Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Alagoas – IF/AL
Coordenadoria de Química
Disciplina: Química
ALAGOAS
-
1º bimestre
Aluno:.................................................................
Prof. Luis Carlos F. Oliveira – IFAL- Campus Marechal/AL
Elaboração:
Prof. Dr. Johnnatan Duarte de Freitas – IFAL – Campus Maceió/AL
Prof. MsC. Alan John Duarte de Freitas – IFRN – Campus Maceió/AL
Prof. Mikael de Lima Freitas – Secretaria do Estado de Educação de Alagoas
Maceió-AL
1
BREVES ASPECTOS HISTÓRICOS DO NASCIMENTO DA QUÍMICA
A ciência como um objeto organizado de conhecimentos, apresenta-se
dividida em varias disciplinas, entre elas a química, que estuda a natureza da
matéria, suas propriedades, suas transformações e a energia envolvida nesses
processos.
O termo química tem origem no latim, chimica, palavra que deriva da alchimia,
modificação da expressão árabe al kêmiya, cujo significado é “grande arte dos
filósofos herméticos e sábios da idade media”.
Apesar de se ter conhecimento de manifestações químicas muito antes da
Idade Média (por exemplo, o preparo da liga metálica bronze e do vidro pelos
egípcios em cerca de 3000 a.C.), foram os alquimistas (de 300 a 1400) que
contribuíram de forma acentuada para o desenvolvimento do que constituiria a
ciência Química.
Na busca, sem sucesso, da pedra filosofal (que teria o poder de transformar
qualquer metal em ouro) e do elixir da longa vida (que daria a imortalidade), fatos
retratados no filme Harry Potter e a Pedra Filosofal, os alquimistas introduziram e
aperfeiçoaram técnicas de metalurgia, sintetizaram várias substâncias, isolaram
outras, além de terem registrado um grande número de experimentos em suas
observações.
Um capítulo importante no período alquímico é o surgimento da Latroquímica,
ou Química medicinal, cujo desenvolvimento se deve ao alquimista e médico suíço
Theophrastus Bombastus von Hohenheim (1493-1541), mais conhecido por
Pracelsus, pioneiro na utilização de produtos químicos puros para tratar doenças,
em vez de usar misturas com composição indeterminada.
A partir do século XVII, a ciência se transforma, tornando-se mais
experimental e menos filosófica: multiplicam-se as observações e as experiências;
os fenômenos são classificados; procuram-se vínculos entre esses fenômenos; e
são elaboradas hipóteses explicativas. Surge então a necessidade de um
aprofundamento das relações matemáticas, de novos experimentos com
aparelhagens mais precisas, de troca de informações e uma maior organização.
Dentre os cientistas com essa nova proposta, destacam-se o inglês Robert
Boyle (1627-1691) - com seus estudos sobre o comportamento dos gases, a
distinção entre mistura e “combinação” e o francês Antonie Laurent Lavoisier (17431794) – com a publicação, em março de 1789, de seu traité elementaire de Chimie
(tratado elementar de Química), ele estabelece um marco no surgimento da química
moderna; esse tratado é um resumo de seu trabalho, no qual podemos destacar o
principio da conservação da Massa, a descoberta do elemento oxigênio e sua
participação nas reações, de combustão, a primeira análise quantitativa da
composição da água, estudos sobre fermentação e respiração. Por seu trabalho,
Lavoisier é considerado “pai da Química”.
Antoine Laurent Lavoisier
2
A partir de então, começou a surgir um grande numero de trabalhos
importantes, como no século XIX, a aplicação da Química à Biologia, feita pelo
químico e bacteriologista francês Louis Pasteur (1822-1895) e no século XX, as
descobertas sobre a estrutura do átomo, envolvendo vários cientistas.
A IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA
É considerado que tudo à nossa volta é química, pois todos os materiais que
nos cercam passaram ou passam por algum tipo de transformação. Vejamos alguns
exemplos.
 Na limpeza de casa, usamos diversas substâncias, como detergentes,
alvejantes, desinfetantes. Em nossa higiene pessoal, usamos sabonete,
xampu, creme dental, além de água, que passa por vários tratamentos
químicos antes de chegar as nossas casas.
 A maioria das roupas que usamos apresenta fios artificiais (náilon, poliéster)
misturados a fibras naturais (algodão, lã).
 Nossos alimentos naturais (frutas, verduras, etc.) precisam de fertilizantes
pesticidas, agentes de controle biológico, feromônio para sua produção.
 A maioria dos meios de transporte tem como combustíveis a gasolina, o gás
natural veicular (GNV), o querosene, etc., que são extraídos do petróleo, este
é o resultado de uma transformação natural que levou milhões de anos. Além
disso, o álcool etílico (Etanol) obtido através da fermentação da cana-deaçúcar, beterraba, milho etc.
 A expectativa de vida do homem aumentou muito graças ao desenvolvimento
da indústria farmacêutica (analgésicos, antibióticos, antiinflamatórios, etc.) e
da medicina.
 São muitos os produtos industrializados cuja obtenção depende de
transformações químicas: plásticos, vidros, tintas, cimento, papel, fotografia,
etc.
 O próprio corpo humano é formado por inúmeras substâncias em constante
transformação, que possibilitam a movimentação, os sentidos, (visão,
audição, olfato, tato, gosto), a digestão, a respiração e o nosso pensamento.
