para acelerar a decantação (sedimentação das fases). 3) Liquefação Fracionada – separa gás de gás. A mistura é resfriada gradativamente, e os gases vão se liquefazendo à medida que seus pontos de liquefação vão sendo atingidos. No caso da separação dos componentes do ar, é mais conveniente, primeiro liquefazer a mistura (ar) e depois separar os componentes da mistura liquefeita por destilação fracionada. Exercícios 4) Flotação – usada para separar misturas do tipo sólido-sólido, geralmente de minérios pulverizados da respectiva ganga (impurezas). Adiciona-se óleo à mistura. O óleo adere à superfície das partículas do minério tornando-o impermeável à água. Em seguida a mistura é lançada na água e submetida a uma forte corrente de ar que provoca uma formação de espuma que reúne as partículas do minério, que assim se separa da ganga. 1) O tratamento de água consiste nas seguintes etapas: a) coagulação (adição de cal hidratada, sulfato de alumínio e cloreto de ferro III); b) floculação (agrupamento de flocos pequenos em flocos maiores); c) decantação; d) filtração, e) desinfecção (adição de cloro gasoso-Cl2); f) fluoretação (adição de ácido fluosilícico e fluorsilicato de sódio) e g) correção final de pH (adição de óxido de cálcio). Em relação a esses processos, julgue os itens a seguir. (1) Todas as etapas constituem-se em processos químicos de transformação da água dos rios e dos lagos em água potável. (2) Essas etapas constituem um processo de decomposição da água para retiras os seus diversos componentes, até obter-se a substância simples H2O, livre de impurezas. (3) O processo de decantação se dá em virtude da gravidade que faz as partículas “pesadas” iram ao fundo dos tanques. (4) Para ocorrer mais rápido esse processo, a filtração pode ser facilmente condicionada a um processo de vácuo no ensejo de se obter água potável a uma grande população. EECE Separação de Misturas Homogêneas 1) Destilação Simples – separa sólido de líquido (em solução). Por aquecimento da mistura, o líquido se evapora e, a seguir, se condensa: ao condensar-se, é recolhido em recipiente separado; o sólido não se destila. 2) Ainda sobre o texto da questão anterior, julgue os itens. 2) Destilação Fracionada – separa solução de líquido + líquido. Os líquidos se destilam separadamente à Profª Fátima Serrado (1) A água tratada e potável possui um ponto de fusão e um ponto de ebulição constante. (2) O método citado sobre a obtenção de água potável de mananciais e bacia sedimentar é a decantação e sifonação. -6- Apostila de Química (3) O preço da água aumentará no futuro em virtude do custo para a separação e obtenção de água pura. ECE 3) A matéria pode ser encontrada em três estados físicos. Quando a temperatura da ebulição e fusão ocorre em uma temperatura constante temos uma substância pura; caso haja uma variação de temperatura teremos uma mistura. A maioria dos materiais que nos cercam é constituído por misturas. Em relação a substâncias, julgue os itens abaixo: (1) (2) (3) (4) (5) Todo o sistema monofásico é uma substância pura. A pólvora é uma mistura de salitre, carvão e enxofre, dos quais apenas o salitre é solúvel na água. Ao dissolver pólvora na água obteremos uma mistura homogênea de quatro fases e quatro substâncias. O processo mais adequado para separar uma mistura homogênea da água com açúcar é a filtração à vácuo. O ato do garimpeiro em agitar a bateia tem por finalidade lavar a areia de tal forma a separá-la do ouro, este método de separação denominase flotação. O petróleo é uma mistura homogênea de vários líquidos (hidrocarbonetos) e para a separação dos diversos combustíveis nas usinas de destilação de petróleo é utilizada a destilação simples. EEEEE 4) Com relação a processos de separação da misturas, pode-se afirmar que: (1) Na separação de componentes do ar atmosférico, principalmente o oxigênio e o nitrogênio, utilizamos a liquefação seguido de uma destilação fracionada. (2) Para acelerar uma decantação, utiliza-se da centrifugação que é um método de separação mais apropriado em uma mistura homogênea entre um sólido e um líquido. (3) Na separação dos constituintes de uma mistura formada por água, areia e óleo, usam-se a filtração e a destilação fracionada. (4) A destilação simples tem por finalidade separar uma mistura homogênea entre dois líquidos miscíveis. CEEE 5) Com relação a processos de separação de misturas, julgue os seguintes itens. (1) Na obtenção do cloreto de sódio, a partir da água no mar, utiliza-se a cristalização fracionada. (2) Na separação dos constituintes de uma mistura gasosa usa-se liquefação fracionada. (3) Para acelerar a decantação, utiliza-se a centrifugação. (4) As misturas homogêneas são desdobradas em seus componentes através de processos mecânicos de separação. ECCE Profª Fátima Serrado CMB ÁTOMO: Isótopo, Isótono, Isóbaro e Isoeletrônico 1) (Fuvest-SP) O número de elétrons do cátion X2+ de um elemento X é igual ao número de elétrons do átomo neutro de um gás nobre. Este átomo de gás nobre apresenta número atômico 10 e número de massa 20. O número atômico do elemento X é: a) 8 d) 42 b) 10 e) 12 c) 12 (e) 2) (PUC-RJ) O número atômico do elemento X é 30. Os íons X2+ e Y3- são isoeletrônicos. Identifique a opção correta para o número atômico de Y: a) 33 b) 30 c) 25 d) 31 e) 28 (c) 3) (Cesgranrio-RJ) O átomo Q tem 36 nêutrons e é isóbaro do átomo R. Considerando que R2+ é isoeletrônico do átomo Q, identifique o número de nêutrons do átomo R. a) 40 b) 38 c) 36 d) 34 e) 32 (d) 4) (U.F.AM) Considere três átomos X, Y e Z. Os átomos X e Z são isótopos; os átomos Y e Z são isóbaros e os átomos X e Y são isótonos. Sabendo que o átomo X tem 20 prótons e número de massa 41 e que o átomo Z tem 22 nêutrons, o número de elétrons do átomo Y será: a) 20; b) 42; c) 21; d) 41. (c) 5) (U.F.PA) Um átomo que apresenta, no último nível, um elétron desemparelhado com os seguintes nos quânticos: n = 5, l = 0; s = - 1/2 tem no atômico igual a: a) 31; b) 37; c) 41; d) 47; e) 51. (b) 6) Considere os átomos X, Y e Z cujos números de massa são consecutivos. Sabendo que Y é isótopo de X e X é isótono de Z e que Y tem 21 nêutrons e Z tem 22 prótons, determine os números atômicos e de massa de X, Y e Z. 20, 40 – 20, 41 – 22,42 Questões de Olimpíadas 1. Quando iguais volumes de água, etanol e hexano são misturados em um tubo de ensaio, observase a formação de: a) uma única fase; -7- Apostila de Química CMB b) duas fases, sendo o volume da fase superior maior que o volume da fase inferior; c) duas fases, sendo o volume da fase superior menor que o volume da fase inferior; d) três fases, sendo a fase do meio constituída de etanol; e) três fases, sendo a fase do meio constituída de hexano. cada um desses separação. a) 1:1 b) 1:2 c) 1:3 d) 2:1 e) 3:1 Resp: (e) Cl-35 x% Cl-37 y% x + y = 100% 35 x +3700 – 37y = 3550 x = 75 (Cl-35) y = 100 – 25 = 75 (Cl-75) y = 100 - x 3. (OBQ-2009) Um elemento X ocorre na forma de moléculas diatômicas, X2, com massas 70, 72 e 74 e abundâncias relativas na razão de 9:6:1, respectivamente. Com base nessas informações, analise as afirmações abaixo. I. O elemento X possui um isótopo. II. A massa atômica média desse elemento é 36. III. Esse elemento possui um isótopo de massa 35 com abundância de 75%. IV. Esse elemento é o cloro. Estão corretas: a) todas as afirmações. b) apenas as afirmações I e II. c) apenas as afirmações II e IV. d) apenas as afirmações III e IV. e) apenas a afirmação I. Dentre os processos de separação de misturas mais utilizados, podemos incluir a destilação simples e a destilação fracionada. a. Em que consistem cada um desses métodos de separação? b. Quando cada um deles pode ser empregado? Dê exemplo. c. Descreva os utensílios (vidrarias e outros materiais de laboratório) utilizados em Profª Fátima Serrado de Modelos Atômicos Principais Modelos Atômicos DALTON, John, 1808, propôs a seguinte teoria: Átomo é uma esfera maciça, extremamente pequena, indivisível, indestrutível e intransformável. Elemento químico é formado por átomos com mesmas propriedades (tamanho, massa e forma). Compostos são formados pela união de átomos. Reação química é a união e separação de átomos. Em 1874, Stoney admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas e, em 1891, deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa. Os cientistas Geissler e Crookes desenvolveram dispositivos denominados tubos de raios catódicos. THOMSON, no final do século XIX concluiu que as partículas negativas deveriam fazer parte dos átomos componentes da matéria, sendo denominados elétrons, propondo um novo modelo científico para o átomo (1897): “Átomo é uma esfera maciça e positiva com as cargas negativas distribuídas, ao acaso, na esfera. A quantidade de cargas positiva e negativa seria iguais, com isso o átomo seria eletricamente neutro.” Este modelo ficou conhecido como "pudim de passas". Resp: (d) 4. processos 5. Considerando que o elemento cloro tem massa atômica aproximada de 35,5 e apresenta os isótopos 35 e 37, pode-se afirmar que a abundância relativa do isótopo 37 é: a) menor que 20% b) maior que 20% e menor que 40% c) maior que 40% e menor que 60% d) maior que 60% e menor que 80% e) maior que 80% Resp: (d) Resp: (c) Água e etanol são substâncias polares, além de formarem pontes ou ligações de hidrogênio entre as moléculas. Já o hexano, sendo um hidrocarboneto, é uma substância apolar. Com isso teremos 2 fases. As substâncias polares formam uma fase (são miscíveis) e a apolar, outra fase (imiscível). 2. O cloro existe como dois isótopos, cloro-35 e cloro-37. Se a massa atômica deste elemento é aproximadamente 35,5, pode-se afirmar que, a razão entre as abundâncias de cloro-35 e cloro37 é, aproximadamente: dois RUTHERFORD Experiência de Rutherford: Rutherford usou partículas alfa (carregadas positivamente) para bombardear lâminas de ouro bem finas. As partículas alfa são invisíveis, mas elas podem ser detectadas, pois produzem um clarão quando colidem em anteparo coberto de sulfeto de zinco. -8- Apostila de Química CMB Nos íons, o número de prótons difere do número de elétrons. Os átomos, ao ganharem elétrons, originam íons negativos, os ânions e, ao perderem elétrons, originam íons positivos, os cátions. BOHR Conclusões: A maior parte das partículas alfa atravessa a lâmina, seguindo uma trajetória retilínea, e algumas partículas sofriam um desvio (1 para cada 10000 partícula alfa). Descobriu-se também que algumas voltavam como que sofrendo uma reflexão. RUTHERFORD concluiu que: Átomo é formado por uma região central (núcleo atômico), onde estariam as partículas positivas (próton) e uma região externa (eletrosfera), onde estariam as partículas negativas (elétrons). Descoberta do Nêutron No núcleo do átomo deveriam existir mais do que uma carga positiva (próton). Entretanto, isso comprometeria a estabilidade do núcleo, pois entre os prótons existiria repulsão, o que provocaria a desintegração do núcleo. Rutherford passou a admitir a existência de partículas sem carga elétrica e com massa semelhante à dos prótons, que teriam a finalidade de diminuir a repulsão entre eles. Essas partículas foram descobertas, em 1932, por Chadwick, que as denominou nêutrons. Esse sistema mostrou ser constituído por três partículas fundamentais: Em 1911, Ernest Rutherford, baseando-se na experiência do espalhamento de partículas alfa por uma fina lâmina de ouro, propôs um modelo planetário para o átomo. Este modelo foi combatido na época, pois a Física sabia que uma partícula carregada, quando em movimento acelerado, libera energia. O elétron, sendo uma partícula com carga negativa girando ao redor do núcleo, deveria perder energia e acabaria por cair no núcleo. Niels Böhr, resolveu a questão. Ele propôs um modelo atômico em que aplicava conceitos de Teoria Quântica, mostrando que a Mecânica de Newton não era conveniente para o estudo do comportamento de elétrons. O modelo de Bohr aproveitava algumas ideias do átomo planetário: Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas fixas e definidas (camadas eletrônicas ou níveis de energia), chamadas de K, L, M, N, O, P e Q, representados pelos respectivos números de 1 a 7. A quantidade máxima de elétrons em cada camada é: K 2 L 8 M 18 N 32 O 32 P 18 Q 8 Os elétrons ao se movimentar numa camada eletrônica não absorvem nem emitem energia; Os elétrons de um átomo tendem a ocupar as camadas eletrônicas mais próximas do núcleo, isto é, as que apresentam menos quantidade de energia. Um átomo está no estado fundamental quando seus elétrons ocupam as camadas menos energéticas; Quando um átomo recebe energia (térmica ou elétrica), o elétron pode saltar para uma camada Núcleo: prótons (p) e nêutrons (n) Eletrosfera: elétrons (e) O raio do núcleo é cerca de 10.000 vezes menor que o raio do átomo. Íons Os átomos podem perder ou ganhar elétrons, originando novos sistemas, carregados eletricamente: os íons. Profª Fátima Serrado O átomo teria um núcleo positivo; Os elétrons negativos girariam ao redor do núcleo; Acrescentou: Os elétrons girariam em órbitas bem definidas, nas quais teriam energia constante; Um elétron não assumiria qualquer valor de energia, mas determinados valores correspondentes às diversas órbitas permitidas; assim, teria determinados níveis de energia; Quando um elétron recebesse energia suficiente, saltaria para uma órbita energética. -9- Apostila de Química CMB mais externa (mais energética), tornando-se instável (excitado); Os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar para as camadas de origem, devolvendo, sob a forma de onda eletromagnética, a energia que foi recebida na forma de calor ou eletricidade. 