Produtos químicos utilizados no dia-a-dia
3
Pelos exemplos acima, percebemos que a Química proporcionou progresso,
desenvolvimento e bem estar para a nossa vida, e nos dias atuais persiste como
uma das ciências que mais interfere no desenvolvimento do mundo com o objetivo
de proporcionar melhores condições de vida.
Contudo, é comum ouvirmos comentários que depreciam essa ciência,
relacionando-a a desastres ecológicos (derramamento de petróleo nos mares),
poluição (fumaça das chaminés) e envenenamento (agrotóxicos).
Impacto ambiental ocasionada por produtos químicos
Esses fatos, infelizmente, encobrem as importantes conquistas do homem
pelo conhecimento químico. Na verdade, o problema não está na química, mas o
seu uso – ela, em si, não é boa nem má. Ainda são muitos aqueles que, movidos por
interesses pessoais ou de grupos, utilizam-na para conquistar ou manter privilégios.
Mudar essa situação não é papel apenas do químico, mas de toda a
sociedade, que deve ser critica e participativa, exigindo que o conhecimento
promova uma qualidade de vida cada vez melhor e que permita uma coexistência
harmoniosa entre o homem e o meio ambiente.
“Quando o homem matar o último peixe, poluir o último rio e derrubar a última
árvore, irá compreender que não poderá comer o dinheiro que ganhou”.
(provérbio indígena)
“Salienta-se, este módulo de Química é um material didático elaborado por
seus professores para auxiliar na difusão e disseminação do conhecimento.
Entretanto, o Livro ainda é um dos principais meios para o enriquecimento do
conhecimento”.
MATÉRIA
A água, o fogo e a madeira são exemplos de matéria, pois possuem massa e
ocupam lugar no espaço, ou seja, têm volume.
Assim, a matéria é tudo aquilo que ocupa lugar no espaço e possui massa.
A matéria se apresenta em porções limitadas, que recebem o nome de
corpos. Se essas porções se prestam a certo uso, elas são chamadas de objetos.
 Corpo é qualquer porção limitada de matéria;
 Objeto é uma porção limitada de matéria que, por sua forma especial,
presta-se a de determinado uso.
Existem vários tipos de matéria, na química, cada uma é chamada de
substância. A água, o ferro, o açúcar e o gás carbônico são exemplos de
substâncias.
Observe a figura abaixo, matéria, corpo, objetos e os impactos provocados
pelo desenvolvimento artístico, cultural e científico-tecnológico.
4
Matéria, corpo e objetos
ENERGIA
Durante a queima de uma vela (matéria), esta se desgasta, produzindo
fumaça (matéria: fuligem e gases) e liberando energia (luz: energia luminosa; calor:
energia calorífica).
Na subida de um foguete, o combustível (matéria) se transforma em calor
(energia), provocando um empuxo que transforma o estado de repouso em estado
de movimento.
Desse modo, podemos conceituar energia como tudo aquilo que pode
modificar a matéria, provocar ou anular movimentos e ainda, causar sensações. Há
uma relação direta entre trabalho e energia.
Eletrodomésticos que utilizam energia elétrica
Analisando os exemplos dados acima, notamos que matéria e energia não
podem ser criadas nem destruídas; podem somente ser transformadas. É o
chamado Princípio da conservação da matéria e Energia.
UNIDADES DE MEDIDAS
Em química, para realizar qualquer experimento, além dos conceitos básicos
de matéria e energia, também é necessário conhecer algumas unidades de
medidas.
A medida de uma grandeza é um número que expressa uma quantidade,
comparada com um padrão previamente estabelecido.
Massa (m): a quantidade de matéria que existe num corpo.
5
A determinação da massa de um corpo é feita pela comparação da massa
desconhecida desse corpo com outra massa conhecida, um padrão. Para essa
determinação usa-se um aparelho chamado balança.
Balanças de pratos
Balanças analíticas digitais
No sistema Internacional (SI),
massa é o quilograma (Kg).
quilograma (Kg)
grama (g)
miligrama (mg)
a unidade-padrão de
1 000 g ou 103 g
1 g ou 100 g
0,001 g ou 10-3 g
Volume (V): corresponde a extensão de espaço ocupado por um corpo.
No sistema Internacional (SI), a unidade-padrão de
volume é o metro cúbico (m3).
m3
1 000 dm3 ou 1 000 L
3
dm ou L
1 dm3 ou 1 L
0,001 dm3 ou 0,001 L
cm3 ou mL
10-3 dm3 ou 10-3 L
Num laboratório, os volumes dos líquidos podem ser obtidos de várias
maneiras, usando-se diferentes aparelhos, em função do volume de líquido a ser
determinado.
6
Béquer
Proveta
Erlenmayer
Balões volumétricos
Pipeta
Buretas
Temperatura (T): relaciona-se com o estado de agitação das partículas que formam
um corpo e com a capacidade de transmitir ou receber calor.
Os valores de temperatura são determinados por um aparelho chamado
termômetro. Os mais comuns são os que consistem de um fino tubo graduado e
parcialmente cheio de mercúrio ou álcool colorido, que à medida que a temperatura
aumenta, o líquido se expande e se move ao longo do tubo. Existem também
termômetros digitais, que dão uma medida mais precisa da temperatura.
Termômetro de bulbo
Termômetro digital
Termômetro com IV
7
A graduação do tubo indica a variação de temperatura do líquido. Essa
graduação é a escala termométrica do aparelho. A escala de graduação mais
comumente usada em trabalhos científicos é a escala Celsius (ºC). Ela possui dois
pontos de referência: o congelamento e a ebulição da água ao nível do mar, que
correspondem respectivamente, a 0 ºC e 100 ºC.
Existem outras escalas centígradas, como a Kelvin, recomendada pelo SI e
conhecida como escala absoluta.
As escalas Kelvin e Celsius se relacionam matemáticamente da seguinte
maneira:
TK = TC + 273
Pressão (P): relação da força exercida sobre uma dada superfície, e a área dessa
superfície.
P =
F (N)
A (m2)
A terra está envolvida por uma camada de ar que tem espessura de
aproximadamente 800 km. Essa camada de ar exerce pressão sobre os corpos ao
nível do mar, e é denominada de pressão atmosférica. Os primeiros estudos na
determinação da pressão atmosférica estão baseados nos trabalhos do físico
Evangelista Torriceli.
Influência da altitude na pressão
Pelo Sistema Internacional (SI), a unidade-padão é o pascal (Pa), que se relaciona
com a unidade atmosfera na seguinte proporção:
1 atm = 101 325 Pa ou, aproximadamente, 1 atm = 100 kPa
Outras relações para unidade de pressão.
atm
1
Unidades de pressão
cm Hg mm Hg
torr
76
760
760
kPa
100
8
Densidade (d): relação (razão) entre a massa de um material e o volume por ele
ocupado.
d =
m (kg)
V (m3)
Para sólidos e líquidos, a densidade geralmente é expressa em
gramas/centímetros cúbicos (g/cm3); para gases, costuma ser expressa em
gramas/litro (g/L).
Sejam duas bolinhas, uma de ferro e outra de cortiça, ambas de mesmo
volume (1 cm3, por exemplo). A massa correspondente à bolinha de ferro é de 7,86 g
e a massa correspondente a bolinha de cortiça é de 0,32 g.
Espécie de matéria
Cortiça
Água
Ferro
Densidade (g/cm3)
0,32
1,00
7,86
Ao ser colocada num copo com água, a bolinha de ferro afunda, enquanto a
bolinha de cortiça fica na superfície da água, isto é, flutua.
Ser mais denso significa ter mais massa por unidade de volume, ou,
comparando-se volumes iguais, o mais denso é o de maior massa.
Exercício
1) Qual foi a contribuição dos alquimistas para o que se conhece hoje como
química?
2) Seria exagero considerar tudo como química? Explique.
3) Nos dias atuais, identifique aplicações da Química e expresse com suas palavras
o que ela estuda.
4) Transforme as massas em gramas (g):
a) 0,20 kg
b) 200mg
5) Transforme os volumes em litros (L):
a) 1 dm3
b) 100 mL
c) 200 cm3
d) 3 m3
6) Transforme as temperaturas:
a) 27 ºC em Kelvin (K)
b) 500 K em ºC (Celsius)
9
7) Transforme as pressões
a) 1 520 mm Hg em atm
b) 0,5 atm em mm Hg
8) (Unicamp-SP) Três frascos de vidro transparente, fechados, de formas e
dimensões iguais, contêm cada um a mesma massa de líquidos diferentes. Um
contém água (H2O), o outro, clorofórmio (CHCl3) e o terceiro etanol (C2H5OH). Os
três líquidos são incolores e não preenchem totalmente os frascos, os quais não têm
nenhuma identificação. Sem abrir os frascos, como você faria para identificar as
substâncias.
9) (ENEM) Pelas normas vigentes, o litro do álcool hidratado que abastece os
veículos deve ser constituído de 96 % de álcool puro e 4 % de água (em volume). As
densidades desses componentes são dadas na tabela.
Substância Densidade (g/L)
água
1 000
álcool
800
Um órgão de defesa do consumidor inspecionou cinco postos suspeitos de
venderem álcool hidratado fora das normas. Colheu uma amostra do produto em
cada posto, mediu a densidade de cada uma, obtendo:
Posto
I
II
III
IV
VI
Densidade de combustível (g/L)
822
820
815
808
805
A partir desses dados, o técnico pode concluir que estavam com o combustível
adequado somente os postos:
a) I e II.
b) I e III
c) II e IV
d) III e V
e) IV e V
10) Observe a tabela:
Substância Densidade
água
1,0 g/cm3
benzeno
0,90 g/cm3
clorofórmio 1,53 g/cm3
Esses três materiais foram colocados numa proveta, originando um sistema com
aspecto como mostrado. Relacione as substâncias A, B, C com aquelas
mencionadas na tabela. Justifique.
10
SUBSTÂNCIAS PURAS E MISTURAS
Neste estudo, veremos como se identificam as substâncias e como se
diferencia substancia pura de mistura. Por meio das observações teóricas, você
aprenderá que as substâncias podem ser identificadas por algumas de suas
propriedades, como, por exemplo, ponto de fusão, ponto de ebulição e densidade.
A água contida neste copo que você esta observando, é uma substância pura
ou mistura? Por quê?
Substância pura
Tipo de matéria formada por unidades químicas iguais, sejam átomos ou
moléculas, e por esse motivo apresentam propriedades químicas e físicas próprias.
As substâncias puras podem ser classificadas como simples ou composta.