0 -3 Diagrama de Linus Pauling nº máx elétrons Cama -das Níveis 1 2 K 8 L 18 M 32 N 32 O 5 18 P 6 8 Q 7 2 3 4 nº max de e- por subnível subníveis p d s 1s f 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2 7p6 2 6 5s2 10 14 0 +1 +2 -2 -1 0 +1 +2 +3 f s = + 1/2 1) EsPCEx-2010 – Considere as seguintes afirmações, referentes à evolução dos modelos atômicos: 1. No modelo de Dalton, o átomo é dividido em prótons e elétrons. 2. No modelo de Rutherford, os átomos são constituídos por um núcleo muito pequeno e denso e carregado positivamente. Ao redor do núcleo estão distribuídos os elétrons, como planetas em torno do Sol. 3. O físico inglês Thomson afirma, em seu modelo atômico, que um elétron, ao passar de uma órbita para outra, absorve ou emite um quantum (fóton) de energia. Das afirmações feitas, está(ão) correta(s) a) b) c) d) e) apenas III. apenas I e II. apenas II e III. apenas II. todas. (d) 1º) Principal (n) - nível de energia (camada) K 1 L 2 M 3 N 4 O 5 P 6 Q 7 2 8 18 32 32 18 2 d 2 – Considere as seguintes I. A configuração eletrônica, segundo o diagrama de Linus Pauling, do ânion trivalente de 3nitrogênio (7N ), que se origina do átomo de 2 2 6 nitrogênio, é 1s 2s 2p . II. Num mesmo átomo, não existem dois elétrons com os quatro números quânticos iguais. 39 1+ III. O íon 19 K possui 10 nêutrons. 2+ 3+ IV. Os íons Fe e Fe do elemento químico ferro diferem somente quanto ao número de prótons. 2º) Secundário ou Azimutal (l) - subnível (orbital). p 1 d Os cátions e ânions possuem regras distintas na sua distribuição eletrônica. Os cátions, ao perder elétrons, devem tê-los retirados do nível mais externo. Já os ânions devem ser acrescidos de seus elétrons no subnível mais energético de acordo com o diagrama de Linus Pauling 2) EsPCEx-2010 afirmações: Números quânticos: f 3 3º) Magnético (m) - orientação do orbital. Das afirmações feitas, está(ao) correta(s) s Profª Fátima Serrado -1 Distribuição eletrônica de íons: Distribuição por níveis ou camadas: soma-se os elétrons em cada camada. s 0 -2 s = - 1/2 Camada mais externa – camada de valência – último nível: é o nível mais afastado do núcleo. A saída de elétrons é realizada a partir deste último nível. Sub-nível l +1 Exercícios 2 Subnível mais energético: é o subnível onde entrou o último elétron na distribuição energética. Camada Nível o n máx. elétrons 0 4º) Spin (s ou ms) - rotação. Princípio da exclusão de Pauli: "Num átomo não pode existir dois elétrons com o mesmo os conjunto de n quânticos". Os elétrons que ocupam o mesmo orbital devem apresentar spins contrários. Regra de Hund: "No preenchimento de orbitais de um mesmo subnível, os elétrons tendem a ocupar os orbitais vazios. p -1 - 10 - Apostila de Química a) b) c) d) e) CMB (e) apenas I e II. apenas I, II e III. apenas IV. apenas III e IV. todas. 6) Com relação ao modelo atômico de Bohr, julgue os itens. (a) 3) EsPCEx-2010 – A distribuição eletrônica do átomo de ferro (Fe), no estado fundamental, segundo o diagrama de Linus Pauling, em ordem 2 2 6 2 6 2 6 energética, é 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d . Sobre esse átomo, considere as seguintes afirmações: I. O número atômico do ferro é 26. 6 II. O nível/subnível 3d contém os elétrons mais energéticos do átomo de ferro (Fe) no estado fundamental. 6 III. O átomo de ferro (Fe), no nível/subnível 3d , possui 3 elétrons desemparelhados no estado fundamental. IV. O átomo de ferro (Fe) possui 2 elétrons de 2 valência no nível 4 (4s ), no estado fundamental. Das afirmações feitas, está(ão) correta(s): a) b) c) d) e) apenas I. apenas II e III. apenas III e IV. apenas I, II e IV. todas. (d) 4) (UnB) Julgue os itens. (1) O modelo atômico de J.J.Thomson foi rejeitado depois que se comprovou, experimentalmente, a existência dos núcleos dos átomos. (2) Os experimentos de Rutherford estabeleceram que os elétrons são partículas constituídas de todos os átomos. (3) De acordo com o modelo atômico, proposto por Niels Bohr, os elétrons podem ocupar órbitas, de quaisquer raio, ao redor do núcleo. (4) O modelo atômico de Dalton incluiu a noção de eletrosfera. CCEE 5) (PUC-RS) A famosa experiência de Rutherford levou-o a propor um novo modelo de átomo. Segundo esse modelo, o átomo: a) é uma esfera contendo cargas positivas e negativas, distribuídas uniformemente; b) é uma esfera maciça, homogênea, indivisível, indestrutível e imutável; c) possui certo número de órbitas com energia constante nas quais o elétron pode movimentar-se sem ganhar ou perder energia; d) possui regiões ao redor do núcleo onde é mais provável de se encontrar um dado elétron; e) apresenta uma região central, extremamente densa, denominada núcleo, onde se concentra a sua carga positiva. Profª Fátima Serrado (1) Cada órbita eletrônica corresponde a um estado estacionário de energia. (2) O elétron emite energia ao passar de uma órbita mais interna para uma mais externa. (3) O elétron gira em órbitas circulares em torno do núcleo. (4) O elétron, no átomo, apresenta apenas determinados valores de energia. CECC 7) A respeito da teoria atômica, julgue os itens a seguir que foram retirados de diversas provas da UnB. (1) A formação das substâncias simples e compostas podem ser explicadas pelo modelo atômico de Dalton. (2) Linus Pauling propôs um modelo atômico que substituiu o modelo de Dalton. (3) Os modelos científicos usados em química não explicam todos os fenômenos. (4) A partir do experimento de Rutherford conclui-se que os elétrons ocupam órbitas circulares ao redor do núcleo do átomo (níveis estacionários). (5) Hoje, graças ao avanço da tecnologia, já é possível, com o uso do microscópio eletrônico de varredura tunelante, visualizar o átomo, com os elétrons girando em sete camadas ao redor do núcleo, conforme imaginava Rutherford. CECEE 8) EsPCEx-2010 – Considere os átomos M, X e Z, que estão nos seus estados fundamentais. Os átomos M e Z são isótopos; os átomos X e Z são isóbaros e os átomos M e X são isótonos. Sabendo que o átomo M tem 23 prótons e número de massa 45 e que o átomo Z tem 20 nêutrons, então os números quânticos do elétron mais energético do átomo X são: a) n = 3; l = 0; m = 2; s = -1/2. b) n = 3; l = 2; m = 0; s = -1/2. c) n = 3; l = 2; m = -2; s = -1/2. d) n = 3; l = 2; m = -2; s = +1/2. e) n = 4; l = 1; m = 0; s = -1/2. (c) 9) (U.F.PA) Um átomo que apresenta, no último nível, um elétron desemparelhado com os os seguintes n quânticos: n = 5, l = 0; s = - 1/2 o tem n atômico igual a: a) 31; b) 37; c) 41; d) 47; e) 51. (b) 10) (UFRJ) O último elétrons de um átomo neutro apresenta o seguinte conjunto de números quânticos: 4; 1; 0 e + 1/2. Convencionamos que o primeiro elétrons a ocupar um orbital possui número quântico de spin igual a - 1/2, calcule o número atômico desse átomo. (35) - 11 - Apostila de Química CMB x + y = 100 y = 100 – x Exercícios de Olimpíadas de Química 6. Para possuir um elétron com o seguinte conjunto de nos quânticos: 4, 2, -2, +1/2, um átomo deve possuir número atômico, no mínimo, igual a: a) 26 b) 39 c) 44 d) 71 e) 76 x = 75 % 9. O elemento químico de número atômico 23 pode formar íons relativamente estáveis com números de oxidação +2, +3, +4 e +5. a. Escreva configuração eletrônica desse elemento, no estado fundamental. b. Em forma de diagrama de “caixa” represente o último subnível. Use seta para representar cada elétron no preenchimento do subnível, e indique quantos elétrons desemparelhados tem o elemento. c. Indique os quatro números quânticos do último elétron do último subnível preenchido. d. Escreva o nome e o símbolo desse elemento químico e diga a que grupo da tabela periódica ele pertence. e. Faça a configuração eletrônica do elemento em cada estado de oxidação e indique os correspondentes átomos isoeletrônicos, no estado fundamental. OBS: Considere que o primeiro elétron a ocupar um orbital possui spin igual a –1/2. (c) Solução: n = 4 (nível) l = 2 (subnível) s = 0; p = 1; d = 2; f = 3 m = -2 d -2 -1 0 s = +1/2 + 1 + 2 d6 Subnível mais energético: 4 d6 Distribuição eletrônica até 4 d6: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 4s2 7. As espécies Fe2+ e Fe3+, provenientes de isótopos distintos do ferro, diferem entre si, quanto ao número: Solução: a. Z = 23 b. 3d3 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 d3 a) atômico e ao raio iônico. b) atômico e ao número de oxidação. c) de prótons e ao número de elétrons. d) de prótons e ao número de nêutrons. e) de elétrons e ao número de nêutrons 3 elétrons desemparelhados c. 3d n = 3; l = 2; m = 0; s = -1/2 d. Vanádio (V) – família 5 ou 3B e. V2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 (21Sc) V3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 (20Ca) V4+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 (19K) V5+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (18Ar) 3 (e) 8. Considerando que o elemento cloro tem massa atômica aproximada de 35,5 e apresenta os isótopos 35 e 37, pode-se afirmar que a abundância relativa do isótopo 37 é: a) Menor que 20% b) Maior que 20% e menor que 40% c) Maior que 40% e menor que 60% d) Maior que 60% e menor que 80% e) Maior que 80% (d) Solução: Massa molar é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos: 10. (OBQ-2009) Um elemento X ocorre na forma de moléculas diatômicas, X2, com massas 70, 72 e 74 e abundâncias relativas na razão de 9:6:1, respectivamente. Com base nessas informações, analise as afirmações abaixo. I. O elemento X possui um isótopo. II. A massa atômica média desse elemento é 36. III. Esse elemento possui um isótopo de massa 35 com abundância de 75%. IV. Esse elemento é o cloro. Estão corretas: a) todas as afirmações. Profª Fátima Serrado - 12 - Apostila de Química b) c) d) e) apenas apenas apenas apenas CMB as afirmações I e II. as afirmações II e IV. as afirmações III e IV. a afirmação I. ordem crescente das cargas nucleares. Surgiu então a lei da periodicidade; (d) Solução: "Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos." Metais e Ametais → Essa forma de classificação é atribuída à Berzelius. X2 M = 70 M(X) = 35 X2 M = 72 M(X) = 36 X2 M = 74 M(X) = 37 Ametais Metais M(Cl) = 35,5 (Tabela Periódica) 11. O cloro existe como dois isótopos, cloro-35 e cloro-37. Se a massa atômica deste elemento é aproximadamente 35,5, pode-se afirmar que, a razão entre as abundâncias de cloro-35 e cloro37 é, aproximadamente: a) b) c) d) e) 1:1 1:2 1:3 2:1 3:1 (e) Solução: x + y = 100 y = 100 – x x = 75 % Tabela Periódica Histórico À medida que os elementos químicos foram descobertos, procurou-se uma relação entre suas propriedades químicas e físicas, na tentativa de agrupá-los, segundo suas semelhanças. A tabela de Mendeleyev previa elementos novos, baseada na regularidade das propriedades físicas e químicas. Moseley, em 1913, analisando os espectros de emissão dos diversos elementos pode-se determinar as cargas nucleares, verificando que a ordem dos elementos na tabela periódica é igual à Profª Fátima Serrado Grupos e Períodos: Períodos: linhas horizontais. Cada período corresponde a um nível energético (camada) que são em número de sete (07). Grupos ou Famílias: Colunas verticais. O nº do grupo indica o nº de elétrons na última camada (nos grupos A, 1B, 2B), ou a soma dos elétrons dos subníveis s da última camada e d da penúltima camada (nos grupos 3B e 8B) Os grupos são divididos em subgrupos, ou famílias, identificados pelas letras A e B. O grupo 0 não se divide em subgrupos. Nos subgrupos A, a variação das propriedades é mais regular, sendo esses elementos chamados de representativos. Nos subgrupos B, a variação das propriedades não apresenta a mesma regularidade, sendo estes chamados de transição simples. No grupo 0 (8A) (gases nobres) os elementos apresentam estabilidade eletrônica, não se ligando a outros átomos. Suas moléculas são monoatômicas. Atualmente está em desuso a classificação das famílias em A ou B. Atualmente, as famílias ou grupos são numerados de 1 a 18 (cada coluna tem um número na sequência). OBS: O Hidrogênio, apesar de estar na família 1A, não é um metal alcalino. grupo ou família 1A ou 1 2A ou 2 3A ou 13 4A ou 14 5A ou 15 6A ou 16 7A ou 17 0 ou 18 - 13 - Nome Alcalinos Alcalinos-terrosos Família do Boro Família do Carbono Família do Nitrogênio Calcogênios Halogênios Gases Nobres Noelétrons na última camada 1 2 3 4 5 6 7 8 camada valência ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6 Apostila de Química CMB Elementos de Transição: Transição Simples ou Externa: apresenta: o último elétron do subnível d no penúltimo nível; 1 ou 2 elétrons no subnível s do último nível. Ex: 21Sc: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d1 2 2 6 2 6 1 10 29Cu: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 2 2 6 2 6 2 2 22Ti: : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d O raio do cátion é sempre menor que o raio do átomo original, pois a mesma quantidade de próton passa a atrair menor quantidade de elétrons. Nas famílias: aumenta de baixo para cima. Nos períodos: aumenta da esquerda para a direita. OBS: Quanto maior o átomo, menor a energia para retirar o elétron (-) mais externo, pois este está menos atraído pelo núcleo (+). Configuração eletrônica geral: ns2 (n -1) d1 a 10 OBS: Elementos que pertencem ao grupo 6B (6), que terminaria em ns2(n-1)d4, passa a ser ns1(n-1)d5, por questão de maior estabilidade. O mesmo ocorre com os elementos do grupo 1B (11), passando de ns2(n-1)d9 para ns1(n-1)d10. 2 2 24Cr:1s 2s 2 2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 1s 2s 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 (mais estável) 2 2 6 2 6 2 9 29Cu:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 2 2 6 2 6 1 10 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (mais estável) Eletronegatividade: medida relativa da tendência de um átomo em atrair elétrons quando se encontra ligado a outro átomo. Nas famílias: aumenta de baixo para cima. Nos períodos: aumenta da esquerda para a direita. Gases Nobres não têm eletronegatividade, por não atrair elétrons. E X C E T O Transição externa: apresenta o último elétron no subnível f no antepenúltimo nível. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 5p6 6s2 4f6 62Sn:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 57La: Configuração eletrônica geral: ns2 (n - 2) f 1 a 14 Propriedades Periódicas Raio atômico: metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos desse elemento. Nas famílias: aumenta com o no de camadas. Nos períodos: diminui com o aumento do número atômico, provocada pela maior intensidade da atração nuclear. OBS: quanto menor o átomo, maior a atração nuclear, logo, maior a Eletronegatividade (Flúor é o mais eletronegativo). Eletroafinidade ou Afinidade Eletrônica: é a energia liberada quando um átomo isolado, no gasoso, atrai um elétron. - Xo(g) + e- X (g) + energia Quanto menor o raio, maior a eletroafinidade, logo, varia de acordo com a eletronegatividade. Eletropositividade: medida relativa da tendência de um átomo liberar elétrons quando se encontra ligado a outro átomo. Quanto maior o raio do átomo, maior sua eletropositividade, pois, menos atraído o elétron está em relação ao núcleo. Potencial de Ionização ou Potencial de Ionização: energia necessária para remover um elétron de um átomo que se encontra no estaco gasoso e fundamental. A ionização de um átomo produz íon positivo (cátion). Na(g) + 5,1 eV Na+ + 1 e- Tamanho dos Íons: Cátions: Ocorre quando um átomo perde elétrons (primeiramente do último nível). O átomo ao perder elétrons do último nível, este deixa de existir, ficando seu raio iônico menor que seu raio atômico. Ex: Na Na+ Profª Fátima Serrado - 14 - Ânions: Ocorre quando um átomo ganha elétrons. O átomo ao ganhar elétron haverá repulsão deste com os elétrons da sua última camada, ocorrendo um aumento de seu raio. Apostila de Química CMB 1- Ex: Cl Cl Exercícios 1) (UnB) Observe os elementos representativos na Tabela Periódica parcial abaixo e julgue os itens. H Li Na K Rb Cs Be Mg Ca Sc Sr Y Ba B Al C N P O S Ni Cu Zn Pb Ag Cd F Cl Br I He Ne Ar Kr Xe Rn W, X, Y e Z representam íons desenhados em uma escala tal que seu tamanho reflete corretamente os tamanhos relativos dos íons cloreto, fluoreto, lítio e sódio, mas não nesta ordem. A ordem correta dos tamanhos é: a) b) c) d) e) (a) (1) O césio (Cs) é o elemento de maior raio atômico dentre os representados. (2) O raio atômico do magnésio (Mg) é maior que o do sódio (Na) porque ele possui um elétron a mais. (3) Dentre os elementos representados, somente o níquel (Ni), cobre (Cu) e zinco (Zn) são elementos de transição. (4) A eletronegatividade dos elementos B, C, N, O, F, aumenta da esquerda para a direita. (5) A energia de ionização do rubídeo (Rb) é maior que a do xenônio (Xe). (6) A distribuição eletrônica da prata (Ag) termina com 5d9. (7) A distribuição eletrônica do escândio (Sc) é 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1. CEECEEC 2) (EFES) - Um determinado elemento tem para seu átomo, no estado fundamental, a seguinte distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 Para este elemento, podemos afirmar: 5) (UFES) – Sobre a Tabela Periódica e as propriedades periódicas dos elementos químicos, marque a opção falsa: a) b) c) d) e) a) Na tabela periódica, os elementos químicos estão colocados em ordem decrescente de massas atômicas; b) Em uma família, os elementos apresentam propriedades químicas bem distintas; c) Em uma família, os elementos apresentam geralmente o mesmo número de elétrons na última camada; d) Em um período, os elementos apresentam propriedades químicas semelhantes; e) Todos os elementos representativos pertencem aos grupos B da tabela periódica. (c) É um elemento típico ou representativo do grupo III A; II. O número de prótons no núcleo é 33; III. O número quântico magnético, para o elétron diferencial, é zero; IV. O número de elétrons desemparelhados, no último nível é 3; Analise as afirmativas e marque a opção correta: d) II e IV; e) I, II e III. (d) 3) (F.OBJETIVO-SP) – Dados os íons isoeletrônicos com os respectivos números atômicos: H- (Z = 1), Li+ (Z = 3), Be+2 (Z = 5), estão em ordem crescente de raio iônico: a) b) c) d) e) (b) 4) ( CESESP-PE) X Profª Fátima Serrado 7) 8) (PUCCamp-SP) Qual é o número atômico do elemento químico do 5º período da classificação periódica e que apresenta 10 elétrons no quarto nível energético (n = 4) ? (40) H- < Li+ < Be2+ Be2+ < Li+ < HH- < Be2+ < Li+ Li+ < Be2+ < HBe2+ < H- < Li+ W A configuração eletrônica para o átomo do terceiro metal alcalino, em seu estado fundamental, é 1s2 2s2 6p6 3s1; No segundo período, o elemento que apresenta maior potencial de ionização é o gás nobre; Os halogênios são, no seu respectivo período, os elementos que apresentam maior afinidade eletrônica; Um átomo A tem dois prótons a mais do que um átomo B. Se A for um metal alcalinoterroso, B deverá ser um gás nobre; Entre íons isoeletrônicos os cátions apresentam raios menores que os dos ânions. (a) 6) (UFC-CE) Com relação à classificação periódica moderna, assinale a afirmação verdadeira: I. a) I e II; b) I e III; c) II e III; Li+, Na+, F-, Cl-; Li+, F-, Na+, Cl-; F-, Cl-, Li+, Na+; F-, Li+, Cl-, Na+; Cl-, F-, Na+, Li+. Y Z 9) A Tabela Periódica pode ser utilizada para relacionar as propriedades dos elementos com suas estruturas atômicas. A respeito do assunto, julgue os itens que se seguem. (1) O raio atômico dos elementos relaciona-se com o número de camadas, assim, o íon sódio (Na +) possui menor raio atômico que o seu átomo de origem. - 15 - Apostila de Química CMB (2) Átomos de propriedades semelhantes são agrupados em um mesmo período na tabela. (3) A energia de ionização dos gases inertes é alta, devido à facilidade de remover elétrons desses átomos. CEE 11) EsPCEx-1992–O cátion trivalente de um elemento pertencente ao família 13 do 3º período terá configuração eletrônica igual à de um átomo de: a) halogênio. b) calcogênio. c) gás nobre. d) metal alcalino. (c) 12) EsPCEx-1995 – As afirmativas abaixo dizem respeito à classificação periódica: 1. Em um mesmo período, os elementos apresentam o mesmo número de níveis. 2. Os elementos do grupo 2A terminam em s2. 3. Quando o subnível mais energético é do tipo s ou p, o elemento é de transição. 4. Em uma mesma família, os elementos apresentem o mesmo número de níveis. São verdadeiras as afirmações: a) I, II e III. b) I e II. c) II e III. d) II e IV. e) III e IV. () 13) EsPCEx-2000 – Considerando a classificação periódica dos elementos químicos, analise as seguintes afirmativas: Neônio é um gás nobre, muito usado na iluminação para propaganda, e tem número atômico 18. II. O cátion 19K (potássio), usado na fabricação de pólvora, apresenta na camada de valência a seguinte distribuição eletrônica: 2s2 3p6. III. Se o subnível mais energético de um elemento no estado fundamental for 5p4, seu número atômico e posição na tabela são, respectivamente, 56 e 6A /5º período. I. Pode-se afirmar afirmativa(s) a) b) c) d) e) que está(ão) correta(s) Be(g) + E1 Be+(g) + eMg(g) + E2 Mg+ (g) + eSr(g) + E3 Sr+ (g) + eSabendo-se que: E1 representa o valor da primeira energia de ionização (1ª E.I.) do átomo de Be; E2 representa o valor da primeira energia de ionização (1ª E.I.) do átomo de Mg; E3 representa o valor da primeira energia de ionização (1ª E.I.) do átomo de Sr. Pode-se afirmar que, ocorridas as transformações, a relação entre os valores E1, E2 e E3 será: a) b) c) d) e) > > > > > E3 E1 E2 E3 E1 () - Considere as seguintes I. O último nível de energia de um átomo, cujo número quântico principal é igual a 4, pode ter, no máximo, 32 elétrons. II. No estado fundamental, o átomo de fósforo possui três elétrons desemparelhados. III. O átomo de nitrogênio é mais eletronegativo que o átomo de flúor. IV. A primeira energia de ionização do átomo de nitrogênio é menor que a primeira energia de ionização do átomo de fósforo. V. A configuração eletrônica 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1, representa um estado ativado (ou excita do) do átomo de carbono. Dados: Número Atômico: 6C; 9F; 15P; 7N. Das afirmações feitas, estão corretas a) b) c) d) e) apenas I, II, IV e V. apenas III, IV e V. apenas I, II e V. apenas IV e V. todas. Exercícios de Olimpíadas de Química 12. O gráfico apresentado ao lado refere-se à variação de uma propriedade periódica em função do número atômico do elemento. () 14) EsPCEx-2008 - Os elementos químicos Be, Mg e Sr, de números atômicos 4 , 12 e 38, respectivamente, situam-se no grupo 2 da Tabela Periódica dos Elementos Químicos. Supondo-se as seguintes transformações: Profª Fátima Serrado E2 E2 E1 E1 E3 15) EsPCEx-2009 afirmações: a(s) I e II. II e III. I e III. II somente. III somente. E1 > E3 > E3 > E2 > E2 > - 16 - Apostila de Química Assinale a alternativa correspondente propriedade periódica representada neste gráfico. a) densidade b) raio atômico c) eletronegatividade d) potencial de ionização e) afinidade eletrônica CMB à Cl (7A: 7 elétrons na última camada). Ao receber 1 elétron passa a ter 8 elétrons na última camada, tornando-se um íon negativo (ânion), Cl- (17 prótons e 18 elétrons). (d) 13. Considerando os elementos do segundo período da tabela periódica, sem incluir o neônio, descreva explique: a. A variação da 1ª. energia de ionização b. A variação da 2ª. energia de ionização c. A variação da afinidade eletrônica (a adição de 1 elétron) d. A variação do raio atômico Respostas: a. aumenta de esquerda para a direita, inversamente proporcional ao raio atômico, pois, quanto menor o raio atômico, maior a energia necessária para “arrancar” o elétron mais externo, por estar mais atraído pelo núcleo. b. A segunda energia de ionização é maior que a primeira energia de ionização, pois, após retirar o primeiro elétrons, os demais ficarão mais “presos”. c. A afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita, inversamente proporcional ao raio atômico, pois, quanto menor for o átomo, mais facilmente ele atrai o elétron externo (atração elétron – núcleo). d. O raio atômico varia da direita aumente da direita para a esquerda, pois, num mesmo nível, quanto maior o número de elétron, maior a atração com o núcleo. Ligações Químicas Teoria do Octeto: Os átomos se tornam estáveis quando adquirem a estrutura eletrônica do gás nobre mais próximo na tabela periódica. Para tal, os átomos podem ganhar, perder ou compartilhar elétrons. Ligação Iônica ou Eletrovalente Ligação entre metais e ametais, pois, estes apresentam grande diferença de eletronegatividade. O metal cede elétron e os ametais recebem elétrons. Profª Fátima Serrado Ex: Na (1A: 1 elétron na última camada ). Ao ceder 1 elétron, a penúltima camada passa a ser a última, com 8 elétrons, tornando-se um íon positivo (cátion), Na+ (11 prótons e 10 elétrons). Como os íons Na+ e Cl- têm cargas elétricas opostas eles se atraem formando a substância neutra NaCl (cloreto de sódio), sendo este um composto iônico pois foi formado por ligação iônica. Previsão das fórmulas de substância iônicas: Metais Ametais Grupo Carga Grupo Carga 1A +1 5A -3 2A +2 6A -2 3A +3 7A -1 Obs: Os átomos dos elementos da família 4 A podem tanto receber elétrons ou ceder elétrons. Ligação Covalente Ocorre entre átomos que apresentam alta eletronegatividade (ametal + ametal). Não há transferência de elétrons, e sim um compartilhamento de pares de elétrons. As substâncias formadas por ligações covalentes são chamadas de moleculares. Ex: Cl (cloro, com sete elétrons no último nível) faz ligação covalente com outro átomo de flúor: Ligação covalente dativa: Ocorre quando o par de elétrons compartilhamento é 3proveniente de um único átomo. Essa ligação só ocorre após esgotar todas as possibilidades de ocorrer ligação covalente comum. Ligação metálica: ocorre entre os metais, isto é, átomos de baixa eletronegatividade. Um sólido metálico seria formado por núcleos dos átomos imersos numa nuvem de elétrons da última camada dos átomos (elétrons mais fracamente atraídos para núcleo). A nuvem eletrônica pertence a todo agregado atômico. Como os metais são formados por átomos de um mesmo tipo, a fórmula de uma substância metálica é o próprio símbolo do elemento metálico. Os elétrons semi-livres justifica as propriedades dos metais: bons condutores de eletricidade e calor, portadores de um brilho característico, etc. - 17 - Apostila de Química CMB Ex: a) SO3 Polaridade das Ligações O II S As ligações são consideradas apolares quando os átomos que se ligam possuem a mesma eletronegatividade, ou seja não existe diferença de eletronegatividade e são polares quando os átomos apresentam diferentes eletronegatividade. O átomo mais eletronegativo atrai mais intensamente o par de elétrons da ligação e adquire carga parcial negativa. O átomo menos eletronegativo, por ter os elétrons da ligação afastados de seu núcleo, se torna parcialmente positivo. Geometria Molecular Para determinar a geometria das moléculas, devemos considerar a disposição espacial dos núcleos dos átomos que constituem essas moléculas e que irão originar diferentes formas geométricas. Os pares eletrônicos ao redor de um átomo central, participando ou não da ligação, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando orientadas no espaço com a maior distância angular possível. F I B O O F F PIRAMIDAL: se o átomo central possuir par de elétrons livres. Ex: NH3 .. N H H H Molécula com cinco átomos: TETRAÉDRICA: se o átomo central fizer ligação com 4 átomos. Ex: CH4, CH3Cl H Molécula com dois átomos: C LINEAR: única forma possível. Ex: HCl, HBr, O2, N2. b) BF3 H H Ângulo: 109º28' H Molécula com três átomos: LINEAR: se o átomo central não possuir par de elétrons livres. Ângulo: 120º. Ex: CO2, N2O. O=C=O O N =O OBS: As ligações covalentes podem se apolares (quando os átomos têm a mesma eletronegatividade) ou polares (quando os átomos apresentam eletronegatividade diferentes) Ligação sigma (): Ocorre através de superposição de orbitais através de um mesmo eixo. Ligação pi (): Ocorre através de superposição de orbitais através de planos paralelos.. ANGULAR: se o átomo central possuir par de elétrons livres. Ex: a) H2O H S=O O H Ãngulo: 104º30' b) SO2 O Ângulo: 90º Moléculas com quatro átomos: Uma ligação simples é sempre sigma, uma dupla ligação é formada por uma ligação sigma e uma pi e uma tripla ligação por uma sigma e duas pi. Polaridade das Moléculas Molécula apolar: Seu momento dipolar é zero. LINEAR: somente as diatômicas formadas por átomos iguais. Ex: H2, Cl2, N2. LINEAR, TRIGONAL E TETRAÉDRICA : quando os átomos ligados ao átomo central forem iguais entre si. Ex: BeH2, BH3, CH4, Molécula polar: Seu momento dipolar é diferente de zero. Ex.: As demais. TRIGONAL PLANA: se o átomo central não possuir par de elétrons livres. Profª Fátima Serrado - 18 - Apostila de Química CMB Forças Intermoleculares Forças de Van der Waals ou Dipolo Momentâneo ou Dipolo Instantâneo – São forças fracas e ocorrem entre moléculas apolares. Ocorre um dipolo momentâneo entre as moléculas. Ex: H2, CH4, BH3, CO2, BeCl2. Forças de Dipolo Permanente ou Dipolo-dipolo Ocorre entre as moléculas polares onde extremidade negativa de um dipolo atrai extremidade positiva do outro. Quanto maior polaridade e o tamanho das moléculas, maior será força de atração entre elas. Ex: H2S, HCl, HBr. a a a a Pontes de Hidrogênio - Ocorrem quando a molécula possui hidrogênio ligado a um elemento muito eletronegativo: flúor (F), Oxigênio (O) ou nitrogênio (N). Obs: quanto maior o ponto de ebulição, maior é a força de atração entre as moléculas. Essa força é caracterizada de moléculas polares contendo átomos de hidrogênio ligados a átomos muito eletronegativos da outra. Ex: NH3, H2O, HF. Propriedades das Substâncias Ponto de fusão e de ebulição - quanto maior a força elétrica que mantém os átomos, moléculas ou íons unidos, maiores são seus pontos de fusão e de ebulição. As substâncias iônicas são as que têm maiores pontos de fusão e de ebulição, pois as forças de atração entre os íons são fortes. Nas moléculas polares são baixos, e nas apolares são extremamente baixos. Solubilidade Para haver uma solução é necessário que: As interações elétricas entre as partículas de soluto-soluto, solvente-solvente e soluto-solvente sejam rompidas; OBS: "Semelhante dissolve semelhante": Substância polar dissolve substância polar. Substância apolar dissolve substância apolar. Condutividade elétrica A corrente elétrica resulta do movimento ordenado de cargas elétricas (íons ou elétrons). Conduzem a eletricidade: Metais, por possuírem nuvem eletrônica; Substâncias iônicas, quando fundidas ou em soluções aquosas, pois seus íons estão em movimento; Obs: Os compostos moleculares não conduzem a eletricidade nem no estado sólido nem no estado líquido, pois suas moléculas não apresentam cargas elétricas livres. Exercícios Profª Fátima Serrado 1) (UnB) O carbono, nome dado por Lavoisier em 1789, é de fundamental importância na constituição dos compostos orgânicos. Existem pelo menos 7 (sete) formas alotrópicas: grafite (alfa e beta), diamante, lonsdaleíta (diamante hexagonal), caoíta, carbono (VI) e os fulerenos. Consultando a tabela periódica, julgue os itens, com relação ao carbono. (1) (2) (3) (4) (5) O carbono no comporto metano (CH4), com 4 (quatro) elétrons na camada de valência, possui estrutura trigonal plana. O clorofórmio, CHCl3, substância polar, é totalmente solúvel em benzeno, C6H6, substância apolar. O carbono, elemento presente em todos os seres vivos, origina um ramo importante da química, a Química orgânica. O carbono 12 (12C) possui 12 (doze) prótons no seu núcleo. O carbono combina-se com elementos da família 7A, formando compostos de fórmula CX4 (onde X representa halogênio). EECEC 2) (Unesp-SP) Dois elementos, X e Y estão bem separados na fila de reatividade química. Se X tem 1 elétrons na última camada e Y tem 6 elétrons, o composto formado será: a) molecular e de fórmula XY2; b) molecular e de fórmula X2Y; c) iônico e de fórmula X2Y; d) iônico e de fórmula XY2; e) iônico e de fórmula X6Y. (c) 3) (UM-SP) A fórmula do composto formado por átomos de um elemento químico X, de número atômico 12, e átomos de um elemento químico Y, de número atômico 17, será: a) XY2; d) X2Y3; b) XY; e) X3Y2. c) X2Y; (a) 4) (OSEC-SP) Num composto, sendo X o cátion, Y o ânion e X2Y3, a fórmula, os átomos X e Y, no estado normal, os prováveis números de elétrons na última camada são, respectivamente: a) 2 e 3; d) 3 e 6; c) 2 e 5; b) 3 e 2; e) 5 e 6. (d) 5) (ITA-SP) Esta questão refere-se à classificação periódica dos elementos, esquematizados a seguir. Os símbolos dos elementos foram substituídos por letras arbitrariamente escolhidas. A letra T representa o símbolo de um gás nobre. 1 8 V 2 X M Y 5 G U J Q 6 D L 7 W R Z T Baseado na posição dos elementos mencionados na tabela periódica anterior, a fórmula falsa é: - 19 - Apostila de Química a) X2L; b) YW2; c) M2J3; 6) d) QW3; e) GR4. CMB (c) (Fuvest-SP) Escolha, entre as fórmulas dadas a seguir, aquela que representa a substância de maior caráter iônico: a) HF; c) ICl; b) CsCl d) Na2. (b) 7) (UFCE) Selecione as alternativas onde não há exata correspondência entre a molécula e sua forma geométrica: a) N2 - Linear. d) CCl4 - tetraédrica b) CO2 - Linear. e) BF3 - pirâmide trigonal c) H2O - Angular; (e) 8) (PUC-SP) Considere uma substância X: I. Em condições ambientais é sólida; II. Dissolve-se em água; III. Possui alto ponto de fusão; IV. No estado sólido não conduz eletricidade; V. Conduz eletricidade em solução aquosa ou quando fundida. O mais provável é que X seja: a) um composto iônico que se dissocia em água; b) um composto molecular polar que se ioniza em água; c) um metal que reage com a água; d) uma substância apolar que se dissocia em água; e) um composto molecular polar que se dissocia em água. (a) 9) (USF- SP) Um átomo X da família IIA e outro átomo Y da família VIIA formarão um composto: a) b) c) d) iônico de fórmula X2Y. molecular de fórmula XY2. Iônico de fórmula XY2. molecular de fórmula X2Y. (c) 10) Os compostos iônicos apresentam as seguintes propriedades: 01. elevado ponto de ebulição. 02. Geralmente são sólidos. 03. São geralmente solúveis em água; apresentam estrutura cristalina e altos pontos de fusão. 04. Boa condutividade elétrica; solubilidade em água; são geralmente líquidos. 05. São todos solúveis em solventes polares. 06. Apresentam brilho metálico. 07. São geralmente solúveis em solventes apolares. (1, 2, 3 e 5) 11) (Odonto. Diamantina-MG) Considere as fórmulas e ângulos de ligações dados a seguir: Fórmula Ângulo a) b) c) d) e) (c) 12) A respeito de polaridade em moléculas e suas formas geométricas, julgue os itens. (1) Tanto o enxofre (Z=16) quanto o berílio (Z=4) formam compostos lineares. (2) O carbono (Z=6), por realizar 4 ligações, pode aparecer em compostos diferentes com formas geométricas diferentes, dependendo do tipo de ligação realizada pelo mesmo. (3) Embora a ligação entre o nitrogênio e o hidrogênio seja polar, o composto NH3 é apolar. (4) O carbono pode formar compostos apolares, o CCl4 e o CO2, embora tenham geometria diferentes também. ECEE 13) Julgue os itens. (1) A água seria gás, à temperatura ambiente, se suas moléculas fossem lineares (H – O – H). (2) A molécula de CF4 é apolar, embora as ligações C–F sejam polares. (3) A união entre os átomos de um metal se dá por meio do compartilhamento de pares de elétrons. (4) As espécies NH4+ e NH3 têm a mesma geometria. (5) O CH4 é menos solúvel em CCl4 do que em CHCl3. (6) No estado líquido, há fortes interações entre as moléculas de ácido acético (CH3COOH). CCEEEC 14) A geometria de uma molécula interfere em uma série de propriedades e características dos materiais. A esse respeito, julgue os itens. (1) Dependendo da geometria de uma molécula, ela pode ser muito solúvel ou não, em um dado solvente. (2) A geometria de uma molécula pode determinar se um material, por ela constituída, pode ser utilizado em altas temperaturas sem sofrer transformações de estado físico. (3) A água possui uma geometria angular, porém, se os seus átomos estivessem distribuídos de forma linear, a água não poderia ser utilizada nos radiadores dos automóveis. (4) A amônia é um eletrólito forte (bom condutor de corrente elétrica). Isso não ocorreria se a sua geometria molecular fosse trigonal plana. CCCC Questões de Olimpíadas de Química 14. Quais geometrias são possíveis para uma molécula do tipo ABn cujo átomo central apresenta hibridação do tipo sp3? a) Tetraédrica, piramidal ou em forma de “v” (angular) b) Tetraédrica, piramidal ou triangular plana c) Tetraédrica ou triangular plana d) Tetraédrica ou piramidal e) Somente tetraédrica H2O NH3 CH4 BeH2 105º 107º 109º28' 180º As formas geométricas dessa moléculas são, respectivamente: Profª Fátima Serrado tetraédrica, tetraédrica, tetraédrica, angular. Angular, piramidal, tetraédrica, angular. Angular, piramidal, tetraédrica, linear. Angular, angular, piramidal, trigonal. Trigonal, trigonal, piramidal, angular. - 20 - Apostila de Química CMB Resp: (e) A hibridação sp3, o átomo central tem 4 ligantes, então, sua estrutura será tetraédrica somente. 15. A geometria molecular de uma espécie química pode ser prevista a partir do modelo da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. a) Associe cada geometria. I. SO2 ( ) II. CO2 ( ) III. SO3 ( ) IV. NH3 ( ) V. CH4 ( ) VI. XeF4 ( ) VII. IF5 ( ) VIII. PCl5 ( ) a) I. angular b) II. linear H A) B) linear angular tetraédrica trigonal planar quadrado planar pirâmide trigonal bipirâmide trigonal pirâmide de base quadrada ANÁLISE ou DECOMPOSIÇÃO: A B + C C) SIMPLES TROCA (deslocamento) AB + C AC + B Ex: 2 KI + Cl2 2 KCl + I2 Zn + 2 HCl ZnCl2 + Cl2 D) DUPLA TROCA AB + CD AD + CB Ex: BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2 HCl AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 OCORRÊNCIA DE REAÇÕES QUÍMICAS: A) Reações de oxi-redução: Os metais tendem a ceder elétrons. Reatividade: O=C=O O S H d) IV. piramidal ou pirâmide trigonal H Reatividade (eletronegatividade) H N H H H e) V. tetraédrica K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe H Cu Hg Ag Au Metais 1A e 2A Metais comuns Metais nobres Ex: Zn + HgSO4 ZnSO4 + Hg Ag + Al(NO3)3 não ocorre, pois Ag é menos reativo que o Al. C H H H f) VI. quadrado planar Os não metais tendem a receber elétrons. g) VII. pirâmide de base quadrada h) VIII. bipirâmide trigonal F 16. (OBQ-2008) Através de técnicas criogênicas podem ser alcançadas temperaturas muito baixas, tornando possível condensar o hidrogênio gasoso (em torno de -253oC), obtendo assim hidrogênio líquido. Desta forma, uma maior quantidade de hidrogênio pode ser armazenada e transportada. Quando o hidrogênio retorna do estado líquido para o estado gasoso ocorre o rompimento de: O Cl Br I S Reatividade (eletronegatividade) Ex: F2 + 2 NaBr 2 NaF + Br2 I2 + NaCl não ocorre, pois o I é menos reativo que o Cl. B) Reações de dupla troca a) Quando um dos produtos for insolúvel: NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 (precipitado) Interações de Van der Waals Ligações covalentes Ligações de hidrogênio Pontes de hidrogênio As opções (c) e (d) estão corretas. b) Quando um dos produtos for volátil (gás) OBS: Ácido que, quando produto, são voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H2S e HCN. Substâncias instáveis(que se decompõem): H2CO3 H2O + CO2 (gás) H2SO3 H2O + SO2 (gás) NH4OH H2O + NH3 (gás) (e) 17. As geometrias das moléculas BCl3 e PCl5 são, respectivamente: a) piramidal e pentaédrica b) triangular plana e pentaédrica c) piramidal e bipirâmide de base triangular d) piramidal e bipirâmide de base quadrada Profª Fátima Serrado A + BC Ex: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) H c) III. trigonal ou trigonal plana a) b) c) d) e) SÍNTESE ou ADIÇÃO Ex: H2 + 1/2 O2 H2O 2 Mg + O2 2 MgO espécie química à respectiva b) Distribua as espécies químicas acima em dois grupos Grupo A – moléculas apolares Grupo B – moléculas polares Resp: S e) triangular plana e bipirâmide de base triangular (e) Reações Químicas c) Quando formar água como produto. d) Quanto o ácido formado for mais fraco que o ácido que reage. - 21 - Apostila de Química Funções Químicas CMB FUNÇÕES INORGÂNICAS NOMENCLATURA As principais funções inorgânicas são: ácido, bases, sais e óxidos. ÁCIDOS Segundo Arrhenius são substâncias que, em solução aquosa sofrem ionização produzindo íons H+ como único cátion. Hidrácidos Ex: HCl - ácido clorídrico H2S - ácido sulfídrico (S = sulfur) HBr - ácido bromídrico HCN - ácido cianídrico (CN = ciano) Oxiácidos 3A IONIZAÇÃO Quebra das moléculas, através das moléculas da água, com formação de íons. +3 Ex: HCl(aq) H+ + Cl H2SO4(aq) 2 H + + SO42H3PO4(aq) 3 H + + PO43- de H+ ionizáveis: Monoácidos: HCl, HBr, HNO3 Diácidos: H2SO4, H2CO3 Triácidos: H3BO3, H3PO4 Tetrácidos: H4P2O7 Hidrácidos: Família 7 A: HF Moderado HCl HBr Fortes HI Demais Fracos Oxiácidos: x = (nº átomos de O) - (nº de H+ ionizáveis) x > 2 forte x = 1 moderado x = 0 fraco OBS: O H2CO3 por ser um ácido instável, se decompõe (H2O + CO2) mais facilmente do que se ioniza, sendo considerado um ácido fraco. H3PO4 : 4 - 3 = 1 (moderado) H3PO3 : 3 - 2 = 1 (moderado) H3PO2 : 2 - 1 = 1 (moderado) HClO grupo 3A 4A 5A 5A 6A 7A BASES São substâncias que, em solução aquosa, sofre dissociação, liberando o OH - como único ânion. +x C -1 (OH)x NaOH(aq) Na+ + OH Ca(OH)2(aq) Ca2+ + 2 OH – CLASSIFICAÇÃO A) Nº de hidroxilas (OH-) Monobase: NaOH, LiOH, AgOH Dibase: Ca(OH)2, Fe(OH)2 Tribase: Fe(OH)3, Al(OH)3 Tetrabase: Sn(OH)4, Pb(OH)4 B) Solubilidade: Solúveis: Bases dos Metais Alcalinos (1A) e NH4OH. Pouco solúveis: Bases dos Metais Alcalinos Terrosos (2 A), exceto Mg(OH)2, que é insolúvel e fraco. Insolúveis: Demais bases. C) Grau de Ionização: Forte: Bases solúveis (exceto o NH4OH) e as pouco solúveis. Fracas: Bases insolúveis e o NH4OH. Voláteis: A maioria dos ácidos. Fixos: H2SO4 e H3PO4 Profª Fátima Serrado ___ ico Per __ ico H3BO3 H2CO3 HNO3 H3PO4 H2SO4 HClO3 HClO4 H2CrO4 - Ác. Crômico H2Cr2O7 - Ác. Dicrômico D) Volatilidade Nome Ác. hipo______ oso Ác. __________ oso Ác. __________ ico Ác. Per ______ ico HMnO4 - Ác. Permangânico H2MnO4 - Ác. Mangânico Embora os três ácidos sejam moderados existe uma ordem de suas forças ácidas: H3PO4 > H3PO3 > H3PO2 Passagem do estado líquido para o gasoso. As substâncias com baixo ponto de ebulição são consideradas voláteis. 