Substância Simples: formada por um ou mais átomos de um mesmo elemento
químico. Por exemplo, gás hélio (He), gás oxigênio (O2), gás ozônio (O3) e fósforo
(P4).
Substância Composta: formadas por átomos de dois ou mais elementos químicos.
Por exemplo, água (H2O), gás cianídrico (HCN) e amônia (NH3).
Estados Físicos da Matéria
A matéria pode ser encontrada em três estados físicos: sólido, líquido e
vapor (gasoso).
11
Ponto de fusão e ponto de ebulição
A temperatura constante na qual um sólido se transforma em liquido é
denominada ponto de fusão (PF). O ponto de fusão pode ser determinado
experimentalmente através do aquecimento gradativo da substância utilizando um
tudo de Thiele ou com aparelhos digitais, denominados aparelhos de ponto de fusão.
Tudo de Thiele
Montagem com o Tudo de Thiele
para determição do PF
Aparelho de ponto de fusão
digital
A temperatura constante na qual um líquido se transforma em vapor recebe o
nome de ponto de ebulição (PE).
Observe o seguinte gráfico:
o
T ( C)
Durante a ebulição
a temperatura
permnece constante
100
Durante a fusão
a temperatura
permnece constante
0
O
D
LI
Ó
S Sólido a
o
0 C
Sólido
+
Líquido a
o
0 C
O
D
UI Líquido a
Q
LÍ
o
100 C
Líquido
+
Vapor a
o
100 C
R
PO
VA
Vapor a
o
100 C
t(min)
Líquido a
0 oC
Uma leitura atenta do gráfico permite considerar que:
 No intervalo de tempo em que ocorre a fusão da substância (água),
coexistem a fase sólida e a fase líquida, e a temperatura permanente
constante;
 Ao atingir a temperatura de 100 °C (a 1 atm), a água líquida começa a ferver
(líquido-vapor) e, durante todo o tempo em que ocorre essa mudança de
estado, a temperatura permanece constante até que todo o líquido se
transforme em vapor (nesse intervalo de tempo, coexistem a fase líquida e a
fase vapor);
 Conhecidos os pontos de fusão e de ebulição de uma substância é possível
prever seu estado físico em qualquer temperatura. Se a temperatura dessa
substancia estiver abaixo do seu ponto de fusão, ela se encontrará no estado
sólido; se estiver acima de seu ponto de ebulição, estará no estado gasoso;
se estiver compreendida entre o ponto de fusão e o ponto de ebulição, estará
no estado líquido.
12
Faça uma pesquisa e responda qual a diferença entre o estado gasoso e vapor.
Substância Pura e Mistura
Uma espécie ou um conjunto de espécies de matéria isoladas para um estudo
constitui um sistema.
Todo sistema cuja fusão e ebulição ocorrem a uma temperatura constante (ou
seja, desde que se inicia a mudança de estado até o seu final não se observa
variação de temperatura) é chamado de substância pura, ou simplesmente
substância. O gráfico anteriormente mostrado é característico de substância pura.
Esse conceito se aplica a qualquer amostra do sistema analisado,
independentemente do seu tamanho.
Todo sistema cuja temperatura sofre variação durante a fusão e/ou ebulição é
chamado de mistura.
As misturas caracterizam-se por apresentar uma faixa de temperatura em que
ocorre a fusão ou a ebulição.
Observe os seguintes gráficos:
o
T ( C)
Durante a ebulição
a temperatura
permnece constante
R
PO
VA
100
Durante a fusão
a temperatura
permnece constante
0
O
D
LI
SÓ Sólido a
o
0 C
Sólido
+
Líquido a
o
0 C
O
D
UI Líquido a
Q
LÍ
o
100 C
Líquido
+
Vapor a
o
100 C
Vapor a
o
100 C
t(min)
Líquido a
0 oC
substância pura
o
T ( C)
Ebulição ocorrenuma
faixa detemperatura
Final da ebulição
Início daebulição
Final da fusão
R
O
AP
V
Vapor
Fusão ocorre
numa faixa
detemperatura
Início dafusão
O
ID
L
SÓ Sólido
O
ID
U
Q
Líquido
LÍ
Líquido
+
Vapor
Líquido
Sólido
+
Líquido
t(min)
mistura
As substâncias puras possuem pontos de fusão e de ebulição constantes,
enquanto as misturas não apresentam pontos de fusão e de ebulição definidos.
Constituem exceção algumas misturas de sólidos, denominadas eutéticas (que
fundem à temperatura constante) e algumas misturas de líquidos, denominadas
azeotrópicas (que fervem a temperatura constante).
13
Observe os seguintes gráficos:
t(min)
R
O
P
VA
Ebulição ocorre numa
faixa de temperatura
Final da ebulição
Início da ebulição
Fusão a temperatura
constante
Vapor
O
D
UI
Líquido
LÍQ
Fusão ocorre
a temperatura
constante
DO
LI
Ó
S
Sólido
Sólido
+
Líquido
Líquido
+
Vapor
Líquido
t(min)
Mistura eutética: solda (estanho + chumbo)
o
T ( C)
Ebulição ocorre a
temperatura constante
Ebulição a temperatura
constante
Fusão ocorre
numa faixa
detemperatura
Final da fusão
Início dafusão
O
ID
L
SÓ Sólido
O
ID
QU Líquido
LÍ
Líquido
+
Vapor
R
PO
A
V
Vapor
Líquido
Sólido
+
Líquido
t(min)
Mistura azeotrópica: álcool comum (96 % de de etanol e 4% de água)
O ponto de fusão, o ponto de ebulição e a densidade servem para identificar
as diferentes substâncias puras e diferenciar as substancias puras das misturas.
São denominadas propriedades específicas da matéria.
Generalizando, temos:
Material (sistema)
Temperatura durante a
Temperatura durante a
Fusão
ebulição
Substância pura
Constante
Constante
Mistura comum
Varia
Varia
Mistura eutética
Constante
Varia
Mistura azeotrópica Varia
Constante
14
SISTEMA HOMOGÊNEO E SISTEMA HETEROGÊNEO
Consideremos os seguintes sistemas:
Um sistema que apresenta um aspecto visual uniforme em todos os seus pontos é
denominado homogêneo, quando não apresenta é denominado de Heterogêneo.
Então temos:
 Sistema 1, homogêneo (um único componente);
 Sistemas 2 e 3, heterogêneos (dois ou mais componentes).
Fase: é cada porção visualmente uniforme de um sistema.
O sistema 1, é visualmente uniforme em toda sua extensão, ou seja, possui
apenas uma fase. São sistemas heterogêneos os que apresentarem duas ou mais
fases, sistemas 2 e 3, como se observa, apresentam superfície de separação.
Ampliando os estudos, temos que:
 O número de componentes de um sistema não é obrigatoriamente igual ao
número de fases. Exemplos: água + gelo (1 componente e 2 fases); água +
sal (2 componentes e 1 fase);
 Uma fase não é necessariamente contínua, pois pode estar separada.
Exemplos: água como uma pedra de gelo ou água com 2 pedras de gelo;
 Toda mistura gasosa é homogênea (vários componentes e uma única fase),
observe nossa atmosfera você consegue identificar os gases presentes?;
 Sempre que dois ou mais sólidos forem misturados, os sistemas serão
constituídos de tantas fases quantos forem os sólidos (cada sólido
corresponderá a uma fase). Exemplos: sal + areia (2 componentes e 2 fases);
sal + açúcar + areia (3 componentes e 3 fases).
MÉTODOS DE SEPARAÇÃO
Análise imediata
As amostras de matéria que retiraremos da natureza geralmente são misturas
e é importante conhecer os componentes que as formam. Desse modo, quando um
químico retira uma amostra e constata que se trata de uma mistura, seu primeiro
trabalho é separar esses componentes, aplicando o que chama de análise imediata,
15
ou seja, um conjunto de processos que se baseiam nas propriedades físicas da
matéria e visam separar os componentes de uma mistura, sem alterá-los.
A separação das substâncias ocorre graças às diferenças em suas
propriedades físicas. Vejamos algumas.
Tamanho da partícula
Para separar substâncias em função do tamanho de suas partículas utiliza-se
a técnica de filtração. O filtro retém as partículas maiores e deixa passar as menores
(o filtrado).
Vejamos dois exemplos:
Café sendo coado mistura heterogênea (sólido + liquido).
Aspirador retirando impurezas mistura heterogêneo (sólido + gás).
No laboratório, para acelerar a filtração, acostuma-se usar um dispositivo
chamado trompa de vácuo, cujo objetivo é tornar o ar baixo do filtro mais rarefeito e,
com isso, forçar a passagem mais rápida do líquido.
Ponto de ebulição
A separação das substâncias que ocorre pela diferença nos pontos de
ebulição se dá através do usado da destilação.
No caso de uma mistura homogênea composta por sólido e líquido, usamos a
destilação simples: aquecendo a mistura num balão apropriado, ao qual se adapta
um condensador, o liquido entra em ebulição, passando para o estado gasoso.
Assim, os vapores de líquido, ao entrarem no condensador, sofrem condensação e
são recolhidos num béquer. Com isso, temos o sólido no balão e o líquido no
béquer.
16
Para uma mistura homogênea composta por líquido e líquido, utiliza-se a
destilação fracionada: aquece-se a mistura (na qual estão cacos de cerâmica ou
bolinha de vidro, constituindo um obstáculo à passagem dos vapores; os vapores do
líquido com menor PE conseguem vencer esses obstáculos e passar para o
condensador) colocada num balão com a mesma aparelhagem da destilação
simples, mas adapta-se uma coluna de fracionamento ao balão.
Densidade
Para separa substancias por diferença de densidade, utiliza-se a decantação:
após certo tempo, a substância mais densa se deposita no fundo do recipiente.
Observe as figuras a seguir em que temos uma mistura heterogênea de água
e barro: acima, água barrenta; abaixo, água mais o barro depositado no fundo do
recipiente. Após a deposição, inclina-se o recipiente para se escoar o líquido.
No caso de uma mistura heterogênea composta por liquido mais liquido, usase um funil de decantação (ou funil de bromo). Após a decantação, abre-se
cuidadosamente a torneira, deixando passar o liquido mais denso.
17
Solubilidade
Para separar substâncias por diferença de solubilidade, utiliza-se a técnica
chamada dissolução fracionada, sendo usada no caso de misturas de sólidos em
que só um deles se dissolve em determinado líquido.