7A +1 +3 +5 +7 +4 +6 HNO2 H3PO3 H2SO3 HClO2 H3PO2 OBS: Nos oxiácidos, são ionizáveis somente os hidrogênios ligados a átomos de oxigênio. 6A Principais ácidos: hipo__ oso __ oso A) Presença de oxigênio na molécula: Hidrácidos (sem O): HF. HCl, HCN, H2S Oxiácidos (com O): H2SO4, HNO3, H2CO3 C) Grau de ionização: 4A 5A +1 +3 +4 +5 O prefixo "per" é usado quando Nox = +7 (7A e 7B). CLASSIFICAÇÃO B) Nº Ácido nome do elemento ÍDRICO - 22 - Apostila de Química CMB NOMENCLATURA Elementos com apenas 1 Nox: Hidróxido de nome do elemento Elementos com 2 Nox: Hidróxido nome do cátion oso maior nox) Hidróxido nome do cátion ico menor nox) PROPRIEDADES: Sabor adstringente; Modificam a cor de indicadores ácido-base: tornassol (azul) e fenolftaleína (vermelha). Conduzem a eletricidade; Reagem com ácidos, formando sal e água (neutralização) Teoria de Arrhenius ÁCIDO: Substâncias que em solução aquosa fornecem um único cátion, H + (H3O+, íon hidrônio). BASE: Substâncias que em solução aquosa fornecem um único ânion, OH- (hidroxila ou oxidrila). + HCl + H2O H3O + Cl KOH + H2O K+ + OH - Utilização: Compostos binários (formados por dois elementos), onde o oxigênio é o mais eletronegativo. Nomenclatura: a) Quando o cátion tem somente um número de oxidação: Óxido de nome do cátion b) Quando o cátion tem 2 nox. Óxido _______ oso ( nox) Óxido _______ ico ( nox) São obtidos através da reação de neutralização (ou salificação) entre um ácido e uma base. Essas reações podem ser total ou parcial. (Os íons H+ do ácido neutraliza os íons OH- da base, originando H2O). Nomenclatura: Ácido ..... ico .... oso ....ídrico Ânion .... ato .... ito .... eto HNO3 ácido nítrico Óxido básico: (óxidos de metais) reagem com água formando bases. Na2O + H2O 2 NaOH Óxido de sódio CaO + H2O Ca(OH)2 Óxido de cálcio Fe2O3 + 3 H2O 2 Fe(OH)3 Óxido férrico ou óxido de ferro III HCl + NaOH NaCl + H2O Ác. Clorídrico cloreto de sódio FeO + H2O Fe(OH)2 Óxido ferroso ou óxido de ferro II H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2 H2O Ác. Sulfúrico sulfato de cálcio Utilização: Preparação de argamassa: CaO, cal virgem é misturada à água obtendo-se a cal extinta, Ca(OH)2. Gelo seco, gaseificação de águas e refrigerantes: CO2. Neutralização parcial do ácido: H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O Ác. Sulfúrico hidróxido sulfato ácido de sódio de sódio* * (mono) hidrogeno sulfato de sódio Óxido ácido: (óxidos de ametais) reagem com água formando ácido. Seu nome deriva do ácido: SO2 + H2O H2SO4 Anidrido sulfuroso ácido sulfuroso NO2 + H2O Anidrido nítrico Neutralização total: quando todo H+ do ácido reage com todo OH- da base. HNO2 + KOH KNO2 + H2O Ác. Nitroso nitrito de potássio Conservação de alimentos: KNO3 e KNO2. Bactericida: KMnO4. Contraste em radiografias estomacais: BaSO4 Filmes fotográficos: AgBr e AgCl. Fungicida: CuSO4. ÓXIDOS - SAIS Sabor salgado, embora o Na2SO4 tenha sabor amargo. Soluções aquosas de sais conduzem a eletricidade, por apresentarem íons livres. Exercícios Neutralização parcial da base: HCl + Ca(OH)2 CaOHCl + H2O Ác.Clorídrico hidróxido cloreto básico de cálcio de cálcio* * (mono) hidroxi cloreto de cálcio 1. (UM-SP) A equação que representa corretamente a dissociação iônica de uma base de fórmula M(OH)x é: a) M(OH)x M+ + x OH -; b) M(OH)x xM+ + x OH -; c) M(OH)x Mx+ + x OH -; Propriedades do sais: Profª Fátima Serrado - 23 - Apostila de Química d) M(OH)x Mx+ + CMB OHx-; (c) 2. (UFPA) Entre as bases dadas a seguir, indique quais são praticamente insolúveis em água; I. KOH IV. Al(OH)3 II. Mg(OH)2 V. Fe(OH)2 III. NaOH VI. LiOH a) V e VI. b) IV e VI. c) II, III, IV; d) II, IV, V e) I, III, VI (d) 3. Qual das bases a seguir é considerada uma base solúvel, porém, fraca? a) NaOH; d) NH4OH b) AgOH; e) Sn(OH)4 c) Mg(OH)2 (d) 4. (FAFI-MG) Qual das alternativas abaixo, relacionadas aos sais, está incorreta? a) os ácidos com desinência ídrico produzem sais cuja nomenclatura tem desinência ato. b) Os sais ácidos possuem H ionizáveis na sua constituição. c) Os sais são compostos iônicos. d) Os sais fundidos conduzem corrente elétrica. e) Salificação é o tipo de reação que ocorre entre um ácido e uma base. (e) 5. (Med. Catanduva-SP) Presente no suco gástrico, é chamado comercialmente de "ácido muriático"; presente em muitos antiácidos estomacais em suspensão aquosa é conhecido como "leite de magnésia"; é constituinte do mármore e do calcário; principal responsável pelo "efeito estufa", é injetado para "gaseificar" águas e refrigerantes. Estamos falando das substâncias: a) HCl; Mg(OH)2; CaCO3; CO2 b) H2SO4; Mg(OH)2; CaCO3; CO2 c) HCl; Mg(OH)2; CaSO4; CO2 d) HCl; Mg(OH)2; CaCO3; SO2 e) H2SO4; Mg(OH)2; CaSO4; SO2 (c) 6. (Unisinos-RS) Ao participar de uma festa, você pode comer e beber em demasia, apresentando sinais de má digestão ou azia. Para combater a acidez, ocasionada pelo excesso de ácido clorídrico no estômago, seria bom ingerir uma colher de leite de magnésia que irá reagir com este ácido. A equação que representa a reação é: a) b) c) d) e) Mg(OH)2 + 2HClO Mg(ClO)2 + 2H2O Mg(OH)2 + 2HCl MgCl2 + 2H2O Mg(OH)2 + 2HClO3 Mg(ClO3)2 + 2H2O Mn(OH)2 + 2HClO2 Mg(ClO2)2 + 2H2O Mn(OH)2 + 2HCl MnCl2 + 2H2O (b) 7. (FEI-SP) A chuva ácida causa sérios problemas às estátuas de mármore, pois este á transformado em gesso, conforme a equação: CaCO3 + H2SO4 H2O + CO2 + CaSO4 Mármore gesso O mármore, o gás carbônico e o gesso pertencem, respectivamente às seguintes funções inorgânicas: Profª Fátima Serrado a) b) c) d) e) sal, ácido, ácido. sal, ácido, sal. base, sal, óxido. base, ácido, sal. sal, óxido, sal. (e) 8. A reação CaCO3 CaO + CO2, realizada a 900oC ilustra um dos processos de obtenção de CO 2. Com relação a este gás, julgue os seguintes itens. (1) É liberado nas chaminés das fábricas e nos escapamentos dos automóveis. (2) É utilizado em extintores de incêndio. (3) É encontrado em refrigerantes (bebidas gaseificadas). (4) É eliminado durante o processo de respiração. (5) A quantidade de átomos de carbono e oxigênio para a formação de uma molecular de CO2 é de 3:2, respectivamente. (6) Em solução aquosa é usado como desinfetante. (7) É um excelente combustível. (8) O nome oficial desse gás é dióxido de carbono. CCCCEEEE 9. “...Assim, a natureza é formada por quatro elementos: a terra, o ar, a água, o fogo.” Essa é uma fase típica da ciência que precedeu a Química. Sobre esta fase, julgue os seguintes itens. (1) Estes “quatro elementos” podem ser definidos hoje como elementos químicos. (2) Em uma porção de terra existem diversas substâncias químicas diferentes. (3) A água, quando potável, é um tipo de solução química. (4) O ar atmosférico é uma mistura gasosa, onde predominam o oxigênio e o nitrogênio. (5) O fogo, ou seja, as manifestações de luz e calor, é proveniente de reações químicas de oxidação entre materiais chamados combustível e comburentes. ECCCC 10. Em relação às substâncias, julgue os itens seguintes. (1) O ácido nítrico, de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis, é um monoácido. (2) O ozônio e o oxigênio são substâncias simples e alotrópicas. (3) O dióxido de enxofre e o monóxido de carbono são óxidos ácidos. (4) A reação do monóxido de carbono com oxigênio e, posteriormente, com água, pode formar um ácido fraco. (5) O ozônio tem geometria linear e possui duas ligações covalentes normais simples em sua estrutura, e nenhuma dativa. CCECE 11. Julgue os itens. (1) (2) (3) (4) (5) (6) - 24 - H2SO4 é o ácido sulfúrico. H2S é o ácido sulfuroso NH3OH é o hidróxido de amônio. Na2CO3 é o carbonato de sódio. FeO é o óxido de ferro. Todos os ácidos e bases são bons condutores de corrente elétrica em solução aquosa. Apostila de Química CMB (7) O H3PO2 de fórmula estrutural: por isso, melhoram a circulação coronariana – e o sulfato de magnésio (MgSO4) – uma droga antiarrítmica, vasodilatadora e inibidora da coagulação sanguínea. Acerca dessa substância, julgue os itens abaixo. HO H P=O H é um monoácido, apesar de possuir três hidrogênios. (8) Na nomenclatura dos oxiácidos, os prefixos orto, piro e meta são usados para diferenciar os estados de oxidação. (9) Os anidridos são óxidos que reagem com a água, dando uma base. CEECECCEC 12. Entre os poluentes da atmosfera, pode-se encontrar em quantidades muito pequenas, a amônio. Ela se origina da fermentação de materiais orgânicos, de algumas atividades industriais (como a obtenção de fertilizantes) e de certas regiões rurais, pela ação de microorganismos em fertilizantes (como a uréia e os sais de amônio). Com relação ao assunto do texto, julgue os itens abaixo. (1) A grande importância da síntese industrial da amônia está na produção dos freons. (2) Óxidos de enxofre e de nitrogênio, bem como aldeídos e ozônio, são exemplos de outros poluentes de atmosferas urbanas. EE 13. Os motores dos carros à gasolina fabricados em nosso país funcionam bem com uma mistura combustível contendo 22% em volume de etanol. A adulteração por adição de maior quantidade de álcool na gasolina vendida pelos postos autorizados é feito misturando-se, num frasco graduado e com tampa, 50 mL da gasolina do posto com 50 mL de solução aquosa de cloreto de sódio. Após a agitação, esperam-se alguns minutos e observa-se a separação das fases da mistura. Num determinado posto, feito o teste, resultou que a fase orgânica ocupou o volume de 30 mL, e a fase aquosa 61 mL, o que isentou o posto de multa. Julgue os seguintes itens de acordo com o texto e assunto relacionados. (1) Após a agitação, o etanol ocupou totalmente a fase orgânica. (2) A mistura água e gasolina pode ser separada por decantação. (3) A fase aquosa só contém substâncias inorgânicas. (4) O etanol se separa da gasolina por ser insolúvel na solução aquosa de NaCl. (5) A porcentagem de álcool na mistura “gasolinaálcool” testada é de 11%. (6) O etanol dissolve-se em água devido às interações por formação de pontes de hidrogênio. ECEEEC 14. Em 1993, na cidade de Atlanta, nos Estados Unidos, durante o congresso da Associação Americana de Cardiologia, foram apresentadas diversas drogas utilizadas no tratamento do infarto, entre elas as substâncias que contêm íons nitrato (NO3-) – que são vasodilatadores e, Profª Fátima Serrado (1) O sulfato de magnésio é um composto iônico no qual há ligações covalentes. (2) No íon nitrato, as ligações entre os átomos resultam da perda e do ganho de elétrons. (3) O MgSO4 pode ser utilizado no tratamento da hemofilia. (4) O número de oxidação do nitrogênio no íon é +3. CEEE 15. Entre as consequências da poluição atmosférica, destacam-se o efeito estufa e a chuva ácida, com os quais os gases CO2, SO2, NO2 e CH4 estão relacionados. A respeito desses gases, julgue os itens que se seguem. (1) Todos os gases citados, por estarem presentes na atmosfera são denominados óxidos. (2) A água na qual tenha sido dissolvido dióxido de carbono pode ser utilizada par neutralizar uma solução levemente básica. (3) A oxidação do dióxido de enxofre existente na atmosfera produz trióxido de enxofre, o qual reage com água, formando ácido sulfúrico. (4) O CH4 é um poliácido que possui quatro átomos de hidrogênio ionizáveis em solução aquosa. ECCE 16. Julgue os itens. (1) Atualmente, os escapamentos dos automóveis têm um dispositivo contendo catalisadores que transformam os poluentes CO, aldeídos, hidrocarbonetos, óxido de enxofre e óxidos de nitrogênio em CO2, H2S e N2, que não são poluentes. Com isso, têm-se conseguido uma significativa redução da poluição ambiental. (2) Os fosfatos degradam as águas de rios e lagos. (3) O mercúrio possui uma ação sobre o sistema nervoso. CCC 17. Julgue os itens. (1) O cloro pode formar os seguintes ácidos: HCl, HClO, HClO2, HClO3 e HClO4. (2) A substituição do hidrogênio do ácido nitroso (HNO2), pelo átomo de sódio, dá origem ao nitrato de sódio. (3) HBr, HI e H2S são exemplos de hidrácidos. (4) O carbonato de bário pode ser obtido através da reação completa entre H2CO3 e Ba(OH)2. (5) O ferro pode formar os hidróxidos Fe(OH)2 e Fe(OH)3. (6) A fórmula de perclorato de potássio é KClO4. (7) O fosfato de amônio, usado como fertilizante agrícola, tem a fórmula (NH4)3PO4. (8) O N2O3 é chamado de anidrido nitroso. (9) O N2O5 é o anidrido nítrico, pois forma o H2NO3. CECCCCCCE 18. Julgue os itens. (1) O CO2 contribui para o agravamento do efeito estufa na Terra, já que sua concentração tem aumentado devido ao aumento da queima de - 25 - Apostila de Química combustíveis e à diminuição do processo de fotossíntese em decorrência da devastação das florestas.. (2) A gasolina combustível possui um teor máximo de 22% de álcool que é utilizado como antidetonante e que diminui a quantidade de CO lançado na atmosfera. (3) O SO2 lançado na atmosfera transforma-se em SO3 que se dissolve na água da chuva constituindo a chuva ácida que causa um sério impacto ambiental (destrói a vegetação). (4) A chuva, em ambientes não poluídos, é acida, porém, não provoca impacto ambiental. (5) A queima dos combustíveis fósseis, principalmente os derivados do petróleo, contribui para dois impactos ambientais sérios: o aquecimento global da Terra e a formação de chuva ácida. (6) Alguns filmes de ficção científica prevêem um planeta Terra acabado