Considere uma mistura de areia e sal (cloreto de sódio). Para separar a areia
e sal, usamos a dissolução fracionada, tendo como líquido a água. Adicionada água
à mistura, o sal se dissolve. Usando a filtração, retemos a areia no filtro e,
aquecendo o filtrado (sal dissolvido na água), recuperamos o sal pela evaporação da
água.
Além desses métodos citados temos:

Catação: usando para separar os componentes sólidos mais sólido de uma
mistura heterogênea. É bastante rudimentar, sendo empregado somente
quando as partículas são bem distintas e podem ser separadas com as mãos
ou com pinças. É o que ocorre quando uma pessoa escolhe feijão;

Separação magnética: usando para separar metais que podem ser atraídos
por um ímã ou eletroímã (metais ferrosos, níquel e cobalto) de metais nãoferrosos ou de componentes que não são atraídos pelo ímã ou eletroímã
(portanto, misturas heterogêneas de sólido mais sólido);
18

Ventilação: também usado para separar os componentes sólidos de uma
mistura heterogênea, por diferença de densidade; uma corrente de ar arrasta
o componente menos denso. É o que ocorre, por exemplo, no beneficiamento
de cereais, para separar, as cascas;

Levigação: também empregado quando os componentes sólidos de uma
mistura heterogênea têm densidades diferentes, só que usando uma corrente
de água, que arrasta o componente menos denso. Usado, por exemplo, nos
garimpos para lavar o cascalho;

Sublimação: usado quando um dos componentes sólidos de uma mistura
heterogênea sublima. É o caso da mistura heterogênea sublima. É o caso da
mistura de areia e iodo: aquecendo-a, o iodo sublima e a areia fica depositada
no fundo. Veja:
19
Exercício
11) (Mackenzie) No gráfico adiante, de mudança de fase de agregação de uma
substância, provocada pelo aumento de temperatura, o nome correto das
transformações ocorridas nos intervalos X e Y são:
a) solidificação e condensação.
b) fusão e ebulição.
c) liquefação e vaporização.
d) sublimação e sublimação.
e) fusão e liquefação.
12) (Fuvest) Ácido acético e bromo, sob pressão de 1atm, estão em recipientes
imersos em banhos, como mostrado na figura adiante. Nessas condições, qual é o
estado físico preponderante de cada uma dessas substâncias?
Dados: o ácido acético apresenta temperatura de fusão igual a 17°C e temperatura
de ebulição a 1 atm igual a 118°C. O bromo apresenta temperatura de fusão igual a
- 7°C e temperatura de ebulição a 1 atm igual a 59°C.
a) ácido acético sólido e bromo líquido.
b) ácido acético líquido e bromo gasoso.
c) ácido acético gasoso e bromo sólido.
d) ácido acético sólido e bromo gasoso.
e) ácido acético gasoso e bromo líquido.
13) (UFsm) Observe o gráfico:
Assinale a verdadeira (V) ou falsa (F) em cada afirmativa a seguir.
(
(
(
(
) O gráfico representa a curva de aquecimento de uma mistura eutética.
) A temperatura de fusão do sistema é variável.
) O sistema tem mais de uma fase no instante t3.
) A temperatura de ebulição do sistema é constante.
20
A seqüência correta é
a) F - V - V - V.
b) F - V - F - F.
c) V - F - F - V.
d) V - F - V - V.
e) V- F - V - F.
14) (Mackenzie) Constitui um sistema heterogêneo a mistura formada de:
a) cubos de gelo e solução aquosa de açúcar (glicose).
b) gases N‚ e CO‚.
c) água e acetona.
d) água e xarope de groselha.
e) querosene e óleo diesel.
15) O tratamento da água que a CASAL distribui, consiste basicamente na adição de
sulfato de alumínio, ácido sulfúrico, cloro, flúor e outros produtos químicos. A água,
após o tratamento, classifica-se como:
a) mistura homogênea
b) mistura heterogênea
c) mistura azeotrópica
d) substância simples
16) (Ufpe) Qual dos seguintes processos pode ser usado para extrair sal de cozinha
da água do mar?
a) Filtração
b) Decantação
c) Destilação
d) Diluição
e) Eletroforese
17) (Ufpe) Associe as atividades diárias contidas na primeira coluna com as
operações básicas de laboratório e fenômenos contidos na segunda coluna.
(1) preparar um refresco de cajá a partir do suco concentrado
(2) adoçar o leite
(3) preparar chá de canela
(4) usar naftalina na gaveta
(5) coar a nata do leite
(
(
(
(
(
) sublimação
) diluição
) filtração
) extração
) dissolução
Os números da segunda coluna, lidos de cima para baixo, são:
a) 3, 2, 5, 4, 1
b) 1, 3, 4, 5, 2
c) 4, 3, 2, 1, 5
d) 3, 2, 4, 5, 1
e) 4, 1, 5, 3, 2
21
18) Na preparação do café a água quente entra em contato com o pó e é separada
no coador. As operações envolvidas nessa separação são, respectivamente:
a) destilação e decantação.
b) filtração e destilação.
c) destilação e coação.
d) extração e filtração.
e) extração e decantação.
19) Um químico recebe uma amostra de uma mistura homogênea de água e açúcar
e é incumbido de separar os componentes dessa mistura. Como você acha ele irá
proceder?
20) Temos uma mistura homogênea de água (líquido) e acetona (líquido). Qual é o
processo de fracionamento mais indicado para separar os componentes dessa
mistura? (Os pontos de ebulição da água e da acetona não são próximos).
21) Você e seus amigos foram a um piquenique. Depois do lanche, resolveram
tomar café. Havia quase tudo o que era necessário: pó de café, açúcar, panela e
fogareiro, mas esqueceram o coador e não havia nada para substituí-lo. Como se
poderia contornar a situação?
22) Indique qual a técnica mais utilizada para separar as misturas abaixo. Justifique.
a) água e açúcar
b) limalha de ferro e serragem
c) éter (PE = 34 °C) e pentano (PE = 36 °C)
d) água e clorofórmio (líquidos imiscíveis)
e) sal e carvão em pó
f) sal e naftalina em pó
FENÔMENO E REAÇÃO QUÍMICA
Fenômeno
Para a ciência, fenômeno é qualquer acontecimento da natureza. Quando
ocorre um fenômeno, uma transformação, pode haver ou não alteração no sistema
que se está estudando, ou seja, a matéria dos estados inicial e final pode ser a
mesma ou não. Consideramos como sistema um conjunto de materiais isolados para
fins de estado (tomado para estudo).
Os fenômenos são classificados em:
Físicos: quaisquer transformações sofridas por um material sem que haja alteração
de sua constituição íntima (suas propriedades).
22
Eletricidade
Movimento de um cilcista
Madeira sendo cortada
Químicos: quaisquer transformações sofridas por um material de modo que haja
alteração de sua constituição íntima (suas propriedades).
Escurecimento de uma maçã após cortada
Madeira queimando
Reações que ocorrem no corpo humano
23
Reação química
Todo fenômeno químico, ou transformação química, constitui uma reação
química, cuja representação gráfica recebe o nome de equação química.
Representação de uma reação química:
A+B
C+D
Regagentes
Produtos
GásHidrogênio
H2 (G)
+
GásOxigênio
Água
+
1/2 O2 (G)
H2O(L)
Sinais que evidenciam a ocorrência de uma reação química
Pode-se reconhecer, por meio de alguns experimentos bastante simples,
sinais que evidenciam a ocorrência de uma reação química.
Experimento 1
Coloque um comprimido de sonrisal em um copo com água. Imediatamente
nota-se o aparecimento de bolhas gasosas (efervescência) na superfície do
comprimido. A efervescência ocorre até o comprimido ser totalmente dissolvido.
Ao se misturarem reagentes, o aparecimento de bolhas gasosas
normalmente evidencia que está ocorrendo uma reação química.
Experimento 2
A uma solução aquosa de hipoclorito de sódio, NaClO, (água sanitária),
coloque um tecido de algodão. Após alguns instantes, o tecido irá perdendo a
coloração original, processo conhecido pelas donas de casa por desbotamento.
Ao se misturarem reagentes, a mudança de cor normalmente evidencia que
está ocorrendo uma reação química.
Experimento 3
Num frasco adequado, misture uma solução de ácido muriático (usado para
limpeza de pisos), incolor, com uma solução de soda cáustica (usada para
desentupimento de pias, ralos etc.), também incolor, a solução resultante continuará
incolor, e, se você tocar no frasco, sentira que ele está quente.
Ao se misturarem reagentes, a mudança de temperatura normalmente
evidencia que está ocorrendo uma reação química.
Experimento 4
Misture sulfato de alumínio de cal (essas duas substâncias são utilizadas para
a purificação da água nas estações de tratamento, ou então nas piscinas). O sulfato
24
de alumínio misturado com a cal resulta numa substância gelatinosa em forma de
flocos (vistos a olho nu).
Ao se misturarem reagentes em solução, o aparecimento de substâncias
gelatinosas ou de sólidos normalmente evidencia que está ocorrendo uma reação
química.
LEIS PONDERAIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Leis ponderais são aquelas que relacionam as massas das substanciais que
participam de uma reação química.
Elas foram estabelecidas no final do século XVIII e início do XIX e fizeram a
química ingressar em uma nova era do conhecimento, pois as teorias eram
fundamentadas em experiências.
Assim, temos a lei da conservação da massa (ou Lei de Lavoisier, de 1774) e
a lei das promoções constantes (ou Lei de Proust, de 1799).
Lei da Conservação da Massa – Lei de Lavoisier
Lavoisier chegou a essa lei determinando a massa total de um sistema
fechado (isolado do meio) antes e depois de ocorrer uma reação química. Observe
os esquemas:
Por eles, podemos verificar que a massa do sistema antes da reação é a
mesma depois da reação.
Assim, depois de realizar inúmeras experiências, Lavoisier enunciou a Lei da
conservação da massa: “Numa reação química, em sistema fechado, a massa total
é constante”.
Ou, ainda, de forma poética, como ela é bastante conhecida: “Na natureza,
nada se perde, nada se cria, tudo se transforma”.
Leis das Proporções Constantes – Lei de Proust
No quadro a seguir estão relacionadas as massas de mercúrio e de oxigênio
utilizadas em três experimentos para formar óxido de mercúrio.
25
Experimento
I
II
III
Mercúrio + Oxigênio → Óxido de mercúrio
200 g
16 g
216g
75 g
6g
81g
125 g
10 g
135g
Determinando a relação entre a massa de mercúrio e a de oxigênio, temos:
I.
200
16
=
25
2
II.
75
6
=
25
2
=
25
2
III. 125
10
Ou seja, no óxido de mercúrio, a razão entre as massas de mercúrio e
oxigênio é sempre 25/2.