pela ação das guerras e pelo progresso. Uma das cenas mais chocantes mostra toda uma população tentando se proteger de uma chuva que ao cair na roupa ou na pele das pessoas liberava uma fumaça. Provavelmente, essa chuva deveria ter pH maior do que 5,6. (7) A destruição da camada de ozônio dá-se basicamente, pela ação de poluentes atmosféricos que liberam o radical livre cloro que catalisa a conversão do ozônio em oxigênio. CCCCCEC 19. O juiz e cientista inglês Willian Groge construiu, em 1839, a primeira célula (ou pilha) de combustível, que é um dispositivo eletroquímico em que os reagentes não fazem parte da sua construção. Um exemplo de pilha de combustível é aquela alimentada por hidrogênio e oxigênio gasosos. Atualmente, existem algumas células que usam combustíveis comuns, sem produzirem óxidos de nitrogênio ou de enxofre. Como são muito mais eficientes que os motores de combustão, as células de combustível geram menos dióxido de carbono. Com o auxílio das informações contidas no texto anterior, julgue os itens. (1) A vantagem ecológica da célula de combustível reside na não-produção de óxidos de enxofre e de nitrogênio que, em contato com a água de chuva, produzem ácidos, originando o fenômeno conhecido como chuva ácida. (2) O fato de as células de combustível gerarem muito menos dióxido de carbono as torna um dispositivo que pode contribuir para a diminuição do efeito estufa. CC 20. Os óxidos são compostos binários em que o elemento de maior eletronegatividade é o oxigênio. Alguns desses ácidos causam impactos ambientais incalculáveis, ameaçando, inclusive, a existência de vida em nosso planeta. Com base nessa afirmação e em conhecimentos correlatos, julgue os itens. (1) O CO2 é um gás obtido pela combustão de todo tipo de matéria orgânica. Seu excesso na Profª Fátima Serrado CMB (2) (3) (4) (5) (6) (7) atmosfera agrava o efeito estufa, que altera as condições do clima de várias regiões. O dióxido de carbono também em um dos responsáveis pelo fenômeno el niño. O monóxido de carbono e aldeídos são poluentes atmosféricos obtidos pela oxidação incompleta de combustíveis orgânicos. Os combustíveis fósseis possuem como impurezas compostos de enxofre que, ao serem queimados, produzem SO2, sendo este na atmosfera, oxidado a SO3, ambos os óxidos em contato com a água da chuva diminuem o seu pH. Todo óxido causa impacto ambiental. Os químicos consideram o nitrogênio um gás inerte, devido à sua baixa reatividade. Porém, sob condições drásticas (temperatura elevada no interior de um motor à combustão ou em um ambiente, mesmo sem poluição, na presença de raios e relâmpagos) este pode ser oxidado a NO 2. Dentre os combustíveis de veículos automotores utilizados no Brasil o menos poluidor é o álcool (etanol) e o mais poluidor é o diesel. CECCECC Questões de Olimpíadas de Química 18. Os anidridos dos ácidos bórico, fosfórico e sulfúrico são, respectivamente: a) B2O3, P2O5, SO2 b) B2O3, P2O5, SO3 c) B2O4, P2O5, SO2, d) B2O5, P2O3, SO2 e) B2O5, P2O3, SO3, Resp: (b) Anidrido são óxidos ácidos, ou seja, são ácidos sem água. Ácido bórico: H3BO3 – H2O = HBO2 (x2) = H2B2O4 (– H2O) = B2O3 (anidrido bórico) Ácido fosfórico: H3PO4 – H2O = HPO3 (x2) = H2P2O6 (– H2O) = P2O5 (anidrido fosfórico) Ácido sulfúrico: H2SO4 – H2O = SO3 (anidrido sulfúrico) 19. Considere cinco amostras de mesma massa dos seguintes sais: NaCl, K2SO4, Na2CO3, Na3PO4 e Al2(SO4)3. A amostra que contém o maior número de átomos é a de: a) NaCl b) K2SO4 c) Na2CO3 d) Na3PO4 e) Al2(SO4)3 Resp: (c) - 26 - Apostila de Química CMB P = 31 u (x 2) = 62 O = 16 u (x 8) = 128 . Massa molecular (somatório) = 310 u Massa Molar Massa, em gramas, correspondente à massa atômica, ou à massa molecular. É a massa de um mol (6,02x1023 unidades) de qualquer espécie. 20. Associe um nome da coluna da esquerda a cada um dos ânions da coluna da direita Nome Ânion (1) Bicarbonato ( ) ClO– (2) Carbonato (3) Carboxilato ( ) ClO2– (4) Hipoclorito (5) Clorato ( ) CO3= (6) Clorito Massa Massa Massa Massa Número de Avogadro ou Constante de Avogadro X Quantidade de Matéria (mol) Esse valor corresponde a 6,02 x 1023 entidades (ou, aproximando, 6 x 1023). Um mol contém 6,02 x 1023 unidades. 1 1 1 1 e assinale a opção que apresenta a associação correta: a) b) c) d) e) 4 4 5 6 6 - ClO– - ClO– - ClO– - ClO– - ClO– 5 6 4 4 5 - ClO2– - ClO2– - ClO2- ClO2– - ClO2– 1 2 3 1 2 - CO3= - CO3= - CO3= - CO3= - CO3= mol de átomos ---- 6,02 x 1023 átomos mol de moléculas---6,02 x 1023 moléculas mol de íons ---- 6,02 x 1023 íons mol de alunos ---- 6,02 x 1023 alunos DETERMINAÇÃO DAS FÓRMULAS PORCENTUAIS (b) 21. Dentre as opções abaixo, assinale aquela que apresenta o nome do óxido, no qual o nitrogênio apresenta o maior estado de oxidação. a) b) c) d) e) atômica do Ca = 40 u molar do Ca = 40 g/mol molecular do Ca3(PO4)2 = 310 u molar do Ca3(PO4)2 = 310 g/mol óxido de nitrogênio óxido nitroso dióxido de nitrogênio trióxido de dinitrogênio pentóxido de dinitrogênio As fórmulas são determinadas experimentalmente através dos resultados obtidos na análise quantitativa das substâncias. Na época de Proust, eram utilizadas as fórmulas porcentuais em massa, porque elas podiam ser estabelecidas independentemente das massas atômicas e moleculares, ainda não conhecidas na época. (somente depois de determinadas as massas atômicas e moleculares é que as fórmulas porcentuais em massa puderam ser convertidas em fórmulas moleculares). (e) GRANDEZAS QUÍMICAS Exercícios Resolvidos: 1) Verifica-se experimentalmente que, na queima de 2,4 g de magnésio, formam-se 4,0 g de um certo composto de magnésio. Qual a fórmula porcentual desse composto: A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, é a massa comparada com 1/12 da massa do 12C. A massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos. Resolução: Na queima do magnésio há uma reação de síntese entre o magnésio e o oxigênio dando um composto , que é o óxido de magnésio. Cálculos Químicos e Estequiométricos Massa Atômica 35 Cl 4,0 g do composto ------------- 2,4 g de Mg 100 g do composto ------------- x x = 60 g 60% de Mg 37 Cl Na natureza existem 75% de Cl-35 e 25% de Cl-37 6,0 g do composto ------------- 1,6 g de Mg 100 g do composto ------------- x Calculando a média ponderada, temos: Massa Molecular A massa da molécula é numericamente igual à soma das massas dos átomos que a constituem. Ex: Ca3(PO4)2 Massas atômicas: Ca = 40 u (x 3) = 120 Profª Fátima Serrado x =40 g 40% de Mg Exercícios: 1) Verifica-se experimentalmente que 5 g de um composto contêm 2 g de cálcio, 0,6 g de carbono - 27 - Apostila de Química e 2,4 g de oxigênio. Determine a fórmula porcentual em massa desse composto. 2) Verifica-se experimentalmente que 1,8 g de glicose contêm 0,72 g de carbono, 0,12 g de hidrogênio e 0,96 g de oxigênio. Determine a fórmula porcentual em massa da glicose. 3) Verifica-se experimentalmente que 9 g de alumínio reagem completamente com 8 g de oxigênio, dando óxido de alumínio. Determine a fórmula porcentual em massa do óxido de alumínio. 4) Verifica-se experimentalmente que a massa de sulfato de magnésio contém 4,8 g de magnésio , 6,4 g de enxofre e 9,6 g de oxigênio. Determine a fórmula porcentual em massa do sulfato de magnésio. DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA MÍNIMA A fórmula mínima (ou empírica, ou estequiométrica) é a fórmula que indica a proporção entre os números de átomos de cada elemento participante, pelos menores números inteiros possíveis. Depois de determinadas as primeiras massas atômicas, as fórmulas porcentuais em massa puderam ser convertidas em fórmulas mínimas, ou empíricas, ou estequiométricas. Exercícios Resolvidos: 1) Verifica-se experimentalmente que uma substância X tem a seguinte composição em massa: 40% de C, 6,67% de H e 53,3% de O . Qual é a sua fórmula mínima; Dados: C = 12, H = 1 e O = 16 Resolução: A fórmula porcentual indica que 100 g da substância X contém 40 g de C, 6,67 g de H e 53,5 g de O. Vamos determinar o número de mol (átomos) de cada elemento. C nC = 40/12 = 3,33 mol H nH = 6,67/1 = 6,67 mol O nO = 53,3/16 = 3,33 mol A relação entre os números de mol de átomos é a própria relação entre os números de átomos. Poderíamos escrever a fórmula: C3,33H6,67O3,33 Mas, na fórmula mínima, a proporção entre o número de átomos deve ser expressa pelos menores inteiros. Uma relação de números não se altera se todos forem divididos pelo menor: 3,33 / 3,33 = 1 6,67 / 3,33 = 2 3,33 / 3,33 = 1 Resposta: CH2O Exercícios: Profª Fátima Serrado CMB 1) Determine a fórmula mínima de um composto que encerra 26,3% de Ca, 42,1% de S e 31,6% de O (dados: Ca=40, S=32 e O=16). 2) 2,17 g de um composto contêm 0,84 g da Ca, 0,434 g de P e 0,896 g de O . Determine sua fórmula empírica (Ca=40, P = 31 e O=16). 3) Determine a fórmula estequiométrica de um composto que encerra 81,8% de C e 18,2 % de H. (H=1 e C = 12) 4) Determine a fórmula estequiométrica de um composto que encerra 72,4% de Fe e 27,6% de O. (Fe=56 e O=16). DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA MOLECULAR A fórmula mínima não indica a grandeza molecular. Assim, uma substância com a fórmula mínima CH2O poderia ter as fórmulas moleculares: CH2O, C2H4O2, C3H6O3, ... pois em todas essa moléculas a proporção entre o número de átomos de C, H e O, expressa pelos menores números inteiros, é de 1:2:1 Exercício Resolvido: A análise quantitativa de uma substância X mostrou que ela é formada por 28% de ferro, 24% de enxofre e 48% de oxigênio, em massa. Determine a fórmula molecular dessa substância X, sabendo que sua massa molar é 400 g/mol e que as massas atômicas são: Fe = 56, S = 32 e O = 16 Resolução: 100 g de X contêm: 28 g de Fe; 24 de S e 48 g de O n = m/M nFe = 28/56 = 0,5 mol nS = 24/32 = 0,75 mol nO = 48/16 = 3 mol dividindo pelo menor: Fe 0,5/0,5 = 1 S 0,75;0,5 = 1,5 O 3/0,5 = 6 Tornando-os números inteiros: Fe: 1 x 2 = 2 S: 1,5 x 2 = 3 O: 6 x 2 = 12 Fórmula: Fe2S3O12 Fe2(SO4)3 Massa molar = 400 g/mol 2x56 + (32 + 4x16)x3 = 400 g/mol Exercícios 1) Determine a formula molecular de um composto de massa molar igual a 384 g/mol e que encerra 28,1% de Al, 21,9% de Si e 50% de O. (Al = 27, Si = 28 e O = 16) 2) Determine a fórmula molecular de um composto A que contém 40% de C, 6,7% de H, 53,3% de O e cuja massa molecular é igual a 60. (C = 12, H = 1, O = 16). - 28 - Apostila de Química Reações Químicas Cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos envolvidos em uma reação. Roteiro: 1) Balancear a reação; 2) Colocar os dados abaixo dos reagentes e/ou produtos; 3) Correlacionar os dados, em suas unidades adequadas; 4) Realizar a regra de três pertinente. LEIS PONDERAIS São todas relacionadas à massa. Lei de Lavoisier: As massas dos reagentes envolvidos em uma reação são sempre iguais às massas dos produtos obtidos. Ex. H2(g) + ½ O2(g) H2O(v) (coef) x M: 2g 16 g 18 g 2 g + 16 g = 18 g Lei de Proust: As proporções das substâncias em uma reação serão sempre obedecidas. Ex. . H2(g) + ½ O2(g) H2O(v) (coef) x M: 2g 16 g 18 g Proporção: 4g 32 g 36 g Exercício Resolvido: Certa quantidade de cobre reagiu completamente com 2,52 g de HNO3, conforme a reação: 3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Calcule: a) o número de átomos de cobre que reagiu; b) a massa de Cu(NO3)2 formado; c) a quantidade (mol) de H2O formado; d) o volume de NO formado nas CNTP. Dados: Cu = 63; N = 14; O = 16; H = 1 Resolução: Massa molar HNO3 = 1 + 14 + 3x16 = 63g/mol Massa molar Cu(NO3)2 = 63+(14+3x16)x2 = 187g/mol Volume molar = 22,4l/mol 3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 3x6.1023 -- 8x63g ----- 3x187g -------2x22,4 l ---4 mols a (átomos) --2,52 g----- b (m) --- d (vol) ----c(mol) 21 a = 9.10 átomos b = 2.805 g c = 0,02 mol d = 0,224 litros Reação com excesso de reagente Em uma reação balanceada corretamente, o somatório das massas molares dos reagentes iguala-se Profª Fátima Serrado CMB ao somatório das massas molares do produto (Lei de Lavoisier). Porém, quando se coloca para reagir uma quantidade acima da necessária da proporção correta, existirá sobra (parte não reage), que chamamos de excesso. O reagente que reage totalmente, sem sobra, é chamado de reagente limitante da reação (pois, ele é que vai determinar estequiometricamente a proporção dos componentes da reação). Exercício Resolvido: 28 g de ferro são colocados para reagir com 36 g de enxofre, segundo a reação: Fe + S → Fe3S3. Dados: M(Fe) = 56; M(S) = 32; M(Fe 2S3) = 208 Responda: a) Qual a massa de Fe2S3 formada. b) Calcule a massa do reagente em excesso. c) Qual o reagente limitante dessa reação? Resolução: Primeiramente verifica-se se a reação está balanceada, caso contrário, faz-se o balanceamento: 2Fe + 3S → Fe2S3 Coloca-se os valores dados e o que foi pedido no problema, na 2ª linha abaixo das respectivas substâncias e, na 1ª linha, coloca-se os valores estequiométricos da reação: 2Fe + 3S → Fe2S3 2x56 -- 3x32 ---- 160 28g -- 36g ---- x Calcula-se o valor necessário para que 30g de Fe reaja totalmente: 112 ------ 64 28 ------ x x = 16 g Logo, como preciso de 16 g de S para reagir com 28 g de Fe, tem-se excesso de S (dos 36 g que foi colocado para reagir, 16g reagiu, logo, houve uma sobra de: 36 g – 16 g = 20 g de enxofre) Com isso, podemos dizer que o reagente limitante é o ferro, pois todo ele reage e limita a reação nesse valor estequimétrico. Com isso, calculamos o valor do Fe2S3 a partir do Fe utilizado: 2Fe + 3S → Fe2S3 2x56 g ------- 160g 28g --------- x x = 40 g de Fe2S3 Reação com grau de pureza Em uma reação onde um dos reagentes tem um determinado grau de pureza, calcula-se esse grau de pureza e faz-se os cálculos estequiométricos. A parte pura é a que reage. Exemplo: Calcule a massa de calcáreo, com grau de pureza igual a 80% de carbonato de cálcio que deve ser usada para obter 140 g de óxido de cálcio, CaO, segundo a reação: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g). Dados: Massas molares: Ca = 40; C = 12; O = 16. Resolução: - 29 - CaCO3 → CaO + CO2 Apostila de Química CMB 100 g --- 56 g x --- 140 g x = 250 g Como somente a parte pura que reage e, o calcáreo tem 80% de pureza, a massa calculada (250g) corresponde a 80% do calcáreo, então calculamos a quantidade de calcáreo que foi usada (os 100% da massa colocada) 250 g --- 80% x --- 100% x = 312,5 g de calcáreo e) As questões de 1 a 11 referem-se à IX Olimpíada de Química do Distrito Federal (2010) Modalidade A – 1º e 2º anos Julgue os itens seguintes em certo ou errado. O metano sofre reação de combustão segundo a equação: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + H2O(l) Reação com rendimento Toda reação, teoricamente, ocorre com 100% de eficiência (rendimento), então, caso tenha um rendimento definido, calcula-se, dos valores formados nos produtos, o correspondente ao rendimento. Exemplo: Reagindo 320 g de Fe2O3, segundo a reação 2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2 , qual a massa de ferro obtida, sabendo-se que o rendimento é de 90%. Dados: M(Fe2O3) = 160g/mol; M(Fe) = 56 g/mol. 3. Sabendo que o ar atmosférico possui apenas 21% de oxigênio e admitindo que os reagentes estão às mesmas condições de temperatura e pressão, é correto afirmar que é necessária quantidade inferior a 50 L de ar para a combustão de 9,37 L de CH4. Resp: (E) – Solução Segundo a reação: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + H2O(l) 1 Volume CH4 reage com 2 volumes de O2 Então, 9,37 L de CH4 precisa de x x = (9,37x2)/1 = 18,74 L de O2 Resolução: Calcula-se a massa de Fe obtida: 2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2 2x160 g ------ 4x56 g 320 g ------ x x = 224 g (essa massa é obtida para um rendimento de 100%), porém, como o rendimento é 90%, então, a massa obtida será 90% de 224g = 201,6 g. Questões de Olimpíadas de Química 1. (OBQ-2011) A combustão completa do propano ocorre segundo a reação, representada pela equação não balanceada, abaixo: C3H8(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) O ar contém 21% de O2, então, a quantidade de ar necessária para termos 18,74L de O2 é: 18,74 L ------ 21% x ------ 100% x = 89,23 L de ar (uma quantidade superior a 50 L). 4. Caso o metano esteja a uma temperatura de 25°C e a uma pressão de 800 Torr, serão necessários menos de 380 L de oxigênio a 27 °C e a 742 Torr para reagir com os 348 mL de CH4. Resp: (E) – Solução Segundo a reação: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + H2O(l) 1 mol de CH4 reagem totalmente com 2 mol de O2 A relação entre os volumes de O2(g) consumido e de CO2(g) produzido é de: a) 1:1 b) 2: 3 c) 3:1 d) 3:2 e) 5:3 2. (OBQ-2011) O carbeto de silício (SiC), também conhecido como carborundum, uma substância dura empregada como abrasivo, pode ser obtido a partir da reação de SiO2 com carbono, a altas temperaturas, conforme a equação química (não balanceada) abaixo: Se, no experimento acima, obtém-se 2,56 g de SiC, qual o rendimento da reação? CH4: T (K) = T(oC) + 273 = 25 + 273 = 298K 1 torr = 1 mmHg 800 torr = 800 mmHg X atm = 800 mmHg 1 atm = 760 mmHg x = 1,0526 atm Utilizando a equação de Clapeyron, para gases, temos: PV = nRT (onde R = 0,081 atm.L/mol.K) SiO2(s) + C(s) SiC(s) + CO(g) a) Reescreva a equação devidamente balanceada química acima, Em um experimento colocou-se para reagir 6,01g de SiO2 e 7,20 g de carbono. b) c) d) Qual será o reagente limitante? Que massa de carborundum poderá ser obtida, considerando o consumo completo do reagente (rendimento de 100%)? Que massa restará do reagente em excesso? Profª Fátima Serrado 1 mol CH4 ---- 2 mol O2 0,015 mol ----- x x = 0,030 mol O2 O2: n = 0,030 mol T = 27 + 273 = 300K P = 742 torr = 0,976 atm Sendo PV = nRT, temos: - 30 - Apostila de Química CMB A reação, não balanceada, que descreve a extração do ferro de seu minério é: Fe2O3(s) + CO(g) Fe(s) + CO2(s) O Na2O2 é um superóxido amarelo pálido utilizado industrialmente como alvejante de polpa de madeira, de papel e de artigos têxteis, tais como algodão e linho. É um oxidante poderoso e muitas de suas reações são perigosamente violentas, particularmente com materiais redutores, tais como alumínio em pó, carvão, enxofre e muitos solventes orgânicos. Como ele reage com o CO2 do ar, ele pode ser empregado para purificar o ar em submarinos e ambientes confinados, pois além de absorver o CO2 desprende O2. O Na2O2 é obtido industrialmente de acordo com as seguintes reações balanceadas: 2 Na(s) + ½ O2(g) Na2O(s) Na2O(s) + ½ O2(g) Na2O2(s) 5. A equação balanceada da reação de purificação do ar citada no texto pode ser escrita como: Na2O2(s) + CO2(g) Na2CO3(s) + O2(g) Resp: (C) 8. Para cada mol de Fe2O3 será produzido um mol de Fe. Resp: (E) – Solução Reação balanceada: Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(s) 1 mol de : Fe2O3(s) produz 2 mols de Fe(s) 9. Considerando que a reação tenha 95% de rendimento, para cada mol de Fe2O3 gasto há a produção de 125,4 g de CO2. Resp: (C) – Solução Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(s) 1 mol -------------------------3(44 g) = 132 g Como o rendimento foi de 95%: 132 x 95% = 125,4 g 10. 3 toneladas de hematita (Fe2O3) produzirão aproximadamente 2,1 toneladas de ferro. 6. Numa determinada indústria a meta diária de obtenção de Na2O2 é de aproximadamente 8,5 toneladas. Para isto, a indústria consome diariamente mais de 4 toneladas de sódio metálico. Resp: (C) – Solução 2 Na(s) + ½ O2(g) Na2O(s) Na2O(s) + ½ O2(g) Na2O2(s) 2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) 2(23) g ------------- 78 g x ------------- 8,5 t x = 5,01 ton 7. Para alcançar essa mesma meta é necessário consumir mais de 1000 m3 de O2 (Considerando volume molar igual a 22,4L). Resp: (C) – Solução 1000 m3 = 106 dm3 = 106 L (1 dm3 = 1 L) 8,5 t = 8,5.103 Kg = 8,5.106 g 2Na(s) + O2(g) Na2O2(s) 2(22,4) L --- 78 g x ---- 8,5.106 g x = 4,8.106 L O ar atmosférico é composto por vários gases. Uma análise nas camadas de ar seco e limpo ao nível do mar pode revelar uma composição de 21% de oxigênio, 78% de nitrogênio, 0,97% de gases nobres e 0,03% de dióxido de carbono. O Brasil é um grande exportador de ferro mundial. Suas principais reservas se encontram na serra de Carajás, localizada no estado do Pará. Profª Fátima Serrado Resp: (C) – Solução Fe2O3(s) + 3 CO(g) 2 Fe(s) + 3 CO2(s) 160 g ----------------- 2(56 g) 3 ton ----------------- x x = 2,1 ton 11. Se a porcentagem, em massa, de água de cristalização em sulfato de cobre hidratado é de 36.1%, o número de mols de água por mol de CuSO4 é igual a: a) 4 b) 5 c) 6 d) 7 e) 8 Dados: Cu =63,5 u; S = 32 u; O = 16 u; H = 1 Resp: (b) Calculando-se as massas molares: CuSO4: 63,5 +32 + 4.16 = 159,5 g/mol H2O: 2.1 + 16 = 18 g/mol A % de massa de água é 36,1%, então, o percentual de CuSO4 (sulfato de cobre) é: 100 – 36,1 =63,9% Massa molar do CuSO4.xH2O = 159,5 + 18x (que corresponde a 100% da massa) (159,5 + 18x)g do CuSO4.xH2O ---- 100 % 159,5g de CuSO4 -------- 63,9 % x=5 Então, temos 5 mols de H2O no sal hidratado: CuSO4.5H2O 12. A pirita (FeS2) é um minério de ferro conhecido como ouro de tolo em face de sua aparência. Quando queimada na presença de oxigênio do ar, a pirita é convertida nos óxidos Fe2O3 e SO2. O ferro é então obtido a partir do óxido de ferro em um alto-forno. A massa de ferro (em kg) que - 31 - Apostila de Química CMB pode ser obtida a partir de 1 tonelada de pirita de pureza igual a 95% está entre: a) b) c) d) e) 200 300 350 400 450 e e e e e 300 350 400 450 500 Resp: (b) Fazendo o balanceamento por tentativas, temos: 2 FeS2 + 11/2 O2 Fe2O3 + 4 SO2 Como formou 4 mols de SO2 , multiplica-se a reação seguinte por 4: SO2 + ½ O2 SO3 que passa a ser: 4SO2 + 2 O2 4 SO3 Houve formação de 4 mols de SO 3, então multiplica se próxima reação por 4: SO3 + H2O H2SO4 que passa a ser: 4 SO3 + 4 H2O 4 H2SO4 kg kg kg kg kg Resp: (d) Reação balanceada (tentativa): 2FeS2 + 11/2 O2 Fe2O3 + 4 SO2 Em alto-forno o Fe3+ é reduzido a Feo, com presença de CO, que se oxida a CO2: Fe2O3 + CO 2 Fe + CO2 Balanceamento por oxi-redução: Fe3+ se reduz a Feo (variação de 3, mas, como temos 2 Fe, multiplica-se por 2) = 6 Carbono (no CO) tem nox +2 e no CO2 tem nos +4, então houve uma variação de 2. Simplificando 6 (do Fe) com 2 (do C), temos 3 e 1. Trocando as variações, temos: 1 Fe2O3 + 3 CO Fe + CO2 Agora, por tentativa: 1 Fe2O3 + 3 CO 2 Fe +3 CO2 As reações balanceadas que ocorrem são: Reação 1: 2 FeS2 + 11/2 O2 Fe2O3 + 4SO2 Reação 2: 1 Fe2O3 + 3 CO 2 Fe +3 CO2 Na reação 1, reagindo 2 mols de FeS 2 obtém-se 1 mol de Fe2O3, que, na reação 2 reage formando 2 mols de Fe, então, é necessário 2 mols de pirita (FeS2) para se obter 2 mols de Fe, que, simplificando: 1 mol FeS2 1 mol Fe Então, 2 mols de FeS2 forma 4 mols de H2SO4 Simplificando: 1 mol de FeS2 são necessários para formar 2 mols de H2SO4 14. Em um cadinho foi colocada uma mistura de carbonato de sódio decahidratado e carbonato ácido de sódio. Após aquecê-la na mufla restou unicamente carbonato de sódio, verificando-se uma perda total de peso na ordem de 16 gramas. Se a quantidade de CO2 seco desprendido do cadinho foi de 4,4 g e as reações ocorridas foram: Na2CO3 .10 H2O Na2CO3 + 10 H2O 2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 Determine a quantidade, em gramas, de Na2CO3.10 H2O existente na mistura. DADOS: M (H) =1 g/mol; M (C) = 12 g/mol; M (O) = 16 g/mol; M (Na) = 23 g/mol Solução Massa molar do CO2 = 44 g/mol Massa de CO2 formada = 4,4 g (= 0,1mol) Grau de pureza é 95%, então 95% de 1 tonelada (1.000 kg) = 950 Kg FeS2 ----- Fe M(FeS2)=120 e M(Fe)=56 Massa molares: 120 g ---- 56 g 950 kg --- x x= 443,33 kg 2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 1 mol –- 1 mol x --- 0,1 mol x = 0,1 mol H2O Após o aquecimento houve uma perda de 16 g. O CO2 é liberado como gás, então, a massa de água formada é: 16 – 4,4g (CO2) = 11,6 g (que corresponde a 0,64 mol): 1 mol H2O ----- 18 g x ------ 11,6 g x = 0,64 mol Houve formação de 0,1 mol de água na segunda reação, então, na primeira reação formou-se: 0,64 – 0,1 = 0,54 mol de água. 13. A partir da pirita, minério citado na questão anterior, também se pode obter ácido sulfúrico, segundo a sequência de reações, cujas equações químicas não-balanceadas são mostradas a seguir: FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 SO2 + O2 SO3 SO3 + H2O H2SO4 Após o balanceamento destas equações, pode-se deduzir que a quantidade de matéria (número de mols) de ácido sulfúrico obtida a partir de 1 mol de FeS2 é igual a: a) 1 b) d) 4 Profª Fátima Serrado b) 2 e) 8 Na2CO3 .10 H2O Na2CO3 + 10 H2O 286 g ------------- 10 mols x ------------- 0,54 mols x = 15,4 g c) 3 - 32 - Apostila de Química 15. Numa reação em que 44 g de sulfeto ferroso são obtidos a partir de 20 g de enxofre, estando o ferro em excesso, o rendimento está entre: a)10 e 30 % b) 30 e 40 % c) 40 e 50 % d) 50 e 70% e) 70 e 90 % Resp: (e) – Solução Reação balanceada: S + Fe FeS (Massas molares: Fe = 56; S = 32) 1 mol Fe ---- 1 mol FeS 56 g ---- 88 g x ---- 44 g x = 28 g Cálculo do rendimento: 28 g ---- 100% de rendimento 20 g ---- x x = 71,43% 16. Se a densidade de uma mistura de gases metano e propano, apresenta a mesma densidade que o gás etano, então, a proporção entre os volumes dos gases metano e propano nesta mistura é de: a) 1:1 b) 1:2 c) 1:3 d) 2:1 e) 3:1 Resp: (a) – Solução Metano: CH4 (massa molar= 12 + 4(1) = 16 g/mol) Propano: C3H8 (massa molar= 3(12) + 8(1) = 44 g/mol) Etano: C2H6 (massa molar= 2(12) + 6(1) = 30 g/mol) Como a mistura tem a mesma densidade do gás etano, a massa molar relativa é a mesma do etano, que é 30. Cálculo do %, em massa, de metano e propano na mistura: x = % metano y = % propano x + y = 100% y = x – 100 16 x + 4400 – 44 x = 3000 x = 50% (logo, y = 50%) 17. Explosivos produzem, em geral, um grande volume de gases como produtos. A nitroglicerina detona de acordo com a seguinte reação: 2 C3H5N3O9(l) 6 CO2(g) + 3 N2(g) + 5 H20(g) + ½ O2(g) Se 1 g de nitroglicerina sofre uma explosão, o volume de gases produzidos, se a pressão total é de 1 atm e a temperatura 500oC será de: a) 1 L b) 2 L c) 3 L Profª Fátima Serrado CMB d) 4 L e) 5 L Resp: (b) Massa molar: C3H5N3O9 = 3(12)+5(1)+3(14)+9(16) = 227 g/mol 2 C3H5N3O9(l) 6 CO2(g) + 3 N2(g) + 5 H20(g) + ½ O2(g) 2 mols ---------- 6 mol + 3mol + 5mol + ½ mol = 14,5 mols de produtos gasosos 2(227) g -------- 14,5 mol 1g ------x x = 0,032 mol Utilizando a equação de Clapeyron, calculamos o volume correspondente a 0,032 mol P.V = n.R.T 1.V = 0,032.0,082.(500 + 273) V=2L 18. No maçarico de acetileno ocorre a reação de combustão, representada pela equação química (não balanceada), abaixo: C2H2(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g) Para que ocorra uma combustão “perfeita” do acetileno, a razão entre os números de mols de acetileno e oxigênio deve ser: a) 2/1 b) 3/1 c) 2/5 d) 3/5 e) 5/2 Resp: (c) Reação balanceada (por tentativas): C2H2(g) + 2O2(g) 2CO2(g) + H2O(g) 1 mol ----- 2 mol A razão é ½ , mas, caso tenha mais oxigênio, a combustão também será completa, portanto, pelas alternativas, o item c é o único onde a quantidade de O2 é maior. 19. Em um laboratório há uma amostra de carbonato de bário contaminada com sulfato de bário. Para determinar a porcentagem de contaminante um técnico tomou 10 g dessa amostra e reagiu com excesso de ácido clorídrico, produzindo 10,55 g de precipitado de cloreto de bário. a) Escreva a equação da reação de carbonato de bário com o ácido clorídrico; b) Calcule o volume de gás desprendido em condições ambientes (1 atm e 27 °C); c) Determine a porcentagem de sulfato de bário na amostra. Solução a) BaCO3 + 2HCl BaCl2 + H2O + CO2 b) Massa molar: BaCl2 = 208 g/mol - 33 - Apostila de Química 1 mol BaCl2 ----- 1 mol CO2 208 g ----- 1 mol 10,55 g ----x x = 0,05 mol de CO2 Cálculo do volume: P.V = n.R.T 1.V = 0,05.0,082.