Em 1799, o químico francês Joseph Louis Proust (1754-1826) fez
observações dessa natureza, levando-o a enunciar a lei das proporções
constantes: “Uma substância, independentemente do método de obtenção
apresenta os seus constituintes combinados em uma proporção, em massa,
constante e definida”.
Mais tarde, os químicos perceberam que a lei de Proust podia ser
generalizada para qualquer reação química. Assim, “numa reação química, as
massas das substâncias que reagem e das substâncias que se formam estabelecem
sempre uma proporção.
Então:
A
+
B
C
mA
mB
mC
mD
m'A
m'B
m'C
m'D
mA
m'A
=
mB
m'B
=
mC
m'C
+
=
D
mD
m'D
No exemplo a seguir veja a aplicação das Leis Ponderais.
1º) Considere que 20 g de hidrogênio reagem completamente (ou seja, não sobra
hidrogênio como reagente) com 160 g de oxigênio, produzindo água. Determine:
a) a massa de oxigênio necessária para se obterem 18 g de água;
b) o reagente em excesso e a sua massa se colocarmos 10 g de hidrogênio em
contato com 32 g de oxigênio.
Resposta
Pela lei de Lavoisier, podemos escrever:
26
hidrogênio
+
20 g
oxigênio
água
160 g
180 g
Aplicando a Lei de Proust, temos:
a) oxigênio
b)
água
160 g
x
=
180 g
18 g
x = 16 g
20 g
10 g
=
160 g
x
x = 80 g
Isso significa que 10 g de hidrogênio necessitam de 80 g de oxigênio. Como só
existem 32 g de oxigênio, há excesso de hidrogênio.
Aplicando novamente a lei de Proust, vem :
20 g
y
=
160 g
32 g
y = 4g
Logo:
massa de hidrogênio presente = 10 g
- massa de hidrogênio de que reagiu = 4 g .
massa de hidrogênio em excesso = 6 g
2º) Considere que 6 g de carbono reagem totalmente com 2 g de hidrogênio,
produzindo metano. Determinar a composição centesimal do metano.
A composição centesimal indica as quantidades, em massa, dos elementos
presentes em cem unidades de massa do referido composto.
Exercício de aprendizagem
23) Indique na relação abaixo os fenômenos físicos e químicos.
a) queima da gasolina nos motores dos carros
b) digestão dos alimentos ingeridos
c) ascender uma lâmpada
d) formação de ferrugem
e) quebra de um objeto
f) enfiar um prego na madeira
g) derretimento de um iceberg
h) crescimento de uma planta
24) Aquecer uma barra de ferro até o ponto de fusão, recolher o líquido em uma
fôrma esférica, transformando a barra em uma bola de ferro, é exemplo de
fenômeno:
a) químico, pois altera a forma da barra de ferro.
27
b) físico, pois a substância continua sendo ferro.
c) físico-químico, pois há a alteração na forma da substância.
d) não é exemplo de fenômeno.
25) Aquecendo uma fita de magnésio até a combustão, notamos o desprendimento
de fumaça, restando um pó branco. Isso é exemplo de fenômeno:
a) físico, pois alterou a estrutura do magnésio.
b) químico, pois houve a formação de novas substâncias.
c) físico, pois podemos juntar o pó branco e a fumaça, recuperando o magnésio.
d) não é exemplo de fenômeno.
26) Alotropia é um fenômeno em que diferentes substância são formadas por um
único elemento químico. Por exemplo, o ozônio (O3) é uma forma alotrópica do
oxigênio (O2). Com base nesse enunciado e de recentes descobertas que
comprovaram que os fulerenos são formas alotrópicas do elemento químico
carbono. Assinale a afirmativa que indica as outras formas alotrópicas do carbono.
a) isótopos de carbono-13.
b) calcáreo e mármore.
c) silício e germânico.
d) monóxido e dióxido de carbono.
e) diamante e grafite.
27) Qual a massa de metano que na combustão se combina totalmente com 12,8 g
de oxigênio, produzindo 8,8 g de gás carbônico e 7,2 g de água?
28) Num recipiente fechado estão 3,2 g de gás hidrogênio e 25,6 g de gás oxigênio.
Passando uma faísca elétrica pelo sistema, ocorre uma pequena explosão e tudo se
transforma em água. Qual a massa de água formada?
29) Num recipiente foram misturados 5 g de hidrogênio com 42 g de oxigênio. Após
a reação pudemos observar, ao lado do oxigênio, a formação de 45 g de água. Qual
a massa do oxigênio em excesso?
30) Determine a massa de água que se forma no processo:
metano + oxigênio →
(x + 3) g
(6x + 2) g
gás carbônico
(6x - 8) g
+
água
(3x + 3) g
BIBLIOGRAFIA
PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L., Química - volume único, 1ª ed., Ed. Moderna,
1999.
SARDELLA, A., Curso Completo de Química - volume único, 2ª ed., Ed. Ática, 1999.
USBERCO, J.; SALVADOR, E., Química – volume único, 5ª ed., Ed. Saraiva, 2002.
RUSSELL, J. B., Química Geral, 2ª ed., Vol. 1, Ed. Makron Books, 1994.
SANTOS, P. L.W.; MÓL, G. S., et al. Química e Sociedade - volume único., Ed. Nova
Geração, 2005.
28