(27+273) V = 1,23 L de CO2 c) Massa molar do BaCO3 = 197 g/mol 1 mol BaCO3 ---- 1 mol BaCl2 197 g ----- 208 x ------ 10,55 g x = 9,99 g Cálculo da % de BaCO3 na mistura: 10 g ----- 100% 9,99 g --- x x = 99,9% 20. As soluções aquosas de carbonato de sódio e nitrato de prata reagem para formar carbonato de prata sólido e uma solução de nitrato de sódio. Uma solução contendo 6,5 g de carbonato de sódio é misturada com uma solução contendo 7,00 g de nitrato de prata. Quantos gramas de carbonato de sódio, nitrato de prata, carbonato de prata e nitrato de sódio estão presentes ao final da reação? Solução Massas molares: Na2CO3 = 106; AgNO3 = 170; NaNO3 =85; Ag2CO3 = 276 Reação balanceada: Na2CO3 + 2AgNO3 2NaNO3 + Ag2CO3 Cálculo do reagente limitante: 1 mol ---- 2 mol 106 g ----- 2(170) g 6,5 g ----- x x = 20,85 g Para reagir com 6,5 g de Na2CO3 são necessários mais que 7,00 g de AgNO3, então teremos excesso de Na2CO3 , logo o Na2CO3 é o reagente limitante. Cálculo das massas das substâncias envolvidas: Na2CO3 + 2AgNO3 2NaNO3 + Ag2CO3 106 g --- 2(170) ---2(85) --- 276 g x ---- 7 g ---- y ----- z CMB que normalmente não ocorre com a maioria dos gases com os quais trabalhamos, devido ao fato de ocorrerem interações entre suas moléculas. Esses gases são denominados gases reais, que, a altas temperaturas e a baixas pressões, se assemelham, no seu comportamento, aos gases perfeitos. Quando estudamos um gás, devemos medir e estabelecer relações entre as seguintes grandezas: pressão (P); volume (V); temperatura (T) e quantidade de substância, que é indicada pelo número de mol (n). Pressão: 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr 1 atm = 101.325 Pa (pascal) ( 105 Pa) = 1,0 bar Volume: 1 mL — 1 cm3 Temperatura: T(K) = t(°C) + 273 Transformações Gasosas Lei de Boyle e Mariotte Isotérmica (T = constante) Quanto mais a isoterma se afasta da origem, maior é a temperatura do gás, assim: T1 < T2 < T3. Lei de Charles Gay-Lussac Isobárica (P = constante) x = 2,18 g Na2CO3 y = 3,5 g NaNO3 z = 5, 6 g Ag2CO3 Gases O movimento das partículas de um gás é contínuo e ininterrupto e exerce pressão uniforme nas paredes do recipiente. A pressão exercida por um gás dentro de um recipiente resulta dos choques das partículas contra as paredes, que ocorrem de forma perfeitamente elástica, sem que haja variação da energia mecânica total. Chamamos de gás ideal ou gás perfeito qualquer gás que apresente essas características, o Profª Fátima Serrado 1 L — 1 dm3 - 34 - Apostila de Química CMB A densidade de um gás é diretamente proporcional à massa molecular e à pressão e inversamente proporcional à temperatura. Equação Geral do Gases Exercícios de Olimpíadas de Química Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP) PNormal = 1 atm = 760 mm Hg TNormal = 0°C = 273 K 100 kPa Volume Molar Volume ocupado por um mol de qualquer gás, a uma determinada pressão e temperatura VM = 24,5 L/mol (a 25°C e 1 atm) VM = 22,71 L/mol ( a 0°C e 1 bar = 10–5 Pa) Lei de Avogadro Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de pressão e temperatura, apresentam a mesma quantidade de substância em mol ou moléculas. Equação de Clapeyron Com base nas leis experimentais de Avogadro, Boyle, Charles e Gay-Lussac, Clapeyron sintetizou-as sob a forma de uma equação de estado de um gás ideal. Como o volume de um gás é diretamente proporcional ao seu n° de mols e à temperatura e inversamente proporcional à pressão, então é natural que: PV R nT ou seja: PV nRT onde R, a constante de proporcionalidade, foi denominada de constante Universal dos Gases Perfeitos. Alguns valores de R: R = 0,082 atm.L/mol.K R = 8,31 J/mol.K R = 62,3 mmHg.L/mol.K A partir da equação de Clapeyron podemos calcular a densidade do gás. PV mas, d ou seja, n m M , temos que: m RT M m , então V d ou PM PM d RT MP RT onde M é a massa molar do gás Profª Fátima Serrado 10) A relação entre pressão e volume constitui a Lei de Boyle. Como a pressão está relacionada com as colisões das moléculas com as paredes do recipiente, ao se aumentar o volume do recipiente, a pressão aumenta porque a área de colisões aumenta. (F) 11) De acordo com a Lei de Charles, os gases se expandem quando aquecidos a pressão constante. Desta forma, o volume dos gases diminui quando são resfriados. O ponto em que o volume seria zero equivale à temperatura de 273,15ºC, ou seja, 0K. Este ponto se chama zero absoluto, que é o ponto em que os gases teriam volume zero se não se condensassem e abaixo dele teriam volume negativo. Como volumes negativos são impossíveis, o zero absoluto é tido como a menor temperatura possível. (V) 12) A relação entre a energia cinética das moléculas gasosas e a temperatura também conduz ao conceito de zero absoluto. A medida em que se diminui a temperatura de um sistema gasoso, a energia cinética das moléculas também diminui. Desta forma, a temperatura na qual a energia cinética das moléculas é zero é o zero absoluto. (V) 13) De acordo com a Lei de Efusão de Graham, podese afirmar que a velocidade de efusão do dióxido de carbono é 1,8 vezes maior que a velocidade de efusão da amônia. (F) Densidade dos Gases Sabendo-se que: As questões de 1 a 11 referem-se à X Olimpíada de Química do Distrito Federal (2011) Modalidade A – 1º e 2º anos Julgue os itens. m RT V 14) Os desvios do comportamento ideal podem ser associados à existência de forças intermoleculares, de forma que a condensação de gases e baixa compressibilidade de líquidos estão relacionados às forças atrativas. (V) 15) Muitos gases podem ser liquefeitos aproveitandose o efeito Joule-Thomson, que é o resfriamento induzido pela expansão do gás. As moléculas de um gás real podem ter sua velocidade reduzida aproveitando-se as atrações entre elas e permitindo que se expanda, ou seja, a separação das moléculas exige a realização de trabalho, e a fonte da energia utilizada para gerar o trabalho é a energia cinética. Assim, e o aumento da separação média das moléculas de um gás real - 35 - Apostila de Química CMB causa a diminuição da velocidade média das moléculas. (F) 18) Volumes iguais, de quaisquer gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, apresentam a mesma quantidade de substância em mol. Resp: (C) – Solução As questões de 7 a 10 referem-se à IX Olimpíada de Química do Distrito Federal (2010) Modalidade A – 1º e 2º anos 16) Caso o metano esteja a uma temperatura de 25°C e a uma pressão de 800 Torr, serão necessários menos de 380 L de oxigênio a 27 °C e a 742 Torr para reagir com os 348 mL de CH4. Resp: (E) – Solução Segundo a reação: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2(g) + H2O(l) 1 mol de CH4 reagem totalmente com 2 mol de O2 P1V1 = n1RT1 P2V2 = n2RT2 Se: P2 = P2, V1 = V2 e T1 = T2, então, n1 = n2 19) Suponha um recipiente com gás oxigênio a 25°C e uma pressão de 15 atm num volume de 10 L. A temperatura é elevada para 35°C e o volume é reduzido para 8 L. A pressão final do gás será de 26,25 atm. Resp: (E) – Solução T1 = 25 + 273 = 298K P1 = 15 atm V1 = 10 L CH4: T (K) = T(oC) + 273 = 25 + 273 = 298K 1 torr = 1 mmHg 800 torr = 800 mmHg x atm = 800 mmHg 1 atm = 760 mmHg x = 1,0526 atm T2 = 35 + 273 = 308K P2 = ? V2 = 8 L Utilizando a equação geral dos gases, temos: Utilizando a equação de Clapeyron, para gases, temos: P2 = 19,38 atm PV = nRT (onde R = 0,081 atm.L/mol.K) 1 mol CH4 ---- 2 mol O2 0,015 mol ----- x x = 0,030 mol O2 O2: n = 0,030 mol T = 27 + 273 = 300K P = 742 torr = 0,976 atm Sendo PV = nRT, temos: 17) Num recipiente de 20L foi recolhido uma amostra de ar para análise. Sabe-se que essa amostra contém 0,2 mol de oxigênio, 1,0 mol de nitrogênio e 0,8 mol de dióxido de carbono. Nesse caso a pressão parcial do oxigênio dentro do recipiente a 278K será 0,23 atm. Resp: (C) – Solução Cálculo do nº de mol totais: 0,2 + 1,0 + 0,8 = 2,0 mols Cálculo da fração molar do O2: Utilizando a equação de Clapeyron, temos: PV = nRT P x 20 = 2 x 0,082 x 278 Ptotal = 2,28 atm Cálculo da pressão parcial: Poxigênio = xoxigênio.Ptotal = 0,1 x 2,28 atm = 0,228 atm ≃ 0,23 atm Profª Fátima Serrado 20) Com relação ao aquecimento de um mol de gás O2 encerrado em um cilindro com um pistão que se move sem atrito: I. A massa específica do gás permanece constante. II. A energia cinética média das moléculas aumenta. III. A massa do gás permanece a mesma. Das afirmações feiras, estão corretas: a) I, II e III b) Apenas I. c) Apenas II. d) Apenas II e III. e) Nenhuma Resp: (d) I. Errado. Massa específica de uma substância é a razão entre a massa (m) de uma quantidade da substância e o volume da mesma. Como ocorreu um aumento aquecimento, ocorre também um aumento do volume do gás, por ter um pistão móvel. II. Correto. III. Correto. Não houve perda nem ganho da massa do gás. 21) Um recipiente inelástico de 0,5 L contendo um gás desconhecido, sob 1 atm de pressão, mantido à temperatura de 20 ºC, pesou 25,178 g. Percebeu-se um vazamento neste recipiente e logo se providenciou sua correção. Após esta correção, verificou-se que a pressão foi reduzida - 36 - Apostila de Química para 0,83 atm e que o peso do conjunto passou a ser 25,053g. b. Calcule a massa molecular desse gás. c. Este dado é suficiente para identificar o gás? Justifique sua resposta. Solução a) A massa do gás que vazou é a diferença das massas: 25,053 g – 25,178 g = 0,125 g A variação da pressão (1 – 0,83 = 0,17 atm) indica a pressão que essa quantidade de gás que vazou exercia sobre o sistema, em um volume de 0,5L e temperatura de 20oC (20 + 273 = 293K) Utilizando a equação de Clapeyron: Sendo R = 0,082 atm.L.mol -1.K-1 CMB Utilizando a equação de Clapeyron e sabendo que o volume citado é de 1 litro: PV = nRT, calcula-se o nº mol (n) para cada item: a) CH4 1.1 = n.0,082.300 n = 0,04 mol Massa molar = 16 g/mol 1 mol --- 5 (N átomos) (onde N = nº Avogadro) 0,04 mol ---- x x = 0,2 N b) Ne 1.1 = n.0,082.273 n = 0,045 mol (760 torr = 1 atm = 760 mmHg) Massa molar = 20 g/mol 1 mol --- 1(N átomos) (onde N = nº Avogadro) 0,045 mol ---- x c) O2 1.1 = n.0,082.(27+273) n = 0,04 mol Massa molar = 32 g/mol 1 mol --- 2(N átomos) (onde N = nº Avogadro) 0,04 mol ---- x b) Não, pois a massa molecular encontrada é o somatório das massas atômicas dos elementos contidos no composto analisado. 22) Se a densidade de uma mistura de gases metano e propano, apresenta a mesma densidade que o gás etano, então, a proporção entre os volumes dos gases metano e propano nesta mistura é de: a) 1:1 b) 1:2 c) 1:3 d) 2:1 e) 3:1 Resp: (a) – Solução Metano: CH4 (massa molar= 12 + 4(1) = 16 g/mol) Propano: C3H8 (massa molar= 3(12) + 8(1) = 44 g/mol) Etano: C2H6 (massa molar= 2(12) + 6(1) = 30 g/mol) Como a mistura tem a mesma densidade do gás etano, a massa molar relativa é a mesma do etano, que é 30. Cálculo do %, em massa, de metano e propano na mistura: x = % metano y = % propano x + y = 100% y = x – 100 16 x + 4400 – 44 x = 3000 x = 50% (logo, y = 50%) 23) Dentre as amostras de gases citadas a seguir, todas ocupando o volume de 1 litro, assinale aquela que contém o maior número de átomos: a) Metano, a 300 K e 1 atm. b) Neônio, a 273 K e 760 torr. c) Oxigênio, a 27oC e 760 mmHg . d) Monóxido de carbono,nas CNTP. e) Dióxido de carbono, a 0oC C e 2 atm. Resp: (a) – Solução Profª Fátima Serrado x = 0,045 N x = 0,08 N d) CO CNTP:1 atm, 273K 1.1 = n.0,082.273 n = 0,045 mol Massa molar = 28 g/mol 1 mol --- 2(N átomos) (onde N = nº Avogadro) 0,045 mol ---- x x = 0,09 N e) CO2 1.1 = n.0,082.(0+273) n = 0,045 mol Massa molar = 44 g/mol 1 mol --- 3(N átomos) (onde N = nº Avogadro) 0,045 mol ---- x x = 0,135 N Dentre as alternativas o CH4 contém o maior número de átomos. 24) Considere dois recipientes de 50 L à pressão de 2 atm e à temperatura de 300K. O primeiro contém o gás hélio e o segundo o gás nitrogênio. Com base nessas informações podemos dizer: Dado: Constante dos gases ideais: (R) = 0,082 atm.L.mol-1K-1 a) a massa de hélio contida no recipiente é de 128 gramas; b) a densidade dos gases hélio e nitrogênio são iguais; c) o número de moléculas de N 2 contida no recipiente é de 24,47 x 1023 moléculas; d) a massa de nitrogênio no recipiente é menor que a de hélio. Solução a) Errado. m = 81,30 g b) Errado. A densidade (d) é diretamente proporcional à massa molar (M), logo o N2, que tem maior massa molar, terá maior densidade. - 37 - Apostila de Química CMB c) Correto. P.V = n.R.T mol 2.50 = n.0,082.300 n = 4 e) Cálculo da massa molar média: M = 45,41 u 1 mol ---- 6,02 . 1023 moléculas 4 mols --- x x = 24,47 . 1023 moléculas d) Errado. m = n.M (m é diretamente proporcional a M e, como N2 tem maior massa molar, tem maior massa (m). 25) Misturas gasosas são uma realidade no nosso dia a dia. O ar que respiramos, o gás que utilizamos para cozinhar em nosso fogões. Para resfriar nossos alimentos em geladeiras várias outras utilizações. O químico tem que estar habilitado a lidar com cálculos numéricos que envolvem os gases. Considere que em um recipiente de 50L a 127°C, temos 3,3 g de anidrido carbônico (CO2), 4,2g de anidrido sulfuroso (SO2) e 3,4 g de gás sulfídrico (H2S) . Calcule. a) A pressão total da mistura gasosa. b) Sua composição percentual em massa. c) Sua composição percentual em volume. d) A massa molecular média da mistura. Dados: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1. Solução Massas molares: CO2 = 44; SO2 = 64; H2S = 34 Cálculo do número de mol: ntotal = 0,075 + 0,0656 + 0,1000 = 0,24 mol a) Cálculo da pressão total: PT.VT = nT.R.T PT.50 = 0,24.0,082.(127+273) PT = 0,158 atm b) Cálculo da massa total: 3,3 + 4,2 + 3,4 = 10,9 g 10,9 g ---- 100% 3,3 g ---- x x = 30,38% de CO2 4,2 g ---- y y = 38,53% de SO2 3,4 g ----- z z = 31,19% de H2S c) Cálculo das frações molares: d) Cálculo dos volumes parciais: Profª Fátima Serrado - 38 -
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